Kõrgema oksiidi omaduste olemus. Kuidas määrata oksiidi olemust

Oksiidid (oksiidid) on keemilised ühendid, mis koosnevad kahest elemendist, millest üks on .

Mittesoola moodustavaid omadusi nimetatakse seetõttu, et keemiliste reaktsioonide käigus teiste ainetega nad sooli ei moodusta. Nende hulka kuuluvad H 2 O, süsinikmonooksiid CO, lämmastikoksiid NO. Soola moodustavatest oksiididest eristatakse aluselisi, happelisi ja amfoteerseid oksiide (tabel 2).
Peamine nimetatakse, mis vastavad aluste klassi kuuluvatele. Aluselised reageerivad hapetega, moodustades soola ja vett.
Aluselised oksiidid on metallioksiidid. Neid iseloomustab ioonne tüüp keemiline side. Aluselisi oksiide moodustavate metallide puhul ei ole väärtus suurem kui 3. Aluseliste oksiidide tüüpilised näited on kaltsiumoksiid CaO, baariumoksiid BaO, vaskoksiid CuO, raudoksiid Fe 2 O 8 jne.

Peamiste oksiidide nimetused on suhteliselt lihtsad. Kui aluselisesse oksiidi kuuluva metalli konstant on , nimetatakse selle oksiidiks oksiid nt naatriumoksiid Na 2 O, kaaliumoksiid K 2 O, magneesiumoksiid MgO jne. Kui metallil on muutuja, nimetatakse oksiidi, mille valentsus on kõrgeim, ja oksiidi, milles see esineb. madalaimat valentsi nimetatakse dilämmastikoksiidiks, näiteks Fe 2 O 3 - raudoksiid, FeO - raudoksiid, CuO - vaskoksiid, Cu 2 O - vaskoksiid.

Kirjutage oksiidide määratlus oma märkmikusse.

Oksiide nimetatakse happelisteks, need vastavad hapetele ja reageerivad alustega, moodustades soola ja vett.

Happelised oksiidid- Need on peamiselt mittemetallide oksiidid. Nende molekulid on ehitatud vastavalt kovalentne tüüp side. Mittemetallide valents oksiidides on tavaliselt 3 või suurem. Happeliste oksiidide tüüpilised näited on vääveldioksiid SO 2, süsinikdioksiid CO 2, väävelanhüdriid SO 3.
Happelise oksiidi nimetus põhineb sageli selle molekulis olevate hapnikuaatomite arvul, näiteks CO 2 - süsinikdioksiid, SO 3 - vääveltrioksiid jne. Vähem sagedamini kasutatakse nimetust "anhüdriid" (ilma veeta). seoses happeliste oksiididega, näiteks CO 2 - karbonanhüdriid, SO 3 - väävelanhüdriid, P 2 O 5 - fosforanhüdriid jne. Nendele nimetustele leiate selgituse oksiidide omadusi uurides.

Kõrval kaasaegne süsteem nimetustes nimetatakse kõiki oksiide ühesõnaga "oksiid" ja kui elemendil võib olla erinevaid tähendusi valentsus, tähistatakse neid rooma numbriga kõrvuti sulgudes. Näiteks Fe2O3 on raud(III)oksiid, SO3 on (VI).
Perioodilise tabeli abil on mugav määrata elemendi kõrgema oksiidi olemust. Näiteks võib kindlalt väita, et I ja II rühma peamiste alarühmade elementide kõrgemad oksiidid on tüüpilised aluselised oksiidid, kuna need elemendid on tüüpilised. Põhialarühmade V, VI elementide kõrgemad oksiidid, VII rühmad- tüüpilised happeoksiidid, kuna neid moodustavad elemendid on mittemetallid:
Sageli juhtub, et rühmas IV-VII asuvad kõrgemad happelised oksiidid, näiteks kõrgemad oksiidid Mn 2 O 7 ja CrO 3, mis on happelised ja mida nimetatakse vastavalt mangaaniks ja kroomanhüdriidiks.

■ 46. Märkige allpool loetletud ainete hulgast need, mis on oksiidid: CaO; FeCO3; NaNO3; Si02; CO 2; Ba(OH)2; R205; H2CO3; PbO; HNO3; FeO; SO 3; MgCO3; MnO; CuO; Na20; V2O6; Ti02. Millisesse oksiidide rühma nad kuuluvad? Nimetage antud oksiidid tänapäevase süsteemi järgi. ()

Oksiidide keemilised omadused

Hoolimata asjaolust, et paljude oksiidide molekulid on ehitatud ioonse tüübi järgi, ei ole need elektrolüüdid, kuna nad ei lahustu vees selles tähenduses, nagu me lahustumist mõistame. Mõned neist saavad suhelda ainult veega, moodustades lahustuvaid tooteid. Kuid siis ei dissotsieeru oksiidid, vaid nende koostoime produktid veega. Seega elektrolüütiline dissotsiatsioon oksiidid ei mõjuta. Kuid sulamisel võivad nad läbida termilise dissotsiatsiooni - sulamis laguneda ioonideks.
Kõige mugavam on kõigepealt kaaluda aluseliste ja happeliste oksiidide omadusi.
Kõik aluselised oksiidid on tahked, lõhnatud ja võivad sisaldada erinevad värvid: magneesiumoksiid - valge, raudoksiid - roostepruun, vaskoksiid - must.

Kõrval füüsikalised omadused happeliste oksiidide hulgas on tahkeid (ränidioksiid SiO 2, fosforanhüdriid P 2 O 5, väävelanhüdriid SO 3), gaasilisi (vääveldioksiid SO 2, süsinikdioksiid CO 2). Mõnikord on anhüdriididel värv ja lõhn.
Aluseliste ja happeliste oksiidide keemilised omadused on üksteisest väga erinevad. Neid arvestades tõmbame alati paralleeli aluseliste ja happeliste oksiidide vahel.

Põhilised oksiidid	Happelised oksiidid
1. Aluselised ja happelised oksiidid võivad reageerida veega
CaO + H2O = Ca(OH)2 CaO + H2O = Ca 2+ + 2OH - Sel juhul moodustavad aluselised oksiidid leelised (alused). See omadus selgitab definitsiooni sõnastust, et alused vastavad aluselistele oksiididele. Mitte kõik aluselised oksiidid ei reageeri ühendi reageerimisel veega otse, vaid kõige rohkem aktiivsed metallid(naatrium, kaalium, kaltsium, baarium jne).	SO3 + H2O = H2SO4 SO 3 + H2O = 2H + + SO 2 4 - Happelised oksiidid reageerivad veega, moodustades happeid. See omadus selgitab nimetust "anhüdriid" (hape, mis ei sisalda vett). Lisaks selgitab see omadus definitsiooni sõnastust, et happed vastavad happelistele oksiididele. Kuid mitte kõik happelised oksiidid ei saa veega otse reageerida. Ränidioksiid SiO 2 ja mõned teised ei reageeri veega.
2. Aluselised oksiidid interakteeruvad hapetega, soola ja vee moodustamine: CuO + H2SO 4 = CuSO 4 + H 2 O CuO + 2H + SO 2 4 - = Cu 2+ + SO 2 4 - + H 2 O Lühendatult CuO +2H + = Cu 2+ + H2O
3. Aluselised ja happelised oksiidid võivad: CaO + SiO 2 = CaSiO 3 sulamise ajal
Oksiidide saamine
	1. Mittemetallide oksüdeerimine hapnikuga S + O2 = SO 2
2. Aluste lagunemine: Cu(OH)2 = CuO + H2O	2. Hapete lagunemine: H 2 CO 3 = H 2 O + CO 2
3. Mõnede soolade lagunemine (sel juhul tekib üks aluseline oksiid ja teine on happeline): CaCO 3 = CaO + CO 2

Amfoteersed oksiidid on need oksiidid, millel on kaks omadust ja mis käituvad teatud tingimustes aluselistena ja teistes happelistena. Amfoteersed oksiidid hõlmavad oksiide Al 2 O 3, ZnO ja paljusid teisi.

Vaatleme amfoteersete oksiidide omadusi oksiidi näitel tsink ZnO. Amfoteersed oksiidid vastavad tavaliselt nõrkadele, mis praktiliselt ei dissotsieeru, mistõttu amfoteersed oksiidid ei suhtle veega. Kuid oma kahesuguse olemuse tõttu võivad nad reageerida nii hapete kui ka leelistega:
ZnO + H 2 SO 4 = ZnSO 4 + H 2 O

ZnO + 2H + + SO 2 4 - = Zn 2+ + SO 2 4 - + H2O
ZnO + 2H+ = Zn2+ + H2O
Selles reaktsioonis käitub tsinkoksiid aluselisena
oksiid.
Kui tsinkoksiid satub aluseline keskkond, siis ta käitub nagu happe oksiid, mis vastab happele H 2 ZnO 2 (valemit on lihtne leida, kui lisada mõtteliselt tsinkoksiidi valemile vesi H 2 O). Seetõttu on tsinkoksiidi ja leelise reaktsiooni võrrand kirjutatud järgmiselt:
ZnO + 2NaOH = Na 2 ZnO 2 + H 2 O
naatriumtsinkaat (lahustuv sool)
ZnO + 2Na + + 2OH - = 2Na + + ZnO 2 2 - + H 2 O
Lühendatult:
ZnO + 2OH - = ZnO 2 2 - + H 2 O

■ 47. Kui palju süsihappegaasi tekib 6 g kivisöe põletamisel? Kui olete unustanud keemilise võrrandi ülesandeid lahendada, vaadake 1. lisa ja seejärel lahendage see ülesanne. ()
48. Mitu grammi vaskoksiidi molekuli on vaja reageerimiseks 49 g väävelhappega? (Saate teada, mis on grammimolekul ja kuidas seda mõistet arvutustes kasutada, lugedes lisa 1 lk 374).
49. Kui palju väävelhapet saab 4 grammi väävelanhüdriidi molekulide reageerimisel veega?
50. Kui suur hulk hapnikku kulub 8 g väävli põletamiseks? (Probleem on lahendatud kasutades mõistet "gaasi grammi molekuli maht.").
51. Kuidas teha teisendusi?

Kirjutage reaktsioonivõrrandid molekulaarsel ja koguioonsel kujul.

52. Milliseid oksiide saadakse järgmiste hüdroksiidide lagunemisel: CuONH. Fe(OH)3, H2SiO3, Al(OH)3, H2SO3? Selgitage reaktsioonivõrranditega.
53. Kellega neist loetletud ained baariumoksiid reageerib: a) , b) , c) kaaliumoksiid; d) vaskoksiid, e) kaltsiumhüdroksiid; f) fosforhape; g) vääveldioksiid? Kirjutage kõigi loetletud ainete valemid. Võimaluse korral kirjutage reaktsioonivõrrandid molekulaarsel, täisioonsel ja redutseeritud ioonsel kujul.
54. Soovitage meetod vaskoksiidi CuO tootmiseks vasksulfaadi, vee ja naatriummetalli baasil. ()

Kõrgemate oksiidide omaduste olemuse määramine perioodilisustabeli abil

D. I. Mendelejevi elemendid
Teades, et kõige tüüpilisemad metallid asuvad perioodi alguses, võime ennustada, et I ja II rühma põhialarühmade elementide kõrgemad oksiidid peaksid omama põhiomadusi. Mõnda erandit esindab , mille oksiid on oma olemuselt amfoteerne. Perioodi lõpus on mittemetallid, mille kõrgematel oksiididel peavad olema happelised omadused. Sõltuvalt elementide asukohast perioodilisustabelis võivad vastavad elemendid olla ka aluselised, happelised või amfoteersed. Selle põhjal saame teha põhjendatud oletusi teatud elementide oksiidide ja hüdroksiidide koostise ja omaduste kohta.

■ 55. Kirjutage strontsiumi ja indiumi kõrgemate oksiidide valemid. Kas nad võivad reageerida väävelhappega, koos seebikivi? Kirjutage reaktsioonivõrrandid. ()
56. Kirjutage rubiidiumi, baariumi, lantaanhüdroksiidide valemid.
57. Kuidas tekivad reaktsioonid rubiidiumhüdroksiidi ja lämmastikhape, baariumhüdroksiidi ja vesinikkloriidhape? Kirjutage reaktsioonivõrrandid.
58. Teades, et kõrgeima seleenoksiidi valem on SeO 3, kirjutage üles võrrandid seleenianhüdriidi reaktsioonide kohta kaltsiumhüdroksiidi ja naatriumoksiidiga.
59. Kirjutage võrrandid seleenhappe reaktsioonide kohta rubiidiumhüdroksiidi, kaaliumoksiidi, baariumhüdroksiidi, kaltsiumoksiidiga.
60. Leia elementide perioodilisustabeli abil telluurhappe (nr 52), perkloorhappe (nr 17), germaanhappe (nr 32), kroomhappe (nr 24) valemid.
61. Kirjutage rubiidiumhüdroksiidi ja antimonhappe vahelise reaktsiooni võrrand (nr 37, nr 51). ()

Lisaks oksiididele ja hüdroksiididele võivad paljud elemendid moodustada vesinikuga ühendeid üldnimetus hüdriidid. Hüdriidide spetsiifilised omadused sõltuvad vesiniku suhtelisest elektronegatiivsusest ja elemendist, millega see ühineb.
Vesinikühendid tüüpiliste metallidega, nagu (NaH), (KH), (CaH 2) jne tekivad vastavalt ioonsideme tüübile ja see on negatiivne ioon, ja metall on positiivne. Metallhüdriidid on tahked, sarnanevad sooladele ja neil on ioonne kristallvõre.
Mittemetallidega vesinikuühenditel on enam-vähem polaarsed molekulid, näiteks HCl, H 2 O, NH 3 jne, ning need on gaasilised ained.
Hariduse ajal kovalentsed sidemed vesinikuga elemente, on elektronpaaride arv võrdne nende elementide välise elektronkihi (oktetti) lõpuleviimiseks puudu olevate elektronide arvuga. See arv ei ületa 4, seetõttu saavad lenduvaid vesinikuühendeid moodustada ainult IV-VII rühmade peamiste alarühmade elemendid, millel on vesinikuga võrreldes väljendunud elektronegatiivsus. Lenduvas vesinikuühendis oleva elemendi valentsi saab arvutada, lahutades arvust 8 selle rühma arvu, milles element asub.
Sekundaarsete alarühmade IV-VII rühmade elemendid ei moodusta lenduvaid hüdriide, kuna need kuuluvad d-perekond, mille väliskihil on 1-2 elektroni, mis näitab nõrka elektronegatiivsust.

■ 62. Määrata elementide räni, fosfori, hapniku, väävli, broomi, arseeni, kloori valents lenduvates vesinikuühendites. ()
63. Kirjutage arseeni (nr 33), broomi (nr 35), süsiniku (nr 6), seleeni (nr 34) lenduvate vesinikuühendite valemid.
64. Kas järgmised elemendid moodustavad vesinikuga lenduvaid ühendeid: a) (nr 41); b) (nr 83); c) jood (nr 53); d) (nr 56); e) (nr 81); f) (nr 32); g) (nr 8); (nr 43); i) (nr 21); j) (nr. N); l) (nr 51)? ()

Kui jah, siis kirjuta vastavad valemid.
Sama põhimõtte aluseks on binaarsete ühendite, st kahest elemendist koosnevate ühendite valemite koostamine, kasutades elementide perioodilist süsteemi. Sel juhul on kõige väiksemate metalliliste omadustega elemendil, st elektronegatiivsemal, sama valents kui lenduvate vesinikuühendite puhul ja väiksema elektronegatiivsusega elemendil on sama valents kui kõrgemal oksiidil. Kahendühendi valemi kirjutamisel asetatakse esikohale vähem elektronegatiivse elemendi tähis ja teisele kohale negatiivsema elemendi sümbol. Niisiis, kirjutades näiteks liitiumsulfiidi valemit, teeme kindlaks, et kuna metallil on väiksem elektronegatiivsus, on selle valents sama, mis oksiidil, st 1, võrdne rühma numbriga. näitab suuremat elektronegatiivsust ja seetõttu on selle valents 8-6 = 2 (rühma number lahutatakse 8-st). Siit tuleneb valem Li 2 S.

■ 65. Lähtudes elementide asukohast perioodilisustabelis, kirjutage järgmiste ühendite valemid:
a) tinakloriid (nr 50, nr 17);
b) indiumbromiid (nr 49, nr 35);
c) kaadmiumjood (nr 48, jood nr 53);
d) lämmastik või liitiumnitriid (nr. 3, nr 7);
e) strontsiumfluoriid (nr 38, nr 9);
f) sulfiid ehk kaadmiumsulfiid (nr 48, nr 16).
g) alumiiniumbromiid (nr 13, nr 35). ()

Elementide perioodilise tabeli abil saate kirjutada soolade valemeid hapnikhapped ja koostada keemilised võrrandid. Näiteks baariumkromaadi valemi kirjutamiseks peate leidma kõrgema kroomoksiidi CrO 3 valem, seejärel leidma kroomhappe H 2 CrO 4 ja seejärel leidma baariumi valentsi (see võrdub 2-ga - vastavalt rühma number) ja koostage valem BaCrO 4.

■ 66. Kirjutage kaltsiumpermanganaadi ja rubiidiumarseenhappe valemid.
67. Kirjutage järgmised reaktsioonivõrrandid:
a) tseesiumhüdroksiid + perkloorhape;
b) talliumhüdroksiid + fosforhape;
c) strontsiumhüdroksiid + ;
d) rubiidiumoksiid + väävelanhüdriid;
e) baariumoksiid + süsinikanhüdriid;
e) strontsiumoksiid + väävelanhüdriid;
g) tseesiumoksiid + räni anhüdriid;
h) liitiumoksiid + fosforhape;
i) berülliumoksiid + arseenhape;
j) rubiidiumoksiid + kroomhape;
l) naatriumoksiid + perioodiline hape;
l) strontsiumhüdroksiid + alumiiniumsulfaat;
m) rubiidiumhüdroksiid + galliumkloriid;
o) strontsiumhüdroksiid + arseenanhüdriid;
n) baariumhüdroksiid + seleenanhüdriid. ()

Perioodilise seaduse tähendus ja D. I. Mendelejevi elementide perioodiline süsteem keemia arengus

Perioodiline tabel on elementide süsteem ja kõik elavad ja elutu loodus. Seetõttu pole see mitte ainult peamine keemiaseadus, vaid ka põhiline loodusseadus, millel on filosoofiline tähendus.
Perioodilise seaduse avastamine avaldas tohutut mõju keemia arengule ja pole oma tähtsust kaotanud tänapäevani. Perioodilise elementide süsteemi abil suutis D.I. Mendelejev esimest korda kontrollida ja korrigeerida paljude elementide, näiteks osmiumi, iriidiumi, plaatina, kulla jne aatommassi keemia ajaloos ennustas edukalt uute elementide avastamist.
Möödunud sajandi 60. aastatel mõned elemendid, nagu (nr 21), (nr 31), (nr 32) jne, ei olnud veel teada. Sellegipoolest lahkus D. I. Mendelejev nende juurde vabad kohad perioodilisustabelis, sest ta oli veendunud, et need elemendid avastatakse, ja ennustas nende omadusi erakordse täpsusega. Näiteks elemendi, mille olemasolu D.I. Mendelejev ennustas 1871. aastal ja mille ta nimetas eca-räniks, omadused langevad kokku 1885. aastal Winkleri poolt avastatud germaaniumi omadustega.
Praegu, teades aatomite ja molekulide ehitust, saame elementide omadusi täpsemalt iseloomustada lähtuvalt nende asukohast perioodilisustabelis järgmise plaani järgi.
1. Elemendi asukoht D.I. Mendelejevi tabelis. 2. Aatomi tuuma laeng ja koguarv elektronid.
3. Number energiatasemed ja elektronide jaotus neil.
4. Elektrooniline konfiguratsioon aatom. 5. Omaduste olemus (metalliline, mittemetalliline jne).
6. Suurem valents oksiidis. Oksiidi valem, selle omaduste olemus, reaktsioonivõrrandid, mis kinnitavad oksiidi eeldatavaid omadusi.

7. Hüdroksiid. Kõrgema hüdroksiidi omadused. Reaktsioonivõrrandid, mis kinnitavad hüdroksiidi omaduste eeldatavat olemust.
8. Lenduva hüdriidi moodustumise võimalus. Hüdriidi valem. Elemendi valentsus hüdriidis.
9. Kloriidi tekkimise võimalus. Kloriidi valem. Elemendi ja kloori vahelise keemilise sideme tüüp.
Mendelejev ennustas 11 elementi ja need kõik avastati: 1875 P. Lecoq de Boisbaudran, 1879 L. Nilsson ja P. Kleve -, 1898 Marie Sklodowska-Curie ja Pierre - (nr 84 ) ja ( nr 88), 1899. aastal A. Debiern - (nr 89, ennustatud ekalantaan). 1917 avastasid O. Hahn ja L. Meitner (Saksamaa) (nr 91), 1925 V. Noddack, I. Noddack ja O. Berg - (nr 75), 1937 C. Perrier ja E ) -tehneetsium (nr 43), 1939 M. Perey (Prantsusmaa) - (nr 87) ja 1940 D. Corson, K. McKenzie ja E. Segre (USA) - (nr 85).

Mõned neist elementidest avastati D. I. Mendelejevi eluajal. Samal ajal kontrollis D. I. Mendelejev perioodilise süsteemi abil juba paljude aatommassi tuntud elemendid ja tegi neis parandusi. Katseline kontrollimine Need muudatused kinnitasid D. I. Mendelejevi õigsust. Loogiliselt lõpetatud perioodilisustabel Ramsay avastus 1894. aastal inertgaasid, mis kuni selle aastani perioodilisustabelis ei olnud.
Perioodilisuse seaduse avastamine suunas teadlasi otsima perioodilisuse põhjuseid. See aitas kaasa olemuse paljastamisele seerianumbrid rühmad ja perioodid, st uuring sisemine struktuur aatom, mida peetakse jagamatuks. selgitas palju, kuid samal ajal esitas teadlastele mitmeid probleeme, mille lahendamine viis uuringuni sisemine struktuur aatom, selgitades erinevusi elementide käitumises keemilistes reaktsioonides. Perioodilise seaduse avastamine lõi eeldused elementide kunstlikuks tootmiseks.
Perioodilisustabel, mille sajandat sünnipäeva tähistasime 1969. aastal, on siiani uurimisobjekt.
D. I. Mendelejevi ideed tähistasid keemia arengu uue perioodi algust.

D. I. Mendelejevi elulugu

D.I. Mendelejev sündis 8. veebruaril 1834. aastal Tobolskis, kus tema isa oli gümnaasiumi direktor. Tobolski gümnaasiumis, kuhu ta 1841. aastal astus, ilmutas D. I. Mendelejev suurt huvi loodusteadused. 1849. aastal astus ta Peterburi loodus- ja matemaatikateaduskonda pedagoogiline instituut. Pärast vanemate ja õe surma jäi D. I. Mendelejev üksi. Sellest hoolimata jätkas ta oma haridusteed suure visadusega. Instituudis avaldas talle tohutut mõju keemiaprofessor A. A. Voskresensky. Lisaks keemiale huvitasid D. I. Mendelejevit mehaanika, mineraloogia ja botaanika.
1855. aastal lõpetas D. I. Mendelejev instituudi kuldmedaliga ja saadeti loodusteaduste õpetajaks Simferoopoli, kuna intensiivsed õpingud instituudis kahjustasid tema tervist ja arstid soovitasid tal lõunasse minna. Siis kolis ta Odessasse. Siin töötas ta esimese Odessa gümnaasiumi õpetajana lahenduste "hüdraadi" teooria ja magistritöö "Konkreetsete mahtude kohta". 1856. aastal sooritas D.I. Mendelejev suurepäraselt magistrieksamid ja kaitses väitekirja. Selle teose originaalsus ja mõttejulgus tekitasid ajakirjanduses imetlusväärset vastukaja ja suurt huvi teadusmaailma vastu.
Varsti sai 23-aastane D. I. Mendelejev dotsendiks ja sai õiguse

loe loenguid sisse Peterburi ülikool. Ülimalt halvasti varustatud ülikooli laboris jätkas ta uurimistööd, kuid töö sellistes tingimustes ei suutnud teadlast rahuldada ning selle edukamaks jätkamiseks oli ta sunnitud lahkuma Saksamaale. Olles ostnud vajalikud reaktiivid, klaasnõud ja instrumendid, lõi ta omal kulul labori ning asus uurima gaaside olemust ja nende muundamise küsimusi. vedel olek ja vedelike molekulidevaheline adhesioon. Esimesena rääkis D. I. Mendelejev kriitilised temperatuurid gaaside jaoks ja katseliselt määranud paljud neist, tõestades sellega, et millal teatud temperatuur Kõiki gaase saab muuta vedelikeks.
Saksamaal sai D. I. Mendelejev lähedaseks paljude tähelepanuväärsete vene teadlastega, kes olid samuti sunnitud töötama välismaal. Nende hulgas olid N. N. Beketov, A. P. Borodin, I. M. Sechenov jt. 1860. aastal võttis D. I. Mendelejev osa I rahvusvaheline kongress keemikud Karlsruhes.

1861. aastal naasis ta Peterburi ja asus kursust õpetama orgaaniline keemiaülikoolis. Siin lõi ta esimest korda orgaanilise keemia õpiku, kajastades viimased saavutused see teadus. Selles õpikus käsitles D.I. Mendelejev kõiki protsesse puhtmaterialistlikust vaatenurgast, kritiseerides “vitaliste”, nn. elujõudu, tänu millele, nagu nad uskusid, on elu olemas ja moodustub orgaaniline aine.
DI. Mendelejev juhtis kõigepealt tähelepanu isomeeriale - nähtusele, milles on sama koostisega orgaanilised ained erinevad omadused. Varsti selgitas seda nähtust A. M. Butlerov.
Pärast doktoritöö kaitsmist 1864. aastal teemal “Alkoholi ja veega kombineerimisest” sai D. I. Mendelejev 1865. aastal Peterburi professoriks. Tehnoloogiainstituut ja ülikool.

1867. aastal sai ta kutse Prantsusmaale korraldada Vene paviljon at the World tööstusnäitus. Oma reisimuljeid tõi ta välja töös „About kaasaegne areng mõned keemiline tootmine nagu Venemaale seoses 1867. aasta maailmanäitusega.
Selles töös avaldas autor palju väärtuslikke mõtteid, eriti puudutas ta halva kasutamise küsimust Venemaal loodusvarad, peamiselt nafta, ja vajadus ehitada keemiatehaseid, mis toodavad kohapeal toorainet, mida Venemaa impordib välismaalt.

Lahenduste hüdratatsiooniteooria alal pani D. I. Mendelejev Lomonosovile aluse oma uurimistööga. uus piirkond teadus - füüsikaline keemia.
1867. aastal valiti osakonna juhatajaks D. I. Mendelejev anorgaaniline keemia Peterburi ülikoolis, mida juhtis 28 aastat. Tema loengud olid ülipopulaarsed kõikide teaduskondade ja kursuste üliõpilaste seas. Samal ajal juhtis D. I. Mendelejev suurepärast ühiskondlik töö mille eesmärk on tugevdada ja arendada Venemaa teadust. Tema algatusel asutati 1868. aastal Venemaa Füüsikalis-keemia Selts, kuhu D. I. Mendelejev saatis esmakordselt oma ettekande “Elementide süsteemi kogemus nende põhjal aatommass ja keemiline sarnasus." See oli kuulus, mille põhjal D. I. Mendelejev oma kuulus teos"Keemia alused".

Perioodiline seadus ja elementide perioodiline süsteem võimaldasid D. I. Mendelejevil ennustada uute elementide avastamist ja kirjeldada nende omadusi suure täpsusega. Need elemendid avastati D. I. Mendelejevi eluajal ja tõid perioodilisele seadusele ja selle avastajale suure kuulsuse.
Aga reaktsioonilistes ringkondades Peterburi Akadeemia teadus, au D.I. Mendelejevile, tema edumeelsed ideed jätsid hoopis teistsuguse mulje. Vaatamata oma tohututele teenetele teaduse heaks ei valitud D. I. Mendelejevit akadeemiasse. Selline suhtumine suurde teadlasesse põhjustas kogu riigis protestitormi. Venemaa Füüsika ja Keemia Selts valis D. I. Mendelejevi auliikmeks. 1890. aastal pidi D. I. Mendelejev oma töö ülikoolis lahkuma. Sellest hoolimata on tema teadus- ja Praktilised tegevused ei murenenud. Ta oli pidevalt küsimustega hõivatud majandusareng riigis, osales tollitariifide koostamises, töötas Kaalude ja Mõõtude Kojas. Kuid kõigis oma ettevõtmistes puutus ta alati kokku tsaarivalitsuse vastuseisuga. D. I. Mendelejev suri 1907. Tema isikus kaotas maailm särava, mitmekülgse teadlase, kes esitas mitmeid ideid, mis olid määratud ellu viima alles meie ajal. .

D.I. Mendelejev oli kodumaise tööstuse arendamise tulihingeline meister. Eriti suurt tähelepanu ta pühendus arengule naftatööstus. Juba siis rääkis ta naftatrasside ehitamisest ja keemilisest naftarafineerimisest. Kuid naftaomanikud eelistasid naftavälju röövellikult ekspluateerida.
Esimest korda esitas D.I. Mendelejev maa-aluse gaasistamise idee, mis töötati välja alles meie ajal kivisüsi, mida hinnati kõrgelt juba 1913. aastal. V. I. Lenin, Loomise vajadused keemiatööstus Venemaal pühendas D. I. Mendelejev mitmeid oma töid, kuid selle väljatöötamine sai võimalikuks alles nõukogude ajal: D. I. töötas välja uued meetodid rauamaagide uurimiseks, meetodid kivisöe kaevandamiseks sügavates kihtidest, esitas projekti Põhja, tundis huvi lennunduse ja õppetöö probleemide vastu ülemised kihidõhkkond. D.I. Mendelejev pakkus välja suitsuvaba püssirohu tootmise meetodi, mida tsaarivalitsus eiras, kuid mida Ameerika sõjaväeosakond kasutas.

Ülesannete täitmise ja küsimustele vastuste kontrollimine Ch. I 1. 16; 61; 14; 42. 2. Aatommassi erinevus...

1. Aine ja selle liikumine 2. Ained ja nende muutused. Keemia õppeaine ja meetod 3. Keemia tähendus. Keemia sees rahvamajandus 4. Keemia sünd...

Keemilisi ühendeid, mis koosnevad hapnikust ja mis tahes muust perioodilisuse tabeli elemendist, nimetatakse oksiidideks. Sõltuvalt nende omadustest jaotatakse need aluselisteks, amfoteerseteks ja happelisteks. Oksiidide olemust saab määrata teoreetiliselt ja praktilisel viisil.

Sa vajad

- perioodiline süsteem;
- klaasnõud;
- keemilised reaktiivid.

Juhised

Teil peab olema hea arusaam, kuidas omadused muutuvad keemilised elemendid sõltuvalt nende asukohast D.I. Mendelejev. Nii et korda perioodiline seadus, elektrooniline struktuur aatomid (sellest oleneb elementide oksüdatsiooniaste) jne.

Ilma praktilise tööta saate oksiidi olemuse kindlaks teha ainult perioodilise tabeli abil. On ju teada, et periooditi, suunaga vasakult paremale leeliselised omadused oksiidid asendatakse amfoteersetega ja seejärel happelistega. Näiteks sisse III periood naatriumoksiid (Na2O) on aluseliste omadustega, alumiiniumi ühend hapnikuga (Al2O3) on olemuselt amfoteerne ja klooroksiid (ClO2) on happeline.

Pidage meeles, et peamistes alarühmades suurenevad oksiidide leeliselised omadused ülalt alla ja happesus, vastupidi, nõrgeneb. Seega on I rühmas tseesiumoksiidil (CsO) tugevam aluselisus kui liitiumoksiidil (LiO). V rühmas on lämmastikoksiid (III) happeline ja vismutoksiid (Bi2O5) on juba aluseline.

Teine viis oksiidide olemuse määramiseks. Oletame, et ülesanne on katseliselt tõestada kaltsiumoksiidi (CaO), 5-valentse fosforoksiidi (P2O5(V)) ja tsinkoksiidi (ZnO) aluselisi, amfoteerseid ja happelisi omadusi.

Esiteks võtke kaks puhast katseklaasi. Pudelitest valage keemilise spaatliga ühte veidi CaO ja teise P2O5. Seejärel valage mõlemasse reaktiivi 5-10 ml destilleeritud vett. Segage klaaspulgaga, kuni pulber on täielikult lahustunud. Kastke mõlemasse katseklaasi lakmuspaberi tükid. Kui kaltsiumoksiid asub, muutub indikaator sinist värvi, mis tõendab uuritava ühendi põhiolemust. Fosfor(V)oksiidiga katseklaasis muutub paber punaseks, seetõttu on P2O5 happeline oksiid.

Kuna tsinkoksiid on vees lahustumatu, reageerige happe ja hüdroksiidiga, et tõestada, et tsinkoksiid on amfoteerne. Mõlemal juhul sisenevad ZnO kristallid keemiline reaktsioon. Näiteks:
ZnO + 2KOH = K2ZnO2 + H2O
3ZnO + 2H3PO4 Zn3(PO4)2 + 3H2O

Märge

Pidage meeles, et oksiidi omaduste olemus sõltub otseselt selle koostises sisalduva elemendi valentsusest.

Abistavad nõuanded

Ärge unustage, et on ka nn ükskõikseid (mittesoola moodustavaid) oksiide, mis ei reageeri normaalsetes tingimustes ei hüdroksiidide ega hapetega. Nende hulka kuuluvad mittemetallilised oksiidid valentsiga I ja II, näiteks: SiO, CO, NO, N2O jne, kuid on ka "metallilisi": MnO2 ja mõned teised.

Tähelepanu, ainult TÄNA!

Kõik huvitav

Sõltuvalt keemiliste elementide happe-aluselistest omadustest on nende võimalikud reaktsioonid. Pealegi mõjutavad need omadused mitte ainult elementi, vaid ka selle ühendusi. Mis on happe-aluse omadused
Peamised kinnistud on eksponeeritud...

Kõige olulisemad klassid anorgaanilised ühendid- oksiidid, happed, alused, amfoteersed hüdroksiidid ja soola. Igal neist klassidest on oma omadused üldised omadused ja saamise meetodid. Tänaseks on enam kui 100 tuhat erinevat…

Üks keemia põhimõisteid on 2 mõistet: "lihtained" ja "keerulised ained". Esimesed moodustuvad ühe keemilise elemendi aatomitest ja jagunevad mittemetallideks ja metallideks. Oksiidid, hüdroksiidid, soolad on klassid...

Vaskoksiidi on 3 tüüpi. Need erinevad üksteisest valentsuse poolest. Vastavalt sellele on olemas ühe-, kahe- ja kolmevalentsed vaskoksiidid. Igal oksiidil on oma Keemilised omadused. Juhised 1Vaskoksiid (I) - Cu2O. IN…

Kloor on võimeline moodustama mitmeid erinevaid oksiide. Kõiki neid kasutatakse tööstuses suurtes kogustes, kuna nende järele on nõudlus paljudes tööstusvaldkondades. Kloor moodustub hapnikuga terve rida oksiidid, mille koguarv on ...

Abiks on teadmised hapete keemilistest omadustest, eriti nende koostoimest oksiididega hea teenindus mitmesuguste keemiaülesannete täitmisel. See lahendab arvutusprobleemid, viia läbi transformatsioonide ahel, täita ülesandeid...

On palju anorgaanilisi aineid, mis on jagatud klassidesse. Kavandatud ühendite õigeks klassifitseerimiseks on vaja ettekujutust iga ainerühma struktuurilistest omadustest, mida on ainult neli.…

Ekvivalent on keemilise elemendi kogus, mis kas seob või asendab ühe mooli vesinikuaatomeid. Vastavalt sellele nimetatakse ühe ekvivalendi massi ekvivalentmassiks (Me) ja seda väljendatakse g/mol. Keemiatudengid peavad sageli...

oksiid - keemiline ühend, mis koosneb kahest elemendist. Üks oksiidi elemente on hapnik. Oma olemuse järgi liigitatakse oksiidid happelisteks ja aluselisteks. Happesust või aluselisust saab tõestada ainete keemilisi omadusi teades ja...

Aine keemilised omadused on võime muuta selle koostist keemiliste reaktsioonide käigus. Reaktsioon võib toimuda kas iselagunemise vormis või koostoimel teiste ainetega. Aine omadused ei sõltu ainult selle koostisest, vaid ka...

Sa vajad

- perioodiline süsteem;
- klaasnõud;
- keemilised reaktiivid.

Juhised

Peate hästi aru saama, kuidas keemiliste elementide omadused muutuvad sõltuvalt nende asukohast D.I tabelis. Mendelejev. Seetõttu korrake perioodilisusseadust, aatomite elektroonilist struktuuri (sellest sõltub elementide oksüdatsiooniaste) jne.
Ilma praktilise tööta saate oksiidi olemuse kindlaks teha ainult perioodilise tabeli abil. Lõppude lõpuks on teada, et perioodidel muutuvad oksiidide leeliselised omadused vasakult paremale amfoteerseks ja seejärel happeliseks. Näiteks III perioodil on naatriumoksiidil (Na2O) aluselised omadused, alumiiniumi ühend hapnikuga (Al2O3) on olemuselt amfoteerne ja klooroksiid (ClO2) on happeline.
Pidage meeles, et peamistes alarühmades suurenevad oksiidide leeliselised omadused ülalt alla ja happesus, vastupidi, nõrgeneb. Seega on I rühmas tseesiumoksiidil (CsO) tugevam aluselisus kui liitiumoksiidil (LiO). V rühmas on lämmastikoksiid (III) happeline ja vismutoksiid (Bi2O5) on juba aluseline.
Teine viis oksiidide olemuse määramiseks. Oletame, et ülesanne on katseliselt tõestada kaltsiumoksiidi (CaO), 5-valentse fosforoksiidi (P2O5(V)) ja tsinkoksiidi (ZnO) aluselisi, amfoteerseid ja happelisi omadusi.
Esiteks võtke kaks puhast katseklaasi. Pudelitest valage keemilise spaatliga ühte veidi CaO ja teise P2O5. Seejärel valage mõlemasse reaktiivi 5-10 ml destilleeritud vett. Segage klaaspulgaga, kuni pulber on täielikult lahustunud. Kastke mõlemasse katseklaasi lakmuspaberi tükid. Kui kaltsiumoksiid asub, muutub indikaator siniseks, mis tõendab testitava ühendi põhiolemust. Fosfor(V)oksiidiga katseklaasis muutub paber punaseks, seetõttu on P2O5 happeline oksiid.
Kuna tsinkoksiid on vees lahustumatu, reageerige happe ja hüdroksiidiga, et tõestada, et tsinkoksiid on amfoteerne. Mõlemal juhul lähevad ZnO kristallid keemilisesse reaktsiooni. Näiteks:
ZnO + 2KOH = K2ZnO2 + H2O
3ZnO + 2H3PO4 → Zn3(PO4)2↓ + 3H2O

Räägime sellest, kuidas oksiidi olemust määrata. Alustame sellest, et kõik ained jagunevad tavaliselt kahte rühma: lihtsad ja keerulised. Lihtained jagunevad metallideks ja mittemetallideks. Keerulised ühendused Need jagunevad nelja klassi: alused, oksiidid, soolad, happed.

Definitsioon

Kuna oksiidide olemus sõltub nende koostisest, anname esmalt määratluse see klass anorgaanilised ained. Oksiidid on need, mis koosnevad kahest elemendist. Nende eripära on see, et hapnik asub valemis alati teise (viimase) elemendina.

Kõige tavalisem variant on lihtsate ainete (metallid, mittemetallid) koostoime hapnikuga. Näiteks kui magneesium reageerib hapnikuga, moodustab see ühendi, millel on põhilised omadused.

Nomenklatuur

Oksiidide olemus sõltub nende koostisest. Olemas teatud reeglid mille järgi selliseid aineid nimetatakse.

Kui oksiidi moodustavad peamiste alarühmade metallid, siis valentsi ei näidata. Näiteks kaltsiumoksiid CaO. Kui ühendi esimene metall on sarnase alarühma metall, millel on muutuv valents, siis tuleb see tähistada rooma numbriga. Paigutatakse liite nime järele sulgudes. Näiteks on olemas raudoksiidid (2) ja (3). Oksiidide valemite koostamisel peate meeles pidama, et selles sisalduvate oksüdatsiooniastmete summa peab olema võrdne nulliga.

Klassifikatsioon

Mõelgem, kuidas oksiidide olemus sõltub oksüdatsiooniastmest. Oksüdatsiooniastmega +1 ja +2 metallid tekivad hapnikuga aluselised oksiidid. Selliste ühendite eripära on põhitegelane oksiidid Sellised ühendused tekivad keemiline reaktsioon mittemetallide sooli moodustavate oksiididega, moodustades nendega sooli. Lisaks reageerivad nad hapetega. Reaktsiooniprodukt sõltub võetud lähteainete kogusest.

Mittemetallid, aga ka metallid, mille oksüdatsiooniaste on +4 kuni +7, moodustavad hapnikuga happelisi oksiide. Oksiidide olemus viitab koostoimele alustega (leelised). Koostoime tulemus sõltub võetud algse leelise kogusest. Kui see on puudulik, moodustub see interaktsiooni tulemusena happe sool. Näiteks süsinikmonooksiidi (4) reageerimisel naatriumhüdroksiidiga tekib naatriumvesinikkarbonaat (happesool).

Happelise oksiidi interaktsiooni korral liigse koguse leelisega on reaktsiooniproduktiks keskmine sool (naatriumkarbonaat). Iseloom happelised oksiidid oleneb oksüdatsiooniastmest.

Need jagunevad soola moodustavateks oksiidideks (milles elemendi oksüdatsiooniaste on võrdne rühmanumbriga), aga ka ükskõikseteks oksiidideks, mis ei ole võimelised soolasid moodustama.

Amfoteersed oksiidid

Samuti on oksiidide omadused amfoteersed. Selle olemus seisneb nende ühendite koostoimes nii hapete kui ka leelistega. Millistel oksiididel on kahesugused (amfoteersed) omadused? Nende hulka kuuluvad binaarsed metalliühendid, mille oksüdatsiooniaste on +3, samuti berüllium- ja tsinkoksiidid.

Omandamise meetodid

Olemas erinevaid viise Kõige tavalisem variant on koostoime hapnikuga lihtsad ained(metallid, mittemetallid). Näiteks kui magneesium reageerib hapnikuga, moodustab see ühendi, millel on põhilised omadused.

Lisaks võib oksiide saada ka reageerides komplekssed ained molekulaarse hapnikuga. Näiteks püriidi (raudsulfiid 2) põletamisel saab korraga kaks oksiidi: väävel ja raud.

Teine võimalus oksiidide tootmiseks on soolade lagunemisreaktsioon hapnikku sisaldavad happed. Näiteks võib tekkida kaltsiumkarbonaadi lagunemine süsinikdioksiid ja kaltsiumoksiid

Lagunemisel tekivad ka aluselised ja amfoteersed oksiidid lahustumatud alused. Näiteks raud(3)hüdroksiidi kaltsineerimisel tekib raud(3)oksiid, aga ka veeaur.

Järeldus

Oksiidid on anorgaaniliste ainete klass, millel on lai valik tööstuslik rakendus. Neid kasutatakse ehitustööstuses, farmaatsiatööstuses ja meditsiinis.

Lisaks kasutatakse sageli amfoteerseid oksiide orgaaniline süntees katalüsaatoritena (keemiliste protsesside kiirendajad).