Oksider er komplekse stoffer som består av to elementer, hvorav det ene er oksygen. I navnene på oksider er ordet oksid først angitt, deretter navnet på det andre elementet som det er dannet av. Hvilke egenskaper har sure oksider, og hvordan skiller de seg fra andre typer oksider?

Klassifisering av oksider

Oksider deles inn i saltdannende og ikke-saltdannende. Allerede fra navnet er det klart at ikke-saltdannende ikke danner salter. Det er få slike oksider: vann H 2 O, oksygenfluorid OF 2 (hvis det konvensjonelt betraktes som et oksid), karbonmonoksid eller karbonmonoksid (II), karbonmonoksid CO; nitrogenoksider (I) og (II): N 2 O (dianitrogenoksid, lattergass) og NO (nitrogenmonoksid).

Saltdannende oksider danner salter når de reagerer med syrer eller alkalier. Som hydroksyder tilsvarer de baser, amfotere baser og oksygenholdige syrer. Følgelig kalles de basiske oksider (f.eks. CaO), amfotere oksider (Al 2 O 3) og syreoksider eller syreanhydrider (CO 2).

Ris. 1. Typer oksider.

Studenter står ofte overfor spørsmålet om hvordan man kan skille et basisk oksid fra et surt. Først av alt må du ta hensyn til det andre elementet ved siden av oksygen. Sure oksider - inneholder et ikke-metall eller overgangsmetall (CO 2, SO 3, P 2 O 5) basiske oksider - inneholder et metall (Na 2 O, FeO, CuO).

Grunnleggende egenskaper til syreoksider

Sure oksider (anhydrider) er stoffer som viser sure egenskaper og danner oksygenholdige syrer. Derfor tilsvarer sure oksider syrer. For eksempel tilsvarer de sure oksidene SO 2 og SO 3 syrene H 2 SO 3 og H 2 SO 4.

Ris. 2. Sure oksider med tilsvarende syrer.

Sure oksider dannet av ikke-metaller og metaller med variabel valens i høyeste oksidasjonstilstand (for eksempel SO 3, Mn 2 O 7) reagerer med basiske oksider og alkalier, og danner salter:

SO 3 (syreoksid) + CaO (basisk oksid) = CaSO 4 (salt);

Typiske reaksjoner er interaksjonen av sure oksider med baser, noe som resulterer i dannelse av salt og vann:

Mn 2 O 7 (syreoksid) + 2KOH (alkali) = 2KMnO 4 (salt) + H 2 O (vann)

Alle sure oksider, unntatt silisiumdioksid SiO 2 (silisiumanhydrid, silika), reagerer med vann og danner syrer:

SO 3 (syreoksid) + H 2 O (vann) = H 2 SO 4 (syre)

Sure oksider dannes ved interaksjon med oksygen av enkle og komplekse stoffer (S+O 2 =SO 2), eller ved dekomponering som følge av oppvarming av komplekse stoffer som inneholder oksygen - syrer, uløselige baser, salter (H 2 SiO 3 = SiO 2+H20).

Liste over syreoksider:

Navn på syreoksid	Syreoksidformel	Egenskaper til syreoksid
Svovel(IV)oksid	SO 2	fargeløs giftig gass med en skarp lukt
Svovel(VI)oksid	SÅ 3	svært flyktig, fargeløs, giftig væske
Karbonmonoksid (IV)	CO2	fargeløs, luktfri gass
Silisium(IV)oksid	SiO2	fargeløse krystaller med styrke
Fosfor(V)oksid	P2O5	hvitt, brennbart pulver med en ubehagelig lukt
Nitrogenoksid (V)	N2O5	stoff som består av fargeløse flyktige krystaller
Klor(VII)oksid	Cl2O7	fargeløs oljeaktig giftig væske
Mangan(VII)oksid	Mn2O7	væske med en metallisk glans, som er et sterkt oksidasjonsmiddel.

Oksider.

Dette er komplekse stoffer som består av TO grunnstoffer, hvorav ett er oksygen. For eksempel:

CuO – kobber(II)oksid

AI 2 O 3 – aluminiumoksid

SO 3 – svoveloksid (VI)

Oksider er delt inn (klassifisert) i 4 grupper:

Na 2 O – Natriumoksid

CaO – Kalsiumoksid

Fe 2 O 3 – jern(III)oksid

2). Syrlig– Dette er oksider ikke-metaller. Og noen ganger metaller hvis oksidasjonstilstanden til metallet er > 4. For eksempel:

CO 2 – Karbonmonoksid (IV)

P 2 O 5 – Fosfor (V) oksid

SO 3 – Svoveloksid (VI)

3). Amfoterisk– Dette er oksider som har egenskapene til både basiske og sure oksider. Du må kjenne til de fem vanligste amfotere oksidene:

BeO–berylliumoksid

ZnO-sinkoksid

AI 2 O 3 – Aluminiumoksid

Cr 2 O 3 – Krom (III) oksid

Fe 2 O 3 – Jern (III) oksid

4). Ikke-saltdannende (likegyldig)– Dette er oksider som ikke viser egenskapene til verken basiske eller sure oksider. Det er tre oksider å huske:

CO – karbonmonoksid (II) karbonmonoksid

NO – nitrogenoksid (II)

N 2 O – nitrogenoksid (I) lattergass, lystgass

Metoder for å produsere oksider.

1). Forbrenning, dvs. interaksjon med oksygen av et enkelt stoff:

4Na + O 2 = 2 Na 2 O

4P + 5O 2 = 2P 2 O 5

2). Forbrenning, dvs. interaksjon med oksygen av et komplekst stoff (bestående av to elementer) og dannes dermed to oksider.

2ZnS + 3O2 = 2ZnO + 2SO2

4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2

3). Dekomponering tre svake syrer. Andre brytes ikke ned. I dette tilfellet dannes syreoksid og vann.

H 2 CO 3 = H 2 O + CO 2

H 2 SO 3 = H 2 O + SO 2

H 2 SiO 3 = H 2 O + SiO 2

4). Dekomponering uløselig begrunnelse. Et basisk oksid og vann dannes.

Mg(OH)2 = MgO + H2O

2Al(OH)3 = Al2O3 + 3H2O

5). Dekomponering uløselig salter Det dannes et basisk oksid og et surt oksid.

CaCO 3 = CaO + CO 2

MgSO 3 = MgO + SO 2

Kjemiske egenskaper.

Jeg. Grunnleggende oksider.

alkali.

Na20 + H2O = 2NaOH

CaO + H 2 O = Ca(OH) 2

СuO + H 2 O = reaksjonen skjer ikke, fordi mulig base som inneholder kobber - uløselig

2). Interaksjon med syrer, noe som resulterer i dannelse av salt og vann. (Baseoksid og syrer reagerer ALLTID)

K 2 O + 2 HCI = 2 KCl + H 2 O

CaO + 2HNO3 = Ca(NO3)2 + H2O

3). Interaksjon med sure oksider, noe som resulterer i dannelse av salt.

Li 2 O + CO 2 = Li 2 CO 3

3MgO + P 2 O 5 = Mg 3 (PO 4) 2

4). Interaksjon med hydrogen produserer metall og vann.

CuO + H 2 = Cu + H 2 O

Fe2O3 + 3H2 = 2Fe + 3H2O

II.Sure oksider.

1). Interaksjon med vann bør dannes syre.(BareSiO 2 interagerer ikke med vann)

CO 2 + H 2 O = H 2 CO 3

P2O5 + 3H2O = 2H3PO4

2). Interaksjon med løselige baser (alkalier). Dette gir salt og vann.

SO 3 + 2KOH = K 2 SO 4 + H 2 O

N 2 O 5 + 2 KOH = 2 KNO 3 + H 2 O

3). Interaksjon med basiske oksider. I dette tilfellet dannes bare salt.

N 2 O 5 + K 2 O = 2KNO 3

Al 2 O 3 + 3SO 3 = Al 2 (SO 4) 3

Grunnleggende øvelser.

1). Fullfør reaksjonsligningen. Bestem dens type.

K 2 O + P 2 O 5 =

Løsning.

For å skrive ned hva som dannes som et resultat, er det nødvendig å fastslå hvilke stoffer som har reagert - her er det kaliumoksid (basisk) og fosforoksid (surt) etter egenskapene - resultatet skal være SALT (se egenskap nr. 3 ) og salt består av atomer metaller (i vårt tilfelle kalium) og en sur rest som inkluderer fosfor (dvs. PO 4 -3 - fosfat) Derfor

3K 2 O + P 2 O 5 = 2K 3 RO 4

type reaksjon - forbindelse (siden to stoffer reagerer, men ett dannes)

2). Gjennomføre transformasjoner (kjede).

Ca → CaO → Ca(OH) 2 → CaCO 3 → CaO

Løsning

For å fullføre denne øvelsen må du huske at hver pil er én ligning (én kjemisk reaksjon). La oss nummerere hver pil. Derfor er det nødvendig å skrive ned 4 ligninger. Stoffet som er skrevet til venstre for pilen (utgangsstoffet) reagerer, og stoffet skrevet til høyre dannes som følge av reaksjonen (reaksjonsproduktet). La oss tyde den første delen av opptaket:

Ca + …..→ CaO Vi legger merke til at et enkelt stoff reagerer og det dannes et oksid. Når vi kjenner metodene for å produsere oksider (nr. 1), kommer vi til at det i denne reaksjonen er nødvendig å tilsette -oksygen (O 2)

2Ca + O2 → 2CaO

La oss gå videre til transformasjon nr. 2

CaO → Ca(OH) 2

CaO + ……→ Ca(OH) 2

Vi kommer til den konklusjon at her er det nødvendig å bruke egenskapen til grunnleggende oksider - interaksjon med vann, fordi bare i dette tilfellet dannes en base fra oksidet.

CaO + H 2 O → Ca(OH) 2

La oss gå videre til transformasjon nr. 3

Ca(OH)2 → CaCO3

Ca(OH) 2 + ….. = CaCO 3 + …….

Vi kommer frem til at her er det snakk om karbondioksid CO 2 pga bare når det interagerer med alkalier danner det et salt (se egenskap nr. 2 for sure oksider)

Ca(OH) 2 + CO 2 = CaCO 3 + H 2 O

La oss gå videre til transformasjon nr. 4

CaCO3 → CaO

CaCO 3 = ….. CaO + ……

Vi kommer til at det dannes mer CO 2 her, pga CaCO 3 er et uløselig salt og det er under nedbrytning av slike stoffer at det dannes oksider.

CaCO 3 = CaO + CO 2

3). Hvilke av følgende stoffer interagerer CO 2 med? Skriv reaksjonslikningene.

EN). Saltsyre B). Natriumhydroksid B). Kaliumoksid d). Vann

D). Hydrogen E). Svovel(IV)oksid.

Vi fastslår at CO 2 er et surt oksid. Og sure oksider reagerer med vann, alkalier og basiske oksider... Derfor velger vi fra listen gitt svar B, C, D, og ​​det er med dem vi skriver ned reaksjonsligningene:

1). CO 2 + 2 NaOH = Na 2 CO 3 + H 2 O

2). CO 2 + K 2 O = K 2 CO 3

Moderne kjemisk vitenskap representerer mange ulike grener, og hver av dem har i tillegg til sitt teoretiske grunnlag stor anvendt og praktisk betydning. Uansett hva du berører, er alt rundt deg et kjemisk produkt. Hoveddelene er uorganisk og organisk kjemi. La oss vurdere hvilke hovedklasser av stoffer som er klassifisert som uorganiske og hvilke egenskaper de har.

Hovedkategorier av uorganiske forbindelser

Disse inkluderer følgende:

1. Oksider.
2. Salt.
3. Begrunnelse.
4. Syrer.

Hver av klassene er representert av et bredt utvalg av forbindelser av uorganisk natur og er viktig i nesten enhver struktur av menneskelig økonomisk og industriell aktivitet. Alle hovedegenskapene som er karakteristiske for disse forbindelsene, deres forekomst i naturen og deres produksjon blir studert i et skolekjemikurs uten feil, i klasse 8-11.

Det er en generell tabell over oksider, salter, baser, syrer, som presenterer eksempler på hvert stoff og deres aggregeringstilstand og forekomst i naturen. Interaksjoner som beskriver kjemiske egenskaper er også vist. Vi vil imidlertid se på hver av klassene separat og mer detaljert.

Gruppe av forbindelser - oksider

4. Reaksjoner som følge av hvilke grunnstoffer som endrer CO

Me +n O + C = Me 0 + CO

1. Reagensvann: dannelse av syrer (SiO 2 unntak)

CO + vann = syre

2. Reaksjoner med baser:

CO 2 + 2CsOH = Cs 2 CO 3 + H 2 O

3. Reaksjoner med basiske oksider: saltdannelse

P 2 O 5 + 3MnO = Mn 3 (PO 3) 2

4. OVR-reaksjoner:

CO 2 + 2Ca = C + 2CaO,

De viser doble egenskaper og samhandler i henhold til prinsippet for syre-base-metoden (med syrer, alkalier, basiske oksider, syreoksider). De samhandler ikke med vann.

1. Med syrer: dannelse av salter og vann

AO + syre = salt + H 2 O

2. Med baser (alkalier): dannelse av hydroxokomplekser

Al 2 O 3 + LiOH + vann = Li

3. Reaksjoner med sure oksider: oppnå salter

FeO + SO 2 = FeSO 3

4. Reaksjoner med OO: dannelse av salter, fusjon

MnO + Rb 2 O = dobbeltsalt Rb 2 MnO 2

5. Fusjonsreaksjoner med alkalier og alkalimetallkarbonater: dannelse av salter

Al 2 O 3 + 2 LiOH = 2 LiAlO 2 + H 2 O

De danner verken syrer eller alkalier. De viser svært spesifikke egenskaper.

Hvert høyere oksid, dannet enten av et metall eller et ikke-metall, når det er oppløst i vann, gir en sterk syre eller alkali.

Organiske og uorganiske syrer

I klassisk forstand (basert på posisjonene til ED - elektrolytisk dissosiasjon - Svante Arrhenius), er syrer forbindelser som dissosierer i et vandig miljø til kationer H + og anioner av syrerester An -. Men i dag har syrer også blitt grundig studert under vannfrie forhold, så det er mange forskjellige teorier for hydroksyder.

Empiriske formler for oksider, baser, syrer, salter består kun av symboler, elementer og indekser som indikerer deres mengde i stoffet. For eksempel uttrykkes uorganiske syrer med formelen H + syrerest n-. Organiske stoffer har en annen teoretisk representasjon. I tillegg til den empiriske, kan du skrive ned en fullstendig og forkortet strukturformel for dem, som vil gjenspeile ikke bare sammensetningen og mengden av molekylet, men også rekkefølgen av atomene, deres forbindelse med hverandre og hovedfunksjonen. gruppe for karboksylsyrer -COOH.

I uorganiske stoffer er alle syrer delt inn i to grupper:

• oksygenfri - HBr, HCN, HCL og andre;
• oksygenholdig (oksosyrer) - HClO 3 og alt der det er oksygen.

Uorganiske syrer er også klassifisert etter stabilitet (stabile eller stabile - alt unntatt karbonholdig og svovelholdig, ustabil eller ustabil - karbonholdig og svovelholdig). Når det gjelder styrke, kan syrer være sterke: svovelsyre, saltsyre, salpetersyre, perklorsyre og andre, så vel som svake: hydrogensulfid, hypoklor og andre.

Organisk kjemi tilbyr ikke samme variasjon. Syrer som er organiske i naturen er klassifisert som karboksylsyrer. Deres fellestrekk er tilstedeværelsen av den funksjonelle gruppen -COOH. For eksempel HCOOH (maursyre), CH 3 COOH (eddiksyre), C 17 H 35 COOH (stearinsyre) og andre.

Det er en rekke syrer som er spesielt nøye vektlagt når man vurderer dette temaet i et skolekjemikurs.

1. Solyanaya.
2. Nitrogen.
3. Ortofosforisk.
4. Hydrobrom.
5. Kull.
6. Hydrogenjodid.
7. Svovelholdig.
8. Eddik eller etan.
9. Butan eller olje.
10. Benzoin.

Disse 10 syrene i kjemi er grunnleggende stoffer i den tilsvarende klassen både i skolekurset og generelt i industri og syntese.

Egenskaper til uorganiske syrer

De viktigste fysiske egenskapene inkluderer først og fremst den forskjellige aggregeringstilstanden. Tross alt er det en rekke syrer som har form av krystaller eller pulver (borsyre, ortofosforsyre) under normale forhold. De aller fleste kjente uorganiske syrer er forskjellige væsker. Koke- og smeltepunkter varierer også.

Syrer kan forårsake alvorlige brannskader, da de har makt til å ødelegge organisk vev og hud. Indikatorer brukes til å oppdage syrer:

• metyloransje (i normalt miljø - oransje, i syrer - rødt),
• lakmus (i nøytral - fiolett, i syrer - rød) eller noen andre.

De viktigste kjemiske egenskapene inkluderer evnen til å samhandle med både enkle og komplekse stoffer.

Kjemiske egenskaper til uorganiske syrer

Hva samhandler de med?	Eksempel reaksjon
1. Med enkle stoffer - metaller. En forutsetning: metallet må være i EHRNM før hydrogenet, siden metallene etter hydrogenet ikke er i stand til å fortrenge det fra sammensetningen av syrene. Reaksjonen gir alltid hydrogengass og salt.
2. Med grunner. Resultatet av reaksjonen er salt og vann. Slike reaksjoner av sterke syrer med alkalier kalles nøytraliseringsreaksjoner.	Enhver syre (sterk) + løselig base = salt og vann
3. Med amfotere hydroksyder. Bunnlinjen: salt og vann.	2HNO 2 + berylliumhydroksid = Be(NO 2) 2 (middels salt) + 2H 2 O
4. Med basiske oksider. Resultat: vann, salt.	2HCL + FeO = jern(II)klorid + H2O
5. Med amfotere oksider. Slutteffekt: salt og vann.	2HI + ZnO = ZnI2 + H2O
6. Med salter dannet av svakere syrer. Slutteffekt: salt og svak syre.	2HBr + MgCO 3 = magnesiumbromid + H 2 O + CO 2

Ved interaksjon med metaller reagerer ikke alle syrer likt. Kjemi (9. klasse) på skolen innebærer en svært grunn studie av slike reaksjoner, men selv på dette nivået vurderes de spesifikke egenskapene til konsentrert salpeter- og svovelsyre når de interagerer med metaller.

Hydroksider: alkalier, amfotere og uløselige baser

Oksider, salter, baser, syrer - alle disse klassene av stoffer har en felles kjemisk natur, forklart av strukturen til krystallgitteret, samt gjensidig påvirkning av atomer i molekylene. Men hvis det var mulig å gi en veldig spesifikk definisjon for oksider, så er dette vanskeligere å gjøre for syrer og baser.

Akkurat som syrer er baser, ifølge ED-teorien, stoffer som kan spaltes i en vandig løsning til metallkationer Me n + og anioner av hydroksylgruppene OH - .

• Løselige eller alkaliske (sterke baser som endrer fargen på indikatorene). Dannet av metaller fra gruppe I og II. Eksempel: KOH, NaOH, LiOH (det vil si at elementer fra kun hovedundergruppene tas i betraktning);
• Litt løselig eller uløselig (middels styrke, ikke endre fargen på indikatorene). Eksempel: magnesiumhydroksid, jern (II), (III) og andre.
• Molekylære (svake baser, i et vandig miljø dissosieres de reversibelt til ionemolekyler). Eksempel: N 2 H 4, aminer, ammoniakk.
• Amfotere hydroksyder (viser doble basisk-syreegenskaper). Eksempel: beryllium, sink og så videre.

Hver gruppe som presenteres blir studert i skolens kjemikurs i delen "Grunnleggende". Kjemi i klasse 8-9 innebærer en detaljert studie av alkalier og dårlig løselige forbindelser.

Hovedkarakteristiske egenskaper til baser

Alle alkalier og lett løselige forbindelser finnes i naturen i fast krystallinsk tilstand. Samtidig er deres smeltetemperaturer vanligvis lave, og dårlig løselige hydroksyder brytes ned ved oppvarming. Fargen på basene er forskjellig. Hvis alkalier er hvite, kan krystaller av dårlig løselige og molekylære baser ha svært forskjellige farger. Løseligheten til de fleste forbindelser av denne klassen kan finnes i tabellen, som presenterer formlene for oksider, baser, syrer, salter og viser deres løselighet.

Alkalier kan endre fargen på indikatorene som følger: fenolftalein - crimson, metyloransje - gul. Dette sikres ved fri tilstedeværelse av hydroxogrupper i løsningen. Det er grunnen til at dårlig løselige baser ikke gir en slik reaksjon.

De kjemiske egenskapene til hver gruppe baser er forskjellige.

Kjemiske egenskaper
Alkalier	Lite løselige baser	Amfotere hydroksyder
I. Samhandle med CO (resultat - salt og vann): 2LiOH + SO 3 = Li 2 SO 4 + vann II. Samhandle med syrer (salt og vann): vanlige nøytraliseringsreaksjoner (se syrer) III. De samhandler med AO for å danne et hydroxokompleks av salt og vann: 2NaOH + Me +n O = Na 2 Me + n O 2 + H 2 O, eller Na 2 IV. De samhandler med amfotere hydroksyder for å danne hydroksokomplekssalter: Det samme som med AO, bare uten vann V. Reager med løselige salter for å danne uløselige hydroksyder og salter: 3CsOH + jern(III)klorid = Fe(OH)3 + 3CsCl VI. Reager med sink og aluminium i en vandig løsning for å danne salter og hydrogen: 2RbOH + 2Al + vann = kompleks med hydroksidion 2Rb + 3H 2	I. Når de varmes opp, kan de brytes ned: uløselig hydroksid = oksid + vann II. Reaksjoner med syrer (resultat: salt og vann): Fe(OH)2 + 2HBr = FeBr2 + vann III. Samhandle med KO: Me +n (OH) n + KO = salt + H 2 O	I. Reager med syrer for å danne salt og vann: (II) + 2HBr = CuBr2 + vann II. Reagere med alkalier: resultat - salt og vann (tilstand: fusjon) Zn(OH)2 + 2CsOH = salt + 2H2O III. Reager med sterke hydroksyder: resultatet er salter hvis reaksjonen skjer i en vandig løsning: Cr(OH)3 + 3RbOH = Rb 3

Dette er de fleste av de kjemiske egenskapene som baser viser. Kjemien til baser er ganske enkel og følger de generelle lovene for alle uorganiske forbindelser.

Klasse av uorganiske salter. Klassifisering, fysiske egenskaper

Basert på bestemmelsene i ED kan salter kalles uorganiske forbindelser som dissosieres i en vandig løsning til metallkationer Me +n og anioner av sure rester An n-. Slik kan du forestille deg salter. Kjemi gir mer enn én definisjon, men dette er den mest nøyaktige.

Dessuten, i henhold til deres kjemiske natur, er alle salter delt inn i:

• Syrlig (inneholder et hydrogenkation). Eksempel: NaHSO 4.
• Basic (inneholder en hydroxogruppe). Eksempel: MgOHNO 3, FeOHCL 2.
• Medium (består kun av et metallkation og en syrerest). Eksempel: NaCL, CaSO 4.
• Dobbelt (inkluder to forskjellige metallkationer). Eksempel: NaAl(SO 4) 3.
• Kompleks (hydroxo-komplekser, vannkomplekser og andre). Eksempel: K 2.

Formlene til salter gjenspeiler deres kjemiske natur, og indikerer også den kvalitative og kvantitative sammensetningen av molekylet.

Oksider, salter, baser, syrer har forskjellige løselighetsevner, som kan sees i den tilsvarende tabellen.

Hvis vi snakker om tilstanden til aggregering av salter, må vi legge merke til deres enhetlighet. De eksisterer bare i faste, krystallinske eller pulveraktige tilstander. Fargespekteret er ganske variert. Løsninger av komplekse salter har som regel lyse, mettede farger.

Kjemiske interaksjoner for klassen av medium salter

De har lignende kjemiske egenskaper som baser, syrer og salter. Oksider, som vi allerede har undersøkt, er noe forskjellige fra dem i denne faktoren.

Totalt kan 4 hovedtyper av interaksjoner skilles ut for middels salter.

I. Interaksjon med syrer (bare sterk fra ED-synspunktet) med dannelse av et annet salt og en svak syre:

KCNS + HCL = KCL + HCNS

II. Reaksjoner med løselige hydroksyder som produserer salter og uløselige baser:

CuSO 4 + 2LiOH = 2LiSO 4 løselig salt + Cu(OH) 2 uløselig base

III. Reaksjon med et annet løselig salt for å danne et uløselig salt og et løselig:

PbCL2 + Na2S = PbS + 2NaCL

IV. Reaksjoner med metaller som ligger i EHRNM til venstre for den som danner saltet. I dette tilfellet bør det reagerende metallet ikke samhandle med vann under normale forhold:

Mg + 2AgCL = MgCL2 + 2Ag

Dette er hovedtypene av interaksjoner som er karakteristiske for middels salter. Formlene for komplekse, basiske, doble og sure salter taler for seg selv om spesifisiteten til de kjemiske egenskapene som vises.

Formlene for oksider, baser, syrer, salter gjenspeiler den kjemiske essensen til alle representanter for disse klassene av uorganiske forbindelser, og gir i tillegg en ide om navnet på stoffet og dets fysiske egenskaper. Derfor bør spesiell oppmerksomhet rettes mot skrivingen deres. Et stort utvalg av forbindelser tilbys oss av den generelt fantastiske vitenskapen om kjemi. Oksider, baser, syrer, salter - dette er bare en del av det enorme mangfoldet.

Egenskaper til oksider

Oksider- dette er komplekse kjemiske stoffer, som er kjemiske forbindelser av enkle grunnstoffer med oksygen. De er saltdannende Og ikke-saltdannende. I dette tilfellet er det 3 typer saltdannende midler: hoved-(fra ordet "stiftelse"), surt Og amfoterisk.
Et eksempel på oksider som ikke danner salter er: NO (nitrogenoksid) - er en fargeløs, luktfri gass. Det dannes under et tordenvær i atmosfæren. CO (karbonmonoksid) er en luktfri gass som produseres ved forbrenning av kull. Det kalles vanligvis karbonmonoksid. Det er andre oksider som ikke danner salter. La oss nå se nærmere på hver type saltdannende oksider.

Grunnleggende oksider

Grunnleggende oksider– Dette er komplekse kjemiske stoffer relatert til oksider som danner salter ved kjemisk reaksjon med syrer eller sure oksider og som ikke reagerer med baser eller basiske oksider. For eksempel inkluderer de viktigste følgende:
K 2 O (kaliumoksid), CaO (kalsiumoksid), FeO (jernholdig oksid).

La oss vurdere kjemiske egenskaper til oksider med eksempler

1. Interaksjon med vann:
- interaksjon med vann for å danne en base (eller alkali)

CaO+H 2 O → Ca(OH) 2 (en velkjent kalkleskingsreaksjon, som avgir store mengder varme!)

2. Interaksjon med syrer:
- interaksjon med syre for å danne salt og vann (saltløsning i vann)

CaO+H 2 SO 4 → CaSO 4 + H 2 O (Krystaller av dette stoffet CaSO 4 er kjent for alle under navnet "gips").

3. Interaksjon med syreoksider: saltdannelse

CaO+CO 2 → CaCO 3 (Alle kjenner dette stoffet - vanlig kritt!)

Sure oksider

Sure oksider- Dette er komplekse kjemiske stoffer relatert til oksider som danner salter ved kjemisk interaksjon med baser eller basiske oksider og ikke interagerer med sure oksider.

Eksempler på sure oksider kan være:

CO 2 (velkjent karbondioksid), P 2 O 5 - fosforoksid (dannet ved forbrenning av hvitt fosfor i luft), SO 3 - svoveltrioksid - dette stoffet brukes til å produsere svovelsyre.

Kjemisk reaksjon med vann

CO 2 + H 2 O → H 2 CO 3 - dette stoffet er karbonsyre - en av de svake syrene, den tilsettes til kullsyreholdig vann for å lage gass-"bobler". Med økende temperatur reduseres løseligheten av gass i vann, og overskuddet kommer ut i form av bobler.

Reaksjon med alkalier (baser):

CO 2 + 2 NaOH→ Na 2 CO 3 + H 2 O- det resulterende stoffet (saltet) er mye brukt i husholdningen. Navnet - soda eller vaskebrus - er et utmerket vaskemiddel for brente gryter, fett og brente merker. Jeg anbefaler ikke å jobbe med bare hender!

Reaksjon med basiske oksider:

CO 2 +MgO→ MgCO 3 - det resulterende saltet er magnesiumkarbonat - også kalt "bittersalt".

Amfotere oksider

Amfotere oksider- dette er komplekse kjemiske stoffer, også relatert til oksider, som danner salter under kjemisk interaksjon med syrer (eller sure oksider) og begrunnelse (eller basiske oksider). Den vanligste bruken av ordet "amfoterisk" i vårt tilfelle refererer til metalloksider.

Eksempel amfotere oksider kan være:

ZnO - sinkoksid (hvitt pulver, ofte brukt i medisin for å lage masker og kremer), Al 2 O 3 - aluminiumoksid (også kalt "alumina").

De kjemiske egenskapene til amfotere oksider er unike ved at de kan inngå kjemiske reaksjoner med både baser og syrer. For eksempel:

Reaksjon med syreoksid:

ZnO+H 2 CO 3 → ZnCO 3 + H 2 O - Det resulterende stoffet er en løsning av saltet "sinkkarbonat" i vann.

Reaksjon med baser:

ZnO+2NaOH→ Na 2 ZnO 2 + H 2 O - det resulterende stoffet er et dobbeltsalt av natrium og sink.

Innhenting av oksider

Innhenting av oksider produsert på ulike måter. Dette kan skje gjennom fysiske og kjemiske midler. Den enkleste måten er den kjemiske interaksjonen mellom enkle grunnstoffer og oksygen. For eksempel er resultatet av forbrenningsprosessen eller et av produktene av denne kjemiske reaksjonen oksider. For eksempel, hvis en varm jernstang, og ikke bare jern (du kan ta sink Zn, tinn Sn, bly Pb, kobber Cu - i utgangspunktet hva som er for hånden) er plassert i en kolbe med oksygen, så en kjemisk reaksjon av jernoksidasjon vil oppstå, som ledsaget av et sterkt blink og gnister. Reaksjonsproduktet vil være svart jernoksidpulver FeO:

2Fe+O2 → 2FeO

Kjemiske reaksjoner med andre metaller og ikke-metaller er helt like. Sink brenner i oksygen og danner sinkoksid

2Zn+O2 → 2ZnO

Kullforbrenning er ledsaget av dannelsen av to oksider samtidig: karbonmonoksid og karbondioksid.

2C+O 2 → 2CO - dannelse av karbonmonoksid.

C+O 2 → CO 2 - dannelse av karbondioksid. Denne gassen dannes hvis det er mer enn nok oksygen, det vil si at reaksjonen i alle fall først skjer med dannelse av karbonmonoksid, og deretter oksideres karbonmonoksidet og blir til karbondioksid.

Innhenting av oksider kan gjøres på en annen måte - gjennom en kjemisk nedbrytningsreaksjon. For eksempel, for å oppnå jernoksid eller aluminiumoksid, er det nødvendig å kalsinere de tilsvarende basene til disse metallene over en brann:

Fe(OH)2 → FeO+H2O

Solid aluminiumoksid - mineral korund Jern(III)oksid. Overflaten til planeten Mars er rødoransje i fargen på grunn av tilstedeværelsen av jern(III)oksid i jorda. Solid aluminiumoksid - korund

2Al(OH)3 → Al2O3 +3H2O,
så vel som under dekomponering av individuelle syrer:

H 2 CO 3 → H 2 O+CO 2 - dekomponering av karbonsyre

H 2 SO 3 → H 2 O+SO 2 - dekomponering av svovelsyrling

Innhenting av oksider kan lages av metallsalter med sterk oppvarming:

CaCO 3 → CaO+CO 2 - kalsinering av kritt produserer kalsiumoksid (eller brent kalk) og karbondioksid.

2Cu(NO 3) 2 → 2CuO + 4NO 2 + O 2 - i denne nedbrytningsreaksjonen oppnås to oksider på en gang: kobber CuO (svart) og nitrogen NO 2 (det kalles også brun gass på grunn av dens virkelig brune farge).

En annen måte oksider kan produseres på er gjennom redoksreaksjoner.

Cu + 4HNO 3 (kons.) → Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

S + 2H2SO4 (konsentrert) → 3SO2 + 2H2O

Kloroksider

ClO2 molekyl Cl 2 O 7 molekyl Lystgass N2O Nitrogenholdig anhydrid N 2 O 3 Salpetersyreanhydrid N 2 O 5 Brun gass NO 2

Følgende er kjent kloroksider: Cl 2 O, ClO 2, Cl 2 O 6, Cl 2 O 7. Alle, med unntak av Cl 2 O 7, er gule eller oransje i fargen og er ikke stabile, spesielt ClO 2, Cl 2 O 6. Alle kloroksider er eksplosive og er svært sterke oksidasjonsmidler.

Ved å reagere med vann danner de de tilsvarende oksygenholdige og klorholdige syrene:

Så, Cl 2 O - surt kloroksid hypoklorsyre.

Cl 2 O + H 2 O → 2 HClO - Hypoklorsyre

ClO2 - surt kloroksid hypoklor og hypoklorsyre, siden under en kjemisk reaksjon med vann danner den to av disse syrene samtidig:

ClO 2 + H 2 O → HClO 2 + HClO 3

Cl 2 O 6 - også surt kloroksid perklorsyre og perklorsyre:

Cl 2 O 6 + H 2 O → HClO 3 + HClO 4

Og til slutt, Cl 2 O 7 - en fargeløs væske - surt kloroksid perklorsyre:

Cl 2 O 7 + H 2 O → 2 HClO 4

Nitrogenoksider

Nitrogen er en gass som danner 5 forskjellige forbindelser med oksygen - 5 nitrogenoksider. Nemlig:

N2O- nitrogenoksid. Dets andre navn er kjent i medisin som lattergass eller nitrogenoksid– Den er fargeløs, søtlig og behagelig på gasssmaken.
- NEI - nitrogenmonoksid- en fargeløs, luktfri, smakløs gass.
- N 2 O 3 - salpetersyreanhydrid- fargeløst krystallinsk stoff
- NEI 2 - nitrogendioksid. Det andre navnet er brun gass- gassen har virkelig en brun-brun farge
- N 2 O 5 - salpetersyreanhydrid- blå væske, kokende ved en temperatur på 3,5 0 C

Av alle disse listede nitrogenforbindelsene er NO - nitrogenmonoksid og NO 2 - nitrogendioksid av størst interesse i industrien. Nitrogenmonoksid(NEI) og nitrogenoksid N 2 O reagerer ikke med vann eller alkalier. (N 2 O 3) danner når den reagerer med vann en svak og ustabil salpetersyre HNO 2, som i luft gradvis blir til et mer stabilt kjemisk stoff, salpetersyre La oss se på noen kjemiske egenskaper til nitrogenoksider:

Reaksjon med vann:

2NO 2 + H 2 O → HNO 3 + HNO 2 - 2 syrer dannes på en gang: salpetersyre HNO 3 og salpetersyre.

Reaksjon med alkali:

2NO 2 + 2NaOH → NaNO 3 + NaNO 2 + H 2 O - det dannes to salter: natriumnitrat NaNO 3 (eller natriumnitrat) og natriumnitritt (et salt av salpetersyre).

Reaksjon med salter:

2NO 2 + Na 2 CO 3 → NaNO 3 + NaNO 2 + CO 2 - det dannes to salter: natriumnitrat og natriumnitritt, og karbondioksid frigjøres.

Nitrogendioksid (NO 2) er oppnådd fra nitrogenmonoksid (NO) ved å bruke en kjemisk reaksjon som kombineres med oksygen:

2NO + O 2 → 2NO 2

Jernoksider

Jern former to oksid: FeO - jernoksid(2-valent) - svart pulver, som oppnås ved reduksjon jernoksid(3-valent) karbonmonoksid ved følgende kjemiske reaksjon:

Fe 2 O 3 + CO → 2 FeO + CO 2

Dette er et basisk oksid som reagerer lett med syrer. Den har reduserende egenskaper og oksiderer raskt til jernoksid(3-valent).

4FeO +O 2 → 2Fe 2 O 3

Jernoksid(3-valent) - rødbrunt pulver (hematitt), som har amfotere egenskaper (kan samhandle med både syrer og alkalier). Men de sure egenskapene til dette oksydet er så svakt uttrykt at det oftest brukes som basisk oksid.

Det finnes også såkalte blandet jernoksid Fe304. Det dannes når jern brenner, leder elektrisitet godt og har magnetiske egenskaper (det kalles magnetisk jernmalm eller magnetitt). Hvis jern brenner, dannes det som et resultat av forbrenningsreaksjonen skala, bestående av to oksider: jernoksid(III) og (II) valens.

Svoveloksid

Svoveldioksid SO 2

Svoveloksid SO 2 - eller svoveldioksid refererer til sure oksider, men danner ikke syre, selv om den er perfekt løselig i vann - 40 liter svoveloksid i 1 liter vann (for enkelhets skyld kalles en slik løsning svovelsyre).

Under normale omstendigheter er det en fargeløs gass med en skarp og kvelende lukt av brent svovel. Ved en temperatur på bare -10 0 C kan den omdannes til flytende tilstand.

I nærvær av en katalysator - vanadiumoksid (V 2 O 5) svoveloksid fester oksygen og blir til svoveltrioksid

2SO 2 + O 2 → 2SO 3

Oppløst i vann svoveldioksid- svoveloksid SO2 - oksiderer veldig sakte, som et resultat av at løsningen i seg selv blir til svovelsyre

Hvis svoveldioksid føre en alkali, for eksempel natriumhydroksid, gjennom en løsning, så dannes natriumsulfitt (eller hydrosulfitt - avhengig av hvor mye alkali og svoveldioksid du tar)

NaOH + SO 2 → NaHSO 3 - svoveldioksid tatt i overkant

2NaOH + SO 2 → Na 2 SO 3 + H 2 O

Hvis svoveldioksid ikke reagerer med vann, hvorfor gir den vandige løsningen en sur reaksjon?! Ja, det reagerer ikke, men det oksiderer selv i vann og tilfører seg selv oksygen. Og det viser seg at frie hydrogenatomer akkumuleres i vann, noe som gir en sur reaksjon (du kan sjekke med en indikator!)

Ikke-saltdannende (ligegyldige, likegyldige) oksider CO, SiO, N 2 0, NO.

Saltdannende oksider:

Grunnleggende. Oksider hvis hydrater er baser. Metalloksider med oksidasjonstilstander +1 og +2 (sjeldnere +3). Eksempler: Na 2 O - natriumoksid, CaO - kalsiumoksid, CuO - kobber (II) oksid, CoO - kobolt (II) oksid, Bi 2 O 3 - vismut (III) oksid, Mn 2 O 3 - mangan (III) oksid).

Amfoterisk. Oksider hvis hydrater er amfotere hydroksyder. Metalloksider med oksidasjonstilstander +3 og +4 (sjeldnere +2). Eksempler: Al 2 O 3 - aluminiumoksid, Cr 2 O 3 - krom (III) oksid, SnO 2 - tinn (IV) oksid, MnO 2 - mangan (IV) oksid, ZnO - sink oksid, BeO - beryllium oksid.

Syrlig. Oksider hvis hydrater er oksygenholdige syrer. Ikke-metalloksider. Eksempler: P 2 O 3 - fosforoksid (III), CO 2 - karbonoksid (IV), N 2 O 5 - nitrogenoksid (V), SO 3 - svoveloksid (VI), Cl 2 O 7 - kloroksid ( VII). Metalloksider med oksidasjonstilstander +5, +6 og +7. Eksempler: Sb 2 O 5 - antimon (V) oksid. CrOz - krom (VI) oksid, MnOz - mangan (VI) oksid, Mn 2 O 7 - mangan (VII) oksid.

Endring i oksidenes natur med økende oksidasjonstilstand av metallet

Fysiske egenskaper

Oksider kommer i fast, flytende og gassform og kommer i forskjellige farger. For eksempel: kobber(II)oksid CuO er svart, kalsiumoksid CaO er hvitt - faste stoffer. Svoveloksid (VI) SO 3 er en fargeløs flyktig væske, og karbonmonoksid (IV) CO 2 er en fargeløs gass under vanlige forhold.

Aggregeringstilstand

CaO, CuO, Li 2 O og andre basiske oksider; ZnO, Al 2 O 3, Cr 2 O 3 og andre amfotere oksider; SiO 2, P 2 O 5, CrO 3 og andre sure oksider.

SO 3, Cl 2 O 7, Mn 2 O 7, etc.

Gass:

CO 2, SO 2, N 2 O, NO, NO 2, etc.

Løselighet i vann

Løselig:

a) basiske oksider av alkali- og jordalkalimetaller;

b) nesten alle sure oksider (unntak: SiO 2).

Uløselig:

a) alle andre basiske oksider;

b) alle amfotere oksider

Kjemiske egenskaper

1. Syre-base egenskaper

Vanlige egenskaper for basiske, sure og amfotere oksider er syre-base-interaksjoner, som er illustrert av følgende diagram:

(kun for oksider av alkali- og jordalkalimetaller) (unntatt SiO 2).

Amfotere oksider, som har egenskapene til både basiske og sure oksider, samhandler med sterke syrer og alkalier:

2. Redoksegenskaper

Hvis et grunnstoff har en variabel oksidasjonstilstand (s.o.), så har dets oksider med lav s. O. kan oppvise reduserende egenskaper, og oksider med høy c. O. - oksidativt.

Eksempler på reaksjoner der oksider fungerer som reduksjonsmidler:

Oksidasjon av oksider med lav c. O. til oksider med høy c. O. elementer.

2C +2 O + O2 = 2C +4 O2

2S +4 O 2 + O 2 = 2S + 6 O 3

2N +2 O + O 2 = 2N + 4 O 2

Karbon (II) monoksyd reduserer metaller fra deres oksider og hydrogen fra vann.

C +2 O + FeO = Fe + 2C +4 O 2

C +2O + H2O = H2 + 2C +402

Eksempler på reaksjoner der oksider fungerer som oksidasjonsmidler:

Reduksjon av oksider med høy o. elementer til oksider med lav c. O. eller til enkle stoffer.

C + 4 O 2 + C = 2 C + 2 O

2S +6 O3 + H2S = 4S +4 O2 + H2O

C +402 + Mg = C0 + 2MgO

Cr +3 2 O 3 + 2Al = 2Cr 0 + 2Al 2 O 3

Cu + 2 O + H 2 = Cu 0 + H 2 O

Bruk av oksider av lavaktive metaller for oksidasjon av organiske stoffer.

Noen oksider der grunnstoffet har en mellomliggende c. o., i stand til å disproporsjonere;

For eksempel:

2NO 2 + 2 NaOH = NaNO 2 + NaNO 3 + H 2 O

Metoder for å skaffe

1. Samspill mellom enkle stoffer - metaller og ikke-metaller - med oksygen:

4Li + O2 = 2Li20;

2Cu + O2 = 2CuO;

4P + 5O 2 = 2P 2 O 5

2. Dehydrering av uløselige baser, amfotere hydroksyder og noen syrer:

Cu(OH)2 = CuO + H2O

2Al(OH)3 = Al2O3 + 3H2O

H 2 SO 3 = SO 2 + H 2 O

H 2 SiO 3 = SiO 2 + H 2 O

3. Dekomponering av noen salter:

2Cu(NO 3) 2 = 2CuO + 4NO 2 + O 2

CaCO 3 = CaO + CO 2

(CuOH) 2 CO 3 = 2CuO + CO 2 + H 2 O

4. Oksidasjon av komplekse stoffer med oksygen:

CH 4 + 2O 2 = CO 2 + H 2 O

4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2

4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O

5. Reduksjon av oksiderende syrer med metaller og ikke-metaller:

Cu + H 2 SO 4 (konsentrert) = CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O

10HNO 3 (kons.) + 4Ca = 4Ca(NO 3) 2 + N 2 O + 5H 2 O

2HNO3 (fortynnet) + S = H2SO4 + 2NO

6. Interomdannelser av oksider under redoksreaksjoner (se redoksegenskaper til oksider).