Charakter właściwości wyższego tlenku. Jak określić charakter tlenku

Tlenki (tlenki) to związki chemiczne składające się z dwóch pierwiastków, z których jeden to .

Niesolące są tak zwane, ponieważ podczas reakcji chemicznych z innymi substancjami nie tworzą soli. Należą do nich H 2 O, tlenek węgla CO, tlenek azotu NO. Wśród tlenków tworzących sól wyróżnia się tlenki zasadowe, kwasowe i amfoteryczne (tab. 2).
Główny nazywane są, które odpowiadają tym, które należą do klasy zasad. Zasadowe reagują z kwasami tworząc sól i wodę.
Tlenki zasadowe to tlenki metali. Charakteryzują się typem jonowym wiązanie chemiczne. W przypadku metali tworzących tlenki zasadowe wartość nie jest wyższa niż 3. Typowymi przykładami tlenków zasadowych są tlenek wapnia CaO, tlenek baru BaO, tlenek miedzi CuO, tlenek żelaza Fe 2 O 8 itp.

Nazwy głównych tlenków są stosunkowo proste. Jeśli metal wchodzący w skład tlenku zasadowego ma stałą, nazywa się go tlenkiem tlenek, na przykład tlenek sodu Na 2 O, tlenek potasu K 2 O, tlenek magnezu MgO itp. Jeśli metal ma zmienną, tlenek, w którym wykazuje najwyższą wartościowość, nazywany jest tlenkiem, a tlenek, w którym wykazuje najniższa wartościowość nazywana jest tlenkiem zwanym podtlenkiem azotu, np. Fe 2 O 3 - tlenek żelaza, FeO - tlenek żelazawy, CuO - tlenek miedzi, Cu 2 O - tlenek miedzi.

Zapisz w zeszycie definicję tlenków.

Tlenki nazywane są kwasami; odpowiadają kwasom i reagują z zasadami, tworząc sól i wodę.

Tlenki kwasowe- Są to głównie tlenki niemetali. Ich cząsteczki zbudowane są wg typ kowalencyjny komunikacja. Wartościowość niemetali w tlenkach jest zwykle równa 3 lub wyższa. Typowymi przykładami tlenków kwasowych są dwutlenek siarki SO 2, dwutlenek węgla CO 2, bezwodnik siarkowy SO 3.
Nazwa tlenku kwasowego często opiera się na liczbie atomów tlenu w jego cząsteczce, np. CO 2 - dwutlenek węgla, SO 3 - trójtlenek siarki itp. Nie mniej często używana jest nazwa „bezwodnik” (pozbawiony wody) w odniesieniu do tlenków kwasowych, na przykład CO 2 - bezwodnik węglowy, SO 3 - bezwodnik siarkowy, P 2 O 5 - bezwodnik fosforowy itp. Wyjaśnienie tych nazw znajdziesz studiując właściwości tlenków.

Przez nowoczesny system nazwy, wszystkie tlenki nazywane są jednym słowem „tlenek” i jeśli pierwiastek może mieć różne znaczenia wartościowość, są one oznaczone cyfrą rzymską umieszczoną obok siebie w nawiasach. Na przykład Fe 2 O 3 to tlenek żelaza (III), SO 3 to (VI).
Korzystając z układu okresowego, wygodnie jest określić charakter wyższego tlenku pierwiastka. Można na przykład śmiało powiedzieć, że wyższe tlenki pierwiastków głównych podgrup grup I i II są typowymi tlenkami zasadowymi, ponieważ pierwiastki te są typowe. Wyższe tlenki pierwiastków głównych podgrup V, VI, Grupy VII- typowe tlenki kwasowe, ponieważ pierwiastkami je tworzącymi są niemetale:
Często zdarza się, że te znajdujące się w grupie IV-VII tworzą wyższe tlenki o charakterze kwasowym, np. tworzą wyższe tlenki Mn 2 O 7 i CrO 3, które mają charakter kwaśny i nazywane są odpowiednio bezwodnikiem manganu i chromu.

▪ 46. Spośród wymienionych poniżej substancji wskaż te, które są tlenkami: CaO; FeCO3; NaNO3; SiO2; CO2; Ba(OH)2; R2O5; H2CO3; PbO; HNO3; FeO; SO3; MgCO3; MnO; CuO; Na2O; V2O6; Ti02. Do jakiej grupy tlenków należą? Nazwij podane tlenki według współczesnego systemu. ()

Właściwości chemiczne tlenków

Pomimo tego, że cząsteczki wielu tlenków zbudowane są według typu jonowego, nie są one elektrolitami, ponieważ nie rozpuszczają się w wodzie w takim sensie, w jakim rozumiemy rozpuszczanie. Niektóre z nich mogą wchodzić w interakcję wyłącznie z wodą, tworząc rozpuszczalne produkty. Ale wtedy to nie tlenki dysocjują, ale produkty ich interakcji z wodą. Zatem, dysocjacja elektrolityczna tlenki nie są dotknięte. Ale podczas topienia mogą ulec dysocjacji termicznej - rozkładowi na jony w stopie.
Najwygodniej jest najpierw rozważyć właściwości tlenków zasadowych i kwasowych.
Wszystkie zasadowe tlenki są stałe, bezwonne i mogą mieć różne kolory: tlenek magnezu – biały, tlenek żelaza – rdzawobrązowy, tlenek miedzi – czarny.

Przez właściwości fizyczne wśród tlenków kwasowych są stałe (dwutlenek krzemu SiO 2, bezwodnik fosforowy P 2 O 5, bezwodnik siarkowy SO 3), gazowe (dwutlenek siarki SO 2, dwutlenek węgla CO 2). Czasami bezwodniki mają kolor i zapach.
Właściwości chemiczne tlenków zasadowych i kwasowych bardzo się od siebie różnią. Biorąc je pod uwagę, zawsze będziemy rysować paralelę między tlenkami zasadowymi i kwasowymi.

Zasadowe tlenki	Tlenki kwasowe
1. Tlenki zasadowe i kwasowe mogą reagować z wodą
CaO + H 2 O = Ca(OH) 2 CaO + H 2 O = Ca 2+ + 2OH - W tym przypadku zasadowe tlenki tworzą zasady (zasady). Ta właściwość wyjaśnia sformułowanie definicji, że zasady odpowiadają zasadowym tlenkom. Nie wszystkie zasadowe tlenki reagują bezpośrednio, gdy związek reaguje z wodą, ale tylko większość metale aktywne(sód, potas, wapń, bar itp.).	SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4 SO 3 + H2O = 2H + + SO 2 4 - Tlenki kwasowe reagują z wodą tworząc kwasy. Ta właściwość wyjaśnia nazwę „bezwodnik” (kwas pozbawiony wody). Ponadto ta właściwość wyjaśnia sformułowanie definicji, że kwasy odpowiadają tlenkom kwasowym. Ale nie wszystkie tlenki kwasowe mogą reagować bezpośrednio z wodą. Dwutlenek krzemu SiO 2 i niektóre inne nie reagują z wodą.
2. Tlenki zasadowe oddziałują z kwasami, tworząc sól i wodę: CuO + H2SO4 = CuSO4 + H2O CuO + 2H + SO 2 4 - =Cu 2+ + SO 2 4 - + H 2 O W skrócie CuO +2H + = Cu2+ + H2O
3. Tlenki zasadowe i kwasowe mogą: CaO + SiO 2 = CaSiO 3 podczas stapiania
Otrzymywanie tlenków
	1. Utlenianie niemetali tlenem S + O2 = SO2
2. Rozkład zasad: Cu(OH)2 = CuO + H2O	2. Rozkład kwasów: H 2 CO 3 = H 2 O + CO 2
3. Rozkład niektórych soli (w tym przypadku powstaje jeden tlenek zasadowy, a drugi kwaśny): CaCO3 = CaO + CO2

Tlenki amfoteryczne to tlenki, które mają podwójne właściwości i zachowują się zasadowo w pewnych warunkach i kwaśnie w innych. Do tlenków amfoterycznych zaliczają się tlenki Al 2 O 3 , ZnO i wiele innych.

Rozważmy właściwości tlenków amfoterycznych na przykładzie tlenku cynk ZnO. Tlenkom amfoterycznym odpowiadają zwykle tlenki słabe, które praktycznie nie dysocjują, dlatego tlenki amfoteryczne nie oddziałują z wodą. Jednakże ze względu na swoją dwoistą naturę mogą reagować zarówno z kwasami, jak i zasadami:
ZnO + H 2 SO 4 = ZnSO 4 + H 2 O

ZnO + 2H + + SO 2 4 - = Zn 2+ + SO 2 4 - + H2O
ZnO + 2H + = Zn 2+ + H 2 O
W tej reakcji tlenek cynku zachowuje się jak zasada
tlenek.
Jeśli tlenek cynku dostanie się do środka środowisko alkaliczne, wtedy zachowuje się jak tlenek kwasowy, co odpowiada kwasowi H 2 ZnO 2 (wzór można łatwo znaleźć, jeśli do wzoru tlenku cynku dodamy w myślach wodę H 2 O). Dlatego równanie reakcji tlenku cynku z zasadą zapisuje się w następujący sposób:
ZnO + 2NaOH = Na 2 ZnO 2 + H 2 O
cynkan sodu (sól rozpuszczalna)
ZnO + 2Na + + 2OH - = 2Na + + ZnO 2 2 - + H 2 O
W skrócie:
ZnO + 2OH - = ZnO 2 2 - + H 2 O

▪ 47. Jaka ilość dwutlenku węgla powstanie po spaleniu 6 g węgla? Jeśli zapomniałeś, jak rozwiązywać problemy z równaniami chemicznymi, zapoznaj się z Załącznikiem 1 i rozwiąż to zadanie. ()
48. Ile gramów cząsteczek tlenku miedzi potrzeba, aby przereagować z 49 g kwasu siarkowego? (Możesz dowiedzieć się, czym jest cząsteczka gramowa i jak używać tego pojęcia w obliczeniach, czytając Dodatek 1 na stronie 374).
49. Ile kwasu siarkowego można otrzymać w reakcji 4 gramów cząsteczek bezwodnika siarkowego z wodą?
50. Jaka objętość tlenu jest zużywana do spalenia 8 g siarki? (Problem rozwiązano za pomocą pojęcia „objętość gramocząsteczki gazu”).
51. Jak dokonać przekształceń:

Zapisz równania reakcji w postaci molekularnej i całkowitej jonowej.

52. Jakie tlenki otrzymuje się w wyniku rozkładu wodorotlenków: CuONH. Fe(OH)3, H2SiO3, Al(OH)3, H2SO3? Wyjaśnij za pomocą równań reakcji.
53. Z którym z nich wymienione substancje tlenek baru będzie reagował: a), b), c) tlenek potasu; d) tlenek miedzi, e) wodorotlenek wapnia; f) kwas fosforowy; g) dwutlenek siarki? Zapisz wzory wszystkich wymienionych substancji. Jeśli to możliwe, zapisz równania reakcji w postaci molekularnej, w pełni jonowej i zredukowanej.
54. Zaproponuj metodę wytwarzania tlenku miedzi CuO na bazie siarczanu miedzi, wody i sodu metalicznego. ()

Określanie charakteru właściwości wyższych tlenków z wykorzystaniem układu okresowego

elementy D. I. Mendelejewa
Wiedząc, że najbardziej typowe metale znajdują się na początku okresu, możemy przewidzieć, że wyższe tlenki pierwiastków głównych podgrup grup I i II powinny mieć podstawowe właściwości. Pewien wyjątek stanowi , którego tlenek ma charakter amfoteryczny. Pod koniec tego okresu pojawiają się niemetale, których wyższe tlenki muszą mieć właściwości kwasowe. W zależności od położenia pierwiastków w układzie okresowym, odpowiednie pierwiastki mogą mieć również charakter zasadowy, kwasowy lub amfoteryczny. Na tej podstawie możemy przyjąć uzasadnione założenia dotyczące składu i właściwości tlenków i wodorotlenków niektórych pierwiastków.

■ 55. Napisz wzory wyższych tlenków strontu i indu. Czy mogą reagować z kwasem siarkowym, z soda kaustyczna? Napisz równania reakcji. ()
56. Napisz wzory wodorotlenków rubidu, baru, lantanu.
57. Jak zachodzą reakcje pomiędzy wodorotlenkiem rubidu a kwas azotowy, pomiędzy wodorotlenkiem baru i kwas chlorowodorowy? Napisz równania reakcji.
58. Wiedząc, że wzór najwyższego tlenku selenu to SeO 3, napisz równania reakcji bezwodnika selenu z wodorotlenkiem wapnia i tlenkiem sodu.
59. Napisz równania reakcji kwasu selenowego z wodorotlenkiem rubidu, tlenkiem potasu, wodorotlenkiem baru, tlenkiem wapnia.
60. Korzystając z układu okresowego pierwiastków, znajdź wzory kwasu tellurowego (nr 52), kwasu nadchlorowego (nr 17), kwasu germanowego (nr 32), kwasu chromowego (nr 24).
61. Napisz równanie reakcji wodorotlenku rubidu i kwasu antymonowego (nr 37, nr 51). ()

Oprócz tlenków i wodorotlenków wiele pierwiastków może tworzyć związki z wodorem Nazwa zwyczajowa wodorki. Specyficzne właściwości wodorków zależą od względnej elektroujemności wodoru i pierwiastka, z którym się on łączy.
Związki wodoru z typowymi metalami, takimi jak (NaH), (KH), (CaH2) itp., powstają w zależności od rodzaju wiązania jonowego i jest to jon ujemny, a metal jest dodatni. Wodorki metali są stałe, przypominają sole i mają jonową sieć krystaliczną.
Związki wodoru z niemetalami mają mniej lub bardziej polarne cząsteczki, na przykład HCl, H 2 O, NH 3 itp. i są substancjami gazowymi.
Podczas edukacji wiązania kowalencyjne pierwiastków wodorem, liczba par elektronów jest równa liczbie elektronów brakujących do uzupełnienia zewnętrznej warstwy elektronowej tych pierwiastków (oktetu). Liczba ta nie przekracza 4, dlatego lotne związki wodoru mogą tworzyć tylko pierwiastki z głównych podgrup grup IV-VII, które mają wyraźną elektroujemność w porównaniu z wodorem. Wartościowość pierwiastka w lotnym związku wodoru można obliczyć odejmując od liczby 8 numer grupy, w której znajduje się pierwiastek.
Pierwiastki drugorzędowych podgrup IV-VII nie tworzą lotnych wodorków, gdyż są to pierwiastki należące do D-rodzina posiadająca 1 - 2 elektrony na warstwie zewnętrznej, co wskazuje na słabą elektroujemność.

■ 62. Określ wartościowość w lotnych związkach wodoru pierwiastków krzemu, fosforu, tlenu, siarki, bromu, arsenu, chloru. ()
63. Zapisz wzory lotnych związków wodorowych arsenu (nr 33), bromu (nr 35), węgla (nr 6), selenu (nr 34).
64. Czy następujące pierwiastki utworzą lotne związki z wodorem: a) (nr 41); b) (nr 83); c) jod (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)? ()

Jeżeli tak, napisz odpowiednie wzory.
Ta sama zasada leży u podstaw zestawiania wzorów na związki binarne, czyli związki składające się z dwóch pierwiastków, przy użyciu układu okresowego pierwiastków. W tym przypadku pierwiastek o najmniejszych właściwościach metalicznych, czyli bardziej elektroujemny, będzie miał taką samą wartościowość jak w lotnych związkach wodoru, a pierwiastek o mniejszej elektroujemności będzie miał taką samą wartościowość jak w wyższym tlenku. Pisząc wzór na związek binarny, symbol pierwiastka mniej elektroujemnego umieszcza się na pierwszym miejscu, a symbol pierwiastka bardziej ujemnego na drugim. Zatem pisząc np. wzór na siarczek litu ustalamy, że jako metal wykazuje niższą elektroujemność, jego wartościowość jest taka sama jak w tlenku, czyli 1, równa liczbie grupy. wykazuje większą elektroujemność i dlatego jego wartościowość wynosi 8-6 = 2 (numer grupy odejmuje się od 8). Stąd wzór Li 2 S.

■ 65. Na podstawie położenia pierwiastków w układzie okresowym napisz wzory następujących związków:
a) chlorek cyny (nr 50, nr 17);
b) bromek indu (nr 49, nr 35);
c) jod kadmu (nr 48, jod nr 53);
d) azot lub azotek litu (nr 3, nr 7);
e) fluorek strontu (nr 38, nr 9);
f) siarczek lub siarczek kadmu (nr 48, nr 16).
g) bromek glinu (nr 13, nr 35). ()

Korzystając z układu okresowego pierwiastków, możesz pisać wzory na sole kwasy tlenowe i komponować równania chemiczne. Na przykład, aby napisać wzór chromianu baru, należy znaleźć wzór wyższego tlenku chromu CrO 3, następnie znaleźć kwas chromowy H 2 CrO 4, a następnie znaleźć wartościowość baru (jest równa 2 - zgodnie z numer grupy) i ułóż wzór BaCrO 4.

■ 66. Napisz wzory na nadmanganian wapnia i kwas rubidowo-arsenowy.
67. Zapisz następujące równania reakcji:
a) wodorotlenek cezu + kwas nadchlorowy;
b) wodorotlenek talu + kwas fosforowy;
c) wodorotlenek strontu +;
d) tlenek rubidu + bezwodnik siarkowy;
e) tlenek baru + bezwodnik węgla;
e) tlenek strontu + bezwodnik siarkowy;
g) tlenek cezu + bezwodnik krzemu;
h) tlenek litu + kwas fosforowy;
i) tlenek berylu + kwas arsenowy;
j) tlenek rubidu + kwas chromowy;
l) tlenek sodu + kwas nadjodowy;
l) wodorotlenek strontu + siarczan glinu;
n) wodorotlenek rubidu + chlorek galu;
o) wodorotlenek strontu + bezwodnik arsenu;
n) wodorotlenek baru + bezwodnik selenu. ()

Znaczenie prawa okresowości oraz układ okresowy pierwiastków D. I. Mendelejewa w rozwoju chemii

Układ okresowy to układ pierwiastków i wszystkich żywych i przyroda nieożywiona. Dlatego nie jest to tylko główne prawo chemiczne, ale także podstawowe prawo natury, które ma znaczenie filozoficzne.
Odkrycie prawa okresowości miało ogromny wpływ na rozwój chemii i do dziś nie straciło na znaczeniu. Korzystając z okresowego układu pierwiastków, D.I. Mendelejew był w stanie sprawdzić i skorygować masy atomowe wielu pierwiastków, na przykład osmu, irydu, platyny, złota itp. Po raz pierwszy w oparciu o układ okresowy D.I. Mendelejewa w historii chemii z powodzeniem przewidział odkrycie nowych pierwiastków.
W latach 60-tych ubiegłego wieku niektóre elementy, takie jak (nr 21), (nr 31), (nr 32) itp. nie były jeszcze znane. Niemniej jednak DI Mendelejew wyjechał do nich wolne miejsca w układzie okresowym, gdyż był przekonany, że pierwiastki te zostaną odkryte i z wyjątkową dokładnością przewidział ich właściwości. Na przykład właściwości pierwiastka, którego istnienie przepowiedział D.I. Mendelejew w 1871 r. i który nazwał eka-krzemem, pokrywają się z właściwościami germanu, odkrytego w 1885 r. przez Winklera.
Obecnie znając budowę atomów i cząsteczek możemy bardziej szczegółowo scharakteryzować właściwości pierwiastków na podstawie ich położenia w układzie okresowym według poniższego planu.
1. Pozycja elementu w tabeli D.I. Mendelejewa. 2. Ładunek jądra atomu i Łączna elektrony.
3. Numer poziomy energii i rozmieszczenie na nich elektronów.
4. Elektroniczna Konfiguracja atom. 5. Rodzaj właściwości (metaliczne, niemetaliczne itp.).
6. Wyższa wartościowość tlenku. Wzór tlenku, charakter jego właściwości, równania reakcji potwierdzające przyjęte właściwości tlenku.

7. Wodorotlenek. Właściwości wyższego wodorotlenku. Równania reakcji potwierdzające oczekiwany charakter właściwości wodorotlenku.
8. Możliwość tworzenia lotnego wodorku. Formuła wodorkowa. Wartościowość pierwiastka w wodorku.
9. Możliwość tworzenia chlorków. Formuła chlorkowa. Rodzaj wiązania chemicznego pomiędzy pierwiastkiem a chlorem.
Mendelejew przewidział 11 pierwiastków i wszystkie zostały odkryte: w 1875 r. przez P. Lecoqa de Boisbaudran, w 1879 r. przez L. Nilssona i P. Kleve -, w 1898 r. przez Marię Skłodowską-Curie i Pierre'a - (nr 84 ) oraz (nr 84 ). nr 88), w 1899 r. A. Dębiern – (nr 89, przewidywany ekalantan). W 1917 O. Hahn i L. Meitner (Niemcy) odkryli (nr 91), w 1925 V. Noddack, I. Noddack i O. Berg - (nr 75), w 1937 C. Perrier i E Segre (Włochy) -technet (nr 43), w 1939 r. M. Perey (Francja) - (nr 87), a w 1940 r. D. Corson, K. McKenzie i E. Segre (USA) - (nr 85).

Niektóre z tych pierwiastków odkryto za życia D.I. Mendelejewa. Jednocześnie, korzystając z układu okresowego, D.I. Mendelejew sprawdził masy atomowe wielu już znane elementy i naniósł do nich poprawki. Weryfikacja eksperymentalna Poprawki te potwierdziły poprawność D.I. Mendelejewa. Logicznie uzupełnione układ okresowy odkrycie w 1894 roku przez Ramsaya gazy obojętne, które do tego roku nie znajdowały się w układzie okresowym.
Odkrycie prawa okresowości skłoniło naukowców do poszukiwania przyczyn okresowości. Przyczyniło się to do odsłonięcia istoty numer seryjny grupy i okresy, czyli badanie Struktura wewnętrzna atom uważany za niepodzielny. wiele wyjaśnił, ale jednocześnie przedstawił naukowcom szereg problemów, których rozwiązanie doprowadziło do badań Struktura wewnętrzna atom, wyjaśniający różnice w zachowaniu pierwiastków w reakcjach chemicznych. Odkrycie prawa okresowości stworzyło warunki do sztucznej produkcji pierwiastków.
Układ okresowy, którego stulecie obchodziliśmy w 1969 roku, jest nadal przedmiotem badań.
Idee D.I. Mendelejewa zapoczątkowały nowy okres w rozwoju chemii.

Biografia DI Mendelejewa

D.I. Mendelejew urodził się 8 lutego 1834 r. w Tobolsku, gdzie jego ojciec był dyrektorem gimnazjum. W gimnazjum w Tobolsku, do którego wstąpił w 1841 r., D. I. Mendelejew wykazał duże zainteresowanie nauki przyrodnicze. W 1849 wstąpił na Wydział Naukowo-Matematyczny w Petersburgu instytut pedagogiczny. Po śmierci rodziców i siostry D.I. Mendelejew został sam. Mimo to z wielką wytrwałością kontynuował naukę. W instytucie ogromny wpływ miał na niego profesor chemii A. A. Voskresensky. Oprócz chemii DI Mendelejew interesował się mechaniką, mineralogią i botaniką.
W 1855 r. D.I. Mendelejew ukończył instytut ze złotym medalem i został wysłany jako nauczyciel nauk przyrodniczych do Symferopola, ponieważ intensywne studia w instytucie podkopały jego zdrowie, a lekarze zalecili mu wyjazd na południe. Następnie przeniósł się do Odessy. Tutaj jako nauczyciel pierwszego gimnazjum w Odessie pracował nad „hydratową” teorią rozwiązań i pracą magisterską „O określonych objętościach”. W 1856 r. D.I. Mendelejew znakomicie zdał egzaminy magisterskie i obronił rozprawę doktorską. Oryginalność i odwaga myślenia w tym dziele wzbudziła podziw w prasie i duże zainteresowanie w świecie naukowym.
Wkrótce 23-letni D.I. Mendelejew został profesorem nadzwyczajnym i otrzymał do tego prawo

czytaj wykłady w Uniwersytet w Petersburgu. W wyjątkowo słabo wyposażonym laboratorium uniwersyteckim kontynuował badania, jednak praca w takich warunkach nie mogła zadowolić naukowca i aby móc je kontynuować skuteczniej, zmuszony był wyjechać do Niemiec. Po zakupie niezbędnych odczynników, szkła i instrumentów stworzył na własny koszt laboratorium i zaczął badać naturę gazów oraz zagadnienia ich przetwarzania na stan ciekły i międzycząsteczkowa adhezja cieczy. Jako pierwszy wspomniał o tym D. I. Mendelejew temperatury krytyczne dla gazów i doświadczalnie wyznaczył wiele z nich, udowadniając w ten sposób, że kiedy pewna temperatura Wszystkie gazy można przekształcić w ciecz.
W Niemczech D.I. Mendelejew zbliżył się do wielu wybitnych rosyjskich naukowców, którzy również zostali zmuszeni do pracy za granicą. Byli wśród nich N. N. Beketow, A. P. Borodin, I. M. Sechenov i inni.W 1860 r. D. I. Mendelejew wziął udział w I międzynarodowy kongres chemicy w Karlsruhe.

W 1861 powrócił do Petersburga i rozpoczął nauczanie kursu Chemia organiczna na Uniwersytecie. Tutaj po raz pierwszy stworzył podręcznik chemii organicznej, zastanawiając się najnowsze osiągnięcia ta nauka. W tym podręczniku D.I. Mendelejew rozpatrzył wszystkie procesy z czysto materialistycznego punktu widzenia, krytykując „witalistów”, zwolenników tzw. witalność, dzięki któremu, jak wierzyli, życie istnieje i powstaje materia organiczna.
DI. Mendelejew jako pierwszy zwrócił uwagę na izomerię - zjawisko, w którym występują substancje organiczne o tym samym składzie różne właściwości. Wkrótce zjawisko to wyjaśnił A.M. Butlerov.
Po obronie rozprawy doktorskiej w 1864 r. na temat „O połączeniu alkoholu z wodą” D. I. Mendelejew w 1865 r. został profesorem w Petersburgu Instytut Technologii i uniwersytet.

W 1867 otrzymał zaproszenie do Francji w celu zorganizowania pawilonu rosyjskiego na Świecie wystawa przemysłowa. Wrażenia z podróży opisał w pracy „O nowoczesny rozwój Niektóre produkcja chemiczna jak zastosowano do Rosji w związku z Wystawą Światową w 1867 r.”.
W tej pracy autor wyraził wiele cennych przemyśleń, w szczególności poruszył kwestię złego użytkowania w Rosji zasoby naturalne, głównie ropę naftową, oraz konieczność budowy zakładów chemicznych wytwarzających lokalnie surowce importowane przez Rosję z zagranicy.

Dzięki swoim badaniom w dziedzinie hydratacyjnej teorii roztworów D. I. Mendelejew, podążając za Łomonosowem, położył podwaliny pod Nowa okolica nauka - chemia fizyczna.
W 1867 r. dyrektorem wydziału został wybrany DI Mendelejew chemia nieorganiczna na Uniwersytecie w Petersburgu, którym kierował przez 28 lat. Jego wykłady cieszyły się ogromnym zainteresowaniem studentów wszystkich wydziałów i kierunków. W tym samym czasie D.I. Mendelejew poprowadził świetny Praca społeczna mające na celu wzmocnienie i rozwój nauki rosyjskiej. Z jego inicjatywy w 1868 roku powstało Rosyjskie Towarzystwo Fizykochemiczne, gdzie D.I. Mendelejew po raz pierwszy przesłał swój raport „Doświadczenie układu pierwiastków na podstawie ich masa atomowa i podobieństwo chemiczne.” To był ten słynny, na podstawie którego D.I. Mendelejew napisał swoją słynne dzieło„Podstawy chemii”.

Prawo okresowości i układ okresowy pierwiastków pozwoliły D.I. Mendelejewowi przewidzieć odkrycie nowych pierwiastków i opisać ich właściwości z dużą dokładnością. Pierwiastki te zostały odkryte za życia D.I. Mendelejewa i przyniosły wielką sławę prawu okresowemu i jego odkrywcy.
Ale w kręgach reakcyjnych Akademia w Petersburgu nauka, chwała D.I. Mendelejewowi, jego postępowe idee zrobiły zupełnie inne wrażenie. Pomimo ogromnych zasług dla nauki DI Mendelejew nie został wybrany do Akademii. Taki stosunek do wielkiego naukowca wywołał burzę protestów w całym kraju. Rosyjskie Towarzystwo Fizyczno-Chemiczne wybrało D.I. Mendelejewa na członka honorowego. W 1890 r. DI Mendelejew musiał porzucić pracę na uniwersytecie. Niemniej jednak jego naukowe i Zajęcia praktyczne nie rozpadł się. Był ciągle zajęty pytaniami Rozwój gospodarczy kraju, brał udział w przygotowywaniu taryf celnych, pracował w Izbie Miar i Wag. Ale we wszystkich swoich przedsięwzięciach niezmiennie napotykał sprzeciw rządu carskiego.D. I. Mendelejew zmarł w 1907 r. W jego osobie świat stracił genialnego, wszechstronnego naukowca, który wysunął szereg pomysłów, które miały zostać zrealizowane dopiero w naszych czasach .

D.I. Mendelejew był zagorzałym orędownikiem rozwoju krajowego przemysłu. Zwłaszcza duże skupienie poświęcił się rozwojowi przemysł naftowy. Już wtedy mówił o budowie rurociągów naftowych i chemicznej rafinacji ropy. Jednak właściciele złóż ropy woleli drapieżną eksploatację pól naftowych.
Po raz pierwszy D.I. Mendelejew przedstawił pomysł podziemnego zgazowania, który rozwinął się dopiero w naszych czasach węgiel, który był wysoko ceniony już w 1913 roku. V. I. Lenin, Konieczności stworzenia przemysł chemiczny w Rosji D.I. Mendelejew poświęcił szereg swoich prac, ale jego rozwój stał się możliwy dopiero w czasach sowieckich: D.I. Mendelejew opracował nowe metody eksploracji rud żelaza, metody wydobywania węgla z głęboko położonych pokładów, przedstawił projekt rozwoju Północy, interesował się problemami aeronautyki i badaniami górne warstwy atmosfera. DI Mendelejew zaproponował metodę produkcji bezdymnego prochu, którą rząd carski zignorował, ale którą stosował amerykański departament wojskowy.

Sprawdzenie wykonania zadań i odpowiedzi na pytania do Ch. I 1. 16; 61; 14; 42. 2. Różnica w masie atomowej...

1. Materia i jej ruch. 2. Substancje i ich przemiany. Przedmiot i metoda chemii 3. Znaczenie chemii. Chemia w gospodarka narodowa 4. Narodziny chemii...

Związki chemiczne składające się z tlenu i innych pierwiastków układu okresowego nazywane są tlenkami. W zależności od właściwości dzieli się je na zasadowe, amfoteryczne i kwaśne. Charakter tlenków można określić teoretycznie i w praktyczny sposób.

Będziesz potrzebować

- układ okresowy;
- wyroby szklane;
- odczynniki chemiczne.

Instrukcje

Musisz dobrze rozumieć, jak zmieniają się właściwości pierwiastki chemiczne w zależności od ich położenia w tabeli DI. Mendelejew. Więc powtórz prawo okresowe, struktura elektroniczna atomy (od tego zależy stopień utlenienia pierwiastków) i tak dalej.

Bez żadnej praktycznej pracy możesz ustalić charakter tlenku, korzystając wyłącznie z układu okresowego. Przecież wiadomo, że okresowo, w kierunku od lewej do prawej właściwości alkaliczne tlenki zastępuje się tlenkami amfoterycznymi, a następnie kwasowymi. Na przykład w III okres tlenek sodu (Na2O) ma charakter zasadowy, związek glinu z tlenem (Al2O3) ma charakter amfoteryczny, a tlenek chloru (ClO2) ma charakter kwaśny.

Należy pamiętać, że w głównych podgrupach zasadowe właściwości tlenków rosną od góry do dołu, a kwasowość wręcz przeciwnie, słabnie. Zatem w grupie I tlenek cezu (CsO) ma silniejszą zasadowość niż tlenek litu (LiO). W grupie V tlenek azotu (III) ma charakter kwaśny, a tlenek bizmutu (Bi2O5) jest już zasadowy.

Inny sposób określenia charakteru tlenków. Załóżmy, że zadaniem jest eksperymentalne udowodnienie zasadowych, amfoterycznych i kwasowych właściwości tlenku wapnia (CaO), tlenku 5-wartościowego fosforu (P2O5(V)) i tlenku cynku (ZnO).

Najpierw weź dwie czyste probówki. Z butelek za pomocą chemicznej szpatułki wlej do jednej trochę CaO, a do drugiej P2O5. Następnie do obu odczynników wlać 5-10 ml wody destylowanej. Mieszać szklanym prętem, aż proszek całkowicie się rozpuści. Zanurz kawałki papierka lakmusowego w obu probówkach. Tam, gdzie znajduje się tlenek wapnia, pojawi się wskaźnik koloru niebieskiego, co świadczy o zasadowości badanego związku. W probówce z tlenkiem fosforu (V) bibułka zmieni kolor na czerwony, dlatego P2O5 jest tlenkiem kwasowym.

Ponieważ tlenek cynku jest nierozpuszczalny w wodzie, należy zareagować z kwasem i wodorotlenkiem, aby udowodnić, że jest on amfoteryczny. W obu przypadkach dostaną się kryształy ZnO Reakcja chemiczna. Na przykład:
ZnO + 2KOH = K2ZnO2 + H2O
3ZnO + 2H3PO4 Zn3(PO4)2 + 3H2O

notatka

Pamiętaj, że charakter właściwości tlenku zależy bezpośrednio od wartościowości pierwiastka zawartego w jego składzie.

Pomocna rada

Nie zapominaj, że istnieją również tak zwane tlenki obojętne (nietworzące soli), które nie reagują normalne warunki ani z wodorotlenkami, ani z kwasami. Należą do nich tlenki niemetali o wartościowości I i II, np.: SiO, CO, NO, N2O itp., ale są też tlenki „metaliczne”: MnO2 i inne.

Uwaga, tylko DZIŚ!

Wszystko interesujące

W zależności od właściwości kwasowo-zasadowych pierwiastków chemicznych, ich możliwe reakcje. Co więcej, właściwości te wpływają nie tylko na element, ale także na jego połączenia. Jakie są właściwości kwasowo-zasadowe
Główne właściwości są eksponowane...

Najważniejsze zajęcia związki nieorganiczne– tlenki, kwasy, zasady, wodorotlenki amfoteryczne i sól. Każda z tych klas ma swoją własną charakterystykę właściwości ogólne i sposoby uzyskiwania. Do tej pory ponad 100 tysięcy różnych...

Jednymi z głównych pojęć w chemii są 2 pojęcia: „substancje proste” i „substancje złożone”. Te pierwsze składają się z atomów jednego pierwiastka chemicznego i dzielą się na niemetale i metale. Tlenki, wodorotlenki, sole to klasy...

Istnieją 3 rodzaje tlenku miedzi. Różnią się od siebie wartościowością. Odpowiednio istnieją jednowartościowe, dwuwartościowe i trójwartościowe tlenki miedzi. Każdy z tlenków ma swój własny Właściwości chemiczne. Instrukcje 1Tlenek miedzi (I) – Cu2O. W…

Chlor może tworzyć kilka różnych tlenków. Wszystkie z nich są wykorzystywane w przemyśle w dużych ilościach, ponieważ są poszukiwane w wielu obszarach przemysłu. Chlor tworzy się z tlenem cała linia tlenki, których całkowita liczba wynosi ...

Pomocna będzie znajomość właściwości chemicznych kwasów, w szczególności ich interakcji z tlenkami dobra obsługa podczas wykonywania różnorodnych zadań chemicznych. To rozwiąże problemy obliczeniowe, przeprowadź łańcuch transformacji, wykonaj zadania...

Istnieje wiele substancji nieorganicznych podzielonych na klasy. Aby poprawnie sklasyfikować proponowane związki, konieczne jest posiadanie pojęcia o cechach strukturalnych każdej grupy substancji, których jest tylko cztery.…

Równoważna jest ilość pierwiastka chemicznego, która wiąże lub zastępuje jeden mol atomów wodoru. W związku z tym masa jednego równoważnika nazywana jest masą równoważną (Me) i wyrażana jest w g/mol. Studenci chemii często muszą...

Tlenek – związek chemiczny, który składa się z dwóch elementów. Jednym z pierwiastków tlenkowych jest tlen. Ze względu na charakter tlenki dzielimy na kwasowe i zasadowe. Kwasowość lub zasadowość można udowodnić, znając właściwości chemiczne substancji i...

Właściwości chemiczne substancji to zdolność do zmiany jej składu podczas reakcji chemicznych. Reakcja może przebiegać w formie samorozkładu lub w wyniku interakcji z innymi substancjami. Właściwości substancji zależą nie tylko od jej składu, ale także...

Będziesz potrzebować

- układ okresowy;
- wyroby szklane;
- odczynniki chemiczne.

Instrukcje

Musisz dobrze rozumieć, jak zmieniają się właściwości pierwiastków chemicznych w zależności od ich położenia w tabeli DI. Mendelejew. Dlatego powtórz prawo okresowe, strukturę elektronową atomów (od tego zależy stopień utlenienia pierwiastków) itp.
Bez żadnej praktycznej pracy możesz ustalić charakter tlenku, korzystając wyłącznie z układu okresowego. Przecież wiadomo, że w okresach, w kierunku od lewej do prawej, alkaliczne właściwości tlenków zmieniają się w amfoteryczne, a następnie w kwaśne. Przykładowo w okresie III tlenek sodu (Na2O) wykazuje właściwości zasadowe, związek glinu z tlenem (Al2O3) ma charakter amfoteryczny, a tlenek chloru (ClO2) ma charakter kwaśny.
Należy pamiętać, że w głównych podgrupach zasadowe właściwości tlenków rosną od góry do dołu, a kwasowość wręcz przeciwnie, słabnie. Zatem w grupie I tlenek cezu (CsO) ma silniejszą zasadowość niż tlenek litu (LiO). W grupie V tlenek azotu (III) ma charakter kwaśny, a tlenek bizmutu (Bi2O5) jest już zasadowy.
Inny sposób określenia charakteru tlenków. Załóżmy, że zadaniem jest eksperymentalne udowodnienie zasadowych, amfoterycznych i kwasowych właściwości tlenku wapnia (CaO), tlenku 5-wartościowego fosforu (P2O5(V)) i tlenku cynku (ZnO).
Najpierw weź dwie czyste probówki. Z butelek za pomocą chemicznej szpatułki wlej do jednej trochę CaO, a do drugiej P2O5. Następnie do obu odczynników wlać 5-10 ml wody destylowanej. Mieszać szklanym prętem, aż proszek całkowicie się rozpuści. Zanurz kawałki papierka lakmusowego w obu probówkach. Tam, gdzie znajduje się tlenek wapnia, wskaźnik zmieni kolor na niebieski, co świadczy o zasadowym charakterze badanego związku. W probówce z tlenkiem fosforu (V) bibułka zmieni kolor na czerwony, dlatego P2O5 jest tlenkiem kwasowym.
Ponieważ tlenek cynku jest nierozpuszczalny w wodzie, należy zareagować z kwasem i wodorotlenkiem, aby udowodnić, że jest on amfoteryczny. W obu przypadkach kryształy ZnO wejdą w reakcję chemiczną. Na przykład:
ZnO + 2KOH = K2ZnO2 + H2O
3ZnO + 2H3PO4 → Zn3(PO4)2↓ + 3H2O

Porozmawiajmy o tym, jak określić charakter tlenku. Zacznijmy od tego, że wszystkie substancje dzieli się zwykle na dwie grupy: proste i złożone. Substancje proste dzielą się na metale i niemetale. Złożone połączenia Dzielą się na cztery klasy: zasady, tlenki, sole, kwasy.

Definicja

Ponieważ charakter tlenków zależy od ich składu, podamy najpierw definicję ta klasa substancje nieorganiczne. Tlenki to te, które składają się z dwóch pierwiastków. Ich osobliwością jest to, że tlen zawsze znajduje się we wzorze jako drugi (ostatni) pierwiastek.

Najczęstszą opcją jest oddziaływanie prostych substancji (metali, niemetali) z tlenem. Na przykład, gdy magnez reaguje z tlenem, tworzy związek wykazujący podstawowe właściwości.

Nomenklatura

Charakter tlenków zależy od ich składu. Istnieć pewne zasady według których takie substancje są nazywane.

Jeśli tlenek jest utworzony przez metale z głównych podgrup, wartościowość nie jest wskazana. Na przykład tlenek wapnia CaO. Jeżeli pierwszym metalem w związku jest metal podobnej podgrupy, który ma zmienną wartościowość, wówczas należy to wskazać cyfrą rzymską. Umieszczone po nazwie związku w nawiasach. Na przykład istnieją tlenki żelaza (2) i (3). Tworząc wzory na tlenki, należy pamiętać, że suma znajdujących się w nich stopni utlenienia musi być równa zeru.

Klasyfikacja

Zastanówmy się, jak charakter tlenków zależy od stopnia utlenienia. Metale na stopniach utlenienia +1 i +2 tworzą się z tlenem zasadowe tlenki. Specyficzną cechą takich związków jest podstawowy charakter tlenki Takie połączenia wchodzą w życie Reakcja chemiczna z tlenkami niemetali tworzącymi sole, tworząc z nimi sole. Ponadto reagują z kwasami. Produkt reakcji zależy od ilości pobranych substancji wyjściowych.

Niemetale, a także metale o stopniach utlenienia od +4 do +7, tworzą tlenki kwasowe z tlenem. Charakter tlenków sugeruje interakcję z zasadami (zasadami). Wynik interakcji zależy od ilości pobranej pierwotnej zasady. Kiedy jest jego niedobór, powstaje jako produkt interakcji sól kwasowa. Na przykład w wyniku reakcji tlenku węgla (4) z wodorotlenkiem sodu powstaje wodorowęglan sodu (sól kwaśna).

W przypadku oddziaływania tlenku kwasowego z nadmiarem zasady, produktem reakcji będzie sól średnia (węglan sodu). Postać tlenki kwasowe zależy od stopnia utlenienia.

Dzielą się na tlenki tworzące sól (w których stopień utlenienia pierwiastka jest równy numerowi grupy), a także tlenki obojętne, które nie są zdolne do tworzenia soli.

Tlenki amfoteryczne

Istnieje również amfoteryczny charakter właściwości tlenków. Jego istota polega na oddziaływaniu tych związków zarówno z kwasami, jak i zasadami. Które tlenki wykazują podwójne (amfoteryczne) właściwości? Należą do nich binarne związki metali o stopniu utlenienia +3, a także tlenki berylu i cynku.

Metody uzyskiwania

Istnieć różne drogi Najczęstszą opcją jest interakcja z tlenem proste substancje(metale, niemetale). Na przykład, gdy magnez reaguje z tlenem, tworzy związek wykazujący podstawowe właściwości.

Ponadto tlenki można również otrzymać w drodze reakcji substancje złożone z tlenem cząsteczkowym. Na przykład podczas spalania pirytu (siarczek żelaza 2) można uzyskać jednocześnie dwa tlenki: siarkę i żelazo.

Inną możliwością wytwarzania tlenków jest reakcja rozkładu soli kwasy zawierające tlen. Na przykład może wystąpić rozkład węglanu wapnia dwutlenek węgla i tlenek wapnia

Podczas rozkładu powstają także tlenki zasadowe i amfoteryczne nierozpuszczalne zasady. Na przykład podczas kalcynowania wodorotlenku żelaza (3) powstaje tlenek żelaza (3), a także para wodna.

Wniosek

Tlenki to klasa substancji nieorganicznych o szerokim zakresie Aplikacja na skalę przemysłową. Znajdują zastosowanie w budownictwie, przemyśle farmaceutycznym i medycynie.

Ponadto często stosuje się tlenki amfoteryczne synteza organiczna jako katalizatory (akceleratory procesów chemicznych).