Moderne chemische Wissenschaft ist einviele verschiedene Industrien, und jede von ihnen, zusätzlich zu der theoretischen Basis, hat große praktische Bedeutung, praktisch. Was immer Sie anfassen, alles ist in der chemischen Produktion. Die Hauptbereiche sind anorganische und organische Chemie. Lassen Sie uns überlegen, welche Hauptklassen von Substanzen anorganischen zugeordnet werden und welche Eigenschaften sie besitzen.

Hauptkategorien von anorganischen Verbindungen

Dazu ist es üblich, Folgendes zu berücksichtigen:

  1. Oxide.
  2. Salz.
  3. Gründe.
  4. Säuren.

Jede der Klassen wird durch eine große dargestellteine Vielzahl von Verbindungen anorganischer Natur und hat Bedeutung in praktisch jeder Struktur der wirtschaftlichen und industriellen Aktivitäten des Menschen. Alle Haupteigenschaften, die für diese Verbindungen charakteristisch sind und in der Natur und in der Aufnahme vorkommen, werden im Schulkurs der Chemie ohne Probleme in den Klassen 8-11 studiert.

Es gibt eine allgemeine Tabelle von Oxiden, Salzen,Basen, Säuren, in denen Beispiele für jede der Substanzen und ihren Aggregatzustand dargestellt werden, die in der Natur sind. Außerdem werden Wechselwirkungen beschrieben, die chemische Eigenschaften beschreiben. Wir werden jedoch jede Klasse einzeln und detaillierter untersuchen.

saure Salze auf Säurebasis

Gruppe von Verbindungen - Oxide

Oxide sind eine Klasse von anorganischen Verbindungen,bestehend aus zwei Elementen (binär), von denen eines immer O (Sauerstoff) mit einem niedrigen Oxidationsgrad -2 ist, das an zweiter Stelle in der empirischen Formel der Substanz steht. Beispiel: N2Über5, CaO und so weiter.

Oxide werden wie folgt klassifiziert.

I. Nicht zur Bildung von Salzen geeignet.

II. Salzbildende - können Salze bilden (mit Basen, amphotere Verbindungen, untereinander, Säuren).

  1. Saure Säuren - wenn sie ins Wasser gelangen, bilden sie Säuren. Sie werden am häufigsten von Nichtmetallen oder von Metallen mit hohem CO (Oxidationsgrad) gebildet.
  2. Die wichtigsten - beim Betreten des Wassers bilden Basen. Gebildet von Metallelementen.
  3. Amphotere - zeigen eine Säure-basische Doppelnatur, die durch die Reaktionsbedingungen bestimmt wird. Durch Übergangsmetalle gebildet.
  4. Mixed - oft beziehen sich auf Salze und durch Elemente in mehreren Oxidationsstufen gebildet.

Das höhere Oxid ist ein Oxid, in dem das formgebende Element im maximalen Oxidationszustand ist. Beispiel: Te+6. Für Tellur ist der maximale Oxidationszustand +6, was TeO bedeutet3 ist das höchste Oxid für dieses Element. Im Periodensystem wird unter jeder Gruppe von Elementen eine allgemeine empirische Formel unterzeichnet, die das höchste Oxid für alle Elemente in dieser Gruppe wiedergibt, aber nur die Hauptuntergruppe. Zum Beispiel gibt es unter der ersten Gruppe von Elementen (Alkalimetalle) eine Formel der Form R2O, was bedeutet, dass alle Elemente der Hauptuntergruppe in dieser Gruppe genau diese Formel von höherem Oxid haben werden. Beispiel: Rb2Über, Cs2O und so weiter.

Wenn das höhere Oxid in Wasser gelöst ist, erhalten wir das entsprechende Hydroxid (Alkali, Säure oder amphoteres Hydroxid).

höheres Oxid

Charakterisierung von Oxiden

Oxide können in allen Aggregatzuständen unter normalen Bedingungen existieren. Die meisten von ihnen sind in fester kristalliner oder Pulverform (CaO, SiO & sub2;)2), einige KO (saure Oxide) treten in Form von Flüssigkeiten (Mn2O7), sowie Gase (NO, NO2). Dies erklärt sich durch die Struktur des Kristallgitters. Daher der Unterschied in den Siede- und Schmelztemperaturen, die zwischen Vertretern von -272 variieren0C bis + 70-800C (manchmal höher). Die Löslichkeit in Wasser ist unterschiedlich.

  1. Löslich - basische Metalloxide, die neben Siliziumoxid (IV) auch als alkalisch, alkalisch und alle sauer bezeichnet werden.
  2. Unlöslich - amphotere Oxide, alle anderen basischen und SiO2.

Womit interagieren Oxide?

Oxide, Salze, Basen, Säuren zeigen ähnlicheEigenschaften. Die allgemeinen Eigenschaften von praktisch allen Oxiden (außer nicht-salzbildend) ist die Fähigkeit, verschiedene Salze als Folge bestimmter Wechselwirkungen zu bilden. Für jede Gruppe von Oxiden sind jedoch ihre spezifischen chemischen Eigenschaften, Reflexionseigenschaften, charakteristisch.

Eigenschaften verschiedener Oxidgruppen
Basische Oxide - OOSaure Oxide - CODuale (amphotere) Oxide - AOOxide, die keine Salze bilden

1. Reaktionen mit Wasser: die Bildung von Alkalien (Oxide von Alkali- und Erdalkalimetallen)

Fr2O + Wasser = 2 FrOH

2. Reaktionen mit Säuren: Bildung von Salzen und Wasser

Säure + Ich+ nO = H2O + Salz

3. Reaktionen mit KO, Bildung von Salzen und Wasser

Lithiumoxid + Stickstoffoxid (V) = 2LiNO3

4. Reaktionen, wodurch Elemente CO verändern

Ich+ nO + C = Ich0 + CO

1. Reagenzwasser: Bildung von Säuren (SiO & sub2;2 Ausnahme)

KO + Wasser = Säure

2. Reaktionen mit Basen:

CO2 + 2 CsOH = Cs2CO3 + H2O

3. Reaktionen mit basischen Oxiden: Salzbildung

P2O5 + 3MnO = Mn3(PO3)2

4. OVR-Reaktionen:

CO2 + 2Ca = C + 2CaO,

Sie zeigen doppelte Eigenschaften, interagieren nach dem Prinzip der Säure-Base-Methode (mit Säuren, Alkalien, basischen Oxiden, sauren Oxiden). Wasser interagiert nicht mit Wasser.

1. Mit Säuren: die Bildung von Salzen und Wasser

AO + Säure = Salz + H2Über

2. Mit Basen (Alkalien): Bildung von Hydroxokomplexen

Al2O3 + LiOH + Wasser = Li [Al (OH)4]

3. Reaktionen mit sauren Oxiden: die Herstellung von Salzen

FeO + SO2 = FeSO3

4. Reaktionen mit OO: Bildung von Salzen, Fusion

MnO + Rb2O = Doppelsalz Rb2MnO2

5. Fusionsreaktionen mit Alkali- und Alkalicarbonaten: Salzbildung

Al2O3 + 2 LiOH = 2 LiAlO2 + H2O

Keine Säuren oder Laugen bilden. Sie zeigen sehr spezifische Eigenschaften.

Jedes höhere Oxid, das sowohl von Metall als auch von Nichtmetall gebildet wird und sich in Wasser löst, ergibt eine starke Säure oder Alkali.

Organische und anorganische Säuren

In der klassischen Sondierung (basierend auf den Positionen der ED - elektrolytischen Dissoziation - Svante Arrhenius) sind Säuren Verbindungen, die in Kationen H dissoziieren+ und Anionen von Säureresten-. Allerdings wurden die Säuren heute unter wasserfreien Bedingungen gründlich untersucht, so dass es viele verschiedene Theorien für Hydroxide gibt.

Empirische Formeln für Oxide, Basen, Säuren,Salze bestehen nur aus Symbolen, Elementen und Indizes, die ihre Menge in der Substanz angeben. Zum Beispiel werden anorganische Säuren durch die Formel H ausgedrückt+ Säurerückstand n-. Organische Materie hat eine anderetheoretisches Mapping. Sie können nicht nur empirisch eine vollständige und abgekürzte Strukturformel schreiben, die nicht nur die Zusammensetzung und Menge des Moleküls widerspiegelt, sondern auch die Reihenfolge der Atome, ihre Beziehung zueinander und die funktionelle Hauptgruppe für Carbonsäuren -COOH.

Anorganische alle Säuren sind in zwei Gruppen unterteilt:

  • anoxisch - HBr, HCN, HCL und andere;
  • Sauerstoffhaltige (Oxosäuren) - HClO3 und alles wo Sauerstoff ist.

Auch anorganische Säuren werden klassifiziert nachStabilität (stabil oder stabil - alles außer Kohle und Schwefel, instabil oder instabil - Kohle und Schwefel). Die Stärke der Säure kann stark sein: Schwefel-, Salz-, Salpeter-, Chlor- und andere, und auch schwach: Schwefelwasserstoff, hypochlorig und andere.

Säurechemie Klasse 9

Gar nicht so eine Vielfalt bietetorganische Chemie. Säuren, die organischer Natur sind, beziehen sich auf Carbonsäuren. Ihr gemeinsames Merkmal ist die Anwesenheit der funktionellen Gruppe -COOH. Zum Beispiel HNSO (Ameise), CH3COOH (Essigsäure), C17H35COOH (Stearinsäure) und andere.

Es gibt eine Reihe von Säuren, die im Schulunterricht besonders thematisiert werden.

  1. Salz.
  2. Stickstoff.
  3. Orthophosphorsäure.
  4. Bromwasserstoffsäure.
  5. Kohle.
  6. Jodwasserstoff.
  7. Schwefel.
  8. Essigsäure oder Ethan.
  9. Butan oder Öl.
  10. Benzoisch.

Diese 10 Säuren in der Chemie sind die Grundsubstanzen der entsprechenden Klasse sowohl im Schulunterricht als auch in der Industrie und Synthese im Allgemeinen.

organische Säure-Chemie

Eigenschaften von anorganischen Säuren

Die grundlegenden physikalischen Eigenschaften sollten zugeschrieben werdenZu allererst, unterschiedlicher Aggregatzustand. Tatsächlich gibt es eine Reihe von Säuren die Form von Kristallen oder Pulvern (Bor-, Phosphor-) unter herkömmlichen Bedingungen aufweisen. Die große Mehrheit der bekannten anorganischen Säuren sind verschiedene Flüssigkeiten. Die Siede- und Schmelzpunkte variieren ebenfalls.

Säuren können schwere Verbrennungen verursachen, da sie eine Kraft haben, die organisches Gewebe und Haut zerstört. Um Säuren zu erkennen, verwenden Sie Indikatoren:

  • Methylorange (in üblichem Medium - Orange, in Säuren - rot),
  • Lackmus (in neutral - lila, in Säuren - rot) oder einige andere.

Zu den wichtigsten chemischen Eigenschaften gehört die Fähigkeit, sowohl mit einfachen als auch mit komplexen Substanzen zu interagieren.

Chemische Eigenschaften von anorganischen Säuren
Mit was sie interagierenBeispielreaktion

1. Mit einfachen Metallsubstanzen. Voraussetzung: Das Metall muss im EHRNM zu Wasserstoff stehen, da die nach Wasserstoff stehenden Metalle es nicht aus der Säurezusammensetzung verdrängen können. Als Ergebnis der Reaktion wird Wasserstoff immer in Form von Gas und Salz gebildet.

HCL + AL = Aluminiumchlorid + H2

2. Mit Basen. Das Reaktionsergebnis ist Salz und Wasser. Solche Reaktionen starker Säuren mit Alkalien werden als Neutralisationsreaktionen bezeichnet.

Jede Säure (stark) + lösliche Base = Salz und Wasser

3. Mit amphoteren Hydroxiden. Ergebnis: Salz und Wasser.

2HNO2 + Berylliumhydroxid = Be (NO2)2 (mittleres Salz) + 2H2O

4. Mit basischen Oxiden. Ergebnis: Wasser, Salz.

2HCL + FeO = Eisenchlorid (II) + H2O

5. Mit amphoteren Oxiden. Der letzte Effekt: Salz und Wasser.

2HI + ZnO = ZnI2 + H2O

6. Mit Salzen durch schwächere Säuren. Der letzte Effekt: Salz und schwache Säure.

2HBr + MgCO3 = Magnesiumbromid + H2O + CO2

Bei der Interaktion mit Metallennicht alle Säuren reagieren. Die Chemie (Klasse 9) in der Schule setzt eine sehr flache Untersuchung solcher Reaktionen voraus, aber auf dieser Ebene werden auch spezifische Eigenschaften konzentrierter Salpeter- und Schwefelsäure bei der Wechselwirkung mit Metallen berücksichtigt.

Hydroxide: Alkalien, amphotere und unlösliche Basen

Oxide, Salze, Basen, Säuren - alle diese KlassenSubstanzen haben eine gemeinsame chemische Natur, aufgrund der Struktur des Kristallgitters, sowie den gegenseitigen Einfluss von Atomen in der Zusammensetzung von Molekülen. Wenn es jedoch möglich ist, eine sehr spezifische Definition für Oxide zu geben, dann ist es schwieriger, Säuren und Basen herzustellen.

Die Grundlagen der ED-Theorie sind neben Säuren Substanzen, die sich in einer wässrigen Lösung zu metallischen Kationen zersetzen könnenn + und Hydroxylgruppenanionen OH-.

Unterteilen Sie die Kategorien der Basis wie folgt:

  • Löslich oder Alkali (starke Basen, die die Farbe der Indikatoren verändern). Gebildet durch Metalle der Gruppen I, II. Beispiel: KOH, NaOH, LiOH (dh nur die Hauptuntergruppen werden berücksichtigt);
  • Wenig löslich oder unlöslich (mittlere Stärke, nicht die Farbe der Indikatoren ändern). Beispiel: Magnesiumhydroxid, Eisen (II), (III) und andere.
  • Molekular (schwache Basen, in einem wässrigen Medium, reversibel in Ionenmoleküle dissoziieren). Beispiel: N2H4, Amine, Ammoniak.
  • Amphotere Hydroxide (weisen zwei basische Säureeigenschaften auf). Beispiel: Aluminiumhydroxid, Beryllium, Zinkhydroxid und so weiter.

Grundlagen der Chemie

Jede vertretene Gruppe wird im Schulbereich Chemie im Bereich "Grundlagen" studiert. Chemie 8-9 Klasse beinhaltet eine detaillierte Studie von Alkalien und schwer löslichen Verbindungen.

Die wichtigsten charakteristischen Eigenschaften von Basen

Alle Alkalien und schwer löslichen Verbindungen sindin der Natur in einem festen kristallinen Zustand. Gleichzeitig sind ihre Schmelzpunkte im allgemeinen niedrig und schlecht lösliche Hydroxide zersetzen sich beim Erhitzen. Die Farbe der Basen ist unterschiedlich. Wenn das Alkali weiß ist, dann können die Kristalle der schwerlöslichen und molekularen Basen eine ganz andere Farbe haben. Die Löslichkeit der meisten Verbindungen dieser Klasse kann in der Tabelle gefunden werden, in der Oxide, Basen, Säuren, Salze dargestellt sind, deren Löslichkeit gezeigt ist.

Alkalis können die Farbe der Indikatoren ändernwie folgt: Phenolphthalein - Purpur, Methylorange - gelb. Dies wird durch die Anwesenheit gidroksogrupp frei in Lösung gewährleistet. Es ist daher schwer lösliche Base solche Reaktionen nicht geben.

Die chemischen Eigenschaften jeder Basengruppe sind unterschiedlich.

Chemische Eigenschaften
AlkalienNiedriglösliche BasenAmphotere Hydroxide

I. Wechselwirkung mit KO (Gesamtsalz und Wasser):

2LiOH + SO3 = Li2SO4 + Wasser

II. Interagiert mit Säuren (Salz und Wasser):

konventionelle Neutralisationsreaktionen (siehe Säuren)

III. Interagieren Sie mit dem AO, um einen Hydroxokomplex aus Salz und Wasser zu bilden:

2NaOH + Ich+ n O = Na2Ich+ n O2 + H2O oder Na2[Ich+ n (OH)4]

IV. Wechselwirkung mit amphoteren Hydroxiden unter Bildung von Hydroxokomplexsalzen:

Wie bei AO, nur ohne Wasser

V. Interagieren mit löslichen Salzen unter Bildung von unlöslichen Hydroxiden und Salzen:

3CsOH + Eisenchlorid (III) = Fe (OH)3 + 3CsCl

VI. Wechselwirkung mit Zink und Aluminium in wässriger Lösung unter Bildung von Salzen und Wasserstoff:

2RbOH + 2AI + Wasser = Komplex mit Hydroxid-Ion 2Rb [Al (OH)4] + 3H2

I. Beim Erhitzen können sie zersetzen:

unlösliches Hydroxid = Oxid + Wasser

II. Reaktionen mit Säuren (insgesamt: Salz und Wasser):

Fe (OH)2 + 2HBr = FeBr2 + Wasser

III. Mit KO interagieren:

Ich+ n (OH)n + KO = Salz + H2O

I. Reagiert mit Säuren unter Bildung von Salz und Wasser:

Kupfer (II) hydroxid + 2HBr = CuBr2 + Wasser

II. Reagiert mit Alkalien: Gesamt - Salz und Wasser (Bedingung: Verschmelzung)

Zn (OH)2 + 2CsOH = Salz + 2H2O

III. Reagiert mit starken Hydroxiden: Das Ergebnis sind Salze, wenn die Reaktion in wässriger Lösung stattfindet:

Cr (OH)3 + 3RbOH = Rb3[Cr (OH)]6]

Dies sind die meisten chemischen Eigenschaften, die die Grundlage darstellen. Die Chemie der Basen ist einfach genug und gehorcht den allgemeinen Gesetzen aller anorganischen Verbindungen.

Klasse von anorganischen Salzen. Klassifizierung, physikalische Eigenschaften

Auf der Grundlage der Bestimmungen von ED können Salze anorganische Verbindungen genannt werden, in einer wässrigen Lösung, die in Metallkationen dissoziiert, Me+ n und Anionen von Säurerestenn-. So können Sie sich das Salz vorstellen. Die Definition der Chemie gibt keine, aber das ist die genaueste.

Zur gleichen Zeit in seiner chemischen Natur sind alle Salze unterteilt in:

  • Saures (mit einem Wasserstoffkation in der Zusammensetzung). Beispiel: NaHSO4.
  • Basic (mit der Zusammensetzung der Hydroxygruppe). Beispiel: MgOHNO3, FeOHCL2.
  • Medium (besteht nur aus Metallkationen und Säureresten). Beispiel: NaCl, CaSO4.
  • Double (zwei verschiedene Metallkationen enthalten). Beispiel: NaAl (SO4)3.
  • Komplex (Hydrokomplexe, Aquakomplexe und andere). Beispiel: An2[Fe (CN)4].

Salzformeln spiegeln ihre chemische Natur wider und sprechen auch von der qualitativen und quantitativen Zusammensetzung des Moleküls.

Formeln von Salzen

Oxide, Salze, Basen, Säuren haben unterschiedliche Löslichkeitseigenschaften, die in der entsprechenden Tabelle ersichtlich sind.

Wenn wir über den Aggregatzustand von Salzen sprechen,dann müssen Sie ihre Monotonie bemerken. Sie existieren nur in einem festen, kristallinen oder pulverigen Zustand. Das Farbschema ist sehr vielfältig. Die Lösungen der Komplexsalze haben in der Regel die hellen gesättigten Farben.

Chemische Wechselwirkungen für eine Klasse von mittleren Salzen

Sie haben ähnliche chemische Eigenschaften wie Base, Säure, Salz. Oxide, wie wir bereits gesehen haben, unterscheiden sich etwas von ihnen in diesem Faktor.

Insgesamt gibt es 4 Haupttypen von Wechselwirkungen für mittlere Salze.

I. Wechselwirkung mit Säuren (nur stark aus der Sicht von ED) unter Bildung eines anderen Salzes und schwacher Säure:

KCNS + HCL = KCL + HCNS

II. Reaktionen mit löslichen Hydroxiden mit dem Auftreten von Salzen und unlöslichen Basen:

CuSO4 + 2 LiOH = 2 LiSO4 Salz löslich + Cu (OH)2 unlösliche Base

III. Wechselwirkung mit einem anderen löslichen Salz, um ein unlösliches Salz und lösliches Salz zu bilden:

PbCL2 + Na2S = PbS + 2 NaCl

IV. Reaktionen mit Metallen, die im ECHRN stehen, links davon, was das Salz bildet. In diesem Fall sollte das unter normalen Bedingungen reagierende Metall nicht mit Wasser interagieren:

Mg + 2AgCL = MgCL2 + 2Ag

Dies sind die Haupttypen von Wechselwirkungen, die charakteristisch für mittlere Salze sind. Die Formeln der Salze der komplexen, basischen, doppelten und sauren Salze sprechen für sich die Spezifität der ausgestellten chemischen Eigenschaften.

Chemie Salze Säure Basen Oxide

Formeln von Oxiden, Basen, Säuren, Salzenspiegeln die chemische Essenz aller Vertreter dieser Klassen anorganischer Verbindungen wider und geben auch eine Vorstellung von dem Namen des Stoffes und seinen physikalischen Eigenschaften. Daher sollte ihr Schreiben besondere Aufmerksamkeit schenken. Eine große Vielfalt von Verbindungen bietet uns im Allgemeinen eine erstaunliche Wissenschaft - Chemie. Oxide, Basen, Säuren, Salze - das ist nur ein Teil der immensen Vielfalt.

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