Relativnost razvrstitev snovi. anorganske snovi. Razvrstitev in lastnosti kompleksnih anorganskih snovi. Povezava Osnovna klasifikacija anorganskih snovi

Oksidi– spojine elementov s kisikom je oksidacijsko stanje kisika v oksidih vedno -2.

Bazični oksidi tvorijo tipične kovine s C.O. +1,+2 (Li 2 O, MgO, CaO, CuO itd.).

Kislinski oksidi tvorijo nekovine s S.O. več kot +2 in kovine s S.O. od +5 do +7 (SO 2, SeO 2, P 2 O 5, As 2 O 3, CO 2, SiO 2, CrO 3 in Mn 2 O 7). Izjema: oksida NO 2 in ClO 2 nimata ustreznih kislih hidroksidov, vendar veljata za kisla.

Amfoterni oksidi tvorijo amfoterne kovine s C.O. +2,+3,+4 (BeO, Cr 2 O 3, ZnO, Al 2 O 3, GeO 2, SnO 2 in PbO).

Oksidi, ki ne tvorijo soli– nekovinski oksidi s CO+1,+2 (CO, NO, N 2 O, SiO).

Razlogi (glavni hidroksidi ) - kompleksne snovi, ki so sestavljene iz kovinskega iona (ali amonijevega iona) in hidroksilne skupine (-OH).

Kislinski hidroksidi (kisline)- kompleksne snovi, ki so sestavljene iz vodikovih atomov in kislinskega ostanka.

Amfoterni hidroksidi tvorijo elementi z amfoternimi lastnostmi.

Soli- kompleksne snovi, ki jih tvorijo kovinski atomi v kombinaciji s kislimi ostanki.

Srednje (normalne) soli- vsi vodikovi atomi v molekulah kisline so nadomeščeni s kovinskimi atomi.

Kisle soli- vodikovi atomi v kislini so delno nadomeščeni s kovinskimi atomi. Dobijo se z nevtralizacijo baze s presežkom kisline. Za pravilno poimenovanje kisla sol, imenu običajne soli je treba dodati predpono hidro- ali dihidro-, odvisno od števila vodikovih atomov, vključenih v kislo sol.

Na primer, KHCO 3 - kalijev bikarbonat, KH 2 PO 4 - kalijev dihidrogen ortofosfat

Ne smemo pozabiti, da lahko kisle soli tvorijo le dve ali več bazičnih kislin.

Bazične soli- hidrokso skupine baze (OH −) so delno nadomeščene s kislimi ostanki. Poimenovati bazična sol, Imenu običajne soli je treba dodati predpono hidrokso- ali dihidroksi-, odvisno od števila OH skupin, vključenih v sol.

Na primer, (CuOH) 2 CO 3 je bakrov (II) hidroksikarbonat.

Ne smemo pozabiti, da lahko bazične soli tvorijo le baze, ki vsebujejo dve ali več hidrokso skupin.

Dvojne soli- vsebujejo dva različna kationa; dobijo se s kristalizacijo iz mešane raztopine soli z različnimi kationi, vendar enakimi anioni. Na primer KAl(SO 4) 2, KNaSO 4.

Mešane soli- vsebujejo dva različna aniona. Na primer Ca(OCl)Cl.

Hidratne soli (kristalni hidrati) - vsebujejo molekule kristalizacijske vode. Primer: Na 2 SO 4 10H 2 O.

Trivialna imena pogosto uporabljenih anorganskih snovi:

Formula	Trivialno ime
NaCl	halit, kamena sol, kuhinjska sol
Na 2 SO 4 * 10H 2 O	Glauberjeva sol
NaNO3	Natrij, čilski nitrat
NaOH	kavstična soda, kavstična soda, kavstična soda
Na 2 CO 3 * 10H 2 O	kristalna soda
Na 2 CO 3	Soda Ash
NaHCO3	soda bikarbona (pitna).
K2CO3	pepelika
KON	jedki kalij
KCl	kalijeva sol, silvit
KClO3	Bertholletova sol
KNO 3	Kalij, indijska solitra
K 3	rdeča krvna sol
K 4	rumena krvna sol
KFe 3+	prusko modra
KFe 2+	Turnbull modra
NH4Cl	amoniak
NH 3 * H 2 O	amoniak, amonijakova voda
(NH 4) 2 Fe(SO 4) 2	Mohrova sol
CaO	živo apno (žgano) apno
Ca(OH) 2	gašeno apno, apnena voda, apneno mleko, apneno testo
СaSO 4 * 2H 2 O	Mavec
CaCO3	marmor, apnenec, kreda, kalcit
CaHPO 4 × 2H2O	oborina
Ca(H 2 PO 4) 2	dvojni superfosfat
Ca(H 2 PO 4) 2 +2CaSO 4	preprost superfosfat
CaOCl 2 (Ca(OCl) 2 + CaCl 2)	belilo
MgO	magnezijev oksid
MgSO4*7H20	Epsom (grenka) sol
Al2O3	korund, boksit, aluminijev oksid, rubin, safir
C	diamant, grafit, saje, premog, koks
AgNO3	lapis
(CuOH) 2 CO 3	malahit
Cu2S	bakreni lesk, halkozit
CuSO 4 * 5H 2 O	bakrov sulfat
FeSO 4 * 7H 2 O	železov sulfat
FeS 2	pirit, železov pirit, žveplov pirit
FeCO 3	siderit
Fe 2 O 3	rdeča železova ruda, hematit
Fe 3 O 4	magnetna železova ruda, magnetit
FeO × nH 2 O	rjava železova ruda, limonit
H2SO4 × nSO 3	olejska raztopina SO 3 v H 2 SO 4
N2O	smejalni plin
NE 2	rjavi plin, lisičji rep
SO 3	žveplov plin, žveplov anhidrid
SO 2	žveplov dioksid, žveplov dioksid
CO	ogljikov monoksid
CO2	ogljikov dioksid, suhi led, ogljikov dioksid
SiO2	kremen, kremen, rečni pesek
CO+H2	vodni plin, sintezni plin
Pb(CH3COO)2	svinčev sladkor
PbS	svinčev lesk, galenit
ZnS	cinkova mešanica, sfalerit
HgCl2	korozivni sublimat
HgS	cinober

Razvrstitev anorganskih snovi temelji na njihovi sposobnosti razgradnje. Preproste snovi, sestavljene iz atomov samo enega kemičnega elementa (O 2, H 2, Mg), se ne razgradijo. Kompleksne snovi, sestavljene iz atomov dveh ali več elementov (CO 2, H 2 SO 4, NaOH, KCl), zlahka razpadejo.

Enostavno

Klasifikacija razredov anorganskih snovi vključuje:

• kovine - elementi s toplotno in električno prevodnostjo, visoko duktilnostjo, kovkostjo in kovinskim leskom;
• nekovine - elementi, ki so bolj krhki od kovin, nimajo električne prevodnosti in imajo oksidativne lastnosti.

riž. 1. Klasifikacijska shema za anorganske snovi.

Kovine se nahajajo v spodnjem levem kotu periodnega sistema, nekovine se nahajajo v zgornjem desnem kotu in vključujejo žlahtne pline.

riž. 2. Lokacija kovin in nekovin v periodnem sistemu.

Številni preprosti kemični elementi imajo alotropijo - lastnost tvorbe več preprostih snovi. Na primer, ko kisiku dodamo še en atom, nastane preprosta snov ozon (O 3), ogljik pa glede na število atomov tvori grafit, premog ali diamant.

Kompleksno

Kompleksne snovi so razvrščene v naslednje razrede:

• oksidi - sestoji iz dveh elementov, od katerih je eden kisik;
• kisline - sestavljena iz vodikovih atomov in kislinskega ostanka;
• razlogov - sestojijo iz kovine in ene ali več hidroksilnih skupin;
• sol - sestoji iz kovine in kislinskega ostanka.

Ločeno so izolirani amfoterni hidroksidi, ki kažejo lastnosti kislin in baz. To so trdne snovi, ki so šibki elektroliti. Sem spadajo kovinski hidroksidi z oksidacijskimi stopnjami +3 in +4. Izjeme so Be(OH)2, Zn(OH)2, Sn(OH)2, Pb(OH)2.

Podrobnejša klasifikacija kompleksnih snovi je predstavljena v tabeli s primeri.

Pogled	Nomenklatura	Kemijske lastnosti	Primer
Oksidi - E x O y	Element oksid (oksidacijsko stanje)	Obstajajo bazični oksidi, ki pri interakciji s kislinami tvorijo soli, in kisli oksidi, ki pri interakciji z bazami tvorijo kisline. Ločeno so izolirani amfoterni oksidi, ki medsebojno delujejo s kislinami in bazami (nastane sol)	Na 2 O - natrijev oksid, Fe 2 O 3 - železov (III) oksid, N 2 O 5 - dušikov oksid (V)
Baze - Me(OH) x	Kovinski hidroksid (oksidacijsko stanje)	Glede na topnost ločimo alkalije in v vodi netopne baze. Alkalije reagirajo z nekovinami in kislinskimi oksidi. Netopne baze reagirajo s kislinami in se lahko razgradijo pri visokih temperaturah	Fe(OH) 2 - železov (II) hidroksid, Cu(OH) 2 - bakrov (II) hidroksid, NaOH - natrijev hidroksid
Kisline - H n Ac	Branje odvisno od kislinskega ostanka	Interagirajo s kovinami levo od vodika v nizu aktivnosti, z oksidi in solmi. Sposobnost razgradnje pri visokih temperaturah	H 2 SO 4 - žveplova kislina, HCl - klorovodikova kislina, HNO 3 - dušikova kislina
Soli - krzno x (Ac) y	Kislinski ostanek kovine (oksidacijsko stanje)	Reagira s kislinami, alkalijami, kovinami in solmi	Na 2 SO 4 - natrijev sulfat, CaCO 3 - kalcijev karbonat, KCl - kalijev klorid

riž. 3. Seznam imen kislin.

Genetske povezave med razredi temeljijo na medsebojnem preoblikovanju snovi. Med kemijskimi reakcijami se atomi premikajo iz ene snovi v drugo in tvorijo genetske serije (serije transformacij). Ko kovino dodamo kisiku, tvori oksid, ki se ob reakciji z vodo spremeni v bazo. Kislinski oksid nastane iz nekovine, ki reagira z vodo in tvori kislino. Vsaka genetska serija se konča s soljo.

Kaj smo se naučili?

Anorganske snovi vključujejo enostavne in kompleksne spojine. Preproste snovi so sestavljene iz atomov istega elementa. Sem spadajo kovine in nekovine. Kompleksne spojine vključujejo snovi, sestavljene iz več elementov. Sem spadajo oksidi, kisline, baze, soli in amfoterni hidroksidi. Vse snovi so med seboj genetsko povezane. Iz preproste snovi lahko dobite bolj zapleteno snov. Soli veljajo za najbolj kompleksne snovi.

Test na temo

Ocena poročila

Povprečna ocena: 4.6. Skupaj prejetih ocen: 102.

V kemiji je celotna raznolikost anorganskih snovi običajno razdeljena v dve skupini - preproste in zapletene. Preproste snovi delimo na kovine in nekovine. In zapletene so razdeljene na derivate preprostih, ki nastanejo z njihovo interakcijo s kisikom, vodo in med seboj. Ta razvrstitev anorganskih snovi v obliki diagrama je prikazana na naslednji način:

riž. 2.1. Klasifikacija anorganskih spojin.

Klasifikacija reakcij v anorganski kemiji. V anorganski kemiji ločimo reakcije: 1) spojine, 2) razgradnje (obe sta lahko redoks reakciji ali pa tudi ne), 3) izmenjave, 4) substitucije, ki so vedno redoks reakcije. Reakcijske sheme in primeri so podani v tabeli 2.1.

Tabela 2.1

Razvrstitev reakcij

Oglejmo si pripravo in lastnosti najpomembnejših razredov anorganskih spojin.

OKSIDI(oksidi) - kompleksne snovi, sestavljene iz dveh elementov, od katerih je eden kisik v oksidacijskem stanju -2. Splošna formula katerega koli oksida je E x O y -2. Razlikovati ki tvorijo sol (osnovni: Li 2 O, CaO, MgO, FeO; amfoteren: ZnO, Al 2 O 3, SnO 2, Cr 2 O 3, Fe 2 O 3; kislo: B 2 O 3, SO 3, CO 2, P 2 O 5 Mn 2 O 7) in ne tvorijo soli: N 2 O, NO, CO oksidi. Elementi s spremenljivimi oksidacijskimi stopnjami tvorijo več oksidov (MnO, MnO 2, Mn 2 O 7, NO, N 2 O 3, NO 2, N 2 O 5).

V višjem oksidu je element praviloma v oksidacijskem stanju, ki je enako številu skupine.

Po sodobni mednarodni nomenklaturi so imena oksidov naslednja: beseda "oksid", nato rusko ime elementa v rodilniku, oksidacijsko stanje elementa (če je spremenljivo). Na primer: FeO – železov (II) oksid, P 2 O 5 – fosforjev (V) oksid. Bazični oksidi

To so tiste, ki ustrezajo hidroksidom – bazam. Bazični so oksidi, ki reagirajo s kislinami in tvorijo sol in vodo. Bazične okside tvorijo samo kovine v oksidacijskem stanju +1, +2 (včasih +3), na primer: BaO, SrO, FeO, MnO, CrO, Li 2 O, Bi 2 O 3, Ag 2 O.:

Priprava bazičnih oksidov

1) Oksidacija kovin pri segrevanju v atmosferi kisika:

Ta metoda je praktično neuporabna za alkalijske kovine, ki običajno pri oksidaciji tvorijo perokside, zato je okside Na 2 O, K 2 O izjemno težko dobiti.

2) Praženje sulfida:

2СuS+3O 2 =2CuO+2SO 2;

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

3) Razgradnja hidroksidov:

Cu(OH) 2 =CuO+H 2 O.

S to metodo ni mogoče pridobiti oksidov alkalijskih kovin.

4) Razgradnja soli nekaterih kislin, ki vsebujejo kisik:

BaCO 3 =BaO+CO 2,

2Pb(NO 3) 2 =2PbO+4NO 2 +O 2. Lastnosti bazičnih oksidov

Upoštevajte eno značilno lastnost oksidov. Bližina ionskih polmerov številnih kovinskih ionov vodi do dejstva, da se lahko v kristalni mreži oksidov nekateri ioni ene kovine nadomestijo z ioni druge kovine. To vodi do dejstva, da zakon konstantne sestave pogosto ni izpolnjen za okside in lahko obstajajo mešani oksidi spremenljive sestave.

1) Odnos do vode.

Postopek dodajanja vode imenujemo hidratacija, nastala snov pa hidroksid. Od glavnih oksidov z vodo sodelujejo le oksidi alkalijskih (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) in zemeljskoalkalijskih kovin (Ca, Sr, Ba, Ra).

Li20+H20=2LiOH;

BaO+H2O=Ba(OH)2.

Večina bazičnih oksidov se ne raztopi v vodi in z njo ne interagira. Njihovi ustrezni hidroksidi se pridobivajo posredno - z delovanjem alkalij na soli (glej spodaj).

2) Odnos do kislin.

CaO+H2SO4 =CaSO4 +H2O;

FeO+2HCl=FeCl 2 +H 2 O.

3) Odnos do kislih in amfoternih oksidov.

Pri taljenju bazični oksidi alkalijskih in zemeljskoalkalijskih kovin medsebojno delujejo s trdnimi kislinskimi in amfoternimi oksidi, pa tudi s plinastimi kislinskimi oksidi v normalnih pogojih.

CaO+CO 2 = CaCO 3;

3BaO+P 2 O 5 =Ba 3 (PO 4) 2;

fuzija

Li 2 O+Al 2 O 3 =2LiAlO 2.

fuzija

Bazični oksidi manj aktivnih kovin med taljenjem reagirajo samo s trdnimi kislimi oksidi.

Kislo oksidi- oksidi, ki pri interakciji z bazami tvorijo sol in vodo. Kislinski oksidi ustrezajo hidroksidom – kislinam. Kislinski oksidi so oksidi nekovin v različnih oksidacijskih stanjih ali kovinski oksidi v visoki oksidacijski stopnji (+4 in več). Primeri: SO 2, SO 3, Cl 2 O 7, Mn 2 O 7, CrO 3.

Kemična vez v kislinskih oksidih je polarna kovalentna. V normalnih pogojih so lahko kisli oksidi nekovin plinasti (CO 2, SO 2), tekoči (N 2 O 3, Cl 2 O 7), trdni (P 2 O 5, SiO 2).

Priprava kislinskih oksidov.

1) Oksidacija nekovin:

2) Oksidacija sulfidov:

2ZnS+3O 2 =2ZnO+2SO 2 

3) Izpodrivanje krhkih šibkih kislin iz njihovih soli:

CaCO 3 +2HCl=CaCl 2 +CO 2 +H 2 O.

Lastnosti kislinskih oksidov.

1) Odnos do vode.

Večina kislih oksidov se raztopi v vodi, vstopi v kemično interakcijo z njo in tvori kisline:

SO 3 +H 2 O=H 2 SO 4,

CO2 +H20=H2CO3.

2) Odnos do razlogov.

Kislinski oksidi reagirajo s topnimi bazami - alkalijami, pri čemer tvorijo sol in vodo.

SO2 +2NaOH=Na2SO3 +H2O;

P 2 O 5 +6NaOH=2Na 3PO 4 +3H 2 O

fuzija

3) Odnos do bazičnih in amfoternih oksidov.

Trdni kisli oksidi med fuzijo reagirajo z bazičnimi in amfoternimi oksidi. Tekoči in plinasti oksidi medsebojno delujejo z oksidi alkalijskih in zemeljskoalkalijskih kovin v normalnih pogojih.

P 2 O 5 +3CuO=Cu 3 (PO 4) 2;

fuzija

3SiO 2 +Al 2 O 3 =Al 2 (SiO 3) 3

fuzija

Amfoterni oksidi medsebojno delujejo s kislinami in alkalijami ter kažejo lastnosti kislih in bazičnih oksidov. Ustrezajo amfoternim hidroksidom. Vse so trdne snovi, netopne v vodi. Primeri amfoternih oksidov: ZnO, BeO, SnO, PbO, Al 2 O 3, Cr 2 O 3, Sb 2 O 3, MnO 2.

Lastnosti amfoternih oksidov.

Amfoterni oksidi reagirajo s kislinami kot bazični:

Al 2 O 3 +6HCl=2AlCl 3 +3H 2 O,

in z alkalijami - kot kisle. Sestava reakcijskih produktov je odvisna od pogojev. Pri fuziji:

ZnO+2NaOH=Na2ZnO2+H2O;

Natrijev cinkat

V alkalijski raztopini nastane topna kompleksna sol, ki vsebuje hidroksokompleksni ion:

ZnO+2NaOH+H2O=Na2

Natrijev tetrahidroksocinkat

Oksidi, ki ne tvorijo soli – to so oksidi nekovin, ki ne ustrezajo hidroksidom in soli. Primeri: CO, N 2 O, NO, SiO.

Oksidi so v naravi zelo razširjeni. Tako voda, najpogostejši oksid, pokriva 71 % površine planeta. Silicijev (IV) oksid v obliki 400 vrst kremena predstavlja 12 % mase zemeljske skorje. Ogljikov monoksid (IV) (ogljikov dioksid) se nahaja v atmosferi - 0,03 vol.% in tudi v naravnih vodah. Najpomembnejše rude: hematit, magnetit, rjavi železov sestavljajo različni železovi oksidi. Boksit vsebuje aluminijev oksid itd.

OSNOVE– kompleksne snovi, v katerih je ena ali več hidrokso skupin OH - na kovinski atom. Stopnja oksidacije kovinskih atomov je običajno +1, +2 (redkeje +3). Splošna formula baz je Me(OH) x, kjer je x število hidrokso skupin in kislost baze. (MeOH je enokislinska baza, Me(OH) 2 je dvokislinska baza, Me(OH) 3 je trikislinska baza).

Imena baz so podana na naslednji način: "hidroksid", nato rusko ime kovine v rodilniku in v oklepaju z rimskimi številkami - stopnja oksidacije, če je spremenljiva. Na primer: KOH – kalijev hidroksid, Ni(OH) 2 – nikljev(II) hidroksid.

V normalnih pogojih so baze trdne snovi, razen amonijevega hidroksida - vodne raztopine amoniaka NH 4 OH (NH 4 + je amonijev ion, ki je del amonijevih soli).

Razvrstitev baz. Glede na njihov odnos do vode delimo baze na topni (alkalije) in netopno. Med topne baze - alkalije spadajo le hidroksidi alkalijskih in zemeljskoalkalijskih kovin (LiOH, NaOH, KOH, CsOH, RbOH, FrOH, Ca(OH) 2, Sr(OH) 2, Ba(OH) 2, Ra(OH) 2) in tudi vodna raztopina amoniaka. Vse druge baze so praktično netopne v vodi.

Z vidika teorije elektrolitske disociacije so baze elektroliti, ki disociirajo v vodni raztopini in tvorijo samo hidroksidne ione kot anione:

Me(OH) x  Me x+ + xOH - .

Prisotnost hidroksidnih ionov v raztopini določimo z indikatorji: lakmus (moder), fenolftalein (škrmilen), metiloranž (rumen). Netopne baze ne spremenijo barve indikatorjev.

Preproste snovi. Molekule so sestavljene iz atomov iste vrste (atomi istega elementa). Pri kemijskih reakcijah se ne morejo razgraditi v druge snovi.

Kompleksne snovi (ali kemične spojine). Molekule so sestavljene iz različnih vrst atomov (atomov različnih kemičnih elementov). V kemijskih reakcijah se razgradijo in tvorijo več drugih snovi.

Med kovinami in nekovinami ni ostre meje, saj Obstajajo preproste snovi, ki kažejo dvojne lastnosti.

Alotropija
Alotropija- sposobnost nekaterih kemičnih elementov, da tvorijo več preprostih snovi, ki se razlikujejo po strukturi in lastnostih.

C - diamant, grafit, karabin.
O - kisik, ozon.
S - rombična, monoklinska, plastična.
P - bela, rdeča, črna.

Pojav alotropije povzročata dva razloga:

1) različno število atomov v molekuli, na primer kisik O 2 in ozon O 3

2) tvorba različnih kristalnih oblik, na primer diamanta in grafita.

OSNOVE
Razlogi- kompleksne snovi, v katerih so kovinski atomi povezani z eno ali več hidroksilnimi skupinami (z vidika teorije elektrolitske disociacije so baze kompleksne snovi, pri disociaciji katerih v vodni raztopini kovinski kationi (ali NH 4 +) in nastanejo hidroksid – anioni OH –) .

Razvrstitev. Topen v vodi (alkalije) in netopen. Amfoterne baze imajo tudi lastnosti šibkih kislin.

potrdilo o prejemu
1. Reakcije aktivnih kovin (alkalijskih in zemeljskoalkalijskih kovin) z vodo:
2Na + 2H 2 O ® 2NaOH + H 2 -
Ca + 2H 2 O ® Ca(OH) 2 + H 2 -
2. Interakcija aktivnih kovinskih oksidov z vodo:
BaO + H 2 O ® Ba(OH) 2
3. Elektroliza vodnih raztopin soli
2NaCl + 2H 2 O ® 2NaOH + H 2 - + Cl 2 -

Kemijske lastnosti

Alkalije	Netopne baze
1. Ukrepanje na indikatorjih.
lakmus - modra metil oranžna - rumena fenolftalein - malina	--
2. Interakcija s kislinskimi oksidi.
2KOH + CO 2 ® K 2 CO 3 + H 2 O KOH + CO 2 ® KHCO 3	--
3. Interakcija s kislinami (reakcija nevtralizacije)
NaOH + HNO 3 ® NaNO 3 + H 2 O	Cu(OH) 2 + 2HCl ® CuCl 2 + 2H 2 O
4. Reakcija izmenjave s solmi
Ba(OH) 2 + K 2 SO 4 ® 2KOH + BaSO 4 ¯ 3KOH+Fe(NO 3) 3 ® Fe(OH) 3 ¯ + 3KNO 3	--
5. Toplotna razgradnja.
--	Cu(OH) 2 - t ° ® CuO + H 2 O

OKSIDI

Razvrstitev
Oksidi- to so kompleksne snovi, sestavljene iz dveh elementov, od katerih je eden kisik.

OKSIDI
Ne tvori soli	CO, N2O, NO
Tvorjenje soli	Osnovno - to so kovinski oksidi, pri katerih imajo slednji majhno oksidacijsko stopnjo +1, +2 Na2O; MgO; CuO
	Amfoterično (običajno za kovine z oksidacijskim stanjem +3, +4). Amfoterni hidroksidi jim ustrezajo kot hidrati ZnO; Al2O3; Cr2O3; SnO2
	Kislo - to so oksidi nekovin in kovin z oksidacijskim stanjem od +5 do +7 SO2; SO 3; P2O5; Mn 2 O 7; CrO3
	Bazični oksidi baze ustrezajo kislo- kisline, amfoterično- oba

potrdilo o prejemu

1. Interakcija preprostih in kompleksnih snovi s kisikom:
2Mg + O 2 ® 2MgO
4P + 5O 2 ® 2P 2 O 5
S + O 2 ® SO 2
2CO + O 2 ® 2CO 2
2CuS + 3O 2 ® 2CuO + 2SO 2
CH 4 + 2O 2 ® CO 2 + 2H 2 O
4NH 3 + 5O 2 - kat. ® 4NO + 6H 2 O
2. Razgradnja nekaterih snovi, ki vsebujejo kisik (baze, kisline, soli), pri segrevanju:
Cu(OH) 2 - t ° ® CuO + H 2 O
(CuOH) 2 CO 3 - t ° ® 2CuO + CO 2 + H 2 O
2Pb(NO 3) 2 - t ° ® 2PbO + 4NO 2 + O 2
2HMnO 4 - t °; H 2 SO 4 (konc.) ® Mn 2 O 7 + H 2 O

Kemijske lastnosti

Po sodobni mednarodni nomenklaturi so imena oksidov naslednja: beseda "oksid", nato rusko ime elementa v rodilniku, oksidacijsko stanje elementa (če je spremenljivo). Na primer: FeO – železov (II) oksid, P 2 O 5 – fosforjev (V) oksid.	Kislinski oksidi
1. Interakcija z vodo
Osnova je oblikovana: Na 2 O + H 2 O ® 2NaOH CaO + H 2 O ® Ca(OH) 2	Kislina nastane: SO 3 + H 2 O ® H 2 SO 4 P 2 O 5 + 3H 2 O ® 2H 3 PO 4
2. Medsebojno delovanje s kislino ali bazo:
Pri reakciji s kislino nastaneta sol in voda MgO + H 2 SO 4 - t ° ® MgSO 4 + H 2 O CuO + 2HCl - t ° ® CuCl 2 + H 2 O	Pri reakciji z bazo nastaneta sol in voda CO 2 + Ba(OH) 2 ® BaCO 3 + H 2 O SO 2 + 2NaOH ® Na 2 SO 3 + H 2 O
Amfoterni oksidi medsebojno delujejo
s kislinami kot bazami: ZnO + H 2 SO 4 ® ZnSO 4 + H 2 O	z bazami kot kisle: ZnO + 2NaOH ® Na 2 ZnO 2 + H 2 O (ZnO + 2NaOH + H 2 O ® Na 2)
3. Medsebojno delovanje bazičnih in kislih oksidov vodi do soli.
Na 2 O + CO 2 ® Na 2 CO 3
4. Redukcija na enostavne snovi:
3CuO + 2NH 3 ® 3Cu + N 2 + 3H 2 O P 2 O 5 + 5C ® 2P + 5CO

Za elemente, vključene v periodni sistem (PS) elementov D.I. Mendelejevu je dovoljeno uporabljati naslednja imena skupin, ki praviloma odražajo splošne lastnosti elementov in preprostih snovi. Za elemente glavne podskupine v kratkoročni različici PS

oz 1-2 in 13-18 skupine v dolgoročni (moderni) različici PS

• alkalno kovine (1. ali IA skupina): (H), Li, Na, K, Rb, Cs, Fr;
• alkalijska zemlja(razen Mg) kovine (2. ali IIAg skupina): Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra;
• elementi podskupine bora(13. ali IIIA skupina), kovine (bor stern), nimajo posebnega imena: B, Al, Ga, In, Ti;
• elementi ogljikove podskupine(14. oz. IVA skupina) oz kristalogeni: C, Si, Ge, Sn, Pb;
• elementi dušikove podskupine(15. ali VA skupina), zastarelo ime pnikogeniin njegova izpeljanka -pniktidi: N, P, As, Sb, Bi;
  
• elementi kisikove podskupine(16 ali VIА skupina) ozhalkogeni ,
• halogeni(17. ali VIIA skupina),
• plemenito oz inertenplini (18. oz. VIIIA skupina)

Za elemente stranske podskupine:

• lantanidi(La – Lu),
• aktinoidi(Ac – Lr) (imeni lantanidi in aktinoidi niso priporočljivi);
• redke zemeljske kovine(3. ali IIIB skupina, razen aktinidov);
• železna družina(Fe, Co, Ni);
• družina platine ali platinske kovine(Ru, Rh, Pd, Os, Ir, Pt);
• plemenite kovine(Au, Ag + platina: Ru, Rh, Pd, Os, Ir, Pt)
• prehodni elementi(d in f-elementi, torej vsi elementi stranskih podskupin).

Preproste snovi so običajno poimenovane na enak način kot ustrezni elementi. Imajo samo svoja imena alotropske modifikacije ogljik (diamant, grafit, karbin, fulereni) in druga modifikacija kisika (ozon). Pri poimenovanju alotropskih modifikacij drugih elementov so običajno navedene njihove kratke fizikalne lastnosti (beli, rdeči, črni fosfor, kristalno in plastično žveplo, sivi in ​​beli kositer itd.).

Elementi kisik, dušik, ogljik in žveplo v spojinah s kovinami ali z manj elektronegativnimi nekovinami lahko tvorijo anione ne samo v svojih značilnih negativnih oksidacijskih stanjih ($O^(2-), S^(2-), N^( 3- ), C^(4-)$, ampak tudi ioni, pri katerih je oksidacijsko stanje elementa odvisno od števila atomov v “mostnih” strukturah. Oksidacijsko stanje ogljika v organskih spojinah določamo s posebnimi metodami (. glej temo "Določanje oksidacijskega stanja ogljika"), na primer, element kisik lahko tvori peroksidne in superoksidne ione, v katerih atomi kisika tvorijo "kisikove mostove" -O-O- ali -O-O-O- : $(O_2)^(2-)$ - peroksid $(O_3)^-$ - azid; 2-)$ - acetilenid; )$ - disulfid; $(Sn)^(2-)$ - polisulfid.

Imena nekaterih stabilnih anionov, sestavljenih iz atomov več kot enega elementa, imajo tradicionalno tudi končnico -ide: $(OH)^-$ - hidroksid; $(CN)^-$ - cianid; $(CN_2)^(2-)$ - cianamid; $(NH_2)^-$ - amid; $(NH)^(2-)$ - imid; $(SCN)^-$ - tiocianat.

KLASIFIKACIJA ANORGANSKIH SNOVI

Splošna načela razvrščanja anorganskih snovi so predstavljena v diagramu. Na podlagi te klasifikacije lahko vse anorganske snovi razdelimo na preproste in kompleksne.

Opredelitev

Preproste snovi so sestavljeni iz atomov enakih elementov in jih delimo na kovine, nekovine in inertne pline.

Kompleksne snovi sestavljajo atomi različnih elementov, ki so med seboj kemično povezani.

Na podlagi skupnih lastnosti lahko kompleksne anorganske snovi razdelimo v štiri glavne razrede: binarne spojine, okside, hidrokside in soli.

Razvrstitev in nomenklatura binarnih spojin je podrobno obravnavana v temi "Binarne spojine".

KLASIFIKACIJA IN ZNAČILNOSTI LASTNOSTI OKSIDOV

Opredelitev

Oksidi imenujemo binarne kemične spojine, sestavljene iz kovinskih ali nekovinskih elementov in kisika. Ali z drugimi besedami, oksidi so kompleksne snovi, sestavljene iz dveh elementov, od katerih je eden kisik.

Razvrstitev oksidov temelji na kemijskih lastnostih spojin, ki jih določa kemijska struktura (to je vrsta tvorjenih vezi in vrsta kristalne mreže, struktura in elektronske lastnosti elementov).

Oksidi se razlikujejo po fizikalnih lastnostih agregatno stanje, tališča in vrelišča, barva, vonj, topnost v vodi.

Glede na agregatno stanje so oksidi:

• trdno (vsi kovinski oksidi, silicijev oksid, fosforjev oksid),
• tekočina (voda $H_2O$),
• plinasti (skoraj vsi drugi nekovinski oksidi).

Glede na kemijske lastnosti delimo okside na nesolotvorne in solotvorne.

Opredelitev

Tvorjenje soli so oksidi, ki lahko v kombinaciji z vodo tvorijo hidrokside.

Slednji pa lahko izkazujejo lastnosti kislin, baz ali imajo amfoterne lastnosti. Zato soli tvorne okside običajno delimo na bazične, kisle in amfoterne.

KLASIFIKACIJA kislin in baz

Od začetnega tečaja kemije ste seznanjeni z naslednjo definicijo kislin in baz:

Opredelitev

kisline- to so kompleksne snovi, sestavljene iz atomov vodika, ki jih je mogoče nadomestiti s kovinskimi atomi in kislimi ostanki. Splošna formula kislin je: $H_x(Ac)^(-n)$, kjer je Ac kislinski ostanek (acid - angleško acid), x število vodikovih atomov, n oksidacijsko stanje kislinskega ostanka. V kislinah x=n.

Opredelitev

Razlogi(hidroksidi) so kompleksne snovi, sestavljene iz kovinskih atomov in ene ali več hidroksilnih skupin (-OH). Splošna formula baz je: $M^(+n)(OH)_x$, kjer je n oksidacijsko stanje kovine, x število hidroksilnih skupin. n=x.

Upoštevati je treba, da tako baze kot kisline spadajo v razred hidroksidov, saj vsebujejo hidrokso skupine (-OH). Zato imenujemo kisline tudi kisli hidroksidi, baze pa bazični hidroksidi.

Kislinsko-bazične interakcije so v naravi zelo pogoste in se pogosto uporabljajo v znanstveni in industrijski praksi. Teorija kislin in baz je niz temeljnih fizikalnih in kemijskih konceptov, ki opisujejo naravo in lastnosti kislin in baz. Poleg običajne definicije 8. razreda obstajajo še druge teorije:

Teorija	Vsebina	Primeri
Arrheniusova teorija elektrolitske disociacije	kisline- to so snovi, ki v vodni raztopini tvorijo ione - hidratizirani vodikovi kationi $H^+$ (hidronijevi ioni $H_3O$) in anioni kislega ostanka ali z drugimi besedami to so elektroliti, ki disociirajo na vodikove katione in anione kisli ostanek. Razlogi- kompleksne elektrolitske snovi, ki pri disociaciji tvorijo hidroksidni ion in kovinski kation.	$NaOH \Levodesna puščica Na^+ + OH^-$ baza $HNO_3 \levodesna puščica H^+ + NO_3^-$ kislina
Bronstedova protolitična teorija	kisline- to so kompleksne snovi, ki zaradi heterolitskega razpada sprostijo delec s pozitivnim nabojem - vodikov proton (Brønstedova kislina) Osnova je kemična spojina, ki lahko tvori kovalentno vez s protonom (Brønstedova baza)	$HCl + NH_3 = NH_4^+ + Cl^-$ na glavno na glavno
Lewisova teorija	kislina- molekula ali ion, ki ima prazne elektronske orbitale in je akceptor elektronskega para (Lewisova kislina) Osnova je kemična spojina, ki lahko tvori kovalentno vez s prazno orbitalo druge kemične spojine

Ta tema je podrobneje opisana v poglavju "Sodobni koncepti strukture in lastnosti kislin in baz."

Razvrstitev kislin

se izvaja v skladu z naslednjimi formalnimi značilnostmi:

1. po bazičnosti, to je število vodikovih atomov: eno- ($HCl$), dvo- ($H_2S$) in tribazni ($H_3PO_4$);

2. zaradi prisotnosti atomov kisika: ki vsebujejo kisik ($H_2CO_3$) in brez kisika (HCL);

3. po moči, to je stopnje disociacije: močna ($HCl, HNO_3, H_2SO_4, HClO_4$ itd.), šibka ($H_2S, H_2CO_3, CH_3COOH$ itd.)

4. glede na stabilnost: obstojen ($H_2SO_4$); nestabilen ($H_2CO_3$).

5. glede na razrede kemičnih spojin: anorganski (HBr); organski ($HCOOH,CH_3COOH$);

6.po volatilnosti: hlapno ($HNO_3,H_2S, HCl$); nehlapen ($H_2SO_4$);

7. po topnosti v vodi: topen ($H_2SO_4$); netopen ($H_2SiO_3$);

Razvrstitev baz

se izvaja v skladu z naslednjimi formalnimi značilnostmi::

1. po kislosti(število hidroksilnih skupin): monokislina (NaOH), dikislina ($Ca(OH)_2$), trikislina ($Al(OH)_3$)

2. po topnosti: alkalije ali topne baze ($KOH, NaOH$), netopne ($Mg(OH)_2, Cu(OH)_2$)

3. po moči(stopnje disociacije): močna (NaOH), šibka ($Cu(OH)_2$)

** Ne zamenjujte moči baze z njeno topnostjo. Na primer, kalcijev hidroksid je močna baza, čeprav njegova topnost v vodi ni visoka. V tem primeru se za močno bazo (alkalijo) šteje tisti del kalcijevega hidroksida, ki je raztopljen v vodi.

AMFOTERNI HIDROKSID

Opredelitev

Amfoterni hidroksidi- to so kompleksne snovi, ki kažejo tako lastnosti kislin kot lastnosti baz.

Formulo amfoternih hidroksidov lahko zapišemo v kislinski in bazični obliki, na primer: aluminijev hidroksid lahko zapišemo v bazični obliki kot $Al(OH)_3$. Če preštejete skupno število atomov vodika in kisika, lahko zapišete: $H_3ALO_3$ ali najpreprostejšo formulo - $HAlO_2$.

Amfoterne okside in hidrokside tvorijo amfoterni elementi. Ne pozabite! Metaloidni elementi kažejo amfoterne lastnosti: Al, Zn, B, Be, Fe(III), Cr (III) in nekateri drugi prehodni elementi, ki imajo različna oksidacijska stanja in se nahajajo na amfoterni diagonali v PS (glej temo “Periodni sistem kot konvencionalni zapis periodičnega zakona”). Kovine skupine A, ki tvorijo amfoterno diagonalo v periodnem sistemu Be-Al-Ge-Sb-Po, kot tudi kovine, ki mejijo nanje (Ga, In, Tl, Sn, Pb, Bi), nimajo značilnih kovinskih lastnosti.

Manifestacija dualnosti (amfoteričnih) lastnosti, tako kovinskih (bazičnih) kot nekovinskih, je posledica narave kemijske vezi.

KLASIFIKACIJA IN ZNAČILNOSTI LASTNOSTI SOLI

Določanje soli, tako kot določevanje kislin in baz, ima več možnosti. V šolskem tečaju 8. razreda je definicija soli naslednja:

Opredelitev

soli - to so kompleksne snovi, sestavljene iz kovinskih kationov (amonijev ion) in anionov kislinskih ostankov. Splošna formula soli je: $M^(+n)_xAc^(m-)_y$, kjer sta n, m oksidacijska stanja kovine in kislinskega ostanka, x, y število kovinskih atomov in kislinski ostanek oz. m=x in n=y

Ta definicija se nanaša na vmesne soli, ki nastanejo kot posledica reakcije nevtralizacije med kislino in bazo, to pomeni, da jih je mogoče dobiti z interakcijo kislin in baz s sproščanjem vode. Zato je natančnejša definicija povprečnih soli:

Opredelitev

Srednje soli- to so produkti popolne zamenjave atomov vodika v molekuli kisline s kovinskimi atomi ali popolne zamenjave hidrokso skupin v molekuli baze s kislinskimi ostanki.

Z vidika teorije elektrolitske disociacije (ED):

Soli- to so kompleksne snovi, ki v vodnih raztopinah disociirajo na kovinske katione in anione kislinskih ostankov.

Mednarodna zveza za čisto in uporabno kemijo (IUPAC) opredeljuje soli kot kemične spojine, sestavljene iz kationov in anionov.

Tako se lahko izvede klasifikacija soli:

1.po topnosti: topne, slabo topne in netopne (v katero skupino spada sol lahko ugotovite s pomočjo topne tabele)

2. po stopnji substitucije vodikovih ionov in hidroksilnih skupin: srednje, kislo, osnovno, dvojno, mešano. Tema je podrobneje obravnavana v poglavju "Klasifikacija in nomenklatura soli".

V tabeli so primeri in definicije kislih in bazičnih soli.

povprečje	kislo	osnovni	dvojno
Produkt popolne zamenjave kislega vodika s kovino	Produkt nepopolne zamenjave kislega vodika s kovino (znan samo za polibazične kisline)	Produkt nepopolne zamenjave hidroksilnih skupin baze s kislinskim ostankom (znan samo za polikislinske baze)	Produkt popolne zamenjave vodikovih atomov di- ali polibazične kisline z dvema različnima kovinama
Na$_2$SO$_4$ natrijev sulfat CuCl$_2$ bakrov(II) klorid $Ca_3(PO_4)_2$ kalcijev ortofosfat	natrijev hidrogensulfat CaHPO$_4$ kalcijev hidrogenortofosfat Ca(H$_2$PO$_4$)$_2$ kalcijev dihidrogen ortofosfat	bakrov(II) hidroksiklorid Ca$_5$(PO$_4$)$_3$(OH) kalcijev hidroksiortofosfat	$NaKCO_3$ kalijev natrijev karbonat aluminijev kalijev sulfat

Ločen velik razred sestavljajo kompleksne soli, ki spadajo med kompleksne spojine.

Opredelitev

Kompleksne povezave oz koordinacijske spojine- delci (nevtralne molekule ali ioni), ki nastanejo kot posledica vezave na dani ion (ali atom), imenovani kompleksno sredstvo, nevtralne molekule ali drugi ioni imenovani ligandi.

Notranja sfera kompleksna spojina - osrednji atom s pripadajočimi ligandi, to je pravzaprav kompleksen delec.

Zunanja sfera kompleksna spojina - preostali delci, povezani s kompleksnim delcem z ionskimi ali medmolekularnimi vezmi, vključno z vodikom.

Na primer, razmislite o strukturi kompleksne soli $K_3$ - kalijevega heksacianoferata (III).

Notranjo sfero tvori železov (III) ion, zato je kompleksno sredstvo z oksidacijskim stanjem +3. Okoli tega iona je koordiniranih šest ionov $CN^-$. To so ligandi, koordinacijsko število je šest. Skupni naboj notranje krogle je enak: (+3)+ (-1)x6=(-3).

Zunanjo kroglo tvorijo kalijevi kationi $K^+$. V skladu z nabojem notranje krogle, ki je enak (-3), bi morali biti v zunanji krogli 3 kalijevi ioni.

Kompleksne soli z zunanjo sfero popolnoma disociirajo v vodni raztopini v kompleksen kation ali anion z nizko disociacijo.

Kompleksne spojine brez zunanje krogle so netopne v vodi (na primer kovinski karbonili).