Ķīmiskos savienojumus, kas sastāv no skābekļa un jebkura cita periodiskās tabulas elementa, sauc par oksīdiem. Atkarībā no to īpašībām tos iedala bāzes, amfoteros un skābos. Oksīdu raksturu var noteikt teorētiski un praktiski.

Jums būs nepieciešams

• - periodiskā tabula;
• - stikla trauki;
• - ķīmiskie reaģenti.

Instrukcijas

Jums ir labi jāsaprot, kā ķīmisko elementu īpašības mainās atkarībā no to atrašanās vietas DI tabulā. Mendeļejevs. Tātad atkārtojiet periodisko likumu, elektroniskā struktūra atomi (no tā atkarīgs elementu oksidācijas stāvoklis) un tā tālāk.

Bez jebkāda praktiska darba jūs varat noteikt oksīda raksturu, izmantojot tikai periodisko sistēmu. Galu galā ir zināms, ka periodos virzienā no kreisās uz labo oksīdu sārmainās īpašības mainās uz amfotēriskām un pēc tam uz skābām. Piemēram, III periodā nātrija oksīdam (Na2O) piemīt bāzes īpašības, alumīnija savienojumam ar skābekli (Al2O3) ir amfotērs raksturs, un hlora oksīdam (ClO2) ir skābs.

Paturiet prātā, ka galvenajās apakšgrupās oksīdu sārmainās īpašības palielinās no augšas uz leju, un skābums, gluži pretēji, vājinās. Tādējādi I grupā cēzija oksīdam (CsO) ir spēcīgāks bāziskums nekā litija oksīdam (LiO). V grupā slāpekļa oksīds (III) ir skābs, bet bismuta oksīds (Bi2O5) jau ir bāzisks.

Vēl viens veids, kā noteikt oksīdu raksturu. Teiksim, uzdevums dots eksperimentāli pierādīt kalcija oksīda (CaO), 5-valentā fosfora oksīda (P2O5(V)) un cinka oksīda (ZnO) pamata, amfoteriskās un skābās īpašības.

Vispirms paņemiet divas tīras mēģenes. No pudelēm, izmantojot ķīmisko lāpstiņu, vienā ielejiet nedaudz CaO, bet otrā - P2O5. Pēc tam abos reaģentos ielej 5-10 ml destilēta ūdens. Maisa ar stikla stienīti, līdz pulveris ir pilnībā izšķīdis. Abās mēģenēs iemērciet lakmusa papīra gabalus. Vietā, kur atrodas kalcija oksīds, indikators kļūs zilā krāsā, kas liecina par pētāmā savienojuma pamata raksturu. Mēģenē ar fosfora (V) oksīdu papīrs kļūs sarkans, tāpēc P2O5 ir skābs oksīds.

Tā kā cinka oksīds ūdenī nešķīst, reaģējiet ar skābi un hidroksīdu, lai pierādītu, ka tas ir amfotērisks. Abos gadījumos ZnO kristāli nonāks ķīmiskā reakcijā. Piemēram:
ZnO + 2KOH = K2ZnO2 + H2O
3ZnO + 2H3PO4-> Zn3(PO4)2? + 3H2O

Piezīme

Atcerieties, ka oksīda īpašību raksturs ir tieši atkarīgs no tā sastāvā iekļautā elementa valences.

Noderīgs padoms

Neaizmirstiet, ka ir arī tā sauktie vienaldzīgie (sāli neveidojoši) oksīdi, kas normālos apstākļos nereaģē ne ar hidroksīdiem, ne ar skābēm. Tajos ietilpst nemetālu oksīdi ar I un II valenci, piemēram: SiO, CO, NO, N2O utt., bet ir arī “metāliski”: MnO2 un daži citi.

Instrukcijas

Jums ir labi jāsaprot, kā ķīmisko elementu īpašības mainās atkarībā no to atrašanās vietas DI tabulā. Mendeļejevs. Tāpēc atkārtojiet atomu elektronisko struktūru (no tā ir atkarīgs elementu oksidācijas stāvoklis) un tā tālāk.

Bez jebkāda praktiska darba jūs varat noteikt oksīda raksturu, izmantojot tikai periodisko sistēmu. Galu galā ir zināms, ka periodos virzienā no kreisās uz labo oksīdu sārmainās īpašības mainās uz amfotēriskām un pēc tam uz skābām. Piemēram, III periodā galvenās īpašības ir nātrija oksīdam (Na2O), alumīnija savienojumam ar skābekli (Al2O3) un hlora oksīdam (ClO2).

Paturiet prātā, ka galvenajās apakšgrupās oksīdu sārmainās īpašības palielinās no augšas uz leju, un skābums, gluži pretēji, vājinās. Tādējādi I grupā cēzija oksīdam (CsO) ir spēcīgāks bāziskums nekā litija oksīdam (LiO). V grupā slāpekļa oksīds (III) ir skābs, un oksīds (Bi2O5) jau ir bāzisks.

Vispirms paņemiet divas tīras mēģenes. No pudelēm, izmantojot ķīmisko lāpstiņu, vienā ielejiet nedaudz CaO, bet otrā - P2O5. Pēc tam abos reaģentos ielej 5-10 ml destilēta ūdens. Maisa ar stikla stienīti, līdz pulveris ir pilnībā izšķīdis. Abās mēģenēs iemērciet lakmusa papīra gabalus. Tur indikators kļūs zils, kas ir pierādījums pārbaudāmā savienojuma būtībai. Mēģenē ar fosfora (V) oksīdu papīrs kļūs sarkans, tāpēc P2O5 – .

Tā kā cinka oksīds ūdenī nešķīst, reaģējiet ar skābi un hidroksīdu, lai pierādītu, ka tas ir amfotērisks. Abos gadījumos ZnO kristāli nonāks ķīmiskā reakcijā. Piemēram:
ZnO + 2KOH = K2ZnO2 + H2O
3ZnO + 2H3PO4 → Zn3(PO4)2↓ + 3H2O

Piezīme

Atcerieties, ka oksīda īpašību raksturs ir tieši atkarīgs no tā sastāvā iekļautā elementa valences.

Noderīgs padoms

Neaizmirstiet, ka ir arī tā sauktie vienaldzīgie (sāli neveidojoši) oksīdi, kas normālos apstākļos nereaģē ne ar hidroksīdiem, ne ar skābēm. Tajos ietilpst nemetālu oksīdi ar I un II valenci, piemēram: SiO, CO, NO, N2O utt., bet ir arī “metāliski”: MnO2 un daži citi.

Avoti:

• oksīdu pamatdaba

Oksīds kalcijs- Tas ir parasts dzēsts kaļķis. Bet, neskatoties uz tik vienkāršu raksturu, šī viela tiek ļoti plaši izmantota saimnieciskajā darbībā. No būvniecības, kā kaļķa cementa bāzes, līdz ēdiena gatavošanai, kā pārtikas piedevas E-529, oksīds kalcijs atrod pielietojumu. Oksīdu var iegūt gan rūpnieciskos, gan mājas apstākļos kalcijs no karbonāta kalcijs termiskās sadalīšanās reakcija.

Jums būs nepieciešams

• Kalcija karbonāts kaļķakmens vai krīta veidā. Keramikas tīģelis atkausēšanai. Propāna vai acetilēna deglis.

Instrukcijas

Sagatavojiet tīģeli karbonāta atkausēšanai. Uzstādiet to stingri uz ugunsdrošiem statīviem vai īpašiem stiprinājumiem. Tīģelim jābūt stingri uzstādītam un, ja iespējams, nostiprinātam.

Sasmalciniet karbonātu kalcijs. Slīpēšana jāveic labākai siltuma pārnesei iekšpusē. Nav nepieciešams sasmalcināt kaļķakmeni vai krītu putekļos. Pietiek, lai ražotu rupju, neviendabīgu slīpēšanu.

Piepildiet atkausēšanas tīģeli ar maltu karbonātu kalcijs. Nepiepildiet tīģeli pilnībā, jo, izdaloties oglekļa dioksīdam, daļa vielas var izplūst. Piepildiet tīģeli apmēram par trešdaļu vai mazāk.

Sāciet tīģeļa karsēšanu. Uzstādiet un labi nostipriniet. Sildiet tīģeli vienmērīgi no dažādām pusēm, lai izvairītos no tā iznīcināšanas nevienmērīgas termiskās izplešanās dēļ. Turpiniet karsēt tīģeli uz gāzes degļa. Pēc kāda laika sāksies karbonāta termiskā sadalīšanās kalcijs.

Pagaidiet pilnīga pāreja termiskā sadalīšanās. Reakcijas laikā tīģelī esošās vielas augšējie slāņi var slikti sasilt. Tos var sajaukt vairākas reizes ar tērauda lāpstiņu.

Video par tēmu

Piezīme

Esiet piesardzīgs, strādājot ar gāzes degli un apsildāmu tīģeli. Reakcijas laikā tīģelis tiks uzkarsēts līdz temperatūrai virs 1200 grādiem pēc Celsija.

Noderīgs padoms

Tā vietā, lai mēģinātu pats ražot lielu daudzumu kalcija oksīda (piemēram, turpmākai kaļķa cementa ražošanai), labāk ir iegādāties gatavo produktu specializētā veikalā. tirdzniecības platformas.

Avoti:

• Pierakstiet reakcijas vienādojumus, kurus var izmantot

Saskaņā ar vispārpieņemtiem uzskatiem skābes ir sarežģītas vielas, kas sastāv no viena vai vairākiem ūdeņraža atomiem, kurus var aizstāt ar metāla atomiem un skābju atlikumiem. Tos iedala bezskābekļa un skābekli saturošajos, vienbāziskajos un daudzbāziskajos, stiprajos, vājajos utt. Kā noteikt, vai vielai ir skābas īpašības?

Jums būs nepieciešams

• - indikatorpapīrs vai lakmusa šķīdums;
• - sālsskābe (vēlams atšķaidīta);
• - nātrija karbonāta pulveris (sodas pelni);
• - nedaudz sudraba nitrāta šķīdumā;
• - plakandibena kolbas vai vārglāzes.

Instrukcijas

Pirmais un vienkāršākais tests ir tests, izmantojot indikatora lakmusa papīru vai lakmusa šķīdumu. Ja papīra sloksnei vai šķīdumam ir rozā nokrāsa, tas nozīmē, ka testējamā viela satur ūdeņraža jonus, un tā ir droša skābes pazīme. Var viegli saprast, ka jo intensīvāka krāsa (līdz sarkanai-bordo), jo skābāka tā ir.

Ir daudz citu veidu, kā pārbaudīt. Piemēram, jums ir dots uzdevums noteikt, vai šķidrums ir dzidrs sālsskābe. Kā to izdarīt? Jūs zināt reakciju uz hlorīda jonu. To nosaka, pievienojot pat vismazākos lapis šķīduma daudzumus - AgNO3.

Ielejiet daļu testa šķidruma atsevišķā traukā un ielejiet tajā nedaudz lapis šķīduma. Tādā gadījumā uzreiz veidosies “biezpiena” baltas nešķīstoša sudraba hlorīda nogulsnes. Tas ir, vielas molekulā noteikti ir hlorīda jons. Bet varbūt tas galu galā nav, bet kāda veida hloru saturoša sāls šķīdums? Piemēram, nātrija hlorīds?

Atcerieties vēl vienu skābju īpašību. Spēcīgas skābes (un sālsskābe, protams, ir viena no tām) var izspiest no tām vājās skābes. Ievietojiet kolbā vai vārglāzē nedaudz sodas pulvera - Na2CO3 un lēnām pievienojiet pārbaudāmo šķidrumu. Ja nekavējoties atskan šņākoņa skaņa un pulveris burtiski “uzvārās”, šaubas nepaliks - tā ir sālsskābe.

Kāpēc? Jo šī reakcija ir: 2HCl + Na2CO3 = 2NaCl + H2CO3. Veidojas ogļskābe, kas ir tik vāja, ka acumirklī sadalās ūdenī un oglekļa dioksīdā. Tieši viņa burbuļi izraisīja šo "vārīšanu un šņākšanu".

Video par tēmu

Piezīme

Sālsskābe, pat atšķaidīta, ir kodīga viela! Atcerieties drošības pasākumus.

Noderīgs padoms

Nekādā gadījumā nevajadzētu ķerties pie garšas pārbaudēm (ja mēlei garšo skāba, tas nozīmē, ka tur ir skābe). Vismaz tas var būt ļoti bīstami! Galu galā daudzas skābes ir ārkārtīgi kodīgas.

Avoti:

• kā mainās skābes īpašības 2019. gadā

Fosfors ir ķīmiskais elements ar 15. kārtas numuru periodiskajā tabulā. Tas atrodas savā V grupā. Klasisks nemetāls, ko 1669. gadā atklāja alķīmiķis Brends. Ir trīs galvenās fosfora modifikācijas: sarkanā (daļa no maisījuma sērkociņu apgaismošanai), balta un melna. Pie ļoti augsts spiediens(apmēram 8,3 * 10^10 Pa) melnais fosfors pārvēršas citā alotropā stāvoklī (“metāliskais fosfors”) un sāk vadīt strāvu. fosfors dažādās vielās?

Instrukcijas

Atcerieties, grāds. Šī ir vērtība, kas atbilst jona lādiņam molekulā ar nosacījumu, ka elektronu pāri, kas veic saiti, tiek novirzīti uz elektronnegatīvāku elementu (atrodas pa labi un augstāk periodiskajā tabulā).

Jums jāzina arī galvenais nosacījums: summa elektriskie lādiņi no visiem joniem, kas veido molekulu, ņemot vērā koeficientus, vienmēr jābūt vienādam ar nulli.

Oksidācijas stāvoklis ne vienmēr kvantitatīvi sakrīt ar valenci. Labākais piemērs– ogleklis, kam organiskajās vielās vienmēr ir vērtība 4, un oksidācijas pakāpe var būt vienāda ar -4, un 0, un +2, un +4.

Kāds ir oksidācijas stāvoklis, piemēram, fosfīna molekulā PH3? Ņemot vērā visas lietas, uz šo jautājumu ir ļoti viegli atbildēt. Tā kā ūdeņradis ir pats pirmais elements periodiskajā tabulā, pēc definīcijas tas nevar atrasties tur “pa labi un augstāk” par . Tāpēc tieši fosfors piesaistīs ūdeņraža elektronus.

Katrs ūdeņraža atoms, zaudējis elektronu, pārvērtīsies par pozitīvi lādētu oksidācijas jonu +1. Tāpēc kopējais pozitīvais lādiņš ir +3. Tas nozīmē, ka, ņemot vērā noteikumu, ka molekulas kopējais lādiņš ir nulle, fosfora oksidācijas pakāpe fosfīna molekulā ir -3.

Nu, kāds ir fosfora oksidācijas stāvoklis oksīdā P2O5? Paņemiet periodisko tabulu. Skābeklis atrodas VI grupā pa labi no fosfora un arī augstāk, tāpēc noteikti ir vairāk elektronegatīvs. Tas ir, skābekļa oksidācijas pakāpei šajā savienojumā būs mīnusa zīme, bet fosforam - plus zīme. Kādas ir šīs pakāpes, lai molekula kopumā būtu neitrāla? Var viegli redzēt, ka skaitļu 2 un 5 mazākais kopīgais reizinājums ir 10. Tāpēc skābekļa oksidācijas pakāpe ir -2, bet fosfora - +5.

Video par tēmu

Šodien sākam iepazīties ar svarīgākajām nodarbībām neorganiskie savienojumi. Neorganiskās vielas pēc to sastāva iedala vienkāršās un sarežģītās, kā jūs jau zināt.

OKSĪDS	SKĀBE	BĀZE	SĀLS
E x O y	NnA A – skābs atlikums	Es (OH)b OH – hidroksilgrupa	Es n A b

Sarežģītās neorganiskās vielas iedala četrās klasēs: oksīdi, skābes, bāzes, sāļi. Mēs sākam ar oksīdu klasi.

OKSĪDI

Oksīdi - tās ir sarežģītas vielas, kas sastāv no diviem ķīmiskiem elementiem, no kuriem viens ir skābeklis, ar valenci 2. Tikai viens ķīmiskais elements - fluors, savienojoties ar skābekli, veido nevis oksīdu, bet skābekļa fluorīdu OF 2.
Tos vienkārši sauc par "oksīdu + elementa nosaukumu" (skatiet tabulu). Ja valence ķīmiskais elements mainīgais, pēc tam apzīmēts ar romiešu cipariem, kas ievietoti iekavās aiz ķīmiskā elementa nosaukuma.

Formula	Vārds	Formula	Vārds
	oglekļa (II) monoksīds	Fe2O3	dzelzs (III) oksīds
	slāpekļa oksīds (II)	CrO3	hroma (VI) oksīds
Al2O3	alumīnija oksīds		cinka oksīds
N2O5	slāpekļa oksīds (V)	Mn2O7	mangāna (VII) oksīds

Oksīdu klasifikācija

Visus oksīdus var iedalīt divās grupās: sāli veidojošie (bāziskā, skābie, amfotērie) un sāli neveidojošie jeb vienaldzīgie.

Metālu oksīdi Kažokādas x O y			Nemetālu oksīdi neMe x O y
Pamata	Skābs	Amfotērisks	Skābs	Vienaldzīgs
I, II Meh	V-VII Es	ZnO,BeO,Al2O3, Fe2O3, Cr2O3	> II neMe	I, II neMe CO, NĒ, N2O

1). Pamata oksīdi ir oksīdi, kas atbilst bāzēm. Galvenie oksīdi ietver oksīdi metāli 1 un 2 grupas, kā arī metāli sānu apakšgrupas ar valenci es Un II (izņemot ZnO - cinka oksīdu un BeO – berilija oksīds):

2). Skābie oksīdi- Tie ir oksīdi, kas atbilst skābēm. Skābie oksīdi ietver nemetālu oksīdi (izņemot sāli neveidošos - vienaldzīgus), kā arī metālu oksīdi sānu apakšgrupas ar valenci no V pirms tam VII (Piemēram, CrO 3 - hroma (VI) oksīds, Mn 2 O 7 - mangāna (VII) oksīds):

3). Amfoteriskie oksīdi- Tie ir oksīdi, kas atbilst bāzēm un skābēm. Tie ietver metālu oksīdi galvenās un sekundārās apakšgrupas ar valenci III , Dažreiz IV , kā arī cinku un beriliju (piemēram, BeO, ZnO, Al 2 O 3, Cr 2 O 3).

4). Sāli neveidojoši oksīdi– tie ir pret skābēm un bāzēm vienaldzīgi oksīdi. Tie ietver nemetālu oksīdi ar valenci es Un II (Piemēram, N 2 O, NO, CO).

Secinājums: oksīdu īpašību raksturs galvenokārt ir atkarīgs no elementa valences.

Piemēram, hroma oksīdi:

CrO(II- galvenais);

Cr 2 O 3 (III- amfotērisks);

CrO3(VII- skābs).

Oksīdu klasifikācija

(pēc šķīdības ūdenī)

Skābie oksīdi	Pamata oksīdi	Amfoteriskie oksīdi
Šķīst ūdenī. Izņēmums – SiO 2 (nešķīst ūdenī)	Ūdenī izšķīst tikai sārmu un sārmzemju metālu oksīdi (tie ir metāli I "A" un II "A" grupa, izņēmums Be, Mg)	Tie nesadarbojas ar ūdeni. Nešķīst ūdenī

Izpildi uzdevumus:

1. Atsevišķi uzrakstiet sāļus veidojošo skābo un bāzisko oksīdu ķīmiskās formulas.

NaOH, AlCl 3, K 2 O, H 2 SO 4, SO 3, P 2 O 5, HNO 3, CaO, CO.

2. Dotās vielas : CaO, NaOH, CO 2, H 2 SO 3, CaCl 2, FeCl 3, Zn(OH) 2, N 2 O 5, Al 2 O 3, Ca(OH) 2, CO 2, N 2 O, FeO, SO 3, Na 2 SO 4, ZnO, CaCO 3, Mn 2 O 7, CuO, KOH, CO, Fe(OH) 3

Pierakstiet oksīdus un klasificējiet tos.

Oksīdu iegūšana

Simulators "Skābekļa mijiedarbība ar vienkāršām vielām"

1. Vielu sadedzināšana (oksidēšana ar skābekli)	a) vienkāršas vielas Treniņu aparāti	2Mg +O 2 =2MgO
	b) kompleksās vielas	2H2S+3O2=2H2O+2SO2
2. Sarežģītu vielu sadalīšanās (izmantojiet skābju tabulu, skatiet pielikumus)	a) sāļi SĀLSt= BĀZES OKSĪDS+SKĀBES OKSĪDS	CaCO 3 = CaO + CO 2
	b) Nešķīstošās bāzes Es (OH)bt= Es x O y+ H 2 O	Cu(OH)2t=CuO+H2O
	c) skābekli saturošas skābes NnA=SKĀBES OKSĪDS + H 2 O	H2SO3 =H2O+SO2

Oksīdu fizikālās īpašības

Istabas temperatūrā lielākā daļa oksīdu ir cietas vielas (CaO, Fe 2 O 3 utt.), daži ir šķidrumi (H 2 O, Cl 2 O 7 utt.) un gāzes (NO, SO 2 utt.).

Oksīdu ķīmiskās īpašības

BĀZISKO OKSĪDU ĶĪMISKĀS ĪPAŠĪBAS 1. Bāzes oksīds + skābes oksīds = sāls (savienojumi) CaO + SO 2 = CaSO 3 2. Bāzes oksīds + skābe = sāls + H 2 O (apmaiņas šķīdums) 3 K 2 O + 2 H 3 PO 4 = 2 K 3 PO 4 + 3 H 2 O 3. Bāzes oksīds + ūdens = sārms (savienojums) Na 2 O + H 2 O = 2 NaOH

SKĀBJU OKSĪDU ĶĪMISKĀS ĪPAŠĪBAS 1. Skābes oksīds + ūdens = skābe (savienojumi) C O 2 + H 2 O = H 2 CO 3, SiO 2 – nereaģē 2. Skābes oksīds + bāze = sāls + H 2 O (maiņas kurss) P 2 O 5 + 6 KOH = 2 K 3 PO 4 + 3 H 2 O 3. Bāzes oksīds + skābais oksīds = sāls (savienojumi) CaO + SO 2 = CaSO 3 4. Mazāk gaistošie izspiež gaistošos no saviem sāļiem CaCO 3 + SiO 2 = CaSiO 3 + CO 2

AMFOTERISKO OKSĪDU ĶĪMISKĀS ĪPAŠĪBAS Tie mijiedarbojas gan ar skābēm, gan sārmiem. ZnO + 2 HCl = ZnCl 2 + H 2 O ZnO + 2 NaOH + H 2 O = Na 2 [Zn (OH) 4] (šķīdumā) ZnO + 2 NaOH = Na 2 ZnO 2 + H 2 O (kad saplūst)

Oksīdu pielietošana

Daži oksīdi nešķīst ūdenī, bet daudzi reaģē ar ūdeni, veidojot savienojumus:

SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4

CaO + H 2 O = Ca( Ak!) 2

Rezultāts bieži vien ir ļoti nepieciešami un noderīgi savienojumi. Piemēram, H 2 SO 4 – sērskābe, Ca(OH) 2 – dzēstie kaļķi u.c.

Ja oksīdi nešķīst ūdenī, tad cilvēki prasmīgi izmanto šo īpašību. Piemēram, cinka oksīds ZnO ir viela balts, tāpēc izmanto baltā pagatavošanai eļļas krāsa(cinka balts). Tā kā ZnO ūdenī praktiski nešķīst, ar cinka baltumu var krāsot jebkuras virsmas, arī tās, kuras ir pakļautas nokrišņiem. Nešķīstība un netoksicitāte ļauj šo oksīdu izmantot kosmētikas krēmu un pulveru ražošanā. Farmaceiti no tā izveido savelkošu un žāvējošu pulveri ārējai lietošanai.

Tādas pašas vērtīgās īpašības piemīt titāna (IV) oksīdam – TiO 2. Tam ir arī skaista balta krāsa, un to izmanto titāna baltā krāsā. TiO 2 nešķīst ne tikai ūdenī, bet arī skābēs, tāpēc no šī oksīda izgatavotie pārklājumi ir īpaši stabili. Šo oksīdu pievieno plastmasai, lai tā iegūtu baltu krāsu. Tā ir daļa no metāla un keramikas trauku emaljām.

Hroma (III) oksīds - Cr 2 O 3 - ļoti spēcīgi tumši zaļi kristāli, nešķīst ūdenī. Cr 2 O 3 izmanto kā pigmentu (krāsu) dekoratīvā zaļā stikla un keramikas ražošanā. Labi pazīstamā GOI pasta (saīsinājums no nosaukuma “State Optical Institute”) tiek izmantota optikas, metāla slīpēšanai un pulēšanai. izstrādājumi, rotaslietas.

Hroma (III) oksīda nešķīstības un stiprības dēļ to izmanto arī tipogrāfijas krāsās (piemēram, banknošu krāsošanai). Parasti daudzu metālu oksīdus izmanto kā pigmentus visdažādākajām krāsām, lai gan tas ir tālu no to vienīgā pielietojuma.

Uzdevumi konsolidācijai

1. Atsevišķi uzrakstiet sāļus veidojošo skābo un bāzisko oksīdu ķīmiskās formulas.

NaOH, AlCl 3, K 2 O, H 2 SO 4, SO 3, P 2 O 5, HNO 3, CaO, CO.

2. Dotās vielas : CaO, NaOH, CO 2, H 2 SO 3, CaCl 2, FeCl 3, Zn(OH) 2, N 2 O 5, Al 2 O 3, Ca(OH) 2, CO 2, N 2 O, FeO, SO 3, Na 2 SO 4, ZnO, CaCO 3, Mn 2 O 7, CuO, KOH, CO, Fe(OH) 3

Izvēlieties no saraksta: pamata oksīdi, skābie oksīdi, vienaldzīgie oksīdi, amfoteriskie oksīdi un piešķiriet tiem nosaukumus.

3. Aizpildiet CSR, norādiet reakcijas veidu, nosauciet reakcijas produktus

Na 2 O + H 2 O =

N 2 O 5 + H 2 O =

CaO + HNO3 =

NaOH + P2O5 =

K 2 O + CO 2 =

Cu(OH)2 = ? + ?

4. Veiciet transformācijas saskaņā ar shēmu:

1) K → K 2 O → KOH → K 2 SO 4

2) S → SO 2 → H 2 SO 3 → Na 2 SO 3

3) P → P 2 O 5 → H 3 PO 4 → K 3 PO 4

Oksīdi (oksīdi) ir ķīmiski savienojumi, kas sastāv no diviem elementiem, no kuriem viens ir .

Neveidojošos sāļus sauc tāpēc, ka kad ķīmiskās reakcijas Tie neveido sāļus ar citām vielām. Tajos ietilpst H 2 O, oglekļa monoksīds CO, slāpekļa oksīds NO. No sāli veidojošajiem oksīdiem izšķir bāziskos, skābos un amfoteriskos oksīdus (2. tabula).
Galvenā tiek saukti, kas atbilst bāzu klasei piederošajiem. Bāzes reaģē ar skābēm, veidojot sāli un ūdeni.
Pamatoksīdi ir metālu oksīdi. Tos raksturo jonu ķīmiskās saites veids. Metāliem, kas veido pamata oksīdus, vērtība nav lielāka par 3. Tipiski piemēri galvenie oksīdi ir kalcija oksīds CaO, bārija oksīds BaO, vara oksīds CuO, dzelzs oksīds Fe 2 O 8 utt.

Galveno oksīdu nosaukumi ir samērā vienkārši. Ja metālam, kas ir daļa no pamata oksīda, ir konstante , tā oksīdu sauc oksīds, piemēram, nātrija oksīds Na 2 O, kālija oksīds K 2 O, magnija oksīds MgO utt. Ja metālam ir mainīgs lielums, oksīdu, kurā tam ir vislielākā valence, sauc par oksīdu, un oksīdu, kurā tas ir. zemāko valenci sauc par oksīdu.saukts par slāpekļa oksīdu, piemēram, Fe 2 O 3 - dzelzs oksīds, FeO - dzelzs oksīds, CuO - vara oksīds, Cu 2 O - vara oksīds.

Pierakstiet oksīdu definīciju savā piezīmju grāmatiņā.

Oksīdus sauc par skābiem; tie atbilst skābēm un reaģē ar bāzēm, veidojot sāli un ūdeni.

Skābie oksīdi- Tie galvenokārt ir nemetālu oksīdi. To molekulas ir veidotas atbilstoši kovalentās saites veidam. Nemetālu valence oksīdos parasti ir vienāda ar 3 vai augstāku. Tipiski skābo oksīdu piemēri ir sēra dioksīds SO 2, oglekļa dioksīds CO 2, sēra anhidrīds SO 3.
Skābā oksīda nosaukums bieži ir balstīts uz skābekļa atomu skaitu tā molekulā, piemēram, CO 2 - oglekļa dioksīds, SO 3 - sēra trioksīds utt. Ne mazāk bieži tiek lietots nosaukums "anhidrīds" (bez ūdens). attiecībā uz skābiem oksīdiem, piemēram, CO 2 - ogļskābes anhidrīds, SO 3 - sērskābes anhidrīds, P 2 O 5 - fosforskābes anhidrīds utt. Šo nosaukumu skaidrojumu atradīsi, pētot oksīdu īpašības.

Autors moderna sistēma nosaukumos visus oksīdus sauc par vienu vārdu “oksīds”, un, ja elementam var būt dažādas nozīmes valence, tie ir apzīmēti ar romiešu cipariem blakus iekavās. Piemēram, Fe 2 O 3 ir dzelzs (III) oksīds, SO 3 ir (VI).
Izmantojot periodisko tabulu, ir ērti noteikt elementa augstākā oksīda raksturu. Var droši teikt, piemēram, ka I un II grupas galveno apakšgrupu elementu augstākie oksīdi ir tipiski pamata oksīdi, jo šie elementi ir tipiski. Galveno V, VI, VII grupu apakšgrupu elementu augstākie oksīdi ir tipiski skābie oksīdi, jo tos veidojošie elementi ir nemetāli:
Bieži gadās, ka tie, kas atrodas grupā IV-VII, veido augstākus skāba rakstura oksīdus, piemēram, tie veido augstākus oksīdus Mn 2 O 7 un CrO 3, kas ir skābi un tiek attiecīgi saukti par mangānu un hromanhidrīdu.

■ 46. No tālāk uzskaitītajām vielām norādiet tās, kas ir oksīdi: CaO; FeCO3; NaNO3; SiO2; CO 2; Ba(OH)2; R2O5; H2CO3; PbO; HNO3; FeO; SO 3; MgCO3; MnO; CuO; Na2O; V 2 O 6; Ti02. Kurai oksīdu grupai tie pieder? Nosauciet dotos oksīdus atbilstoši mūsdienu sistēmai. ()

Oksīdu ķīmiskās īpašības

Neskatoties uz to, ka daudzu oksīdu molekulas ir veidotas atbilstoši jonu tipam, tās nav elektrolīti, jo tās nešķīst ūdenī tādā nozīmē, kādā mēs saprotam izšķīšanu. Daži no tiem var mijiedarboties tikai ar ūdeni, veidojot šķīstošus produktus. Bet tad disociē nevis oksīdi, bet gan to mijiedarbības produkti ar ūdeni. Tādējādi oksīdi netiek pakļauti elektrolītiskajai disociācijai. Bet kūstot tie var iziet termisko disociāciju - sadalīšanos jonos kausējumā.
Visērtāk vispirms ir ņemt vērā bāzisko un skābo oksīdu īpašības.
Visi pamata oksīdi ir cieti, bez smaržas un var būt dažādās krāsās: magnija oksīds ir balts, dzelzs oksīds ir rūsganbrūns, vara oksīds ir melns.

Autors fizikālās īpašības starp skābajiem oksīdiem ir cietas (silīcija dioksīds SiO 2, fosfora anhidrīds P 2 O 5, sērskābes anhidrīds SO 3), gāzveida (sēra dioksīds SO 2, oglekļa dioksīds CO 2). Dažreiz anhidrīdiem ir krāsa un smarža.
Autors ķīmiskās īpašības Bāzes un skābie oksīdi ļoti atšķiras viens no otra. Ņemot vērā tos, mēs vienmēr vilksim paralēles starp bāziskajiem un skābajiem oksīdiem.

Pamata oksīdi	Skābie oksīdi
1. Bāzes un skābie oksīdi var reaģēt ar ūdeni
CaO + H 2 O = Ca(OH) 2 CaO + H 2 O = Ca 2+ + 2OH - Šajā gadījumā bāzes oksīdi veido sārmus (bāzes). Šī īpašība izskaidro definīcijas formulējumu, ka bāzes atbilst pamata oksīdiem. Ne visi pamata oksīdi reaģē tieši ar ūdeni, bet tikai visaktīvāko metālu (nātrija, kālija, kalcija, bārija u.c.) oksīdi.	SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4 SO 3 + H2O = 2H + + SO 2 4 - Skābie oksīdi reaģē ar ūdeni, veidojot skābes. Šī īpašība izskaidro nosaukumu “anhidrīds” (skābe bez ūdens). Turklāt šī īpašība izskaidro definīcijas formulējumu, ka skābes atbilst skābiem oksīdiem. Bet ne visi skābie oksīdi var tieši reaģēt ar ūdeni. Silīcija dioksīds SiO 2 un daži citi nereaģē ar ūdeni.
2. Bāzes oksīdi mijiedarbojas ar skābēm, veidojot sāli un ūdeni: CuO + H2SO 4 = CuSO 4 + H 2 O CuO + 2H + SO 2 4 - = Cu 2+ + SO 2 4 - + H 2 O Saīsināts CuO +2H + = Cu 2+ + H 2 O
3. Bāzes un skābie oksīdi var: CaO + SiO 2 = CaSiO 3 saplūšanas laikā
Oksīdu iegūšana
	1. Nemetālu oksidēšana ar skābekli S + O2 = SO 2
2. Bāžu sadalīšana: Cu(OH)2 = CuO + H2O	2. Skābju sadalīšanās: H 2 CO 3 = H 2 O + CO 2
3. Dažu sāļu sadalīšanās (šajā gadījumā veidojas viens bāzes oksīds, bet otrs ir skābs): CaCO 3 = CaO + CO 2

Amfoteriskie oksīdi ir tie oksīdi, kuriem ir divējādas īpašības un kuri dažos apstākļos darbojas kā bāziski un citos kā skābi. Pie amfoteriskajiem oksīdiem pieder oksīdi Al 2 O 3, ZnO un daudzi citi.

Apskatīsim amfoterisko oksīdu īpašības, izmantojot cinka oksīda ZnO piemēru. Amfoteriskie oksīdi parasti atbilst vājiem, kas praktiski nedisociējas, tāpēc amfoteriskie oksīdi nesadarbojas ar ūdeni. Tomēr to divējāda rakstura dēļ tie var reaģēt gan ar skābēm, gan sārmiem:
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+ + H2O
Šajā reakcijā cinka oksīds darbojas kā bāzisks
oksīds.
Ja cinka oksīds nokļūst sārmaina vide, tad tas uzvedas kā skābs oksīds, kas atbilst skābei H 2 ZnO 2 (formulu ir viegli atrast, ja cinka oksīda formulai prātīgi pievieno ūdeni H 2 O). Tāpēc vienādojums cinka oksīda reakcijai ar sārmu ir uzrakstīts šādi:
ZnO + 2NaOH = Na 2 ZnO 2 + H 2 O
nātrija cinkāts (šķīstošais sāls)
ZnO + 2Na + + 2OH - = 2Na + + ZnO 2 2 - + H 2 O
Saīsināti:
ZnO + 2OH - = ZnO 2 2 - + H 2 O

■ 47. Kāds oglekļa dioksīda daudzums radīsies, sadedzinot 6 g ogļu? Ja esat aizmirsis, kā atrisināt ķīmiskā vienādojuma problēmas, skatiet 1. pielikumu un pēc tam atrisiniet šo problēmu. ()
48. Cik gramu vara oksīda molekulu ir nepieciešams, lai reaģētu ar 49 g sērskābes? (Kas ir grama molekula un kā šo jēdzienu izmantot aprēķinos, varat uzzināt, izlasot 1. pielikumu 374. lpp.).
49. Cik daudz sērskābes var iegūt, 4 gramus sērskābes anhidrīda molekulām reaģējot ar ūdeni?
50. Kāds skābekļa tilpums tiek patērēts, lai sadedzinātu 8 g sēra? (Problēma tiek atrisināta, izmantojot jēdzienu "gāzes grama molekulas tilpums.").
51. Kā veikt pārvērtības:

Uzrakstiet reakcijas vienādojumus molekulārā un kopējā jonu formā.

52. Kādus oksīdus iegūst, sadaloties šādiem hidroksīdiem: CuONH. Fe(OH)3, H2SiO3, Al(OH)3, H2SO3? Paskaidrojiet ar reakciju vienādojumiem.
53. Ar kuru no šīm vielām reaģēs bārija oksīds: a) , b) , c) kālija oksīds; d) vara oksīds, e) kalcija hidroksīds; f) fosforskābe; g) sēra dioksīds? Uzrakstiet visu uzskaitīto vielu formulas. Ja iespējams, uzrakstiet reakcijas vienādojumus molekulārā, pilnjonu un reducēto jonu formā.
54. Ieteikt metodi vara oksīda CuO iegūšanai uz vara sulfāta, ūdens un metāla nātrija bāzes. ()

Augstāko oksīdu īpašību rakstura noteikšana, izmantojot periodisko tabulu

D. I. Mendeļejeva elementi
Zinot, ka tipiskākie metāli atrodas perioda sākumā, varam prognozēt, ka I un II grupas galveno apakšgrupu elementu augstākajiem oksīdiem vajadzētu būt ar pamatīpašībām. Dažu izņēmumu attēlo , kura oksīdam ir amfotērs raksturs. Perioda beigās ir nemetāli, kuru augstākajiem oksīdiem ir jābūt skābām īpašībām. Atkarībā no elementu stāvokļa periodiskajā tabulā atbilstošie elementi var būt arī bāziski, skābi vai amfotēriski. Pamatojoties uz to, mēs varam izdarīt pamatotus pieņēmumus par noteiktu elementu oksīdu un hidroksīdu sastāvu un īpašībām.

■ 55. Uzraksti stroncija un indija augstāko oksīdu formulas. Vai tie var reaģēt ar sērskābi un nātrija hidroksīdu? Uzrakstiet reakciju vienādojumus. ()
56. Uzrakstiet rubīdija, bārija, lantāna hidroksīdu formulas.
57. Kā notiek reakcijas starp rubīdija hidroksīdu un slāpekļskābi, starp bārija hidroksīdu un sālsskābi? Uzrakstiet reakciju vienādojumus.
58. Zinot, ka augstākā selēna oksīda formula ir SeO 3, uzrakstiet vienādojumus selēna anhidrīda reakcijām ar kalcija hidroksīdu un nātrija oksīdu.
59. Uzrakstiet vienādojumus selēnskābes reakcijām ar rubīdija hidroksīdu, kālija oksīdu, bārija hidroksīdu, kalcija oksīdu.
60. Izmantojot elementu periodisko tabulu, atrodiet telūrskābes (Nr. 52), perhlorskābes (Nr. 17), germānskābes (Nr. 32), hromskābes (Nr. 24) formulas.
61. Uzrakstiet rubīdija hidroksīda un antimonskābes reakcijas vienādojumu (Nr. 37, Nr. 51). ()

Papildus oksīdiem un hidroksīdiem daudzi elementi var veidot savienojumus ar ūdeņradi parastais nosaukums hidrīdi. Hidrīdu specifiskās īpašības ir atkarīgas no ūdeņraža un elementa, ar kuru tas savienojas, relatīvās elektronegativitātes.
Ūdeņraža savienojumi ar tipiskiem metāliem, piemēram, (NaH), (KH), (CaH 2) utt., veidojas atbilstoši jonu saites veidam, un tas ir negatīvs jons, un metāls ir pozitīvs. Metālu hidrīdi ir cieti, atgādina sāļus un tiem ir jonu kristāla režģis.
Ūdeņraža savienojumiem ar nemetāliem ir vairāk vai mazāk polāras molekulas, piemēram, HCl, H 2 O, NH 3 utt., un tās ir gāzveida vielas.
Kad elementu kovalentās saites veidojas ar ūdeņradi, elektronu pāru skaits ir vienāds ar elektronu skaitu, kas trūkst, lai pabeigtu šo elementu ārējo elektronu slāni (oktetu). Šis skaitlis nepārsniedz 4, tāpēc gaistošos ūdeņraža savienojumus var veidot tikai IV-VII grupu galveno apakšgrupu elementi, kuriem salīdzinājumā ar ūdeņradi ir izteikta elektronegativitāte. Elementa valenci gaistošā ūdeņraža savienojumā var aprēķināt, no skaitļa 8 atņemot tās grupas numuru, kurā elements atrodas.
Sekundāro apakšgrupu IV-VII grupu elementi neveido gaistošos hidrīdus, jo tie ir elementi, kas pieder d-ģimene, kuras ārējā slānī ir 1-2 elektroni, kas norāda uz vāju elektronegativitāti.

■ 62. Noteikt valences gaistošos ūdeņraža savienojumos elementiem silīcijs, fosfors, skābeklis, sērs, broms, arsēns, hlors. ()
63. Uzrakstiet arsēna (Nr. 33), broma (Nr. 35), oglekļa (Nr. 6), selēna (Nr. 34) gaistošo ūdeņraža savienojumu formulas.
64. Vai šādi elementi veidos gaistošus savienojumus ar ūdeņradi: a) (Nr. 41); b) (Nr. 83); c) jods (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)? ()

Ja tā, uzrakstiet atbilstošās formulas.
Tas pats princips ir pamatā formulu apkopošanai bināriem savienojumiem, t.i., savienojumiem, kas sastāv no diviem elementiem, izmantojot periodisko elementu sistēmu. Šajā gadījumā elementam ar vismazākajām metāliskām īpašībām, t.i., elektronnegatīvākam, būs tāda pati valence kā gaistošajos ūdeņraža savienojumos, un elementam ar mazāku elektronegativitāti būs tāda pati valence kā augstākam oksīdam. Rakstot formulu bināram savienojumam, pirmajā vietā tiek novietots mazāk elektronegatīvā elementa simbols, bet otrajā vietā - negatīvākā elementa simbols. Tātad, rakstot, piemēram, litija sulfīda formulu, mēs nosakām, ka, tā kā metālam ir zemāka elektronegativitāte, tā valence ir tāda pati kā oksīdā, t.i., 1, vienāda ar grupas numuru. uzrāda lielāku elektronegativitāti, un tāpēc tā valence ir 8-6 = 2 (grupas skaitlis tiek atņemts no 8). Tādējādi formula Li 2 S.

■ 65. Pamatojoties uz elementu novietojumu periodiskajā tabulā, uzrakstiet formulas šādiem savienojumiem:
a) alvas hlorīds (Nr. 50, Nr. 17);
b) indija bromīds (Nr. 49, Nr. 35);
c) kadmija jods (Nr. 48, jods Nr. 53);
d) slāpeklis vai litija nitrīds (Nr. 3, Nr. 7);
e) stroncija fluorīds (Nr. 38, Nr. 9);
f) sulfīds vai kadmija sulfīds (Nr. 48, Nr. 16).
g) alumīnija bromīds (Nr. 13, Nr. 35). ()

Izmantojot elementu periodisko tabulu, varat uzrakstīt skābekļa skābju sāļu formulas un sastādīt ķīmiskie vienādojumi. Piemēram, lai uzrakstītu bārija hromāta formulu, jums jāatrod augstākā hroma oksīda CrO 3 formula, pēc tam jāatrod hromskābe H 2 CrO 4, pēc tam jāatrod bārija valence (tā ir vienāda ar 2 - saskaņā ar grupas numurs) un sastādiet formulu BaCrO 4.

■ 66. Uzrakstiet kalcija permanganāta un rubīdija arsēnskābes formulas.
67. Uzrakstiet šādus reakciju vienādojumus:
a) cēzija hidroksīds + perhlorskābe;
b) tallija hidroksīds + fosforskābe;
c) stroncija hidroksīds + ;
d) rubīdija oksīds + sērskābes anhidrīds;
e) bārija oksīds + ogļskābes anhidrīds;
e) stroncija oksīds + sērskābes anhidrīds;
g) cēzija oksīds + silīcija anhidrīds;
h) litija oksīds + fosforskābe;
i) berilija oksīds + arsēnskābe;
j) rubīdija oksīds + hromskābe;
l) nātrija oksīds + periodiskā skābe;
l) stroncija hidroksīds + alumīnija sulfāts;
n) rubīdija hidroksīds + gallija hlorīds;
o) stroncija hidroksīds + arsēna anhidrīds;
n) bārija hidroksīds + selēna anhidrīds. ()

Periodiskā likuma nozīme un D. I. Mendeļejeva periodiskā elementu sistēma ķīmijas attīstībā

Periodiskā tabula ir elementu sistēma, un visa dzīvā un nedzīvā daba sastāv no elementiem. Tāpēc tas nav tikai galvenais ķīmijas likums, bet arī dabas pamatlikums, kam ir filozofiska nozīme.
Periodiskā likuma atklāšanai bija milzīga ietekme uz ķīmijas attīstību un tas nav zaudējis savu nozīmi līdz pat mūsdienām. Izmantojot periodisko elementu sistēmu, D.I.Mendeļejevs varēja pārbaudīt un koriģēt vairāku elementu, piemēram, osmija, irīdija, platīna, zelta u.c., atomu svaru. Balstoties uz periodisko sistēmu, D.I.Mendeļejevs pirmo reizi ķīmijas vēsturē veiksmīgi prognozēja jaunu elementu atklāšanu.
Pagājušā gadsimta 60. gados daži elementi, piemēram, (Nr. 21), (Nr. 31), (Nr. 32) u.c., vēl nebija zināmi. Tomēr D.I. Mendeļejevs periodiskajā tabulā viņiem atstāja brīvas vietas, jo bija pārliecināts, ka šie elementi tiks atklāti, un paredzēja to īpašības ar izcilu precizitāti. Piemēram, elementa, kura esamību D.I.Mendeļejevs prognozēja 1871.gadā un kuru viņš nosauca par ekasilīciju, īpašības sakrīt ar 1885.gadā Vinklera atklātā germānija īpašībām.
Šobrīd, zinot par atomu un molekulu uzbūvi, varam detalizētāk raksturot elementu īpašības, vadoties pēc to novietojuma periodiskajā tabulā saskaņā ar sekojošu plānu.
1. Elementa novietojums D.I.Mendeļejeva tabulā. 2. Atomu kodola lādiņš un kopējais elektronu skaits.
3. Skaitlis enerģijas līmeņi un elektronu sadalījums uz tiem.
4. Elektroniskā konfigurācija atoms. 5. Īpašību būtība (metāla, nemetāla utt.).
6. Augstāka valence oksīdā. Oksīda formula, tā īpašību raksturs, reakciju vienādojumi, kas apstiprina pieņemtās oksīda īpašības.

7. Hidroksīds. Augstākā hidroksīda īpašības. Reakcijas vienādojumi, kas apstiprina hidroksīda īpašību paredzamo raksturu.
8. Gaistošā hidrīda veidošanās iespēja. Hidrīda formula. Elementa valence hidrīdā.
9. Hlorīda veidošanās iespēja. Hlorīda formula. Ķīmiskās saites veids starp elementu un hloru.
Mendeļejevs paredzēja 11 elementus, un tos visus atklāja: 1875. gadā P. Lekoks de Boisbaudrans, 1879. gadā L. Nilsons un P. Kleve -, 1898. gadā Marija Sklodovska-Kirī un Pjērs - (Nr. 84) un ( Nr. 88), 1899. gadā A. Debiern - (Nr. 89, prognozēts ekalantāns). 1917. gadā O. Hāns un L. Meitners (Vācija) atklāja (Nr. 91), 1925. gadā V. Noddaks, I. Noddaks un O. Bergs - (Nr. 75), 1937. gadā C. Perrier un E Segre (Itālija) -tehnēcijs (Nr. 43), 1939. gadā M. Perejs (Francija) - (Nr. 87), bet 1940. gadā D. Korsons, K. Makkenzijs un E. Segre (ASV) - (Nr. 85).

Daži no šiem elementiem tika atklāti D.I. Mendeļejeva dzīves laikā. Tajā pašā laikā, izmantojot periodisko sistēmu, D.I.Mendeļejevs pārbaudīja daudzu jau zināmu elementu atomu svaru un veica tajos korekcijas. Šo grozījumu eksperimentālā pārbaude apstiprināja D. I. Mendeļejeva pareizību. Periodisko sistēmu loģiski pabeidza, kad Remzijs 1894. gadā atklāja inertās gāzes, kas periodiskajā sistēmā nebija bijušas līdz tam gadam.
Periodiskā likuma atklāšana lika zinātniekiem meklēt periodiskuma cēloņus. Tas veicināja būtības atklāšanu sērijas numuri grupas un periodi, t.i., pētījums iekšējā struktūra atoms, ko uzskata par nedalāmu. daudz paskaidroja, bet tajā pašā laikā iepazīstināja zinātniekus ar vairākām problēmām, kuru risināšana noveda pie pētījuma iekšējā struktūra atoms, izskaidrojot atšķirības elementu uzvedībā ķīmiskajās reakcijās. Periodiskā likuma atklāšana radīja priekšnoteikumus elementu mākslīgai ražošanai.
Periodiskā tabula, kuras simtgadi svinējām 1969. gadā, joprojām ir izpētes priekšmets.
D.I.Mendeļejeva idejas iezīmēja jauna perioda sākumu ķīmijas attīstībā.

D. I. Mendeļejeva biogrāfija

D.I.Mendeļejevs dzimis 1834.gada 8.februārī Toboļskā, kur viņa tēvs bija ģimnāzijas direktors. Toboļskas ģimnāzijā, kurā iestājās 1841. gadā, D. I. Mendeļejevs izrādīja lielu interesi par dabaszinātnēm. 1849. gadā iestājās Sanktpēterburgas Pedagoģiskā institūta Dabaszinātņu un matemātikas fakultātē. Pēc vecāku un māsas nāves D.I.Mendeļejevs palika viens. Neskatoties uz to, viņš ar lielu neatlaidību turpināja izglītību. Institūtā ķīmijas profesoram A. A. Voskresenskim bija milzīga ietekme uz viņu. Līdztekus ķīmijai D.I.Mendeļejevu interesēja mehānika, mineraloģija un botānika.
1855. gadā D.I.Mendeļejevs absolvēja institūtu ar zelta medaļu un tika nosūtīts par dabaszinātņu skolotāju uz Simferopoli, jo intensīvās studijas institūtā iedragāja viņa veselību un ārsti ieteica viņam doties uz dienvidiem. Tad viņš pārcēlās uz Odesu. Šeit viņš kā skolotājs pirmajā Odesas ģimnāzijā strādāja pie risinājumu “hidrāta” teorijas un maģistra darbs"Par konkrētiem apjomiem." 1856. gadā D.I.Mendeļejevs izcili nokārtoja maģistra eksāmenus un aizstāvēja disertāciju. Domas oriģinalitāte un drosme šajā darbā izraisīja apbrīnas pilnu atsaucību presē un lielu interesi par zinātnisko pasauli.
Drīz 23 gadus vecais D.I.Mendeļejevs kļuva par asociēto profesoru un saņēma tiesības

lasa lekcijas Sanktpēterburgas Universitātē. Ārkārtīgi slikti aprīkotajā universitātes laboratorijā viņš turpināja pētījumus, taču darbs šādos apstākļos zinātnieku nevarēja apmierināt, un, lai to turpinātu veiksmīgāk, viņš bija spiests doties uz Vāciju. Iegādājies nepieciešamos reaģentus, stikla traukus un instrumentus, viņš par saviem līdzekļiem izveidoja laboratoriju un sāka pētīt gāzu dabu, to pārvēršanu šķidrā stāvoklī un šķidrumu starpmolekulāro kohēziju. D.I.Mendeļejevs pirmais runāja par gāzu kritiskajām temperatūrām un eksperimentāli noteica daudzas no tām, tādējādi pierādot, ka noteiktā temperatūrā visas gāzes var pārvērsties šķidrumos.
Vācijā D.I.Mendeļejevs kļuva tuvs daudziem ievērojamiem krievu zinātniekiem, kuri arī bija spiesti strādāt ārzemēs. Viņu vidū bija N. N. Beketovs, A. P. Borodins, I. M. Sečenovs u.c.. 1860. gadā D. I. Mendeļejevs piedalījās I. starptautiskajā kongresāķīmiķi Karlsrūē.

1861. gadā viņš atgriezās Sanktpēterburgā un sāka mācīt kursu organiskā ķīmija Universitātē. Šeit viņš pirmo reizi izveidoja organiskās ķīmijas mācību grāmatu, atspoguļojot šīs zinātnes jaunākos sasniegumus. Šajā mācību grāmatā D. I. Mendeļejevs visus procesus aplūkoja no tīri materiālistiskā viedokļa, kritizējot “vitalistus”, tā sauktā dzīvības spēka piekritējus, pateicoties kuriem, kā viņi uzskatīja, dzīve pastāv un veidojas. organiskās vielas.
DI. Mendeļejevs pirmais pievērsa uzmanību izomerismam - parādībai, kurā organiskām vielām, kurām ir vienāds sastāvs, ir dažādas īpašības. Drīz šo parādību skaidroja A.M. Butlerovs.
Pēc doktora disertācijas aizstāvēšanas 1864. gadā par tēmu “Par spirta savienošanu ar ūdeni” D. I. Mendeļejevs 1865. gadā kļuva par Sanktpēterburgas Tehnoloģiskā institūta un universitātes profesoru.

1867. gadā viņš saņēma uzaicinājumu uz Franciju organizēt Krievijas paviljonu Pasaules rūpniecības izstādē. Ceļojuma iespaidus viņš izklāstīja darbā “Par mūsdienu attīstība daži ķīmiskā ražošana Krievijai par 1867. gada Pasaules izstādi.
Šajā darbā autors izteica daudzas vērtīgas domas, jo īpaši viņš pieskārās jautājumam par dabas resursu, galvenokārt naftas, sliktu izmantošanu Krievijā un nepieciešamību būvēt ķīmiskās rūpnīcas, kas uz vietas ražo izejvielas, ko Krievija importē no ārvalstīm.

Ar saviem pētījumiem risinājumu hidratācijas teorijas jomā D.I.Mendeļejevs, sekojot Lomonosovam, lika pamatus jaunai zinātnes nozarei - fizikālajai ķīmijai.
1867. gadā D.I.Mendeļejevs tika ievēlēts par nodaļas vadītāju neorganiskā ķīmija Pēterburgas Universitātē, kuru vadīja 28 gadus. Viņa lekcijas bija ārkārtīgi populāras visu fakultāšu un visu kursu studentu vidū. Tajā pašā laikā D.I.Mendeļejevs veica lielu sabiedrisko darbu, kura mērķis bija stiprināt un attīstīt Krievijas zinātni. Pēc viņa iniciatīvas 1868. gadā tika nodibināta Krievijas Fizikāli ķīmijas biedrība, kurai D.I.Mendeļejevs pirmo reizi nosūtīja ziņojumu “Elementu sistēmas eksperiments, pamatojoties uz to atommasu un ķīmisko līdzību”. Šis bija slavenais, uz kura pamata D.I.Mendeļejevs uzrakstīja savu slaveno darbu “Ķīmijas pamati”.

Periodiskais likums un elementu periodiskā sistēma ļāva D.I.Mendeļejevam paredzēt jaunu elementu atklāšanu un ļoti precīzi aprakstīt to īpašības. Šie elementi tika atklāti D.I.Mendeļejeva dzīves laikā un atnesa lielu slavu periodiskajam likumam un tā atklājējam.
Taču D. I. Mendeļejeva godība un viņa progresīvās idejas atstāja pavisam citu iespaidu uz Pēterburgas Zinātņu akadēmijas reakcionārajām aprindām. Neskatoties uz viņa milzīgajiem nopelniem zinātnē, D.I. Mendeļejevs netika ievēlēts akadēmijā. Šāda attieksme pret lielo zinātnieku izraisīja protesta vētru visā valstī. Krievijas Fizikas un ķīmijas biedrība ievēlēja D.I.Mendeļejevu par goda biedru. 1890. gadā D.I.Mendeļejevam bija jāpamet darbs universitātē. Neskatoties uz to, viņa zinātniskā un praktiskā darbība nesabruka. Nepārtraukti nodarbojies ar valsts ekonomiskās attīstības jautājumiem, piedalījies muitas tarifu sagatavošanā, strādājis Svaru un mēru palātā. Taču visos savos centienos viņš vienmēr sastapās ar cara valdības pretestību.D. I. Mendeļejevs nomira 1907. gadā. Viņa personā pasaule zaudēja izcilu, daudzpusīgu zinātnieku, kurš izvirzīja vairākas idejas, kuras bija lemts realizēt tikai mūsu laikos. .

D.I. Mendeļejevs bija dedzīgs vietējās rūpniecības attīstības čempions. It īpaši liela uzmanība viņš veltīja attīstību naftas rūpniecība. Jau toreiz viņš runāja par naftas vadu būvniecību un ķīmisko naftas pārstrādi. Taču naftas īpašnieki deva priekšroku plēsonīgai naftas atradņu izmantošanai.
Pirmo reizi D.I. Mendeļejevs izvirzīja ideju par ogļu pazemes gazifikāciju, kas tika izstrādāta tikai mūsu laikā un kas tika augstu novērtēta jau 1913. V.I.Ļeņins, D.I.Mendeļejevs vairākus savus darbus veltīja nepieciešamībai izveidot ķīmisko rūpniecību Krievijā, taču tās attīstība kļuva iespējama tikai padomju laikos: D.I.Mendeļejevs izstrādāja jaunas metodes dzelzsrūdas izpētei, metodes ogļu ieguvei no dziļiem pamatslāņiem. , izvirzīja projektu Ziemeļu attīstībai, interesējās par aeronautikas problēmām un pētījumu augšējie slāņi atmosfēra. D.I.Mendeļejevs piedāvāja bezdūmu šaujampulvera ražošanas metodi, ko cara valdība ignorēja, bet kuru izmantoja Amerikas militārais departaments.

Uzdevumu izpildes un atbilžu uz jautājumiem pārbaude Č. I 1. 16; 61; 14; 42. 2. Atomu svara atšķirība...

1. Viela un tās kustība 2. Vielas un to izmaiņas. Ķīmijas priekšmets un metode 3. Ķīmijas nozīme. Ķīmija iekšā tautsaimniecība 4. Ķīmijas dzimšana...

Sāli neveidojoši (vienaldzīgi, vienaldzīgi) oksīdi CO, SiO, N 2 0, NO.

Sāli veidojošie oksīdi:

Pamata. Oksīdi, kuru hidrāti ir bāzes. Metālu oksīdi ar oksidācijas pakāpēm +1 un +2 (retāk +3). Piemēri: Na 2 O - nātrija oksīds, CaO - kalcija oksīds, CuO - vara (II) oksīds, CoO - kobalta (II) oksīds, Bi 2 O 3 - bismuta (III) oksīds, Mn 2 O 3 - mangāns (III) oksīds).

Amfotērisks. Oksīdi, kuru hidrāti ir amfotēriski hidroksīdi. Metālu oksīdi ar oksidācijas pakāpi +3 un +4 (retāk +2). Piemēri: Al 2 O 3 - alumīnija oksīds, Cr 2 O 3 - hroma (III) oksīds, SnO 2 - alvas (IV) oksīds, MnO 2 - mangāna (IV) oksīds, ZnO - cinka oksīds, BeO - berilija oksīds.

Skābs. Oksīdi, kuru hidrāti ir skābekli saturošas skābes. Nemetālu oksīdi. Piemēri: P 2 O 3 - fosfora oksīds (III), CO 2 - oglekļa oksīds (IV), N 2 O 5 - slāpekļa oksīds (V), SO 3 - sēra oksīds (VI), Cl 2 O 7 - hlora oksīds ( VII). Metālu oksīdi ar oksidācijas pakāpi +5, +6 un +7. Piemēri: Sb 2 O 5 - antimona (V) oksīds. CrOz - hroma (VI) oksīds, MnOz - mangāna (VI) oksīds, Mn 2 O 7 - mangāna (VII) oksīds.

Oksīdu rakstura izmaiņas, palielinoties metāla oksidācijas pakāpei

Fizikālās īpašības

Oksīdi ir cieti, šķidri un gāzveida, dažādu krāsu. Piemēram: vara (II) oksīds CuO ir melns, kalcija oksīds CaO ir balts - cietas vielas. Sēra oksīds (VI) SO 3 ir bezkrāsains gaistošs šķidrums, un oglekļa monoksīds (IV) CO 2 parastos apstākļos ir bezkrāsaina gāze.

Apkopošanas stāvoklis

CaO, CuO, Li 2 O un citi bāzes oksīdi; ZnO, Al 2 O 3, Cr 2 O 3 un citi amfoteriskie oksīdi; SiO 2, P 2 O 5, CrO 3 un citi skābie oksīdi.

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

Gāzveida:

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

Šķīdība ūdenī

Šķīstošs:

a) sārmu un sārmzemju metālu bāzes oksīdi;

b) gandrīz visi skābie oksīdi (izņēmums: SiO 2).

Nešķīstošs:

a) visi pārējie pamata oksīdi;

b) visi amfoteriskie oksīdi

Ķīmiskās īpašības

1. Skābju-bāzes īpašības

Bāzisko, skābo un amfoterisko oksīdu kopīgās īpašības ir skābes un bāzes mijiedarbība, ko ilustrē šāda diagramma:

(tikai sārmu un sārmzemju metālu oksīdiem) (izņemot SiO 2).

Amfoteriskie oksīdi, kuriem ir gan bāzisku, gan skābu oksīdu īpašības, mijiedarbojas ar stiprām skābēm un sārmiem:

2. Redox īpašības

Ja elementam ir mainīgs oksidācijas līmenis (s.o.), tad tā oksīdi ar zemu s. O. var būt reducējošas īpašības, un oksīdi ar augstu c. O. - oksidatīvs.

Reakciju piemēri, kurās oksīdi darbojas kā reducētāji:

Oksīdu oksidēšana ar zemu c. O. uz oksīdiem ar augstu c. O. elementi.

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

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

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

Oglekļa (II) monoksīds reducē metālus no to oksīdiem un ūdeņradi no ūdens.

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

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

Reakciju piemēri, kurās oksīdi darbojas kā oksidētāji:

Oksīdu samazināšana ar augstu o. elementi uz oksīdiem ar zemu c. O. vai uz vienkāršām vielām.

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

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

C +4 O 2 + Mg = C 0 + 2MgO

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

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

Zemu aktīvo metālu oksīdu izmantošana organisko vielu oksidēšanai.

Daži oksīdi, kuros elementam ir starpprodukts c. o., kas spēj nesamērīgi;

Piemēram:

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

Iegūšanas metodes

1. Vienkāršu vielu — metālu un nemetālu — mijiedarbība ar skābekli:

4Li + O2 = 2Li 2O;

2Cu + O2 = 2CuO;

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

2. Nešķīstošu bāzu, amfoteru hidroksīdu un dažu skābju dehidratācija:

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. Dažu sāļu sadalīšanās:

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

CaCO 3 = CaO + CO 2

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

4. Sarežģītu vielu oksidēšana ar skābekli:

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

4FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2

4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O

5. Oksidējošo skābju reducēšana ar metāliem un nemetāliem:

Cu + H 2 SO 4 (konc.) = CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O

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

2HNO 3 (atšķaidīts) + S = H 2 SO 4 + 2NO

6. Oksīdu savstarpējās konversijas redoksreakciju laikā (sk. oksīdu redoksīpašības).