Moda

Na šta reagiraju amfoterni hidroksidi? Lekcija "amfoterni hidroksidi"

29.09.2019

Nivo studija: III (X klasa).

Orijentacija karaktera: srednji nivo.

Vodeći princip: aktivan, komunikativan.

Dominantna metoda: traženje problema.

Trojedini cilj lekcije:

1) Obrazovni aspekt

Ažurirati i sumirati prethodno stečeno znanje učenika o glavnim klasama neorganskih jedinjenja.
Učvrstiti sposobnost učenika da napišu jednačine hemijskih reakcija koje uključuju amfoterni hidroksidi.
Nastaviti formiranje koncepta "amfoteričnih" među studentima.

2) Razvojni aspekt

Pokazati mogućnost primjene svog znanja u rješavanju kvalitativnih problema i izvođenju vježbi.
Nastavite sa izgradnjom vještina kognitivna aktivnost, objašnjavajući učenicima problemsko iskustvo.
Nastaviti sa formiranjem sposobnosti za upoređivanje, analizu i upoređivanje rezultata eksperimenata;
Formiranje sposobnosti povlačenja analogija između razni objekti;
Razvoj pažnje i pamćenja.
Razvoj eksperimentalnih vještina.

3) Obrazovni aspekt

Formiranje naučnog pogleda.
Formiranje kulture vaspitno-obrazovnog rada.
Obratite pažnju na estetiku obrazovnog i radna aktivnost prilikom izvođenja eksperimenata.
Obrazovanje kulture komunikacije, sposobnost interakcije u paru;
Formiranje kulture umnog rada kod učenika, tačnosti u izvršavanju zadataka i pisanju formula.
Obrazovanje čovjeka kao dijela prirode i društva, podložno njihovim zakonima.

Oprema i reagensi: rastvori cink hlorida, natrijum hidroksida, amonijaka, aluminijum hlorida, hlorovodonične kiseline, magnezijum hlorida, natrijum hlorida; epruvete.

Tokom nastave

1. Organizacioni momenat

2. Ponavljanje obrađenog materijala

Individualna anketa na tabli:

Prvi student - "Hemijska svojstva kiselina"
- drugi student - "Hemijska svojstva baza".

U ovom trenutku razred obavlja zadatak: S kojom od sljedećih tvari će reagirati natrijum hidroksid, a s kojom hlorovodoničnom kiselinom?

Napišite moguće jednačine reakcije.

Supstance: HNO 3 , CaO , CO 2 , SuSO 4 , Cu(OH) 2 , P 2 O 5 , ZnO, AgNO 3 .

Zatim jedan učenik ispunjava ovaj zadatak na tabli, a ostali provjeravaju.

Na stolu:

NaOH + HNO 3 \u003d NaNO 3 + H 2 O
2 NaOH + CO 2 \u003d Na 2 CO 3 + H 2 O
2 NaOH + CuSO 4 = Na 2 SO 4 + Cu(OH) 2

2 NaOH + ZnO Na 2 ZnO 2 + H 2 O
6 NaOH + P 2 O 5 \u003d 2Na 3 PO 4 + 3H 2 O

2HCl + CaO = CaCl 2 + H 2 O
2HCl + Cu(OH) 2 = CuCl 2 + 2H 2 O
2HCl + ZnO = ZnCl 2 + H 2 O
HCl + AgNO 3 \u003d AgCl + HNO 3

3. Učenje novog gradiva

Tema lekcije:"Amfoterni hidroksidi".

Moto lekcije: "Hemija je nauka o polutonovima."
E.E. Nifantiev.

Ažuriranje znanja

Učitelj: Tema naše lekcije je “Amfoterni hidroksidi”. Naš zadatak je da znamo koja jedinjenja se nazivaju amfoterni hidroksidi i koja su njihova Hemijska svojstva; razumjeti šta je uzrok amfoterizma; biti u stanju napisati jednadžbe reakcije koje odražavaju kemijska svojstva amfoternih hidroksida.

Dakle, hajde da rezimiramo ono što već znate o "amfoteričnoj".

student: Amfoterna jedinjenja istovremeno pokazuju i bazična i kisela svojstva.

Učitelj: Već smo se susreli sa amfoternim oksidima. Možete li mi reći koji elementi formiraju ova jedinjenja?

student: Metali u oksidacionom stanju +3 i +4, kao i metali čija metalna svojstva nisu izražena (u periodnom sistemu elemenata nalaze se između metala i nemetala, duž dijagonale). Na primjer: Be, Zn, Ge, itd.

Fizička svojstva amfoternih hidroksida

Učitelj: Amfoterni hidroksidi su obično čvrste tvari nerastvorljive u vodi bijele boje.

Potvrda

Učitelj: Predložite metodu za pripremu amfoternih hidroksida, imajući na umu da su netopivi u vodi.

student: Reakcija izmjene između rastvorljive soli odgovarajućeg metala i alkalija. (demonstracioni eksperiment)

ZnCl 2 + 2NaOH = Zn(OH) 2 + 2NaCl
Zn 2+ + 2OH - \u003d Zn (OH) 2

Učitelj: Ali! Višak lužine može otopiti nastali talog, pa se uzima slaba baza - NH 3 * H 2 O (amonijum hidroksid ili amonijak hidrat).

Hemijska svojstva

Učitelj: Poznata mudrost kaže: "Iskustvo je put do znanja." Stoga ćete odrediti kemijska svojstva amfoternih hidroksida izvodeći laboratorijski eksperiment u parovima.

Vježbajte: dobiti aluminijum hidroksid i odrediti njegova hemijska svojstva. Da biste to učinili, imate na stolovima otopine aluminij hlorida, amonijaka, hlorovodonične kiseline i natrijum hidroksida. Ne zaboravite da se pridržavate sigurnosnih pravila.Zapišite jednačine hemijskih reakcija.

Učenici izvode eksperiment, zapisuju jednačine reakcija u sveske.

Jedan učenik ide do table i zapisuje sve jednačine i objašnjava uočene pojave.

AlCl 3 + 3NH 3 * H 2 O \u003d Al (OH) 3 + 3NH 4 Cl

Zaključak: aluminijum hidroksid reaguje i sa kiselinama i sa bazama, tj. pokazuje amfoterna svojstva.

Učitelj: Koji je razlog amfoterne prirode ovih spojeva?

Da biste odgovorili na ovo pitanje, razmotrite njihovu disocijaciju.

U vodenim otopinama amfoterni hidroksidi se praktički ne disociraju, ali u otopinama kiselina i alkalija mogu se disocirati na dva načina.

Učitelju. Treba napomenuti da su anjonske soli nastale interakcijom amfoternog hidroksida sa alkalijama stabilne u alkalno okruženje, ali se uništavaju zakiseljavanjem rastvora.

Na + 4HCl \u003d NaCl + AlCl 3 + 4H 2 O

amfoterni hidroksidi, npr nerastvorljive baze, kada se zagrije, razgrađuje se:

2Al(OH) 3 Al2O 3 + 3H 2 O

4. Fiksiranje

Eksperimentalni zadatak. Date su tri epruvete sa rastvorima natrijum, magnezijum i aluminijum hlorida. Kako odrediti koja epruveta sadrži koju supstancu?

Jedan učesnik odlazi do demonstracionog stola i izvodi eksperiment.

5. Sumiranje lekcije

Učitelj: Dakle, sumirajući našu lekciju, želio bih reći da amfoteričnost nije samo hemijska, već i filozofska kategorija: grčki riječ "amphoteros" prevodi se kao "jedan i drugi", odnosno ovaj koncept znači jedinstvo suprotnosti.

A to je već jedan od osnovnih zakona prirode - zakon jedinstva i borbe suprotnosti, koji se manifestira u gotovo svakom hemijska reakcija: kiselina i baza, oksidaciono sredstvo i redukciono sredstvo, donor i akceptor, itd.

Ovaj zakon je objektivan, ne može se poništiti, može se koristiti samo za objašnjenje pojava.

Često se susrećemo s manifestacijama ovog zakona u životu: u tehnologiji se suprotno nabijene čestice privlače; in ljudskim odnosima- često veoma različiti ljudi blizu, izgleda da se nadopunjuju. U životu se dobro i zlo uvijek bore, u svakom čovjeku nužno ima loših i dobre osobine. Dakle, ne postoji idealna osoba, samo dobra, ali u najpalijoj, loša osoba uvek se može naći nešto dobro, svetlo. Moramo to uvijek imati na umu i prema ljudima oko nas se odnositi s razumijevanjem, tolerancijom prema tuđim manama.

Tema naše današnje lekcije je još jedna potvrda povezanosti hemije sa našim životom. A sada da se vratimo na moto ove lekcije: "Hemija je nauka o polutonovima." Kako možete objasniti ovaj izraz?

student: To znači da je nemoguće povući jasnu granicu između jednostavnih supstanci, metala i nemetala, različitih klasa jedinjenja, organskih i neorganskih supstanci. Sve je podložno jedinstvu materijalnog svijeta.

6. Domaći

Stav 28.3, zadaci: 1,2,3 (autori udžbenika "Hemija 10. razred": I.I. Novoshinsky, N.S. Novoshinskaya)

Dodatni zadatak za lekciju(ako ima vremena)

Izvršite transformacije:

Al- 1 - Al 2 O 3 - 2 - NaAlO 2 - 3 - Al (OH) 3 - 4 - Al 2 O 3

1. 4Al + 3O 2 = 2Al 2 O 3

2. Al 2 O 3 + Na 2 O 2NaAlO 2

3. NaAlO 2 + HCl + H 2 O \u003d NaCl + Al (OH) 3

4. 2Al (OH) 3 Al 2 O 3 + 3H 2 O

AlCl 3 -- 1 -- Al(OH) 3 - 2 --- Na -- 3 -- AlCl 3

1. AlCl 3 + 3NaOH = 3NaCl + Al(OH) 3 |

2. Al(OH) 3 + NaOH = Na[Al(OH) 4]

3. Na[ Al(OH) 4] + 4HCl \u003d NaCl + AlCl 3 + 4H 2 O

Amfoternost (dvostrukost svojstava) hidroksida i oksida mnogi elementi se očituju u formiranju dvije vrste soli. Na primjer, za hidroksid i aluminijev oksid:

a) 2Al(OH)3 + 3SO3 = Al2(SO4)3 + 3H2O

Al2O3 + 3H2SO4 = Al2(SO4)3 + 3H2O

b) 2Al(OH)3 + Na2O = 2NaAlO2 + 3H2O (u topljenju)

Al2O3 + 2NaOH(t) = 2NaAlO2 + H2O (u topljenju)

U reakcijama (a), Al(OH)3 i Al2O3 ispoljavaju svojstva bazičnih hidroksida i oksida, odnosno reaguju kao alkalije sa kiselinama i kiselim oksidima, formirajući so u kojoj je aluminijum Al3+ kation.

Naprotiv, u reakcijama (b) Al(OH)3 i Al2O3 obavljaju funkciju kiseli hidroksidi i oksida, formirajući sol u kojoj je atom aluminija AlIII dio anjona (kiselinskog ostatka) AlO2−.

Sam element aluminijum pokazuje svojstva metala i nemetala u ovim jedinjenjima. Dakle, aluminijum je amfoterni element.

Slična svojstva imaju i elementi A-grupa - Be, Ga, Ge, Sn, Pb, Sb, Bi i drugi, kao i većina elemenata B-grupa - Cr, Mn, Fe, Zn, Cd i drugi.

Na primjer, amfoternost cinka dokazuje se sljedećim reakcijama:

a) Zn(OH)2 + N2O5 = Zn(NO3)2 + H2O

ZnO + 2HNO3 = Zn(NO3)2 + H2O

b) Zn(OH)2 + Na2O = Na2ZnO2 + H2O

ZnO + 2NaOH(t) = Na2ZnO2 + H2O

Ako amfoterni element ima nekoliko oksidacijskih stanja u spojevima, tada su amfoterna svojstva najizraženija za srednje oksidacijsko stanje.

Na primjer, hrom ima tri poznata oksidaciona stanja: +II, +III i +VI. U slučaju CrIII kisela i bazna svojstva su izražena približno podjednako, dok se kod CrII uočava prevlast bazičnih svojstava, a kod CrVI - kiselih svojstava:

CrII → CrO, Cr(OH)2 → CrSO4

CrIII → Cr2O3, Cr(OH)3 → Cr2(SO4)3 ili KCrO2

CrVI → CrO3, H2CrO4 → K2CrO4

Vrlo često, amfoterni hidroksidi elemenata u +III oksidacionom stanju postoje i u meta obliku, na primjer:

AlO(OH) - aluminijum metahidroksid

FeO(OH) - gvožđe metahidroksid (orto-oblik "Fe(OH)3" ne postoji).

Amfoterni hidroksidi su praktički netopivi u vodi, najpogodniji način za njihovo dobivanje je taloženje iz vodene otopine pomoću slabe baze - amonijak hidrata:

Al(NO3)3 + 3(NH3 H2O) = Al(OH)3↓ + 3NH4NO3 (20 °C)

Al(NO3)3 + 3(NH3 H2O) = AlO(OH)↓ + 3NH4NO3 + H2O (80 °C)

Ako se u reakciji izmjene ovog tipa koristi višak alkalija, aluminijum hidroksid se neće taložiti, jer aluminijum zbog svoje amfoternosti prelazi u anion:

Al(OH)3(t) + OH− = −

Primjeri molekularnih jednadžbi za reakcije ovog tipa:

Al(NO3)3 + 4NaOH(višak) = Na + 3NaNO3

ZnSO4 + 4NaOH(višak) = Na2 + Na2SO4

Rezultirajuće soli spadaju u kompleksna jedinjenja (kompleksne soli): uključuju kompleksne anjone - i 2-. Nazivi ovih soli su sljedeći:

Na - natrijum tetrahidroksoaluminat

Na2 - natrijum tetrahidroksozinkat

Proizvodi interakcije oksida aluminija ili cinka s čvrstom alkalijom nazivaju se drugačije:

NaAlO2 - natrijum dioksoaluminat(III)

Na2ZnO2 - natrijum dioksozinkat(II)

Zakiseljavanje otopina kompleksnih soli ove vrste dovodi do uništenja kompleksnih aniona:

− → Al(OH)3 → Al3+

Na primjer: 2Na + CO2 = 2Al(OH)3↓ + NaHCO3

Za mnoge amfoterne elemente, tačne formule hidroksida su nepoznate, jer se hidratizirani oksidi talože umjesto hidroksida iz vodene otopine, na primjer, MnO2 nH2O, Sb2O5 nH2O.

Amfoterni elementi u svom slobodnom obliku stupaju u interakciju s tipičnim kiselinama i alkalijama:

2Al + 3H2SO4(dec.) = Al2(SO4)3 + H2

2Al + 6H2O + 4NaOH(konc.) = 2Na + 3H2

U obje reakcije nastaju soli, a element koji se razmatra u jednom slučaju je dio kationa, au drugom je dio anjona.

aluminijum halogenidi in normalnim uslovima- bezbojna kristalna

supstance. U seriji aluminijumskih halogenida, AlF3 se uveliko razlikuje po svojstvima

od svojih kolega. Vatrostalna je, slabo rastvorljiva u vodi, hemijski

neaktivan. Glavna metoda za dobijanje AlF3 zasniva se na dejstvu bezvodnog HF

na Al2O3 ili Al:

Al2O3 + 6HF = 2AlF3 + 3H2O

Jedinjenja aluminijuma sa hlorom, bromom i jodom su topljiva, vrlo

reaktivan i visoko rastvorljiv ne samo u vodi, već iu mnogima

organski rastvarači. Interakcija aluminijum halogenidi sa vodom

praćeno značajnim oslobađanjem toplote. Sve u vodenom rastvoru

visoko hidrolizovan, ali za razliku od tipičnih kiselinskih halogenida

nemetala, njihova hidroliza je nepotpuna i reverzibilna. Već je primjetno nestalan

u normalnim uslovima, AlCl3, AlBr3 i AlI3 dime se u vlažnom vazduhu

(zbog hidrolize). Mogu se dobiti direktnom interakcijom

jednostavne supstance.

Kompleksni halogenidi(halogenometalati) sadrže kompleksne anione, u kojima su atomi halogena ligandi, na primjer. kalijum heksakloroplatinat(IV)K2, natrijum heptafluorotantalat(V) Na, litijum heksafluoroarsenat(V) Li. max. termalni Fluoro-, oksofluoro- i hlormetalati su stabilni. Po prirodi veza, jonska jedinjenja su bliska kompleksnim halogenidima. sa katjonima NF4+, N2F3+, C1F2+, XeF+, itd.

Mnogi halogenidi karakteriziraju asocijacija i polimerizacija u tečnoj i plinovitoj fazi uz formiranje premosnih veza. max. Tome su skloni halogenidi metala I i II grupe, A1C13, pentafluoridi Sb i prelaznih metala, oksofluoridi sastava MOF4. Metal-metal halogenidi su poznati, na primjer. Hg2Cl2.

Fluoridi se značajno razlikuju u St. you od ostalih halogenida. Međutim, kod jednostavnih halogenida ove razlike su manje izražene nego kod samih halogena, a kod složenih halogenida slabije su nego kod jednostavnih.

Mnogi kovalentni halogenidi (posebno fluoridi) su, na primjer, jake Lewisove kiseline. AsF5, SbF5, BF3, A1C13. Fluoridi su dio superkiselina. Viši halogenidi se redukuju metalima i H2, na primjer:

Metalni halogenidi V-VIII grupa, osim Cr i Mn, reducirani su sa H2 u metale, na primjer: WF6 + 3H2 -> W + 6HF

Mnogi kovalentni i ionski metalni halogenidi međusobno djeluju kako bi formirali kompleksne halogenide, na primjer: KC1 + TaC15 -> K[TaC16]

Lakši halogeni mogu istisnuti teže od halogenida. Kiseonik može oksidirati halogenide oslobađanjem C12, Br2 i I2. Jedan od karakterističnih okruga kovalentnih halogenida-međusobni. sa vodom (hidroliza) ili njenim parama tokom zagrevanja. (pirohidroliza), što dovodi do stvaranja oksida, oksi- ili

oksohalogenidi, hidroksidi i vodonik halogenidi. Izuzetak su CF4, CC14 i SF6, koji su otporni na vodenu paru na visokim temperaturama.

Halogenidi se dobijaju direktno iz elemenata, interakcijom. vodonik halogenidi ili halogen vodonik to-t sa elementima, oksidima, hidroksidima ili solima, kao i izmjenjivački p-cije.

Halogenidi se široko koriste u tehnologiji kao polazni materijali za proizvodnju halogena, alkalijskih i zemnoalkalnih. metali, kao komponente stakla, itd. inorg. materijali; oni su između. proizvodi u proizvodnji rijetkih i određenih obojenih metala, U, Si, Ge itd.

U prirodi halogenidi čine zasebne klase minerala u kojima su zastupljeni fluoridi (npr. minerali fluorit, kriolit) i hloridi (silvit, karnalit).Bom i jod su deo pojedinih minerala u vidu izomorfnih primesa. Značajne količine halogenida nalaze se u vodama mora i okeana, u solima i podzemnim slanicima. Neki halogenidi, npr. NaCl, K.C1, CaC12, dio su živih organizama.

Kriolit(od drugog grčkog κρύος - mraz + λίθος - kamen) - rijedak mineral iz klase prirodnih fluorida, natrijum heksafluoroaluminat Na3. Kristalizira u monoklinskoj singoniji; kockasti kristali i dvostruke ploče su rijetki. Obično formira bezbojne, bijele ili sive kristalne agregate staklastog sjaja, često sadrže kvarc, siderit, pirit, galenit, halkopirit, kolumbit i kasiterit. Moguće je bojenje nečistoćama organskih tvari.

Trenutno razvijene metode dobijanje vještačkog kriolita. Vještački proizveden interakcijom aluminijum fluorida sa natrijum fluoridom, kao i delovanjem fluorovodonične kiseline na aluminijum hidroksid u prisustvu sode. Koristi se u procesu elektrolitičke proizvodnje aluminijuma, u proizvodnji fluorovodonične kiseline, stakla i emajla.

Alum. Stipsa je grupni naziv za dvostruke soli sastava ME(SO4)2. 12H2O, gde je M kalijum K, rubidijum Rb, cezijum Cs, amonijum NH4, a E je aluminijum Al, hrom Cr, gvožđe Fe i drugi elementi u oksidacionom stanju (+ III), dajući tronabijene katione tokom disocijacije soli .

Stipsa je vrlo topljiva u vodi, njihove vodene otopine imaju opor kiselkast okus i kiselu reakciju zbog hidrolize, na primjer:

3+ + H2O<<здесь знак обратимости >> 2+ + H3O+

Kada se zagrije, stipsa se prvo topi u vodi koju sadrži, a zatim se ta voda gubi, stvarajući bezvodne soli. Daljnjim zagrijavanjem stipsa se pretvara u mješavinu metalnih oksida. Aluminij-kalijum alum se može dobiti modifikacijom procesa proizvodnje prečišćenog aluminijum sulfata. Prvo se kaolin prokuva sa sumpornom kiselinom. Po završetku neutralizacije sumporne kiseline u reaktor se dodaje natrijum sulfat da bi se dobio natrijum alum. Potonji su zbog svoje visoke rastvorljivosti u rastvoru. Nakon što se rastvor razblaži do gustine od 1,33 g/cm3, odvaja se od taloga silicijum dioksida, ohladi i pomeša sa zasićenim rastvorom kalijum hlorida. Istovremeno se taloži aluminijum-kalijum alum, slabo rastvorljiv na niskim temperaturama. U matičnoj tečnosti, nakon odvajanja kristala aluminijum-kalijum stipse, ostaju rastvorljive nečistoće - jedinjenja gvožđa i natrijum hlorid 89.

Tokom hidrolize hidratizirani ioni aluminija gube protone, formirajući uzastopne hidro-okso komplekse. Kada posljednji neutralni kompleks izgubi vodu, nastaje nerastvorljivi hidroksid A1(OH)3.

Kompleksni joni[A1(H20)5OH]2+ i [A1(H20)4(OH)2]+ ostaju u rastvoru, dok A1(OH)3 hidroksid precipitira odmah nakon formiranja. Taloženje se javlja pri pH vrijednostima > 3. Potpuno do stvaranja aluminij hidroksida hidroliza nastavlja pod uslovom neutralizacije formiranih protona, na primjer, alkalijom.

Duboka hidroliza soli aluminijum-sulfata se široko koriste za prečišćavanje pijaće i otpadnih voda. Hidronijum koji se oslobađa tokom hidrolize reaguje sa bikarbonatima H30 + + HC03 = CO2 + 2H20, obično sadržanim u vodi. U ovom slučaju, krajnji produkti hidrolize su koloidni aluminij hidroksid i ugljični dioksid.

Prilikom koagulacije sola aluminijum hidroksida dobija se voluminozni želatinozni talog koji hvata suspendovane čestice i bakterije i nosi ih na dno rezervoara. Potrošnja aluminijum-sulfata potrebnog za prečišćavanje vode zavisi od sastava i količine zagađivača u vodi. Doze aluminijum-sulfata za čišćenje prirodne vode i za naknadni tretman otpadnih voda variraju u granicama 3 - 15 mg/l prema A1203, a za fizičko-hemijski tretman gradskih otpadnih voda dostižu 30-50 mg/l prema A1203. Potrošnja aluminij-sulfata trebala bi osigurati stvaranje dovoljno velike mase pahuljica, koja je neophodna za uklanjanje zagađivača iz vode. pH vrednost rastvora treba smanjiti na 6,5-7,6, što odgovara minimalnoj rastvorljivosti aluminijum hidroksida u vodi. Pri višoj ili nižoj pH vrijednosti, dio aluminija ostaje u vodi u otopljenom stanju. U vodama niske alkalnosti, kada je sadržaj bikarbonata nedovoljan za neutralizaciju oslobođene kiseline, proces hidrolize ne dolazi do kraja zbog snažnog smanjenja pH. Za povećanje alkalnosti, završetak procesa hidrolize i smanjenje sadržaja otopljenog aluminija u vodi, u vodu se dodaju vapno i soda istovremeno sa koagulantom.

Ako se protoni nakupljeni tokom hidrolize ne neutraliziraju, tada se proces hidrolize usporava, što dovodi do nastupanja hidrolitičke ravnoteže, koja se može okarakterisati stepenom i konstantom hidrolize. Hidroliza rastvori aluminijum-sulfata, koji predstavlja reakciju supstitucije sulfatnih jona u Al2 (804) 3 sa OH ionima, nastalim usled disocijacije vode, mogu se predstaviti u opšti pogled jednačina

2A13+ + (3 - -|-) EOG + aOH" + ad^ACONTSBOZH --^EOG + pakao,

gdje je a stepen i osnovnost zamjene.

Ova jednadžba pokazuje da koncentracija OH- jona u otopini, odnosno stepen disocijacije vode, ima odlučujući utjecaj na pomak udesno. Kao što je poznato, za soli sa slabom bazom i jakom kiselinom, stepen hidrolize k je povezan sa konstantom hidrolize A-, koncentracijom soli (s, mol "l), ionskim proizvodom vode kyu i konstantom disocijacije baze kb slijedećim odnosom:

/r \u003d UkTss \u003d UkiLs.

Ako se A-, malo mijenja s temperaturom, tada se ksh značajno povećava, što uzrokuje značajno povećanje stepena hidrolize s povećanjem temperature.

N. I. Eremin je na osnovu dobijenih eksperimentalnih podataka izveo jednačine za zavisnost stepena hidrolize rastvora od temperature i koncentracije.

za aluminijum sulfat:

1e k \u003d - 2,23 + 0,05s + 0,0036t7 + 18 UTS, za amonijum alum:

18 L \u003d -1,19 + 0,29c + 0,0016G + 18ygSh za kalijum alum:

\ek \u003d - 1,17 + 0,29s + 0,00167 + 18 UPS,

za natrijum alum:

18k \u003d - 1,18 + 0,29s + 0,0016t7 + \ e UPs.

Kao što se vidi iz ovih jednačina, uticaj koncentracije na stepen hidrolize za stipsu je značajniji nego za aluminijum sulfat.

Bor. Dobijanje bora. Hemijska svojstva. Dijagonalna sličnost između bora i silicija. Bor hidridi. Diboran. Karakteristike hemijske veze u molekulu diborana. Bor halogenidi. Kiseonička jedinjenja bora. Bor oksid i borne kiseline. Bura. Dobijanje borne kiseline. Borosilikatna stakla. Bor etil etar.

Bor- element trinaeste grupe (prema zastarjeloj klasifikaciji - glavna podgrupa treće grupe), drugi period periodični sistem hemijski elementi sa atomskim brojem 5. Označava se simbolom B (lat. Borum). U slobodnom stanju, bor je bezbojna, siva ili crvena kristalna ili tamna amorfna tvar. Poznato je više od 10 alotropskih modifikacija bora, čije formiranje i međusobne tranzicije određuju temperatura na kojoj je bor dobiven

Potvrda. Najčišći bor se dobija pirolizom borohidrida. Takav bor se koristi za proizvodnju poluvodičkih materijala i fine kemijske sinteze.

Metoda metalotermije (češće redukcija magnezijumom ili natrijem):

Termička razgradnja para bor bromida na vrućoj (1000-1200 °C) volframskoj žici u prisustvu vodika (Van Arkel metoda):

Fizička svojstva. Izuzetno tvrda tvar (druga nakon dijamanta, borovog nitrida (borazona), bora karbida, legure bora-ugljika-silicijuma, skandij-titanijum karbida). Ima svojstva krtosti i poluvodiča (široki razmak

poluprovodnik). Bor ima najveću vlačnu čvrstoću od 5,7 GPa

U prirodi se bor nalazi u obliku dva izotopa 10B (20%) i 11B (80%)[.

10V ima vrlo visok presjek apsorpcije toplinskih neutrona, tako da se 10V u bornoj kiselini koristi u nuklearnim reaktorima za kontrolu reaktivnosti.

Hemijska svojstva. Joni bora boje plamen u zeleno.

Po mnogim fizičkim i hemijskim svojstvima, nemetalni bor podseća na silicijum.

Hemijski, bor je prilično inertan i reaguje samo sa fluorom na sobnoj temperaturi:

Kada se zagrije, bor reaguje sa drugim halogenima i formira trihalide, sa azotom formira bor nitrid BN, sa fosforom formira fosfid BP, sa ugljenikom formira karbide različitog sastava (B4C, B12C3, B13C2). Kada se zagrije u atmosferi kisika ili na zraku, bor gori uz veliko oslobađanje topline, nastaje oksid B2O3:

Bor ne stupa u direktnu interakciju sa vodikom, iako je poznat prilično veliki broj borohidrida (borana) različitih sastava, dobijenih tretiranjem borida alkalnih ili zemnoalkalnih metala kiselinom:

Kada se jako zagreje, bor pokazuje redukciona svojstva. On je u stanju, na primjer, obnoviti silicij ili fosfor iz njihovih oksida:

Ova nekretnina bor se može objasniti vrlo visokom čvrstoćom hemijskih veza u borovom oksidu B2O3.

U nedostatku oksidirajućih sredstava, bor je otporan na djelovanje alkalnih otopina. Bor se otapa u vrućoj dušičnoj kiselini, sumpornoj kiselini i carskoj vodici dajući bornu kiselinu.

Borov oksid je tipičan kiseli oksid. Reaguje sa vodom i formira bornu kiselinu:

Kada borna kiselina stupi u interakciju sa alkalijama, nastaju soli ne same borne kiseline - borati (koji sadrže anjon BO33−), već tetraborati, na primjer:

Bor- poluprovodnik, dijagonalna sličnost sa silicijumom:

1) Oba su vatrostalni, čvrsti, poluprovodnici. B - sivo-crna, Si- siva.

I1(B)=8,298 eV; I1(Si)=8,151 eV. Oba nisu sklona stvaranju kationa.

2) Oba su hemijski inertna (iako se bor i dalje rastvara u vrućim oksidirajućim kiselinama. Oba se otapaju u alkalijama.

2B + KOH + 2H2O ® 2KBO2 + 3H2

Si + 2KOH + H2O®K2SiO3+ 2H2

3) Na visokim temperaturama reagiraju s metalima, formirajući boride i silicide - Ca3B2; Mg2Si - vatrostalna, električno vodljiva jedinjenja.

Kiseonička jedinjenja bora. B2O3 - kiseli oksid (i SiO2) - i polimerni, staklasti, samo B2O3 formira ravne mreže, a SiO2 - trodimenzionalne strukture. Razlika između njih je u tome što se bor oksid lako hidrira, dok pijesak (SiO2), kao što je poznato, nije.

H3BO3- ortoborna kiselina.

H3BO3«HBO2+H2O metaborična kiselina (100oS)

4HBO2 "H2B4O7 + H2Otetraborna kiselina (140°C) - slaba, oba Kd

H2B4O7 "2B2O3 + H2O su praktično isti - ne kisele soli

Ortoborna kiselina je slaba, ponekad je napisana njena disocijacija

B(OH)3 + H2O « B(OH)4 + H+

Formira estre sa alkoholima: H3BO3+3CH3OH®B(OCH3)3+3H2O

Svojstva. Bor je poznat u amorfnom (braon) i kristalnom (crnom) obliku, t.t. 2300°C, b.p. 3700°C, p = 2,34 g/cm3. Kristalna rešetka bora je vrlo jaka, što se očituje u njegovoj visokoj tvrdoći, niskoj entropiji i visokoj tački topljenja. Bor poluprovodnik. Nemetaličnost bora odgovara njegovom položaju u periodičnom sistemu - između berilija i ugljenika i dijagonalno pored silicijuma. Stoga bor pokazuje sličnosti ne samo sa aluminijumom, već i sa silicijumom. Iz njegove pozicije također slijedi da bi spojevi bora sa dušikom trebali biti slični ugljiku po elektronskoj strukturi i svojstvima.

2BH3(g) - B2H6(g);

delta G= - 126 kJ

3NaBH4+4BF3 ->2V2N6 + 3NaBF4

6H2 (g) + 2BC13 (g) -> B2H6 (g) + 6HCl (g)

Diboran V2N6 - energetski redukcioni agens, spontano se pali u vazduhu

B2H6 + 3O2 => B2O3 + ZH2O

Interagira s vodom uz oslobađanje vodika;

B2H6 + 6H2O =>. 2H3BO3+6H2

U eteru, B2H6 reaguje sa litijum hidridom, formirajući borohidrid

B2H6+2LiH => 2LiBH4

Češće od Li, koriste Na dobijen reakcijom -

4NaH + B(OCH3)3 => Na + 3NaOCH3

B2O3 + ZS => 2B + ZSO

2B2O3+P4O10 => 4BPO4

H3BO3 + H2O => [B (OH) 4] + H

Neutralizacija H3BO3 se ne formira ortoborati , koji sadrže jon (BO3) 3-, i dobijaju se tetraborati, metaborati ili soli drugih poli borne kiseline:

4H3BO3 + 2NaOH => Na2BO4 + 7H2O H3BO3 + NaOH => NaBO2 + 2H2O

Borov oksid B2O3 - anhidrid borne kiseline, bezbojna, prilično vatrostalna staklena ili kristalna supstanca gorkog ukusa, dielektrik.

Staklasti borov oksid ima slojevitu strukturu (razmak između slojeva je 0,185 nm), u slojevima atomi bora nalaze se unutar jednakostraničnih trouglova BO3 (d B-O = 0,145 nm). Ova modifikacija se topi u temperaturnom opsegu od 325-450 °C i ima visoku tvrdoću. Dobiva se zagrijavanjem bora na zraku na 700 °C ili dehidratacijom ortoborne kiseline. Kristalni B2O3, koji se dobija pažljivom eliminacijom vode iz metaborične kiseline HBO2, postoji u dvije modifikacije - sa heksagonalnom kristalnom rešetkom, na 400°C i 2200 MPa prelazi u monoklinsku.

U industriji boraks se dobija iz prirodnih borata fuzijom sa sodom . Kada se prirodni minerali bora tretiraju sumpornom kiselinom, borna kiselina . Od borne kiseline H3BO3 kalcinacijom se dobija oksid B2O3, a zatim se on ili boraks redukuje aktivni metali(magnezijum ili natrijum) do slobodnog bora:

B2O3 + 3Mg = 3MgO + 2B,

2Na2B4O7 + 3Na = B + 7NaBO2.

U ovom slučaju, u obliku sivog praha, amorfni bor. Kristalni bor visoke čistoće može se dobiti rekristalizacijom, ali se u industriji češće dobiva elektrolizom rastopljenih fluoroborata ili termičkom razgradnjom pare bor bromida BBr3 na tantalskoj žici zagrijanoj na 1000-1500 °C u prisustvu vodika:

2BBr3 + 3H2 = 2B + 6HBr

Također je moguće koristiti kreking borom:

B4H10 = 4B + 5H2.

Borna kiselina(ortoborna kiselina) - slaba kiselina koja ima hemijska formula H3BO3. Bezbojna kristalna tvar u obliku pahuljica, bez mirisa, ima slojevitu triklinsku rešetku, u kojoj su molekuli kiseline povezani vodoničnim vezama u ravnim slojevima, a slojevi su međusobno povezani intermolekularnim vezama (d = 0,318 nm).

Metaborična kiselina(HBO2) je takođe bezbojni kristal. Postoji u tri modifikacije - najstabilniji γ-HBO2 sa kubičnom rešetkom, β-HBO2 sa monoklinskom rešetkom i α-HBO2 sa rombičnom rešetkom.

Kada se zagreje ortoborna kiselina gubi vodu i prvo prelazi u metabornu kiselinu, a zatim u tetrabornu H2B4O7. Daljnjim zagrijavanjem dehidrira do bornog anhidrida.

Borna kiselina pokazuje vrlo slaba kiselinska svojstva.. Relativno je slabo rastvorljiv u vodi. Njegova kisela svojstva nisu posljedica eliminacije H+ protona, već dodavanja hidroksilnog aniona:

Ka = 5,8 10−10 mol/L; pKa = 9,24.

Lako se istiskuje iz rastvora njegovih soli većinom drugih kiselina. Njegove soli, zvane borati, obično se proizvode od različitih polibornih kiselina, najčešće tetraborne H2B4O7, koja je mnogo jača kiselina od ortoborne kiseline. B(OH)3 pokazuje vrlo slabe znakove amfoternosti, formirajući niskostabilan bor hidrosulfat B(HSO4)3.

Kada se ortoborna kiselina neutrališe alkalijama u vodenim rastvorima, ortoborati koji sadrže jon (BO3)3– ne nastaju, jer su ortoborati skoro potpuno hidrolizovani, zbog preniske formacijske konstante [B(OH)4]–. Tetraborati, metaborati ili soli drugih polibornih kiselina nastaju u otopini:

Uz višak alkalija, mogu se pretvoriti u metaborate:

Meta- i tetraborati se hidroliziraju, ali u manjoj mjeri (obrnute reakcije na date).

U zakiseljenim vodenim otopinama borata uspostavljaju se sljedeće ravnoteže:

Najčešća sol borne kiseline je natrijum tetraborat dekahidrat Na2B4O7 10H2O (tehnički naziv - boraks).

Kada se zagrije, borna kiselina otapa okside metala, formirajući soli.

Sa alkoholima u prisustvu koncentrovane sumporne kiseline stvara estre:

Formiranje bor metil etera B(OCH3)3 je kvalitativna reakcija na H3BO3 i soli borne kiseline, kada se zapali, metil bor etar gori prekrasnim svijetlozelenim plamenom.

Borosilikatno staklo- staklo uobičajenog sastava, u kojem su alkalne komponente u sirovini zamijenjene bor oksidom (B2O3). Time se postiže povećana hemijska otpornost i nizak koeficijent termičkog širenja - do 3,3 10−6 na 20 °C za najbolje uzorke. Za borosilikatno staklo je vrlo malo, samo za kvarcno staklo manje (skoro 10 puta). Ovo sprečava pucanje stakla prilikom naglih promena temperature. To je zbog njegove upotrebe kao požara iu drugim slučajevima gdje je potrebna termička stabilnost.

Upotreba U svakodnevnom životu, za proizvodnju posuđa za otvorenu vatru, čajnika. Koristi se kao materijal za laboratorijsko stakleno posuđe, kao i za hemijsku industriju i druge industrije, na primjer, kao materijal za izmjenjivanje topline za termoelektrane. Također se koristi za pravljenje jeftinih gitarskih slajdova. Takođe, od borosilikatnog stakla se mogu napraviti pipete za ICSI, biopsiju blastomera, koja se radi za preimplantacionu genetsku dijagnozu korišćenjem biopsijskih ćelija kao genetskog materijala. Postoje 3 opcije pipeta sa unutrašnjim prečnikom od 4 µm do 7,5 µm. Pipeta je dugačka 60 do 75 mm i ima ugao nagiba od 30°. Pipete su namijenjene za jednokratnu upotrebu.

Opće karakteristike elemenata IVA podgrupe. Struktura atoma. Stepeni oksidacije. Rasprostranjenost i oblici nalaza u prirodi. Alotropske modifikacije ugljika. Fizička i hemijska svojstva. Vrste crnog grafita: koks, drveni ugalj, čađ.

Opće karakteristike elemenata IVA grupe Elementi glavne podgrupe grupe IV uključuju C, Si, Ge, Sn, Pv. Elektronska formula eksternog valentnog nivoa je nS2np2, odnosno imaju 4 valentna elektrona i to su p elementi, pa se nalaze u glavnoj podgrupi grupe IV. ││││ │↓│ np nS U osnovnom stanju atoma, dva elektrona su uparena, a dva nesparena. Najudaljenija elektronska ljuska ugljika ima 2 elektrona, silicijum ima 8, a Ge, Sn, Pv imaju po 18 elektrona. Stoga su Ge, Sn, Pv ujedinjeni u podgrupu germanijuma (ovo su potpuni elektronski analozi). U ovoj podgrupi p-elemenata, kao iu drugim podgrupama p-elemenata, svojstva atoma elemenata se periodično mijenjaju.

Tako se od vrha do dna u podgrupi povećava radijus atoma, pa se smanjuje energija ionizacije, pa se povećava sposobnost doniranja elektrona, a tendencija kompletiranja vanjske elektronske ljuske do okteta naglo opada, pa od C do Pb, redukciona svojstva i metalna svojstva se povećavaju, a nemetalna svojstva smanjuju. Ugljik i silicijum su tipični nemetali, Ge već ima metalna svojstva i izgleda kao metal, iako je poluprovodnik. Kod kalaja, metalna svojstva već prevladavaju, a olovo je tipičan metal. Imajući 4 valentna elektrona, atomi u svojim jedinjenjima mogu pokazivati oksidaciona stanja od minimalnog (-4) do maksimalnog (+4), a karakteriše ih čak i S.O.: -4, 0, +2, +4; S.O. = -4 je tipično za C i Si sa metalima. Priroda odnosa sa drugim elementima. Ugljik formira samo kovalentne veze, silicijum takođe pretežno formira kovalentne veze. Za kalaj i olovo, posebno u S.O. = +2, jonska priroda veze je karakterističnija (na primjer, Rv(NO3)2). Kovalencija je određena valentnom strukturom atoma. Atom ugljika ima 4 valentne orbitale i maksimalna kovalentnost je 4. Za ostale elemente kovalentnost može biti veća od četiri, jer postoji valentni d-podnivo (na primjer, H2). Hibridizacija. Tip hibridizacije je određen tipom i brojem valentnih orbitala. Ugljik ima samo S- i p-valentne orbitale, tako da može postojati Sp (kabin, CO2, CS2), Sp2 (grafit, benzen, COCl2), Sp3 hibridizacija (CH4, dijamant, CCl4). Za silicijum je najkarakterističnija Sp3 hibridizacija (SiO2, SiCl4), ali ima valentni d-podnivo, tako da postoji i Sp3d2 hibridizacija, na primer, H2. Grupa IV PSE je sredina tabele D. I. Mendeljejeva. Ovdje se to jasno vidi nagla promena svojstva od nemetala do metala. Zasebno ćemo razmotriti ugljenik, zatim silicijum, a zatim elemente podgrupe germanijuma.

Atom(od grčkog atomos - nedjeljiv) - jednonuklearna, nedjeljiva čestica hemijskog elementa, nosilac svojstava supstance. Supstance se sastoje od atoma. Sam atom se sastoji od pozitivno nabijenog jezgra i negativno nabijenog elektronskog oblaka. Generalno, atom je električno neutralan. Veličina atoma je u potpunosti određena veličinom njegovog elektronskog oblaka, budući da je veličina jezgra zanemariva u odnosu na veličinu oblaka elektrona. Jezgro se sastoji od Z pozitivno nabijenih protona (naboj protona odgovara +1 u konvencionalnim jedinicama) i N neutrona koji ne nose naboj (protoni i neutroni se nazivaju nukleoni). Dakle, naboj jezgra je određen samo brojem protona i jednak je serijskom broju elementa u periodnom sistemu. Pozitivni naboj jezgra kompenzira se negativno nabijenim elektronima (naboj elektrona -1 u proizvoljnim jedinicama), koji formiraju oblak elektrona. Broj elektrona jednak je broju protona. Mase protona i neutrona su jednake (1 i 1 amu, respektivno). Masa atoma određena je masom njegovog jezgra, budući da je masa elektrona približno 1850 puta manja od mase protona i neutrona i rijetko se uzima u obzir u proračunima. Broj neutrona se može naći razlikom između mase atoma i broja protona (N=A-Z). Vrsta atoma bilo kojeg kemijskog elementa s jezgrom koje se sastoji od strogo definiranog broja protona (Z) i neutrona (N) naziva se nuklid.

Budući da je gotovo cijela masa koncentrisana u jezgru atoma, ali su njene dimenzije zanemarljive u odnosu na ukupni volumen atoma, jezgro se uslovno uzima kao materijalna tačka koja počiva u središtu atoma, a sam atom je smatra se sistemom elektrona. U hemijskoj reakciji, jezgro atoma nije pogođeno (osim nuklearne reakcije), kao i unutrašnji elektronski nivoi, a uključeni su samo elektroni spoljašnje elektronske ljuske. Iz tog razloga je neophodno poznavati svojstva elektrona i pravila za formiranje elektronskih omotača atoma.

Stepen oksidacije(oksidacijski broj, formalni naboj) - pomoćna uvjetna vrijednost za snimanje procesa oksidacije, redukcije i redoks reakcija. On ukazuje na stanje oksidacije pojedinačnog atoma molekula i samo je prikladan metod za obračun prijenosa elektrona: nije pravi naboj atoma u molekuli (vidi #Konvenciju).

Ideje o stepenu oksidacije elemenata su osnova i koriste se u klasifikaciji hemijske supstance, opisujući njihova svojstva, formulisanje jedinjenja i njihova međunarodna imena (nomenklatura). Ali posebno se široko koristi u proučavanju redoks reakcija.

Koncept oksidacionog stanja se često koristi u neorganskoj hemiji umjesto koncepta valencije.

Oksidacijsko stanje atoma jednako je brojčanoj vrijednosti električni naboj dodijeljen atomu pod pretpostavkom da su vezni elektronski parovi potpuno pristrasni prema više elektronegativnih atoma (to jest, na osnovu pretpostavke da se spoj sastoji samo od jona).

Oksidacijsko stanje odgovara broju elektrona koji se moraju dodati pozitivnom ionu da bi se reducirali u neutralni atom, ili uzeti od negativnog jona da bi se oksidirali u neutralni atom:

Al3+ + 3e− → Al

S2− → S + 2e− (S2− − 2e− → S)

Karbon- supstanca sa najviše [izvor nije naveden 1528 dana] veliki broj alotropske modifikacije (više od 8 je već otkriveno).

Alotropske modifikacije ugljika njihova svojstva se međusobno najradikalnije razlikuju, od mekih do tvrdih, neprozirnih do providnih, abrazivnih do podmazujućih, jeftinih do skupih. Ovi alotropi uključuju amorfne alotrope ugljika (ugalj, čađ), nanopjenu, kristalne alotrope - nanocijev, dijamant, fulerene, grafit, lonsdaleit i cerafit.

Klasifikacija alotropa ugljika prema prirodi hemijske veze između atoma:

dijamant (kocka)

Lonsdaleite (heksagonalni dijamant)

fulereni (C20+)

Nanocijevi

Nanovlakna

Astralens

staklastog ugljenika

Kolosalne nanocijevi

Mješoviti sp3/sp2 kalupi:

amorfni ugljenik

Ugljenični nanobubrezi

Carbon nanofoam

Ostali oblici: C1 - C2 - C3 - C8

Karbon (hemijski simbol- C, lat. Carboneum) - hemijski element četrnaeste grupe (prema zastarjeloj klasifikaciji - glavna podgrupa četvrte

grupa), 2. period periodnog sistema hemijskih elemenata. serijski broj 6, atomska masa - 12,0107.

Fizička svojstva.

Ugljik postoji u mnogim alotropskim modifikacijama s vrlo raznolikim fizička svojstva. Raznolikost modifikacija je posljedica sposobnosti ugljika da se formira hemijske veze drugačiji tip.

Sljedeći oksidi elemenata su amfoterni major podgrupe: BeO, A1 2 O 3, Ga 2 O 3, GeO 2, SnO, SnO 2, PbO, Sb 2 O 3, PoO 2. Amfoterni hidroksidi su sljedeći hidroksidi elemenata major podgrupe: Be (OH) 2, A1 (OH) 3, Sc (OH) 3, Ga (OH) 3, In (OH) 3, Sn (OH) 2, SnO 2 nH 2 O, Pb (OH) 2 , PbO 2 nH 2 O.

Osnovna priroda oksida i hidroksida elemenata jedne podgrupe raste sa povećanjem atomskog broja elementa (prilikom upoređivanja oksida i hidroksida elemenata u istom oksidacionom stanju). Na primjer, N 2 O 3, P 2 O 3, As 2 O 3 su kiseli oksidi, Sb 2 O 3 je amfoterni oksid, Bi 2 O 3 je bazični oksid.

Razmotrimo amfoterna svojstva hidroksida na primjeru jedinjenja berilija i aluminija.

Aluminijum hidroksid pokazuje amfoterna svojstva, reaguje i sa bazama i sa kiselinama i formira dve serije soli:

1) kod kojih je element A1 u obliku katjona;

2A1 (OH) 3 + 6HC1 \u003d 2A1C1 3 + 6H 2 O A1 (OH) 3 + 3H + \u003d A1 3+ + 3H 2 O

U ovoj reakciji, A1(OH) 3 funkcionira kao baza, formirajući sol u kojoj je aluminij kation A1 3+;

2) u kojoj je element A1 dio anjona (aluminati).

A1 (OH) 3 + NaOH \u003d NaA1O 2 + 2H 2 O.

U ovoj reakciji, A1(OH) 3 djeluje kao kiselina, formirajući sol u kojoj je aluminij dio AlO 2 - anjona.

Formule otopljenih aluminata su napisane na pojednostavljen način, a odnose se na proizvod koji nastaje dehidratacijom soli.

U hemijskoj literaturi mogu se naći različite formule jedinjenja nastalih rastvaranjem aluminijum hidroksida u lužini: NaA1O 2 (natrijum metaaluminat), Natrijum tetrahidroksoaluminat. Ove formule nisu u suprotnosti jedna s drugom, jer je njihova razlika povezana sa različitim stupnjevima hidratacije ovih jedinjenja: NaA1O 2 2H 2 O je različit zapis Na. Kada se A1 (OH) 3 otopi u višku alkalija, nastaje natrijum tetrahidroksoaluminat:

A1 (OH) 3 + NaOH \u003d Na.

Tokom sinterovanja reagensa nastaje natrijum metaaluminat:

A1(OH) 3 + NaOH ==== NaA1O 2 + 2H 2 O.

Dakle, možemo reći da u vodenim rastvorima istovremeno postoje joni kao što su [A1 (OH) 4] - ili [A1 (OH) 4 (H 2 O) 2] - (za slučaj kada se jednačina reakcije sastavlja uzimajući uzimajući u obzir hidratne ljuske), a oznaka A1O 2 je pojednostavljena.

Zbog sposobnosti reagiranja s alkalijama, aluminij hidroksid se u pravilu ne dobiva djelovanjem alkalija na otopine aluminijevih soli, već se koristi otopina amonijaka:

A1 2 (SO 4) 3 + 6 NH 3 H 2 O \u003d 2A1 (OH) 3 + 3(NH 4) 2 SO 4.

Među hidroksidima elemenata drugog perioda, berilijum hidroksid pokazuje amfoterna svojstva (sama berilij pokazuje dijagonalnu sličnost sa aluminijumom).

sa kiselinama:

Be (OH) 2 + 2HC1 \u003d BeC1 2 + 2H 2 O.

Sa bazama:

Be (OH) 2 + 2NaOH \u003d Na 2 (natrijum tetrahidroksoberilat).

U pojednostavljenom obliku (ako Be (OH) 2 predstavimo kao kiselinu H 2 BeO 2)

Be (OH) 2 + 2NaOH (koncentrirano vruće) \u003d Na 2 BeO 2 + 2H 2 O.

berilat Na

Hidroksidi elemenata sekundarnih podgrupa, koji odgovaraju najvišim oksidacionim stanjima, najčešće imaju kisela svojstva: na primjer, Mn 2 O 7 - HMnO 4; CrO 3 - H 2 CrO 4. Za niže okside i hidrokside karakteristična je dominacija glavnih svojstava: CrO - Cr (OH) 2; MnO - Mn (OH) 2; FeO - Fe (OH) 2. Intermedijarna jedinjenja koja odgovaraju oksidacionim stanjima +3 i +4 često pokazuju amfoterna svojstva: Cr 2 O 3 - Cr (OH) 3; Fe 2 O 3 - Fe (OH) 3. Ovaj obrazac ilustrujemo na primjeru spojeva hroma (tabela 9).

Tabela 9 - Zavisnost prirode oksida i njihovih odgovarajućih hidroksida od stepena oksidacije elementa

Interakcija s kiselinama dovodi do stvaranja soli u kojoj je element krom u obliku kationa:

2Cr(OH) 3 + 3H 2 SO 4 = Cr 2 (SO 4) 3 + 6H 2 O.

Cr(III) sulfat

Reakcija sa bazama dovodi do stvaranja soli, u koji element hrom je dio anjona:

Cr (OH) 3 + 3NaOH \u003d Na 3 + 3H 2 O.

heksahidroksohromat(III) Na

Cink oksid i hidroksid ZnO, Zn(OH) 2 su tipično amfoterna jedinjenja, Zn(OH) 2 se lako rastvara u kiselim i alkalnim rastvorima.

Interakcija s kiselinama dovodi do stvaranja soli u kojoj je element cink u obliku kationa:

Zn(OH) 2 + 2HC1 = ZnCl 2 + 2H 2 O.

Interakcija sa bazama dovodi do stvaranja soli u kojoj je element cinka u anionu. Pri interakciji sa alkalijama u rješenjima nastaju tetrahidroksozinkati, kada se spoje- cinkati:

Zn(OH) 2 + 2NaOH \u003d Na 2.

Ili prilikom spajanja:

Zn (OH) 2 + 2NaOH \u003d Na 2 ZnO 2 + 2H 2 O.

Cink hidroksid se dobija slično kao aluminijum hidroksid.

S grčkog jezika riječ "amphoteros" se prevodi kao "jedan i drugi". Amfoternost je dualnost kiselinsko-baznih svojstava supstance. Hidroksidi se nazivaju amfoterni, koji, ovisno o uvjetima, mogu pokazati i kisela i bazična svojstva.

Primjer amfoternog hidroksida je cink hidroksid. Formula ovog hidroksida u njegovom osnovnom obliku je Zn(OH)2. Ali možete napisati formulu cink hidroksida u kiselom obliku, stavljajući atome vodika na prvo mjesto, kao u formulama neorganskih kiselina: H2ZnO2 (slika 1). Tada će ZnO22- biti kiseli ostatak sa nabojem od 2-.

Rice. 1. Formule cink hidroksida

Karakteristika amfoternog hidroksida je da se malo razlikuje po snazi O-N konekcije i Zn-O. Otuda i dualnost svojstava. U reakcijama s kiselinama koje su spremne da doniraju vodikove katjone, korisno je da cink hidroksid razbije Zn-O vezu, donirajući OH grupu i djelujući kao baza. Kao rezultat takvih reakcija nastaju soli u kojima je cink kation, pa se nazivaju soli kationskog tipa:

Zn(OH)2 + 2HCl = ZnCl2 + 2H2O (baza)

U reakcijama s alkalijama, cink hidroksid djeluje kao kiselina, oslobađajući vodik. U ovom slučaju nastaju soli anionskog tipa (cink je dio kiselinskog ostatka - cinkatni anion). Na primjer, kada se cink hidroksid spoji sa čvrstim natrijum hidroksidom, nastaje Na2ZnO2 - prosječna sol anjonskog tipa natrijevog cinkata:

H2ZnO2 + 2NaOH(TV.) = Na2ZnO2 + 2H2O (kiselina)

U interakciji sa alkalnim rastvorima, amfoterni hidroksidi formiraju rastvorljive kompleksne soli. Na primjer, kada cink hidroksid reagira s otopinom natrijum hidroksida, nastaje natrijum tetrahidroksozinkat:

Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2

2- je složeni anion, koji se obično stavlja u uglaste zagrade.

Dakle, amfoternost cink hidroksida je posljedica mogućnosti postojanja jona cinka u vodenom rastvoru u sastavu i kationa i anjona. Sastav ovih jona zavisi od kiselosti sredine. ZnO22- anioni su stabilni u alkalnoj sredini, a Zn2+ kationi su stabilni u kiseloj sredini.

Amfoterni hidroksidi su tvari netopive u vodi, a kada se zagrijavaju, razlažu se na metalni oksid i vodu:

Zn(OH)2 = ZnO + H2O

2Fe(OH)3 = Fe2O3 + 3H2O

2Al(OH)3 = Al2O3 + 3H2O

Stepen oksidacije metala u hidroksidu i oksidu treba da bude isti.

Amfoterni hidroksidi su jedinjenja netopiva u vodi, pa se mogu dobiti reakcijom razmene između rastvora soli prelaznog metala i alkalija. Na primjer, aluminij hidroksid nastaje interakcijom otopina aluminij hlorida i natrijevog hidroksida:

AlCl3 + 3NaOH = Al(OH)3↓ + 3NaCl

Kada se ovi rastvori iscede, formira se beli želeasti talog aluminijum hidroksida (slika 2).

Ali istovremeno se ne može dopustiti višak alkalija, jer se amfoterni hidroksidi otapaju u alkalijama. Stoga je umjesto alkalije bolje koristiti vodeni rastvor amonijaka. To je slaba baza u kojoj se aluminijum hidroksid ne rastvara. Kada aluminijum hlorid reaguje sa vodenim rastvorom amonijaka, nastaju aluminijum hidroksid i amonijum hlorid:

AlCl3+ 3NH3. H2O = Al(OH)3↓ + 3NH4Cl

Rice. 2. Taloženje aluminijum hidroksida

Amfoterni hidroksidi nastaju od prijelaznih kemijskih elemenata i pokazuju dvostruka svojstva, to jest, i kiselina i baza. Dobijamo i potvrđujemo amfoternu prirodu aluminijum hidroksida.

Dobijamo talog aluminijum hidroksida u epruveti. Da biste to učinili, dodajte malu količinu alkalnog rastvora (natrijum hidroksida) u rastvor aluminijum sulfata dok se ne pojavi talog (slika 1). Imajte na umu: u ovoj fazi lužina ne bi trebala biti u višku. Nastali bijeli talog je aluminijum hidroksid:

Al2(SO4)3 + 6NaOH = 2Al(OH)3↓ + 3Na2SO4

Za sljedeći eksperiment podijelit ćemo nastali talog na dva dijela. Da bi se dokazalo da aluminijum hidroksid pokazuje svojstva kiseline, potrebno je izvršiti njegovu reakciju sa alkalijom. Suprotno tome, da biste dokazali osnovna svojstva aluminijum hidroksida, pomiješajte ga s kiselinom. U jednu epruvetu sa talogom aluminijum hidroksida dodati rastvor alkalije - natrijum hidroksida (ovaj put se uzima višak lužine). Talog se otapa. Kao rezultat reakcije nastaje kompleksna sol - natrijev hidroksoaluminat:

Al(OH)3 + NaOH = Na

U drugu epruvetu sa sedimentom sipajte rastvor hlorovodonične kiseline. Talog se takođe otapa. To znači da aluminijum hidroksid reaguje ne samo sa alkalijama, već i sa kiselinom, odnosno pokazuje amfoterna svojstva. U tom slučaju se odvija reakcija izmjene, formiraju se aluminij hlorid i voda:

Iskustvo br. 3. Interakcija rastvora natrijum tetrahidroksoaluminata sa hlorovodonične kiseline i ugljični dioksid

Razrijeđenu otopinu hlorovodonične kiseline dodaćemo kap po kap u rastvor natrijum hidroksoaluminata. Promatramo taloženje aluminijum hidroksida i njegovo naknadno otapanje:

Na + HCl = Al(OH)3¯ + NaCl + H2O

Al(OH)3+ 3HCl = AlCl3 + 3H2O

Natrijum tetrahidroksoaluminat je nestabilan i razlaže se u kiseloj sredini. Hajde da vidimo da li slaba ugljena kiselina uništava kompleks.

Ugljični dioksid ćemo proći kroz otopinu natrijum tetrahidroksoaluminata. Ugljični dioksid se pak dobiva reakcijom između mramora i klorovodične kiseline. Nakon nekog vremena nastaje suspenzija u vodi netopivog aluminij hidroksida, koja ne nestaje daljnjim prolazom ugljičnog dioksida.

Na + CO2= Al(OH)3¯ + NaHCO3

To jest, višak ugljičnog dioksida ne otapa aluminij hidroksid.

Izvori

http://www.youtube.com/watch?t=146&v=EQO8iViXb1s

http://www.youtube.com/watch?t=6&v=85N0v3cQ-lI

izvor prezentacije - http://ppt4web.ru/khimija/amfoternye-oksidy-i-gidroksidy.html

http://interneturok.ru/ru/school/chemistry/11-class

Tema: Glavne klase spojeva, njihova svojstva i tipične reakcije

Lekcija: Amfoterni hidroksidi

Primjer amfoternog hidroksida je cink hidroksid. Formula ovog hidroksida u njegovom osnovnom obliku je Zn(OH) 2 . Ali možete napisati formulu cink hidroksida u kiselom obliku, stavljajući atome vodika na prvo mjesto, kao u formulama neorganskih kiselina: H 2 ZnO 2 (slika 1). Tada će ZnO 2 2- biti kiselinski ostatak sa nabojem od 2-.

Rice. 1. Formule cink hidroksida

Karakteristika amfoternog hidroksida je da se malo razlikuje u jačini O-H i Zn-O veza. Otuda i dualnost svojstava. U reakcijama s kiselinama koje su spremne da doniraju vodikove katjone, korisno je da cink hidroksid razbije Zn-O vezu, donirajući OH grupu i djelujući kao baza. Kao rezultat takvih reakcija nastaju soli u kojima je cink kation, pa se nazivaju soli kationskog tipa:

Zn(OH) 2 + 2HCl = ZnCl 2 + 2H 2 O

(baza)

U reakcijama s alkalijama, cink hidroksid djeluje kao kiselina, oslobađajući vodik. U ovom slučaju nastaju soli anionskog tipa (cink je dio kiselinskog ostatka - cinkatni anion). Na primjer, kada se cink hidroksid spoji sa čvrstim natrijum hidroksidom, formira se Na 2 ZnO 2 - prosječna sol anionskog tipa natrijevog cinkata:

H 2 ZnO 2 + 2NaOH (TV.) = Na 2 ZnO 2 + 2H 2 O

(kiselina)

Zn(OH) 2 + 2NaOH \u003d Na 2

2- je složeni anion, koji se obično stavlja u uglaste zagrade.

Dakle, amfoternost cink hidroksida je posljedica mogućnosti postojanja jona cinka u vodenom rastvoru u sastavu i kationa i anjona. Sastav ovih jona zavisi od kiselosti sredine. ZnO 2 2- anioni su stabilni u alkalnoj sredini, a Zn 2+ kationi su stabilni u kiseloj sredini.

Amfoterni hidroksidi su tvari netopive u vodi, a kada se zagrijavaju, razlažu se na metalni oksid i vodu:

Zn(OH) 2 = ZnO + H 2 O

2Fe(OH) 3 = Fe 2 O 3 + 3H 2 O

2Al(OH) 3 \u003d Al 2 O 3 + 3H 2 O

Stepen oksidacije metala u hidroksidu i oksidu treba da bude isti.

AlCl 3 + 3NaOH = Al(OH) 3 ↓ + 3NaCl

Kada se ovi rastvori iscede, formira se beli želeasti talog aluminijum hidroksida (slika 2).

AlCl 3 + 3NH 3. H 2 O \u003d Al (OH) 3 ↓ + 3NH 4 Cl

Rice. 2. Taloženje aluminijum hidroksida

Bibliografija

Novoshinsky I. I., Novoshinskaya N. S. Hemija. Udžbenik za 10. razred opšteg jezika. inst. nivo profila. - M.: DOO "TID "Ruska reč - RS", 2008. (§ 54)
Kuznjecova N. E., Litvinova T. N., Levkin A. N. Hemija: 11. razred: udžbenik za učenike uopšte. inst. ( nivo profila): za 2 sata 2. dio M .: Ventana-Graf, 2008. (str. 110-111)
Radetsky A.M. hemija. Didaktički materijal. 10-11 razredi. - M.: Obrazovanje, 2011.
Khomchenko I. D. Zbirka zadataka i vježbi iz hemije za srednja škola. - M.: RIA "Novi talas": Izdavač Umerenkov, 2008.

Na šta reagiraju amfoterni hidroksidi? Lekcija "amfoterni hidroksidi"

Prijavite grešku u kucanju

Tekst za slanje našim urednicima:

Vaš komentar (opciono):