Interakcija amfoternih hidroksida sa alkalijama. Osobine amfoternih hidroksida

Prije nego pričamo o hemijska svojstva baze i amfoterni hidroksidi, hajde da jasno definišemo šta je to?

1) Baze ili bazni hidroksidi uključuju hidrokside metala u oksidacionom stanju +1 ili +2, tj. čije su formule napisane ili kao MeOH ili kao Me(OH) 2 . Međutim, postoje izuzeci. Dakle, hidroksidi Zn (OH) 2, Be (OH) 2, Pb (OH) 2, Sn (OH) 2 ne pripadaju bazama.

2) Amfoterni hidroksidi uključuju hidrokside metala u oksidacionom stanju +3, +4 i, kao izuzetak, hidrokside Zn (OH) 2, Be (OH) 2, Pb (OH) 2, Sn (OH) 2. Metalni hidroksidi u oksidacionom stanju +4, in USE zadatke ne ispunjavaju, stoga se neće uzeti u obzir.

Hemijska svojstva baza

Sve baze su podeljene na:

Podsjetimo da berilij i magnezijum nisu zemnoalkalni metali.

Osim što su rastvorljive u vodi, alkalije se veoma dobro disociraju i u vodenim rastvorima, dok nerastvorljive baze imaju nizak stepen disocijacije.

Ova razlika u rastvorljivosti i sposobnosti disociacije između alkalija i nerastvorljivih hidroksida dovodi, zauzvrat, do uočljivih razlika u njihovim hemijskim svojstvima. Dakle, posebno su alkalije hemijski aktivnija jedinjenja i često su sposobne da uđu u one reakcije u koje ne ulaze nerastvorljive baze.

Reakcija baza sa kiselinama

Alkalije reaguju sa apsolutno svim kiselinama, čak i sa vrlo slabim i nerastvorljivim. Na primjer:

Nerastvorljive baze reagiraju s gotovo svim rastvorljivim kiselinama, ne reagiraju s nerastvorljivom silicijumskom kiselinom:

Treba napomenuti da i jake i slabe baze sa opšta formula vrsta Me (OH) 2 može formirati bazične soli uz nedostatak kiseline, na primjer:

Interakcija sa kiselim oksidima

Alkalije reagiraju sa svim kiselim oksidima i formiraju soli i često vodu:

Nerastvorljive baze mogu reagirati sa svim višim kiselinskim oksidima koji odgovaraju stabilnim kiselinama, na primjer, P 2 O 5, SO 3, N 2 O 5, sa stvaranjem srednjih soli1:

Nerastvorljive baze oblika Me (OH) 2 reaguju u prisustvu vode sa ugljendioksidom isključivo sa stvaranjem bazičnih soli. Na primjer:

Cu(OH) 2 + CO 2 = (CuOH) 2 CO 3 + H 2 O

Sa silicijum dioksidom, zbog njegove izuzetne inertnosti, reaguju samo najjače baze, alkalije. U tom slučaju nastaju normalne soli. Reakcija se ne odvija s nerastvorljivim bazama. Na primjer:

Interakcija baza sa amfoternim oksidima i hidroksidima

Sve alkalije reagiraju s amfoternim oksidima i hidroksidima. Ako se reakcija izvodi spajanjem amfoternog oksida ili hidroksida sa čvrstom alkalijom, takva reakcija dovodi do stvaranja soli bez vodika:

Ako se koriste vodene otopine alkalija, tada nastaju soli hidrokso kompleksa:

U slučaju aluminijuma, pod dejstvom viška koncentrisane alkalije, umesto Na soli nastaje Na 3 so:

Interakcija baza sa solima

Bilo koja baza reaguje sa bilo kojom soli samo ako su istovremeno ispunjena dva uslova:

1) rastvorljivost polaznih jedinjenja;

2) prisustvo taloga ili gasa među produktima reakcije

Na primjer:

Termička stabilnost baza

Sve alkalije, osim Ca(OH) 2, otporne su na toplinu i tope se bez raspadanja.

Sve nerastvorljive baze, kao i slabo rastvorljivi Ca (OH) 2, razlažu se pri zagrevanju. Većina toplota raspadanje kalcijum hidroksida - oko 1000 o C:

Nerastvorljivih hidroksida ima mnogo više niske temperature raspadanje. Tako se, na primjer, bakar (II) hidroksid razlaže već na temperaturama iznad 70 o C:

Hemijska svojstva amfoternih hidroksida

Interakcija amfoternih hidroksida sa kiselinama

Amfoterni hidroksidi reaguju sa jakim kiselinama:

Amfoterni metalni hidroksidi u +3 oksidacionom stanju, tj. tipa Me (OH) 3, ne reagiraju sa kiselinama kao što su H 2 S, H 2 SO 3 i H 2 CO 3 zbog činjenice da soli koje bi mogle nastati kao rezultat takvih reakcija podliježu ireverzibilnoj hidrolizi na originalni amfoterni hidroksid i odgovarajuća kiselina:

Interakcija amfoternih hidroksida sa kiselim oksidima

Amfoterni hidroksidi reaguju sa višim oksidima, koji odgovaraju stabilnim kiselinama (SO 3, P 2 O 5, N 2 O 5):

Amfoterni metalni hidroksidi u +3 oksidacionom stanju, tj. tipa Me (OH) 3, ne reaguju sa kiselim oksidima SO 2 i CO 2.

Interakcija amfoternih hidroksida sa bazama

Od baza, amfoterni hidroksidi reaguju samo sa alkalijama. U ovom slučaju, ako se koristi vodena otopina alkalija, tada nastaju soli hidrokso kompleksa:

A kada se amfoterni hidroksidi stapaju sa čvrstim alkalijama, dobijaju se njihovi bezvodni analozi:

Interakcija amfoternih hidroksida sa bazičnim oksidima

Amfoterni hidroksidi reaguju kada su fuzionisani sa oksidima alkalnih i zemnoalkalnih metala:

Termička razgradnja amfoternih hidroksida

Svi amfoterni hidroksidi su nerastvorljivi u vodi i, kao i svi nerastvorljivi hidroksidi, raspadaju se kada se zagreju do odgovarajućeg oksida i vode.

With grčki riječ "amphoteros" je prevedena 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. AT alkalnom okruženju ZnO22- anioni su stabilni, 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 vodeni rastvor amonijak stvara aluminijum hidroksid i amonijum hlorid:

AlCl3+ 3NH3. H2O = Al(OH)3↓ + 3NH4Cl

Rice. 2. Taloženje aluminijum hidroksida

Amfoterni hidroksidi nastaju tranzicijom hemijski elementi 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, u otopinu aluminij sulfata, dodavanje ne veliki broj alkalnog rastvora (natrijum hidroksida) dok se ne pojavi talog (slika 1). Imajte na umu: u ovoj fazi lužina ne bi trebala biti u višku. Nastali talog bijele boje 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

amfoterično nazivaju se takvi hidroksidi, koji u zavisnosti od uslova pokazuju svojstva baza ili kiselina.

Amfoterni hidroksidi uključuju:

Ve (OH) 2, Zn (OH) 2, A1 (OH) 3, Cr (OH) 3, Sn (OH) 2, Pb (OH) 2

i neke druge.

Reaguju amfoterni hidroksidi:

a) sa kiselinama

Na primjer:

A1 (OH) 3 + ZNS1 \u003d A1C1 3 + ZN 2 O,

Zn (OH) 2 + H 2 SO 4 \u003d ZnSO 4 + 2H 2 O;

b) sa kiselim oksidima,

2A1 (OH) 3 + 3SiO 2 A1 2 (SiO 3) 3 + ZH 2 O.

U ovim reakcijama, amfoterni hidroksidi pokazuju svojstva baza .

u) sa osnovama,

kada se čvrste materije tope, nastaju soli.

Na primjer:

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

Zn(OH) 2 + 2KOH tv. K 2 ZnO 2 + 2H 2 O.

U ovim reakcijama, amfoterni hidroksidi pokazuju svojstva kiselina.

U reakcijama sa vodenim rastvorima alkalija nastaju odgovarajuća kompleksna jedinjenja.

Na primjer:

A1 (OH) 3 + otopina NaOH \u003d Na [A1 (OH) 4],

natrijum tetrahidroksoaluminat

Zn (OH) 2 + 2KOH otopina \u003d K 2

kalijum tetrahidroksozinkat

G) sa bazičnim oksidima:

2Cr(OH) 3 + K 2 O 2KCrO 2 + 3H 2 O.

U ovoj reakciji, amfoterni hidroksid pokazuje kisela svojstva. Reakcija se odvija fuzijom reaktanata.

Metode dobijanja baza

1. Uobičajena metoda za pripremu baza je reakcija izmjene rastvorasoli sa rastvorom alkalija. Prilikom interakcije nastaju nova baza i nova sol.

Na primjer:

CuSO 4 + 2KOH \u003d Cu (OH) 2 ↓ + K 2 SO 4,

K 2 CO 3 + Ba (OH) 2 \u003d 2KOH + VaCO 3 ↓.

Ovom metodom se mogu dobiti i nerastvorljive i rastvorljive baze.

2. Alkalije se mogu dobiti reakcijom alkalnih i zemnoalkalnih metala sa vodom..

Na primjer:

2Na + 2H 2 O \u003d 2NaOH + H 2,

Ca + 2H 2 O \u003d Ca (OH) 2 + H 2.

3. Alkalije se mogu dobiti i interakcijom oksida alkalnih i zemnoalkalnih metala sa vodom.

Na primjer:

Na 2 O + H 2 O \u003d 2NaOH,

CaO + H 2 O \u003d Ca (OH) 2.

4.U tehnici se dobija alkalijaelektroliza rastvora soli(na primjer, hloridi).

Na primjer:

2NaS1 + 2N 2 O
2NaOH + H 2 + C1 2.

Područja primjene baza

Natrijum i kalijum hidroksidi (NaOH i KOH) koriste se za prečišćavanje naftnih derivata, za proizvodnju sapuna, rajona, papira, koriste se u tekstilnoj i kožnoj industriji itd. Alkalije su deo rastvora za hemijsko odmašćivanje površina crnih i nekih obojenih metala prije nanošenja zaštitnih i dekorativnih premaza.

Kalijum, kalcijum, barijum hidroksidi se koriste u naftnoj industriji za pripremu inhibiranih tečnosti za bušenje, što omogućava nestabilno bušenje. stijene. Ubrizgavanje alkalnih otopina u formaciju pospješuje povećanje povrata nafte u produktivnim formacijama.

Hidroksidi gvožđa (III), kalcijuma i natrijuma koriste se kao reagensi za prečišćavanje gasova od sumporovodika.

Hidrirano vapno Ca(OH) 2 koristi se kao inhibitor korozije metala pod dejstvom morske vode, kao i kao reagens za uklanjanje tvrdoće vode i prečišćavanje loživog ulja koje se koristi u pripremi mazivih ulja.

Aluminijum i gvožđe (III) hidroksidi se koriste kao flokulanti za tretman vode, kao i za pripremu tečnosti za bušenje.

Temelji - Ovo je hemijsko jedinjenje, sposoban da formira kovalentnu vezu sa protonom (Brönstedova baza) ili sa slobodnom orbitalom drugog hemijskog jedinjenja (Lewisova baza)

Hemijska svojstva baza

Metode dobijanja baza

1 . elektroliza vodenih rastvora soli aktivni metali:

2NaCl+2H2O=2NaOH+H2+Cl22NaCl+2H2O=2NaOH+H2+Cl2

Prilikom elektrolize metalnih soli, koje stoje u nizu napona do aluminijuma, voda se redukuje na katodi uz oslobađanje gasovitih vodonik i hidroksidnih jona. Kationi metala nastali tokom disocijacije soli formiraju baze sa nastalim hidroksidnim jonima.

2 . interakcija metala sa vodom: 2Na+2H2O=2NaOH+H22Na+2H2O=2NaOH+H2 Ova metoda ne nalazi praktičnu primjenu ni u laboratoriju ni u industriji

3 . interakcija oksida sa vodom: CaO+H2O=Ca(OH)2CaO+H2O=Ca(OH)2

4 . reakcije razmene(mogu se dobiti i rastvorljive i nerastvorljive baze): Ba(OH)2+K2SO4=2KOH+BaSO4↓Ba(OH)2+K2SO4=2KOH+BaSO4↓CuCl2+2NaOH=Cu(OH)2↓+2NaNO3

Amfoterna jedinjenja - Ovo tvari koje, ovisno o uvjetima reakcije, pokazuju kisela ili bazna svojstva.

Amfoterni hidroksidi - supstance nerastvorljive u vodi, a kada se zagreju, 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

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-.

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

Amfoterni oksidi - oksidi koji stvaraju soli, koji u zavisnosti od uslova pokazuju ili bazična ili kisela svojstva (tj. pokazuju amfoternost). Formiran od prelaznih metala. Metali u amfoternim oksidima obično pokazuju oksidaciona stanja od III do IV, sa izuzetkom ZnO, BeO, SnO, PbO.

Amfoterni oksidi imaju dvojaku prirodu: mogu komunicirati sa kiselinama i bazama (alkalijama):

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

Al 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O = 2Na.

Tipični amfoterni oksidi : H 2 O, BeO, Al 2 O 3 , Cr 2 O 3 , Fe 2 O 3 i sl.

9. Hemijska termodinamika. Pojmovi sistema, entropija, entalpija, toplotni efekat hemijske reakcije, Hesov zakon i njegove posledice. Endoterma i Egzoterma reakcije, 1. i 2. zakon termodinamike, Brzina hemijske reakcije (utjecajući faktori), Vant Hoffovo pravilo, Van't Hoffova jednačina.

Hemijska termodinamika - nauka koja proučava uslove stabilnosti sistema i zakona.

Termodinamika - nauka o makrosistemima.

Termodinamički sistem - makroskopski dio okolnog svijeta u kojem se odvijaju različiti fizički i hemijski procesi.

disperzovanog sistema naziva se heterogeni sistem u kojem su male čestice jedne faze ravnomjerno raspoređene u zapremini druge faze.

Entropija (Od grčkog entropia) - okret, transformacija. Koncept entropije je prvi put uveden u termodinamiku kako bi se odredila mjera ireverzibilne disipacije energije. Entropija se široko koristi u drugim oblastima nauke: u statističkoj fizici kao mjera vjerovatnoće implementacije bilo kojeg makroskopskog stanja; u teoriji informacija - mjera neizvjesnosti bilo kojeg iskustva (test), koji može imati različite ishode. Sva ova tumačenja entropije imaju duboku unutrašnju vezu.

Entalpija (termalna funkcija, sadržaj toplote) - termodinamički potencijal koji karakteriše stanje sistema u termodinamičkoj ravnoteži kada su pritisak, entropija i broj čestica izabrani kao nezavisne varijable.

Jednostavno rečeno, entalpija je energija koja je dostupna da se pretvori u toplinu pri određenom konstantnom pritisku.

Toplotni efekti su obično naznačeni u termohemijskim jednačinama hemijske reakcije, koristeći vrijednosti entalpije (sadržaja topline) sistema ΔN.

Ako je ΔH< 0, то теплота выделяется, т.е. реакция является экзотермической.

Za endotermne reakcije ΔH > 0.

Toplotni efekat hemijske reakcije je toplina koja se oslobađa ili apsorbira za date količine reaktanata.

Toplotni učinak reakcije ovisi o stanju tvari.

Razmotrimo termohemijsku jednadžbu za reakciju vodika sa kiseonikom:

Ovaj zapis znači da kada 2 mola vodonika interaguju sa 1 molom kiseonika, 2 mola vode se formiraju u gasovitom stanju. U ovom slučaju se oslobađa 483,6 (kJ) topline.

Hesov zakon - Toplotni efekat hemijske reakcije koja se odvija u izobarno-izotermnim ili izohorno-izotermnim uslovima zavisi samo od vrste i stanja početnih supstanci i produkta reakcije i ne zavisi od puta njenog odvijanja.

Posljedice iz Hesovog zakona:

Toplotni efekat reverzne reakcije jednak je toplotnom efektu direktne reakcije suprotnog predznaka, tj. za reakcije

odgovarajući na njih termalni efekti vezani jednakošću

2. Ako kao rezultat niza uzastopnih hemijskih reakcija sistem dođe u stanje koje se potpuno poklapa sa početnim (kružni proces), tada je zbir toplotnih efekata ovih reakcija jednak nuli, tj. za niz reakcija

zbir njihovih termičkih efekata

Entalpija formiranja se shvata kao toplotni efekat reakcije stvaranja 1 mola supstance iz jednostavne supstance. Obično se koriste standardne entalpije formiranja. Označavaju se ili (često se jedan od indeksa izostavlja; f - iz engleske formacije).

Prvi zakon termodinamike - Promena unutrašnje energije sistema prilikom njegovog prelaska iz jednog stanja u drugo jednaka je zbiru rada spoljne sile i količinu toplote koja se prenosi na sistem

Prema prvom zakonu termodinamike, rad se može obaviti samo pomoću topline ili nekog drugog oblika energije. Stoga se rad i količina topline mjere u istim jedinicama - džulima (kao i energija).

gdje je ΔU promjena unutrašnje energije, A je rad vanjskih sila, Q je količina topline koja se prenosi na sistem.

Drugi zakon termodinamike - Nije moguć nijedan proces čiji bi jedini rezultat bio prenos toplote sa hladnijeg tela na toplije

Van't Hoffovo pravilo navodi da se za svakih 10° porasta temperature brzina kemijske reakcije povećava 2-4 puta.

Jednačina koja opisuje ovo pravilo je: (\displaystyle ~V_(2)=V_(1)\cdot \gamma ^(\frac (T_(2)-T_(1))(10)))

gdje je V 2 brzina reakcije na temperaturi t 2, a V 1 je brzina reakcije na temperaturi t 1;

ɣ je temperaturni koeficijent brzine reakcije. (ako je, na primjer, jednako 2, tada će se brzina reakcije povećati za 2 puta kada temperatura poraste za 10 stepeni).

Endotermne reakcije - hemijske reakcije praćene apsorpcijom toplote. Za endotermne reakcije, promjene entalpije i unutrašnje energije su pozitivne (\displaystyle \Delta H>0)(\displaystyle \Delta U>0), tako da produkti reakcije sadrže više energije od originalnih komponenti.

Endotermne reakcije uključuju:

reakcije redukcije metala iz oksida,

elektroliza (apsorbuje se električna energija),

elektrolitička disocijacija (na primjer, otapanje soli u vodi),

jonizacija,

eksplozija vode - velika količina toplote dovedena maloj količini vode troši se na trenutno zagrevanje i fazni prelazak tečnosti u pregrejanu paru, dok se unutrašnja energija povećava i manifestuje u obliku dve energije pare - intramolekularne termalne i intermolekularni potencijal.

fotosinteza.

egzotermna reakcija - hemijska reakcija praćena oslobađanjem toplote. Suprotnost endotermnoj reakciji.

Tema: Glavne klase spojeva, njihova svojstva i tipične reakcije

Lekcija: Amfoterni hidroksidi

Sa 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: 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)

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 \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.

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:

AlCl 3 + 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:

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

Rice. 2. Taloženje aluminijum hidroksida

Bibliografija

1. Novoshinsky I. I., Novoshinskaya N. S. Hemija. Udžbenik za 10. razred opšteg jezika. inst. nivo profila. - M.: DOO "TID" ruska riječ- RS", 2008. (§54)
2. 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)
3. Radetsky A.M. hemija. Didaktički materijal. 10-11 razredi. - M.: Obrazovanje, 2011.
4. Khomchenko I. D. Zbirka zadataka i vježbi iz hemije za srednja škola. - M.: RIA "Novi talas": Izdavač Umerenkov, 2008.