Minkä kanssa amfoteeriset hydroksidit reagoivat? Oppitunti "amfoteeriset hydroksidit"

Opintojen taso: III (X-luokka).

Hahmon suunta: keskitaso.

Johtava periaate: aktiivinen, kommunikoiva.

Dominoiva menetelmä: ongelmanhaku.

Oppitunnin kolmiulotteinen tavoite:

1) Koulutusnäkökulma

• Päivittää ja tiivistää opiskelijoiden aiemmin hankkimat tiedot epäorgaanisten yhdisteiden pääluokista.
• Vahvistaa opiskelijoiden kykyä kirjoittaa yhtälöitä kemiallisista reaktioista, joihin liittyy amfoteeriset hydroksidit.
• Jatkaa "amfoteerisen" käsitteen muodostumista opiskelijoiden keskuudessa.

2) Kehitysnäkökulma

• Näytä mahdollisuus soveltaa tietojaan laadullisten ongelmien ratkaisemisessa ja harjoitusten suorittamisessa.
• Jatka taitojen rakentamista kognitiivinen toiminta, selittämällä opiskelijoille esitettyä ongelmakokemusta.
• Jatkaa kokeiden tulosten vertailu-, analysointi- ja vertailukyvyn muodostumista;
• Muodostuu kyky vetää analogioita välillä erilaisia ​​esineitä;
• Huomion ja muistin kehittäminen.
• Kokeellisten taitojen kehittäminen.

3) Koulutusnäkökulma

• Tieteellisen näkemyksen muodostuminen.
• Kasvatustyön kulttuurin muodostuminen.
• Kiinnitä huomiota koulutuksen estetiikkaan ja työtoimintaa kokeita suoritettaessa.
• Kommunikaatiokulttuurin koulutus, pareittainen vuorovaikutuskyky;
• Henkisen työn kulttuurin muodostuminen opiskelijoiden keskuudessa, tarkkuus tehtävien suorittamisessa ja kaavojen kirjoittamisessa.
• Ihmisen kasvatus osana luontoa ja yhteiskuntaa niiden lakien alaisena.

Laitteet ja reagenssit: sinkkikloridin, natriumhydroksidin, ammoniakin, alumiinikloridin, kloorivetyhapon, magnesiumkloridin, natriumkloridin liuokset; koeputket.

Tuntien aikana

1. Organisatorinen hetki

2. Käsitellyn materiaalin toisto

Yksilöllinen kysely taululla:

Ensimmäinen opiskelija - "Happojen kemialliset ominaisuudet"
- toinen opiskelija - "Emästen kemialliset ominaisuudet".

Tällä hetkellä luokka suorittaa tehtävän: Minkä seuraavista aineista natriumhydroksidi reagoi ja minkä suolahapon kanssa?

Kirjoita mahdolliset reaktioyhtälöt.

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

Sitten yksi oppilas suorittaa tämän tehtävän taululla ja loput tarkistavat.

Pöydällä:

1.	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
2.	2HCl + CaO = CaCl 2 + H2O 2HCl + Cu(OH)2 = CuCl2 + 2H2O 2HCl + ZnO = ZnCl 2 + H 2O HCl + AgNO 3 \u003d AgCl + HNO 3

3. Uuden materiaalin oppiminen

Oppitunnin aihe:"Amfoteeriset hydroksidit".

Oppitunnin motto: "Kemia on rasteritiede."
E.E. Nifantiev.

Tiedon päivitys

Opettaja: Oppituntimme aiheena on "Amfoteeriset hydroksidit". Tehtävämme on tietää, mitä yhdisteitä kutsutaan amfoteerisiksi hydroksideiksi ja mitä ne ovat Kemiallisia ominaisuuksia; ymmärtää, mikä on amfoterismin syy; osaa kirjoittaa reaktioyhtälöitä, jotka kuvastavat amfoteeristen hydroksidien kemiallisia ominaisuuksia.

Kerrataanpa, mitä jo tiedät "amfoteerisesta".

Opiskelija: Amfoteerisilla yhdisteillä on samanaikaisesti sekä emäksisiä että happamia ominaisuuksia.

Opettaja: Olemme jo tavanneet amfoteeristen oksidien kanssa. Voitko kertoa minulle, mitkä alkuaineet muodostavat nämä yhdisteet?

Opiskelija: Metallit hapetustilassa +3 ja +4 sekä metallit, joiden metalliset ominaisuudet eivät ole korostuneita (alkuaineiden jaksollisessa taulukossa ne sijaitsevat metallien ja ei-metallien välissä, diagonaalia pitkin). Esimerkiksi: Be, Zn, Ge jne.

Amfoteeristen hydroksidien fysikaaliset ominaisuudet

Opettaja: Amfoteeriset hydroksidit ovat yleensä veteen liukenemattomia kiinteitä aineita valkoinen väri.

Kuitti

Opettaja: Ehdota menetelmää amfoteeristen hydroksidien valmistamiseksi muistaen, että ne ovat veteen liukenemattomia.

Opiskelija: Vaihtoreaktio vastaavan metallin liukoisen suolan ja alkalin välillä. (Esittelykokeilu)

ZnCl2 + 2NaOH = Zn(OH)2 + 2NaCl
Zn 2+ + 2OH - \u003d Zn (OH) 2

Opettaja: Mutta! Ylimäärä alkalia voi liuottaa muodostuneen sakan, joten otetaan heikko emäs - NH 3 * H 2 O (ammoniumhydroksidi tai ammoniakkihydraatti).

Kemiallisia ominaisuuksia

Opettaja: Tunnettu viisaus sanoo: "Kokemus on tie tietoon." Siksi määrität amfoteeristen hydroksidien kemialliset ominaisuudet suorittamalla laboratoriokokeen pareittain.

Harjoittele: hanki alumiinihydroksidi ja määritä sen kemialliset ominaisuudet. Tätä varten sinulla on pöydällä alumiinikloridin, ammoniakin, suolahapon ja natriumhydroksidin liuokset. Muista noudattaa turvallisuussääntöjä.Kirjoita muistiin kemiallisten reaktioiden yhtälöt.

Oppilaat suorittavat kokeen, kirjoittavat reaktioyhtälöt muistivihkoon.

Yksi oppilas menee taululle ja kirjoittaa muistiin kaikki yhtälöt ja selittää havaitut ilmiöt.

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

Johtopäätös: alumiinihydroksidi reagoi sekä happojen että emästen kanssa, ts. osoittaa amfoteerisia ominaisuuksia.

Opettaja: Mikä on syynä näiden yhdisteiden amfoteeriseen luonteeseen?

Vastataksesi tähän kysymykseen, harkitse heidän dissosiaatiotaan.

Vesiliuoksissa amfoteeriset hydroksidit eivät käytännössä hajoa, mutta happojen ja emästen liuoksissa ne voivat dissosioitua kahdella tavalla.

Opettaja. On huomattava, että anioniset suolat, jotka muodostuvat amfoteerisen hydroksidin vuorovaikutuksesta alkalin kanssa, ovat stabiileja emäksinen ympäristö, mutta ne tuhoutuvat liuosten happamoitumisen seurauksena.

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

amfoteeriset hydroksidit, kuten liukenemattomia emäksiä, kuumennettaessa, hajoaa:

2Al(OH)3Al2O3 + 3H2O

4. Kiinnitys

Kokeellinen tehtävä. Kolme koeputkea, joissa on natrium-, magnesium- ja alumiinikloridiliuoksia, annetaan. Kuinka määrittää, mikä koeputki sisältää mitä ainetta?

Yksi osallistuja menee esittelypöydän ääreen ja suorittaa kokeen.

5. Oppitunnin yhteenveto

Opettaja: Yhteenvetona oppitunnistamme haluaisin sanoa, että amfoteerisuus ei ole vain kemiallinen luokka, vaan myös filosofinen: kreikkalainen sana "amfoteros" käännetään "yhdeksi ja toiseksi", eli tämä käsite tarkoittaa vastakohtien yhtenäisyyttä.

Ja tämä on jo yksi luonnon peruslaeista - ykseyden ja vastakohtien taistelun laki, joka ilmenee melkein jokaisessa kemiallinen reaktio: happo ja emäs, hapetin ja pelkistysaine, luovuttaja ja vastaanottaja ja niin edelleen.

Tämä laki on objektiivinen, sitä ei voi kumota, sillä voidaan vain selittää ilmiöitä.

Tämän lain ilmentymiä kohtaamme usein elämässä: tekniikassa vastakkaisesti varautuneet hiukkaset vetävät puoleensa; sisään ihmissuhteet- usein hyvin erilaiset ihmiset lähellä, ne näyttävät täydentävän toisiaan. Elämässä hyvä ja paha taistelevat aina, jokaisessa ihmisessä on välttämättä huonoja ja hyviä ominaisuuksia. Siksi ei ole olemassa ihanteellista ihmistä, on vain hyvä, mutta kaikkein langenneimmissa, huono ihminen aina voi löytää jotain hyvää, valoisaa. Meidän tulee aina muistaa tämä ja kohdella ympärillämme olevia ihmisiä ymmärtäväisesti, suvaitsevasti toisten puutteita kohtaan.

Tämän päivän oppituntimme aiheena on jälleen vahvistus kemian yhteydestä elämäämme. Ja nyt palataan tämän oppitunnin mottoon: "Kemia on rasteritiede." Miten voit selittää tämän ilmaisun?

Opiskelija: Tämä tarkoittaa, että on mahdotonta vetää selkeää rajaa yksinkertaisten aineiden, metallien ja ei-metallien, eri yhdisteluokkien, orgaanisten ja epäorgaanisten aineiden välille. Kaikki on aineellisen maailman ykseyden alaista.

6. Kotitehtävät

Kohta 28.3, tehtävät: 1,2,3 (oppikirja "Kemia luokka 10" kirjoittajat: I.I. Novoshinsky, N.S. Novoshinskaya)

Lisätehtävä oppitunnille(jos on aikaa)

Suorita muunnoksia:

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

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

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

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

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

AlCl3-1-Al(OH)3-2---Na-3-AlCl3

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

Hydroksidien ja oksidien amfoteerisuus (ominaisuuksien kaksinaisuus). monet alkuaineet ilmenevät kahden tyyppisten suolojen muodostumisessa. Esimerkiksi hydroksidille ja alumiinioksidille:

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

Al2О3 + 3H2SO4 = Al2(SO4)3 + 3H2O

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

Al2O3 + 2NaOH(t) = 2NaAlO2 + H2O (sulassa)

Reaktioissa (a) Al(OH)3:lla ja Al2O3:lla on emäksisten hydroksidien ja oksidien ominaisuuksia, eli ne reagoivat emästen tavoin happojen ja happamien oksidien kanssa muodostaen suolan, jossa alumiini on Al3+-kationi.

Päinvastoin, reaktioissa (b) Al(OH)3 ja Al2O3 suorittavat tehtävän happamat hydroksidit ja oksidit, jotka muodostavat suolan, jossa alumiiniatomi AlIII on osa anionia (happojäännöstä) AlО2−.

Alkuaine alumiini itsessään esittelee metallin ja ei-metallin ominaisuuksia näissä yhdisteissä. Siksi alumiini on amfoteerinen elementti.

Samankaltaisissa ominaisuuksissa on myös A-ryhmien elementtejä - Be, Ga, Ge, Sn, Pb, Sb, Bi ja muita, samoin kuin useimmat B-ryhmien elementit - Cr, Mn, Fe, Zn, Cd ja muut.

Esimerkiksi sinkin amfoteerisuus todistetaan seuraavilla reaktioilla:

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

Jos amfoteerisella alkuaineella on useita hapetustiloja yhdisteissä, niin amfoteeriset ominaisuudet ovat selkeimpiä välihapetustilassa.

Esimerkiksi kromilla on kolme tunnettua hapetustilaa: +II, +III ja +VI. CrIII:n tapauksessa happamat ja emäksiset ominaisuudet ilmaistaan ​​suunnilleen samalla tavalla, kun taas CrII:ssa havaitaan emäksisten ominaisuuksien vallitseva ja CrVI:ssa happamat ominaisuudet:

CrII -> CrO, Cr(OH)2 -> CrS04

CrIII → Cr2O3, Cr(OH)3 → Cr2(SO4)3 tai KCr02

CrVI → CrO3, H2CrO4 → K2CrO4

Hyvin usein +III hapetustilassa olevien alkuaineiden amfoteeriset hydroksidit ovat olemassa myös metamuodossa, esimerkiksi:

AlO(OH) - alumiinimetahydroksidi

FeO(OH) - rautametahydroksidi (ortomuotoa "Fe(OH)3" ei ole olemassa).

Amfoteeriset hydroksidit ovat käytännössä veteen liukenemattomia, kätevin tapa saada ne on saostaa vesiliuoksesta käyttämällä heikkoa emästä - ammoniakkihydraattia:

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

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

Jos tämän tyyppisessä vaihtoreaktiossa käytetään ylimäärää emäksiä, alumiinihydroksidi ei saostu, koska alumiini siirtyy amfoteerisuuden vuoksi anioniksi:

Al(OH)3(t) + OH− = −

Esimerkkejä tämän tyyppisten reaktioiden molekyyliyhtälöistä:

Al(NO3)3 + 4NaOH(ylimäärä) = Na + 3NaNO3

ZnSO4 + 4NaOH (ylimäärä) = Na2 + Na2SO4

Tuloksena olevat suolat kuuluvat monimutkaisten yhdisteiden (kompleksisuolat) joukkoon: ne sisältävät kompleksisia anioneja − ja 2−. Näiden suolojen nimet ovat seuraavat:

Na - natriumtetrahydroksoaluminaatti

Na2 - natriumtetrahydroksosinkaatti

Alumiini- tai sinkkioksidien vuorovaikutuksen tuotteita kiinteän alkalin kanssa kutsutaan eri tavalla:

NaAlO2 - natriumdioksoaluminaatti (III)

Na2ZnO2 - natriumdioksosinkaatti(II)

Tämän tyyppisten kompleksisten suolojen liuosten happamoittaminen johtaa monimutkaisten anionien tuhoutumiseen:

− → Al(OH)3 → Al3+

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

Monille amfoteerisille alkuaineille hydroksidien tarkkoja kaavoja ei tunneta, koska vesiliuoksesta saostuvat hydroksidien sijaan hydratoidut oksidit, esimerkiksi MnO2 nH2O, Sb2O5 nH2O.

Amfoteeriset alkuaineet vapaassa muodossaan ovat vuorovaikutuksessa sekä tyypillisten happojen että alkalien kanssa:

2AI + 3H2S04 (hajoaa) = AI2(SO4)3 + H2

2Al + 6H2O + 4NaOH (väk.) = 2Na + 3H2

Molemmissa reaktioissa muodostuu suoloja, ja tarkasteltava alkuaine on yhdessä tapauksessa osa kationia ja toisessa tapauksessa osa anionia.

alumiinihalogenidit sisään normaaleissa olosuhteissa- väritön kiteinen

aineet. Alumiinihalogenidien sarjassa AlF3 eroaa suuresti ominaisuuksiltaan

kollegojiltaan. Se on tulenkestävää, liukenee heikosti veteen, kemiallisesti

epäaktiivinen. Päämenetelmä AlF3:n saamiseksi perustuu vedettömän HF:n toimintaan

Al2O3:lla tai Al:lla:

Al2O3 + 6HF = 2AlF3 + 3H2O

Alumiiniyhdisteet kloorin, bromin ja jodin kanssa ovat sulavia, hyvin sulavia

reaktiivinen ja erittäin liukoinen ei vain veteen, vaan myös moniin

orgaaniset liuottimet. Vuorovaikutus alumiinihalogenidit vedellä

johon liittyy merkittävä lämmön vapautuminen. Kaikki ne vesiliuoksessa

erittäin hydrolysoitunut, mutta toisin kuin tyypilliset happohalogenidit

ei-metalleja, niiden hydrolyysi on epätäydellinen ja palautuva. On jo huomattavan epävakaa

normaaleissa olosuhteissa AlCl3, AlBr3 ja AlI3 savuavat kosteassa ilmassa

(hydrolyysin vuoksi). Ne voidaan saada suoralla vuorovaikutuksella

yksinkertaiset aineet.

Monimutkaiset halogenidit(halogeenimetallaatit) sisältävät monimutkaisia ​​anioneja, joissa halogeeniatomit ovat esimerkiksi ligandeja. kaliumheksaklooriplatinaatti(IV)K2, natriumheptafluorotantalaatti(V) Na, litiumheksafluoroarsenaatti(V) Li. max. lämpö Fluori-, oksofluori- ja kloorimetalaatit ovat stabiileja. Sidosten luonteen vuoksi ioniset yhdisteet ovat lähellä monimutkaisia ​​halogenideja. kationien kanssa NF4+, N2F3+, C1F2+, XeF+ jne.

Monille halogenideille on ominaista liittyminen ja polymeroituminen neste- ja kaasufaasissa siltasidosten muodostumisen kanssa. max. ryhmien I ja II metallien halogenidit, A1C13, Sb-pentafluoridit ja siirtymämetallit, koostumuksen MOF4 oksofluoridit ovat alttiita tälle. Tunnetaan esimerkiksi metalli-metallihalogenidit. Hg2Cl2.

Fluoridit eroavat merkittävästi St. you -alueella muista halogenideista. Yksinkertaisissa halogenideissa nämä erot ovat kuitenkin vähemmän ilmeisiä kuin itse halogeeneissa, ja monimutkaisissa halogenideissa ne ovat heikompia kuin yksinkertaisissa.

Monet kovalenttiset halogenidit (erityisesti fluoridit) ovat esimerkiksi vahvoja Lewis-happoja. AsF5, SbF5, BF3, A1C13. Fluorit ovat osa superhappoja. Korkeammat halogenidit pelkistävät metallit ja H2, esimerkiksi:

Ryhmien V-VIII metallihalogenidit, paitsi Cr ja Mn, pelkistyvät H2:n vaikutuksesta metalleiksi, esimerkiksi: WF6 + 3H2 -> W + 6HF

Monet kovalenttiset ja ioniset metallihalogenidit ovat vuorovaikutuksessa toistensa kanssa muodostaen kompleksisia halogenideja, esimerkiksi: KC1 + TaC15 -> K[TaC16]

Kevyemmät halogeenit voivat syrjäyttää raskaammat halogenideista. Happi voi hapettaa halogenideja vapauttamalla C12:ta, Br2:ta ja I2:ta. Yksi kovalenttisten halogenidien keskinäisistä alueista. veden (hydrolyysi) tai sen höyryjen kanssa lämmityksen aikana. (pyrohydrolyysi), mikä johtaa oksidien muodostumiseen, oksi- tai

oksohalogenidit, hydroksidit ja vetyhalogenidit. Poikkeuksena ovat CF4, CC14 ja SF6, jotka kestävät vesihöyryä korkeissa lämpötiloissa.

Halogenideja saadaan suoraan alkuaineista, vuorovaikutuksesta. vetyhalogenidit tai vetyhalogenidit keskenään alkuaineiden, oksidien, hydroksidien tai suolojen kanssa sekä p-ionien vaihto.

Halogenideja käytetään laajasti tekniikassa lähtöaineina halogeenien, alkalien ja maa-alkalimetallien valmistuksessa. metallit lasien komponentteina jne. inorg. materiaalit; ne ovat välissä. tuotteet harvinaisten ja tiettyjen ei-rautametallien, U, Si, Ge jne. tuotannossa.

Luonnossa halogenidit muodostavat erillisiä mineraaliluokkia, joissa esitetään fluorideja (esim. mineraalit fluoriitti, kryoliitti) ja klorideja (sylviitti, karnalliitti) Bromi ja jodi ovat osa tiettyjä mineraaleja isomorfisten epäpuhtauksien muodossa. Merkittäviä määriä halogenideja on merien ja valtamerten vedessä, suolassa ja maanalaisissa suolavedessä. Jotkut halogenidit, esim. NaCl, K.C1, CaC12 ovat osa eläviä organismeja.

Kryoliitti(muista kreikkalaisista sanoista κρύος - huurre + λίθος - kivi) - harvinainen mineraali luonnollisten fluoridien luokasta, natriumheksafluoroaluminaatti Na3. Kiteytyy monokliinisessä syngoniassa; kuution muotoiset kiteet ja kaksoislevyt ovat harvinaisia. Se muodostaa yleensä värittömiä, valkoisia tai harmaita kiteisiä aggregaatteja, joilla on lasimainen kiilto ja jotka sisältävät usein kvartsia, sideriittiä, rikkikiisua, galenia, kalkopyriittiä, kolumbiittia ja kasiteriittia. Orgaanisten aineiden epäpuhtauksien aiheuttama värjäys on mahdollista.

Tällä hetkellä kehitetyt menetelmät keinotekoisen kryoliitin saaminen. Keinotekoisesti tuotettu alumiinifluoridin vuorovaikutuksella natriumfluoridin kanssa sekä fluorivetyhapon vaikutuksesta alumiinihydroksidiin soodan läsnä ollessa. Sitä käytetään alumiinin elektrolyyttisessä valmistuksessa, fluorivetyhapon, lasin ja emalien valmistuksessa.

Aluna. Aluna on koostumuksen ME(SO4)2 kaksoissuolojen ryhmänimi. 12H2O, jossa M on kalium K, rubidium Rb, cesium Cs, ammonium NH4 ja E on alumiini Al, kromi Cr, rauta Fe ja muut hapetustilassa olevat alkuaineet (+ III), jolloin saadaan kolmivarattuja kationeja suolojen dissosioitumisen aikana .

Aluna liukenee hyvin veteen, niiden vesiliuoksilla on supistava hapan maku ja hydrolyysin aiheuttama hapan reaktio, esim.

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

Kuumennettaessa aluna ensin sulaa sen sisältämässä vedessä, jonka jälkeen tämä vesi katoaa muodostaen vedettömiä suoloja. Lisäkuumennus muuttaa alunan metallioksidien seokseksi. Alumiinioksidi-kaliumalunaa voidaan saada modifioimalla puhdistetun alumiinisulfaatin tuotantoprosessia. Ensin kaoliini keitetään rikkihapolla. Kun rikkihapon neutralointi on suoritettu loppuun, reaktoriin lisätään natriumsulfaattia natriumalunaa saamiseksi. Viimeksi mainitut ovat korkean liukoisuuden vuoksi liuoksessa. Kun liuos on laimennettu tiheyteen 1,33 g/cm3, se erotetaan piidioksidisakasta, jäähdytetään ja sekoitetaan kylläisen kaliumkloridiliuoksen kanssa. Samalla saostuu alumiini-kaliumaluna, joka liukenee huonosti alhaisissa lämpötiloissa. Emäliuoksessa alumiini-kaliumalunakiteiden erottamisen jälkeen jää liukoisia epäpuhtauksia - rautayhdisteitä ja natriumkloridia 89.

Hydrolyysin aikana hydratoidut alumiini-ionit menettävät protoneja muodostaen peräkkäisiä hydro-oksokomplekseja. Kun viimeinen neutraali kompleksi menettää vettä, muodostuu liukenematon hydroksidi A1(OH)3.

Monimutkaiset ionit[A1(H20)5OH]2+ ja [A1(H20)4(OH)2]+ jäävät liuokseen, kun taas A1(OH)3-hydroksidi saostuu välittömästi muodostumisen jälkeen. Saostumista tapahtuu pH-arvoissa > 3. Täysin alumiinihydroksidin muodostumiseen asti hydrolyysi etenee siinä tilanteessa, että muodostuneet protonit neutraloidaan esimerkiksi alkalilla.

Syvä hydrolyysi alumiinisulfaatin suoloja käytetään laajalti juoma- ja jäteveden puhdistukseen. Hydrolyysin aikana vapautuva hydronium reagoi yleensä veteen sisältyvien bikarbonaattien H30 + + HC03 = CO2 + 2H20 kanssa. Tässä tapauksessa hydrolyysin lopputuotteet ovat kolloidinen alumiinihydroksidi ja hiilidioksidi.

Alumiinihydroksidisoolin koaguloitumisen aikana muodostuu suuri hyytelömäinen sakka, joka vangitsee suspendoituneet hiukkaset ja bakteerit ja kuljettaa ne säiliön pohjalle. Veden puhdistukseen tarvittavan alumiinisulfaatin kulutus riippuu veden koostumuksesta ja epäpuhtauksien määrästä. Alumiinisulfaattiannokset puhdistukseen luonnonvesiä ja jäteveden jälkikäsittelyssä vaihtelevat välillä 3 - 15 mg / l A1203:n mukaan ja yhdyskuntajätevesien fysikaalis-kemiallisessa käsittelyssä ne saavuttavat 30-50 mg / l A1203:n mukaan. Alumiinisulfaatin kulutuksen tulisi varmistaa riittävän suuren hiutalemassan muodostuminen, mikä on tarpeen epäpuhtauksien poistamiseksi vedestä. Liuoksen pH-arvo tulee laskea arvoon 6,5-7,6, mikä vastaa alumiinihydroksidin pienintä vesiliukoisuutta. Korkeammalla tai pienemmällä pH-arvolla osa alumiinista jää veteen liuenneena. Alhaisemmissa vesissä, kun bikarbonaattipitoisuus ei riitä neutraloimaan vapautunutta happoa, hydrolyysiprosessi ei saavuta loppuaan pH:n voimakkaan laskun vuoksi. Alkaliteetin lisäämiseksi vie hydrolyysiprosessi loppuun ja vähennä liuenneen alumiinin pitoisuutta veteen, kalkkia ja soodaa lisätään veteen samanaikaisesti koagulantin kanssa.

Jos hydrolyysin aikana kertyneet protonit eivät neutraloitu, hydrolyysiprosessi hidastuu, mikä johtaa hydrolyyttisen tasapainon alkamiseen, jota voidaan luonnehtia hydrolyysin asteella ja vakiolla. Hydrolyysi alumiinisulfaatin liuokset, joka on Al2 (804) 3:n sulfaatti-ionien substituutioreaktio OH-ioneilla, jotka muodostuvat veden dissosioitumisen seurauksena, voidaan esittää yleisnäkymä yhtälö

2А13+ + (3 - -|-) EOG + aOH" + ad^ACONTSBOZH --^EOG + helvetti,

missä a on substituutioaste ja emäksisyys.

Tämä yhtälö osoittaa, että OH-ionien pitoisuudella liuoksessa eli veden dissosiaatioasteella on ratkaiseva vaikutus oikealle siirtymiseen. Kuten tiedetään, suoloille, joissa on heikko emäs ja vahva happo, hydrolyysiaste k liittyy hydrolyysivakioon A-, suolapitoisuuteen (s, mol "l), veden ionituotteeseen kyu ja dissosiaatiovakioon emäksestä kb seuraavalla suhteella:

/r \u003d UkTss \u003d UkiLs.

Jos A-, muuttuu vähän lämpötilan mukaan, niin ksh kasvaa merkittävästi, mikä aiheuttaa merkittävän nousun hydrolyysiasteessa lämpötilan noustessa.

N. I. Eremin johti saatujen kokeellisten tietojen perusteella yhtälöt liuoksen hydrolyysiasteen riippuvuudelle lämpötilasta ja pitoisuudesta

alumiinisulfaatille:

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

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

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

natriumalunalle:

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

Kuten näistä yhtälöistä voidaan nähdä, konsentraation vaikutus hydrolyysiasteeseen on alunalle merkittävämpi kuin alumiinisulfaatille.

Bor. Boorin saaminen. Kemiallisia ominaisuuksia. Diagonaalinen samankaltaisuus boorin ja piin välillä. Boorihydridit. Diboran. Diboraanimolekyylin kemiallisen sidoksen ominaisuudet. Boorihalogenidit. Boorin happiyhdisteet. Boorioksidi ja boorihapot. Bura. Boorihapon saaminen. Borosilikaattilasit. Boorietyylieetteri.

Bor- kolmennentoista ryhmän elementti (vanhentuneen luokituksen mukaan - kolmannen ryhmän pääalaryhmä), toinen jakso jaksollinen järjestelmä kemialliset alkuaineet, joiden atominumero on 5. Merkitään symbolilla B (lat. Borum). Vapaassa tilassa boori on väritön, harmaa tai punainen kiteinen tai tumma amorfinen aine. Tunnetaan yli 10 boorin allotrooppista modifikaatiota, joiden muodostuminen ja keskinäiset siirtymät määräytyvät lämpötilan mukaan, jossa boori saatiin

Kuitti. Puhtain boori saadaan boorihydridien pyrolyysillä. Tällaista booria käytetään puolijohdemateriaalien ja hienokemiallisten synteesien valmistukseen.

Metalloterminen menetelmä (useammin pelkistys magnesiumilla tai natriumilla):

Booribromidihöyryjen lämpöhajoaminen kuumalla (1000-1200 °C) volframilangalla vedyn läsnä ollessa (Van Arkelin menetelmä):

Fyysiset ominaisuudet. Erittäin kova aine (toiseksi vain timantti, boorinitridi (boratsoni), boorikarbidi, boori-hiili-pii-seos, skandium-titaanikarbidi). Siinä on haurautta ja puolijohdeominaisuuksia (leveä rako

puolijohde). Boorilla on suurin vetolujuus, 5,7 GPa

Luonnossa booria esiintyy kahden isotoopin 10B (20 %) ja 11B (80 %) muodossa[.

10 V:lla on erittäin korkea termisen neutronien absorptiopoikkileikkaus, joten 10 V boorihapossa käytetään ydinreaktoreissa reaktiivisuuden säätelyyn.

Kemiallisia ominaisuuksia. Boori-ionit värittävät liekin vihreäksi.

Monissa fysikaalisissa ja kemiallisissa ominaisuuksissa ei-metallinen boori muistuttaa piitä.

Kemiallisesti boori on melko inerttiä ja vuorovaikuttaa vain fluorin kanssa huoneenlämpötilassa:

Kuumennettaessa boori reagoi muiden halogeenien kanssa muodostaen trihalogenideja, typen kanssa se muodostaa boorinitridiä BN, fosforin kanssa muodostaa fosfidia BP, hiilen kanssa se muodostaa koostumukseltaan erilaisia ​​karbideja (B4C, B12C3, B13C2). Kuumennettaessa happiatmosfäärissä tai ilmassa boori palaa suurella lämmönvapautuksella, muodostuu oksidia B2O3:

Boori ei ole vuorovaikutuksessa suoraan vedyn kanssa, vaikka tunnetaan melko suuri määrä erilaisia ​​koostumuksia olevia boorihydridejä (boraaneja), joita saadaan käsittelemällä alkali- tai maa-alkalimetalliborideja hapolla:

Voimakkaasti kuumennettaessa boorilla on pelkistäviä ominaisuuksia. Hän pystyy esimerkiksi palauttamaan piitä tai fosforia niiden oksideista:

Tämä ominaisuus boori voidaan selittää boorioksidin B2O3:n kemiallisten sidosten erittäin suurella lujuudella.

Hapettavien aineiden puuttuessa boori kestää alkaliliuosten toimintaa. Boori liukenee kuumaan typpihappoon, rikkihappoon ja aqua regiaan muodostaen boorihappoa.

Boorioksidi on tyypillinen hapan oksidi. Se reagoi veden kanssa muodostaen boorihappoa:

Kun boorihappo on vuorovaikutuksessa alkalien kanssa, ei muodostu itse boorihapon suoloja - boraatteja (jotka sisältävät anionin BO33−), vaan tetraboraatteja, esimerkiksi:

Bor- puolijohde, diagonaalinen samankaltaisuus piin kanssa:

1) Molemmat ovat tulenkestäviä, kiinteitä puolijohteita. B - harmaa-musta, Si-harmaa.

11(B) = 8,298 eV; 11(Si) = 8,151 eV. Molemmat eivät ole alttiita kationien muodostumiselle.

2) Molemmat ovat kemiallisesti inerttejä (vaikka boori liukenee edelleen kuumiin hapettaviin happoihin. Molemmat liukenevat emäksiin.

2B + KOH + 2H2O® 2KBO2 + 3H2

Si + 2KOH + H2O®K2SiO3+ 2H2

3) Korkeissa lämpötiloissa ne reagoivat metallien kanssa muodostaen borideja ja silisidejä - Ca3B2; Mg2Si - tulenkestäviä, sähköä johtavia yhdisteitä.

Boorin happiyhdisteet. B2O3 - happooksidi (myös SiO2) - sekä polymeerinen, lasimainen, vain B2O3 muodostaa litteitä verkkoja ja SiO2 - kolmiulotteisia rakenteita. Niiden välinen ero on se, että boorioksidi hydratoituu helposti, kun taas hiekka (SiO2), kuten tiedetään, ei.

H3BO3 - ortoboorihappo.

H3BO3 «HBO2+H2O metaboorihappo (100°С)

4HBO2 "H2B4O7 + H2Otetraboorihappo (140 °C) - heikko, molemmat Kd

H2B4O7 "2B2O3 + H2O ovat käytännössä samat - ei happamat suolat

Ortoboorihappo on heikko, joskus sen dissosiaatio on kirjoitettu

B(OH)3 + H2O «B(OH)4 + H+

Muodostaa estereitä alkoholien kanssa: H3BO3+3CH3OH®B(OCH3)3+3H2O

Ominaisuudet. Boori tunnetaan amorfisessa (ruskea) ja kiteisessä (musta) muodossa, sp. 2300 °C, kp. 3700 °C, p = 2,34 g/cm3. Boorin kidehila on erittäin vahva, mikä ilmenee sen korkeana kovuutena, alhaisena entropiana ja korkeana sulamispisteenä. Boori puolijohde. Boorin epämetallisuus vastaa sen asemaa jaksollisessa järjestelmässä - berylliumin ja hiilen välissä ja diagonaalisesti piin vieressä. Siksi boorilla on yhtäläisyyksiä paitsi alumiinin, myös piin kanssa. Hänen asemastaan ​​seuraa myös, että boorin ja typen yhdisteiden tulee olla elektronirakenteeltaan ja ominaisuuksiltaan samanlaisia ​​kuin hiilen.

2BH3(g) - B2H6(g);

delta G= - 126 kJ

3NaBH4+4BF3 ->2В2Н6 + 3NaBF4

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

DiboranВ2Н6 - energinen pelkistävä aine, se syttyy itsestään ilmassa

B2H6 + 3O2 => B2O3 + ZH2O

Se on vuorovaikutuksessa veden kanssa vapauttaen vetyä;

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

Eetteriympäristössä B2H6 reagoi litiumhydridin kanssa muodostaen boorihydridi

B2H6+2LiH => 2LiBH4

Useammin kuin Li, he käyttävät Na, joka on saatu reaktiolla -

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

B2O3 + ZS => 2B + ZSO

2B2O3+P4O10 => 4BPO4

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

H3BO3:n neutraloituminen ei muodostu ortoboraatit , jotka sisältävät ionin (BO3) 3-, ja saadaan tetraboraatit, muiden poly- boorihapot:

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

Boorioksidi B2O3 - boorihappoanhydridi, väritön, melko tulenkestävä lasimainen tai kiteinen aine, jolla on katkera maku, dielektrinen.

Lasimaisella boorioksidilla on kerrosrakenne (kerrosten välinen etäisyys on 0,185 nm), kerroksissa booriatomit sijaitsevat tasasivuisten kolmioiden BO3 sisällä (d B-O = 0,145 nm). Tämä modifikaatio sulaa lämpötila-alueella 325-450 °C ja sillä on korkea kovuus. Sitä saadaan kuumentamalla booria ilmassa 700 °C:ssa tai kuivaamalla ortoboorihappoa. Kiteinen B2O3, joka saadaan poistamalla huolellisesti vettä metaboorihaposta HBO2, on olemassa kahdessa muunnelmassa - kuusikulmainen kidehila muuttuu 400 °C:ssa ja 2200 MPa:ssa monokliiniseksi.

Teollisuudessa booraksia saadaan luonnollisista boraateista fuusioimalla soodan kanssa . Kun luonnollisia boorimineraaleja käsitellään rikkihapolla, boorihappo . Boorihaposta H3BO3 saadaan kalsinoinnin avulla oksidi B2O3, jonka jälkeen se tai booraksi pelkistetään aktiiviset metallit(magnesium tai natrium) vapaaksi booriksi:

B2O3 + 3Mg = 3MgO + 2B,

2Na2B4O7 + 3Na = B + 7NaBO2.

Tässä tapauksessa harmaan jauheen muodossa amorfinen boori. Erittäin puhdasta kiteistä booria voidaan saada uudelleenkiteyttämällä, mutta teollisuudessa sitä saadaan useammin sulaiden fluoriboraattien elektrolyysillä tai BBr3-booribromidihöyryn termisellä hajoamisella tantaalilangalla, joka on kuumennettu 1000-1500 °C:seen vedyn läsnä ollessa:

2BBr3 + 3H2 = 2B + 6HBr

On myös mahdollista käyttää boorikrakkausta:

B4H10 = 4B + 5H2.

Boorihappo(ortoboorihappo) - heikko happo, jolla on kemiallinen kaava H3BO3. Värittömällä kiteisellä aineella, joka on hiutaleiden muodossa, hajuton, on kerroksellinen trikliinihila, jossa happomolekyylit on liitetty vetysidoksilla litteiksi kerroksiksi, kerrokset ovat yhteydessä toisiinsa molekyylien välisillä sidoksilla (d = 0,318 nm).

Metaboriinihappo(HBO2) on myös väritön kide. Sitä on kolmessa muunnelmassa - stabiilin γ-HBO2, jossa on kuutiohila, β-HBO2, jossa on monokliininen hila, ja α-HBO2, jossa on rombinen hila.

Lämmitettynä ortoboorihappo menettää vettä ja muuttuu ensin metaboorihapoksi, sitten tetrabooriksi H2B4O7. Edelleen kuumennettaessa se dehydratoituu boorihappoanhydridiksi.

Boorihapolla on erittäin heikkoja happoominaisuuksia.. Se liukenee suhteellisen heikosti veteen. Sen happamat ominaisuudet eivät johdu H + -protonin poistamisesta, vaan hydroksyylianionin lisäämisestä:

Ka = 5,8 10-10 mol/l; pKa = 9,24.

Useimmat muut hapot syrjäyttävät sen helposti suoloistaan. Sen suoloja, joita kutsutaan boraateiksi, valmistetaan yleensä erilaisista polyboorihapoista, useimmiten tetraboorihapoista H2B4O7, joka on paljon vahvempi happo kuin ortoboorihappo. B(OH)3:lla on erittäin heikkoja amfoteerisuuden merkkejä, jolloin muodostuu heikosti stabiili boorihydrosulfaatti B(HSO4)3.

Kun ortoboorihappo neutraloidaan emäksillä vesiliuoksissa, (BO3)3–-ionin sisältäviä ortoboraatteja ei muodostu, koska ortoboraatit hydrolysoituvat lähes kokonaan liian alhaisen [B(OH)4]-muodostusvakion vuoksi. Tetraboraatteja, metaboraatteja tai muiden polyboorihappojen suoloja muodostuu liuoksessa:

Ylimääräisellä alkalilla ne voidaan muuntaa metaboraateiksi:

Meta- ja tetraboraatit hydrolysoituvat, mutta vähemmässä määrin (käänteiset reaktiot annetuille).

Boraattien happamissa vesiliuoksissa saadaan aikaan seuraavat tasapainot:

Boorihapon yleisin suola on nNa2B4O7 10H2O (tekninen nimi - booraksi).

Kuumennettaessa boorihappo liuottaa metallioksideja muodostaen suoloja.

Alkoholien kanssa väkevän rikkihapon läsnä ollessa muodostaa estereitä:

Boorimetyylieetterin B(OCH3)3 muodostuminen On laadullinen reaktio H3BO3:lla ja boorihappojen suoloilla sytyttäessä metyyliboorieetteri palaa kauniilla kirkkaan vihreällä liekillä.

Borosilikaattilasi- tavanomaisen koostumuksen lasi, jossa raaka-aineen alkaliset komponentit on korvattu boorioksidilla (B2O3). Tällä saavutetaan lisääntynyt kemiallinen kestävyys ja alhainen lämpölaajenemiskerroin - jopa 3,3 10-6 20 °C:ssa parhaiden näytteiden osalta. Borosilikaattilasilla se on hyvin pieni, vain kvartsilasilla pienempi (lähes 10 kertaa). Tämä estää lasin halkeilun äkillisten lämpötilan muutosten aikana. Tämä johtuu sen käytöstä palona ja muissa tapauksissa, joissa vaaditaan lämpöstabiilisuutta.

Käyttö Jokapäiväisessä elämässä avotulelle tarkoitettujen astioiden, teekannujen valmistukseen. Sitä käytetään materiaalina laboratoriolasitarvikkeissa sekä kemianteollisuudessa ja muilla teollisuudenaloilla, esimerkiksi lämpövoimaloiden lämmönvaihdinmateriaalina. Käytetään myös halpojen kitaralevyjen valmistukseen. Borosilikaattilasista voidaan myös valmistaa pipettejä ICSI:tä, blastomeeribiopsiaa varten, joka suoritetaan pre-implantaatiota edeltävään geneettiseen diagnoosiin käyttämällä biopsiasoluja geneettisenä materiaalina. Saatavilla on 3 pipettivaihtoehtoa, joiden sisähalkaisijat ovat 4 µm - 7,5 µm. Pipetti on 60-75 mm pitkä ja sen viistokulma on 30°. Pipetit on tarkoitettu kertakäyttöön.

IVA-alaryhmän elementtien yleiset ominaisuudet. Atomien rakenne. Hapettumisasteet. Jakauma ja löytämisen muodot luonnossa. Hiilen allotrooppiset modifikaatiot. Fysikaaliset ja kemialliset ominaisuudet. Mustan grafiitin lajikkeet: koksi, puuhiili, noki.

IVA-ryhmän elementtien yleiset ominaisuudet Ryhmän IV pääalaryhmän elementtejä ovat C, Si, Ge, Sn, Pv. Ulkoisen valenssitason elektroninen kaava on nS2np2, eli niissä on 4 valenssielektronia ja nämä ovat p-elementtejä, joten ne ovat ryhmän IV pääalaryhmässä. ││││ │↓│ np nS Atomin perustilassa kaksi elektronia on paritettu ja kaksi parittomia. Hiilen uloimmassa elektronikuoressa on 2 elektronia, piissä 8 ja Ge:ssä, Sn:ssä ja Pv:ssä kummassakin 18 elektronia. Siksi Ge, Sn, Pv yhdistyvät germanium-alaryhmään (nämä ovat täydellisiä elektronisia analogeja). Tässä p-alkuaineiden alaryhmässä, kuten myös muissa p-alkuaineiden alaryhmissä, alkuaineiden atomien ominaisuudet muuttuvat ajoittain.

Siten alaryhmässä ylhäältä alas atomin säde kasvaa, joten ionisaatioenergia pienenee, joten kyky luovuttaa elektroneja kasvaa ja taipumus täydentää ulkoinen elektronikuori oktetiksi vähenee jyrkästi, joten C:stä Pb, pelkistävät ominaisuudet ja metalliset ominaisuudet lisääntyvät ja ei-metalliset ominaisuudet heikkenevät. Hiili ja pii ovat tyypillisiä ei-metalleja, Ge:llä on jo metallisia ominaisuuksia ja se näyttää metallilta, vaikka se on puolijohde. Tinassa metalliset ominaisuudet ovat jo vallitsevia, ja lyijy on tyypillinen metalli. Kun valenssielektronia on 4, niiden yhdisteiden atomit voivat osoittaa hapetusasteita minimistä (-4) maksimiin (+4), ja niille on tunnusomaista jopa S.O.: -4, 0, +2, +4; NIIN. = -4 on tyypillistä C:lle ja Si:lle metallien kanssa. Suhteen luonne muihin elementteihin. Hiili muodostaa vain kovalenttisia sidoksia, myös pii muodostaa pääasiassa kovalenttisia sidoksia. Tinalle ja lyijylle, erityisesti S.O. = +2, sidoksen ioninen luonne on ominaisempi (esim. Рв(NO3)2). Kovalenssi määräytyy atomin valenssirakenteen mukaan. Hiiliatomilla on 4 valenssiorbitaalia ja maksimikovalentti on 4. Muilla alkuaineilla kovalentti voi olla suurempi kuin neljä, koska on valenssi d-alataso (esim. H2). Hybridisaatio. Hybridisaation tyyppi määräytyy valenssiorbitaalien tyypin ja lukumäärän mukaan. Hiilellä on vain S- ja p-valenssiorbitaalit, joten voi olla Sp (karbiini, CO2, CS2), Sp2 (grafiitti, bentseeni, COCl2), Sp3 hybridisaatio (CH4, timantti, CCl4). Piille tyypillisin Sp3-hybridisaatio on (SiO2, SiCl4), mutta sillä on valenssi d-alataso, joten on olemassa myös Sp3d2-hybridisaatiota, esimerkiksi H2. PSE:n ryhmä IV on D.I. Mendelejevin taulukon keskellä. Tässä se näkyy selvästi äkillinen muutos ominaisuuksia ei-metalleista metalleihin. Tarkastelemme erikseen hiiltä, ​​sitten piitä, sitten germanium-alaryhmän elementtejä.

Atomi(kreikan kielestä atomos - jakamaton) - yksiydin, kemiallisen alkuaineen jakamaton hiukkanen, aineen ominaisuuksien kantaja. Aineet koostuvat atomeista. Atomi itsessään koostuu positiivisesti varautuneesta ytimestä ja negatiivisesti varautuneesta elektronipilvestä. Yleensä atomi on sähköisesti neutraali. Atomin koon määrää täysin sen elektronipilven koko, koska ytimen koko on mitätön verrattuna elektronipilven kokoon. Ydin koostuu Z positiivisesti varautuneesta protonista (protonivaraus vastaa +1 tavanomaisissa yksiköissä) ja N neutronista, jotka eivät kanna varausta (protoneja ja neutroneja kutsutaan nukleoneiksi). Siten ytimen varaus määräytyy vain protonien lukumäärän mukaan ja on yhtä suuri kuin elementin sarjanumero jaksollisessa taulukossa. Ytimen positiivista varausta kompensoivat negatiivisesti varautuneet elektronit (elektronivaraus -1 mielivaltaisissa yksiköissä), jotka muodostavat elektronipilven. Elektronien lukumäärä on yhtä suuri kuin protonien lukumäärä. Protonien ja neutronien massat ovat yhtä suuret (1 ja 1 amu, vastaavasti). Atomin massa määräytyy sen ytimen massan mukaan, koska elektronin massa on noin 1850 kertaa pienempi kuin protonin ja neutronin massa ja se otetaan harvoin huomioon laskelmissa. Neutronien lukumäärä saadaan selville atomin massan ja protonien lukumäärän välisestä erosta (N=A-Z). Minkä tahansa kemiallisen alkuaineen atomityyppiä, jonka ydin koostuu tiukasti määritellystä määrästä protoneista (Z) ja neutroneista (N), kutsutaan nuklideiksi.

Koska lähes koko massa on keskittynyt atomin ytimeen, mutta sen mitat ovat mitättömät atomin kokonaistilavuuteen verrattuna, ydin otetaan ehdollisesti atomin keskustassa lepääväksi materiaalipisteeksi ja itse atomi on pidetään elektronijärjestelmänä. Kemiallisessa reaktiossa atomin ytimeen ei vaikuteta (paitsi ydinreaktiot), sekä sisäiset elektroniset tasot, ja vain ulomman elektronikuoren elektronit ovat mukana. Tästä syystä on tarpeen tietää elektronin ominaisuudet ja säännöt atomien elektronikuorten muodostumiselle.

Hapettumisaste(hapetusluku, muodollinen varaus) - ehdollinen apuarvo hapettumis-, pelkistys- ja redox-reaktioiden prosessien tallentamiseen. Se osoittaa molekyylin yksittäisen atomin hapetusasteen ja on vain kätevä tapa laskea elektronien siirtoa: se ei ole molekyylin atomin todellinen varaus (katso #sopimus).

Ajatukset alkuaineiden hapetusasteesta ovat perustana ja niitä käytetään luokituksessa kemialliset aineet, jossa kuvataan niiden ominaisuuksia, muodostetaan yhdisteitä ja niiden kansainväliset nimet (nimikkeistö). Mutta sitä käytetään erityisen laajasti redox-reaktioiden tutkimuksessa.

Hapetustilan käsitettä käytetään usein epäorgaanisessa kemiassa valenssin käsitteen sijaan.

Atomin hapetusaste on yhtä suuri kuin numeerinen arvo sähkövaraus osoitetaan atomille olettaen, että sitoutuvat elektroniparit ovat täysin vinoutuneet kohti elektronegatiivisempia atomeja (eli perustuen oletukseen, että yhdiste koostuu vain ioneista).

Hapetusaste vastaa niiden elektronien määrää, jotka on lisättävä positiiviseen ioniin sen pelkistämiseksi neutraaliksi atomiksi tai otettava negatiivisesta ionista sen hapettamiseksi neutraaliksi atomiksi:

Al3+ + 3e− → Al

S2− → S + 2e− (S2− − 2e− → S)

Hiili- aine, jolla on eniten [lähdettä ei ole määritelty 1528 päivää] suuri numero allotrooppiset modifikaatiot (yli 8 on jo löydetty).

Hiilen allotrooppiset modifikaatiot niiden ominaisuudet eroavat radikaalimmin toisistaan, pehmeästä kovaan, läpinäkymättömästä läpinäkyvään, hankaavasta voitelevaan, halvasta kalliiseen. Näitä allotrooppeja ovat hiilen amorfiset allotroopit (hiili, noki), nanovaahto, kiteiset allotroopit - nanoputki, timantti, fullereenit, grafiitti, lonsdaleiitti ja kerafiitti.

Hiilen allotrooppien luokitus atomien välisen kemiallisen sidoksen luonteen mukaan:

Timantti (kuutio)

Lonsdaleite (kuusikulmainen timantti)

Fullereenit (C20+)

Nanoputket

Nanokuituja

Astralens

lasimainen hiili

Valtavat nanoputket

Sekalaiset sp3/sp2-muotit:

amorfinen hiili

Hiilen nanomunuaiset

Hiilen nanovaahto

Muut muodot: C1 - C2 - C3 - C8

Hiili (kemiallinen symboli- C, lat. Carboneum) - neljäntoista ryhmän kemiallinen alkuaine (vanhentuneen luokituksen mukaan - neljännen pääalaryhmä

ryhmä), kemiallisten alkuaineiden jaksollisen järjestelmän 2. jakso. sarjanumero 6, atomimassa - 12,0107.

Fyysiset ominaisuudet.

Hiiltä on olemassa monissa allotrooppisissa muunnelmissa, jotka ovat hyvin erilaisia fyysiset ominaisuudet. Modifikaatioiden moninaisuus johtuu hiilen kyvystä muodostua kemialliset sidokset erityyppinen.

Seuraavat alkuaineiden oksidit ovat amfoteerisia suuri alaryhmät: BeO, A1 2 O 3, Ga 2 O 3, GeO 2, SnO, SnO 2, PbO, Sb 2 O 3, PoO 2. Amfoteeriset hydroksidit ovat seuraavia alkuaineiden hydroksideja suuri alaryhmät: 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.

Yhden alaryhmän alkuaineiden oksidien ja hydroksidien perusluonne kasvaa alkuaineen atomiluvun kasvaessa (verrattaessa samassa hapetustilassa olevien alkuaineiden oksideja ja hydroksideja). Esimerkiksi N 2 O 3, P 2 O 3, As 2 O 3 ovat happamia oksideja, Sb 2 O 3 on amfoteerinen oksidi, Bi 2 O 3 on emäksinen oksidi.

Tarkastellaan hydroksidien amfoteerisia ominaisuuksia beryllium- ja alumiiniyhdisteiden esimerkin avulla.

Alumiinihydroksidilla on amfoteerisia ominaisuuksia, se reagoi sekä emästen että happojen kanssa ja muodostaa kaksi sarjaa suoloja:

1) jossa alkuaine A1 on kationin muodossa;

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

Tässä reaktiossa A1(OH)3 toimii emäksenä muodostaen suolan, jossa alumiini on A13+-kationi;

2) jossa alkuaine A1 on osa anionia (aluminaatteja).

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

Tässä reaktiossa A1(OH)3 toimii happona muodostaen suolan, jossa alumiini on osa AlO 2 -anionia.

Liuenneiden aluminaattien kaavat on kirjoitettu yksinkertaistetusti viitaten suoladehydraation aikana muodostuneeseen tuotteeseen.

Kemiallisesta kirjallisuudesta löytyy erilaisia ​​kaavoja yhdisteistä, jotka muodostuvat liuottamalla alumiinihydroksidia alkaliin: NaA1O2 (natriummetaaluminaatti), Na-tetrahydroksoaluminaattinatrium. Nämä kaavat eivät ole ristiriidassa toistensa kanssa, koska niiden ero liittyy näiden yhdisteiden eri hydraatioasteisiin: NaA1O 2 2H 2 O on erilainen Na:n ennätys. Kun A1(OH)3 liuotetaan ylimäärään alkalia, muodostuu:

A1 (OH) 3 + NaOH \u003d Na.

Reagenssien sintrauksen aikana muodostuu natriummetaluminaattia:

A1(OH)3 + NaOH ==== NaA1O2 + 2H2O.

Voidaan siis sanoa, että vesiliuoksissa on samanaikaisesti sellaisia ​​ioneja kuin [A1 (OH) 4] - tai [A1 (OH) 4 (H 2 O) 2] - (tapaukselle kun reaktioyhtälö laaditaan ottamalla ottaa huomioon hydraattikuoret), ja merkintä A1O 2 on yksinkertaistettu.

Johtuen kyvystä reagoida alkalien kanssa, alumiinihydroksidia ei yleensä saada emäksen vaikutuksesta alumiinisuolojen liuoksiin, vaan käytetään ammoniakkiliuosta:

A1 2 (SO 4) 3 + 6 NH 3 H 2 O \u003d 2A1 (OH) 3 + 3(NH4)2SO4.

Toisen jakson alkuaineiden hydroksidien joukossa berylliumhydroksidilla on amfoteerisia ominaisuuksia (beryllium itsessään osoittaa diagonaalista samankaltaisuutta alumiinin kanssa).

Hapoilla:

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

Pohjien kanssa:

Ole (OH) 2 + 2NaOH \u003d Na 2 (natriumtetrahydroksoberylaatti).

Yksinkertaistetussa muodossa (jos edustamme Be (OH) 2:ta happona H 2 BeO 2)

Ole (OH) 2 + 2NaOH (väkevä kuuma) \u003d Na 2 BeO 2 + 2H 2 O.

beryllaatti Na

Toissijaisten alaryhmien alkuaineiden hydroksideilla, jotka vastaavat korkeimpia hapetusasteita, on useimmiten happamia ominaisuuksia: esimerkiksi Mn 2 O 7 - HMnO 4; CrO 3 - H 2 CrO 4. Alemmille oksideille ja hydroksideille pääominaisuuksien vallitsevuus on ominaista: CrO - Cr (OH) 2; MnO - Mn(OH)2; FeO - Fe (OH) 2. Välituoteyhdisteillä, jotka vastaavat hapetusasteita +3 ja +4, on usein amfoteerisia ominaisuuksia: Cr 2 O 3 - Cr (OH) 3; Fe 2 O 3 - Fe (OH) 3. Havainnollistamme tätä mallia kromiyhdisteiden esimerkillä (taulukko 9).

Taulukko 9 - Oksidien ja niitä vastaavien hydroksidien luonteen riippuvuus alkuaineen hapetusasteesta

Vuorovaikutus happojen kanssa johtaa suolan muodostumiseen, jossa alkuaine kromi on kationin muodossa:

2Cr(OH)3 + 3H2SO4 = Cr2(SO4)3 + 6H2O.

Cr(III)sulfaatti

Reaktio emästen kanssa johtaa suolan muodostumiseen mikä alkuaine kromi on osa anionia:

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

heksahydrokromaatti(III)Na

Sinkkioksidi ja -hydroksidi ZnO, Zn(OH) 2 ovat tyypillisesti amfoteerisia yhdisteitä, Zn(OH) 2 liukenee helposti happo- ja alkaliliuoksiin.

Vuorovaikutus happojen kanssa johtaa suolan muodostumiseen, jossa alkuaine sinkki on kationin muodossa:

Zn(OH)2 + 2HC1 = ZnCl2 + 2H2O.

Vuorovaikutus emästen kanssa johtaa suolan muodostumiseen, jossa sinkkialkuaine on anionissa. Vuorovaikutuksessa alkalien kanssa ratkaisuissa muodostuu tetrahydroksosinkaatteja, sulatettuna- sinkkiyhdisteet:

Zn(OH)2 + 2NaOH \u003d Na2.

Tai sulatettaessa:

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

Sinkkihydroksidia saadaan samalla tavalla kuin alumiinihydroksidia.

Kreikan kielestä sana "amfoteros" on käännetty "yhdeksi ja toiseksi". Amfoteerisuus on aineen happo-emäsominaisuuksien kaksinaisuutta. Hydroksideja kutsutaan amfoteerisiksi, joilla voi olosuhteista riippuen olla sekä happamia että emäksisiä ominaisuuksia.

Esimerkki amfoteerisesta hydroksidista on sinkkihydroksidi. Tämän hydroksidin kaava emäksisessä muodossaan on Zn(OH)2. Mutta voit kirjoittaa sinkkihydroksidin kaavan happomuodossa asettamalla vetyatomit etusijalle, kuten epäorgaanisten happojen kaavoissa: H2ZnO2 (kuva 1). Silloin ZnO22- on hapan jäännös, jonka varaus on 2-.

Riisi. 1. Sinkkihydroksidin kaavat

Amfoteerisen hydroksidin ominaisuus on, että sen vahvuus eroaa vähän O-N liitännät ja Zn-O. Tästä johtuu ominaisuuksien kaksinaisuus. Reaktioissa happojen kanssa, jotka ovat valmiita luovuttamaan vetykationeja, on hyödyllistä, että sinkkihydroksidi katkaisee Zn-O-sidoksen luovuttaen OH-ryhmän ja toimimalla emäksenä. Tällaisten reaktioiden seurauksena muodostuu suoloja, joissa sinkki on kationi, joten niitä kutsutaan kationityyppisiksi suoloiksi:

Zn(OH)2 + 2HCl = ZnCl2 + 2H2O (emäs)

Reaktioissa alkalien kanssa sinkkihydroksidi toimii happona ja luovuttaa vetyä. Tässä tapauksessa muodostuu anionisia suoloja (sinkki on osa happojäännöstä - sinkaattianionia). Esimerkiksi kun sinkkihydroksidi sulatetaan kiinteään natriumhydroksidiin, muodostuu Na2ZnO2 - anionisen tyypin natriumsinkaatin keskimääräinen suola:

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

Vuorovaikutuksessa alkaliliuosten kanssa amfoteeriset hydroksidit muodostavat liukoisia kompleksisuoloja. Esimerkiksi kun sinkkihydroksidi reagoi natriumhydroksidiliuoksen kanssa, muodostuu natriumtetrahydroksosinkaattia:

Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2

2- on monimutkainen anioni, joka on yleensä suljettu hakasulkeisiin.

Siten sinkkihydroksidin amfoteerisuus johtuu mahdollisuudesta, että vesiliuoksessa on sinkki-ioneja sekä kationien että anionien koostumuksessa. Näiden ionien koostumus riippuu väliaineen happamuudesta. ZnO22- anionit ovat stabiileja emäksisessä ympäristössä ja Zn2+-kationit ovat stabiileja happamassa ympäristössä.

Amfoteeriset hydroksidit ovat veteen liukenemattomia aineita, ja kuumennettaessa ne hajoavat metallioksidiksi ja vedeksi:

Zn(OH)2 = ZnO + H2O

2Fe(OH)3 = Fe2O3 + 3H2O

2Al(OH)3 = Al203 + 3H2O

Hydroksidissa ja oksidissa olevan metallin hapetusasteen tulee olla sama.

Amfoteeriset hydroksidit ovat veteen liukenemattomia yhdisteitä, joten niitä voidaan saada vaihtoreaktiolla siirtymämetallisuolan ja alkalin välillä. Esimerkiksi alumiinihydroksidi muodostuu alumiinikloridin ja natriumhydroksidin liuosten vuorovaikutuksesta:

AlCl3 + 3NaOH = Al(OH)3↓ + 3NaCl

Kun nämä liuokset valutetaan, muodostuu valkoinen hyytelömäinen alumiinihydroksidisakka (kuva 2).

Mutta samaan aikaan alkalin ylimäärää ei voida sallia, koska amfoteeriset hydroksidit liukenevat alkaleihin. Siksi alkalin sijasta on parempi käyttää ammoniakin vesiliuosta. Se on heikko emäs, johon alumiinihydroksidi ei liukene. Kun alumiinikloridi reagoi ammoniakin vesiliuoksen kanssa, muodostuu alumiinihydroksidia ja ammoniumkloridia:

AlCl3+3NH3. H2O = Al(OH)3↓ + 3NH4Cl

Riisi. 2. Alumiinihydroksidin saostus

Amfoteeriset hydroksidit muodostuvat siirtymäkemiallisista alkuaineista, ja niillä on kaksinkertaisia ​​ominaisuuksia, toisin sanoen ne ovat sekä happoa että emästä. Haemme ja vahvistamme alumiinihydroksidin amfoteerisen luonteen.

Saamme alumiinihydroksidisakan koeputkeen. Lisää tätä varten pieni määrä alkaliliuosta (natriumhydroksidia) alumiinisulfaattiliuokseen, kunnes muodostuu sakka (kuva 1). Huomaa: tässä vaiheessa alkalia ei saa olla liikaa. Tuloksena oleva valkoinen sakka on alumiinihydroksidia:

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

Seuraavaa koetta varten jaamme tuloksena olevan sakan kahteen osaan. Sen osoittamiseksi, että alumiinihydroksidilla on hapon ominaisuuksia, on välttämätöntä suorittaa sen reaktio alkalin kanssa. Päinvastoin, alumiinihydroksidin perusominaisuuksien todistamiseksi sekoittamalla se hapon kanssa. Lisää yhteen koeputkeen, jossa on alumiinihydroksidisakka, alkali-natriumhydroksidiliuos (tällä kertaa otetaan ylimäärä alkalia). Sakka liukenee. Reaktion seurauksena muodostuu monimutkainen suola - natriumhydroksoaluminaatti:

Al(OH)3 + NaOH = Na

Kaada kloorivetyhappoliuosta toiseen koeputkeen sedimentin kanssa. Sakka myös liukenee. Tämä tarkoittaa, että alumiinihydroksidi ei reagoi vain alkalin, vaan myös hapon kanssa, eli sillä on amfoteerisia ominaisuuksia. Tässä tapauksessa vaihtoreaktio etenee, muodostuu alumiinikloridia ja vettä:

Kokemus nro 3. Natriumvuorovaikutus suolahappo ja hiilidioksidia

Lisäämme laimeaa suolahappoliuosta tipoittaineen. Tarkkailemme alumiinihydroksidin saostumista ja sen myöhempää liukenemista:

Na + HCl = Al(OH)3¯ + NaCl + H2O

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

Natriumtetrahydroksoaluminaatti on epästabiili ja hajoaa happamassa ympäristössä. Katsotaan, tuhoaako heikko hiilihappo kompleksin.

Ohjaamme hiilidioksidin natriumläpi. Hiilidioksidia puolestaan ​​saadaan marmorin ja kloorivetyhapon välisessä reaktiossa. Jonkin ajan kuluttua muodostuu veteen liukenemattoman alumiinihydroksidin suspensio, joka ei katoa, kun hiilidioksidia kulkee edelleen.

Na + CO2= Al(OH)3¯ + NaHC03

Eli ylimääräinen hiilidioksidi ei liukene alumiinihydroksidia.

Lähteet

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

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

esityksen lähde - http://ppt4web.ru/khimija/amfoternye-oksidy-i-gidroksidy.html

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

Aihe: Yhdisteiden pääluokat, niiden ominaisuudet ja tyypilliset reaktiot

Oppitunti: Amfoteeriset hydroksidit

Kreikan kielestä sana "amfoteros" on käännetty "yhdeksi ja toiseksi". Amfoteerisuus on aineen happo-emäsominaisuuksien kaksinaisuutta. Hydroksideja kutsutaan amfoteerisiksi, joilla voi olosuhteista riippuen olla sekä happamia että emäksisiä ominaisuuksia.

Esimerkki amfoteerisesta hydroksidista on sinkkihydroksidi. Tämän hydroksidin kaava emäksisessä muodossaan on Zn(OH)2. Mutta voit kirjoittaa sinkkihydroksidin kaavan happomuodossa asettamalla vetyatomit etusijalle, kuten epäorgaanisten happojen kaavoissa: H 2 ZnO 2 (kuva 1). Silloin ZnO 2 2- on happojäännös, jonka varaus on 2-.

Riisi. 1. Sinkkihydroksidin kaavat

Amfoteerisen hydroksidin ominaisuus on, että se eroaa vähän O-H- ja Zn-O-sidosten vahvuudessa. Tästä johtuu ominaisuuksien kaksinaisuus. Reaktioissa happojen kanssa, jotka ovat valmiita luovuttamaan vetykationeja, on hyödyllistä, että sinkkihydroksidi katkaisee Zn-O-sidoksen luovuttaen OH-ryhmän ja toimimalla emäksenä. Tällaisten reaktioiden seurauksena muodostuu suoloja, joissa sinkki on kationi, joten niitä kutsutaan kationityyppisiksi suoloiksi:

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

(perus)

Reaktioissa alkalien kanssa sinkkihydroksidi toimii happona ja luovuttaa vetyä. Tässä tapauksessa muodostuu anionisia suoloja (sinkki on osa happojäännöstä - sinkaattianionia). Esimerkiksi kun sinkkihydroksidi fuusioidaan kiinteän natriumhydroksidin kanssa, muodostuu Na 2 ZnO 2 - anionisen tyypin natriumsinkaatin keskimääräistä suolaa:

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

(happo)

Vuorovaikutuksessa alkaliliuosten kanssa amfoteeriset hydroksidit muodostavat liukoisia kompleksisuoloja. Esimerkiksi kun sinkkihydroksidi reagoi natriumhydroksidiliuoksen kanssa, muodostuu natriumtetrahydroksosinkaattia:

Zn(OH)2 + 2NaOH \u003d Na2

2- on monimutkainen anioni, joka on yleensä suljettu hakasulkeisiin.

Siten sinkkihydroksidin amfoteerisuus johtuu mahdollisuudesta, että vesiliuoksessa on sinkki-ioneja sekä kationien että anionien koostumuksessa. Näiden ionien koostumus riippuu väliaineen happamuudesta. ZnO 2-anionit ovat stabiileja emäksisessä ympäristössä ja Zn 2+ -kationit ovat stabiileja happamassa ympäristössä.

Amfoteeriset hydroksidit ovat veteen liukenemattomia aineita, ja kuumennettaessa ne hajoavat metallioksidiksi ja vedeksi:

Zn(OH)2 = ZnO + H2O

2Fe(OH)3 = Fe2O3 + 3H2O

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

Hydroksidissa ja oksidissa olevan metallin hapetusasteen tulee olla sama.

Amfoteeriset hydroksidit ovat veteen liukenemattomia yhdisteitä, joten niitä voidaan saada vaihtoreaktiolla siirtymämetallisuolan ja alkalin välillä. Esimerkiksi alumiinihydroksidi muodostuu alumiinikloridin ja natriumhydroksidin liuosten vuorovaikutuksesta:

AlCl3 + 3NaOH = Al(OH)3↓ + 3NaCl

Kun nämä liuokset valutetaan, muodostuu valkoinen hyytelömäinen alumiinihydroksidisakka (kuva 2).

Mutta samaan aikaan alkalin ylimäärää ei voida sallia, koska amfoteeriset hydroksidit liukenevat alkaleihin. Siksi alkalin sijasta on parempi käyttää ammoniakin vesiliuosta. Se on heikko emäs, johon alumiinihydroksidi ei liukene. Kun alumiinikloridi reagoi ammoniakin vesiliuoksen kanssa, muodostuu alumiinihydroksidia ja ammoniumkloridia:

AlCl3 + 3NH3. H 2 O \u003d Al (OH) 3 ↓ + 3NH 4 Cl

Riisi. 2. Alumiinihydroksidin saostus

Bibliografia

1. Novoshinsky I. I., Novoshinskaya N. S. Chemistry. Oppikirja luokalle 10 yleistä. inst. profiilin taso. - M .: LLC "TID "Russian Word - RS", 2008. (§ 54)
2. Kuznetsova N. E., Litvinova T. N., Levkin A. N. Kemia: luokka 11: Oppikirja opiskelijoille yleensä. inst. ( profiilin taso): 2 tunnissa. Osa 2. M .: Ventana-Graf, 2008. (s. 110-111)
3. Radetsky A.M. Kemia. Didaktinen materiaali. 10-11 luokkaa. - M.: Koulutus, 2011.
4. Khomchenko I. D. Kokoelma kemian tehtäviä ja harjoituksia lukio. - M.: RIA "New Wave": Kustantaja Umerenkov, 2008.