Ar ko reaģē amfoteriskie hidroksīdi? Nodarbība "amfoteriskie hidroksīdi"

Studiju līmenis: III (X klase).

Rakstzīmju orientācija: vidējais līmenis.

Vadošais princips: aktīvs, komunikabls.

Dominējošā metode: problēmu meklēšana.

Nodarbības trīsvienīgais mērķis:

1) Izglītības aspekts

• Aktualizēt un apkopot studentu iepriekš iegūtās zināšanas par galvenajām neorganisko savienojumu klasēm.
• Nostiprināt studentu prasmi uzrakstīt ķīmisko reakciju vienādojumus, kas ietver amfoteriskie hidroksīdi.
• Turpināt jēdziena "amfotērija" veidošanos studentu vidū.

2) Attīstības aspekts

• Parādīt iespēju pielietot savas zināšanas kvalitatīvu problēmu risināšanā un vingrinājumu izpildē.
• Turpiniet veidot prasmes kognitīvā darbība, skaidrojot skolēniem uzdoto problēmu pieredzi.
• Turpināt veidot spēju salīdzināt, analizēt un salīdzināt eksperimentu rezultātus;
• Veidojas spēja rast analoģijas starp dažādi objekti;
• Uzmanības un atmiņas attīstība.
• Eksperimentālo prasmju attīstība.

3) Izglītības aspekts

• Zinātniskā skatījuma veidošanās.
• Izglītības darba kultūras veidošanās.
• Pievērsiet uzmanību izglītības estētikai un darba aktivitāte veicot eksperimentus.
• Izglītot saskarsmes kultūru, spēju mijiedarboties pāros;
• Garīgā darba kultūras veidošanās skolēnu vidū, precizitāte uzdevumu izpildē un formulu rakstīšanā.
• Cilvēka kā dabas un sabiedrības daļas izglītība, kas pakļauta viņu likumiem.

Aprīkojums un reaģenti: cinka hlorīda, nātrija hidroksīda, amonjaka, alumīnija hlorīda, sālsskābes, magnija hlorīda, nātrija hlorīda šķīdumi; mēģenes.

Nodarbību laikā

1. Organizatoriskais moments

2. Aptvertā materiāla atkārtošana

Individuālā aptauja pie tāfeles:

Pirmais students - "Skābju ķīmiskās īpašības"
- otrais students - "Bāzu ķīmiskās īpašības".

Šajā laikā klase veic uzdevumu: Ar kuru no šīm vielām reaģēs nātrija hidroksīds un ar kādu sālsskābi?

Uzrakstiet iespējamos reakciju vienādojumus.

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

Tad viens skolēns pabeidz šo uzdevumu uz tāfeles, bet pārējie pārbauda.

Uz galda:

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 + 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. Jauna materiāla apgūšana

Nodarbības tēma:"Amfoteriskie hidroksīdi".

Nodarbības moto: "Ķīmija ir zinātne par pustoņiem."
E.E. Nifantijevs.

Zināšanu atjaunināšana

Skolotājs: Mūsu nodarbības tēma ir “Amfoteriskie hidroksīdi”. Mūsu uzdevums ir zināt, kurus savienojumus sauc par amfoteriskajiem hidroksīdiem un kādi tie ir Ķīmiskās īpašības; saprast, kas ir amfotērisma cēlonis; prast uzrakstīt reakciju vienādojumus, kas atspoguļo amfotero hidroksīdu ķīmiskās īpašības.

Tātad, atkārtosim to, ko jūs jau zināt par "amfotēriku".

Students: Amfoteriskajiem savienojumiem vienlaikus piemīt gan bāziskas, gan skābas īpašības.

Skolotājs: Mēs jau esam tikušies ar amfoteriskajiem oksīdiem. Vai varat man pateikt, kādi elementi veido šos savienojumus?

Students: Metāli oksidācijas stāvoklī +3 un +4, kā arī metāli, kuru metāliskās īpašības nav izteiktas (elementu periodiskajā tabulā tie atrodas starp metāliem un nemetāliem, pa diagonāli). Piemēram: Be, Zn, Ge utt.

Amfotero hidroksīdu fizikālās īpašības

Skolotājs: Amfoteriskie hidroksīdi parasti ir ūdenī nešķīstošas ​​cietas vielas balta krāsa.

Kvīts

Skolotājs: Iesakiet amfotero hidroksīdu pagatavošanas metodi, atceroties, ka tie ūdenī nešķīst.

Students: Apmaiņas reakcija starp attiecīgā metāla šķīstošo sāli un sārmu. (Demonstrācijas eksperiments)

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

Skolotājs: Bet! Sārmu pārpalikums var izšķīdināt izveidojušās nogulsnes, tāpēc tiek ņemta vāja bāze - NH 3 * H 2 O (amonija hidroksīds vai amonjaka hidrāts).

Ķīmiskās īpašības

Skolotājs: Pazīstamā gudrība saka: "Pieredze ir ceļš uz zināšanām." Tāpēc jūs noteiksiet amfotero hidroksīdu ķīmiskās īpašības, veicot laboratorijas eksperimentu pa pāriem.

Exercise: iegūt alumīnija hidroksīdu un noteikt tā ķīmiskās īpašības. Lai to izdarītu, uz galda ir alumīnija hlorīda, amonjaka, sālsskābes un nātrija hidroksīda šķīdumi. Atcerieties ievērot drošības noteikumus Pierakstiet ķīmisko reakciju vienādojumus.

Studenti veic eksperimentu, pieraksta burtnīcās reakciju vienādojumus.

Viens skolēns pieiet pie tāfeles un pieraksta visus vienādojumus un izskaidro novērotās parādības.

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

Secinājums: alumīnija hidroksīds reaģē gan ar skābēm, gan bāzēm, t.i. piemīt amfoteriskas īpašības.

Skolotājs: Kāds ir šo savienojumu amfoteriskā rakstura iemesls?

Lai atbildētu uz šo jautājumu, apsveriet to disociāciju.

Ūdens šķīdumos amfoteriskie hidroksīdi praktiski nedisociējas, bet skābju un sārmu šķīdumos tie var disociēties divos veidos.

Skolotājs. Jāņem vērā, ka anjonu sāļi, kas veidojas amfoteriskā hidroksīda mijiedarbībā ar sārmu, ir stabili sārmaina vide, bet tiek iznīcinātas, paskābinot šķīdumus.

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

amfoteriskie hidroksīdi, piemēram nešķīstošās bāzes, karsējot, sadalās:

2Al(OH)3Al2O3 + 3H2O

4. Fiksācija

Eksperimentāls uzdevums. Dotas trīs mēģenes ar nātrija, magnija un alumīnija hlorīdu šķīdumiem. Kā noteikt, kurā mēģenē ir kāda viela?

Viens dalībnieks dodas pie demonstrācijas galda un veic eksperimentu.

5. Nodarbības rezumēšana

Skolotājs: Tātad, rezumējot mūsu mācību, es gribētu teikt, ka amfoteritāte ir ne tikai ķīmiska kategorija, bet arī filozofiska: ar grieķu valoda vārds "amfoteros" tiek tulkots kā "viens un otrs", tas ir, šis jēdziens nozīmē pretstatu vienotību.

Un tas jau ir viens no dabas pamatlikumiem - pretstatu vienotības un cīņas likums, kas izpaužas gandrīz katrā ķīmiskā reakcija: skābe un bāze, oksidētājs un reducētājs, donors un akceptors utt.

Šis likums ir objektīvs, to nevar atcelt, ar to var tikai izskaidrot parādības.

Dzīvē bieži sastopamies ar šī likuma izpausmēm: tehnoloģijās pievelk pretēji lādētas daļiņas; iekšā cilvēku attiecības- bieži ļoti dažādi cilvēki tuvu, šķiet, ka tie viens otru papildina. Dzīvē labais un ļaunais vienmēr cīnās, katrā cilvēkā noteikti ir slikti un labas īpašības. Tāpēc nav ideāla cilvēka, ir tikai labs, bet viskritušākajā, slikts cilvēks vienmēr var atrast ko labu, gaišu. Mums tas vienmēr ir jāatceras un pret apkārtējiem cilvēkiem jāizturas ar sapratni, iecietību pret citu nepilnībām.

Mūsu šodienas nodarbības tēma ir vēl viens apstiprinājums ķīmijas saiknei ar mūsu dzīvi. Un tagad atgriezīsimies pie šīs nodarbības moto: "Ķīmija ir zinātne par pustoņiem." Kā jūs varat izskaidrot šo izteicienu?

Students: Tas nozīmē, ka nav iespējams novilkt skaidru robežu starp vienkāršām vielām, metāliem un nemetāliem, dažādām savienojumu klasēm, organiskām un neorganiskām vielām. Viss ir pakļauts materiālās pasaules vienotībai.

6. Mājas darbs

28.3.punkts, uzdevumi: 1,2,3 (mācību grāmatas "Ķīmija 10.klase" autori: I.I.Novošinskis, N.S.Novošinskaja)

Papildu uzdevums nodarbībai(ja ir laiks)

Veiciet transformācijas:

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

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

Hidroksīdu un oksīdu amfoteritāte (īpašību dualitāte). daudzi elementi izpaužas divu veidu sāļu veidošanā. Piemēram, hidroksīdam un alumīnija oksīdam:

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

Al2О3 + 3H2SO4 = Al2(SO4)3 + 3H2O

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

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

Reakcijās (a) Al(OH)3 un Al2O3 uzrāda bāzes hidroksīdu un oksīdu īpašības, tas ir, tie reaģē kā sārmi ar skābēm un skābiem oksīdiem, veidojot sāli, kurā alumīnijs ir Al3+ katjons.

Gluži pretēji, reakcijās (b) Al(OH)3 un Al2O3 pilda funkciju skābie hidroksīdi un oksīdi, veidojot sāli, kurā alumīnija atoms AlIII ir daļa no anjona (skābes atlikuma) AlО2−.

Alumīnija elementam šajos savienojumos piemīt metāla un nemetāla īpašības. Tāpēc alumīnijs ir amfotērisks elements.

Līdzīgās īpašībās ir arī A-grupu elementi - Be, Ga, Ge, Sn, Pb, Sb, Bi un citi, kā arī lielākā daļa B grupu elementu - Cr, Mn, Fe, Zn, Cd un citi.

Piemēram, cinka amfoteritāti pierāda šādas reakcijas:

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

Ja amfotēriskajam elementam savienojumos ir vairāki oksidācijas stāvokļi, tad amfoteriskās īpašības ir visizteiktākās starpoksidācijas pakāpei.

Piemēram, hromam ir trīs zināmi oksidācijas stāvokļi: +II, +III un +VI. CrIII gadījumā skābās un bāziskās īpašības tiek izteiktas aptuveni vienādi, savukārt CrII tiek novērots bāzisko īpašību pārsvars, bet CrVI - skābās īpašības:

CrII → CrO, Cr(OH)2 → CrSO4

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

CrVI → CrO3, H2CrO4 → K2CrO4

Ļoti bieži elementu amfoteriskie hidroksīdi oksidācijas stāvoklī +III eksistē arī meta formā, piemēram:

AlO(OH) - alumīnija metahidroksīds

FeO(OH) - dzelzs metahidroksīds (ortoforma "Fe(OH)3" neeksistē).

Amfoteriskie hidroksīdi praktiski nešķīst ūdenī, ērtākais veids, kā tos iegūt, ir izgulsnēt no ūdens šķīduma, izmantojot vāju bāzi - amonjaka hidrātu:

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

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

Ja šāda veida apmaiņas reakcijā tiek izmantots sārmu pārpalikums, alumīnija hidroksīds neizgulsnējas, jo alumīnijs savas amfoteritātes dēļ pārvēršas anjonā:

Al(OH)3(t) + OH− = −

Molekulāro vienādojumu piemēri šāda veida reakcijām:

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

ZnSO4 + 4NaOH(pārpalikums) = Na2 + Na2SO4

Iegūtie sāļi ir vieni no kompleksajiem savienojumiem (kompleksajiem sāļiem): tajos ietilpst kompleksie anjoni − un 2−. Šo sāļu nosaukumi ir šādi:

Na - nātrija tetrahidroksoalumināts

Na2 - nātrija tetrahidroksozinkāts

Alumīnija vai cinka oksīdu mijiedarbības produktus ar cietu sārmu sauc dažādi:

NaAlO2 - nātrija dioksoalumināts (III)

Na2ZnO2 — nātrija dioksozinkāts(II)

Šāda veida komplekso sāļu šķīdumu paskābināšana noved pie komplekso anjonu iznīcināšanas:

− → Al(OH)3 → Al3+

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

Daudziem amfotēriem elementiem precīzas hidroksīdu formulas nav zināmas, jo no ūdens šķīduma hidroksīdu vietā izgulsnējas hidratēti oksīdi, piemēram, MnO2 · nH2O, Sb2O5 · nH2O.

Amfoteriskie elementi brīvā formā mijiedarbojas gan ar tipiskām skābēm, gan sārmiem:

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

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

Abās reakcijās veidojas sāļi, un aplūkojamais elements vienā gadījumā ir daļa no katjona, bet otrajā gadījumā tas ir daļa no anjona.

alumīnija halogenīdi iekšā normāli apstākļi- bezkrāsains kristālisks

vielas. Alumīnija halogenīdu sērijā AlF3 ļoti atšķiras pēc īpašībām

no saviem kolēģiem. Tas ir ugunsizturīgs, nedaudz šķīst ūdenī, ķīmiski

neaktīvs. Galvenā AlF3 iegūšanas metode ir balstīta uz bezūdens HF darbību

uz Al2O3 vai Al:

Al2O3 + 6HF = 2AlF3 + 3H2O

Alumīnija savienojumi ar hloru, bromu un jodu ir kausējami, ļoti

reaģējošs un labi šķīst ne tikai ūdenī, bet arī daudzos

organiskie šķīdinātāji. Mijiedarbība alumīnija halogenīdi ar ūdeni

kopā ar ievērojamu siltuma izdalīšanos. Tie visi ūdens šķīdumā

ļoti hidrolizēts, bet atšķirībā no tipiskajiem skābju halogenīdiem

nemetāli, to hidrolīze ir nepilnīga un atgriezeniska. Esot jau manāmi nepastāvīgs

normālos apstākļos AlCl3, AlBr3 un AlI3 kūp mitrā gaisā

(hidrolīzes dēļ). Tos var iegūt tiešā mijiedarbībā

vienkāršas vielas.

Kompleksie halogenīdi(halogēnametalāti) satur kompleksus anjonus, kuros, piemēram, halogēna atomi ir ligandi. kālija heksahloroplatināts(IV)K2, nātrija heptafluorotantalāts(V) Na, litija heksafluoroarsenāts(V) Li. maks. termiski Fluor-, oksofluor- un hlormetalāti ir stabili. Pēc saišu rakstura jonu savienojumi ir tuvi sarežģītiem halogenīdiem. ar katjoniem NF4+, N2F3+, C1F2+, XeF+ utt.

Daudziem halogenīdiem ir raksturīga asociācija un polimerizācija šķidruma un gāzes fāzē, veidojot tilta saites. maks. Uz to ir pakļauti I un II grupas metālu halogenīdi, A1C13, Sb pentafluorīdi un pārejas metāli, oksofluorīdi ar sastāvu MOF4. Ir zināmi, piemēram, metālu-metālu halogenīdi. Hg2Cl2.

Fluorīdi būtiski atšķiras St you no citiem halogenīdiem. Tomēr vienkāršajos halogenīdos šīs atšķirības ir mazāk izteiktas nekā pašiem halogēniem, un sarežģītajos halogenīdos tās ir vājākas nekā vienkāršajos.

Piemēram, daudzi kovalentie halogenīdi (īpaši fluorīdi) ir spēcīgas Lūisa skābes. AsF5, SbF5, BF3, A1C13. Fluorīdi ir daļa no superskābēm. Augstākus halogenīdus samazina metāli un H2, piemēram:

V-VIII grupas metālu halogenīdus, izņemot Cr un Mn, H2 reducē līdz metāliem, piemēram: WF6 + 3H2 -> W + 6HF

Daudzi kovalentie un jonu metālu halogenīdi mijiedarbojas viens ar otru, veidojot kompleksus halogenīdus, piemēram: KC1 + TaC15 -> K[TaC16]

Vieglākie halogēni var izspiest smagākos halogēnus no halogenīdiem. Skābeklis var oksidēt halogenīdus, atbrīvojot C12, Br2 un I2. Viens no raksturīgajiem kovalento halogenīdu savstarpējo attiecību rajoniem. ar ūdeni (hidrolīze) vai tā tvaikiem karsēšanas laikā. (pirohidrolīze), kas noved pie oksīdu, oksi- vai

oksohalogenīdi, hidroksīdi un ūdeņraža halogenīdi. Izņēmums ir CF4, CC14 un SF6, kas ir izturīgi pret ūdens tvaiku augstā temperatūrā.

Halogenīdus iegūst tieši no elementiem, mijiedarbības. ūdeņraža halogenīdi vai ūdeņraža halogenīds pret elementiem, oksīdiem, hidroksīdiem vai sāļiem, kā arī apmaiņas p-cijas.

Halogenīdus plaši izmanto tehnoloģijā kā izejmateriālus halogēnu, sārmu un sārmzemju ražošanā. metāli, kā stiklu sastāvdaļas utt. inorg. materiāli; tie ir pa vidu. produkti reto un dažu krāsaino metālu ražošanā, U, Si, Ge u.c.

Dabā halogenīdi veido atsevišķas minerālu klases, kurās ir fluorīdi (piemēram, minerāli fluorīts, kriolīts) un hlorīdi (silvīts, karnalīts).Broms un jods ir daļa no noteiktiem minerāliem izomorfu piemaisījumu veidā. Ievērojams daudzums halogenīdu atrodas jūru un okeānu ūdenī, sāļos un pazemes sālījumos. Daži halogenīdi, piem. NaCl, K.C1, CaC12 ir dzīvo organismu daļa.

Kriolīts(no grieķu valodas κρύος - sals + λίθος - akmens) - rets minerāls no dabisko fluorīdu klases, nātrija heksafluoralumināts Na3. Kristalizējas monoklīniskā singonijā; kubveida kristāli un dvīņu plāksnes ir reti sastopamas. Tas parasti veido bezkrāsainus, baltus vai pelēkus kristāliskus agregātus ar stiklveida spīdumu, kas bieži satur kvarcu, siderītu, pirītu, galēnu, halkopirītu, kolumbītu un kasiterītu. Iespējama krāsošana ar organisko vielu piemaisījumiem.

Šobrīd izstrādātās metodes mākslīgā kriolīta iegūšana. Mākslīgi ražots, alumīnija fluorīdam mijiedarbojoties ar nātrija fluorīdu, kā arī fluorūdeņražskābei iedarbojoties uz alumīnija hidroksīdu sodas klātbūtnē. To izmanto alumīnija elektrolītiskās ražošanas procesā, fluorūdeņražskābes, stikla un emalju ražošanā.

Alum. Aluns ir ME(SO4)2 sastāva dubultsāļu grupas nosaukums. 12H2O, kur M ir kālijs K, rubīdijs Rb, cēzijs Cs, amonijs NH4 un E ir alumīnijs Al, hroms Cr, dzelzs Fe un citi elementi oksidācijas stāvoklī (+ III), kas sāļu disociācijas laikā veido trīs lādētus katjonus .

Aluns labi šķīst ūdenī, to ūdens šķīdumiem ir savelkoša skāba garša un skāba reakcija hidrolīzes rezultātā, piemēram:

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

Sildot, alauns vispirms kūst ūdenī, ko tie satur, un pēc tam šis ūdens tiek zaudēts, veidojot bezūdens sāļus. Turpmāka karsēšana alaunu pārvērš metālu oksīdu maisījumā. Alumīnija-kālija alaunu var iegūt, modificējot attīrīta alumīnija sulfāta ražošanas procesu. Pirmkārt, kaolīnu vāra ar sērskābi. Pēc sērskābes neitralizācijas pabeigšanas reaktoram pievieno nātrija sulfātu, lai iegūtu nātrija alanu. Pēdējie to augstās šķīdības dēļ atrodas šķīdumā. Pēc tam, kad šķīdums ir atšķaidīts līdz blīvumam 1,33 g/cm3, to atdala no silīcija dioksīda nogulsnēm, atdzesē un sajauc ar piesātinātu kālija hlorīda šķīdumu. Tajā pašā laikā tiek nogulsnēts alumīnija-kālija alauns, kas slikti šķīst zemā temperatūrā. Mātes šķidrumā pēc alumīnija-kālija alauna kristālu atdalīšanas paliek šķīstošie piemaisījumi - dzelzs savienojumi un nātrija hlorīds 89.

Hidrolīzes laikā hidratēti alumīnija joni zaudē protonus, veidojot secīgus hidrookso kompleksus. Kad pēdējais neitrālais komplekss zaudē ūdeni, veidojas nešķīstošs hidroksīds A1(OH)3.

Kompleksie joni[A1(H20)5OH]2+ un [A1(H20)4(OH)2]+ paliek šķīdumā, savukārt A1(OH)3 hidroksīds nogulsnējas uzreiz pēc tā veidošanās. Nokrišņi notiek pie pH vērtībām> 3. Pilnībā līdz alumīnija hidroksīda veidošanai hidrolīze notiek ar nosacījumu, ka izveidotie protoni tiek neitralizēti, piemēram, ar sārmu.

Dziļa hidrolīze alumīnija sulfāta sāļus plaši izmanto dzeramā un notekūdeņu attīrīšanai. Hidrolīzes laikā izdalītais hidronijs reaģē ar bikarbonātiem H30 + + HC03 = CO2 + 2H20, ko parasti satur ūdens. Šajā gadījumā hidrolīzes galaprodukti ir koloidālais alumīnija hidroksīds un oglekļa dioksīds.

Alumīnija hidroksīda sola koagulācijas laikā tiek iegūtas apjomīgas želatīna nogulsnes, kas uztver suspendētās daļiņas un baktērijas un nogādā tās uz tvertnes dibenu. Ūdens attīrīšanai nepieciešamais alumīnija sulfāta patēriņš ir atkarīgs no piesārņotāju sastāva un daudzuma ūdenī. Alumīnija sulfāta devas tīrīšanai dabiskie ūdeņi un notekūdeņu pēcattīrīšanai svārstās 3 - 15 mg / l robežās saskaņā ar A1203, un komunālo notekūdeņu fizikāli ķīmiskajai attīrīšanai tie sasniedz 30-50 mg / l saskaņā ar A1203. Alumīnija sulfāta patēriņam jānodrošina pietiekami lielas pārslu masas veidošanās, kas nepieciešama piesārņotāju izvadīšanai no ūdens. Šķīduma pH vērtība jāsamazina līdz 6,5-7,6, kas atbilst minimālajai alumīnija hidroksīda šķīdībai ūdenī. Pie augstākas vai zemākas pH vērtības daļa alumīnija paliek ūdenī izšķīdušā stāvoklī. Ūdeņos ar zemu sārmainību, kad bikarbonātu saturs ir nepietiekams, lai neitralizētu izdalīto skābi, hidrolīzes process nesasniedz beigas spēcīgas pH pazemināšanās dēļ. Lai palielinātu sārmainību, pabeidz hidrolīzes procesu un samazina ūdenī izšķīdušā alumīnija saturu, ūdenim pievieno kaļķi un soda vienlaicīgi ar koagulantu.

Ja hidrolīzes laikā uzkrātie protoni netiek neitralizēti, tad hidrolīzes process palēninās, kas noved pie hidrolītiskā līdzsvara iestāšanās, ko var raksturot ar hidrolīzes pakāpi un konstanti. Hidrolīze var attēlot alumīnija sulfāta šķīdumus, kas ir Al2 (804) 3 sulfāta jonu aizvietošanas reakcija ar OH joniem, kas veidojas ūdens disociācijas rezultātā. vispārējs skats vienādojums

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

kur a ir aizstāšanas pakāpe un pamatīgums.

Šis vienādojums parāda, ka OH- jonu koncentrācijai šķīdumā, t.i., ūdens disociācijas pakāpei, ir izšķiroša ietekme uz nobīdi pa labi. Kā zināms, sāļiem ar vāju bāzi un stipru skābi hidrolīzes pakāpe k ir saistīta ar hidrolīzes konstanti A-, sāls koncentrāciju (s, mol "l), ūdens jonu produktu kyu un disociācijas konstanti no bāzes kb ar šādu attiecību:

/r \u003d UkTss \u003d UkiLs.

Ja A-, mainoties temperatūrai, nedaudz mainās, tad ksh ievērojami palielinās, kas izraisa būtisku hidrolīzes pakāpes pieaugumu, palielinoties temperatūrai.

N. I. Eremins, pamatojoties uz iegūtajiem eksperimentālajiem datiem, atvasināja vienādojumus šķīduma hidrolīzes pakāpes atkarībai no temperatūras un koncentrācijas

alumīnija sulfātam:

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

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

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

nātrija alanam:

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

Kā redzams no šiem vienādojumiem, alanam koncentrācijas ietekme uz hidrolīzes pakāpi ir nozīmīgāka nekā alumīnija sulfātam.

Bor. Bora iegūšana. Ķīmiskās īpašības. Diagonālā līdzība starp boru un silīciju. Bora hidrīdi. Diborāns. Ķīmiskās saites iezīmes diborāna molekulā. Bora halogenīdi. Bora skābekļa savienojumi. Bora oksīds un borskābes. Bura. Borskābes iegūšana. Borsilikāta brilles. Bora etilēteris.

Bor- trīspadsmitās grupas elements (pēc novecojušās klasifikācijas - trešās grupas galvenā apakšgrupa), otrais periods periodiska sistēmaķīmiskie elementi ar atomskaitli 5. Apzīmē ar simbolu B (lat. Borum). Brīvā stāvoklī bors ir bezkrāsaina, pelēka vai sarkana kristāliska vai tumša amorfa viela. Ir zināmas vairāk nekā 10 bora allotropās modifikācijas, kuru veidošanos un savstarpējās pārejas nosaka temperatūra, kurā bors iegūts.

Kvīts. Tīrāko boru iegūst borhidrīdu pirolīzē. Šādu boru izmanto pusvadītāju materiālu un smalkas ķīmiskās sintēzes ražošanai.

Metalotermijas metode (biežāk reducēšana ar magniju vai nātriju):

Bora bromīda tvaiku termiskā sadalīšanās uz karstas (1000-1200 °C) volframa stieples ūdeņraža klātbūtnē (Van Arkel metode):

Fizikālās īpašības. Īpaši cieta viela (otrā pēc dimanta, bora nitrīda (borazona), bora karbīda, bora-oglekļa-silīcija sakausējuma, skandija-titāna karbīda). Piemīt trausluma un pusvadītāju īpašības (plaša atstarpe

pusvadītājs). Boram ir augstākā stiepes izturība 5,7 GPa

Dabā bors ir sastopams divu izotopu 10B (20%) un 11B (80%) formā[.

10 V ir ļoti augsts termiskās neitronu absorbcijas šķērsgriezums, tāpēc 10 V borskābē izmanto kodolreaktoros, lai kontrolētu reaktivitāti.

Ķīmiskās īpašības. Bora joni krāso liesmu zaļā krāsā.

Daudzās fizikālās un ķīmiskās īpašības nemetāla bors atgādina silīciju.

Ķīmiski bors ir diezgan inerts un istabas temperatūrā mijiedarbojas tikai ar fluoru:

Karsējot bors reaģē ar citiem halogēniem, veidojot trihalogenīdus, ar slāpekli veido bora nitrīdu BN, ar fosforu veido fosfīdu BP, ar oglekli veido dažāda sastāva karbīdus (B4C, B12C3, B13C2). Karsējot skābekļa atmosfērā vai gaisā, bors sadeg ar lielu siltuma izdalīšanos, veidojas oksīds B2O3:

Bors tieši neiedarbojas ar ūdeņradi, lai gan ir zināms diezgan liels skaits dažāda sastāva borhidrīdu (borānu), kas iegūti, apstrādājot sārmu vai sārmzemju metālu borīdus ar skābi:

Spēcīgi karsējot, boram ir reducējošas īpašības. Viņš spēj, piemēram, atjaunot silīciju vai fosforu no to oksīdiem:

Šis īpašums boru var izskaidrot ar ļoti augsto ķīmisko saišu stiprību bora oksīdā B2O3.

Ja nav oksidētāju, bors ir izturīgs pret sārmu šķīdumu iedarbību. Bors izšķīst karstā slāpekļskābē, sērskābē un ūdeņos, veidojot borskābi.

Bora oksīds ir tipisks skābs oksīds. Reaģē ar ūdeni, veidojot borskābi:

Borskābei mijiedarbojoties ar sārmiem, veidojas nevis pašas borskābes sāļi - borāti (satur anjonu BO33−), bet gan tetraborāti, piemēram:

Bor- pusvadītāju, diagonālā līdzība ar silīciju:

1) Abi ir ugunsizturīgi, cieti, pusvadītāji. B - pelēks-melns, Si- pelēks.

I1(B)=8,298 eV; I1(Si)=8,151 eV. Abi nav pakļauti katjonu veidošanai.

2) Abi ir ķīmiski inerti (lai gan bors joprojām šķīst karstās oksidējošās skābēs. Abi šķīst sārmos.

2B + KOH + 2H2O ® 2KBO2 + 3H2

Si + 2KOH + H2O®K2SiO3+ 2H2

3) Augstās temperatūrās tie reaģē ar metāliem, veidojot borīdus un silicīdus - Ca3B2; Mg2Si - ugunsizturīgus, elektriski vadošus savienojumus.

Bora skābekļa savienojumi. B2O3 - skābes oksīds (arī SiO2) - gan polimērs, gan stiklveida, tikai B2O3 veido plakanus tīklus, bet SiO2 - trīsdimensiju struktūras. Atšķirība starp tām ir tāda, ka bora oksīds ir viegli hidratēts, savukārt smiltis (SiO2), kā zināms, nav.

H3BO3- ortoborskābe.

H3BO3 «HBO2+H2O metaborskābe (100оС)

4HBO2 "H2B4O7 + H2Otetraborskābe (140 ° C) - vāja, abi Kd

H2B4O7 "2B2O3 + H2O ir praktiski vienādi - nē skābie sāļi

Ortoborskābe ir vāja, dažreiz tiek rakstīta tās disociācija

B(OH)3 + H2O «B(OH)4 + H+

Veido esterus ar spirtiem: H3BO3+3CH3OH®B(OCH3)3+3H2O

Īpašības. Bors ir zināms amorfā (brūnā) un kristāliskā (melnā) formā, st.p. 2300°C, b.p. 3700°C, p = 2,34 g/cm3. Bora kristāliskais režģis ir ļoti spēcīgs, kas izpaužas tā augstā cietībā, zemā entropijā un augstā kušanas temperatūrā. Bora pusvadītājs. Bora nemetālisms atbilst tā pozīcijai periodiskajā sistēmā - starp beriliju un oglekli un pa diagonāli blakus silīcijam. Tāpēc boram ir līdzības ne tikai ar alumīniju, bet arī ar silīciju. No viņa nostājas arī izriet, ka bora savienojumiem ar slāpekli pēc elektroniskās struktūras un īpašībām jābūt līdzīgiem ar oglekli.

2BH3(g) - B2H6(g);

delta G= - 126 kJ

3NaBH4+4BF3 ->2В2Н6 + 3NaBF4

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

DiborānsВ2Н6 - enerģisks reducētājs, gaisā spontāni aizdegas

B2H6 + 3O2 => B2O3 + ZH2O

Tas mijiedarbojas ar ūdeni, izdalot ūdeņradi;

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

Ētera vidē B2H6 reaģē ar litija hidrīdu, veidojot borhidrīds

B2H6+2LiH => 2LiBH4

Biežāk nekā Li izmanto Na, kas iegūts reakcijā -

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

B2O3 + ZS => 2B + ZSO

2B2O3+P4O10 => 4BPO4

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

H3BO3 neitralizācija neveidojas ortoborāti , kas satur jonu (BO3) 3-, un tiek iegūti tetraborāti, citu polimēru metaborāti vai sāļi borskābes:

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

Bora oksīds B2O3 - borskābes anhidrīds, bezkrāsaina, diezgan ugunsizturīga stiklveida vai kristāliska viela ar rūgtu garšu, dielektriska.

Stiklainajam bora oksīdam ir slāņaina struktūra (attālums starp slāņiem ir 0,185 nm), slāņos bora atomi atrodas vienādmalu trīsstūros BO3 iekšpusē (d B-O = 0,145 nm). Šī modifikācija kūst 325-450 °C temperatūras diapazonā un tai ir augsta cietība. To iegūst, karsējot boru gaisā 700 °C temperatūrā vai dehidrējot ortoborskābi. Kristālisks B2O3, ko iegūst, rūpīgi izvadot ūdeni no metaborskābes HBO2, pastāv divās modifikācijās - ar sešstūra kristāla režģi 400 ° C un 2200 MPa temperatūrā pārvēršas par monoklīnisku.

Rūpniecībā boraks tiek iegūts no dabīgiem borātiem, sapludinot ar sodu . Kad dabiskos bora minerālus apstrādā ar sērskābi, borskābe . No borskābes H3BO3 kalcinējot iegūst oksīdu B2O3 un pēc tam to vai boraksu reducē. aktīvie metāli(magnija vai nātrija) līdz brīvam boram:

B2O3 + 3Mg = 3MgO + 2B,

2Na2B4O7 + 3Na = B + 7NaBO2.

Šajā gadījumā pelēka pulvera veidā, amorfais bors. Augstas tīrības pakāpes kristālisko boru var iegūt pārkristalizējot, bet rūpniecībā to biežāk iegūst, elektrolīzes ceļā izkausējot fluorborātus vai termiski sadalot BBr3 bora bromīda tvaikus uz tantala stieples, kas uzkarsēta līdz 1000-1500 °C ūdeņraža klātbūtnē:

2BBr3 + 3H2 = 2B + 6HBr

Ir iespējams arī izmantot bora krekingu:

B4H10 = 4B + 5H2.

Borskābe(ortoborskābe) - vāja skābe, kurai ir ķīmiskā formula H3BO3. Bezkrāsaina kristāliska viela pārslu veidā, bez smaržas, ir ar slāņainu triklīnisko režģi, kurā skābes molekulas ir savienotas ar ūdeņraža saitēm plakanos slāņos, slāņi ir savstarpēji savienoti ar starpmolekulārām saitēm (d = 0,318 nm).

Metaborskābe(HBO2) ir arī bezkrāsains kristāls. Tas pastāv trīs modifikācijās - visstabilākā γ-HBO2 ar kubisko režģi, β-HBO2 ar monoklinisko režģi un α-HBO2 ar rombveida režģi.

Sildot ortoborskābe zaudē ūdeni un vispirms pārvēršas metaborskābē, pēc tam tetraborskābē H2B4O7. Tālāk karsējot, tas dehidrē līdz boranhidrīdam.

Borskābei piemīt ļoti vājas skābes īpašības.. Tas salīdzinoši nedaudz šķīst ūdenī. Tā skābās īpašības ir saistītas nevis ar H + protona izvadīšanu, bet gan ar hidroksilanjona pievienošanu:

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

To no sāļu šķīdumiem viegli izspiež lielākā daļa citu skābju. Tās sāļus, ko sauc par borātiem, parasti ražo no dažādām poliborskābēm, visbiežāk no tetraborskābes H2B4O7, kas ir daudz spēcīgāka skābe nekā ortoborskābe. B(OH)3 uzrāda ļoti vājas amfoteritātes pazīmes, veidojot zemi stabilu bora hidrosulfātu B(HSO4)3.

Ortoborskābi neitralizējot ar sārmiem ūdens šķīdumos, ortoborāti, kas satur (BO3)3– jonu, neveidojas, jo pārāk zemās [B(OH)4]– veidošanās konstantes dēļ ortoborāti gandrīz pilnībā hidrolizējas. Šķīdumā veidojas citu poliborskābju tetraborāti, metaborāti vai sāļi:

Ar sārmu pārpalikumu tos var pārvērst metaborātos:

Meta- un tetraborāti tiek hidrolizēti, bet mazākā mērā (reakcijas ir pretējas norādītajām).

Paskābinātos borātu ūdens šķīdumos tiek izveidoti šādi līdzsvari:

Visizplatītākais borskābes sāls ir nātrija tetraborāta dekahidrāts Na2B4O7 10H2O (tehniskais nosaukums – boraks).

Karsējot, borskābe izšķīdina metālu oksīdus, veidojot sāļus.

Ar spirtiem koncentrētas sērskābes klātbūtnē veidojas esteri:

Bora metilētera B(OCH3)3 veidošanās ir kvalitatīva reakcija uz H3BO3 un borskābju sāļiem, aizdedzinot, metilbora ēteris deg ar skaistu spilgti zaļu liesmu.

Borsilikāta stikls- parastā sastāva stikls, kurā sārmainās sastāvdaļas izejvielās ir aizstātas ar bora oksīdu (B2O3). Tādējādi tiek panākta paaugstināta ķīmiskā izturība un zems termiskās izplešanās koeficients - līdz 3,3 10-6 pie 20 °C labākajiem paraugiem. Borsilikāta stiklam tas ir ļoti mazs, tikai kvarca stiklam tas ir mazāks (gandrīz 10 reizes). Tas novērš stikla plaisāšanu pēkšņu temperatūras izmaiņu laikā. Tas ir saistīts ar tā izmantošanu kā ugunskuru un citos gadījumos, kad nepieciešama termiskā stabilitāte.

Lietošana Ikdienā trauku ražošanai atklātai ugunij, tējkannu. To izmanto kā materiālu laboratorijas stikla traukiem, kā arī ķīmiskajā rūpniecībā un citās nozarēs, piemēram, kā siltummaiņa materiālu termoelektrostacijām. Izmanto arī lētu ģitāras slaidu izgatavošanai. Tāpat no borsilikāta stikla var izgatavot pipetes ICSI, blastomēru biopsijai, kas tiek veikta pirmsimplantācijas ģenētiskajai diagnostikai, izmantojot biopsijas šūnas kā ģenētisko materiālu. Ir pieejamas 3 pipetes ar iekšējo diametru no 4 µm līdz 7,5 µm. Pipete ir 60 līdz 75 mm gara, un tās slīpuma leņķis ir 30°. Pipetes ir paredzētas vienreizējai lietošanai.

IVA apakšgrupas elementu vispārīgie raksturojumi. Atomu uzbūve. Oksidācijas pakāpes. Izplatība un atrašanas formas dabā. Oglekļa allotropās modifikācijas. Fizikālās un ķīmiskās īpašības. Melnā grafīta šķirnes: kokss, kokogles, sodrēji.

IVA grupas elementu vispārīgie raksturojumi IV grupas galvenās apakšgrupas elementi ietver C, Si, Ge, Sn, Pv. Ārējā valences līmeņa elektroniskā formula ir nS2np2, tas ir, tiem ir 4 valences elektroni un tie ir p elementi, tāpēc tie atrodas IV grupas galvenajā apakšgrupā. ││││ │↓│ np nS Atoma pamata stāvoklī divi elektroni ir savienoti pārī un divi ir nesapāroti. Oglekļa tālākajā elektronu apvalkā ir 2 elektroni, silīcijā ir 8, bet Ge, Sn, Pv katrā ir 18 elektroni. Tāpēc Ge, Sn, Pv ir apvienoti germānija apakšgrupā (tie ir pilnīgi elektroniski analogi). Šajā p-elementu apakšgrupā, kā arī citās p-elementu apakšgrupās elementu atomu īpašības periodiski mainās.

Tādējādi apakšgrupā no augšas uz leju palielinās atoma rādiuss, līdz ar to samazinās jonizācijas enerģija, līdz ar to palielinās spēja ziedot elektronus, un strauji samazinās tendence ārējo elektronu apvalku pabeigt līdz oktetam, tāpēc no C līdz Pb, reducējošās īpašības un metāliskās īpašības palielinās, un nemetāliskās īpašības samazinās. Ogleklis un silīcijs ir tipiski nemetāli, Ge jau ir metāliskas īpašības un pēc izskata izskatās pēc metāla, lai gan tas ir pusvadītājs. Alvas gadījumā jau dominē metāliskas īpašības, un svins ir tipisks metāls. Ja ir 4 valences elektroni, atomi to savienojumos var uzrādīt oksidācijas pakāpi no minimālā (-4) līdz maksimālajam (+4), un tiem raksturīgs pat S.O.: -4, 0, +2, +4; S.O. = -4 ir raksturīgs C un Si ar metāliem. Attiecību raksturs ar citiem elementiem. Ogleklis veido tikai kovalentās saites, silīcijs arī pārsvarā veido kovalentās saites. Alvai un svinam, īpaši S.O. = +2, saites jonu raksturs ir raksturīgāks (piemēram, Рв(NO3)2). Kovalenci nosaka atoma valences struktūra. Oglekļa atomam ir 4 valences orbitāles un maksimālā kovalence ir 4. Pārējiem elementiem kovalence var būt lielāka par četrām, jo ​​pastāv valences d-apakšlīmenis (piemēram, H2). Hibridizācija. Hibridizācijas veidu nosaka valences orbitāļu veids un skaits. Ogleklim ir tikai S- un p-valences orbitāles, tāpēc var būt Sp (karabīns, CO2, CS2), Sp2 (grafīts, benzols, COCl2), Sp3 hibridizācija (CH4, dimants, CCl4). Silīcijam raksturīgākā Sp3 hibridizācija ir (SiO2, SiCl4), bet tai ir valences d-apakšlīmenis, tāpēc ir arī Sp3d2 hibridizācija, piemēram, H2. PSE IV grupa ir D.I.Mendeļejeva tabulas vidusdaļa. Šeit tas ir skaidri redzams pēkšņas pārmaiņasīpašības no nemetāliem līdz metāliem. Atsevišķi aplūkosim oglekli, tad silīciju, tad germānija apakšgrupas elementus.

Atom(no grieķu atomos - nedalāms) - viena kodola, nedalāma ķīmiskā elementa daļiņa, vielas īpašību nesējs. Vielas sastāv no atomiem. Pats atoms sastāv no pozitīvi lādēta kodola un negatīvi lādēta elektronu mākoņa. Kopumā atoms ir elektriski neitrāls. Atoma izmēru pilnībā nosaka tā elektronu mākoņa lielums, jo kodola izmērs ir niecīgs salīdzinājumā ar elektronu mākoņa izmēru. Kodols sastāv no Z pozitīvi lādētiem protoniem (protonu lādiņš atbilst +1 patvaļīgās vienībās) un N neitroniem, kas nenes lādiņu (protonus un neitronus sauc par nukleoniem). Tādējādi kodola lādiņu nosaka tikai protonu skaits un tas ir vienāds ar elementa kārtas numuru periodiskajā tabulā. Kodola pozitīvo lādiņu kompensē negatīvi lādēti elektroni (elektronu lādiņš -1 patvaļīgās vienībās), kas veido elektronu mākoni. Elektronu skaits ir vienāds ar protonu skaitu. Protonu un neitronu masas ir vienādas (attiecīgi 1 un 1 amu). Atoma masu nosaka tā kodola masa, jo elektrona masa ir aptuveni 1850 reižu mazāka par protona un neitrona masu, un to reti ņem vērā aprēķinos. Neitronu skaitu var atrast pēc starpības starp atoma masu un protonu skaitu (N=A-Z). Jebkura ķīmiskā elementa atomu tipu ar kodolu, kas sastāv no stingri noteikta skaita protonu (Z) un neitronu (N), sauc par nuklīdu.

Tā kā gandrīz visa masa ir koncentrēta atoma kodolā, bet tās izmēri ir niecīgi, salīdzinot ar kopējo atoma tilpumu, kodols nosacīti tiek pieņemts kā materiāls punkts, kas atrodas atoma centrā, un pats atoms ir Uzskata par elektronu sistēmu. Ķīmiskajā reakcijā atoma kodols netiek ietekmēts (izņemot kodolreakcijas), kā arī iekšējie elektroniskie līmeņi, un ir iesaistīti tikai ārējā elektronu apvalka elektroni. Šī iemesla dēļ ir jāzina elektronu īpašības un atomu elektronu apvalku veidošanās noteikumi.

Oksidācijas pakāpe(oksidācijas skaitlis, formālais lādiņš) - papildu nosacījuma vērtība oksidācijas, reducēšanas un redoksreakciju procesu reģistrēšanai. Tas norāda molekulas atsevišķa atoma oksidācijas stāvokli un ir tikai ērta elektronu pārneses uzskaites metode: tas nav patiesais atoma lādiņš molekulā (sk. #Konvencija).

Idejas par elementu oksidācijas pakāpi ir pamatā un tiek izmantotas klasifikācijā ķīmiskās vielas, aprakstot to īpašības, formulējot savienojumus un to starptautiskos nosaukumus (nomenklatūru). Bet īpaši plaši to izmanto redoksreakciju pētījumos.

Valences jēdziena vietā neorganiskajā ķīmijā bieži tiek lietots oksidācijas stāvokļa jēdziens.

Atoma oksidācijas pakāpe ir vienāda ar skaitlisko vērtību elektriskais lādiņš tiek piešķirts atomam, pieņemot, ka savienojošie elektronu pāri ir pilnībā novirzīti uz vairāk elektronnegatīviem atomiem (tas ir, pamatojoties uz pieņēmumu, ka savienojums sastāv tikai no joniem).

Oksidācijas stāvoklis atbilst elektronu skaitam, kas jāpievieno pozitīvajam jonam, lai to reduktu par neitrālu atomu, vai jāņem no negatīvā jona, lai to oksidētu par neitrālu atomu:

Al3+ + 3e− → Al

S2− → S + 2e− (S2− − 2e− → S)

Ogleklis- viela ar visvairāk [avots nav norādīts 1528 dienas] liels skaits allotropās modifikācijas (vairāk nekā 8 jau ir atklātas).

Oglekļa allotropās modifikācijas to īpašības krasi atšķiras viena no otras — no mīksta līdz cietai, necaurspīdīga līdz caurspīdīgai, abrazīva līdz eļļošanai, no lētas līdz dārgai. Šie alotropi ietver oglekļa amorfos allotropus (ogles, kvēpus), nanoputas, kristāliskos allotropus - nanocaurules, dimantus, fullerēnus, grafītu, lonsdaleītu un kerafītu.

Oglekļa alotropu klasifikācija pēc ķīmiskās saites rakstura starp atomiem:

Dimants (kubs)

Lonsdaleite (sešstūrains dimants)

Fullerēni (C20+)

Nanocaurules

Nanošķiedras

Astralens

stiklveida ogleklis

Kolosālas nanocaurules

Jauktas sp3/sp2 veidnes:

amorfs ogleklis

Oglekļa nanonieres

Oglekļa nanoputas

Citas formas: C1 - C2 - C3 - C8

Ogleklis (ķīmiskais simbols- C, lat. Carboneum) - četrpadsmitās grupas ķīmiskais elements (saskaņā ar novecojušo klasifikāciju - ceturtās galvenās apakšgrupas

grupa), ķīmisko elementu periodiskās sistēmas 2. periods. sērijas numurs 6, atomu masa - 12,0107.

Fizikālās īpašības.

Ogleklis pastāv daudzās allotropās modifikācijās ar ļoti dažādām fizikālās īpašības. Modifikāciju daudzveidība ir saistīta ar oglekļa spēju veidoties ķīmiskās saites dažāda veida.

Sekojošie elementu oksīdi ir amfotēriski vairākums apakšgrupas: BeO, A1 2 O 3, Ga 2 O 3, GeO 2, SnO, SnO 2, PbO, Sb 2 O 3, PoO 2. Amfoteriskie hidroksīdi ir šādi elementu hidroksīdi vairākums apakšgrupas: 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.

Vienas apakšgrupas elementu oksīdu un hidroksīdu pamatdaba palielinās, palielinoties elementa atomu skaitam (salīdzinot elementu oksīdus un hidroksīdus vienā oksidācijas pakāpē). Piemēram, N 2 O 3, P 2 O 3, Tā kā 2 O 3 ir skābie oksīdi, Sb 2 O 3 ir amfoterisks oksīds, Bi 2 O 3 ir bāzisks oksīds.

Apskatīsim hidroksīdu amfoteriskās īpašības, izmantojot berilija un alumīnija savienojumu piemēru.

Alumīnija hidroksīdam piemīt amfoteriskas īpašības, tas reaģē gan ar bāzēm, gan skābēm un veido divas sāļu sērijas:

1) kurā elements A1 ir katjona formā;

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

Šajā reakcijā A1(OH) 3 darbojas kā bāze, veidojot sāli, kurā alumīnijs ir A1 3+ katjons;

2) kurā elements A1 ir daļa no anjona (aluminātiem).

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

Šajā reakcijā A1(OH)3 darbojas kā skābe, veidojot sāli, kurā alumīnijs ir daļa no AlO 2 – anjona.

Izšķīdušo aluminātu formulas ir uzrakstītas vienkāršotā veidā, atsaucoties uz produktu, kas veidojas sāls dehidratācijas laikā.

Ķīmiskajā literatūrā var atrast dažādas formulas savienojumiem, kas veidojas, alumīnija hidroksīdu šķīdinot sārmā: NaA1O 2 (nātrija metaalumināts), Na tetrahidroksoalumināta nātrijs. Šīs formulas nav pretrunā viena otrai, jo to atšķirība ir saistīta ar dažādu šo savienojumu hidratācijas pakāpi: NaA1O 2 2H 2 O ir atšķirīgs Na ieraksts. Kad A1 (OH) 3 tiek izšķīdināts sārma pārpalikumā, veidojas nātrija tetrahidroksoalumināts:

A1 (OH) 3 + NaOH \u003d Na.

Reaģentu saķepināšanas laikā veidojas nātrija metaalumināts:

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

Tādējādi var teikt, ka ūdens šķīdumos vienlaikus ir tādi joni kā [A1 (OH) 4] - vai [A1 (OH) 4 (H 2 O) 2] - (gadījumam, kad reakcijas vienādojums tiek sastādīts, ņemot ņem vērā hidrātu apvalkus), un apzīmējums A1O 2 ir vienkāršots.

Sakarā ar spēju reaģēt ar sārmiem, alumīnija hidroksīdu parasti neiegūst, iedarbojoties ar sārmu uz alumīnija sāļu šķīdumiem, bet tiek izmantots amonjaka šķīdums:

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

Starp otrā perioda elementu hidroksīdiem berilija hidroksīdam piemīt amfoteriskas īpašības (pats berilija diagonāli līdzinās alumīnijam).

Ar skābēm:

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

Ar bāzēm:

Esi (OH) 2 + 2NaOH \u003d Na 2 (nātrija tetrahidroksoberilāts).

Vienkāršotā veidā (ja mēs attēlojam Be (OH) 2 kā skābi H 2 BeO 2)

Esi (OH) 2 + 2NaOH (koncentrēts karsts) \u003d Na 2 BeO 2 + 2H 2 O.

berilāts Na

Sekundāro apakšgrupu elementu hidroksīdiem, kas atbilst augstākajiem oksidācijas pakāpēm, visbiežāk ir skābas īpašības: piemēram, Mn 2 O 7 - HMnO 4; CrO 3 - H 2 CrO 4. Zemākiem oksīdiem un hidroksīdiem raksturīgs galveno īpašību pārsvars: CrO - Cr (OH) 2; MnO - Mn (OH) 2; FeO — Fe (OH) 2. Starpproduktu savienojumiem, kas atbilst oksidācijas pakāpēm +3 un +4, bieži ir amfoteriskas īpašības: Cr 2 O 3 - Cr (OH) 3; Fe 2 O 3 — Fe (OH) 3. Mēs ilustrējam šo modeli, izmantojot hroma savienojumu piemēru (9. tabula).

9. tabula. Oksīdu un tiem atbilstošo hidroksīdu rakstura atkarība no elementa oksidācijas pakāpes

Mijiedarbība ar skābēm izraisa sāls veidošanos, kurā elements hroms ir katjona formā:

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

Cr(III) sulfāts

Reakcija ar bāzēm izraisa sāls veidošanos kuras elements hroms ir daļa no anjona:

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

heksahidroksohromāts(III) Na

Cinka oksīds un hidroksīds ZnO, Zn(OH) 2 parasti ir amfotēriski savienojumi, Zn(OH) 2 viegli šķīst skābju un sārmu šķīdumos.

Mijiedarbība ar skābēm izraisa sāls veidošanos, kurā elements cinks ir katjona formā:

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

Mijiedarbība ar bāzēm izraisa sāls veidošanos, kurā cinka elements atrodas anjonā. Mijiedarbojoties ar sārmiem risinājumos veidojas tetrahidroksozinkāti, kad saplūst- cinkāti:

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

Vai kausēšanas laikā:

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

Cinka hidroksīdu iegūst līdzīgi kā alumīnija hidroksīdu.

No grieķu valodas vārds "amfoteros" tiek tulkots kā "viens un otrs". Amfoteriskums ir vielas skābes-bāzes īpašību dualitāte. Hidroksīdus sauc par amfotēriem, kuriem atkarībā no apstākļiem var būt gan skābas, gan bāzes īpašības.

Amfoteriskā hidroksīda piemērs ir cinka hidroksīds. Šī hidroksīda formula tā pamata formā ir Zn(OH)2. Bet jūs varat rakstīt cinka hidroksīda formulu skābes formā, pirmajā vietā liekot ūdeņraža atomus, kā neorganisko skābju formulās: H2ZnO2 (1. att.). Tad ZnO22- būs skābs atlikums ar lādiņu 2-.

Rīsi. 1. Cinka hidroksīda formulas

Amfoteriskā hidroksīda iezīme ir tā, ka tā stiprums nedaudz atšķiras O-N savienojumi un Zn-O. Līdz ar to īpašību dualitāte. Reakcijās ar skābēm, kas ir gatavas nodot ūdeņraža katjonus, cinka hidroksīdam ir izdevīgi saraut Zn-O saiti, ziedojot OH grupu un darbojoties kā bāze. Šādu reakciju rezultātā veidojas sāļi, kuros cinks ir katjons, tāpēc tos sauc par katjona tipa sāļiem:

Zn(OH)2 + 2HCl = ZnCl2 + 2H2O (bāze)

Reakcijās ar sārmiem cinka hidroksīds darbojas kā skābe, izdalot ūdeņradi. Šajā gadījumā veidojas anjonu tipa sāļi (cinks ir daļa no skābes atlikuma - cinkāta anjona). Piemēram, kad cinka hidroksīds tiek sakausēts ar cietu nātrija hidroksīdu, veidojas Na2ZnO2 - vidējais anjona tipa nātrija cinkāta sāls:

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

Mijiedarbojoties ar sārmu šķīdumiem, amfoteriskie hidroksīdi veido šķīstošos kompleksos sāļus. Piemēram, cinka hidroksīdam reaģējot ar nātrija hidroksīda šķīdumu, veidojas nātrija tetrahidroksozinkāts:

Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2

2- ir komplekss anjons, kas parasti ir ievietots kvadrātiekavās.

Tādējādi cinka hidroksīda amfoteriskums ir saistīts ar iespēju, ka ūdens šķīdumā var būt cinka joni gan katjonu, gan anjonu sastāvā. Šo jonu sastāvs ir atkarīgs no barotnes skābuma. ZnO22- anjoni ir stabili sārmainā vidē, un Zn2+ katjoni ir stabili skābā vidē.

Amfoteriskie hidroksīdi ir ūdenī nešķīstošas ​​vielas, un, karsējot, tās sadalās metāla oksīdā un ūdenī:

Zn(OH)2 = ZnO + H2O

2Fe(OH)3 = Fe2O3 + 3H2O

2Al(OH)3 = Al2O3 + 3H2O

Metāla oksidācijas pakāpei hidroksīdā un oksīdā jābūt vienādai.

Amfoteriskie hidroksīdi ir ūdenī nešķīstoši savienojumi, tāpēc tos var iegūt apmaiņas reakcijā starp pārejas metāla sāls šķīdumu un sārmu. Piemēram, alumīnija hidroksīds veidojas, mijiedarbojoties alumīnija hlorīda un nātrija hidroksīda šķīdumiem:

AlCl3 + 3NaOH = Al(OH)3↓ + 3NaCl

Šos šķīdumus notecinot, veidojas baltas želejveida alumīnija hidroksīda nogulsnes (2. att.).

Bet tajā pašā laikā nevar pieļaut sārmu pārpalikumu, jo amfoteriskie hidroksīdi izšķīst sārmos. Tāpēc sārmu vietā labāk izmantot amonjaka ūdens šķīdumu. Tā ir vāja bāze, kurā alumīnija hidroksīds nešķīst. Alumīnija hlorīdam reaģējot ar amonjaka ūdens šķīdumu, veidojas alumīnija hidroksīds un amonija hlorīds:

AlCl3+ 3NH3. H2O = Al(OH)3↓ + 3NH4Cl

Rīsi. 2. Alumīnija hidroksīda izgulsnēšana

Amfoteros hidroksīdus veido pārejas ķīmiskie elementi, un tiem ir divējādas īpašības, tas ir, tie ir gan skābe, gan bāze. Mēs iegūstam un apstiprinām alumīnija hidroksīda amfoterisko dabu.

Mēģenē iegūstam alumīnija hidroksīda nogulsnes. Lai to izdarītu, alumīnija sulfāta šķīdumam pievieno nelielu daudzumu sārma šķīduma (nātrija hidroksīda), līdz parādās nogulsnes (1. att.). Lūdzu, ņemiet vērā: šajā posmā sārmam nevajadzētu būt pārmērīgam. Iegūtās baltas nogulsnes ir alumīnija hidroksīds:

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

Nākamajam eksperimentam mēs sadalīsim iegūtās nogulsnes divās daļās. Lai pierādītu, ka alumīnija hidroksīdam piemīt skābes īpašības, tas jāreaģē ar sārmu. Un otrādi, lai pierādītu alumīnija hidroksīda pamatīpašības, sajauc to ar skābi. Vienā mēģenē ar alumīnija hidroksīda nogulsnēm pievieno sārma-nātrija hidroksīda šķīdumu (šoreiz tiek ņemts sārmu pārpalikums). Nogulsnes izšķīst. Reakcijas rezultātā veidojas komplekss sāls - nātrija hidroksoalumināts:

Al(OH)3 + NaOH = Na

Otrajā mēģenē ar nogulsnēm ielej sālsskābes šķīdumu. Arī nogulsnes izšķīst. Tas nozīmē, ka alumīnija hidroksīds reaģē ne tikai ar sārmu, bet arī ar skābi, tas ir, tam piemīt amfoteriskas īpašības. Šajā gadījumā notiek apmaiņas reakcija, veidojas alumīnija hlorīds un ūdens:

Pieredze Nr. 3. Nātrija tetrahidroksoalumināta šķīduma mijiedarbība ar sālsskābe un oglekļa dioksīds

Nātrija hidroksoalumināta šķīdumam pa pilienam pievienosim atšķaidītu sālsskābes šķīdumu. Mēs novērojam alumīnija hidroksīda nogulsnēšanos un sekojošu izšķīšanu:

Na + HCl = Al(OH)3¯ + NaCl + H2O

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

Nātrija tetrahidroksoalumināts ir nestabils un sadalās skābā vidē. Redzēsim, vai vāja ogļskābe iznīcina kompleksu.

Mēs izlaidīsim oglekļa dioksīdu caur nātrija tetrahidroksoalumināta šķīdumu. Oglekļa dioksīdu savukārt iegūst marmora un sālsskābes reakcijā. Pēc kāda laika veidojas ūdenī nešķīstoša alumīnija hidroksīda suspensija, kas nepazūd, tālāk izejot oglekļa dioksīdam.

Na + CO2= Al(OH)3¯ + NaHCO3

Tas nozīmē, ka oglekļa dioksīda pārpalikums neizšķīdina alumīnija hidroksīdu.

Avoti

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

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

prezentācijas avots - http://ppt4web.ru/khimija/amfoternye-oksidy-i-gidroksidy.html

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

Tēma: Galvenās savienojumu klases, to īpašības un tipiskās reakcijas

Nodarbība: Amfoteriskie hidroksīdi

No grieķu valodas vārds "amfoteros" tiek tulkots kā "viens un otrs". Amfoteriskums ir vielas skābes-bāzes īpašību dualitāte. Hidroksīdus sauc par amfotēriem, kuriem atkarībā no apstākļiem var būt gan skābas, gan bāzes īpašības.

Amfoteriskā hidroksīda piemērs ir cinka hidroksīds. Šī hidroksīda formula tā pamata formā ir Zn(OH) 2 . Bet jūs varat rakstīt cinka hidroksīda formulu skābes formā, pirmajā vietā liekot ūdeņraža atomus, kā neorganisko skābju formulās: H 2 ZnO 2 (1. att.). Tad ZnO 2 2- būs skābes atlikums ar lādiņu 2-.

Rīsi. 1. Cinka hidroksīda formulas

Amfoteriskā hidroksīda iezīme ir tāda, ka tas maz atšķiras pēc O-H un Zn-O saišu stipruma. Līdz ar to īpašību dualitāte. Reakcijās ar skābēm, kas ir gatavas nodot ūdeņraža katjonus, cinka hidroksīdam ir izdevīgi saraut Zn-O saiti, ziedojot OH grupu un darbojoties kā bāze. Šādu reakciju rezultātā veidojas sāļi, kuros cinks ir katjons, tāpēc tos sauc par katjona tipa sāļiem:

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

(bāze)

Reakcijās ar sārmiem cinka hidroksīds darbojas kā skābe, izdalot ūdeņradi. Šajā gadījumā veidojas anjonu tipa sāļi (cinks ir daļa no skābes atlikuma - cinkāta anjona). Piemēram, cinka hidroksīdu sakausējot ar cietu nātrija hidroksīdu, veidojas Na 2 ZnO 2 - vidējais anjona tipa nātrija cinkāta sāls:

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

(skābe)

Mijiedarbojoties ar sārmu šķīdumiem, amfoteriskie hidroksīdi veido šķīstošos kompleksos sāļus. Piemēram, cinka hidroksīdam reaģējot ar nātrija hidroksīda šķīdumu, veidojas nātrija tetrahidroksozinkāts:

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

2- ir komplekss anjons, kas parasti ir ievietots kvadrātiekavās.

Tādējādi cinka hidroksīda amfoteriskums ir saistīts ar iespēju, ka ūdens šķīdumā var būt cinka joni gan katjonu, gan anjonu sastāvā. Šo jonu sastāvs ir atkarīgs no barotnes skābuma. ZnO 2 2- anjoni ir stabili sārmainā vidē, un Zn 2+ katjoni ir stabili skābā vidē.

Amfoteriskie hidroksīdi ir ūdenī nešķīstošas ​​vielas, un, karsējot, tās sadalās metāla oksīdā un ūdenī:

Zn(OH)2 = ZnO + H2O

2Fe(OH)3 = Fe2O3 + 3H2O

2Al(OH)3 \u003d Al2O3 + 3H2O

Metāla oksidācijas pakāpei hidroksīdā un oksīdā jābūt vienādai.

Amfoteriskie hidroksīdi ir ūdenī nešķīstoši savienojumi, tāpēc tos var iegūt apmaiņas reakcijā starp pārejas metāla sāls šķīdumu un sārmu. Piemēram, alumīnija hidroksīds veidojas, mijiedarbojoties alumīnija hlorīda un nātrija hidroksīda šķīdumiem:

AlCl 3 + 3NaOH = Al(OH) 3 ↓ + 3NaCl

Šos šķīdumus notecinot, veidojas baltas želejveida alumīnija hidroksīda nogulsnes (2. att.).

Bet tajā pašā laikā nevar pieļaut sārmu pārpalikumu, jo amfoteriskie hidroksīdi izšķīst sārmos. Tāpēc sārmu vietā labāk izmantot amonjaka ūdens šķīdumu. Tā ir vāja bāze, kurā alumīnija hidroksīds nešķīst. Alumīnija hlorīdam reaģējot ar amonjaka ūdens šķīdumu, veidojas alumīnija hidroksīds un amonija hlorīds:

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

Rīsi. 2. Alumīnija hidroksīda izgulsnēšana

Bibliogrāfija

1. Novošinskis I. I., Novošinskaja N. S. Ķīmija. Mācību grāmata 10. klasei vispārīgi. inst. profila līmenis. - M .: SIA "TID "Krievu vārds - RS", 2008. (§ 54)
2. Kuzņecova N. E., Litvinova T. N., Levkin A. N. Ķīmija: 11. klase: mācību grāmata skolēniem kopumā. inst. ( profila līmenis): 2 stundās. 2. daļa. M .: Ventana-Graf, 2008. (110.-111. lpp.)
3. Radetskis A.M. Ķīmija. Didaktiskais materiāls. 10-11 klases. - M.: Izglītība, 2011.
4. Khomčenko I. D. Ķīmijas problēmu un vingrinājumu kolekcija vidusskola. - M.: RIA "Jaunais vilnis": Izdevējs Umerenkov, 2008.