Amfoteru hidroksīdu mijiedarbība ar sārmiem. Amfotero hidroksīdu īpašības

Pirms runāt par ķīmiskās īpašības bāzes un amfoteriskie hidroksīdi, skaidri definēsim, kas tas ir?

1) Bāzes jeb bāziskie hidroksīdi ietver metālu hidroksīdus oksidācijas stāvoklī +1 vai +2, t.i. kuru formulas raksta vai nu kā MeOH, vai kā Me(OH) 2 . Tomēr ir izņēmumi. Tātad hidroksīdi Zn (OH) 2, Be (OH) 2, Pb (OH) 2, Sn (OH) 2 nepieder pie bāzēm.

2) Pie amfoteriskajiem hidroksīdiem pieder metālu hidroksīdi oksidācijas stāvoklī +3, +4 un izņēmuma kārtā hidroksīdi Zn (OH) 2, Be (OH) 2, Pb (OH) 2, Sn (OH) 2. Metālu hidroksīdi oksidācijas stāvoklī +4, in LIETOŠANAS uzdevumi nesanāk, tāpēc netiks izskatīts.

Bāžu ķīmiskās īpašības

Visas bāzes ir sadalītas:

Atcerieties, ka berilijs un magnijs nav sārmzemju metāli.

Sārmi ne tikai šķīst ūdenī, bet arī ļoti labi sadalās ūdens šķīdumos, savukārt nešķīstošām bāzēm ir zema disociācijas pakāpe.

Šī atšķirība šķīdībā un spējā atšķirties starp sārmiem un nešķīstošiem hidroksīdiem savukārt izraisa ievērojamas atšķirības to ķīmiskajās īpašībās. Tātad jo īpaši sārmi ir ķīmiski aktīvāki savienojumi un bieži vien spēj iesaistīties reakcijās, kurās nešķīstošās bāzes neiekļūst.

Bāžu reakcija ar skābēm

Sārmi reaģē ar absolūti visām skābēm, pat ļoti vājām un nešķīstošām. Piemēram:

Nešķīstošas ​​bāzes reaģē ar gandrīz visām šķīstošajām skābēm, nereaģē ar nešķīstošo silīcijskābi:

Jāņem vērā, ka gan stipras, gan vājas bāzes ar vispārējā formula suga Me (OH) 2 var veidot bāziskus sāļus ar skābes trūkumu, piemēram:

Mijiedarbība ar skābju oksīdiem

Sārmi reaģē ar visiem skābajiem oksīdiem, veidojot sāļus un bieži vien ūdeni:

Nešķīstošās bāzes spēj reaģēt ar visiem augstākajiem skābju oksīdiem, kas atbilst stabilām skābēm, piemēram, P 2 O 5, SO 3, N 2 O 5, veidojot vidējus sāļus1:

Me (OH) 2 formas nešķīstošās bāzes reaģē ūdens klātbūtnē ar oglekļa dioksīdu tikai un vienīgi, veidojot bāzes sāļus. Piemēram:

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

Ar silīcija dioksīdu tā izcilās inerces dēļ reaģē tikai spēcīgākās bāzes, sārmi. Šajā gadījumā veidojas normāli sāļi. Reakcija nenotiek ar nešķīstošām bāzēm. Piemēram:

Bāžu mijiedarbība ar amfoteriskajiem oksīdiem un hidroksīdiem

Visi sārmi reaģē ar amfoteriskajiem oksīdiem un hidroksīdiem. Ja reakciju veic, sakausējot amfotērisku oksīdu vai hidroksīdu ar cietu sārmu, šāda reakcija izraisa ūdeņradi nesaturošu sāļu veidošanos:

Ja izmanto sārmu ūdens šķīdumus, veidojas hidrokso kompleksie sāļi:

Alumīnija gadījumā, iedarbojoties ar pārmērīgu koncentrētu sārmu, Na sāls vietā veidojas Na 3 sāls:

Bāžu mijiedarbība ar sāļiem

Jebkura bāze reaģē ar jebkuru sāli tikai tad, ja vienlaikus tiek izpildīti divi nosacījumi:

1) izejvielu šķīdība;

2) nogulšņu vai gāzes klātbūtne starp reakcijas produktiem

Piemēram:

Bāžu termiskā stabilitāte

Visi sārmi, izņemot Ca(OH) 2, ir izturīgi pret karstumu un kūst bez sadalīšanās.

Visas nešķīstošās bāzes, kā arī nedaudz šķīstošais Ca (OH) 2 karsējot sadalās. Lielākā daļa karstums kalcija hidroksīda sadalīšanās - apmēram 1000 o C:

Nešķīstošajos hidroksīdos ir daudz vairāk zemas temperatūras sadalīšanās. Tā, piemēram, vara (II) hidroksīds sadalās jau temperatūrā virs 70 o C:

Amfotero hidroksīdu ķīmiskās īpašības

Amfotero hidroksīdu mijiedarbība ar skābēm

Amfoteriskie hidroksīdi reaģē ar stiprām skābēm:

Amfoteriskie metālu hidroksīdi +3 oksidācijas stāvoklī, t.i. Me (OH) 3 tips, nereaģē ar tādām skābēm kā H 2 S, H 2 SO 3 un H 2 CO 3, jo sāļi, kas varētu veidoties šādu reakciju rezultātā, ir pakļauti neatgriezeniskai hidrolīzei. oriģinālais amfoteriskais hidroksīds un atbilstošā skābe:

Amfoteru hidroksīdu mijiedarbība ar skābiem oksīdiem

Amfoteriskie hidroksīdi reaģē ar augstākiem oksīdiem, kas atbilst stabilām skābēm (SO 3, P 2 O 5, N 2 O 5):

Amfoteriskie metālu hidroksīdi +3 oksidācijas stāvoklī, t.i. tipa Me (OH) 3, nereaģē ar skābiem oksīdiem SO 2 un CO 2.

Amfotero hidroksīdu mijiedarbība ar bāzēm

No bāzēm amfoteriskie hidroksīdi reaģē tikai ar sārmiem. Tādā gadījumā, ja izmanto sārmu ūdens šķīdumu, veidojas hidroksokompleksu sāļi:

Un, ja amfoteros hidroksīdus sakausē ar cietiem sārmiem, tiek iegūti to bezūdens analogi:

Amfoteru hidroksīdu mijiedarbība ar bāziskajiem oksīdiem

Amfoteriskie hidroksīdi reaģē, kad tiek sakausēti ar sārmu un sārmzemju metālu oksīdiem:

Amfoterisko hidroksīdu termiskā sadalīšanās

Visi amfoteriskie hidroksīdi nešķīst ūdenī un, tāpat kā visi nešķīstošie hidroksīdi, karsējot sadalās līdz atbilstošajam oksīdam un ūdenim.

Ar grieķu valoda vārds "amfoteross" 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 katjonu 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. AT sārmaina vide ZnO22- anjoni ir stabili, 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. Kad alumīnija hlorīds reaģē ar ūdens šķīdums amonjaks veido alumīnija hidroksīdu un amonija hlorīdu:

AlCl3+ 3NH3. H2O = Al(OH)3↓ + 3NH4Cl

Rīsi. 2. Alumīnija hidroksīda izgulsnēšana

Amfoteriskie hidroksīdi veidojas pārejas ceļā ķīmiskie elementi un tiem piemīt divas 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 ne liels skaits sārma šķīdumu (nātrija hidroksīdu), līdz parādās nogulsnes (1. att.). Lūdzu, ņemiet vērā: šajā posmā sārmam nevajadzētu būt pārmērīgam. Iegūtās nogulsnes balta krāsa 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

amfotērisks sauc par tādiem hidroksīdiem, kuriem atkarībā no apstākļiem piemīt bāzu vai skābju īpašības.

Amfoteriskie hidroksīdi ietver:

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

un daži citi.

Amfoteriskie hidroksīdi reaģē:

a) ar skābēm

Piemēram:

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

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

b) ar skābiem oksīdiem,

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

Šajās reakcijās amfoteriskajiem hidroksīdiem piemīt bāzes īpašības .

iekšā) ar pamatojumu,

cietām vielām kūstot, veidojas sāļi.

Piemēram:

A1 (OH) 3 + NaOH tv. NaA1O2 + 2H2O,

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

Šajās reakcijās amfoteriskajiem hidroksīdiem piemīt skābju īpašības.

Reakcijās ar sārmu ūdens šķīdumiem veidojas attiecīgie kompleksie savienojumi.

Piemēram:

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

nātrija tetrahidroksoalumināts

Zn (OH) 2 + 2KOH šķīdums \u003d K 2

kālija tetrahidroksozinkāts

G) ar bāzes oksīdiem:

2Cr(OH)3 + K2O 2KCrO2 + 3H2O.

Šajā reakcijā amfoteriskais hidroksīds uzrāda skābas īpašības. Reakcija notiek reaģentu saplūšanas rezultātā.

Bāžu iegūšanas metodes

1. Izplatīta bāzu sagatavošanas metode ir šķīduma apmaiņas reakcijasāls ar sārma šķīdumu. Mijiedarbojoties, veidojas jauna bāze un jauns sāls.

Piemēram:

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

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

Ar šo metodi var iegūt gan nešķīstošas, gan šķīstošas ​​bāzes.

2. Sārmus var iegūt, sārmu un sārmzemju metālus reaģējot ar ūdeni..

Piemēram:

2Na + 2H2O \u003d 2NaOH + H2,

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

3. Sārmus var iegūt arī sārmu un sārmzemju metālu oksīdu mijiedarbībā ar ūdeni.

Piemēram:

Na2O + H2O \u003d 2NaOH,

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

4.Tehnikā sārmu iegūstsāls šķīdumu elektrolīze(piemēram, hlorīdi).

Piemēram:

2NaС1 + 2Н 2 О
2NaOH + H2 + C1 2.

Bāžu pielietošanas jomas

Nātrija un kālija hidroksīdus (NaOH un KOH) izmanto naftas produktu attīrīšanai, ziepju, viskozes, papīra ražošanai, izmanto tekstilrūpniecībā un ādas rūpniecībā uc Sārmi ir daļa no šķīdumiem virsmu ķīmiskai attaukošanai melno un dažu krāsaino metālu tīrīšana pirms aizsargpārklājumu un dekoratīvo pārklājumu uzklāšanas.

Kālija, kalcija, bārija hidroksīdus izmanto naftas rūpniecībā inhibētu urbšanas šķidrumu sagatavošanai, kas ļauj urbt nestabilu. klintis. Sārmu šķīdumu ievadīšana veidojumā veicina produktīvo veidojumu eļļas atgūšanas palielināšanos.

Dzelzs (III), kalcija un nātrija hidroksīdus izmanto kā reaģentus gāzu attīrīšanai no sērūdeņraža.

Hidratēts kaļķis Ca(OH) 2 tiek izmantots kā metālu korozijas inhibitors jūras ūdens iedarbībā, kā arī reaģents ūdens cietības noņemšanai un mazuta attīrīšanai, ko izmanto smēreļļu gatavošanā.

Alumīnija un dzelzs (III) hidroksīdus izmanto kā flokulantus ūdens attīrīšanai, kā arī urbšanas šķidrumu pagatavošanai.

Pamati - Tas ir ķīmiskais savienojums, kas spēj veidot kovalentu saiti ar protonu (Brēnsteda bāze) vai ar cita ķīmiska savienojuma brīvu orbitāli (Lūisa bāze)

Bāžu ķīmiskās īpašības

Bāžu iegūšanas metodes

1 . sāls ūdens šķīdumu elektrolīze aktīvie metāli:

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

Metālu sāļu elektrolīzes laikā, stāvot virknē spriegumu līdz alumīnijam, pie katoda tiek reducēts ūdens, izdalot gāzveida ūdeņraža un hidroksīda jonus. Metālu katjoni, kas veidojas sāls disociācijas laikā, veido bāzes ar iegūtajiem hidroksīda joniem.

2 . metālu mijiedarbība ar ūdeni: 2Na+2H2O=2NaOH+H22Na+2H2O=2NaOH+H2 Šī metode praktiski netiek pielietota ne laboratorijā, ne rūpniecībā.

3 . oksīdu mijiedarbība ar ūdeni: CaO+H2O=Ca(OH)2CaO+H2O=Ca(OH)2

4 . apmaiņas reakcijas(var iegūt gan šķīstošās, gan nešķīstošās bāzes): Ba(OH)2+K2SO4=2KOH+BaSO4↓Ba(OH)2+K2SO4=2KOH+BaSO4↓CuCl2+2NaOH=Cu(OH)2↓+2NaNO3

Amfoteriskie savienojumi -Šo vielas, kurām atkarībā no reakcijas apstākļiem piemīt skābas vai bāziskas īpašības.

Amfoteriskie hidroksīdi - ūdenī nešķīstošas ​​vielas, kuras karsējot sadalās metāla oksīdā un ūdenī:

Zn(OH)2 = ZnO + H2O

2Fe(OH)3 = Fe2O3 + 3H2O

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

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-.

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 katjonu tipa sāļiem:

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

Amfoteriskie oksīdi - sāli veidojošie oksīdi, kuriem atkarībā no apstākļiem piemīt bāziskas vai skābas īpašības (t.i., amfoteritāte). Veidojas no pārejas metāliem. Amfotērajos oksīdos esošajiem metāliem parasti ir oksidācijas pakāpe no III līdz IV, izņemot ZnO, BeO, SnO, PbO.

Amfoteriskie oksīdi tiem ir divējāda daba: tie var mijiedarboties ar skābēm un bāzēm (sārmiem):

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

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

Tipiski amfoteriskie oksīdi : H 2 O, BeO, Al 2 O 3 , Kr 2 O 3 , Fe 2 O 3 un utt.

9. Ķīmiskā termodinamika. Sistēmas jēdzieni, entropija, entalpija, ķīmiskās reakcijas termiskais efekts, Hesa ​​likums un tā sekas. Reakcijas endoterma un eksoterma, 1. un 2. termodinamikas likumi, Ķīmiskās reakcijas ātrums (ietekmējošie faktori), Van Hofa noteikums, Van Hofa vienādojums.

Ķīmiskā termodinamika - zinātne, kas pēta sistēmu un likumu stabilitātes nosacījumus.

Termodinamika - zinātne par makrosistēmām.

Termodinamiskā sistēma - makroskopiska apkārtējās pasaules daļa, kurā notiek dažādi fizikāli ķīmiski procesi.

izkliedēta sistēma sauc neviendabīgu sistēmu, kurā vienas fāzes mazās daļiņas ir vienmērīgi sadalītas citas fāzes tilpumā.

Entropija (No grieķu entropia) - pagrieziens, transformācija. Entropijas jēdziens pirmo reizi tika ieviests termodinamikā, lai noteiktu neatgriezeniskas enerģijas izkliedes mēru. Entropija tiek plaši izmantota citās zinātnes jomās: statistiskajā fizikā kā jebkura makroskopiskā stāvokļa īstenošanas varbūtības mērs; informācijas teorijā - jebkuras pieredzes (testa) nenoteiktības mērs, kam var būt dažādi rezultāti. Visām šīm entropijas interpretācijām ir dziļa iekšēja saikne.

Entalpija (termiskā funkcija, siltuma saturs) - termodinamiskais potenciāls, kas raksturo sistēmas stāvokli termodinamiskā līdzsvarā, kad spiediens, entropija un daļiņu skaits ir izvēlēti kā neatkarīgi mainīgie.

Vienkārši sakot, entalpija ir enerģija, kas ir pieejama, lai pārvērstu siltumā pie noteikta nemainīga spiediena.

Termiskos efektus parasti norāda termoķīmiskos vienādojumos ķīmiskās reakcijas, izmantojot sistēmas ΔН entalpijas (siltuma satura) vērtības.

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

Endotermiskām reakcijām ΔH > 0.

Ķīmiskās reakcijas termiskā iedarbība ir siltums, kas atbrīvots vai absorbēts noteiktam reaģentu daudzumam.

Reakcijas termiskais efekts ir atkarīgs no vielu stāvokļa.

Apsveriet termoķīmisko vienādojumu ūdeņraža reakcijai ar skābekli:

Šis ieraksts nozīmē, ka, 2 moliem ūdeņraža mijiedarbojoties ar 1 molu skābekļa, gāzveida stāvoklī veidojas 2 moli ūdens. Šajā gadījumā izdalās 483,6 (kJ) siltuma.

Hesa likums - Izobariski-izotermiskos vai izohoriski-izotermiskos apstākļos veiktas ķīmiskās reakcijas termiskais efekts ir atkarīgs tikai no sākotnējo vielu un reakcijas produktu veida un stāvokļa un nav atkarīgs no tās rašanās ceļa.

Sekas no Hesa ​​likuma:

Reversās reakcijas siltuma efekts ir vienāds ar tiešās reakcijas siltuma efektu ar pretēju zīmi, t.i. par reakcijām

atbildot uz tiem termiskie efekti ko saista vienlīdzība

2. Ja secīgu ķīmisko reakciju virknes rezultātā sistēma nonāk stāvoklī, kas pilnībā sakrīt ar sākotnējo (apļveida process), tad šo reakciju termisko efektu summa ir vienāda ar nulli, t.i. vairākām reakcijām

to termisko efektu summa

Ar veidošanās entalpiju saprot 1 mola vielas veidošanās reakcijas termisko efektu no vienkāršas vielas. Parasti izmanto standarta veidošanās entalpijas. Tos apzīmē vai (bieži vien kāds no indeksiem tiek izlaists; f - no angļu valodas veidojuma).

Pirmais termodinamikas likums - Sistēmas iekšējās enerģijas izmaiņas tās pārejas laikā no viena stāvokļa uz otru ir vienādas ar darba summu ārējie spēki un sistēmai nodotā ​​siltuma daudzums

Saskaņā ar pirmo termodinamikas likumu darbu var veikt tikai ar siltumu vai kādu citu enerģijas veidu. Tāpēc darbu un siltuma daudzumu mēra vienās un tajās pašās mērvienībās - džoulos (kā arī enerģija).

kur ΔU ir iekšējās enerģijas izmaiņas, A ir ārējo spēku darbs, Q ir sistēmai nodotā ​​siltuma daudzums.

Otrais termodinamikas likums - Nav iespējams neviens process, kura vienīgais rezultāts būtu siltuma pārnešana no aukstāka ķermeņa uz karstāku

Vant Hofa likums nosaka, ka par katriem 10° temperatūras paaugstināšanos ķīmiskās reakcijas ātrums palielinās 2-4 reizes.

Vienādojums, kas apraksta šo noteikumu, ir šāds: (\displaystyle ~V_(2)=V_(1)\cdot \gamma ^(\frac (T_(2)-T_(1))(10)))

kur V 2 ir reakcijas ātrums temperatūrā t 2 un V 1 ir reakcijas ātrums temperatūrā t 1;

ɣ ir reakcijas ātruma temperatūras koeficients. (ja tas ir vienāds ar 2, piemēram, tad reakcijas ātrums palielināsies 2 reizes, temperatūrai paaugstinoties par 10 grādiem).

Endotermiskas reakcijas - ķīmiskās reakcijas, ko pavada siltuma absorbcija. Endotermiskām reakcijām entalpijas un iekšējās enerģijas izmaiņas ir pozitīvas (\displaystyle \Delta H>0) (\displaystyle \Delta U>0), tāpēc reakcijas produkti satur vairāk enerģijas nekā sākotnējie komponenti.

Endotermiskās reakcijas ietver:

metālu reducēšanas reakcijas no oksīdiem,

elektrolīze (elektriskā enerģija tiek absorbēta),

elektrolītiskā disociācija (piemēram, sāļu šķīdināšana ūdenī),

jonizācija,

ūdens sprādziens - liels siltuma daudzums, kas tiek piegādāts nelielam ūdens daudzumam, tiek iztērēts momentānai uzsildīšanai un šķidruma fāzes pārejai pārkarsētā tvaikā, savukārt iekšējā enerģija palielinās un izpaužas divu tvaika enerģiju veidā - intramolekulārā termiskā. un starpmolekulārais potenciāls.

fotosintēze.

eksotermiska reakcija - ķīmiska reakcija, ko pavada siltuma izdalīšanās. Pretstats endotermiskajai reakcijai.

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 katjonu 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.