Moda

Amfoterik hidroksitler ne ile reaksiyona girer? Ders "amfoterik hidroksitler"

29.09.2019

Eğitim seviyesi: III (X sınıfı).

Karakter yönü: ortalama seviye.

Önde gelen ilke: aktif, iletişimsel.

Baskın yöntem: sorun arama.

Dersin üçlü hedefi:

1) Eğitim yönü

Öğrenciler tarafından inorganik bileşiklerin ana sınıfları hakkında daha önce elde edilen bilgileri güncellemek ve özetlemek.
Öğrencilerin aşağıdakileri içeren kimyasal reaksiyonların denklemlerini yazma yeteneklerini pekiştirmek amfoterik hidroksitler.
Öğrenciler arasında "amfoterik" kavramının oluşumunu sürdürmek.

2) Gelişimsel yön

Niteliksel problemlerin çözümünde ve alıştırmalar yaparken bilgilerini uygulama olasılığını gösterin.
Beceri geliştirmeye devam edin bilişsel aktivite, öğrencilere yöneltilen problem deneyimini anlatarak.
Deneylerin sonuçlarını karşılaştırma, analiz etme ve karşılaştırma yeteneğinin oluşumuna devam etmek;
Aralarında analoji kurma yeteneğinin oluşumu çeşitli nesneler;
Dikkat ve hafıza gelişimi.
Deneysel becerilerin geliştirilmesi.

3) Eğitim yönü

Bilimsel bakışın oluşumu.
Eğitim çalışmaları kültürünün oluşumu.
Eğitimin estetiğine dikkat edin ve emek faaliyeti deneyler yaparken.
Bir iletişim kültürünün eğitimi, çiftler halinde etkileşim kurma yeteneği;
Öğrenciler arasında zihinsel çalışma kültürünün oluşumu, görevleri tamamlamada doğruluk ve formüller yazma.
Doğanın ve toplumun bir parçası olarak insanın eğitimi, onların yasalarına tabidir.

Ekipman ve reaktifler:çinko klorür, sodyum hidroksit, amonyak, alüminyum klorür, hidroklorik asit, magnezyum klorür, sodyum klorür çözeltileri; test tüpleri.

Dersler sırasında

1. Organizasyonel an

2. Kapsanan malzemenin tekrarı

Tahtada bireysel anket:

İlk öğrenci - "Asitlerin kimyasal özellikleri"
- ikinci öğrenci - "Bazların kimyasal özellikleri".

Şu anda, sınıf görevi gerçekleştirir: Sodyum hidroksit aşağıdaki maddelerden hangisiyle ve hangi hidroklorik asitle reaksiyona girer?

Olası reaksiyon denklemlerini yazın.

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

Daha sonra bir öğrenci bu görevi tahtada tamamlar ve geri kalanı kontrol eder.

Masada:

NaOH + HNO3 \u003d NaNO3 + H20
2 NaOH + CO2 \u003d Na2C03 + H20
2 NaOH + CuSO 4 = Na2S04 + Cu(OH) 2

2 NaOH + ZnO Na2 ZnO 2 + H 2 O
6 NaOH + P 2 O 5 \u003d 2Na 3 PO 4 + 3H 2 O

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

3. Yeni materyal öğrenmek

Ders konusu:"Amfoterik hidroksitler".

Dersin sloganı: "Kimya, yarı tonların bilimidir."
E.E. Nifantiyev.

Bilgi güncellemesi

Öğretmen: Dersimizin konusu “Amfoterik hidroksitler”. Görevimiz, hangi bileşiklerin amfoterik hidroksitler olarak adlandırıldığını ve bunların neler olduğunu bilmektir. Kimyasal özellikler; amfoterizmin nedeninin ne olduğunu anlamak; Amfoterik hidroksitlerin kimyasal özelliklerini yansıtan reaksiyon denklemlerini yazabilecektir.

Öyleyse "amfoterik" hakkında zaten bildiklerinizi tekrarlayalım.

Öğrenci: Amfoterik bileşikler aynı anda hem bazik hem de asidik özellikler gösterir.

Öğretmen: Amfoterik oksitlerle zaten tanıştık. Bu bileşikleri hangi elementlerin oluşturduğunu söyler misiniz?

Öğrenci:+3 ve +4 oksidasyon durumundaki metallerin yanı sıra metalik özellikleri belirgin olmayan metaller (periyodik element tablosunda, diyagonal boyunca metaller ve metal olmayanlar arasında bulunurlar). Örneğin: Be, Zn, Ge, vb.

Amfoterik hidroksitlerin fiziksel özellikleri

Öğretmen: Amfoterik hidroksitler genellikle suda çözünmeyen katılardır. Beyaz renk.

Fiş

Öğretmen: Amfoterik hidroksitlerin suda çözünmez olduklarını hatırlayarak hazırlamak için bir yöntem önerin.

Öğrenci: Karşılık gelen metalin çözünür bir tuzu ile bir alkali arasındaki değişim reaksiyonu. (Gösteri deneyi)

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

Öğretmen: Fakat! Fazla alkali, oluşan çökeltiyi çözebilir, bu nedenle zayıf bir baz alınır - NH3 * H20 (amonyum hidroksit veya amonyak hidrat).

Kimyasal özellikler

Öğretmen: Bilinen bilgelik der ki: "Deneyim bilgiye giden yoldur." Bu nedenle, amfoterik hidroksitlerin kimyasal özelliklerini çiftler halinde bir laboratuvar deneyi yaparak belirleyeceksiniz.

Egzersiz yapmak: alüminyum hidroksit elde edin ve kimyasal özelliklerini belirleyin. Bunu yapmak için masalarda alüminyum klorür, amonyak, hidroklorik asit ve sodyum hidroksit çözeltileri var. Güvenlik kurallarına uymayı unutmayın Kimyasal reaksiyonların denklemlerini yazın.

Öğrenciler deneyi gerçekleştirir, reaksiyon denklemlerini defterlere yazar.

Bir öğrenci tahtaya gider ve tüm denklemleri yazar ve gözlemlenen fenomenleri açıklar.

AlCl 3 + 3NH3 * H20 \u003d Al (OH) 3 + 3NH4Cl

Çözüm: alüminyum hidroksit hem asitlerle hem de bazlarla reaksiyona girer, yani. amfoterik özellikler gösterir.

Öğretmen: Bu bileşiklerin amfoterik doğasının nedeni nedir?

Bu soruyu cevaplamak için onların ayrışmasını düşünün.

Sulu çözeltilerde amfoterik hidroksitler pratik olarak ayrışmazlar, ancak asit ve alkali çözeltilerinde iki şekilde ayrışabilirler.

Öğretmen. Amfoterik hidroksitin alkali ile etkileşimi ile oluşan anyonik tuzların kararlı olduklarına dikkat edilmelidir. alkali ortam, ancak çözeltilerin asitleştirilmesi ile yok edilir.

Na + 4HCl \u003d NaCl + AlCl 3 + 4H2O

amfoterik hidroksitler, örneğin çözünmeyen bazlar, ısıtıldığında, ayrışır:

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

4. Sabitleme

Deneysel görev. Sodyum, magnezyum ve alüminyum klorür çözeltileri içeren üç test tüpü verilmiştir. Hangi test tüpünün hangi maddeyi içerdiği nasıl belirlenir?

Bir katılımcı gösteri masasına gider ve deneyi gerçekleştirir.

5. Dersi özetlemek

Öğretmen: Dersimizi özetlersek, amfoterisitenin sadece kimyasal bir kategori değil, aynı zamanda felsefi bir kategori olduğunu söylemek isterim: Yunan"amfoteros" kelimesi "biri ve diğeri" olarak çevrilir, yani bu kavram karşıtların birliği anlamına gelir.

Ve bu zaten doğanın temel yasalarından biridir - hemen hemen her durumda tezahür eden birlik ve karşıtların mücadelesi yasası. Kimyasal reaksiyon: asit ve baz, oksitleyici ajan ve indirgeyici ajan, verici ve alıcı vb.

Bu yasa nesneldir, iptal edilemez, yalnızca fenomenleri açıklamak için kullanılabilir.

Hayatta bu yasanın tezahürleriyle sık sık karşılaşırız: teknolojide zıt yüklü parçacıklar çeker; içinde insan ilişkileri- genellikle çok farklı insanlar yakın, birbirlerini tamamlıyor gibi görünüyorlar. Hayatta iyi ve kötü her zaman savaşır, her insanda mutlaka kötü ve iyi özellikler. Bu nedenle, ideal insan yoktur, sadece iyidir, ama en çok düşmüş durumda, Kötü bir insan her zaman iyi, parlak bir şey bulabilirsin. Bunu her zaman hatırlamalı ve çevremizdeki insanlara anlayışla, diğer insanların kusurlarına karşı hoşgörüyle davranmalıyız.

Bugünkü dersimizin konusu, kimyanın hayatımızla olan bağlantısının bir başka teyididir. Şimdi bu dersin sloganına geri dönelim: "Kimya yarı tonların bilimidir." Bu ifadeyi nasıl açıklayabilirsiniz?

Öğrenci: Bu, basit maddeler, metaller ve metal olmayanlar, farklı bileşik sınıfları, organik ve inorganik maddeler arasında net bir sınır çizmenin imkansız olduğu anlamına gelir. Her şey maddi dünyanın birliğine tabidir.

6. Ödev

Paragraf 28.3, görevler: 1,2,3 ("Kimya Sınıfı 10" ders kitabı yazarları: I.I. Novoshinsky, N.S. Novoshinskaya)

Ders için ek görev(zaman varsa)

Dönüşümleri gerçekleştirin:

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 + H20 \u003d NaCl + Al (OH) 3

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

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

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

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

3. Na[ Al(OH) 4] + 4HCl \u003d NaCl + AlCl 3 + 4H20

Hidroksitlerin ve oksitlerin amfoterisitesi (özelliklerin ikiliği) birçok element, iki tip tuzun oluşumunda kendini gösterir. Örneğin, hidroksit ve alüminyum oksit için:

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

Al2О3 + 3H2SO4 = Al2(SO4)3 + 3H2O

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

Al2O3 + 2NaOH(t) = 2NaAlO2 + H2O (eriyik halinde)

(a) reaksiyonlarında, Al(OH)3 ve Al2O3 bazik hidroksitlerin ve oksitlerin özelliklerini gösterirler, yani alkaliler gibi asitler ve asidik oksitlerle reaksiyona girerek alüminyumun Al3+ katyonu olduğu bir tuz oluştururlar.

Aksine (b) reaksiyonlarında Al(OH)3 ve Al2O3 işlevi görür. asit hidroksitler ve alüminyum atomu AlIII'ün anyon (asit kalıntısı) AlО2−'nin bir parçası olduğu bir tuz oluşturan oksitler.

Alüminyum elementinin kendisi, bu bileşiklerde bir metalin ve bir metal olmayanın özelliklerini sergiler. Bu nedenle alüminyum amfoterik bir elementtir.

Benzer özellikler ayrıca A gruplarının elemanlarına sahiptir - Be, Ga, Ge, Sn, Pb, Sb, Bi ve diğerleri, ayrıca B gruplarının çoğu unsuru - Cr, Mn, Fe, Zn, Cd ve diğerleri.

Örneğin, çinkonun amfoterisitesi aşağıdaki reaksiyonlarla kanıtlanmıştır:

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

Bir amfoterik element, bileşiklerde birkaç oksidasyon durumuna sahipse, amfoterik özellikler en çok bir ara oksidasyon durumu için belirgindir.

Örneğin, kromun bilinen üç oksidasyon durumu vardır: +II, +III ve +VI. CrIII durumunda, asidik ve bazik özellikler yaklaşık olarak eşit olarak ifade edilirken, CrII'de bazik özelliklerin baskınlığı gözlenir ve CrVI - asidik özelliklerde:

CrII → CrO, Cr(OH)2 → CrSO4

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

CrVI → CrO3, H2CrO4 → K2CrO4

Çok sık olarak, +III oksidasyon durumundaki elementlerin amfoterik hidroksitleri de meta formda bulunur, örneğin:

AlO(OH) - alüminyum metahidroksit

FeO(OH) - demir metahidroksit (orto-form "Fe(OH)3" mevcut değildir).

Amfoterik hidroksitler suda pratik olarak çözünmezler, bunları elde etmenin en uygun yolu, zayıf bir baz - amonyak hidrat kullanarak sulu bir çözeltiden çökeltmektir:

Al(NO3)3 + 3(NH3H2O) = Al(OH)3↓ + 3NH4NO3 (20 °C)

Al(NO3)3 + 3(NH3H2O) = AlO(OH)↓ + 3NH4NO3 + H2O (80 °C)

Bu tip bir değişim reaksiyonunda fazla miktarda alkali kullanılırsa, alüminyum amfoterisitesi nedeniyle bir anyona geçtiği için alüminyum hidroksit çökelmeyecektir:

Al(OH)3(t) + OH− = −

Bu tür reaksiyonlar için moleküler denklem örnekleri:

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

ZnSO4 + 4NaOH(fazla) = Na2 + Na2SO4

Ortaya çıkan tuzlar, karmaşık bileşikler (karmaşık tuzlar) arasındadır: karmaşık anyonlar - ve 2- içerirler. Bu tuzların isimleri aşağıdaki gibidir:

Na - sodyum tetrahidroksoalüminat

Na2 - sodyum tetrahidroksozinkat

Alüminyum veya çinko oksitlerin katı alkali ile etkileşiminin ürünleri farklı şekilde adlandırılır:

NaAlO2 - sodyum dioksoalüminat(III)

Na2ZnO2 - sodyum dioksozinkat(II)

Bu tip karmaşık tuzların çözeltilerinin asitleştirilmesi, karmaşık anyonların yok olmasına yol açar:

− → Al(OH)3 → Al3+

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

Birçok amfoterik element için hidroksitlerin kesin formülleri bilinmemektedir, çünkü sulu bir çözeltiden hidroksitler yerine hidratlı oksitler çökelir, örneğin MnO2 nH2O, Sb2O5 nH2O.

Amfoterik elementler serbest formlarında hem tipik asitler hem de alkaliler ile etkileşime girerler:

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

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

Her iki reaksiyonda da tuzlar oluşur ve söz konusu element bir durumda katyonun bir parçasıdır ve ikinci durumda anyonun bir parçasıdır.

alüminyum halojenürler içinde normal koşullar- renksiz kristal

maddeler. Alüminyum halojenürler serisinde AlF3, özelliklerde büyük farklılıklar gösterir.

meslektaşlarından. Ateşe dayanıklıdır, suda az çözünür, kimyasal olarak

etkin değil. AlF3 elde etmenin ana yöntemi, susuz HF'nin etkisine dayanmaktadır.

Al2O3 veya Al üzerinde:

Al2O3 + 6HF = 2AlF3 + 3H2O

Klor, brom ve iyotlu alüminyum bileşikleri eriyebilir, çok

sadece suda değil, aynı zamanda birçok suda reaktif ve yüksek oranda çözünür

organik çözücüler. Etkileşim alüminyum halojenürler su ile

önemli bir ısı salınımı eşlik eder. Hepsi sulu çözeltide

yüksek derecede hidrolize, ancak tipik asit halojenürlerin aksine

ametaller, hidrolizleri eksik ve geri dönüşümlüdür. Zaten fark edilir derecede uçucu olmak

normal koşullar altında, nemli havada AlCl3, AlBr3 ve AlI3 dumanı

(hidroliz nedeniyle). Doğrudan etkileşim yoluyla elde edilebilirler.

basit maddeler.

karmaşık halojenürler(halojenometallatlar), örneğin halojen atomlarının ligand olduğu kompleks anyonlar içerir. potasyum heksakloroplatinat(IV)K2, sodyum heptaflorotantalat(V) Na, lityum heksafloroarsenat(V) Li. maks. termal Floro-, oksofloro- ve klorometallatlar stabildir. Bağların doğası gereği iyonik bileşikler, kompleks halojenürlere yakındır. NF4+, N2F3+, C1F2+, XeF+ vb. katyonlarla

Birçok halojenür, sıvı ve gaz fazlarında köprü bağlarının oluşumu ile birleşme ve polimerizasyon ile karakterize edilir. maks. grup I ve II metallerinin halojenürleri, A1C13, Sb pentaflorürleri ve geçiş metalleri, MOF4 bileşiminin oksoflorürleri buna eğilimlidir. Örneğin metal-metal halojenürler bilinmektedir. Hg2Cl2.

St. you'da florürler diğer halojenürlerden önemli ölçüde farklıdır. Bununla birlikte, basit halojenürlerde bu farklılıklar halojenlerin kendilerinden daha az belirgindir ve karmaşık halojenürlerde basit halojenlerden daha zayıftırlar.

Birçok kovalent halojenür (özellikle florürler) örneğin güçlü Lewis asitleridir. AsF5, SbF5, BF3, A1C13. Florürler süperasitlerin bir parçasıdır. Daha yüksek halojenürler metaller ve H2 tarafından indirgenir, örneğin:

Cr ve Mn hariç, V-VIII gruplarının metal halojenürleri, H2 ile metallere indirgenir, örneğin: WF6 + 3H2 -> W + 6HF

Birçok kovalent ve iyonik metal halojenür, karmaşık halojenürler oluşturmak üzere birbirleriyle etkileşime girer, örneğin: KC1 + TaC15 -> K[TaC16]

Daha hafif halojenler, daha ağır olanları halojenürlerden uzaklaştırabilir. Oksijen, C12, Br2 ve I2 salınımı ile halojenürleri oksitleyebilir. Kovalent halojenürlerin karakteristik bölgelerinden biri-karşılıklı. ısıtma sırasında su (hidroliz) veya buharları ile. (pirohidroliz), oksit oluşumuna yol açar, oksi- veya

oksohalidler, hidroksitler ve hidrojen halojenürler. İstisnalar, yüksek sıcaklıklarda su buharına dayanıklı olan CF4, CC14 ve SF6'dır.

Halidler doğrudan elementlerden, etkileşimden elde edilir. elementler, oksitler, hidroksitler veya tuzlar ile hidrojen halojenürler veya hidrojen halojenür to-t ve ayrıca değişim p-yonları.

Halojenürler, teknolojide halojen, alkali ve alkali toprak üretimi için başlangıç malzemeleri olarak yaygın olarak kullanılmaktadır. metaller, camların bileşenleri olarak, vb. inorg. malzemeler; arasında bulunurlar. Nadir ve bazı demir dışı metallerin üretiminde kullanılan ürünler, U, Si, Ge, vb.

Doğada, halojenürler, florürlerin (örneğin, florit, kriyolit mineralleri) ve klorürlerin (silvit, karnalit) sunulduğu ayrı mineral sınıfları oluşturur Brom ve iyot, izomorfik safsızlıklar biçimindeki bazı minerallerin bir parçasıdır. Denizlerin ve okyanusların sularında, tuz ve yeraltı tuzlu sularında önemli miktarlarda halojenürler bulunur. Bazı halojenürler, örn. NaCl, K.C1, CaC12, canlı organizmaların bir parçasıdır.

kriyolit(diğer Yunanca κρύος - don + λίθος - taştan) - doğal florürler sınıfından nadir bir mineral, sodyum heksafloroalüminat Na3. Monoklinik bir uyum içinde kristalleşir; küboid kristaller ve ikiz plakalar nadirdir. Genellikle kuvars, siderit, pirit, galen, kalkopirit, kolumbit ve kasiterit içeren camsı parlaklığa sahip renksiz, beyaz veya gri kristal agregalar oluşturur. Organik maddelerin safsızlığı ile renklendirme mümkündür.

Şu anda geliştirilen yöntemler yapay kriyolit elde etmek. Alüminyum florürün sodyum florür ile etkileşimi ve ayrıca hidroflorik asidin soda varlığında alüminyum hidroksit üzerindeki etkisi ile yapay olarak üretilir. Alüminyumun elektrolitik üretim sürecinde, hidroflorik asit, cam ve emaye üretiminde kullanılır.

Şap.Şap, ME(SO4)2 bileşiminin çift tuzları için bir grup adıdır. M'nin potasyum K, rubidyum Rb, sezyum Cs, amonyum NH4 ve E'nin alüminyum Al, krom Cr, demir Fe ve oksidasyon durumundaki (+ III) diğer elementler olduğu 12H2O, tuzların ayrışması sırasında üç yüklü katyonlar verir. .

Şap suda oldukça çözünür, sulu çözeltileri büzücü ekşi bir tada ve hidroliz nedeniyle asit reaksiyonuna sahiptir, örneğin:

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

Şap ısıtıldığında önce içerdiği suda erir ve daha sonra bu su kaybolarak susuz tuzlar oluşturur. Daha fazla ısıtma, şapı bir metal oksit karışımına dönüştürür. Alümina-potasyum şap, saflaştırılmış alüminyum sülfatın üretim sürecini değiştirerek elde edilebilir. İlk olarak, kaolin sülfürik asit ile kaynatılır. Sülfürik asidin nötralizasyonu tamamlandıktan sonra, sodyum şap elde etmek için reaktöre sodyum sülfat eklenir. İkincisi, yüksek çözünürlükleri nedeniyle çözelti içindedir. Çözelti 1.33 g/cm3 yoğunluğa seyreltildikten sonra silika çökeltisinden ayrılır, soğutulur ve doymuş potasyum klorür çözeltisi ile karıştırılır. Aynı zamanda, düşük sıcaklıklarda az çözünür olan alüminyum-potasyum şap çökeltilir. Ana likörde, alüminyum-potasyum şap kristallerinin ayrılmasından sonra çözünür safsızlıklar kalır - demir bileşikleri ve sodyum klorür 89.

hidroliz sırasında hidratlı alüminyum iyonları proton kaybederek ardışık hidro-okso kompleksleri oluşturur. Son nötr kompleks su kaybettiğinde, çözünmeyen hidroksit A1(OH)3 oluşur.

karmaşık iyonlar[A1(H20)5OH]2+ ve [A1(H20)4(OH)2]+ çözelti içinde kalırken, A1(OH)3 hidroksit oluşumundan hemen sonra çökelir. pH değerlerinde >3 çökelme meydana gelir. Tamamen alüminyum hidroksit oluşumuna kadar. hidroliz oluşan protonların, örneğin alkali ile nötralizasyonu koşulu altında ilerler.

derin hidroliz alüminyum sülfat tuzları, içme ve atık suların arıtılması için yaygın olarak kullanılmaktadır. Hidroliz sırasında açığa çıkan hidronyum, genellikle suda bulunan bikarbonatlar H30 + + HC03 = CO2 + 2H20 ile reaksiyona girer. Bu durumda hidrolizin son ürünleri kolloidal alüminyum hidroksit ve karbon dioksittir.

Alüminyum hidroksit solunun pıhtılaşması sırasında, asılı parçacıkları ve bakterileri yakalayan ve bunları karterin dibine taşıyan hacimli jelatinimsi bir çökelti elde edilir. Su arıtma için gerekli alüminyum sülfat tüketimi, sudaki kirleticilerin bileşimine ve miktarına bağlıdır. Temizlik için alüminyum sülfat dozları doğal sular ve atık su arıtma sonrası için A1203'e göre 3 - 15 mg / l arasında dalgalanır ve kentsel atık suyun fiziko-kimyasal arıtımı için A1203'e göre 30-50 mg / l'ye ulaşır. Alüminyum sülfat tüketimi, kirleticileri sudan çıkarmak için gerekli olan yeterince büyük bir pul kütlesi oluşumunu sağlamalıdır. Çözeltinin pH değeri, alüminyum hidroksitin minimum suda çözünürlüğüne karşılık gelen 6.5-7.6'ya düşürülmelidir. Daha yüksek veya daha düşük bir pH değerinde, alüminyumun bir kısmı suda çözünmüş halde kalır. Alkalinitesi düşük sularda, bikarbonat içeriği açığa çıkan asidi nötralize etmek için yetersiz olduğunda, pH'daki güçlü düşüş nedeniyle hidroliz işlemi sonuna ulaşmaz. Alkaliniteyi arttırmak, hidroliz işlemini tamamlamak ve sudaki çözünmüş alüminyum içeriğini azaltmak için, pıhtılaştırıcı ile aynı anda suya kireç ve soda eklenir.

Hidroliz sırasında biriken protonların nötralizasyonu gerçekleştirilmezse, hidroliz işlemi yavaşlar, bu da hidroliz derecesi ve sabiti ile karakterize edilebilen hidrolitik dengenin başlamasına yol açar. Hidroliz Al2 (804) 3'teki sülfat iyonlarının, suyun ayrışması nedeniyle oluşan OH iyonları ile yer değiştirmesi reaksiyonu olan alüminyum sülfat çözeltileri şu şekilde temsil edilebilir: Genel görünüm denklem

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

burada a, ikame derecesi ve esasıdır.

Bu denklem, çözeltideki OH- iyonlarının konsantrasyonunun, yani suyun ayrışma derecesinin, sağa kayma üzerinde belirleyici bir etkiye sahip olduğunu göstermektedir. Bilindiği gibi, zayıf bir baz ve güçlü bir asit içeren tuzlar için, hidroliz derecesi k, hidroliz sabiti A-, tuz konsantrasyonu (s, mol "l), suyun iyonik ürünü kyu ve ayrışma sabiti ile ilgilidir. aşağıdaki ilişki ile baz kb:

/r \u003d UkTss \u003d UkiL'ler.

A-, sıcaklıkla çok az değişirse, ksh önemli ölçüde artar, bu da artan sıcaklıkla hidroliz derecesinde önemli bir artışa neden olur.

N. I. Eremin, elde edilen deneysel verilere dayanarak, çözelti hidrolizinin derecesinin sıcaklık ve konsantrasyona bağımlılığı için denklemler türetmiştir.

alüminyum sülfat için:

1e k \u003d - 2.23 + 0.05s + 0.0036t7 + 18 UTS, amonyum şap için:

Potasyum şap için 18 L \u003d -1.19 + 0.29c + 0.0016G + 18ygSh:

\ek \u003d - 1.17 + 0.29s + 0.00167 + 18 UPS,

sodyum şap için:

18k \u003d - 1.18 + 0.29s + 0.0016t7 + \ e UP'ler.

Bu denklemlerden görülebileceği gibi, konsantrasyonun alum için hidroliz derecesi üzerindeki etkisi alüminyum sülfattan daha önemlidir.

Bor. Bor elde etmek. Kimyasal özellikler. Bor ve silisyum arasındaki diyagonal benzerlik. Bor hidritler. Diboran. Diboran molekülündeki kimyasal bağın özellikleri. Bor halojenürler. Bor oksijen bileşikleri. Bor oksit ve borik asitler. Bura. Borik asit elde etmek. Borosilikat camlar. Bor etil eter.

Bor- on üçüncü grubun bir unsuru (eski sınıflandırmaya göre - üçüncü grubun ana alt grubu), ikinci dönem periyodik sistem atom numarası 5 olan kimyasal elementler B sembolü ile gösterilir (lat. Borum). Serbest halde bor, renksiz, gri veya kırmızı kristal veya koyu amorf bir maddedir. Borunun 10'dan fazla allotropik modifikasyonu bilinmektedir, oluşumu ve karşılıklı geçişleri, borun elde edildiği sıcaklıkla belirlenir.

Fiş. En saf bor, borohidritlerin pirolizi ile elde edilir. Bu tür bor, yarı iletken malzemelerin üretimi ve ince kimyasal sentezler için kullanılır.

Metallotermi yöntemi (daha sıklıkla magnezyum veya sodyum ile indirgeme):

Bor bromür buharlarının sıcak (1000-1200 °C) bir tungsten tel üzerinde hidrojen varlığında termal ayrışması (Van Arkel yöntemi):

Fiziksel özellikler. Son derece sert madde (sadece elmastan sonra ikinci, bor nitrür (borazon), bor karbür, bor-karbon-silikon alaşımı, skandiyum-titanyum karbür). Kırılganlık ve yarı iletken özelliklere sahiptir (geniş boşluk

yarı iletken). Bor, 5.7 GPa ile en yüksek çekme mukavemetine sahiptir.

Doğada bor, 10B (%20) ve 11B (%80)[.

10V çok yüksek bir termal nötron absorpsiyon kesitine sahiptir, bu nedenle reaktiviteyi kontrol etmek için nükleer reaktörlerde borik asitte 10V kullanılır.

Kimyasal özellikler. Bor iyonları alevi yeşile boyar.

Birçok fiziksel ve kimyasal özellikte metal olmayan bor silisyuma benzer.

Kimyasal olarak bor oldukça inerttir ve oda sıcaklığında sadece flor ile etkileşime girer:

Bor, ısıtıldığında diğer halojenlerle reaksiyona girerek trihalojenürler oluşturur, nitrojen ile bor nitrür BN, fosfor ile fosfit BP, karbon ile çeşitli bileşimlerde karbürler oluşturur (B4C, B12C3, B13C2). Oksijen atmosferinde veya havada ısıtıldığında, bor, büyük bir ısı salınımı ile yanar, oksit B2O3 oluşur:

Bor, hidrojen ile doğrudan etkileşime girmez, ancak alkali veya toprak alkali metal boritlerin asitle işlenmesiyle elde edilen, çeşitli bileşimlerde oldukça fazla sayıda borohidrit (boran) bilinmesine rağmen:

Güçlü bir şekilde ısıtıldığında bor, indirgeyici özellikler gösterir. Örneğin, oksitlerinden silikon veya fosforu geri kazanabilir:

Bu mülk bor, bor oksit B2O3'teki kimyasal bağların çok yüksek mukavemeti ile açıklanabilir.

Oksitleyici ajanların yokluğunda bor, alkali çözeltilerin etkisine karşı dirençlidir. Bor, borik asit oluşturmak için sıcak nitrik asit, sülfürik asit ve aqua regia içinde çözünür.

Bor oksit tipik bir asidik oksittir. Borik asit oluşturmak için su ile reaksiyona girer:

Borik asit alkalilerle etkileşime girdiğinde, borik asidin kendisinin değil - boratların (BO33− anyonunu içeren), ancak tetraboratların tuzları oluşur, örneğin:

Bor- yarı iletken, silikona diyagonal benzerlik:

1) Her ikisi de refrakter, katı, yarı iletkendir. B - gri-siyah, Si- gri.

11(B)=8.298 eV; I1(Si)=8.151 eV. Her ikisi de katyon oluşumuna yatkın değildir.

2) Her ikisi de kimyasal olarak inerttir (gerçi bor hala sıcak oksitleyici asitlerde çözünür. Her ikisi de alkalilerde çözünür.

2B + KOH + 2H2O ® 2KBO2 + 3H2

Si + 2KOH + H2O®K2SiO3+ 2H2

3) Yüksek sıcaklıklarda metallerle reaksiyona girerek borürler ve silisitler - Ca3B2; Mg2Si - refrakter, elektriksel olarak iletken bileşikler oluştururlar.

Bor oksijen bileşikleri. B2O3 - asit oksit (SiO2 de) - hem polimerik, hem de camsı, sadece B2O3 düz ağlar oluşturur ve SiO2 - üç boyutlu yapılar. Aralarındaki fark, bor oksit kolayca hidratlanırken, bilindiği gibi kum (SiO2) değildir.

H3BO3- ortoborik asit.

H3BO3«HBO2+H2O metaborik asit (100oС)

4HBO2 "H2B4O7 + H2Otetraborik asit (140 ° C) - zayıf, her ikisi de Kd

H2B4O7 "2B2O3 + H2O pratik olarak aynıdır - hayır asit tuzları

Ortoborik asit zayıftır, bazen ayrışması yazılır

B(OH)3 + H2O « B(OH)4 + H+

Alkollerle esterler oluşturur: H3BO3+3CH3OH®B(OCH3)3+3H2O

Özellikleri. Bor, amorf (kahverengi) ve kristal (siyah) formlarda bilinir, m.p. 2300°C, b.p. 3700°C, p = 2.34 g/cm3. Bor kristal kafesi çok güçlüdür, bu yüksek sertliği, düşük entropisi ve yüksek erime noktası ile kendini gösterir. Bor yarı iletken. Borun metalik olmaması, periyodik sistemdeki pozisyonuna karşılık gelir - berilyum ve karbon arasında ve diyagonal olarak silikonun yanında. Bu nedenle bor, sadece alüminyumla değil silikonla da benzerlikler göstermektedir. Onun konumundan, nitrojenli bor bileşiklerinin elektronik yapı ve özelliklerde karbona benzer olması gerektiği de sonucu çıkar.

2BH3(g) - B2H6(g);

delta G= - 126 kJ

3NaBH4+4BF3 ->2В2Н6 + 3NaBF4

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

DiboranВ2Н6 - enerjik bir indirgeyici ajan, havada kendiliğinden tutuşur

B2H6 + 3O2 => B2O3 + ZH2O

Hidrojen salınımı ile su ile etkileşime girer;

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

Bir eter ortamında, B2H6, lityum hidrit ile reaksiyona girerek aşağıdakileri oluşturur: borhidrit

B2H6+2LiH => 2LiBH4

Li'den daha sık, reaksiyonla elde edilen Na'yı kullanırlar -

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

B2O3 + ZS => 2B + ZSO

2B2O3+P4O10 => 4BPO4

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

H3BO3'ün nötralizasyonu oluşmuyor ortoboratlar , iyonu (BO3) 3- içeren ve elde edilir tetraboratlar, metaboratlar veya diğer poli tuzları borik asitler:

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

bor oksit B2O3 - borik asit anhidrit, renksiz, acı bir tada sahip oldukça refrakter camsı veya kristalli madde, dielektrik.

Camsı bor oksit katmanlı bir yapıya sahiptir (katmanlar arasındaki mesafe 0.185 nm'dir), katmanlarda bor atomları BO3 eşkenar üçgenlerinin (d B-O = 0.145 nm) içinde bulunur. Bu modifikasyon 325-450 °C sıcaklık aralığında erir ve yüksek sertliğe sahiptir. Borun 700 °C'de havada ısıtılması veya ortoborik asidin dehidrasyonu ile elde edilir. Metaborik asit HBO2'den suyun dikkatli bir şekilde elimine edilmesiyle elde edilen kristal B2O3, iki modifikasyonda bulunur - altıgen kristal kafes ile, 400 ° C'de ve 2200 MPa'da monoklinik hale gelir.

Endüstride boraks, doğal boratlardan soda ile füzyon yoluyla elde edilir. . Doğal bor mineralleri sülfürik asit ile muamele edildiğinde, borik asit . Borik asit H3BO3'ten kalsinasyon ile oksit B2O3 elde edilir ve daha sonra veya boraks indirgenir. aktif metaller(magnezyum veya sodyum) serbest bor için:

B2O3 + 3Mg = 3MgO + 2B,

2Na2B4O7 + 3Na = B + 7NaBO2.

Bu durumda gri toz halinde, amorf bor. Yüksek saflıkta kristal bor, yeniden kristalleştirme ile elde edilebilir, ancak endüstride daha sık olarak, erimiş floroboratların elektrolizi veya hidrojen varlığında 1000-1500 ° C'ye ısıtılmış bir tantal tel üzerinde BBr3 bor bromür buharının termal ayrışmasıyla elde edilir:

2BBr3 + 3H2 = 2B + 6HBr

Bor çatlatma kullanmak da mümkündür:

B4H10 = 4B + 5H2.

Borik asit(ortoborik asit) - zayıf bir asit kimyasal formül H3BO3. Pul şeklinde, kokusuz, renksiz kristal bir madde, asit moleküllerinin düz katmanlarda hidrojen bağlarıyla bağlandığı, katmanların moleküller arası bağlarla birbirine bağlandığı katmanlı bir triklinik kafese sahiptir (d = 0.318 nm).

Metaborik asit(HBO2) ayrıca renksiz bir kristaldir. Üç modifikasyonda mevcuttur - kübik kafesli en kararlı γ-HBO2, monoklinik kafesli β-HBO2 ve eşkenar dörtgen kafesli α-HBO2.

ısıtıldığında ortoborik asit su kaybeder ve önce metaborik aside, sonra tetraborik H2B4O7'ye geçer. Daha fazla ısıtıldığında, borik anhidrite dönüşür.

Borik asit çok zayıf asit özellikleri sergiler.. Suda nispeten az çözünür. Asidik özellikleri, H + protonunun ortadan kaldırılmasından değil, bir hidroksil anyonunun eklenmesinden kaynaklanmaktadır:

Ka = 5,8 10−10 mol/L; pKa = 9.24.

Diğer asitlerin çoğu tarafından tuzlarının çözeltilerinden kolayca yer değiştirir. Boratlar olarak adlandırılan tuzları genellikle çeşitli poliborik asitlerden, çoğunlukla ortoborik asitten çok daha güçlü bir asit olan tetraborik H2B4O7'den üretilir. B(OH)3, düşük kararlı bir bor hidrosülfat B(HSO4)3 oluşturan çok zayıf amfoterisite belirtileri gösterir.

Ortoborik asit sulu çözeltilerde alkalilerle nötralize edildiğinde, (BO3)3– iyonunu içeren ortoboratlar oluşmaz, çünkü ortoboratlar çok düşük [B(OH)4]– oluşum sabiti nedeniyle neredeyse tamamen hidrolize olur. Çözeltide tetraboratlar, metaboratlar veya diğer poliborik asitlerin tuzları oluşur:

Fazla alkali ile metaboratlara dönüştürülebilirler:

Meta- ve tetraboratlar hidrolize edilir, ancak daha az ölçüde (verilenlere ters reaksiyonlar).

Boratların asitleştirilmiş sulu çözeltilerinde aşağıdaki dengeler kurulur:

Borik asidin en yaygın tuzu sodyum tetraborat dekahidrat Na2B4O7 10H2O'dur (teknik adı - boraks).

Borik asit ısıtıldığında metal oksitleri çözerek tuzlar oluşturur.

Konsantre sülfürik asit varlığında alkoller ile esterler oluşturur:

Bor metil eter B(OCH3)3 oluşumu dır-dir niteliksel tepki H3BO3 ve borik asit tuzlarında, ateşlendiğinde metil bor eter güzel bir parlak yeşil alevle yanar.

borosilikat cam- besleme stoğundaki alkali bileşenlerin bor oksit (B2O3) ile değiştirildiği olağan bileşimdeki cam. Bu, artan kimyasal direnç ve en iyi numuneler için 20 °C'de 3,3 10−6'ya kadar düşük bir termal genleşme katsayısı sağlar. Borosilikat cam için çok küçüktür, sadece kuvars cam için daha azdır (neredeyse 10 kat). Bu, ani sıcaklık değişiklikleri sırasında camın çatlamasını önler. Bunun nedeni, yangın olarak ve termal stabilitenin gerekli olduğu diğer durumlarda kullanılmasıdır.

kullanım Günlük yaşamda, açık ateş, çaydanlıklar için yemeklerin üretimi için. Laboratuar cam eşyalarının yanı sıra kimya endüstrisi ve diğer endüstriler için, örneğin termik santraller için bir ısı eşanjörü malzemesi olarak kullanılır. Ayrıca ucuz gitar slaytları yapmak için kullanılır. Ayrıca, genetik materyal olarak biyopsi hücreleri kullanılarak preimplantasyon genetik tanı için yapılan ICSI, blastomer biyopsisi için pipet yapmak için borosilikat cam kullanılabilir. 4 µm'den 7.5 µm'ye kadar iç çaplarda 3 pipet seçeneği bulunmaktadır. Pipet 60 ila 75 mm uzunluğundadır ve 30°'lik bir eğim açısına sahiptir. Pipetler tek kullanımlıktır.

IVA alt grubunun elemanlarının genel özellikleri. Atomların yapısı. Oksidasyon dereceleri. Doğada dağılım ve bulma biçimleri. Karbonun allotropik modifikasyonları. Fiziksel ve kimyasal özellikler. Siyah grafit çeşitleri: kok, kömür, kurum.

IVA grubunun elemanlarının genel özellikleri IV. grubun ana alt grubunun unsurları arasında C, Si, Ge, Sn, Pv bulunur. Dış değerlik seviyesinin elektronik formülü nS2np2'dir, yani 4 değerlik elektronuna sahiptirler ve bunlar p elementleridir, dolayısıyla IV. grubun ana alt grubundadırlar. ││││ │↓│ np nS Bir atomun temel durumunda, iki elektron eşleşmiş ve ikisi eşlenmemiş haldedir. Karbonun en dıştaki elektron kabuğu 2 elektrona, silikonun 8 elektronuna ve Ge, Sn, Pv'nin her birinde 18 elektrona sahiptir. Bu nedenle Ge, Sn, Pv germanyum alt grubunda birleştirilir (bunlar tam elektronik analoglardır). Bu p element alt grubunda ve diğer p element alt gruplarında, element atomlarının özellikleri periyodik olarak değişir.

Böylece, alt grupta yukarıdan aşağıya, atomun yarıçapı artar, böylece iyonlaşma enerjisi azalır, böylece elektron bağışlama yeteneği artar ve dış elektron kabuğunu bir oktete tamamlama eğilimi keskin bir şekilde azalır, bu nedenle C'den C'ye Pb, indirgeyici özellikler ve metalik özellikler artar, metalik olmayan özellikler azalır. Karbon ve silikon tipik metal olmayan maddelerdir, Ge zaten metalik özelliklere sahiptir ve yarı iletken olmasına rağmen görünüşte metal gibi görünür. Kalayda metalik özellikler zaten baskındır ve kurşun tipik bir metaldir. 4 değerlik elektronuna sahip olan bileşiklerindeki atomlar, minimum (-4)'ten maksimum (+4)'e kadar oksidasyon durumları gösterebilir ve hatta S.O.: -4, 0, +2, +4 ile karakterize edilirler; BÖYLE. = -4, metallerle C ve Si için tipiktir. Diğer unsurlarla ilişkinin doğası. Karbon sadece kovalent bağlar oluşturur, silikon da ağırlıklı olarak kovalent bağlar oluşturur. Kalay ve kurşun için, özellikle S.O. = +2, bağın iyonik yapısı daha karakteristiktir (örneğin, Рв(NO3)2). Kovalans, atomun değerlik yapısı tarafından belirlenir. Karbon atomunun 4 değerlik orbitali vardır ve maksimum kovalansı 4'tür. Diğer elementler için, bir değerlik d-alt düzeyi olduğundan (örneğin, H2) kovalans dörtten büyük olabilir. Hibridizasyon. Hibridizasyon tipi, değerlik orbitallerinin tipi ve sayısı ile belirlenir. Karbonun yalnızca S- ve p-değerlik orbitalleri vardır, dolayısıyla Sp (karabin, CO2, CS2), Sp2 (grafit, benzen, COCl2), Sp3 hibridizasyonu (CH4, elmas, CCl4) olabilir. Silikon için en karakteristik Sp3 hibridizasyonu (SiO2, SiCl4)'tür, ancak d-alt değerlik değerine sahiptir, bu nedenle Sp3d2 hibridizasyonu da vardır, örneğin H2. PSE'nin IV. Grubu, D.I. Mendeleev tablosunun ortasıdır. Burada açıkça görülüyor ani değişiklik Metal olmayanlardan metallere kadar olan özellikler. Karbonu, sonra silikonu, sonra germanyum alt grubunun elementlerini ayrı ayrı ele alacağız.

Atom(Yunanca atomos'tan - bölünmez) - kimyasal bir elementin tek nükleer, bölünmez bir parçacığı, bir maddenin özelliklerinin taşıyıcısı. Maddeler atomlardan oluşur. Atomun kendisi, pozitif yüklü bir çekirdek ve negatif yüklü bir elektron bulutundan oluşur. Genel olarak, atom elektriksel olarak nötrdür. Bir atomun boyutu, elektron bulutunun boyutuyla karşılaştırıldığında çekirdeğin boyutu ihmal edilebilir olduğundan, tamamen elektron bulutunun boyutuyla belirlenir. Çekirdek Z pozitif yüklü protonlardan (proton yükü keyfi birimlerde +1'e karşılık gelir) ve yük taşımayan N nötrondan (proton ve nötronlara nükleon denir) oluşur. Böylece çekirdeğin yükü sadece proton sayısı ile belirlenir ve periyodik tablodaki elementin seri numarasına eşittir. Çekirdeğin pozitif yükü, bir elektron bulutu oluşturan negatif yüklü elektronlarla (keyfi birimlerde elektron yükü -1) telafi edilir. Elektron sayısı proton sayısına eşittir. Proton ve nötronların kütleleri eşittir (sırasıyla 1 ve 1 amu). Bir atomun kütlesi, bir elektronun kütlesi bir proton ve bir nötronun kütlesinden yaklaşık 1850 kat daha az olduğundan ve hesaplamalarda nadiren dikkate alındığından, çekirdeğinin kütlesi tarafından belirlenir. Nötron sayısı, bir atomun kütlesi ile proton sayısı (N=A-Z) arasındaki farktan bulunabilir. Kesin olarak tanımlanmış sayıda proton (Z) ve nötrondan (N) oluşan bir çekirdeğe sahip herhangi bir kimyasal elementin atom tipine nüklid denir.

Neredeyse tüm kütle bir atomun çekirdeğinde yoğunlaştığından, ancak boyutları atomun toplam hacmine kıyasla ihmal edilebilir olduğundan, çekirdek şartlı olarak atomun merkezinde duran bir madde noktası olarak alınır ve atomun kendisi elektron sistemi olarak kabul edilir. Bir kimyasal tepkimede atomun çekirdeği etkilenmez. nükleer reaksiyonlar), iç elektronik seviyelerin yanı sıra sadece dış elektron kabuğunun elektronları dahil edilir. Bu nedenle elektronun özelliklerini ve atomların elektron kabuklarının oluşum kurallarını bilmek gerekir.

oksidasyon derecesi(oksidasyon numarası, resmi yük) - oksidasyon, indirgeme ve redoks reaksiyonlarının süreçlerini kaydetmek için yardımcı bir koşullu değer. Bir molekülün tek bir atomunun oksidasyon durumunu gösterir ve sadece elektron transferini açıklamak için uygun bir yöntemdir: bir moleküldeki bir atomun gerçek yükü değildir (bkz. #Sözleşme).

Elementlerin oksidasyon derecesi ile ilgili fikirler temeldir ve sınıflandırmada kullanılır. kimyasal maddeler, özelliklerini açıklayarak, bileşikleri formüle ederek ve uluslararası adlarını (isimlendirme). Ancak özellikle redoks reaksiyonlarının incelenmesinde yaygın olarak kullanılmaktadır.

Oksidasyon durumu kavramı, genellikle inorganik kimyada değerlik kavramı yerine kullanılır.

Bir atomun oksidasyon durumu sayısal değere eşittir elektrik şarjı bağ elektron çiftlerinin daha elektronegatif atomlara doğru tamamen eğilimli olduğu varsayımı altında bir atoma atanır (yani, bileşiğin yalnızca iyonlardan oluştuğu varsayımına dayanır).

Oksidasyon durumu, pozitif bir iyonu nötr bir atoma indirgemek için eklenmesi veya onu nötr bir atoma oksitlemek için negatif bir iyondan alınması gereken elektronların sayısına karşılık gelir:

Al3+ + 3e− → Al

S2− → S + 2e− (S2− − 2e− → S)

Karbon- en fazla [kaynak belirtilmemiş 1528 gün] olan madde Büyük bir sayı allotropik modifikasyonlar (8'den fazla zaten keşfedilmiştir).

Karbonun allotropik modifikasyonlarıözellikleri birbirinden çok farklıdır, yumuşaktan serte, opaktan şeffafa, aşındırıcıdan yağlayıcıya, ucuzdan pahalıya. Bu allotroplar, amorf karbon allotroplarını (kömür, kurum), nanoköpük, kristal allotropları - nanotüp, elmas, fullerenler, grafit, lonsdaleit ve serafiti içerir.

Atomlar arasındaki kimyasal bağın doğasına göre karbon allotroplarının sınıflandırılması:

Elmas (küp)

Lonsdaleit (altıgen elmas)

Fullerenler (C20+)

Nanotüpler

Nanolifler

astralenler

camsı karbon

devasa nanotüpler

Karışık sp3/sp2 kalıpları:

amorf karbon

Karbon nano böbrekler

karbon nano köpük

Diğer formlar: C1 - C2 - C3 - C8

Karbon (kimyasal sembol- C, enlem. Carboneum) - on dördüncü grubun kimyasal bir elementi (eski sınıflandırmaya göre - dördüncü grubun ana alt grubu

grup), periyodik kimyasal elementler sisteminin 2. periyodu. seri numarası 6, atom kütlesi - 12,0107.

Fiziksel özellikler.

Karbon, çok çeşitli allotropik modifikasyonlarda bulunur. fiziksel özellikler. Modifikasyonların çeşitliliği, karbonun oluşturma yeteneğinden kaynaklanmaktadır. Kimyasal bağlar farklı tip.

Aşağıdaki elementlerin oksitleri amfoteriktir. ana alt gruplar: BeO, A1 2 O 3, Ga 2 O 3, GeO 2, SnO, SnO 2, PbO, Sb 2 O 3, PoO 2. Amfoterik hidroksitler, aşağıdaki elementlerin hidroksitleridir. ana alt gruplar: 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.

Bir alt grubun elementlerinin oksitlerinin ve hidroksitlerinin temel doğası, elementin artan atom numarası ile artar (aynı oksidasyon durumundaki elementlerin oksitlerini ve hidroksitlerini karşılaştırırken). Örneğin, N 2 O 3, P 2 O 3, As 2 O 3 asidik oksitlerdir, Sb 2 O 3 bir amfoterik oksittir, Bi 2 O 3 bir bazik oksittir.

Berilyum ve alüminyum bileşikleri örneğini kullanarak hidroksitlerin amfoterik özelliklerini ele alalım.

Alüminyum hidroksit amfoterik özellikler gösterir, hem bazlarla hem de asitlerle reaksiyona girer ve iki dizi tuz oluşturur:

1) A1 elementinin bir katyon şeklinde olduğu;

2A1 (OH) 3 + 6HC1 \u003d 2A1C1 3 + 6H20 A1 (OH) 3 + 3H + \u003d A1 3+ + 3H 2 O

Bu reaksiyonda, A1(OH)3 bir baz olarak işlev görür ve alüminyumun A1 3+ katyonu olduğu bir tuz oluşturur;

2) A1 elementinin anyonun bir parçası olduğu (alüminatlar).

A1 (OH) 3 + NaOH \u003d NaA1O 2 + 2H20.

Bu reaksiyonda, A1(OH)3, bir asit gibi davranarak, alüminyumun AlO2 - anyonunun bir parçası olduğu bir tuz oluşturur.

Çözünmüş alüminatların formülleri, tuzun dehidrasyonu sırasında oluşan ürüne atıfta bulunarak basitleştirilmiş bir şekilde yazılmıştır.

Kimya literatüründe, alüminyum hidroksitin alkali içinde çözülmesiyle oluşturulan bileşiklerin farklı formülleri bulunabilir: NaA1O2 (sodyum metaalüminat), Na tetrahidroksoalüminat sodyum. Bu formüller birbiriyle çelişmez, çünkü farklılıkları bu bileşiklerin farklı hidrasyon dereceleriyle ilişkilidir: NaA1O 2 2H 2 O, Na'nın farklı bir kaydıdır. A1 (OH) 3 fazla alkali içinde çözüldüğünde, sodyum tetrahidroksoalüminat oluşur:

A1 (OH) 3 + NaOH \u003d Na.

Reaktiflerin sinterlenmesi sırasında sodyum metaalüminat oluşur:

A1(OH) 3 + NaOH ==== NaA1O 2 + 2H20.

Bu nedenle, sulu çözeltilerde aynı anda [A1 (OH) 4] - veya [A1 (OH) 4 (H 2 O) 2] - gibi iyonların olduğunu söyleyebiliriz (reaksiyon denklemi alındığında hidrat kabukları dikkate alınarak) ve A1O 2 gösterimi basitleştirilmiştir.

Alkalilerle reaksiyona girme kabiliyeti nedeniyle, kural olarak, alüminyum hidroksit, alkalinin alüminyum tuzlarının çözeltileri üzerindeki etkisiyle elde edilmez, ancak bir amonyak çözeltisi kullanılır:

A1 2 (SO 4) 3 + 6 NH3H20 \u003d 2A1 (OH) 3 + 3(NH 4) 2S04.

İkinci periyodun elementlerinin hidroksitleri arasında, berilyum hidroksit amfoterik özellikler sergiler (berilyumun kendisi alüminyuma diyagonal bir benzerlik gösterir).

Asitler ile:

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

Bazlar ile:

(OH) 2 + 2NaOH \u003d Na2 (sodyum tetrahidroksoberillat) olun.

Basitleştirilmiş bir biçimde (Be (OH) 2'yi bir asit H 2 BeO 2 olarak temsil edersek)

Be (OH) 2 + 2NaOH (konsantre sıcak) \u003d Na2BeO2 + 2H20.

berilat Na

En yüksek oksidasyon durumlarına karşılık gelen ikincil alt grupların elementlerinin hidroksitleri çoğunlukla asidik özelliklere sahiptir: örneğin, Mn 2 O 7 - HMnO 4; CrO 3 - H 2 CrO 4. Düşük oksitler ve hidroksitler için ana özelliklerin baskınlığı karakteristiktir: CrO - Cr (OH) 2; MnO - Mn(OH)2; FeO - Fe (OH) 2. +3 ve +4 oksidasyon durumlarına karşılık gelen ara bileşikler genellikle amfoterik özellikler sergiler: Cr 2 O 3 - Cr (OH) 3; Fe203 - Fe (OH) 3. Bu modeli krom bileşikleri örneğinde gösteriyoruz (Tablo 9).

Tablo 9 - Oksitlerin doğasının ve bunlara karşılık gelen hidroksitlerin elementin oksidasyon derecesine bağımlılığı

Asitlerle etkileşim, krom elementinin bir katyon formunda olduğu bir tuzun oluşumuna yol açar:

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

Cr(III) sülfat

Bazlarla reaksiyona girerek tuz oluşumuna neden olur. Hangi krom elementi anyonun bir parçasıdır:

Cr (OH) 3 + 3NaOH \u003d Na3 + 3H20.

heksahidroksokromat(III) Na

Çinko oksit ve hidroksit ZnO, Zn(OH) 2 tipik olarak amfoterik bileşiklerdir, Zn(OH) 2 asit ve alkali çözeltilerde kolayca çözünür.

Asitlerle etkileşim, çinko elementinin bir katyon formunda olduğu bir tuzun oluşumuna yol açar:

Zn(OH) 2 + 2HC1 = ZnCl2 + 2H20.

Bazlarla etkileşim, çinko elementinin anyonda olduğu bir tuzun oluşumuna yol açar. Alkalilerle etkileşime girdiğinde çözümlerde tetrahidroksozinkatlar oluşur, kaynaştığında- çinkoatlar:

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

Veya kaynaştırırken:

Zn (OH) 2 + 2NaOH \u003d Na2 ZnO 2 + 2H20.

Çinko hidroksit, alüminyum hidroksite benzer şekilde elde edilir.

Yunancadan "amfoteros" kelimesi "biri ve diğeri" olarak çevrilir. Amfoterisite, bir maddenin asit-baz özelliklerinin ikiliğidir. Koşullara bağlı olarak hem asidik hem de bazik özellikler gösterebilen hidroksitlere amfoterik denir.

Amfoterik hidroksitin bir örneği çinko hidroksittir. Bu hidroksitin temel formundaki formülü Zn(OH)2'dir. Ancak çinko hidroksit formülünü, inorganik asitlerin formüllerinde olduğu gibi hidrojen atomlarını ilk sıraya koyarak asit formunda yazabilirsiniz: H2ZnO2 (Şekil 1). Daha sonra ZnO22-, 2 yüklü asidik bir kalıntı olacaktır.

Pirinç. 1. Çinko hidroksit formülleri

Amfoterik hidroksitin bir özelliği, mukavemet açısından çok az farklılık göstermesidir. O-N bağlantıları ve Zn-O. Dolayısıyla özelliklerin ikiliği. Hidrojen katyonları vermeye hazır asitlerle reaksiyonlarda çinko hidroksitin Zn-O bağını kırması, bir OH grubu vermesi ve baz görevi görmesi faydalıdır. Bu tür reaksiyonların bir sonucu olarak, çinkonun bir katyon olduğu tuzlar oluşur, bu nedenle bunlara katyonik tipte tuzlar denir:

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

Alkalilerle reaksiyonlarda çinko hidroksit, hidrojenden vazgeçerek bir asit görevi görür. Bu durumda, anyonik tipte tuzlar oluşur (çinko asit kalıntısının bir parçasıdır - çinkoat anyonu). Örneğin, çinko hidroksit katı sodyum hidroksit ile kaynaştığında, Na2ZnO2 oluşur - anyonik tip sodyum çinkoatın ortalama tuzu:

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

Alkali çözeltilerle etkileşime girdiğinde, amfoterik hidroksitler çözünür kompleks tuzlar oluşturur. Örneğin çinko hidroksit bir sodyum hidroksit çözeltisi ile reaksiyona girdiğinde sodyum tetrahidroksozinkat oluşur:

Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2

2- genellikle köşeli parantez içine alınan karmaşık bir anyondur.

Bu nedenle, çinko hidroksitin amfoterisitesi, hem katyonların hem de anyonların bileşiminde sulu bir çözeltide çinko iyonlarının bulunma olasılığından kaynaklanmaktadır. Bu iyonların bileşimi ortamın asitliğine bağlıdır. ZnO22- anyonları alkali ortamda, Zn2+ katyonları ise asidik ortamda kararlıdır.

Amfoterik hidroksitler suda çözünmeyen maddelerdir ve ısıtıldıklarında metal oksit ve suya ayrışırlar:

Zn(OH)2 = ZnO + H2O

2Fe(OH)3 = Fe2O3 + 3H2O

2Al(OH)3 = Al2O3 + 3H2O

Metalin hidroksit ve oksit içindeki oksidasyon derecesi aynı olmalıdır.

Amfoterik hidroksitler suda çözünmeyen bileşiklerdir, bu nedenle bir geçiş metal tuzu çözeltisi ile bir alkali arasındaki bir değişim reaksiyonuyla elde edilebilirler. Örneğin, alüminyum hidroksit, alüminyum klorür ve sodyum hidroksit çözeltilerinin etkileşimi ile oluşturulur:

AlCl3 + 3NaOH = Al(OH)3↓ + 3NaCl

Bu çözeltiler boşaltıldığında, beyaz jöle benzeri bir alüminyum hidroksit çökeltisi oluşur (Şekil 2).

Ancak aynı zamanda, amfoterik hidroksitler alkalilerde çözüldüğü için fazla alkaliye izin verilemez. Bu nedenle, alkali yerine sulu bir amonyak çözeltisi kullanmak daha iyidir. Alüminyum hidroksitin çözünmediği zayıf bir bazdır. Alüminyum klorür sulu bir amonyak çözeltisi ile reaksiyona girdiğinde, alüminyum hidroksit ve amonyum klorür oluşur:

AlCl3+ 3NH3. H2O = Al(OH)3↓ + 3NH4Cl

Pirinç. 2. Alüminyum hidroksitin çökeltilmesi

Amfoterik hidroksitler, geçiş kimyasal elementleri tarafından oluşturulur ve ikili özellikler gösterirler, yani hem asit hem de bazdırlar. Alüminyum hidroksitin amfoterik yapısını elde ediyor ve onaylıyoruz.

Bir test tüpünde bir alüminyum hidroksit çökeltisi alıyoruz. Bunu yapmak için alüminyum sülfat çözeltisine bir çökelti görünene kadar az miktarda alkali çözeltisi (sodyum hidroksit) ekleyin (Şekil 1). Lütfen dikkat: Bu aşamada alkali fazla olmamalıdır. Ortaya çıkan beyaz çökelti, alüminyum hidroksittir:

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

Bir sonraki deney için, ortaya çıkan çökeltiyi iki parçaya böleceğiz. Alüminyum hidroksitin bir asit özelliği gösterdiğini kanıtlamak için, reaksiyonunu bir alkali ile gerçekleştirmek gerekir. Tersine, alüminyum hidroksitin temel özelliklerini kanıtlamak için asitle karıştırın. Alüminyum hidroksit çökeltisi olan bir test tüpünde, bir alkali - sodyum hidroksit çözeltisi ekleyin (bu sefer fazla alkali alınır). Çökelti çözülür. Reaksiyonun bir sonucu olarak, karmaşık bir tuz oluşur - sodyum hidroksoalüminat:

Al(OH)3 + NaOH = Na

Tortu ile ikinci test tüpüne hidroklorik asit çözeltisi dökün. Çökelti de çözülür. Bu, alüminyum hidroksitin sadece alkali ile değil, aynı zamanda asit ile de reaksiyona girdiği, yani amfoterik özellikler sergilediği anlamına gelir. Bu durumda, değişim reaksiyonu devam eder, alüminyum klorür ve su oluşur:

Deneyim No. 3. Bir sodyum tetrahidroksoalüminat çözeltisinin etkileşimi hidroklorik asit ve karbondioksit

Bir sodyum hidroksoalüminat çözeltisine damla damla seyreltik bir hidroklorik asit çözeltisi ekleyeceğiz. Alüminyum hidroksitin çökelmesini ve müteakip çözünmesini gözlemliyoruz:

Na + HCl = Al(OH)3¯ + NaCl + H2O

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

Sodyum tetrahidroksoalüminat kararsızdır ve asidik bir ortamda ayrışır. Bakalım zayıf karbonik asit kompleksi yok edecek mi?

Karbondioksiti bir sodyum tetrahidroksoalüminat çözeltisinden geçireceğiz. Karbondioksit ise mermer ve hidroklorik asit arasındaki reaksiyonla elde edilir. Bir süre sonra, daha fazla karbondioksit geçişi ile kaybolmayan, suda çözünmeyen bir alüminyum hidroksit süspansiyonu oluşur.

Na + CO2= Al(OH)3¯ + NaHC03

Yani fazla karbondioksit alüminyum hidroksiti çözmez.

Kaynaklar

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

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

sunum kaynağı - http://ppt4web.ru/khimija/amfoternye-oksidy-i-gidroksidy.html

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

Konu: Bileşiklerin ana sınıfları, özellikleri ve tipik tepkimeleri

Ders: Amfoterik hidroksitler

Amfoterik hidroksitin bir örneği çinko hidroksittir. Bu hidroksitin temel formundaki formülü Zn(OH) 2'dir. Ancak çinko hidroksit formülünü, inorganik asitlerin formüllerinde olduğu gibi hidrojen atomlarını ilk sıraya koyarak asit formunda yazabilirsiniz: H 2 ZnO 2 (Şekil 1). O zaman ZnO 2 2-, yükü 2 olan bir asit kalıntısı olacaktır.

Pirinç. 1. Çinko hidroksit formülleri

Amfoterik hidroksitin bir özelliği, O-H ve Zn-O bağlarının kuvvetinde çok az farklılık göstermesidir. Dolayısıyla özelliklerin ikiliği. Hidrojen katyonları vermeye hazır asitlerle reaksiyonlarda çinko hidroksitin Zn-O bağını kırması, bir OH grubu vermesi ve baz görevi görmesi faydalıdır. Bu tür reaksiyonların bir sonucu olarak, çinkonun bir katyon olduğu tuzlar oluşur, bu nedenle bunlara katyonik tipte tuzlar denir:

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

(temel)

Alkalilerle reaksiyonlarda çinko hidroksit, hidrojenden vazgeçerek bir asit görevi görür. Bu durumda, anyonik tipte tuzlar oluşur (çinko asit kalıntısının bir parçasıdır - çinkoat anyonu). Örneğin, çinko hidroksit katı sodyum hidroksit ile kaynaştırıldığında, Na2ZnO2 oluşur - anyonik tip sodyum çinkoatın ortalama tuzu:

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

(asit)

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

2- genellikle köşeli parantez içine alınan karmaşık bir anyondur.

Bu nedenle, çinko hidroksitin amfoterisitesi, hem katyonların hem de anyonların bileşiminde sulu bir çözeltide çinko iyonlarının bulunma olasılığından kaynaklanmaktadır. Bu iyonların bileşimi ortamın asitliğine bağlıdır. ZnO 2 2- anyonları alkali ortamda, Zn 2+ katyonları ise asit ortamında kararlıdır.

Amfoterik hidroksitler suda çözünmeyen maddelerdir ve ısıtıldıklarında metal oksit ve suya ayrışırlar:

Zn(OH)2 = ZnO + H2O

2Fe(OH) 3 = Fe203 + 3H2O

2Al(OH) 3 \u003d Al203 + 3H2O

Metalin hidroksit ve oksit içindeki oksidasyon derecesi aynı olmalıdır.

AlCl 3 + 3NaOH = Al(OH) 3 ↓ + 3NaCl

Bu çözeltiler boşaltıldığında, beyaz jöle benzeri bir alüminyum hidroksit çökeltisi oluşur (Şekil 2).

AlCl3 + 3NH3. H20 \u003d Al (OH) 3 ↓ + 3NH4 Cl

Pirinç. 2. Alüminyum hidroksitin çökeltilmesi

bibliyografya

Novoshinsky I.I., Novoshinskaya N.S. Kimya. 10. sınıf genel ders kitabı. enst. profil seviyesi. - M.: LLC "TID "Rusça Kelime - RS", 2008. (§ 54)
Kuznetsova N.E., Litvinova T.N., Levkin A.N. Kimya: 11. Sınıf: Genel olarak öğrenciler için bir ders kitabı. enst. ( profil seviyesi): 2 saatte Bölüm 2. M.: Ventana-Graf, 2008. (s. 110-111)
Radetsky A.M. Kimya. didaktik malzeme. 10-11 derece. - E.: Eğitim, 2011.
Khomchenko I. D. Kimyadaki problemlerin ve alıştırmaların toplanması lise. - M.: RIA "Yeni Dalga": Yayıncı Umerenkov, 2008.

Amfoterik hidroksitler ne ile reaksiyona girer? Ders "amfoterik hidroksitler"

Yazım hatası bildir

Editörlerimize gönderilecek metin:

Yorumunuz (isteğe bağlı):