Amfoterik hidroksitlerin alkalilerle etkileşimi. Amfoterik hidroksitlerin özellikleri

hakkında konuşmadan önce kimyasal özellikler bazlar ve amfoterik hidroksitler nedir, net olarak tanımlayalım mı?

1) Bazlar veya bazik hidroksitler, +1 veya +2 ​​oksidasyon durumundaki metal hidroksitleri içerir, yani. formülleri ya MeOH ya da Me(OH) 2 olarak yazılır. Ancak, istisnalar vardır. Dolayısıyla, Zn (OH) 2, Be (OH) 2, Pb (OH) 2, Sn (OH) 2 hidroksitleri bazlara ait değildir.

2) Amfoterik hidroksitler, +3, +4 oksidasyon durumundaki metal hidroksitleri ve istisna olarak, hidroksitleri Zn (OH) 2, Be (OH) 2, Pb (OH) 2, Sn (OH) 2'yi içerir. +4, oksidasyon durumundaki metal hidroksitler atamaları KULLAN karşılamadığı için değerlendirmeye alınmayacaktır.

Bazların kimyasal özellikleri

Tüm bazlar ayrılır:

Berilyum ve magnezyumun alkali toprak metalleri olmadığını hatırlayın.

Suda çözünür olmalarına ek olarak, alkaliler sulu çözeltilerde de çok iyi ayrışırlar, çözünmeyen bazlar ise düşük derecede ayrışmaya sahiptir.

Çözünürlük ve alkaliler ile çözünmeyen hidroksitler arasında ayrışma yeteneğindeki bu fark, sırayla, kimyasal özelliklerinde gözle görülür farklılıklara yol açar. Bu nedenle, özellikle alkaliler, kimyasal olarak daha aktif bileşiklerdir ve çoğu zaman, çözünmeyen bazların girmediği reaksiyonlara girme yeteneğine sahiptir.

Bazların asitlerle reaksiyonu

Alkaliler, çok zayıf ve çözünmeyenler dahil olmak üzere kesinlikle tüm asitlerle reaksiyona girer. Örneğin:

çözünmeyen bazlar hemen hemen tüm çözünür asitlerle reaksiyona girer, çözünmeyen silisik asitle reaksiyona girmez:

Unutulmamalıdır ki, hem güçlü hem de zayıf bazlar ile Genel formül Me (OH) 2 türü asit eksikliği olan bazik tuzlar oluşturabilir, örneğin:

Asit oksitlerle etkileşim

Alkaliler, tüm asidik oksitlerle reaksiyona girerek tuzlar ve genellikle su oluşturur:

Çözünmeyen bazlar, kararlı asitlere karşılık gelen tüm yüksek asit oksitlerle, örneğin P 2 O 5, SO 3, N 2 O 5 ile reaksiyona girerek orta tuzların oluşumuyla1:

Me (OH)2 formundaki çözünmeyen bazlar, su varlığında sadece bazik tuzların oluşumu ile karbon dioksit ile reaksiyona girer. Örneğin:

Cu(OH) 2 + CO2 = (CuOH) 2C03 + H2O

Olağanüstü eylemsizliği nedeniyle silikon dioksit ile yalnızca en güçlü bazlar, alkaliler reaksiyona girer. Bu durumda normal tuzlar oluşur. Reaksiyon, çözünmeyen bazlarla ilerlemez. Örneğin:

Bazların amfoterik oksitler ve hidroksitlerle etkileşimi

Tüm alkaliler amfoterik oksitler ve hidroksitlerle reaksiyona girer. Reaksiyon, bir amfoterik oksit veya hidroksitin katı bir alkali ile kaynaştırılmasıyla gerçekleştirilirse, böyle bir reaksiyon hidrojensiz tuzların oluşumuna yol açar:

Sulu alkali çözeltileri kullanılıyorsa, hidrokso kompleks tuzları oluşur:

Alüminyum durumunda, Na tuzu yerine fazla konsantre alkalinin etkisi altında, Na3 tuzu oluşur:

Bazların tuzlarla etkileşimi

Herhangi bir baz, yalnızca iki koşul aynı anda karşılandığında herhangi bir tuzla reaksiyona girer:

1) başlangıç ​​bileşiklerinin çözünürlüğü;

2) reaksiyon ürünleri arasında bir çökelti veya gazın varlığı

Örneğin:

Bazların termal kararlılığı

Ca(OH) 2 hariç tüm alkaliler ısıya dayanıklıdır ve bozunmadan erir.

Tüm çözünmeyen bazlar ve ayrıca az çözünür Ca (OH) 2, ısıtıldığında ayrışır. En sıcaklık kalsiyum hidroksitin ayrışması - yaklaşık 1000 o C:

Çözünmeyen hidroksitler çok daha fazlasına sahiptir. Düşük sıcaklık ayrışma. Örneğin, bakır (II) hidroksit, 70 o C'nin üzerindeki sıcaklıklarda zaten ayrışır:

Amfoterik hidroksitlerin kimyasal özellikleri

Amfoterik hidroksitlerin asitlerle etkileşimi

amfoterik hidroksitler güçlü asitlerle reaksiyona girer:

+3 oksidasyon durumundaki amfoterik metal hidroksitler, yani. Me (OH) 3 tipi, H2S, H2SO3 ve H2C03 gibi asitlerle reaksiyona girmezler, çünkü bu reaksiyonlar sonucunda oluşabilecek tuzlar geri dönüşümsüz hidrolize tabidir. orijinal amfoterik hidroksit ve karşılık gelen asit:

Amfoterik hidroksitlerin asit oksitlerle etkileşimi

Amfoterik hidroksitler, kararlı asitlere (SO 3, P 2 O 5, N 2 O 5) karşılık gelen daha yüksek oksitlerle reaksiyona girer:

+3 oksidasyon durumundaki amfoterik metal hidroksitler, yani. Me (OH) 3 tipi, asit oksitler SO 2 ve CO 2 ile reaksiyona girmez.

Amfoterik hidroksitlerin bazlarla etkileşimi

Bazlardan amfoterik hidroksitler sadece alkalilerle reaksiyona girer. Bu durumda, sulu bir alkali çözeltisi kullanılırsa, hidrokso kompleks tuzları oluşur:

Amfoterik hidroksitler katı alkalilerle birleştiğinde, susuz analogları elde edilir:

Amfoterik hidroksitlerin bazik oksitlerle etkileşimi

Amfoterik hidroksitler, alkali ve toprak alkali metallerin oksitleri ile birleştiğinde reaksiyona girer:

Amfoterik hidroksitlerin termal ayrışması

Tüm amfoterik hidroksitler suda çözünmezler ve herhangi bir çözünmeyen hidroksit gibi, karşılık gelen oksit ve suya ısıtıldıklarında ayrışırlar.

İle Yunan"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 kaynaştırıldığında, 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. AT alkali ortam ZnO22- anyonları kararlıdır ve Zn2+ katyonları asidik bir 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 çözündüğü için fazla alkaliye izin verilemez. Bu nedenle, alkali yerine sulu bir amonyak çözeltisi kullanmak daha iyidir. Alüminyum hidroksitin çözünmediği zayıf bir bazdır. Alüminyum klorür ile reaksiyona girdiğinde sulu çözelti amonyak, alüminyum hidroksit ve amonyum klorür oluşturur:

AlCl3+ 3NH3. H2O = Al(OH)3↓ + 3NH4Cl

Pirinç. 2. Alüminyum hidroksitin çökeltilmesi

Amfoterik hidroksitler geçişle oluşur kimyasal elementler ve ikili özellikler sergilerler, 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, bir alüminyum sülfat çözeltisine, çok sayıda bir çökelti görünene kadar alkali solüsyonu (sodyum hidroksit) (Şekil 1). Lütfen dikkat: Bu aşamada alkali fazla olmamalıdır. Ortaya çıkan çökelti Beyaz renk alüminyum hidroksittir:

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

Bir sonraki deney için, ortaya çıkan çökeltiyi iki parçaya böleceğiz. Alüminyum hidroksitin bir asidin özelliklerini 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, asitle de reaksiyona girdiği, yani amfoterik özellikler sergilediği anlamına gelir. Bu durumda, değişim reaksiyonu devam eder, alüminyum klorür ve su oluşur:

Deneyim No. 3. Sodyum tetrahidroksoalüminat çözeltisinin etkileşimi hidroklorik asit ve karbondioksit

Bir sodyum hidroksoalüminat çözeltisine damla damla seyreltik bir hidroklorik asit çözeltisi ekleyeceğiz. Alüminyum hidroksitin çökelmesini ve ardından 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

amfoterik koşullara bağlı olarak ya bazların ya da asitlerin özelliklerini sergileyen bu tür hidroksitler olarak adlandırılır.

Amfoterik hidroksitler şunları içerir:

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

ve diğerleri.

Amfoterik hidroksitler reaksiyona girer:

a) asitlerle

Örneğin:

A1 (OH) 3 + ZNS1 \u003d A1C1 3 + ZN20,

Zn (OH) 2 + H2S04 \u003d ZnSO 4 + 2H20;

b) asit oksitlerle,

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

Bu reaksiyonlarda amfoterik hidroksitler baz özelliği gösterirler. .

içinde) gerekçesiyle,

katılar eridiğinde tuzlar oluşur.

Örneğin:

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

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

Bu reaksiyonlarda amfoterik hidroksitler asitlerin özelliklerini sergiler.

Sulu alkali çözeltileri ile reaksiyonlarda, karşılık gelen karmaşık bileşikler oluşur.

Örneğin:

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

sodyum tetrahidroksoalüminat

Zn (OH) 2 + 2KOH çözeltisi \u003d K 2

potasyum tetrahidroksozinkat

G) bazik oksitler ile:

2Cr(OH)3 + K2O 2KCrO 2 + 3H 2 O.

Bu reaksiyonda amfoterik hidroksit asidik özellikler gösterir. Reaksiyon, reaktanların füzyonu ile ilerler.

Baz elde etme yöntemleri

1. Bazları hazırlamak için yaygın bir yöntem, çözelti değiştirme reaksiyonudur.alkali çözeltisi ile tuz. Etkileşim sırasında yeni bir baz ve yeni bir tuz oluşur.

Örneğin:

CuSO 4 + 2KOH \u003d Cu (OH) 2 ↓ + K2S04,

K 2 CO 3 + Ba (OH) 2 \u003d 2KOH + VaC03 ↓.

Bu yöntemle hem çözünmeyen hem de çözünür bazlar elde edilebilir.

2. Alkaliler, alkali ve toprak alkali metallerin su ile reaksiyona girmesiyle elde edilebilir..

Örneğin:

2Na + 2H20 \u003d 2NaOH + H2,

Ca + 2H20 \u003d Ca (OH) 2 + H 2.

3. Alkaliler ayrıca alkali ve toprak alkali metallerin oksitlerinin su ile etkileşimi ile de elde edilebilir.

Örneğin:

Na20 + H20 \u003d 2NaOH,

CaO + H20 \u003d Ca (OH) 2.

4.Alkali tekniğinde elde edilirtuz çözeltilerinin elektrolizi(örneğin, klorürler).

Örneğin:

2NaС1 + 2Н 2 О
2NaOH + H2 + C1 2.

Bazların uygulama alanları

Sodyum ve potasyum hidroksitler (NaOH ve KOH) petrol ürünlerinin saflaştırılmasında, sabun, suni ipek, kağıt üretiminde kullanılır, tekstil ve deri endüstrilerinde vb. kullanılır. Alkaliler, yüzeylerin kimyasal olarak yağdan arındırılması için çözümlerin bir parçasıdır. koruyucu ve dekoratif kaplamalar uygulamadan önce demir ve bazı demir dışı metallerin.

Potasyum, kalsiyum, baryum hidroksitler, petrol endüstrisinde, dengesiz sondajı mümkün kılan engellenmiş sondaj sıvılarının hazırlanması için kullanılır. kayalar. Alkali çözeltilerin formasyona enjeksiyonu, üretken formasyonların yağ geri kazanımında bir artışı teşvik eder.

Demir (III), kalsiyum ve sodyumun hidroksitleri, hidrojen sülfürden gaz saflaştırması için reaktifler olarak kullanılır.

Hidratlı kireç Ca(OH) 2, deniz suyunun etkisi altında metal korozyonunun bir inhibitörü olarak ve ayrıca yağlama yağlarının hazırlanmasında kullanılan su sertliğini gidermek ve akaryakıtın saflaştırılması için bir reaktif olarak kullanılır.

Alüminyum ve demir (III) hidroksitler, su arıtımı için ve ayrıca sondaj sıvılarının hazırlanması için topaklaştırıcı olarak kullanılır.

Vakıflar - Bu kimyasal bileşik Protonla (Brönsted bazı) veya başka bir kimyasal bileşiğin boş yörüngesiyle (Lewis bazı) kovalent bağ oluşturabilen

Bazların kimyasal özellikleri

Baz elde etme yöntemleri

1 . sulu tuz çözeltilerinin elektrolizi aktif metaller:

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

Alüminyuma kadar bir dizi voltajda duran metal tuzlarının elektrolizi sırasında, gaz halindeki hidrojen ve hidroksit iyonlarının salınmasıyla katotta su indirgenir. Tuzun ayrışması sırasında oluşan metal katyonlar, oluşan hidroksit iyonları ile bazlar oluşturur.

2 . metallerin su ile etkileşimi: 2Na+2H2O=2NaOH+H22Na+2H2O=2NaOH+H2 Bu yöntem ne laboratuvarda ne de endüstride pratik uygulama bulmamaktadır.

3 . oksitlerin su ile etkileşimi: CaO+H2O=Ca(OH)2CaO+H2O=Ca(OH)2

4 . değişim reaksiyonları(hem çözünür hem de çözünmez bazlar elde edilebilir): Ba(OH)2+K2SO4=2KOH+BaSO4↓Ba(OH)2+K2SO4=2KOH+BaSO4↓CuCl2+2NaOH=Cu(OH)2↓+2NaNO3

amfoterik bileşikler - Bu reaksiyon koşullarına bağlı olarak asidik veya bazik özellikler gösteren maddeler.

amfoterik hidroksitler - suda çözünmeyen maddeler ve ısıtıldıklarında metal oksit ve suya ayrışırlar:

Zn(OH)2 = ZnO + H2O

2Fe(OH) 3 = Fe203 + 3H2O

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

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.

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

amfoterik oksitler - koşullara bağlı olarak ya bazik ya da asidik özellikler sergileyen (yani amfoterisite sergileyen) tuz oluşturan oksitler. Geçiş metallerinden oluşur. Amfoterik oksitlerdeki metaller, ZnO, BeO, SnO, PbO hariç, genellikle III ila IV arasında oksidasyon durumları sergiler.

amfoterik oksitler ikili bir yapıya sahiptirler: asitlerle ve bazlarla (alkaliler) etkileşime girebilirler:

Al 2 Ö 3 + 6HCl = 2AlCl 3 + 3H 2 Ö

Al 2 Ö 3 + 2NaOH + 3H 2 O = 2Na.

Tipik amfoterik oksitler : H 2 O, BeO, Al 2 Ö 3 , Kr 2 Ö 3 , Fe 2 Ö 3 ve benzeri.

9. Kimyasal termodinamik. Sistem kavramları, entropi, entalpi, kimyasal reaksiyonun termal etkisi, Hess yasası ve sonuçları. Reaksiyonun endotermi ve ekzotermi, termodinamiğin 1. ve 2. yasaları, Kimyasal reaksiyon hızı (etkileyen faktörler), Van't Hoff kuralı, Van't Hoff denklemi.

kimyasal termodinamik - sistemlerin ve yasaların istikrar koşullarını inceleyen bir bilim.

Termodinamik - makrosistem bilimi.

termodinamik sistem - çeşitli fiziksel ve kimyasal süreçlerin gerçekleştiği çevreleyen dünyanın makroskopik bir parçası.

dağınık sistem bir fazın küçük parçacıklarının başka bir fazın hacminde eşit olarak dağıldığı heterojen bir sistem olarak adlandırılır.

Entropi (Yunan entropisinden) - dönüş, dönüşüm. Entropi kavramı ilk olarak termodinamikte tersinmez enerji yayılımının ölçüsünü belirlemek için tanıtıldı. Entropi, bilimin diğer alanlarında yaygın olarak kullanılmaktadır: herhangi bir makroskopik durumun uygulanma olasılığının bir ölçüsü olarak istatistiksel fizikte; bilgi teorisinde - farklı sonuçlara sahip olabilecek herhangi bir deneyimin (test) belirsizliğinin bir ölçüsü. Entropinin tüm bu yorumlarının derin bir içsel bağlantısı vardır.

entalpi (termal fonksiyon, ısı içeriği) - basınç, entropi ve partikül sayısı bağımsız değişkenler olarak seçildiğinde sistemin termodinamik dengedeki durumunu karakterize eden termodinamik potansiyel.

Basitçe söylemek gerekirse, entalpi, belirli bir sabit basınçta ısıya dönüştürülebilen enerjidir.

Termal etkiler genellikle termokimyasal denklemlerde gösterilir kimyasal reaksiyonlarΔН sisteminin entalpi (ısı içeriği) değerlerini kullanarak.

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

Endotermik reaksiyonlar için ΔH > 0.

Kimyasal reaksiyonun termal etkisi belirli miktarlarda reaktanlar için salınan veya emilen ısıdır.

Bir reaksiyonun termal etkisi, maddelerin durumuna bağlıdır.

Hidrojenin oksijenle reaksiyonu için termokimyasal denklemi düşünün:

Bu kayıt, 2 mol hidrojen 1 mol oksijen ile etkileştiğinde, gaz halinde 2 mol su oluştuğu anlamına gelir. Bu durumda 483.6 (kJ) ısı açığa çıkar.

Hess yasası - İzobarik-izotermal veya izokorik-izotermal koşullar altında gerçekleştirilen bir kimyasal reaksiyonun termal etkisi, yalnızca başlangıç ​​maddelerinin ve reaksiyon ürünlerinin tipine ve durumuna bağlıdır ve oluşum yoluna bağlı değildir.

Hess yasasından çıkan sonuçlar:

Ters reaksiyonun ısı etkisi, zıt işaretli doğrudan reaksiyonun ısı etkisine eşittir, yani. reaksiyonlar için

onlara cevap vermek termal etkiler eşitlikle bağlı

2. Bir dizi ardışık kimyasal reaksiyonun bir sonucu olarak, sistem ilkiyle (dairesel bir süreç) tamamen çakışan bir duruma gelirse, bu reaksiyonların termal etkilerinin toplamı sıfıra eşittir, yani. bir dizi reaksiyon için

termal etkilerinin toplamı

Oluşum entalpisi, 1 mol bir maddenin oluşum reaksiyonunun termal etkisi olarak anlaşılır. basit maddeler. Genellikle standart oluşum entalpileri kullanılır. Belirtilirler veya (genellikle endekslerden biri atlanır; f - İngiliz oluşumundan).

termodinamiğin birinci yasası - Sistemin bir durumdan diğerine geçişi sırasında iç enerjisindeki değişim, işin toplamına eşittir. dış kuvvetler ve sisteme aktarılan ısı miktarı

Termodinamiğin birinci yasasına göre, iş ancak ısı veya başka bir enerji türü ile yapılabilir. Bu nedenle, iş ve ısı miktarı aynı birimlerde ölçülür - joule (ve enerji).

burada ΔU iç enerjideki değişim, A dış kuvvetlerin işi, Q sisteme aktarılan ısı miktarıdır.

Termodinamiğin ikinci yasası - Tek sonucu daha soğuk bir cisimden daha sıcak bir cisme ısı transferi olacak hiçbir işlem mümkün değildir.

Van't Hoff kuralı sıcaklıktaki her 10°'lik artış için, kimyasal reaksiyon hızının 2-4 kat arttığını belirtir.

Bu kuralı açıklayan denklem şudur: (\displaystyle ~V_(2)=V_(1)\cdot \gamma ^(\frac (T_(2)-T_(1))(10)))

burada V2, t2 sıcaklığındaki reaksiyon hızıdır ve V1, t1 sıcaklığındaki reaksiyon hızıdır;

ɣ reaksiyon hızının sıcaklık katsayısıdır. (Örneğin, 2'ye eşitse, sıcaklık 10 derece arttığında reaksiyon hızı 2 kat artacaktır).

endotermik reaksiyonlar - ısı absorpsiyonunun eşlik ettiği kimyasal reaksiyonlar. Endotermik reaksiyonlar için, entalpi ve iç enerji değişiklikleri pozitiftir (\displaystyle \Delta H>0)(\displaystyle \Delta U>0), bu nedenle reaksiyon ürünleri orijinal bileşenlerden daha fazla enerji içerir.

Endotermik reaksiyonlar şunları içerir:

oksitlerden metal indirgeme reaksiyonları,

elektroliz (elektrik enerjisi emilir),

elektrolitik ayrışma (örneğin, suda çözünen tuzlar),

iyonlaşma,

su patlaması - az miktarda suya sağlanan büyük miktarda ısı, sıvının ani ısınması ve aşırı ısıtılmış buhara faz geçişi için harcanırken, iç enerji artar ve kendini buharın iki enerjisi şeklinde gösterir - molekül içi termal ve moleküller arası potansiyel.

fotosentez.

egzotermik reaksiyon - ısı salınımının eşlik ettiği kimyasal bir reaksiyon. Endotermik reaksiyonun tersi.

Konu: Bileşiklerin ana sınıfları, özellikleri ve tipik tepkimeleri

Ders: Amfoterik hidroksitler

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: 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)

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 \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.

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:

AlCl 3 + 3NaOH = Al(OH) 3 ↓ + 3NaCl

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

Ancak aynı zamanda, amfoterik hidroksitler alkalilerde çözündüğü 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. H20 \u003d Al (OH) 3 ↓ + 3NH4 Cl

Pirinç. 2. Alüminyum hidroksitin çökeltilmesi

bibliyografya

1. Novoshinsky I.I., Novoshinskaya N.S. Kimya. 10. sınıf genel ders kitabı. enst. profil seviyesi. - M.: LLC "TID" Rusça kelime- RS", 2008. (§54)
2. 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)
3. Radetsky A.M. Kimya. didaktik malzeme. 10-11 derece. - E.: Eğitim, 2011.
4. Khomchenko I. D. Kimyadaki problemlerin ve alıştırmaların toplanması lise. - M.: RIA "Yeni Dalga": Yayıncı Umerenkov, 2008.