Amfoterni hidroksidi su nerastvorljivi. Amfoterna jedinjenja

Amfoternost (dvostrukost svojstava) hidroksida i oksida mnogi elementi se o?ituju u formiranju dvije vrste soli. Na primjer, za hidroksid i aluminijev oksid:

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

Al2O3 + 3H2SO4 = Al2(SO4)3 + 3H2O

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

Al2O3 + 2NaOH(t) = 2NaAlO2 + H2O (u topljenju)

U reakcijama (a), Al(OH)3 i Al2O3 ispoljavaju svojstva bazi?nih hidroksida i oksida, odnosno reaguju kao alkalije sa kiselinama i kiselim oksidima, formiraju?i so u kojoj je aluminijum Al3+ kation.

Naprotiv, u reakcijama (b) Al(OH)3 i Al2O3 deluju kao kiseli hidroksidi i oksidi, formiraju?i so u kojoj je atom aluminijuma AlIII deo anjona (kiselinskog ostatka) AlO2-.

Sam element aluminijum pokazuje svojstva metala i nemetala u ovim jedinjenjima. Dakle, aluminijum je amfoterni element.

Sli?na svojstva imaju i elementi A-grupa - Be, Ga, Ge, Sn, Pb, Sb, Bi i drugi, kao i ve?ina elemenata B-grupa - Cr, Mn, Fe, Zn, Cd i drugi.

Na primjer, amfoternost cinka dokazuje se sljede?im reakcijama:

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

Ako amfoterni element ima nekoliko oksidacijskih stanja u spojevima, tada su amfoterna svojstva najizra?enija za srednje oksidacijsko stanje.

Na primjer, hrom ima tri poznata oksidaciona stanja: +II, +III i +VI. U slu?aju CrIII kisela i bazna svojstva su izra?ena pribli?no podjednako, dok se kod CrII uo?ava prevlast bazi?nih svojstava, a kod CrVI - kiselih svojstava:

CrII -> CrO, Cr(OH)2 -> CrSO4

CrIII -> Cr2O3, Cr(OH)3 -> Cr2(SO4)3 ili KCrO2

CrVI -> CrO3, H2CrO4 -> K2CrO4

Vrlo ?esto, amfoterni hidroksidi elemenata u +III oksidacionom stanju postoje i u meta obliku, na primjer:

AlO(OH) - aluminij metahidroksid

FeO(OH) - gvo??e metahidroksid (orto-oblik "Fe(OH)3" ne postoji).

Amfoterni hidroksidi su prakti?ki netopivi u vodi, a najpogodniji na?in za njihovo dobivanje je talo?enje iz vodene otopine pomo?u slabe baze - amonijak hidrata:

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

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

Ako se u reakciji izmjene ovog tipa koristi vi?ak alkalija, aluminijum hidroksid se ne?e talo?iti, jer aluminijum zbog svoje amfoternosti prelazi u anion:

Al(OH)3(t) + OH- = -

Primjeri molekularnih jednad?bi za reakcije ovog tipa:

Al(NO3)3 + 4NaOH(vi?ak) = Na + 3NaNO3

ZnSO4 + 4NaOH(vi?ak) = Na2 + Na2SO4

Rezultiraju?e soli spadaju u kompleksna jedinjenja (kompleksne soli): uklju?uju kompleksne anjone - i 2-. Nazivi ovih soli su sljede?i:

Na - natrijum tetrahidroksoaluminat

Na2 - natrijum tetrahidroksozinkat

Proizvodi interakcije oksida aluminija ili cinka s ?vrstom alkalijom nazivaju se druga?ije:

NaAlO2 - natrijum dioksoaluminat(III)

Na2ZnO2 - natrijum dioksocinkat(II)

Zakiseljavanje otopina kompleksnih soli ovog tipa dovodi do uni?tenja kompleksnih aniona:

- -> Al(OH)3 -> Al3+

Na primjer: 2Na + CO2 = 2Al(OH)3? + NaHCO3

Za mnoge amfoterne elemente, to?ne formule hidroksida su nepoznate, jer se hidratizirani oksidi talo?e umjesto hidroksida iz vodene otopine, na primjer, MnO2 nH2O, Sb2O5 nH2O.

Amfoterni elementi u svom slobodnom obliku stupaju u interakciju s tipi?nim kiselinama i alkalijama:

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

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

U obje reakcije nastaju soli, a element koji se razmatra u jednom slu?aju je dio kationa, au drugom je dio anjona.

aluminijum halogenidi u normalnim uslovima - bezbojna kristalna

supstance. U seriji aluminijumskih halogenida, AlF3 se jako razlikuje po svojstvima

od svojih kolega. Vatrostalna je, slabo rastvorljiva u vodi, hemijski

neaktivan. Glavna metoda za dobijanje AlF3 zasniva se na dejstvu bezvodnog HF

na Al2O3 ili Al:

Al2O3 + 6HF = 2AlF3 + 3H2O

Jedinjenja aluminijuma sa hlorom, bromom i jodom su topljiva, vrlo

reaktivan i visoko rastvorljiv ne samo u vodi, ve? iu mnogima

organski rastvara?i. Interakcija aluminijum halogenidi sa vodom

pra?eno zna?ajnim osloba?anjem toplote. Sve u vodenom rastvoru

visoko hidroliziran, ali za razliku od tipi?nih kiselinskih halogenida

nemetala, njihova hidroliza je nepotpuna i reverzibilna. Ve? je primjetno nestalan

u normalnim uslovima, AlCl3, AlBr3 i AlI3 pu?e u vla?nom vazduhu

(zbog hidrolize). Mogu se dobiti direktnom interakcijom

jednostavne supstance.

Kompleksni halogenidi(halogenometalati) sadr?e kompleksne anione, u kojima su atomi halogena ligandi, na primjer. kalijum heksakloroplatinat(IV)K2, natrijum heptafluorotantalat(V) Na, litijum heksafluoroarsenat(V) Li. max. termalni Fluoro-, oksofluoro- i hlormetalati su stabilni. Po prirodi veza, jonska jedinjenja su bliska kompleksnim halogenidima. sa katjonima NF4+, N2F3+, C1F2+, XeF+, itd.

Mnogi halogenidi karakteriziraju asocijacija i polimerizacija u te?noj i plinovitoj fazi uz formiranje premosnih veza. max. Tome su skloni halogenidi metala I i II grupe, A1C13, pentafluoridi Sb i prelaznih metala, oksofluoridi sastava MOF4. Metal-metal halogenidi su poznati, na primjer. Hg2Cl2.

Fluoridi se zna?ajno razlikuju u St. you od ostalih halogenida. Me?utim, kod jednostavnih halogenida ove razlike su manje izra?ene nego kod samih halogena, a kod slo?enih halogenida slabije su nego kod jednostavnih.

Mnogi kovalentni halogenidi (posebno fluoridi) su, na primjer, jake Lewisove kiseline. AsF5, SbF5, BF3, A1C13. Fluoridi su dio superkiselina. Vi?i halogenidi se redukuju metalima i H2, na primjer:

Metalni halogenidi V-VIII grupa, osim Cr i Mn, reducirani su sa H2 u metale, na primjer: WF6 + 3H2 -> W + 6HF

Mnogi kovalentni i ionski metalni halogenidi me?usobno djeluju kako bi formirali kompleksne halogenide, na primjer: KC1 + TaC15 -> K[TaC16]

Lak?i halogeni mogu istisnuti te?e od halogenida. Kiseonik mo?e oksidirati halogenide osloba?anjem C12, Br2 i I2. Jedan od karakteristi?nih okruga kovalentnih halogenida-me?usobni. sa vodom (hidroliza) ili njenim parama tokom zagrevanja. (pirohidroliza), ?to dovodi do stvaranja oksida, oksi- ili

oksohalogenidi, hidroksidi i vodonik halogenidi. Izuzetak su CF4, CC14 i SF6, koji su otporni na vodenu paru na visokim temperaturama.

Halogenidi se dobijaju direktno iz elemenata, interakcijom. vodonik halogenidi ili halogen vodonik to-t sa elementima, oksidima, hidroksidima ili solima, kao i izmjenjivi p-cije.

Halogenidi se ?iroko koriste u tehnologiji kao polazni materijali za proizvodnju halogena, alkalijskih i zemnoalkalnih. metali, kao komponente stakla itd. inorg. materijali; oni su izme?u. proizvodi u proizvodnji rijetkih i odre?enih obojenih metala, U, Si, Ge itd.

U prirodi halogenidi ?ine zasebne klase minerala u kojima su zastupljeni fluoridi (npr. minerali fluorit, kriolit) i hloridi (silvit, karnalit).Bom i jod su deo nekih minerala u obliku izomorfnih primesa. Zna?ajne koli?ine halogenida nalaze se u vodama mora i okeana, u solima i podzemnim slanicima. Neki halogenidi, npr. NaCl, K.C1, CaC12, dio su ?ivih organizama.

Kriolit(od drugog gr?kog kryos - mraz + lithos - kamen) - rijedak mineral iz klase prirodnih fluorida, natrijum heksafluoroaluminat Na3. Kristalizira u monoklinskoj singoniji; kockasti kristali i dvostruke plo?e su rijetki. Obi?no formira bezbojne, bijele ili sive kristalne agregate staklastog sjaja, ?esto sadr?e kvarc, siderit, pirit, galenit, halkopirit, kolumbit i kasiterit. Mogu?e je bojenje ne?isto?ama organskih tvari.

Trenutno razvijene metode dobijanje vje?ta?kog kriolita. Vje?ta?ki proizveden interakcijom aluminijum fluorida sa natrijum fluoridom, kao i delovanjem fluorovodoni?ne kiseline na aluminijum hidroksid u prisustvu sode. Koristi se u procesu elektroliti?ke proizvodnje aluminijuma, u proizvodnji fluorovodoni?ne kiseline, stakla i emajla.

Alum. Stipsa je grupni naziv za dvostruke soli sastava ME(SO4)2. 12H2O, gde je M kalijum K, rubidijum Rb, cezijum Cs, amonijum NH4, a E je aluminijum Al, hrom Cr, gvo??e Fe i drugi elementi u oksidacionom stanju (+ III), daju?i tronaelektrisane katione tokom disocijacije soli .

Stipsa je vrlo topljiva u vodi, njihove vodene otopine imaju opor kiselkast okus i kiselu reakciju zbog hidrolize, na primjer:

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

Kada se zagrije, stipsa se prvo topi u vodi koju sadr?i, a zatim se ta voda gubi, stvaraju?i bezvodne soli. Daljnjim zagrijavanjem stipsa se pretvara u mje?avinu metalnih oksida. Aluminij-kalijum alum se mo?e dobiti modifikacijom procesa proizvodnje pre?i??enog aluminijum sulfata. Prvo se kaolin prokuva sa sumpornom kiselinom. Po zavr?etku neutralizacije sumporne kiseline u reaktor se dodaje natrijum sulfat da bi se dobio natrijum alum. Potonji su, zbog svoje visoke rastvorljivosti, u rastvoru. Nakon ?to se rastvor razbla?i do gustine od 1,33 g/cm3, odvaja se od taloga silicijum dioksida, ohladi i pome?a sa zasi?enim rastvorom kalijum hlorida. Istovremeno se talo?i aluminijum-kalijum alum, slabo rastvorljiv na niskim temperaturama. U mati?noj te?nosti, nakon odvajanja kristala aluminijum-kalijum stipse, ostaju rastvorljive ne?isto?e - jedinjenja gvo??a i natrijum hlorid 89.

Tokom hidrolize hidratizirani ioni aluminija gube protone, formiraju?i uzastopne hidro-okso komplekse. Kada posljednji neutralni kompleks izgubi vodu, nastaje nerastvorljivi hidroksid A1(OH)3.

Kompleksni joni[A1(H20)5OH]2+ i [A1(H20)4(OH)2]+ ostaju u rastvoru, dok A1(OH)3 hidroksid precipitira odmah nakon formiranja. Talo?enje se javlja pri pH vrijednostima > 3. Potpuno do stvaranja aluminij hidroksida hidroliza nastavlja pod uslovom neutralizacije formiranih protona, na primjer, alkalijom.

Duboka hidroliza soli aluminij sulfata se ?iroko koriste za pro?i??avanje pija?e i otpadnih voda. Hidronijum koji se osloba?a tokom hidrolize reaguje sa bikarbonatima H30 + + HC03 = CO2 + 2H20, obi?no sadr?anim u vodi. U ovom slu?aju, krajnji produkti hidrolize su koloidni aluminij hidroksid i uglji?ni dioksid.

Prilikom koagulacije sola aluminijum hidroksida dobija se voluminozni ?elatinozni talog koji hvata suspendovane ?estice i bakterije i nosi ih na dno rezervoara. Potro?nja aluminijum-sulfata potrebnog za pre?i??avanje vode zavisi od sastava i koli?ine zaga?iva?a u vodi. Doze aluminijum-sulfata za pre?i??avanje prirodnih voda i za naknadni tretman otpadnih voda kre?u se u rasponu od 3 - 15 mg/l prema A1203, a za fizi?ko-hemijski tretman gradskih otpadnih voda dosti?u 30-50 mg/l prema A1203. Potro?nja aluminij-sulfata trebala bi osigurati stvaranje dovoljno velike mase pahuljica, ?to je potrebno za uklanjanje zaga?iva?a iz vode. pH vrednost rastvora treba smanjiti na 6,5-7,6, ?to odgovara minimalnoj rastvorljivosti aluminijum hidroksida u vodi. Pri vi?oj ili ni?oj pH vrijednosti, dio aluminija ostaje u vodi u otopljenom stanju. U vodama niske alkalnosti, kada je sadr?aj bikarbonata nedovoljan za neutralizaciju oslobo?ene kiseline, proces hidrolize ne dolazi do kraja zbog sna?nog smanjenja pH. Za pove?anje alkalnosti, zavr?etak procesa hidrolize i smanjenje sadr?aja otopljenog aluminija u vodi, u vodu se dodaju vapno i soda istovremeno sa koagulansom.

Ako se ne izvr?i neutralizacija protona akumuliranih tokom hidrolize, tada se proces hidrolize usporava, ?to dovodi do pojave hidroliti?ke ravnote?e, koja se mo?e okarakterisati stepenom i konstantom hidrolize. Hidroliza otopine aluminij sulfata, ?to je reakcija supstitucije sulfatnih jona u Al2 (804) 3 OH ionima, nastalim zbog disocijacije vode, mo?e se u op?tem obliku predstaviti jednad?bom

2A13+ + (3 - -|-) EOG + aOH" + ad^ACONTSBOZH --^EOG + pakao,

gdje je a stepen i osnovnost zamjene.

Ova jednad?ba pokazuje da koncentracija OH- jona u otopini, odnosno stepen disocijacije vode, ima odlu?uju?i utjecaj na pomak udesno. Kao ?to je poznato, za soli sa slabom bazom i jakom kiselinom, stepen hidrolize k je povezan sa konstantom hidrolize A-, koncentracijom soli (s, mol "l), ionskim proizvodom vode kyu i konstantom disocijacije baze kb slijede?im odnosom:

/r \u003d UkTss \u003d UkiLs.

Ako se A-, malo mijenja s temperaturom, tada se ksh zna?ajno pove?ava, ?to uzrokuje zna?ajno pove?anje stupnja hidrolize s pove?anjem temperature.

N. I. Eremin je na osnovu dobijenih eksperimentalnih podataka izveo jedna?ine za zavisnost stepena hidrolize rastvora od temperature i koncentracije

za aluminijum sulfat:

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

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

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

za natrijum alum:

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

Kao ?to se vidi iz ovih jedna?ina, uticaj koncentracije na stepen hidrolize za stipsu je zna?ajniji nego za aluminijum sulfat.

Bor. Dobijanje bora. Hemijska svojstva. Dijagonalna sli?nost izme?u bora i silicija. Bor hidridi. Diboran. Karakteristike hemijske veze u molekulu diborana. Bor halogenidi. Kiseoni?ka jedinjenja bora. Borov oksid i borne kiseline. Bura. Dobijanje borne kiseline. Borosilikatna stakla. Bor etil etar.

Bor- element trinaeste grupe (prema zastarjeloj klasifikaciji - glavna podgrupa tre?e grupe), drugi period periodnog sistema hemijskih elemenata sa atomskim brojem 5. Ozna?ava se simbolom B (lat. Borum) . U slobodnom stanju, bor je bezbojna, siva ili crvena kristalna ili tamna amorfna tvar. Poznato je vi?e od 10 alotropskih modifikacija bora, ?ije formiranje i me?usobne tranzicije odre?uju temperatura na kojoj je bor dobiven

Potvrda. Naj?istiji bor se dobija pirolizom borohidrida. Takav bor se koristi za proizvodnju poluvodi?kih materijala i fine kemijske sinteze.

Metoda metalotermije (?e??e redukcija magnezijumom ili natrijem):

Termi?ka razgradnja para bor bromida na vru?oj (1000-1200 °C) volframskoj ?ici u prisustvu vodika (Van Arkel metoda):

Fizi?ka svojstva. Izuzetno tvrda tvar (druga nakon dijamanta, borovog nitrida (borazona), bora karbida, legure bora-ugljika-silicijuma, skandij-titanijum karbida). Ima svojstva krtosti i poluvodi?a (?iroki razmak

poluprovodnik). Bor ima najve?u vla?nu ?vrsto?u od 5,7 GPa

U prirodi se bor nalazi u obliku dva izotopa 10B (20%) i 11B (80%)[.

10V ima vrlo visok presjek apsorpcije toplinskih neutrona, tako da se 10V u bornoj kiselini koristi u nuklearnim reaktorima za kontrolu reaktivnosti.

Hemijska svojstva. Joni bora boje plamen u zeleno.

Po mnogim fizi?kim i hemijskim svojstvima, nemetalni bor podse?a na silicijum.

Hemijski, bor je prili?no inertan i reaguje samo sa fluorom na sobnoj temperaturi:

Kada se zagrije, bor reagira s drugim halogenima i formira trihalide, s du?ikom formira bor nitrid BN, sa fosforom formira fosfid BP, s ugljikom stvara karbide razli?itog sastava (B4C, B12C3, B13C2). Kada se zagrije u atmosferi kisika ili na zraku, bor gori uz veliko osloba?anje topline, nastaje oksid B2O3:

Bor nema direktnu interakciju sa vodikom, iako je poznat prili?no veliki broj borohidrida (borana) razli?itih sastava, dobijenih tretiranjem borida alkalnih ili zemnoalkalnih metala kiselinom:

Kada se jako zagreje, bor pokazuje redukciona svojstva. On je u stanju, na primjer, obnoviti silicij ili fosfor iz njihovih oksida:

Ovo svojstvo bora mo?e se objasniti vrlo visokom ?vrsto?om hemijskih veza u borovom oksidu B2O3.

U nedostatku oksidansa, bor je otporan na djelovanje alkalnih otopina. Bor se otapa u vru?oj du?i?noj kiselini, sumpornoj kiselini i carskoj vodici da bi se formirala borna kiselina.

Borov oksid je tipi?an kiseli oksid. Reaguje sa vodom i formira bornu kiselinu:

Kada borna kiselina stupa u interakciju sa alkalijama, nastaju soli ne same borne kiseline - borati (koji sadr?e anjon BO33-), ve? tetraborati, na primjer:

Bor- poluprovodnik, dijagonalna sli?nost sa silicijumom:

1) Oba su vatrostalni, ?vrsti, poluprovodnici. B - sivo-crna, Si- siva.

I1(B)=8,298 eV; I1(Si)=8,151 eV. Oba nisu sklona stvaranju kationa.

2) Oba su hemijski inertna (iako se bor i dalje rastvara u vru?im oksidiraju?im kiselinama. Oba se otapaju u alkalijama.

2B + KOH + 2H2O ® 2KBO2 + 3H2

Si + 2KOH + H2O®K2SiO3+ 2H2

3) Na visokim temperaturama reagiraju s metalima, formiraju?i boride i silicide - Ca3B2; Mg2Si - vatrostalna, elektri?no vodljiva jedinjenja.

Kiseoni?ka jedinjenja bora. B2O3 - kiseli oksid (i SiO2) - i polimerni, staklasti, samo B2O3 formira ravne mre?e, a SiO2 - trodimenzionalne strukture. Razlika izme?u njih je u tome ?to se bor oksid lako hidrira, dok pijesak (SiO2), kao ?to je poznato, nije.

H3BO3- ortoborna kiselina.

H3BO3«HBO2+H2O metabori?na kiselina (100oS)

4HBO2 "H2B4O7 + H2Otetraborna kiselina (140°C) - slaba, oba Kd

H2B4O7 "2B2O3 + H2O su prakti?no isti - bez kiselih soli

Ortoborna kiselina je slaba, ponekad je napisana njena disocijacija

B(OH)3 + H2O « B(OH)4 + H+

Formira estre sa alkoholima: H3BO3+3CH3OH®B(OCH3)3+3H2O

Svojstva. Bor je poznat u amorfnom (braon) i kristalnom (crnom) obliku, t.t. 2300°C, b.p. 3700°C, p = 2,34 g/cm3. Kristalna re?etka bora je vrlo jaka, ?to se o?ituje u njegovoj visokoj tvrdo?i, niskoj entropiji i visokoj ta?ki topljenja. Bor poluprovodnik. Nemetali?nost bora odgovara njegovom polo?aju u periodi?nom sistemu - izme?u berilijuma i ugljenika i dijagonalno pored silicijuma. Stoga bor pokazuje sli?nosti ne samo sa aluminijumom, ve? i sa silicijumom. Iz njegove pozicije tako?er slijedi da bi spojevi bora sa du?ikom trebali biti sli?ni ugljiku po elektronskoj strukturi i svojstvima.

2BH3(g) - B2H6(g);

delta G= - 126 kJ

3NaBH4+4BF3 ->2V2N6 + 3NaBF4

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

Diboran V2N6 - energetski redukcioni agens, spontano se pali u vazduhu

B2H6 + 3O2 => B2O3 + ZH2O

Interagira s vodom uz osloba?anje vodika;

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

U eteru, B2H6 reaguje sa litijum hidridom, formiraju?i borohidrid

B2H6+2LiH => 2LiBH4

?e??e od Li, koriste Na dobijen reakcijom -

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

B2O3 + ZS => 2B + ZSO

2B2O3+P4O10 => 4BPO4

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

Neutralizacija H3BO3 se ne formira ortoborati , koji sadr?e jon (BO3) 3-, i dobijaju se tetraborati, metaborati ili soli drugih polibornih kiselina:

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

Borov oksid B2O3 - anhidrid borne kiseline, bezbojna, prili?no vatrostalna staklena ili kristalna supstanca gorkog ukusa, dielektri?na.

Staklasti bor oksid ima slojevitu strukturu (razmak izme?u slojeva je 0,185 nm), u slojevima atomi bora nalaze se unutar jednakostrani?nih trouglova BO3 (d B-O = 0,145 nm). Ova modifikacija se topi u temperaturnom opsegu od 325-450 °C i ima visoku tvrdo?u. Dobiva se zagrijavanjem bora na zraku na 700 °C ili dehidratacijom ortoborne kiseline. Kristalni B2O3, koji se dobija pa?ljivom eliminacijom vode iz metabori?ne kiseline HBO2, postoji u dvije modifikacije - sa heksagonalnom kristalnom re?etkom, na 400°C i 2200 MPa pretvara se u monoklinsku.

U industriji boraks se dobija iz prirodnih borata fuzijom sa sodom . Kada se prirodni minerali bora tretiraju sumpornom kiselinom, borna kiselina . Iz borne kiseline H3BO3 kalcinacijom se dobija oksid B2O3, a zatim se on ili boraks redukuje aktivnim metalima (magnezijem ili natrijem) u slobodni bor:

B2O3 + 3Mg = 3MgO + 2B,

2Na2B4O7 + 3Na = B + 7NaBO2.

U ovom slu?aju, u obliku sivog praha, amorfni bor. Kristalni bor visoke ?isto?e mo?e se dobiti rekristalizacijom, ali se u industriji ?e??e dobiva elektrolizom rastopljenih fluoroborata ili termi?kom razgradnjom para BBr3 bor bromida na tantalskoj ?ici zagrijanoj na 1000-1500 °C u prisustvu vodika:

2BBr3 + 3H2 = 2B + 6HBr

Tako?e je mogu?e koristiti kreking borom:

B4H10 = 4B + 5H2.

Borna kiselina(ortoborna kiselina) je slaba kiselina sa hemijskom formulom H3BO3. Bezbojna kristalna tvar u obliku pahuljica, bez mirisa, ima slojevitu triklinsku re?etku, u kojoj su molekuli kiseline povezani vodikovim vezama u ravnim slojevima, a slojevi su me?usobno povezani intermolekularnim vezama (d = 0,318 nm).

Metabori?na kiselina(HBO2) je tako?e bezbojni kristal. Postoji u tri modifikacije - najstabilniji g-HBO2 sa kubi?nom re?etkom, v-HBO2 sa monoklinskom re?etkom i a-HBO2 sa rombi?nom re?etkom.

Kada se zagreje ortoborna kiselina gubi vodu i prvo prelazi u metabornu kiselinu, a zatim u tetrabornu H2B4O7. Daljnjim zagrijavanjem dehidrira do bornog anhidrida.

Borna kiselina pokazuje vrlo slaba kiselinska svojstva.. Relativno je slabo rastvorljiv u vodi. Njegova kisela svojstva nisu posljedica eliminacije H+ protona, ve? dodavanja hidroksilnog anjona:

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

Lako se istiskuje iz rastvora njegovih soli ve?inom drugih kiselina. Njegove soli, zvane borati, obi?no se proizvode od razli?itih polibornih kiselina, naj?e??e tetraborne H2B4O7, koja je mnogo ja?a kiselina od ortoborne kiseline. B(OH)3 pokazuje vrlo slabe znakove amfoternosti, formiraju?i niskostabilan bor hidrosulfat B(HSO4)3.

Kada se ortoborna kiselina neutrali?e alkalijama u vodenim rastvorima, ortoborati koji sadr?e jon (BO3)3– ne nastaju, jer su ortoborati skoro potpuno hidrolizovani, zbog preniske konstante formiranja [B(OH)4]–. Tetraborati, metaborati ili soli drugih polibornih kiselina nastaju u otopini:

Uz vi?ak alkalija, mogu se pretvoriti u metaborate:

Meta- i tetraborati se hidroliziraju, ali u manjoj mjeri (obrnute reakcije na date).

U zakiseljenim vodenim otopinama borata uspostavljaju se sljede?e ravnote?e:

Naj?e??a sol borne kiseline je natrijum tetraborat dekahidrat Na2B4O7 10H2O (tehni?ki naziv - boraks).

Kada se zagrije, borna kiselina otapa okside metala, formiraju?i soli.

Sa alkoholima u prisustvu koncentrovane sumporne kiseline stvara estre:

Formiranje bor metil etera B(OCH3)3 je kvalitativna reakcija na H3BO3 i soli borne kiseline; kada se zapali, metil bor eter gori prekrasnim svijetlozelenim plamenom.

Borosilikatno staklo- staklo uobi?ajenog sastava, u kojem su alkalne komponente u sirovini zamijenjene bor oksidom (B2O3). Time se posti?e pove?ana hemijska otpornost i nizak koeficijent termi?ke ekspanzije - do 3,3 10-6 na 20 °C za najbolje uzorke. Za borosilikatno staklo je vrlo malo, samo za kvarcno staklo je manje (skoro 10 puta). Ovo spre?ava pucanje stakla prilikom naglih promena temperature. To je zbog njegove upotrebe kao po?ara iu drugim slu?ajevima gdje je potrebna termi?ka stabilnost.

Upotreba U svakodnevnom ?ivotu, za proizvodnju posu?a za otvorenu vatru, ?ajnika. Koristi se kao materijal za laboratorijsko stakleno posu?e, kao i za hemijsku industriju i druge industrije, na primjer, kao materijal za izmjenjivanje topline za termoelektrane. Tako?er se koristi za izradu jeftinih gitarskih slajdova. Tako?e, od borosilikatnog stakla se mogu napraviti pipete za ICSI, biopsiju blastomera, koja se radi za preimplantacionu genetsku dijagnozu kori??enjem biopsijskih ?elija kao genetskog materijala. Postoje 3 opcije pipeta sa unutra?njim pre?nikom od 4 µm do 7,5 µm. Pipeta je duga?ka 60 do 75 mm i ima ugao nagiba od 30°. Pipete su namijenjene za jednokratnu upotrebu.

Op?e karakteristike elemenata IVA podgrupe. Struktura atoma. Stepeni oksidacije. Rasprostranjenost i oblici nalaza u prirodi. Alotropske modifikacije ugljika. Fizi?ka i hemijska svojstva. Vrste crnog grafita: koks, drveni ugalj, ?a?.

Op?e karakteristike elemenata IVA grupe Elementi glavne podgrupe grupe IV uklju?uju C, Si, Ge, Sn, Pv. Elektronska formula eksternog valentnog nivoa je nS2np2, odnosno imaju 4 valentna elektrona i to su p elementi, pa se nalaze u glavnoj podgrupi grupe IV. |||| |?| np nS U osnovnom stanju atoma, dva elektrona su uparena, a dva nesparena. Najudaljenija elektronska ljuska ugljika ima 2 elektrona, silicijum ima 8, a Ge, Sn, Pv imaju po 18 elektrona. Stoga su Ge, Sn, Pv ujedinjeni u podgrupu germanijuma (ovo su potpuni elektronski analozi). U ovoj podgrupi p-elemenata, kao iu drugim podgrupama p-elemenata, svojstva atoma elemenata se periodi?no mijenjaju.

Tako se od vrha do dna u podgrupi pove?ava radijus atoma, pa se smanjuje energija ionizacije, pa se pove?ava sposobnost doniranja elektrona, a tendencija kompletiranja vanjske elektronske ljuske do okteta naglo opada, pa od C do Pb, redukciona svojstva i metalna svojstva se pove?avaju, a nemetalna svojstva smanjuju. Ugljik i silicijum su tipi?ni nemetali, Ge ve? ima metalna svojstva i izgleda kao metal, iako je poluprovodnik. Kod kalaja, metalna svojstva ve? prevladavaju, a olovo je tipi?an metal. Imaju?i 4 valentna elektrona, atomi u svojim jedinjenjima mogu pokazivati oksidaciona stanja od minimalnog (-4) do maksimalnog (+4), a karakteri?e ih ?ak i S.O.: -4, 0, +2, +4; S.O. = -4 je tipi?no za C i Si sa metalima. Priroda odnosa sa drugim elementima. Ugljik formira samo kovalentne veze, silicijum tako?e prete?no formira kovalentne veze. Za kalaj i olovo, posebno u S.O. = +2, jonska priroda veze je karakteristi?nija (na primjer, Rv(NO3)2). Kovalencija je odre?ena valentnom strukturom atoma. Atom ugljika ima 4 valentne orbitale i maksimalna kovalentnost je 4. Za ostale elemente kovalentnost mo?e biti ve?a od ?etiri, jer postoji valentni d-podnivo (na primjer, H2). Hibridizacija. Tip hibridizacije je odre?en tipom i brojem valentnih orbitala. Ugljik ima samo S- i p-valentne orbitale, tako da mo?e postojati Sp (kabin, CO2, CS2), Sp2 (grafit, benzen, COCl2), Sp3 hibridizacija (CH4, dijamant, CCl4). Za silicijum je najkarakteristi?nija Sp3 hibridizacija (SiO2, SiCl4), ali ima valentni d-podnivo, tako da postoji i Sp3d2 hibridizacija, na primer, H2. Grupa IV PSE je sredina tabele D. I. Mendeljejeva. Ovdje se jasno vidi nagla promjena svojstava od nemetala do metala. Zasebno ?emo razmotriti ugljenik, zatim silicijum, zatim elemente podgrupe germanijuma.

Atom(od gr?kog atomos - nedjeljiv) - jednonuklearna, nedjeljiva ?estica hemijskog elementa, nosilac svojstava supstance. Supstance se sastoje od atoma. Sam atom se sastoji od pozitivno nabijenog jezgra i negativno nabijenog elektronskog oblaka. Generalno, atom je elektri?no neutralan. Veli?ina atoma je u potpunosti odre?ena veli?inom njegovog elektronskog oblaka, budu?i da je veli?ina jezgra zanemariva u odnosu na veli?inu elektronskog oblaka. Jezgro se sastoji od Z pozitivno nabijenih protona (naboj protona odgovara +1 u proizvoljnim jedinicama) i N neutrona koji ne nose naboj (protoni i neutroni se nazivaju nukleoni). Dakle, naboj jezgra je odre?en samo brojem protona i jednak je serijskom broju elementa u periodnom sistemu. Pozitivni naboj jezgra kompenzira se negativno nabijenim elektronima (naboj elektrona -1 u proizvoljnim jedinicama), koji formiraju oblak elektrona. Broj elektrona jednak je broju protona. Mase protona i neutrona su jednake (1 i 1 amu, respektivno). Masa atoma odre?ena je masom njegovog jezgra, budu?i da je masa elektrona pribli?no 1850 puta manja od mase protona i neutrona i rijetko se uzima u obzir u prora?unima. Broj neutrona se mo?e na?i razlikom izme?u mase atoma i broja protona (N=A-Z). Vrsta atoma bilo kojeg kemijskog elementa s jezgrom koje se sastoji od strogo definiranog broja protona (Z) i neutrona (N) naziva se nuklid.

Budu?i da je gotovo cijela masa koncentrisana u jezgru atoma, ali su njene dimenzije zanemarljive u odnosu na ukupnu zapreminu atoma, jezgro se uslovno uzima kao materijalna ta?ka koja po?iva u sredi?tu atoma, a sam atom je smatra se sistemom elektrona. U hemijskoj reakciji, jezgro atoma nije pogo?eno (osim nuklearnih reakcija), kao i unutra?nji elektronski nivoi, ali su uklju?eni samo elektroni spolja?nje elektronske ljuske. Iz tog razloga je neophodno poznavati svojstva elektrona i pravila za formiranje elektronskih omota?a atoma.

Stepen oksidacije(oksidacijski broj, formalni naboj) - pomo?na uvjetna vrijednost za snimanje procesa oksidacije, redukcije i redoks reakcija. On ukazuje na stanje oksidacije pojedina?nog atoma molekula i samo je pogodan metod za obra?un prijenosa elektrona: nije pravi naboj atoma u molekuli (vidi #Konvenciju).

Ideje o stepenu oksidacije elemenata ?ine osnovu i koriste se u klasifikaciji hemikalija, opisu njihovih svojstava, pripremi formula za jedinjenja i njihovih me?unarodnih naziva (nomenklatura). Ali posebno se ?iroko koristi u prou?avanju redoks reakcija.

Koncept oksidacionog stanja se ?esto koristi u neorganskoj hemiji umjesto koncepta valencije.

Oksidacijsko stanje atoma jednako je numeri?koj vrijednosti elektri?nog naboja koji se pripisuje atomu, pod pretpostavkom da su elektronski parovi koji izvode vezu potpuno pristrasni prema vi?e elektronegativnih atoma (to jest, na osnovu pretpostavke da se spoj sastoji od samo od jona).

Oksidacijsko stanje odgovara broju elektrona koji se moraju dodati pozitivnom ionu da bi se on reducirao u neutralni atom, ili uzeti iz negativnog jona da bi se oksidirao u neutralni atom:

Al3+ + 3e- -> Al

S2- -> S + 2e- (S2- - 2e- -> S)

Karbon- supstanca sa [izvor nije naveden 1528 dana] velikim brojem alotropnih modifikacija (vi?e od 8 je ve? otkriveno).

Alotropske modifikacije ugljika njihova svojstva se najradikalnije razlikuju jedni od drugih, od mekih do tvrdih, neprozirnih do prozirnih, abrazivnih do podmazuju?ih, jeftinih do skupih. Ovi alotropi uklju?uju amorfne alotrope ugljika (ugalj, ?a?), nanopjenu, kristalne alotrope - nanocijev, dijamant, fulerene, grafit, lonsdaleit i cerafit.

Klasifikacija alotropa ugljika prema prirodi kemijske veze izme?u atoma:

dijamant (kocka)

Lonsdaleite (?estougaoni dijamant)

fulereni (C20+)

Nanocijevi

Nanovlakna

Astralens

staklenog ugljenika

Kolosalne nanocijevi

Mje?oviti sp3/sp2 kalupi:

amorfni ugljenik

Ugljeni?ni nanobubrezi

Carbon nanofoam

Ostali oblici: C1 - C2 - C3 - C8

Karbon(hemijski simbol - C, lat. Carboneum) - hemijski element ?etrnaeste grupe (prema zastarjeloj klasifikaciji - glavna podgrupa ?etvrte

grupa), 2. period periodnog sistema hemijskih elemenata. serijski broj 6, atomska masa - 12.0107.

Fizi?ka svojstva.

Ugljik postoji u mnogim alotropskim modifikacijama s vrlo raznolikim fizi?kim svojstvima. Raznolikost modifikacija je posljedica sposobnosti ugljika da formira kemijske veze razli?itih vrsta.

Tema: Glavne klase spojeva, njihova svojstva i tipi?ne reakcije

Lekcija: Amfoterni hidroksidi

Sa gr?kog jezika, rije? "amphoteros" se prevodi kao "jedan i drugi". Amfoternost je dualnost kiselinsko-baznih svojstava supstance. Hidroksidi se nazivaju amfoterni, koji, ovisno o uvjetima, mogu pokazati i kisela i bazi?na svojstva.

Primjer amfoternog hidroksida je cink hidroksid. Formula ovog hidroksida u njegovom osnovnom obliku je Zn(OH) 2 . Ali mo?ete napisati formulu cink hidroksida u kiselom obliku, stavljaju?i atome vodika na prvo mjesto, kao u formulama neorganskih kiselina: H 2 ZnO 2 (slika 1). Tada ?e ZnO 2 2- biti kiselinski ostatak sa nabojem od 2-.

Rice. 1. Formule cink hidroksida

Karakteristika amfoternog hidroksida je da se malo razlikuje u ja?ini O-H i Zn-O veza. Otuda i dualnost svojstava. U reakcijama s kiselinama koje su spremne da doniraju vodikove katjone, korisno je da cink hidroksid razbije Zn-O vezu, doniraju?i OH grupu i djeluju?i kao baza. Kao rezultat takvih reakcija nastaju soli u kojima je cink kation, pa se nazivaju soli kationskog tipa:

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

(baza)

U reakcijama s alkalijama, cink hidroksid djeluje kao kiselina, osloba?aju?i vodik. U ovom slu?aju nastaju soli anionskog tipa (cink je dio kiselinskog ostatka - cinkatni anion). Na primjer, kada se cink hidroksid spoji sa ?vrstim natrijum hidroksidom, nastaje Na 2 ZnO 2 - prosje?na sol anionskog tipa natrijevog cinkata:

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

(kiselina)

U interakciji sa alkalnim rastvorima, amfoterni hidroksidi formiraju rastvorljive kompleksne soli. Na primjer, kada cink hidroksid reagira s otopinom natrijum hidroksida, nastaje natrijum tetrahidroksozinkat:

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

2- je slo?eni anjon, koji se obi?no stavlja u uglaste zagrade.

Dakle, amfoternost cink hidroksida je posljedica mogu?nosti postojanja jona cinka u vodenom rastvoru u sastavu i kationa i anjona. Sastav ovih jona zavisi od kiselosti sredine. ZnO 2 2- anioni su stabilni u alkalnoj sredini, a Zn 2+ kationi su stabilni u kiseloj sredini.

Amfoterni hidroksidi su tvari netopive u vodi, a kada se zagrijavaju, razla?u se na metalni oksid i vodu:

Zn(OH) 2 = ZnO + H 2 O

2Fe(OH) 3 = Fe 2 O 3 + 3H 2 O

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

Stupanj oksidacije metala u hidroksidu i oksidu trebao bi biti isti.

Amfoterni hidroksidi su jedinjenja netopiva u vodi, pa se mogu dobiti reakcijom razmene izme?u rastvora soli prelaznog metala i alkalija. Na primjer, aluminij hidroksid nastaje interakcijom otopina aluminij hlorida i natrijevog hidroksida:

AlCl 3 + 3NaOH = Al(OH) 3 ? + 3NaCl

Kada se ovi rastvori iscede, formira se beli ?eleasti talog aluminijum hidroksida (slika 2).

Ali u isto vrijeme, ne mo?e se dozvoliti vi?ak alkalija, jer se amfoterni hidroksidi otapaju u alkalijama. Stoga je umjesto alkalije bolje koristiti vodeni rastvor amonijaka. To je slaba baza u kojoj se aluminijum hidroksid ne rastvara. Kada aluminijum hlorid reaguje sa vodenim rastvorom amonijaka, nastaju aluminijum hidroksid i amonijum hlorid:

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

Rice. 2. Talo?enje aluminijum hidroksida

Bibliografija

Novoshinsky I. I., Novoshinskaya N. S. Hemija. Ud?benik za 10. razred op?teg jezika. inst. nivo profila. - M.: DOO "TID "Ruska re? - RS", 2008. (§ 54)
Kuznjecova N. E., Litvinova T. N., Levkin A. N. Hemija: 11. razred: ud?benik za u?enike uop?te. inst. (profilni nivo): za 2 sata 2. dio M.: Ventana-Graf, 2008. (str. 110-111)
Radetsky A.M. hemija. didakti?ki materijal. 10-11 razredi. - M.: Obrazovanje, 2011.
Khomchenko ID Zbirka zadataka i vje?bi iz hemije za srednju ?kolu. - M.: RIA "Novi talas": Izdava? Umerenkov, 2008.

Sljede?i oksidi elemenata su amfoterni major podgrupe: BeO, A1 2 O 3, Ga 2 O 3, GeO 2, SnO, SnO 2, PbO, Sb 2 O 3, PoO 2. Amfoterni hidroksidi su sljede?i hidroksidi elemenata major podgrupe: 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.

Osnovna priroda oksida i hidroksida elemenata jedne podgrupe raste sa pove?anjem atomskog broja elementa (prilikom upore?ivanja oksida i hidroksida elemenata u istom oksidacionom stanju). Na primjer, N 2 O 3, P 2 O 3, As 2 O 3 su kiseli oksidi, Sb 2 O 3 je amfoterni oksid, Bi 2 O 3 je bazi?ni oksid.

Razmotrimo amfoterna svojstva hidroksida na primjeru jedinjenja berilija i aluminija.

Aluminijum hidroksid pokazuje amfoterna svojstva, reaguje i sa bazama i sa kiselinama i formira dve serije soli:

1) kod kojih je element A1 u obliku katjona;

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

U ovoj reakciji, A1(OH) 3 funkcionira kao baza, formiraju?i sol u kojoj je aluminij kation A1 3+;

2) u kojoj je element A1 dio anjona (aluminati).

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

U ovoj reakciji, A1(OH) 3 djeluje kao kiselina, formiraju?i sol u kojoj je aluminij dio AlO 2 - anjona.

Formule rastvorenih aluminata su napisane na pojednostavljen na?in, a odnose se na proizvod koji nastaje tokom dehidratacije soli.

U hemijskoj literaturi mogu se na?i razli?ite formule jedinjenja nastalih rastvaranjem aluminijum hidroksida u lu?ini: NaA1O 2 (natrijum metaaluminat), Natrijum tetrahidroksoaluminat. Ove formule nisu u suprotnosti jedna s drugom, jer je njihova razlika povezana s razli?itim stupnjevima hidratacije ovih jedinjenja: NaA1O 2 2H 2 O je razli?it zapis Na. Kada se A1 (OH) 3 otopi u vi?ku alkalija, nastaje natrijum tetrahidroksoaluminat:

A1 (OH) 3 + NaOH \u003d Na.

Tokom sinterovanja reagensa nastaje natrijum metaaluminat:

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

Dakle, mo?emo re?i da u vodenim rastvorima istovremeno postoje joni kao ?to su [A1 (OH) 4] - ili [A1 (OH) 4 (H 2 O) 2] - (za slu?aj kada se jedna?ina reakcije sastavlja uzimaju?i uzimaju?i u obzir hidratne ljuske), a oznaka A1O 2 je pojednostavljena.

Zbog sposobnosti reakcije s alkalijama, aluminij hidroksid se u pravilu ne dobiva djelovanjem lu?ine na otopine aluminijevih soli, ve? se koristi otopina amonijaka:

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

Me?u hidroksidima elemenata drugog perioda, berilijum hidroksid pokazuje amfoterna svojstva (sama berilij pokazuje dijagonalnu sli?nost sa aluminijumom).

sa kiselinama:

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

Sa bazama:

Be (OH) 2 + 2NaOH \u003d Na 2 (natrijum tetrahidroksoberilat).

U pojednostavljenom obliku (ako Be (OH) 2 predstavimo kao kiselinu H 2 BeO 2)

Be (OH) 2 + 2NaOH (koncentrirano vru?e) \u003d Na 2 BeO 2 + 2H 2 O.

berilat Na

Hidroksidi elemenata sekundarnih podgrupa, koji odgovaraju najvi?im oksidacionim stanjima, naj?e??e imaju kisela svojstva: na primjer, Mn 2 O 7 - HMnO 4; CrO 3 - H 2 CrO 4. Za ni?e okside i hidrokside karakteristi?na je dominacija glavnih svojstava: CrO - Cr (OH) 2; MnO - Mn (OH) 2; FeO - Fe (OH) 2. Intermedijarna jedinjenja koja odgovaraju oksidacionim stanjima +3 i +4 ?esto pokazuju amfoterna svojstva: Cr 2 O 3 - Cr (OH) 3; Fe 2 O 3 - Fe (OH) 3. Ovaj obrazac ilustrujemo na primeru jedinjenja hroma (tabela 9).

Tabela 9 - Zavisnost prirode oksida i njihovih odgovaraju?ih hidroksida od stepena oksidacije elementa

Interakcija s kiselinama dovodi do stvaranja soli u kojoj je element krom u obliku kationa:

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

Cr(III) sulfat

Reakcija sa bazama dovodi do stvaranja soli, u koji element hrom je dio anjona:

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

heksahidroksohromat(III) Na

Cink oksid i hidroksid ZnO, Zn(OH) 2 su tipi?no amfoterna jedinjenja, Zn(OH) 2 se lako rastvara u kiselim i alkalnim rastvorima.

Interakcija s kiselinama dovodi do stvaranja soli u kojoj je element cink u obliku kationa:

Zn(OH) 2 + 2HC1 = ZnCl 2 + 2H 2 O.

Interakcija sa bazama dovodi do stvaranja soli u kojoj je element cinka u anionu. Pri interakciji sa alkalijama u rje?enjima nastaju tetrahidroksozinkati, kada se spoje- cinkati:

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

Ili prilikom spajanja:

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

Cink hidroksid se dobija sli?no kao aluminijum hidroksid.

Prije diskusije o kemijskim svojstvima baza i amfoternih hidroksida, hajdemo jasno definirati ?to je to?

1) Baze ili bazni hidroksidi uklju?uju hidrokside metala u oksidacionom stanju +1 ili +2, tj. ?ije su formule napisane ili kao MeOH ili kao Me(OH) 2 . Me?utim, postoje izuzeci. Dakle, hidroksidi Zn (OH) 2, Be (OH) 2, Pb (OH) 2, Sn (OH) 2 ne pripadaju bazama.

2) Amfoterni hidroksidi uklju?uju hidrokside metala u oksidacionom stanju +3, +4 i, kao izuzetak, hidrokside Zn (OH) 2, Be (OH) 2, Pb (OH) 2, Sn (OH) 2. Metalni hidroksidi u oksidacionom stanju +4 se ne nalaze u USE zadacima, pa se ne?e uzimati u obzir.

Hemijska svojstva baza

Sve baze su podeljene na:

Podsjetimo da berilij i magnezijum nisu zemnoalkalni metali.

Osim ?to su rastvorljive u vodi, alkalije se veoma dobro disociraju i u vodenim rastvorima, dok nerastvorljive baze imaju nizak stepen disocijacije.

Ova razlika u rastvorljivosti i sposobnosti disociacije izme?u alkalija i nerastvorljivih hidroksida dovodi, zauzvrat, do uo?ljivih razlika u njihovim hemijskim svojstvima. Dakle, posebno su alkalije hemijski aktivnija jedinjenja i ?esto su sposobne da u?u u one reakcije u koje ne ulaze nerastvorljive baze.

Reakcija baza sa kiselinama

Alkalije reaguju sa apsolutno svim kiselinama, ?ak i sa vrlo slabim i nerastvorljivim. Na primjer:

Nerastvorne baze reaguju sa skoro svim rastvorljivim kiselinama, ne reaguju sa nerastvorljivom silicijumskom kiselinom:

Treba napomenuti da i jake i slabe baze s op?om formulom oblika Me (OH) 2 mogu formirati bazi?ne soli s nedostatkom kiseline, na primjer:

Interakcija sa kiselim oksidima

Alkalije reagiraju sa svim kiselim oksidima i formiraju soli i ?esto vodu:

Nerastvorljive baze mogu reagirati sa svim vi?im kiselinskim oksidima koji odgovaraju stabilnim kiselinama, na primjer, P 2 O 5, SO 3, N 2 O 5, sa stvaranjem srednjih soli1:

Nerastvorljive baze oblika Me (OH) 2 reaguju u prisustvu vode sa ugljen-dioksidom isklju?ivo sa stvaranjem bazi?nih soli. Na primjer:

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

Sa silicijum dioksidom, zbog njegove izuzetne inertnosti, reaguju samo najja?e baze, alkalije. U tom slu?aju nastaju normalne soli. Reakcija se ne odvija s nerastvorljivim bazama. Na primjer:

Interakcija baza s amfoternim oksidima i hidroksidima

Sve alkalije reagiraju s amfoternim oksidima i hidroksidima. Ako se reakcija izvodi spajanjem amfoternog oksida ili hidroksida s ?vrstom alkalijom, takva reakcija dovodi do stvaranja soli bez vodika:

Ako se koriste vodene otopine alkalija, tada nastaju hidroksi kompleksne soli:

U slu?aju aluminijuma, pod dejstvom vi?ka koncentrovane alkalije, umesto Na soli nastaje Na 3 so:

Interakcija baza sa solima

Bilo koja baza reaguje sa bilo kojom soli samo ako su istovremeno ispunjena dva uslova:

1) rastvorljivost polaznih jedinjenja;

2) prisustvo taloga ili gasa me?u produktima reakcije

Na primjer:

Termi?ka stabilnost baza

Sve alkalije, osim Ca(OH) 2, otporne su na toplinu i tope se bez raspadanja.

Sve nerastvorljive baze, kao i slabo rastvorljivi Ca (OH) 2, raspadaju se pri zagrevanju. Najvi?a temperatura raspadanja kalcijum hidroksida je oko 1000 o C:

Nerastvorljivi hidroksidi imaju mnogo ni?e temperature raspadanja. Tako se, na primjer, bakar (II) hidroksid razla?e ve? na temperaturama iznad 70 o C:

Hemijska svojstva amfoternih hidroksida

Interakcija amfoternih hidroksida sa kiselinama

Amfoterni hidroksidi reaguju sa jakim kiselinama:

Amfoterni metalni hidroksidi u +3 oksidacionom stanju, tj. tipa Me (OH) 3, ne reagiraju sa kiselinama kao ?to su H 2 S, H 2 SO 3 i H 2 CO 3 zbog ?injenice da soli koje bi mogle nastati kao rezultat takvih reakcija podlije?u ireverzibilnoj hidrolizi na originalni amfoterni hidroksid i odgovaraju?a kiselina:

Interakcija amfoternih hidroksida sa kiselim oksidima

Amfoterni hidroksidi reaguju sa vi?im oksidima, koji odgovaraju stabilnim kiselinama (SO 3, P 2 O 5, N 2 O 5):

Amfoterni metalni hidroksidi u +3 oksidacionom stanju, tj. tipa Me (OH) 3, ne reaguju sa kiselim oksidima SO 2 i CO 2.

Interakcija amfoternih hidroksida sa bazama

Od baza, amfoterni hidroksidi reaguju samo sa alkalijama. U ovom slu?aju, ako se koristi vodeni rastvor alkalija, tada nastaju soli hidrokso kompleksa:

A kada se amfoterni hidroksidi stapaju sa ?vrstim alkalijama, dobijaju se njihovi bezvodni analozi:

Interakcija amfoternih hidroksida sa bazi?nim oksidima

Amfoterni hidroksidi reaguju kada su fuzionisani sa oksidima alkalnih i zemnoalkalnih metala:

Termi?ka razgradnja amfoternih hidroksida

Svi amfoterni hidroksidi su nerastvorljivi u vodi i, kao i svi nerastvorljivi hidroksidi, raspadaju se kada se zagreju do odgovaraju?eg oksida i vode.

Temelji - Ovo je hemijsko jedinjenje sposobno da formira kovalentnu vezu sa protonom (Br?nstedova baza) ili sa praznom orbitalom drugog hemijskog jedinjenja (Lewisova baza)

Hemijska svojstva baza

alkalije	Nerastvorljive baze
Promjena boje indikatora
fenolftalein - malina metil narand?a - narand?asta lakmus - plava univerzalni indikator - od plave do ljubi?aste	ne mijenjaj
Interakcija sa kiselinama (reakcija neutralizacije)
2NaOH+H2SO4=Na2SO4+2H2O2NaOH+H2SO4=Na2SO4+2H2O	Cu(OH)2+2HNO3=Cu(NO3)2+2H2OCu(OH)2+2HNO3=Cu(NO3)2+2H2O
Interakcija sa kiselim oksidima
SO2+2KOH=K2SO3+H2O4SO2+2KOH=K2SO3+H2O4
Interakcija s amfoternim oksidima
Al2O3+6NaOH+3H2O=2Na3Al2O3+6NaOH+3H2O=2Na3 u rastvoru Al2O3+2NaOH=2NaAlO2+H2OAl2O3+2NaOH=2NaAlO2+H2O u talini
Interakcija soli
prosjek (Bertholletovo pravilo): 2NaOH+MgSO4=Mg(OH)2?+Na2SO42NaOH+MgSO4=Mg(OH)2?+Na2SO4 NaHCO3+NaOH=Na2CO3+H2ONaHCO3+NaOH=Na2CO3+H2O
Razlaganje pri zagrevanju
ne raspadaju, osim LiOH: 2LiOH-->-----800?C,H2Li2O+H2O2LiOH->800?C,H2Li2O+H2O	Cu(OH)2=CuO+H2OCu(OH)2=CuO+H2O
Interakcija sa nemetalima
2NaOH(konc., hladno)+Cl2=NaClO+NaCl+H2O2NaOH(konc., hladno)+Cl2=NaClO+NaCl+H2O 6NaOH(konc., horizont)+3Cl2=NaClO3+5NaCl+3H2O6NaOH(konc., horizont)+3Cl2=NaClO3+5NaCl+3H2O

Metode dobijanja baza

1 . elektroliza vodenih rastvora soli aktivni metali:

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

Prilikom elektrolize soli metala, koje stoje u nizu napona do aluminijuma, voda se redukuje na katodi uz osloba?anje gasovitih vodonik i hidroksidnih jona. Kationi metala nastali tokom disocijacije soli formiraju baze sa nastalim hidroksidnim jonima.

2 . interakcija metala sa vodom: 2Na+2H2O=2NaOH+H22Na+2H2O=2NaOH+H2 Ova metoda ne nalazi prakti?nu primjenu ni u laboratoriju ni u industriji

3 . interakcija oksida sa vodom: CaO+H2O=Ca(OH)2CaO+H2O=Ca(OH)2

4 . reakcije razmene(mogu se dobiti i rastvorljive i nerastvorljive baze): Ba(OH)2+K2SO4=2KOH+BaSO4?Ba(OH)2+K2SO4=2KOH+BaSO4?CuCl2+2NaOH=Cu(OH)2?+2NaNO3

Amfoterna jedinjenja - ovo je tvari koje, ovisno o uvjetima reakcije, pokazuju kisela ili bazna svojstva.

Amfoterni hidroksidi - tvari nerastvorljive u vodi, a pri zagrijavanju se razla?u na metalni oksid i vodu:

Zn(OH) 2 = ZnO + H 2 O

2Fe(OH) 3 = Fe 2 O 3 + 3H 2 O

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

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

Amfoterni oksidi - oksidi koji stvaraju soli, koji u zavisnosti od uslova pokazuju ili bazi?na ili kisela svojstva (tj. pokazuju amfoternost). Nastaje od prelaznih metala. Metali u amfoternim oksidima obi?no pokazuju oksidaciona stanja od III do IV, sa izuzetkom ZnO, BeO, SnO, PbO.

Amfoterni oksidi imaju dvostruku prirodu: mogu komunicirati sa kiselinama i bazama (alkalijama):

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

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

Tipi?ni amfoterni oksidi :H 2 O, BeO, Al 2 O 3 , Cr 2 O 3 , Fe 2 O 3 i sl.

9. Hemijska termodinamika. Pojmovi sistema, entropija, entalpija, toplotni efekat hemijske reakcije, Hesov zakon i njegove posledice. Endoterma i Egzoterma reakcije, 1. i 2. zakon termodinamike, Brzina hemijske reakcije (utjecaju?i faktori), Vant Hoffovo pravilo, Van't Hoffova jedna?ina.

Hemijska termodinamika - nauka koja prou?ava uslove stabilnosti sistema i zakona.

Termodinamika - nauka o makrosistemima.

Termodinami?ki sistem - makroskopski dio okolnog svijeta u kojem se odvijaju razli?iti fizi?ki i hemijski procesi.

disperzovanog sistema naziva se heterogeni sistem, u kojem su male ?estice jedne faze ravnomjerno raspore?ene u zapremini druge faze.

Entropija (Od gr?kog entropia) - okret, transformacija. Koncept entropije je prvi put uveden u termodinamiku kako bi se odredila mjera ireverzibilne disipacije energije. Entropija se ?iroko koristi u drugim oblastima nauke: u statisti?koj fizici kao mjera vjerovatno?e implementacije bilo kojeg makroskopskog stanja; u teoriji informacija - mjera neizvjesnosti bilo kojeg iskustva (test), koji mo?e imati razli?ite ishode. Sve ove interpretacije entropije imaju duboku unutra?nju vezu.

Entalpija (termalna funkcija, sadr?aj toplote) - termodinami?ki potencijal koji karakteri?e stanje sistema u termodinami?koj ravnote?i kada su pritisak, entropija i broj ?estica izabrani kao nezavisne varijable.

Jednostavno re?eno, entalpija je energija koja je dostupna da se pretvori u toplinu pri odre?enom konstantnom pritisku.

Toplotni efekti su obi?no nazna?eni u termohemijskim jedna?inama hemijskih reakcija koriste?i vrednosti entalpije (sadr?aja toplote) sistema DH.

Ako je DH< 0, то теплота выделяется, т.е. реакция является экзотермической.

Za endotermne reakcije DH > 0.

Toplotni efekat hemijske reakcije je toplina koja se osloba?a ili apsorbira za date koli?ine reaktanata.

Toplotni u?inak reakcije ovisi o stanju tvari.

Razmotrimo termohemijsku jednad?bu za reakciju vodika sa kiseonikom:

2H 2 (G)+O 2 (G)= 2H 2 O(G), DH=-483.6kJ

Ovaj zapis zna?i da kada 2 mola vodonika stupe u interakciju sa 1 molom kiseonika, nastaju 2 mola vode u gasovitom stanju. U ovom slu?aju se osloba?a 483,6 (kJ) topline.

Hesov zakon - Toplotni efekat hemijske reakcije koja se odvija u izobari?no-izotermnim ili izohorno-izotermnim uslovima zavisi samo od vrste i stanja po?etnih supstanci i produkta reakcije i ne zavisi od na?ina na koji se odvija.

Posljedice iz Hessovog zakona:

Toplotni efekat reverzne reakcije jednak je toplotnom efektu direktne reakcije suprotnog predznaka, tj. za reakcije

termi?ki efekti koji im odgovaraju povezani su jednako??u

2. Ako kao rezultat niza uzastopnih hemijskih reakcija sistem do?e u stanje koje se potpuno poklapa sa po?etnim (kru?ni proces), tada je zbir toplotnih efekata ovih reakcija jednak nuli, tj. za niz reakcija

zbir njihovih termi?kih efekata

Entalpija formiranja se podrazumijeva kao toplinski u?inak reakcije stvaranja 1 mola tvari iz jednostavnih tvari. Obi?no se koriste standardne entalpije formiranja. Ozna?avaju se ili (?esto se izostavlja jedan od indeksa; f - iz engleske formacije).

Prvi zakon termodinamike - Promena unutra?nje energije sistema tokom njegovog prelaska iz jednog stanja u drugo jednaka je zbiru rada spoljnih sila i koli?ine toplote prenete sistemu

Prema prvom zakonu termodinamike, rad se mo?e obaviti samo pomo?u topline ili nekog drugog oblika energije. Stoga se rad i koli?ina topline mjere u istim jedinicama - d?ulima (kao i energija).

gdje je DU promjena unutra?nje energije, A je rad vanjskih sila, Q je koli?ina topline koja se prenosi na sistem.

Drugi zakon termodinamike - Nije mogu? nijedan proces ?iji bi jedini rezultat bio prenos toplote sa hladnijeg tela na toplije

Van't Hoffovo pravilo navodi da se za svakih 10° porasta temperature brzina kemijske reakcije pove?ava 2-4 puta.

Jedna?ina koja opisuje ovo pravilo je: (\displaystyle ~V_(2)=V_(1)\cdot \gamma ^(\frac (T_(2)-T_(1))(10)))

gdje je V 2 brzina reakcije na temperaturi t 2, a V 1 brzina reakcije na temperaturi t 1;

? je temperaturni koeficijent brzine reakcije. (ako je, na primjer, jednako 2, tada ?e se brzina reakcije pove?ati za 2 puta kada temperatura poraste za 10 stepeni).

Endotermne reakcije - hemijske reakcije pra?ene apsorpcijom toplote. Za endotermne reakcije, promjena entalpije i unutra?nje energije je pozitivna (\displaystyle \Delta H>0)(\displaystyle \Delta U>0), tako da produkti reakcije sadr?e vi?e energije od originalnih komponenti.

Endotermne reakcije uklju?uju:

reakcije redukcije metala iz oksida,

elektroliza (apsorbuje se elektri?na energija),

elektroliti?ka disocijacija (na primjer, otapanje soli u vodi),

jonizacija,

eksplozija vode - velika koli?ina topline dovedena maloj koli?ini vode tro?i se na trenutno zagrijavanje i fazni prijelaz teku?ine u pregrijanu paru, dok se unutarnja energija pove?ava i manifestira u obliku dvije energije pare - intramolekularne termalne i intermolekularni potencijal.

fotosinteza.

egzotermna reakcija - hemijska reakcija pra?ena osloba?anjem toplote. Suprotnost endotermnoj reakciji.