Amfotern? hydroxidy jsou nerozpustn?. Amfotern? slou?eniny

Amfoterita (dualita vlastnost?) hydroxid? a oxid? mnoho prvk? se projevuje tvorbou dvou typ? sol?. Nap??klad pro hydroxid a oxid hlinit?:

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

AI2C3 + 3H2SO4 = A12(S04)3 + 3H20

b) 2Al(OH)3 + Na2O = 2NaAlO2 + 3H2O (v tavenin?)

Al2O3 + 2NaOH(t) = 2NaAlO2 + H2O (v tavenin?)

P?i reakc?ch (a) vykazuj? Al(OH)3 a Al2O3 vlastnosti z?sadit?ch hydroxid? a oxid?, to znamen?, ?e reaguj? jako z?sady s kyselinami a kysel?mi oxidy za vzniku soli, ve kter? je kationtem Al3+ hlin?k.

Naopak v reakc?ch (b) p?sob? Al(OH)3 a Al2O3 jako kysel? hydroxidy a oxidy a tvo?? s?l, ve kter? je atom hlin?ku AlIII sou??st? aniontu (kysel?ho zbytku) AlO2-.

Samotn? prvek hlin?k vykazuje v t?chto slou?enin?ch vlastnosti kovu a nekovu. Proto je hlin?k amfotern?m prvkem.

Podobn? vlastnosti maj? tak? prvky skupin A - Be, Ga, Ge, Sn, Pb, Sb, Bi a dal?? a tak? v?t?ina prvk? skupin B - Cr, Mn, Fe, Zn, Cd a dal??.

Nap??klad amfoternost zinku je prok?z?na n?sleduj?c?mi reakcemi:

a) Zn(OH)2 + N205 = Zn(NO3)2 + H2O

ZnO + 2HN03 = Zn(NO3)2 + H2O

b) Zn(OH)2 + Na2O = Na2ZnO2 + H2O

ZnO + 2NaOH(t) = Na2ZnO2 + H2O

Pokud m? amfotern? prvek ve slou?enin?ch n?kolik oxida?n?ch stav?, pak jsou amfotern? vlastnosti nejv?razn?j?? pro st?edn? oxida?n? stav.

Nap??klad chrom m? t?i zn?m? oxida?n? stavy: +II, +III a +VI. V p??pad? CrIII jsou kysel? a z?sadit? vlastnosti vyj?d?eny p?ibli?n? stejn?, zat?mco u CrII je pozorov?na p?evaha z?sadit?ch vlastnost? a u CrVI - kysel? vlastnosti:

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

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

CrVI -> CrO3, H2CrO4 -> K2CrO4

Velmi ?asto existuj? amfotern? hydroxidy prvk? v oxida?n?m stavu +III tak? v meta form?, nap??klad:

AlO(OH) - metahydroxid hlinit?

FeO(OH) - metahydroxid ?eleza (orto-forma "Fe(OH)3" neexistuje).

Amfotern? hydroxidy jsou ve vod? prakticky nerozpustn?, nejpohodln?j??m zp?sobem jejich z?sk?n? je vysr??en? z vodn?ho roztoku pomoc? slab? z?sady - hydr?tu amoniaku:

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

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

Pokud se p?i v?m?nn? reakci tohoto typu pou?ije p?ebytek alk?li?, hydroxid hlinit? se nevysr???, proto?e hlin?k v d?sledku sv? amfoterity p?ech?z? na anion:

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

P??klady molekul?rn?ch rovnic pro reakce tohoto typu:

Al(NO3)3 + 4NaOH (p?ebytek) = Na + 3NaN03

ZnSO4 + 4NaOH (p?ebytek) = Na2 + Na2S04

V?sledn? soli pat?? mezi komplexn? slou?eniny (komplexn? soli): zahrnuj? komplexn? anionty - a 2-. N?zvy t?chto sol? jsou n?sleduj?c?:

Na - tetrahydroxoalumin?t sodn?

Na2 - tetrahydroxozinkat sodn?

Produkty interakce oxid? hlin?ku nebo zinku s pevnou z?sadou se naz?vaj? jinak:

NaAlO2 - dioxoalumin?t sodn? (III)

Na2ZnO2 - dioxozinkat sodn? (II)

Okyselen? roztok? komplexn?ch sol? tohoto typu vede ke zni?en? komplexn?ch aniont?:

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

Nap??klad: 2Na + CO2 = 2Al(OH)3? + NaHC03

Pro mnoho amfotern?ch prvk? nejsou p?esn? vzorce hydroxid? nezn?m?, proto?e z vodn?ho roztoku se m?sto hydroxid? vysr??ej? hydratovan? oxidy, nap??klad MnO2 · nH2O, Sb2O5 · nH2O.

Amfotern? prvky ve sv? voln? form? interaguj? s typick?mi kyselinami i z?sadami:

2Al + 3H2S04(rozklad) = A12(S04)3 + H2

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

V obou reakc?ch se tvo?? soli a uva?ovan? prvek je v jednom p??pad? sou??st? kationtu a ve druh?m p??pad? je sou??st? aniontu.

halogenidy hlin?ku za norm?ln?ch podm?nek - bezbarv? krystalick?

l?tek. V ?ad? halogenid? hlin?ku se AlF3 velmi li?? sv?mi vlastnostmi

od sv?ch prot?j?k?. Je ??ruvzdorn?, m?lo rozpustn? ve vod?, chemicky

neaktivn?. Hlavn? metoda pro z?sk?n? AlF3 je zalo?ena na p?soben? bezvod?ho HF

na Al2O3 nebo Al:

AI2O3 + 6HF = 2AlF3 + 3H20

Slou?eniny hlin?ku s chlorem, bromem a jodem jsou velmi taviteln?

reaktivn? a vysoce rozpustn? nejen ve vod?, ale i v mnoha

organick? rozpou?t?dla. Interakce halogenidy hlin?ku s vodou

doprov?zeno v?razn?m uvol?ov?n?m tepla. V?echny ve vodn?m roztoku

vysoce hydrolyzovan?, ale na rozd?l od typick?ch halogenid? kyselin

nekovy, jejich hydrol?za je ne?pln? a vratn?. B?t ji? znateln? nest?l?

za norm?ln?ch podm?nek AlCl3, AlBr3 a AlI3 kou?? ve vlhk?m vzduchu

(v d?sledku hydrol?zy). Lze je z?skat p??mou interakc?

jednoduch? l?tky.

Komplexn? halogenidy(halogenometal?ty) obsahuj? komplexn? anionty, ve kter?ch jsou ligandy nap??klad atomy halogenu. hexachloroplati?itan draseln? (IV) K2, heptafluortantal?t sodn? (V) Na, hexafluorarsen?t lithn? (V) Li. max. tepeln? Fluor-, oxofluor- a chlormetal?ty jsou stabiln?. Povahou vazeb jsou iontov? slou?eniny bl?zk? komplexn?m halogenid?m. s kationty NF4+, N2F3+, C1F2+, XeF+ atd.

Mnoho halogenid? se vyzna?uje asociac? a polymerac? v kapaln? a plynn? f?zi s tvorbou m?stkov?ch vazeb. max. n?chyln? k tomu jsou halogenidy kov? skupiny I a II, A1C13, pentafluoridy Sb a p?echodn? kovy, oxofluoridy slo?en? MOF4. Zn?m? jsou nap??klad halogenidy kov? a kov?. Hg2Cl2.

Fluoridy se v St. you v?razn? li?? od ostatn?ch halogenid?. U jednoduch?ch halogenid? jsou v?ak tyto rozd?ly m?n? v?razn? ne? u halogen? samotn?ch a u komplexn?ch halogenid? jsou slab?? ne? u jednoduch?ch.

Mnoho kovalentn?ch halogenid? (zejm?na fluorid?) jsou nap??klad siln? Lewisovy kyseliny. AsF5, SbF5, BF3, A1C13. Fluoridy jsou sou??st? superkyselin. Vy??? halogenidy jsou redukov?ny kovy a H2, nap??klad:

Halogenidy kov? skupin V-VIII, krom? Cr a Mn, jsou redukov?ny H2 na kovy, nap?.: WF6 + 3H2 -> W + 6HF

Mnoho kovalentn?ch a iontov?ch halogenid? kov? vz?jemn? interaguje za vzniku komplexn?ch halogenid?, nap??klad: KC1 + TaC15 -> K[TaC16]

Leh?? halogeny mohou vytla?it ty t???? z halogenid?. Kysl?k m??e oxidovat halogenidy za uvol?ov?n? C12, Br2 a I2. Jeden z charakteristick?ch okrsk? kovalentn?ch halogenid?-vz?jemn?ch. s vodou (hydrol?za) nebo jej?mi parami p?i zah??v?n?. (pyrohydrol?za), vedouc? ke vzniku oxid?, oxy- pop?

oxohalogenidy, hydroxidy a halogenovod?ky. V?jimkou jsou CF4, CC14 a SF6, kter? jsou odoln? v??i vodn? p??e p?i vysok?ch teplot?ch.

Halogenidy se z?sk?vaj? p??mo z prvk?, interakce. halogenovod?ky nebo halogenovod?ky na-t s prvky, oxidy, hydroxidy nebo solemi, jako? i v?m?nn? p-ionty.

Halogenidy jsou ?iroce pou??v?ny v technologii jako v?choz? materi?ly pro v?robu halogen?, alk?li? a kov? alkalick?ch zemin. kovy, jako sou??sti skel apod. inorg. materi?ly; jsou mezi t?m. produkty p?i v?rob? vz?cn?ch a n?kter?ch ne?elezn?ch kov?, U, Si, Ge atd.

V p??rod? tvo?? halogenidy samostatn? t??dy miner?l?, ve kter?ch jsou p??tomny fluoridy (nap?. miner?ly fluorit, kryolit) a chloridy (sylvit, karnallit), brom a j?d jsou sou??st? n?kter?ch miner?l? ve form? izomorfn?ch ne?istot. V?znamn? mno?stv? halogenid? je obsa?eno ve vod? mo?? a oce?n?, v soli a podzemn?ch soln?ch roztokech. N?kter? halogenidy, nap?. NaCl, K.C1, CaC12, jsou sou??st? ?iv?ch organism?.

Kryolit(z ?ec. kryos - mr?z + lithos - k?men) - vz?cn? miner?l z t??dy p??rodn?ch fluorid?, hexafluorohlinitan sodn? Na3. Krystalizuje v monoklinick? syngonii; kv?drov? krystaly a dvojit? desky jsou vz?cn?. Obvykle tvo?? bezbarv?, b?l? nebo ?ed? krystalick? agreg?ty se skeln?m leskem, ?asto obsahuj?c? k?emen, siderit, pyrit, galenit, chalkopyrit, kolumbit a kassiterit. Je mo?n? zbarven? ne?istotou organick?ch l?tek.

Aktu?ln? vyvinut? metody z?sk?v?n? um?l?ho kryolitu. Um?le vyroben? interakc? fluoridu hlinit?ho s fluoridem sodn?m a tak? p?soben?m kyseliny fluorovod?kov? na hydroxid hlinit? v p??tomnosti sody. Pou??v? se v procesu elektrolytick? v?roby hlin?ku, p?i v?rob? kyseliny fluorovod?kov?, skla a smalt?.

Kamenec. Kamenec je skupinov? n?zev pro podvojn? soli slo?en? ME(SO4)2. 12H2O, kde M je drasl?k K, rubidium Rb, cesium Cs, amonium NH4 a E je hlin?k Al, chrom Cr, ?elezo Fe a dal?? prvky v oxida?n?m stavu (+ III), kter? b?hem disociace sol? poskytuj? kationty se t?emi n?boji .

Kamenec je vysoce rozpustn? ve vod?, jejich vodn? roztoky maj? sv?ravou kyselou chu? a kyselou reakci v d?sledku hydrol?zy, nap??klad:

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

P?i zah??t? se kamenec nejprve roztav? ve vod?, kterou obsahuj?, a pot? se tato voda ztr?c? a tvo?? se bezvod? soli. Dal??m zah??v?n?m se kamenec p?em?n? na sm?s oxid? kov?. Kamenec hlinito-draseln? lze z?skat ?pravou v?robn?ho procesu ?i?t?n?ho s?ranu hlinit?ho. Nejprve se kaolin va?? s kyselinou s?rovou. Po dokon?en? neutralizace kyseliny s?rov? se do reaktoru p?id? s?ran sodn?, aby se z?skal kamenec sodn?. Posledn? jmenovan? jsou d?ky sv? vysok? rozpustnosti v roztoku. Po z?ed?n? roztoku na hustotu 1,33 g/cm3 se odd?l? od sra?eniny oxidu k?emi?it?ho, ochlad? se a sm?s? se s nasycen?m roztokem chloridu draseln?ho. Z?rove? se vysr??? hlinito-draseln? kamenec, ?patn? rozpustn? p?i n?zk?ch teplot?ch. V mate?n?m louhu po odd?len? krystal? kamence hlinit?ho a draseln?ho z?st?vaj? rozpustn? ne?istoty - slou?eniny ?eleza a chlorid sodn? 89.

B?hem hydrol?zy hydratovan? ionty hlin?ku ztr?cej? protony a vytv??ej? po sob? n?sleduj?c? hydro-oxo komplexy. Kdy? posledn? neutr?ln? komplex ztrat? vodu, vznikne nerozpustn? hydroxid A1(OH)3.

Komplexn? ionty[A1(H20)5OH]2+ a [A1(H20)4(OH)2]+ z?st?vaj? v roztoku, zat?mco hydroxid A1(OH)3 se vysr??? ihned po sv?m vzniku. Sr??en? nast?v? p?i hodnot?ch pH > 3. Zcela k tvorb? hydroxidu hlinit?ho hydrol?za prob?h? za podm?nky neutralizace vznikl?ch proton?, nap??klad alk?li?.

Hlubok? hydrol?za soli s?ranu hlinit?ho jsou ?iroce pou??v?ny pro ?i?t?n? pitn? a odpadn? vody. Hydronium uvoln?n? p?i hydrol?ze reaguje s hydrogenuhli?itany H30 + + HC03 = CO2 + 2H20, obvykle obsa?en?mi ve vod?. V tomto p??pad? jsou kone?n?mi produkty hydrol?zy koloidn? hydroxid hlinit? a oxid uhli?it?.

P?i koagulaci solu hydroxidu hlinit?ho se z?sk? objemn? ?elatinov? sra?enina, kter? zachycuje suspendovan? ??stice a bakterie a odn??? je na dno j?mky. Spot?eba s?ranu hlinit?ho pot?ebn?ho k ?i?t?n? vody z?vis? na slo?en? a mno?stv? kontaminant? ve vod?. D?vky s?ranu hlinit?ho pro ?i?t?n? p??rodn?ch vod a pro do?i?t?n? odpadn?ch vod se pohybuj? v rozmez? 3-15 mg/l podle A1203 a pro fyzik?ln?-chemick? ?i?t?n? m?stsk?ch odpadn?ch vod dosahuj? 30-50 mg/l podle A1203. Spot?eba s?ranu hlinit?ho by m?la zajistit tvorbu dostate?n? velk? hmoty vlo?ek, kter? je nezbytn? k odstran?n? ?kodlivin z vody. Hodnota pH roztoku by m?la b?t sn??ena na 6,5-7,6, co? odpov?d? minim?ln? rozpustnosti hydroxidu hlinit?ho ve vod?. P?i vy??? nebo ni??? hodnot? pH z?st?v? ??st hlin?ku ve vod? v rozpu?t?n?m stavu. Ve vod?ch s n?zkou alkalitou, kdy obsah hydrogenuhli?itan? nesta?? k neutralizaci uvoln?n? kyseliny, proces hydrol?zy nedosp?je ke sv?mu konci v d?sledku siln?ho poklesu pH. Pro zv??en? alkality dokon?ete proces hydrol?zy a sni?te obsah rozpu?t?n?ho hlin?ku ve vod?, sou?asn? s koagulantem se do vody p?id?v? v?pno a soda.

Pokud protony nahromad?n? b?hem hydrol?zy nejsou neutralizov?ny, pak se proces hydrol?zy zpomal?, co? vede k n?stupu hydrolytick? rovnov?hy, kterou lze charakterizovat stupn?m a konstantou hydrol?zy. Hydrol?za roztoky s?ranu hlinit?ho, co? je reakce substituce s?ranov?ch iont? v Al2 (804) 3 OH ionty, vznikl?mi v d?sledku disociace vody, lze v obecn? podob? zn?zornit rovnic?

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

kde a je stupe? a z?saditost substituce.

Tato rovnice ukazuje, ?e na posun doprava m? rozhoduj?c? vliv koncentrace OH- iont? v roztoku, tj. stupe? disociace vody. Jak je zn?mo, u sol? se slabou z?sadou a silnou kyselinou souvis? stupe? hydrol?zy k s hydrolyza?n? konstantou A-, koncentrac? soli (s, mol "l), iontov?m sou?inem vody kyu a disocia?n? konstantou z?kladu kb n?sleduj?c?m vztahem:

/r \u003d UkTss \u003d UkiLs.

Pokud se A-, m?n? s teplotou m?lo, pak se ksh v?razn? zvy?uje, co? zp?sobuje v?razn? zv??en? stupn? hydrol?zy se zvy?uj?c? se teplotou.

N. I. Eremin na z?klad? z?skan?ch experiment?ln?ch dat odvodil rovnice pro z?vislost stupn? hydrol?zy roztoku na teplot? a koncentraci.

pro s?ran hlinit?:

1e k \u003d - 2,23 + 0,05 s + 0,0036t7 + 18 UTS, pro kamenec amonn?:

18 l \u003d -1,19 + 0,29c + 0,0016G + 18ygSh pro kamenec draseln?:

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

pro kamenec sodn?:

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

Jak je z t?chto rovnic vid?t, vliv koncentrace na stupe? hydrol?zy u kamence je v?znamn?j?? ne? u s?ranu hlinit?ho.

Bor. Z?sk?v?n? boru. Chemick? vlastnosti. Diagon?ln? podobnost mezi borem a k?em?kem. Hydridy boru. Diboran. Vlastnosti chemick? vazby v molekule diboranu. Halogenidy boru. Kysl?kov? slou?eniny boru. Oxid borit? a kyseliny borit?. Bura. Z?sk?n? kyseliny borit?. Borosilik?tov? br?le. Ethylether boru.

Bor- prvek t?in?ct? skupiny (podle zastaral? klasifikace - hlavn? podskupina t?et? skupiny), druh? perioda periodick?ho syst?mu chemick?ch prvk? s atomov?m ??slem 5. Ozna?uje se symbolem B (lat. Borum) . Ve voln?m stavu je b?r bezbarv?, ?ed? nebo ?erven? krystalick? nebo tmav? amorfn? l?tka. Je zn?mo v?ce ne? 10 alotropn?ch modifikac? boru, jejich? vznik a vz?jemn? p?echody jsou d?ny teplotou, p?i kter? byl bor z?sk?n

??tenka. Nej?ist?? bor se z?sk?v? pyrol?zou borohydrid?. Takov? bor se pou??v? pro v?robu polovodi?ov?ch materi?l? a pro jemn? chemick? synt?zy.

Metoda metalotermie (?ast?ji redukce ho???kem nebo sod?kem):

Tepeln? rozklad par bromidu borit?ho na hork?m (1000-1200 °C) wolframov?m dr?tu v p??tomnosti vod?ku (Van Arkelova metoda):

Fyzik?ln? vlastnosti. Extr?mn? tvrd? l?tka (druh? za diamantem, nitrid boru (borazon), karbid boru, slitina bor-uhl?k-k?em?k, karbid skandium-titan). M? k?ehkost a polovodi?ov? vlastnosti (velk? mezera

polovodi?). B?r m? nejvy??? pevnost v tahu 5,7 GPa

V p??rod? se b?r nach?z? ve form? dvou izotop? 10B (20 %) a 11B (80 %)[.

10V m? velmi vysok? pr??ez absorpce tepeln?ch neutron?, tak?e 10V v kyselin? borit? se pou??v? v jadern?ch reaktorech k ??zen? reaktivity.

Chemick? vlastnosti. Ionty boru barv? plamen zelen?.

V mnoha fyzik?ln?ch a chemick?ch vlastnostech se nekovov? b?r podob? k?em?ku.

Chemicky je b?r sp??e inertn? a interaguje pouze s fluorem p?i pokojov? teplot?:

B?r p?i zah??v?n? reaguje s jin?mi halogeny za vzniku trihalogenid?, s dus?kem tvo?? nitrid boru BN, s fosforem fosfid BP, s uhl?kem karbidy r?zn?ho slo?en? (B4C, B12C3, B13C2). P?i zah??v?n? v kysl?kov? atmosf??e nebo na vzduchu ho?? b?r s velk?m uvol?ov?n?m tepla, vznik? oxid B2O3:

Bor neinteraguje p??mo s vod?kem, a?koli je zn?mo pom?rn? velk? mno?stv? borohydrid? (boran?) r?zn?ho slo?en?, kter? se z?sk?vaj? zpracov?n?m borid? alkalick?ch kov? nebo kov? alkalick?ch zemin kyselinou:

P?i siln?m zah??t? vykazuje b?r reduk?n? vlastnosti. Dok??e nap??klad obnovit k?em?k nebo fosfor z jejich oxid?:

Tuto vlastnost boru lze vysv?tlit velmi vysokou pevnost? chemick?ch vazeb v oxidu borit?m B2O3.

V nep??tomnosti oxida?n?ch ?inidel je b?r odoln? v??i p?soben? alkalick?ch roztok?. Bor se rozpou?t? v hork? kyselin? dusi?n?, s?rov? a aqua regia za vzniku kyseliny borit?.

Oxid borit? je typick? kysel? oxid. Reaguje s vodou za vzniku kyseliny borit?:

P?i interakci kyseliny borit? s alk?liemi nevznikaj? soli samotn? kyseliny borit? - boritany (obsahuj?c? anion BO33-), ale tetraboritany, nap?.

Bor- polovodi?, diagon?ln? podobnost s k?em?kem:

1) Oba jsou ??ruvzdorn?, pevn?, polovodi?e. B - ?edo-?ern?, Si- ?ed?.

11(B) = 8,298 eV; I1(Si) = 8,151 eV. Oba nejsou n?chyln? k tvorb? kationt?.

2) Oba jsou chemicky inertn? (i kdy? bor se st?le rozpou?t? v hork?ch oxida?n?ch kyselin?ch. Oba se rozpou?t?j? v z?sad?ch.

2B + KOH + 2H20® 2KB02 + 3H2

Si + 2KOH + H2O®K2SiO3+ 2H2

3) P?i vysok?ch teplot?ch reaguj? s kovy za vzniku borid? a silicid? - Ca3B2; Mg2Si - ??ruvzdorn?, elektricky vodiv? slou?eniny.

Kysl?kov? slou?eniny boru. B2O3 - kysel? oxid (tak? SiO2) - jak polymern?, sklovit?, pouze B2O3 tvo?? ploch? s?t?, tak SiO2 - trojrozm?rn? struktury. Rozd?l mezi nimi je v tom, ?e oxid borit? se snadno hydratuje, zat?mco p?sek (SiO2), jak zn?mo, nikoliv.

H3BO3- kyselina orthoborit?.

H3BO3«HBO2+H2O kyselina metaborit? (100°С)

4HBO2 "H2B4O7 + H2Otetraborit? kyselina (140 ° C) - slab?, ob? Kd

H2B4O7 "2B2O3 + H2O jsou prakticky stejn? - ??dn? kysel? soli

Kyselina orthoborit? je slab?, n?kdy se p??e jej? disociace

B(OH)3 + H20 « B(OH)4 + H+

Tvo?? estery s alkoholy: H3BO3+3CH3OH®B(OCH3)3+3H2O

Vlastnosti. B?r je zn?m v amorfn? (hn?d?) a krystalick? (?ern?) form?, t.t. 2300 °C, t.v. 3700 °C, p = 2,34 g/cm3. Krystalov? m???ka boru je velmi pevn?, co? se projevuje vysokou tvrdost?, n?zkou entropi? a vysok?m bodem t?n?. Borov? polovodi?. Nekovovost boru odpov?d? jeho poloze v periodick? soustav? – mezi beryliem a uhl?kem a diagon?ln? vedle k?em?ku. B?r proto vykazuje podobnosti nejen s hlin?kem, ale tak? s k?em?kem. Z jeho pozice tak? vypl?v?, ?e slou?eniny boru s dus?kem by m?ly b?t podobnou elektronovou strukturou a vlastnostmi jako uhl?k.

2BH3(g) - B2H6(g);

delta G= - 126 kJ

3NaBH4+4BF3 ->2V2H6 + 3NaBF4

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

DiboranВ2H6 - energetick? reduk?n? ?inidlo, samovoln? se vzn?t? na vzduchu

B2H6 + 302 => B203 + ZH20

Interaguje s vodou za uvol?ov?n? vod?ku;

B2H6 + 6H20 =>. 2H3B03 + 6H2

V etherov?m prost?ed? reaguje B2H6 s hydridem lithn?m za vzniku borohydrid

B2H6+2LiH => 2LiBH4

?ast?ji ne? Li pou??vaj? Na z?skan? reakc? -

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

B2O3 + ZS => 2B + ZSO

2B2O3+P4O10 => 4BPO4

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

Neutralizace H3BO3 se netvo?? ortobor?ty , obsahuj?c? ion (BO3) 3-, a jsou z?sk?ny tetraboritany, metaboritany nebo soli jin?ch polyborit?ch kyselin:

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

Oxid borit? B2O3 - anhydrid kyseliny borit?, bezbarv?, sp??e ??ruvzdorn? sklovit? nebo krystalick? l?tka ho?k? chuti, dielektrikum.

Skeln? oxid borit? m? vrstevnatou strukturu (vzd?lenost mezi vrstvami je 0,185 nm), ve vrstv?ch jsou atomy boru um?st?ny uvnit? rovnostrann?ch troj?heln?k? BO3 (d B-O = 0,145 nm). Tato modifikace taje v rozmez? teplot 325-450 °C a m? vysokou tvrdost. Z?sk?v? se zah??v?n?m boru na vzduchu p?i 700 °C nebo dehydratac? kyseliny orthoborit?. Krystalick? B2O3, kter? se z?sk?v? pe?livou eliminac? vody z kyseliny metaborit? HBO2, existuje ve dvou modifikac?ch - s hexagon?ln? krystalovou m???kou se p?i 400 °C a 2200 MPa m?n? na monoklinickou.

V pr?myslu borax se z?sk?v? z p??rodn?ch boritan? f?z? se sodou . Kdy? jsou p??rodn? borov? miner?ly o?et?eny kyselinou s?rovou, kyselina borit? . Z kyseliny borit? H3BO3 se kalcinac? z?sk?v? oxid B2O3 a pot? se tento nebo borax redukuje aktivn?mi kovy (ho???kem nebo sod?kem) na voln? bor:

B2O3 + 3Mg = 3MgO + 2B,

2Na2B407 + 3Na = B + 7NaB02.

V tomto p??pad? ve form? ?ed?ho pr??ku, amorfn? bor. Krystalick? bor vysok? ?istoty lze z?skat rekrystalizac?, ale v pr?myslu se ?ast?ji z?sk?v? elektrol?zou roztaven?ch fluoroboritan? nebo tepeln?m rozkladem par bromidu borit?ho BBr3 na tantalov?m dr?tu zah??t?m na 1000-1500 °C v p??tomnosti vod?ku:

2BBr3 + 3H2 = 2B + 6HBr

Je tak? mo?n? pou??t krakov?n? b?rem:

B4H10 = 4B + 5H2.

Kyselina borit?(kyselina orthoborit?) je slab? kyselina s chemick?m vzorcem H3BO3. Bezbarv? krystalick? l?tka ve form? vlo?ek, bez z?pachu, m? vrstevnatou triklinickou m???ku, ve kter? jsou molekuly kyselin spojeny vod?kov?mi vazbami v ploch?ch vrstv?ch, vrstvy jsou propojeny mezimolekul?rn?mi vazbami (d = 0,318 nm).

Kyselina metaborit?(HBO2) je tak? bezbarv? krystal. Existuje ve t?ech modifikac?ch - nejstabiln?j?? g-HBO2 s kubickou m???kou, v-HBO2 s monoklinickou m???kou a a-HBO2 s rombickou m???kou.

P?i zah??t? kyselina orthoborit? ztr?c? vodu a nejprve p?ech?z? na kyselinu metaboritou, pot? na tetraboritou H2B4O7. P?i dal??m zah??v?n? se dehydratuje na anhydrid kyseliny borit?.

Kyselina borit? vykazuje velmi slab? kysel? vlastnosti.. Je pom?rn? m?lo rozpustn? ve vod?. Jeho kysel? vlastnosti nejsou zp?sobeny eliminac? protonu H +, ale p?id?n?m hydroxylov?ho aniontu:

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

Z roztok? sv?ch sol? je snadno vyt?s?ov?n v?t?inou ostatn?ch kyselin. Jej? soli, zvan? boritany, se obvykle vyr?b?j? z r?zn?ch polyborit?ch kyselin, nej?ast?ji tetraborit? H2B4O7, co? je mnohem siln?j?? kyselina ne? orthoborit?. B(OH)3 vykazuje velmi slab? zn?mky amfoterity, tvo??c? m?lo stabiln? hydros?ran borit? B(HSO4)3.

Kdy? je kyselina orthoborit? neutralizov?na z?sadami ve vodn?ch roztoc?ch, netvo?? se ortoboritany obsahuj?c? iont (BO3)3–, proto?e ortoboritany jsou t?m?? ?pln? hydrolyzov?ny v d?sledku p??li? n?zk? konstanty tvorby [B(OH)4]–. Tetraboritany, metaboritany nebo soli jin?ch polyborit?ch kyselin se tvo?? v roztoku:

S p?ebytkem alk?li? se mohou p?em?nit na metabor?ty:

Meta- a tetrabor?ty jsou hydrolyzov?ny, ale v men?? m??e (reverzn? reakce k uveden?m).

V okyselen?ch vodn?ch roztoc?ch boritan? se ustavuj? n?sleduj?c? rovnov?hy:

Nejb??n?j?? sol? kyseliny borit? je tetraboritan sodn? dekahydr?t Na2B4O7 10H2O (odborn? n?zev - borax).

P?i zah??t? kyselina borit? rozpou?t? oxidy kov? a tvo?? soli.

S alkoholy v p??tomnosti koncentrovan? kyseliny s?rov? tvo?? estery:

Vznik bormethyletheru B(OCH3)3 je kvalitativn? reakc? na H3BO3 a soli kyselin borit?ch, po zap?len? ho?? methylborether kr?sn?m jasn? zelen?m plamenem.

Borosilik?tov? sklo- sklo obvykl?ho slo?en?, ve kter?m jsou alkalick? slo?ky v surovin? nahrazeny oxidem boru (B2O3). T?m je dosa?eno zv??en? chemick? odolnosti a n?zk?ho koeficientu tepeln? rozta?nosti - a? 3,3 10-6 p?i 20 °C u nejlep??ch vzork?. U borosilik?tov?ho skla je to velmi mal?, pouze u k?emenn?ho skla je to m?n? (t?m?? 10x). T?m se zabr?n? prask?n? skla p?i n?hl?ch zm?n?ch teploty. To je d?vod pro jeho pou?it? jako hasic? a v dal??ch p??padech, kde je vy?adov?na tepeln? stabilita.

Pou??v?n? V ka?dodenn?m ?ivot?, pro v?robu n?dob? pro otev?en? ohe?, ?ajov? konvice. Pou??v? se jako materi?l pro laboratorn? sklo, ale i pro chemick? pr?mysl a dal?? pr?myslov? odv?tv?, nap??klad jako tepeln? v?m?n?k pro tepeln? elektr?rny. Pou??v? se tak? k v?rob? levn?ch kytarov?ch diapozitiv?. Borosilik?tov? sklo lze tak? pou??t k v?rob? pipet pro ICSI, biopsii blastomer, kter? se prov?d? pro preimplanta?n? genetickou diagnostiku s pou?it?m bioptick?ch bun?k jako genetick?ho materi?lu. K dispozici jsou 3 mo?nosti pipet s vnit?n?m pr?m?rem od 4 µm do 7,5 µm. Pipeta je dlouh? 60 a? 75 mm a m? ?hel zkosen? 30°. Pipety jsou ur?eny k jednor?zov?mu pou?it?.

Obecn? charakteristika prvk? podskupiny IVA. Struktura atom?. Stupn? oxidace. Roz???en? a formy n?lezu v p??rod?. Alotropn? modifikace uhl?ku. Fyzik?ln? a chemick? vlastnosti. Odr?dy ?ern?ho grafitu: koks, d?ev?n? uhl?, saze.

Obecn? charakteristika prvk? skupiny IVA Mezi prvky hlavn? podskupiny skupiny IV pat?? C, Si, Ge, Sn, Pv. Elektronov? vzorec vn?j?? valen?n? hladiny je nS2np2, to znamen?, ?e maj? 4 valen?n? elektrony a jedn? se o p prvk?, proto jsou v hlavn? podskupin? IV. skupiny. |||| |?| np nS V z?kladn?m stavu atomu jsou dva elektrony sp?rovan? a dva nep?rov?. Vn?j?? elektronov? obal uhl?ku m? 2 elektrony, k?em?k m? 8 a Ge, Sn, Pv maj? ka?d? 18 elektron?. Proto jsou Ge, Sn, Pv sjednoceny v podskupin? germania (jedn? se o ?pln? elektronick? analogy). V t?to podskupin? p-prvk?, stejn? jako v dal??ch podskupin?ch p-prvk?, se periodicky m?n? vlastnosti atom? prvk?.

Odshora dol? tedy v podskupin? roste polom?r atomu, tak?e ioniza?n? energie kles?, tak?e roste schopnost darovat elektrony a prudce kles? tendence dokon?it vn?j?? elektronov? obal do oktetu, tak?e z C na Pb, reduk?n? vlastnosti a kovov? vlastnosti se zvy?uj? a nekovov? vlastnosti se sni?uj?. Uhl?k a k?em?k jsou typick? nekovy, Ge u? m? kovov? vlastnosti a vypad? jako kov, a?koliv je to polovodi?. U c?nu ji? p?evl?daj? kovov? vlastnosti a typick?m kovem je olovo. Maj?-li atomy 4 valen?n? elektrony, mohou ve sv?ch slou?enin?ch vykazovat oxida?n? stavy od minima (-4) do maxima (+4) a vyzna?uj? se sud?m S.O.: -4, 0, +2, +4; TAK. = -4 je typick? pro C a Si s kovy. Povaha vztahu s ostatn?mi prvky. Uhl?k tvo?? pouze kovalentn? vazby, kovalentn? vazby tvo?? p?ev??n? tak? k?em?k. Pro c?n a olovo, zejm?na v S.O. = +2, iontov? povaha vazby je charakteristick?j?? (nap??klad Рв(NO3)2). Kovalence je ur?ena valen?n? strukturou atomu. Atom uhl?ku m? 4 valen?n? orbitaly a maxim?ln? kovalence je 4. U ostatn?ch prvk? m??e b?t kovalence v?t?? ne? ?ty?i, proto?e existuje valen?n? d-pod?rove? (nap??klad H2). Hybridizace. Typ hybridizace je ur?en typem a po?tem valen?n?ch orbital?. Uhl?k m? pouze S- a p-valen?n? orbitaly, tak?e zde m??e b?t Sp (karbin, CO2, CS2), Sp2 (grafit, benzen, COCl2), Sp3 hybridizace (CH4, diamant, CCl4). Pro k?em?k je nejcharakteristi?t?j?? Sp3 hybridizace (SiO2, SiCl4), ale m? valen?n? d-pod?rove?, tak?e existuje i Sp3d2 hybridizace, nap??klad H2. Skupina IV PSE je st?edem tabulky D.I. Mend?lejeva. Zde je jasn? vid?t prudk? zm?na vlastnost? z nekov? na kovy. Samostatn? budeme uva?ovat uhl?k, potom k?em?k a potom prvky podskupiny germania.

Atom(z ?eck?ho atomos - ned?liteln?) - jednojadern?, ned?liteln? ??stice chemick?ho prvku, nositelka vlastnost? l?tky. L?tky se skl?daj? z atom?. Samotn? atom se skl?d? z kladn? nabit?ho j?dra a z?porn? nabit?ho elektronov?ho mraku. Obecn? je atom elektricky neutr?ln?. Velikost atomu je zcela ur?ena velikost? jeho elektronov?ho oblaku, proto?e velikost j?dra je ve srovn?n? s velikost? elektronov?ho oblaku zanedbateln?. J?dro se skl?d? ze Z kladn? nabit?ch proton? (protonov? n?boj odpov?d? +1 v konven?n?ch jednotk?ch) a N neutron?, kter? nenesou n?boj (protony a neutrony se naz?vaj? nukleony). N?boj j?dra je tedy ur?en pouze po?tem proton? a rovn? se po?adov?mu ??slu prvku v periodick? tabulce. Kladn? n?boj j?dra je kompenzov?n z?porn? nabit?mi elektrony (elektronov? n?boj -1 v libovoln?ch jednotk?ch), kter? tvo?? elektronov? mrak. Po?et elektron? se rovn? po?tu proton?. Hmotnosti proton? a neutron? jsou stejn? (1 a 1 amu). Hmotnost atomu je ur?ena hmotnost? jeho j?dra, proto?e hmotnost elektronu je p?ibli?n? 1850kr?t men?? ne? hmotnost protonu a neutronu a ve v?po?tech se bere v ?vahu jen z??dka. Po?et neutron? lze zjistit rozd?lem mezi hmotnost? atomu a po?tem proton? (N=A-Z). Typ atom? jak?hokoli chemick?ho prvku s j?drem sest?vaj?c?m z p?esn? definovan?ho po?tu proton? (Z) a neutron? (N) se naz?v? nuklid.

Proto?e t?m?? cel? hmota je soust?ed?na v j?d?e atomu, ale jej? rozm?ry jsou zanedbateln? ve srovn?n? s celkov?m objemem atomu, j?dro je podm?n?n? br?no jako hmotn? bod spo??vaj?c? ve st?edu atomu a atom samotn? je pova?ov?n za syst?m elektron?. P?i chemick? reakci nen? ovlivn?no j?dro atomu (krom? jadern?ch reakc?), stejn? jako vnit?n? elektronick? ?rovn?, ale ??astn? se pouze elektrony vn?j??ho elektronov?ho obalu. Z toho d?vodu je nutn? zn?t vlastnosti elektronu a pravidla pro vznik elektronov?ch obal? atom?.

Stupe? oxidace(oxida?n? ??slo, form?ln? n?boj) - pomocn? podm?n?n? hodnota pro z?znam proces? oxidace, redukce a redoxn?ch reakc?. Ozna?uje oxida?n? stav jednotliv?ho atomu molekuly a je pouze pohodlnou metodou ??tov?n? p?enosu elektron?: nen? to skute?n? n?boj atomu v molekule (viz #Konvence).

P?edstavy o stupni oxidace prvk? tvo?? z?klad a pou??vaj? se p?i klasifikaci chemik?li?, popisu jejich vlastnost?, p??prav? vzorc? pro slou?eniny a jejich mezin?rodn?ch n?zv? (nomenklatury). Ale je zvl??t? ?iroce pou??v?n p?i studiu redoxn?ch reakc?.

Pojem oxida?n?ho stavu se v anorganick? chemii ?asto pou??v? m?sto pojmu valence.

Oxida?n? stav atomu se rovn? ??seln? hodnot? elektrick?ho n?boje p?ipisovan?ho atomu za p?edpokladu, ?e elektronov? p?ry, kter? prov?d?j? vazbu, jsou zcela vych?leny sm?rem k v?ce elektronegativn?m atom?m (tj. na z?klad? p?edpokladu, ?e slou?enina se skl?d? pouze iont?).

Oxida?n? stav odpov?d? po?tu elektron?, kter? mus? b?t p?id?ny ke kladn?mu iontu, aby se redukoval na neutr?ln? atom, nebo odebr?ny ze z?porn?ho iontu, aby se oxidoval na neutr?ln? atom:

Al3+ + 3e- -> Al

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

Uhl?k- l?tka s [neuveden zdroj 1528 dn?] velk?m po?tem alotropn?ch modifikac? (ji? bylo objeveno v?ce ne? 8).

Alotropn? modifikace uhl?ku jejich vlastnosti se od sebe nejradik?ln?ji li??, od m?kk?ch po tvrd?, nepr?hledn? po pr?hledn?, abrazivn? po mazac?, levn? a? po drah?. Mezi tyto allotropy pat?? amorfn? allotropy uhl?ku (uhl?, saze), nanop?ny, krystalick? allotropy - nanotrubice, diamant, fullereny, grafit, lonsdaleit a cerafit.

Klasifikace alotrop? uhl?ku podle povahy chemick? vazby mezi atomy:

Diamant (kostka)

Lonsdaleite (?estihrann? diamant)

Fullereny (C20+)

Nanotrubice

Nanovl?kna

Astralens

skeln? uhl?k

Kolos?ln? nanotrubice

Sm??en? formy sp3/sp2:

amorfn? uhl?k

Uhl?kov? nanoledviny

Uhl?kov? nanop?na

Jin? formy: C1 - C2 - C3 - C8

Uhl?k(chemick? zna?ka - C, lat. Carboneum) - chemick? prvek 14. skupiny (podle zastaral? klasifikace - hlavn? podskupina 4.

skupina), 2. obdob? periodick?ho syst?mu chemick?ch prvk?. s?riov? ??slo 6, atomov? hmotnost - 12.0107.

Fyzik?ln? vlastnosti.

Uhl?k existuje v mnoha alotropn?ch modifikac?ch s velmi r?znorod?mi fyzik?ln?mi vlastnostmi. R?znorodost modifikac? je d?na schopnost? uhl?ku tvo?it chemick? vazby r?zn?ch typ?.

T?ma: Hlavn? t??dy slou?enin, jejich vlastnosti a typick? reakce

Lekce: Amfotern? hydroxidy

Z ?eck?ho jazyka se slovo „amfoteros“ p?ekl?d? jako „ten a druh?“. Amfoterita je dualita acidobazick?ch vlastnost? l?tky. Hydroxidy se naz?vaj? amfotern?, kter? v z?vislosti na podm?nk?ch mohou vykazovat jak kysel?, tak z?sadit? vlastnosti.

P??kladem amfotern?ho hydroxidu je hydroxid zine?nat?. Vzorec tohoto hydroxidu v jeho bazick? form? je Zn(OH)2. Ale m??ete napsat vzorec hydroxidu zine?nat?ho v kysel? form?, p?i?em? atomy vod?ku dejte na prvn? m?sto, jako ve vzorc?ch anorganick?ch kyselin: H 2 ZnO 2 (obr. 1). Potom ZnO 2 2- bude kysel? zbytek s n?bojem 2-.

R??e. 1. Vzorce hydroxidu zine?nat?ho

Charakteristick?m rysem amfotern?ho hydroxidu je, ?e se m?lo li?? v s?le vazeb O-H a Zn-O. Odtud dualita vlastnost?. P?i reakc?ch s kyselinami, kter? jsou p?ipraveny darovat vod?kov? kationty, je v?hodn?, kdy? hydroxid zine?nat? p?eru?? vazbu Zn-O, daruje OH skupinu a p?sob? jako b?ze. V d?sledku takov?ch reakc? se tvo?? soli, ve kter?ch je zinek kationtem, proto se naz?vaj? soli kationtov?ho typu:

Zn(OH)2 + 2HCl = ZnCl2 + 2H20

(z?kladna)

P?i reakc?ch s alk?liemi p?sob? hydroxid zine?nat? jako kyselina a uvol?uje vod?k. V tomto p??pad? vznikaj? soli aniontov?ho typu (zinek je sou??st? kysel?ho zbytku - zine?nat?ho aniontu). Nap??klad, kdy? je hydroxid zine?nat? f?zov?n s pevn?m hydroxidem sodn?m, vznik? Na2ZnO2 - pr?m?rn? s?l aniontov?ho typu zinku sodn?ho:

H2ZnO2 + 2NaOH (TV.) = Na2ZnO2 + 2H20

(kyselina)

P?i interakci s alkalick?mi roztoky tvo?? amfotern? hydroxidy rozpustn? komplexn? soli. Nap??klad, kdy? hydroxid zine?nat? reaguje s roztokem hydroxidu sodn?ho, vznik? tetrahydroxozinkat sodn?:

Zn(OH)2 + 2NaOH \u003d Na2

2- je komplexn? aniont, kter? je obvykle uzav?en v hranat?ch z?vork?ch.

Amfoterita hydroxidu zine?nat?ho je tedy d?na mo?nost? existence iont? zinku ve vodn?m roztoku ve slo?en? jak kationt?, tak aniont?. Slo?en? t?chto iont? z?vis? na kyselosti m?dia. Anionty ZnO 2 2- jsou stabiln? v alkalick?m prost?ed? a kationty Zn 2+ jsou stabiln? v kysel?m prost?ed?.

Amfotern? hydroxidy jsou ve vod? nerozpustn? l?tky a p?i zah??v?n? se rozkl?daj? na oxid kovu a vodu:

Zn(OH)2 = ZnO + H20

2Fe(OH)3 = Fe203 + 3H20

2Al(OH)3 \u003d Al203 + 3H20

Stupe? oxidace kovu v hydroxidu a oxidu by m?l b?t stejn?.

Amfotern? hydroxidy jsou ve vod? nerozpustn? slou?eniny, lze je tedy z?skat v?m?nnou reakc? mezi roztokem soli p?echodn?ho kovu a alk?li?. Nap??klad hydroxid hlinit? vznik? interakc? roztok? chloridu hlinit?ho a hydroxidu sodn?ho:

AlCl3 + 3NaOH = Al(OH)3? + 3NaCl

Po vypu?t?n? t?chto roztok? se vytvo?? b?l? rosolovit? sra?enina hydroxidu hlinit?ho (obr. 2).

Ale z?rove? nelze p?ipustit p?ebytek alk?lie, proto?e amfotern? hydroxidy se rozpou?t?j? v alk?li?ch. M?sto alk?lie je proto lep?? pou??t vodn? roztok ?pavku. Je to slab? z?sada, ve kter? se hydroxid hlinit? nerozpou?t?. Kdy? chlorid hlinit? reaguje s vodn?m roztokem amoniaku, tvo?? se hydroxid hlinit? a chlorid amonn?:

AICI3 + 3NH3. H2O \u003d Al (OH) 3 ? + 3NH 4 Cl

R??e. 2. Sr??en? hydroxidu hlinit?ho

Bibliografie

Novoshinsky I. I., Novoshinskaya N. S. Chemistry. U?ebnice pro 10. t??du v?eobecn?. inst. ?rove? profilu. - M .: LLC "TID "Russian Word - RS", 2008. (§ 54)
Kuzn?covov? N. E., Litvinov? T. N., Levkin A. N. Chemie: T??da 11: U?ebnice pro studenty obecn?. inst. (?rove? profilu): za 2 hodiny. ??st 2. M .: Ventana-Graf, 2008. (str. 110-111)
Radetsky A.M. Chemie. didaktick? materi?l. 10-11 t??d. - M.: Vzd?l?v?n?, 2011.
Khomchenko ID Sb?rka ?loh a cvi?en? z chemie pro st?edn? ?kolu. - M.: RIA "Nov? vlna": Vydavatel Umerenkov, 2008.

N?sleduj?c? oxidy prvk? jsou amfotern? hlavn?, d?le?it? podskupiny: BeO, A1 2 O 3, Ga 2 O 3, GeO 2, SnO, SnO 2, PbO, Sb 2 O 3, PoO 2. Amfotern? hydroxidy jsou n?sleduj?c? hydroxidy prvk? hlavn?, d?le?it? podskupiny: 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, Pb02nH20.

Z?saditost oxid? a hydroxid? prvk? jedn? podskupiny roste s rostouc?m atomov?m ??slem prvku (p?i srovn?n? oxid? a hydroxid? prvk? ve stejn?m oxida?n?m stavu). Nap??klad N 2 O 3, P 2 O 3, As 2 O 3 jsou kysel? oxidy, Sb 2 O 3 je amfotern? oxid, Bi 2 O 3 je bazick? oxid.

Uva?ujme amfotern? vlastnosti hydroxid? na p??kladu slou?enin berylia a hlin?ku.

Hydroxid hlinit? vykazuje amfotern? vlastnosti, reaguje se z?sadami i kyselinami a tvo?? dv? ?ady sol?:

1) ve kter?m je prvek AI ve form? kationtu;

2A1 (OH) 3 + 6HC1 \u003d 2A1C1 3 + 6H20 A1 (OH) 3 + 3H + \u003d A13+ + 3H20

V t?to reakci A1(OH)3 funguje jako b?ze a tvo?? s?l, ve kter? je hlin?k kationtem A13+;

2) ve kter?m je prvek A1 sou??st? aniontu (hlinitany).

A1(OH)3 + NaOH \u003d NaA102 + 2H20.

P?i t?to reakci se A1(OH) 3 chov? jako kyselina a tvo?? s?l, ve kter? je hlin?k sou??st? aniontu AlO 2 -.

Vzorce rozpu?t?n?ch hlinitan? jsou ps?ny zjednodu?en?m zp?sobem s odkazem na produkt vznikl? b?hem dehydratace sol?.

V chemick? literatu?e lze nal?zt r?zn? vzorce slou?enin vytvo?en?ch rozpu?t?n?m hydroxidu hlinit?ho v alk?lii: NaA1O 2 (metaalumin?t sodn?), Na tetrahydroxoalumin?t sodn?. Tyto vzorce si navz?jem neodporuj?, proto?e jejich rozd?l je spojen s r?zn?mi stupni hydratace t?chto slou?enin: NaA1O 2 2H 2 O je jin? z?znam Na. Kdy? se A1(OH)3 rozpust? v p?ebytku alk?lie, vznikne tetrahydroxoalumin?t sodn?:

A1 (OH) 3 + NaOH \u003d Na.

B?hem slinov?n? ?inidel vznik? metahlinitan sodn?:

A1(OH)3 + NaOH ==== NaA102 + 2H20.

M??eme tedy ??ci, ?e ve vodn?ch roztoc?ch jsou sou?asn? takov? ionty jako [A1 (OH) 4] - nebo [A1 (OH) 4 (H 2 O) 2] - (pro p??pad, kdy je reak?n? rovnice sestavena s v ?vahu hydr?tov? slupky) a z?pis A1O2 je zjednodu?en.

Vzhledem ke schopnosti reagovat s alk?liemi se hydroxid hlinit? zpravidla nez?sk? p?soben?m alk?lie na roztoky hlinit?ch sol?, ale pou??v? se roztok amoniaku:

A1 2 (SO 4) 3 + 6 NH 3 H 2 O \u003d 2A1 (OH) 3 + 3(NH4)2S04.

Mezi hydroxidy prvk? druh?ho obdob? m? hydroxid berylnat? amfotern? vlastnosti (samotn? berylium vykazuje diagon?ln? podobnost s hlin?kem).

S kyselinami:

Be (OH)2 + 2HC1 \u003d BeCl2 + 2H20.

Se z?kladnami:

Be (OH)2 + 2NaOH \u003d Na2 (tetrahydroxoberyl?t sodn?).

Ve zjednodu?en? podob? (pokud Be (OH) 2 reprezentujeme jako kyselinu H 2 BeO 2)

Be (OH) 2 + 2NaOH (koncentrovan? hork?) \u003d Na2Be02 + 2H20.

beryll?t Na

Hydroxidy prvk? sekund?rn?ch podskupin, odpov?daj?c? nejvy???m oxida?n?m stup??m, maj? nej?ast?ji kysel? vlastnosti: nap?. Mn 2 O 7 - HMnO 4; CrO 3 - H 2 CrO 4. Pro ni??? oxidy a hydroxidy je charakteristick? p?evaha hlavn?ch vlastnost?: CrO - Cr (OH) 2; MnO - Mn (OH) 2; FeO - Fe (OH) 2. Mezislou?eniny odpov?daj?c? oxida?n?m stup??m +3 a +4 ?asto vykazuj? amfotern? vlastnosti: Cr 2 O 3 - Cr (OH) 3; Fe 2 O 3 - Fe (OH) 3. Tento vzorec ilustrujeme na p??kladu slou?enin chr?mu (tabulka 9).

Tabulka 9 - Z?vislost povahy oxid? a jim odpov?daj?c?ch hydroxid? na stupni oxidace prvku

Interakce s kyselinami vede k tvorb? soli, ve kter? je prvek chrom ve form? kationtu:

2Cr(OH)3 + 3H2S04 = Cr2(S04)3 + 6H20.

Cr(III) sulf?t

Reakce s b?zemi vede ke vzniku soli, v kter? prvek chrom je sou??st? aniontu:

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

hexahydroxochrom?t (III) Na

Oxid a hydroxid zine?nat? ZnO, Zn(OH) 2 jsou typicky amfotern? slou?eniny, Zn(OH) 2 se snadno rozpou?t? v kysel?ch a alkalick?ch roztoc?ch.

Interakce s kyselinami vede k tvorb? soli, ve kter? je prvek zinek ve form? kationtu:

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

Interakce s b?zemi vede k tvorb? soli, ve kter? je prvek zinek v aniontu. P?i interakci s alk?liemi v ?e?en?ch vznikaj? tetrahydroxozinkaty, p?i taven?- zinky:

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

Nebo p?i taven?:

Zn(OH)2 + 2NaOH \u003d Na2Zn02 + 2H20.

Hydroxid zine?nat? se z?sk?v? podobn? jako hydroxid hlinit?.

Ne? probereme chemick? vlastnosti z?sad a amfotern?ch hydroxid?, poj?me si jasn? definovat, co to je?

1) Mezi b?ze nebo z?sadit? hydroxidy pat?? hydroxidy kov? v oxida?n?m stavu +1 nebo +2, tzn. jejich? vzorce jsou zaps?ny bu? jako MeOH nebo jako Me(OH)2. Existuj? v?ak v?jimky. Hydroxidy Zn (OH) 2, Be (OH) 2, Pb (OH) 2, Sn (OH) 2 tedy mezi b?ze nepat??.

2) Mezi amfotern? hydroxidy pat?? hydroxidy kov? v oxida?n?m stupni +3, +4 a v?jime?n? hydroxidy Zn (OH) 2, Be (OH) 2, Pb (OH) 2, Sn (OH) 2. Hydroxidy kov? v oxida?n?m stavu +4 se v zad?n? USE nenach?zej?, proto nebudou br?ny v ?vahu.

Chemick? vlastnosti z?sad

V?echny z?kladny jsou rozd?leny na:

P?ipome?me, ?e berylium a ho???k nejsou kovy alkalick?ch zemin.

Krom? rozpustnosti ve vod? se alk?lie tak? velmi dob?e disociuj? ve vodn?ch roztoc?ch, zat?mco nerozpustn? z?sady maj? n?zk? stupe? disociace.

Tento rozd?l v rozpustnosti a schopnosti disociovat mezi alk?liemi a nerozpustn?mi hydroxidy vede zase ke znateln?m rozd?l?m v jejich chemick?ch vlastnostech. Zejm?na alk?lie jsou chemicky aktivn?j?? slou?eniny a ?asto jsou schopny vstupovat do reakc?, do kter?ch nevstupuj? nerozpustn? z?sady.

Reakce z?sad s kyselinami

Alk?lie reaguj? s naprosto v?emi kyselinami, i s velmi slab?mi a nerozpustn?mi. Nap??klad:

Nerozpustn? z?sady reaguj? t?m?? se v?emi rozpustn?mi kyselinami, nereaguj? s nerozpustnou kyselinou k?emi?itou:

Je t?eba poznamenat, ?e siln? i slab? b?ze s obecn?m vzorcem ve form? Me (OH) 2 mohou tvo?it bazick? soli s nedostatkem kyseliny, nap??klad:

Interakce s oxidy kyselin

Alk?lie reaguj? se v?emi kysel?mi oxidy za vzniku sol? a ?asto vody:

Nerozpustn? z?sady jsou schopny reagovat se v?emi vy???mi oxidy kyselin odpov?daj?c?mi stabiln?m kyselin?m, nap??klad P 2 O 5, SO 3, N 2 O 5, za vzniku st?edn?ch sol?1:

Nerozpustn? z?sady ve form? Me (OH) 2 reaguj? v p??tomnosti vody s oxidem uhli?it?m v?hradn? za vzniku bazick?ch sol?. Nap??klad:

Cu(OH)2 + C02 = (CuOH)2C03 + H20

S oxidem k?emi?it?m d?ky jeho v?jime?n? inertnosti reaguj? pouze nejsiln?j?? z?sady, alk?lie. V tomto p??pad? se tvo?? norm?ln? soli. S nerozpustn?mi b?zemi reakce neprob?h?. Nap??klad:

Interakce z?sad s amfotern?mi oxidy a hydroxidy

V?echny alk?lie reaguj? s amfotern?mi oxidy a hydroxidy. Pokud se reakce prov?d? f?z? amfotern?ho oxidu nebo hydroxidu s pevnou z?sadou, vede takov? reakce k tvorb? bezvod?kov?ch sol?:

Pokud se pou?ij? vodn? roztoky alk?li?, vytvo?? se hydroxokomplexn? soli:

V p??pad? hlin?ku vznik? p?soben?m p?ebytku koncentrovan? alk?lie m?sto Na soli Na3 s?l:

Interakce z?sad se solemi

Jak?koli b?ze reaguje s jakoukoli sol? pouze tehdy, jsou-li sou?asn? spln?ny dv? podm?nky:

1) rozpustnost v?choz?ch slou?enin;

2) p??tomnost sra?eniny nebo plynu mezi reak?n?mi produkty

Nap??klad:

Tepeln? stabilita podklad?

V?echny alk?lie, krom? Ca(OH) 2, jsou odoln? v??i teplu a tav? se bez rozkladu.

V?echny nerozpustn? z?sady, stejn? jako m?rn? rozpustn? Ca (OH) 2, se p?i zah??v?n? rozkl?daj?. Nejvy??? teplota rozkladu hydroxidu v?penat?ho je asi 1000 o C:

Nerozpustn? hydroxidy maj? mnohem ni??? teploty rozkladu. Tak?e nap??klad hydroxid m??nat? (II) se rozkl?d? ji? p?i teplot?ch nad 70 o C:

Chemick? vlastnosti amfotern?ch hydroxid?

Interakce amfotern?ch hydroxid? s kyselinami

Amfotern? hydroxidy reaguj? se siln?mi kyselinami:

Amfotern? hydroxidy kov? v oxida?n?m stavu +3, tzn. typu Me (OH) 3, nereaguj? s kyselinami, jako jsou H 2 S, H 2 SO 3 a H 2 CO 3, proto?e soli, kter? by mohly vzniknout v d?sledku takov?ch reakc?, podl?haj? nevratn? hydrol?ze na p?vodn? amfotern? hydroxid a odpov?daj?c? kyselina:

Interakce amfotern?ch hydroxid? s oxidy kyselin

Amfotern? hydroxidy reaguj? s vy???mi oxidy, kter? odpov?daj? stabiln?m kyselin?m (SO 3, P 2 O 5, N 2 O 5):

Amfotern? hydroxidy kov? v oxida?n?m stavu +3, tzn. typu Me (OH) 3, nereaguj? s oxidy kyselin SO 2 a CO 2.

Interakce amfotern?ch hydroxid? s b?zemi

Z b?z? reaguj? amfotern? hydroxidy pouze s alk?liemi. V tomto p??pad?, pokud se pou?ije vodn? roztok alk?lie, vytvo?? se hydroxokomplexn? soli:

A kdy? se amfotern? hydroxidy f?zuj? s pevn?mi alk?liemi, z?skaj? se jejich bezvod? analogy:

Interakce amfotern?ch hydroxid? s bazick?mi oxidy

Amfotern? hydroxidy reaguj? p?i taven? s oxidy alkalick?ch kov? a kov? alkalick?ch zemin:

Tepeln? rozklad amfotern?ch hydroxid?

V?echny amfotern? hydroxidy jsou nerozpustn? ve vod? a jako v?echny nerozpustn? hydroxidy se p?i zah??t? rozkl?daj? na odpov?daj?c? oxid a vodu.

z?klady - Jedn? se o chemickou slou?eninu schopnou vytvo?it kovalentn? vazbu s protonem (Br?nstedova b?ze) nebo s pr?zdn?m orbitalem jin? chemick? slou?eniny (Lewisova b?ze)

Chemick? vlastnosti z?sad

alk?lie	Nerozpustn? z?sady
Zm?na barvy indik?tor?
fenolftalein - malina methyloran? - pomeran? lakmus - modr? univerz?ln? indik?tor - od modr? po fialovou	nem??
Interakce s kyselinami (neutraliza?n? reakce)
2NaOH+H2SO4=Na2SO4+2H2O2NaOH+H2SO4=Na2SO4+2H2O	Cu(OH)2+2HNO3=Cu(NO3)2+2H2OCu(OH)2+2HNO3=Cu(NO3)2+2H2O
Interakce s oxidy kyselin
SO2+2KOH=K2SO3+H2O4SO2+2KOH=K2SO3+H2O4
Interakce s amfotern?mi oxidy
Al2O3+6NaOH+3H2O=2Na3Al2O3+6NaOH+3H2O=2Na3 v roztoku Al2O3+2NaOH=2NaAlO2+H2OAl2O3+2NaOH=2NaAlO2+H2O v tavenin?
Interakce soli
pr?m?r (Bertholletovo pravidlo): 2NaOH+MgSO4=Mg(OH)2?+Na2SO42NaOH+MgSO4=Mg(OH)2?+Na2SO4 NaHCO3+NaOH=Na2CO3+H2ONaHCO3+NaOH=Na2CO3+H2O
Rozklad p?i zah??v?n?
nerozkl?daj? se, krom? LiOH: 2LiOH-->-----800?C,H2Li2O+H2O2LiOH->800?C,H2Li2O+H2O	Cu(OH)2=CuO+H2OCu(OH)2=CuO+H20
Interakce s nekovy
2NaOH(konc., studen?)+Cl2=NaClO+NaCl+H2O2NaOH(konc., studen?)+Cl2=NaClO+NaCl+H2O 6NaOH(konc., horizont)+3Cl2=NaClO3+5NaCl+3H2O6NaOH(konc., horizont)+3Cl2=NaClO3+5NaCl+3H2O

Metody z?sk?v?n? b?z?

1 . elektrol?za vodn?ch roztok? sol? aktivn? kovy:

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

P?i elektrol?ze sol? kov?, stoj?c?ch v s?rii nap?t? a? po hlin?k, doch?z? na katod? k redukci vody za uvol?ov?n? plynn?ho vod?ku a hydroxidov?ch iont?. Kovov? kationty vznikl? b?hem disociace soli tvo?? b?ze s v?sledn?mi hydroxidov?mi ionty.

2 . interakce kov? s vodou: 2Na+2H2O=2NaOH+H22Na+2H2O=2NaOH+H2 Tato metoda nenach?z? praktick? uplatn?n? ani v laborato?i, ani v pr?myslu

3 . interakce oxid? s vodou: CaO+H20=Ca(OH)2CaO+H2O=Ca(OH)2

4 . v?m?nn? reakce(lze z?skat rozpustn? i nerozpustn? b?ze): Ba(OH)2+K2SO4=2KOH+BaSO4?Ba(OH)2+K2SO4=2KOH+BaSO4?CuCl2+2NaOH=Cu(OH)2?+2NaNO3

Amfotern? slou?eniny - tohle je l?tky, kter? v z?vislosti na reak?n?ch podm?nk?ch vykazuj? kysel? nebo z?sadit? vlastnosti.

Amfotern? hydroxidy - l?tky nerozpustn? ve vod? a zah??t?m se rozkl?daj? na oxid kovu a vodu:

Zn(OH)2 = ZnO + H20

2Fe(OH)3 = Fe203 + 3H20

2Al(OH)3 \u003d Al203 + 3H20

Zn(OH)2 + 2HCl = ZnCl2 + 2H20

Amfotern? oxidy - oxidy tvo??c? soli, kter? v z?vislosti na podm?nk?ch vykazuj? bu? z?sadit? nebo kysel? vlastnosti (tj. vykazuj? amfoteritu). Tvo?eno p?echodn?mi kovy. Kovy v amfotern?ch oxidech obvykle vykazuj? oxida?n? stavy od III do IV, s v?jimkou ZnO, BeO, SnO, PbO.

Amfotern? oxidy maj? dvoj? povahu: mohou interagovat s kyselinami a se z?sadami (z?sadami):

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

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

Typick? amfotern? oxidy : H 2 O, BeO, Al 2 ? 3 , Cr 2 ? 3 , Fe 2 ? 3 atd.

9. Chemick? termodynamika. Pojmy syst?mu, entropie, entalpie, tepeln? ??inek chemick? reakce, Hess?v z?kon a jeho d?sledky. Endoterma a exoterma reakce, 1. a 2. z?kon termodynamiky, Rychlost chemick? reakce (ovliv?uj?c? faktory), van't Hoffovo pravidlo, van't Hoffova rovnice.

Chemick? termodynamika - v?da, kter? studuje podm?nky stability syst?m? a z?kon?.

Termodynamika - nauka o makrosyst?mech.

Termodynamick? syst?m - makroskopick? ??st okoln?ho sv?ta, ve kter? prob?haj? r?zn? fyzik?ln? a chemick? procesy.

rozpt?len? syst?m naz?v? se heterogenn? syst?m, ve kter?m jsou mal? ??stice jedn? f?ze rovnom?rn? rozm?st?ny v objemu druh? f?ze.

Entropie (Z ?eck?ho entropia) - obrat, p?em?na. Pojem entropie byl poprv? p?edstaven v termodynamice, aby ur?il m?ru nevratn? ztr?ty energie. Entropie je ?iroce pou??v?na v jin?ch oblastech v?dy: ve statistick? fyzice jako m?ra pravd?podobnosti realizace jak?hokoli makroskopick?ho stavu; v teorii informace - m?ra nejistoty jak?koli zku?enosti (testu), kter? m??e m?t r?zn? v?sledky. V?echny tyto interpretace entropie maj? hlubokou vnit?n? souvislost.

Entalpie (tepeln? funkce, tepeln? obsah) - termodynamick? potenci?l charakterizuj?c? stav syst?mu v termodynamick? rovnov?ze, kdy jsou jako nez?visl? prom?nn? zvoleny tlak, entropie a po?et ??stic.

Jednodu?e ?e?eno, entalpie je energie, kter? je k dispozici pro p?em?nu na teplo p?i ur?it?m konstantn?m tlaku.

Tepeln? ??inky jsou obvykle indikov?ny v termochemick?ch rovnic?ch chemick?ch reakc? pomoc? hodnot entalpie (tepeln?ho obsahu) syst?mu DH.

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

Pro endotermick? reakce DH > 0.

Tepeln? ??inek chemick? reakce je teplo uvoln?n? nebo absorbovan? pro dan? mno?stv? reaktant?.

Tepeln? ??inek reakce z?vis? na skupenstv? l?tek.

Zva?te termochemickou rovnici pro reakci vod?ku s kysl?kem:

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

Tento z?znam znamen?, ?e kdy? 2 moly vod?ku interaguj? s 1 molem kysl?ku, vytvo?? se 2 moly vody v plynn?m stavu. V tomto p??pad? se uvoln? 483,6 (kJ) tepla.

Hess?v z?kon - Tepeln? ??inek chemick? reakce prov?d?n? za izobaricko-izotermick?ch nebo izochoricko-izotermick?ch podm?nek z?vis? pouze na druhu a skupenstv? v?choz?ch l?tek a reak?n?ch produkt? a nez?vis? na cest? jej?ho vzniku.

D?sledky z Hessova z?kona:

Tepeln? ??inek reverzn? reakce je roven tepeln?mu ??inku p??m? reakce s opa?n?m znam?nkem, tzn. pro reakce

jim odpov?daj?c? tepeln? ??inky souvis? rovnost?

2. Dojde-li v d?sledku ?ady po sob? jdouc?ch chemick?ch reakc? soustava do stavu, kter? se zcela shoduje s po??te?n? (kruhov? d?j), pak je sou?et tepeln?ch ??ink? t?chto reakc? roven nule, tzn. pro ?adu reakc?

sou?et jejich tepeln?ch ??ink?

Entalpi? vzniku se rozum? tepeln? ??inek reakce vzniku 1 molu l?tky z jednoduch?ch l?tek. Obvykle se pou??vaj? standardn? entalpie tvorby. Ozna?uj? se nebo (?asto se jeden z index? vynech?v?; f - z anglick?ho ?tvaru).

Prvn? z?kon termodynamiky - Zm?na vnit?n? energie syst?mu p?i jeho p?echodu z jednoho stavu do druh?ho se rovn? sou?tu pr?ce vn?j??ch sil a mno?stv? tepla p?enesen?ho do syst?mu.

Podle prvn?ho z?kona termodynamiky lze pr?ci konat pouze teplem nebo jinou formou energie. Proto se pr?ce a mno?stv? tepla m??? ve stejn?ch jednotk?ch – joulech (stejn? jako energie).

kde DU je zm?na vnit?n? energie, A je pr?ce vn?j??ch sil, Q je mno?stv? tepla p?enesen?ho do syst?mu.

Druh? z?kon termodynamiky - Nen? mo?n? ??dn? proces, jeho? jedin?m v?sledkem by byl p?enos tepla z chladn?j??ho t?lesa na teplej??

Van't Hoffovo pravidlo uv?d?, ?e s ka?d?m zv??en?m teploty o 10° se rychlost chemick? reakce zv??? 2-4kr?t.

Rovnice, kter? toto pravidlo popisuje, je: (\displaystyle ~V_(2)=V_(1)\cdot \gamma ^(\frac (T_(2)-T_(1))(10)))

kde V2 je rychlost reakce p?i teplot? t2 a V1 je rychlost reakce p?i teplot? ti;

? je teplotn? koeficient rychlosti reakce. (pokud je rovna nap??klad 2, pak se rychlost reakce zv??? dvakr?t, kdy? teplota stoupne o 10 stup??).

Endotermick? reakce - chemick? reakce doprov?zen? absorpc? tepla. U endotermick?ch reakc? je zm?na entalpie a vnit?n? energie pozitivn? (\displaystyle \Delta H>0) (\displaystyle \Delta U>0), tak?e produkty reakce obsahuj? v?ce energie ne? p?vodn? slo?ky.

Endotermick? reakce zahrnuj?:

reakce redukce kov? z oxid?,

elektrol?za (absorbuje se elektrick? energie),

elektrolytick? disociace (nap??klad rozpou?t?n? sol? ve vod?),

ionizace,

vodn? exploze - velk? mno?stv? tepla dodan?ho mal?mu mno?stv? vody je vynalo?eno na okam?it? oh?ev a f?zov? p?echod kapaliny v p?eh??tou p?ru, p?i?em? vnit?n? energie vzr?st? a projevuje se ve form? dvou energi? p?ry - intramolekul?rn? tepeln? a intermolekul?rn? potenci?l.

fotosynt?za.

exotermick? reakce - chemick? reakce doprov?zen? uvol?ov?n?m tepla. Opakem endotermick? reakce.