amfoteersed ühendid. Amfoteersed hüdroksiidid - kahesuguse olemusega ained

On hüdroksiide, mis reageerivad olenevalt tingimustest nii hapete kui ka alustega. Neid ühendeid, millel on kahesugune olemus, nimetatakse amfoteerseteks hüdroksiidideks. Nagu kõik alused, moodustavad need metallikatioonist ja hüdroksiidioonist. Ainult need hüdroksiidid, mille koostises on järgmised metallid, on võimelised toimima hapete ja alustena: Be, Zn, Al, Pb, Sn, Ga, Cd, Fe, Cr (III) jne. Nagu on näha Perioodiline süsteem D. JA. Mendelejevi sõnul moodustavad kahesuguse olemusega hüdroksiidid metalle, mis on mittemetallidele kõige lähemal. Arvatakse, et sellised elemendid on üleminekuvormid ning jagamine metallideks ja mittemetallideks on üsna meelevaldne.

Amfoteersed hüdroksiidid on tahked pulbrilised peenkristallilised ained, mis on enamasti valget värvi, ei lahustu vees ja juhivad halvasti elektrit (nõrgad elektrolüüdid). Kuid mõned neist alustest võivad lahustuda hapetes ja leelistes. "Kaksikühendite" dissotsiatsioon vesilahustes toimub vastavalt hapete ja aluste tüübile. Selle põhjuseks on asjaolu, et retentsioonijõud metalli ja hapniku aatomite vahel (Me-O) ning hapniku ja vesiniku aatomite vahel (O-H) on praktiliselt võrdne, s.o. Me - O - N. Seetõttu katkevad need sidemed üheaegselt ja need ained dissotsieeruvad H + katioonideks ja OH- anioonideks.

Amfoteerne hüdroksiid - Be (OH) 2 aitab kinnitada nende ühendite kahetist olemust. Mõelge berülliumhüdroksiidi koostoimele happe ja alusega.

1. Olge (OH) 2 + 2HCl -BeCl 2 + 2H 2 O.

2. Olge (OH) 2 + 2KOH - K 2 - kaaliumtetrahüdroksoberülaat.

Esimesel juhul toimub neutraliseerimisreaktsioon, mille tulemuseks on soola ja vee moodustumine. Teisel juhul on reaktsioonisaaduseks Neutraliseerimisreaktsioon on tüüpiline eranditult kõigile hüdroksiididele, kuid vastastikmõju nende liikidega on tüüpiline ainult amfoteersetele. Selliseid kahesuguseid omadusi näitavad teised amfoteersed ühendid - oksiidid ja metallid ise, millega need moodustuvad.

Selliste hüdroksiidide muud keemilised omadused on iseloomulikud kõikidele alustele:

1. Termiline lagunemine, reaktsioonisaadused - vastav oksiid ja vesi: Be (OH) 2 -BeO + H 2 O.

Samuti peate meeles pidama, et on aineid, millega amfoteersed hüdroksiidid ei interakteeru, s.t. ei tööta, see on:

1. mittemetallid;
2. metallid;
3. lahustumatud alused;
4. amfoteersed hüdroksiidid.
5. keskmised soolad.

Need ühendid saadakse vastavate soolalahuste leeliselisel sadestamisel:

BeCl2 + 2KOH - Be(OH)2 + 2KCl.

Mõnede elementide soolad moodustavad selle reaktsiooni käigus hüdraadi, mille omadused vastavad peaaegu täielikult kahesuguse olemusega hüdroksiidide omadustele. Täpselt samad topeltomadustega alused on osa mineraalidest, mille kujul neid leidub looduses (boksiit, goetiit jne).

Seega on amfoteersed hüdroksiidid need, mis sõltuvalt nendega reageeriva aine olemusest võivad toimida aluste või hapetena. Enamasti vastavad need amfoteersetele oksiididele, mis sisaldavad vastavat metalli (ZnO-Zn (OH) 2; BeO - Be (OH) 2 jne).

Õppeaste: III (X klass).

Tähemärgi orientatsioon: keskmine tase.

Juhtpõhimõte: aktiivne, suhtlemisaldis.

Domineeriv meetod: probleemide otsimine.

Tunni kolmik eesmärk:

1) Hariduslik aspekt

• Värskendada ja kokku võtta õpilaste varem omandatud teadmisi anorgaaniliste ühendite põhiklassidest.
• Tugevdada õpilaste oskust kirjutada võrrandeid keemilised reaktsioonid koos amfoteersed hüdroksiidid.
• Jätkata amfoteerse mõiste kujunemist õpilaste seas.

2) Arenguline aspekt

• Näidake oma teadmiste rakendamise võimalust kvalitatiivsete probleemide lahendamisel ja harjutuste sooritamisel.
• Jätkata kognitiivse tegevuse oskuste kujundamist, selgitades õpilastele probleemset kogemust.
• Jätkata katsete tulemuste võrdlemise, analüüsimise ja võrdlemise oskuse kujundamist;
• Analoogiate loomise oskuse kujunemine erinevate objektide vahel;
• Tähelepanu ja mälu arendamine.
• Eksperimentaalsete oskuste arendamine.

3) Hariduslik aspekt

• Teadusliku väljavaate kujunemine.
• Kasvatustöö kultuuri kujunemine.
• Katsete tegemisel pöörake tähelepanu õppe- ja töötegevuse esteetikale.
• Suhtluskultuuri kasvatamine, paaris suhtlemise oskus;
• Vaimse töö kultuuri kujundamine õpilaste seas, täpsus ülesannete täitmisel ja valemite kirjutamisel.
• Inimese harimine looduse ja ühiskonna osana, alludes nende seadustele.

Seadmed ja reaktiivid: tsinkkloriidi, naatriumhüdroksiidi, ammoniaagi, alumiiniumkloriidi lahused, vesinikkloriidhappest, magneesiumkloriid, naatriumkloriid; katseklaasid.

Tundide ajal

1. Organisatsioonimoment

2. Kaetud materjali kordamine

Individuaalne küsitlus tahvlil:

Esimene õpilane - "Hapete keemilised omadused"
- teine ​​õpilane - "Aluste keemilised omadused".

Sel ajal täidab klass ülesande: Milliste järgmiste ainetega reageerib naatriumhüdroksiid ja millise vesinikkloriidhappega?

Kirjutage võimalikud reaktsioonivõrrandid.

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

Seejärel täidab üks õpilane selle ülesande tahvlil ja ülejäänud kontrollivad.

Töölaual:

3. Uue materjali õppimine

Tunni teema:"Amfoteersed hüdroksiidid".

Tunni moto: "Keemia on pooltoonide teadus."
E.E. Nifantiev.

Teadmiste värskendus

Õpetaja: Meie tunni teema on "Amfoteersed hüdroksiidid". Meie ülesanne on teada, milliseid ühendeid nimetatakse amfoteerseteks hüdroksiidideks ja millised on nende keemilised omadused; mõista, mis on amfoterismi põhjus; oskama kirjutada reaktsioonivõrrandeid, mis kajastavad amfoteersete hüdroksiidide keemilisi omadusi.

Nii et teeme kokkuvõtte, mida te juba teate "amfoteerse" kohta.

Õpilane: Amfoteersed ühendid näitavad nii aluselisi kui ka happelised omadused.

Õpetaja: Amfoteersete oksiididega oleme juba kohtunud. Kas oskate öelda, millised elemendid need ühendid moodustavad?

Õpilane: Metallid oksüdatsiooniastmes +3 ja +4, samuti metallid, mille metallilised omadused ei ole väljendunud (elementide perioodilises tabelis asuvad nad metallide ja mittemetallide vahel, piki diagonaali). Näiteks: Be, Zn, Ge jne.

Amfoteersete hüdroksiidide füüsikalised omadused

Õpetaja: Amfoteersed hüdroksiidid on vees lahustumatud tahked ained, tavaliselt valge värvusega.

Kviitung

Õpetaja: Soovitage amfoteersete hüdroksiidide valmistamise meetodit, pidades meeles, et need on vees lahustumatud.

Õpilane: Vahetusreaktsioon vastava metalli lahustuva soola ja leelise vahel. (Esitluskatse)

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

Õpetaja: Aga! Leelise liig võib moodustunud sademe lahustada, seetõttu võetakse nõrk alus - NH 3 * H 2 O (ammooniumhüdroksiid või ammoniaakhüdraat).

Keemilised omadused

Õpetaja: Tuntud tarkus ütleb: "Kogemus on tee teadmisteni." Seetõttu määrate amfoteersete hüdroksiidide keemilised omadused paarikaupa laboratoorset katset tehes.

Harjutus: hankige alumiiniumhüdroksiid ja määrake selle keemilised omadused. Selleks on teil laual alumiiniumkloriidi, ammoniaagi, vesinikkloriidhappe ja naatriumhüdroksiidi lahused. Ärge unustage järgida ohutusreegleid.Kirjutage üles keemiliste reaktsioonide võrrandid.

Õpilased sooritavad katse, kirjutavad vihikusse reaktsioonivõrrandid.

Üks õpilane läheb tahvli juurde ja kirjutab üles kõik võrrandid ning selgitab vaadeldud nähtusi.

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

Järeldus: alumiiniumhüdroksiid reageerib nii hapete kui alustega, st. sellel on amfoteersed omadused.

Õpetaja: Mis on nende ühendite amfoteerse olemuse põhjus?

Sellele küsimusele vastamiseks kaaluge nende dissotsiatsiooni.

Vesilahustes amfoteersed hüdroksiidid praktiliselt ei dissotsieeru, kuid hapete ja leeliste lahustes võivad nad dissotsieeruda kahel viisil.

Õpetaja. Tuleb märkida, et amfoteerse hüdroksiidi ja leelise interaktsiooni käigus moodustunud anioonsed soolad on leeliselises keskkonnas stabiilsed, kuid lahuste hapestamisel hävivad.

Na + 4HCl \u003d NaCl + AlCl 3 + 4H 2 O

Amfoteersed hüdroksiidid, nagu lahustumatud alused, lagunevad kuumutamisel:

2Al(OH)3Al2O3 + 3H2O

4. Kinnitamine

Eksperimentaalne ülesanne. Antakse kolm katseklaasi naatrium-, magneesium- ja alumiiniumkloriidi lahustega. Kuidas teha kindlaks, milline katseklaas millist ainet sisaldab?

Üks osaleja läheb näidislaua juurde ja sooritab katse.

5. Õppetunni kokkuvõtte tegemine

Õpetaja: Niisiis, meie õppetundi kokku võttes tahaksin öelda, et amfoteersus pole mitte ainult keemiline, vaid ka filosoofiline kategooria: kreeka keel sõna "amfoteros" tõlgitakse kui "üks ja teine", see tähendab, et see mõiste tähendab vastandite ühtsust.

Ja see on juba üks põhilisi loodusseadusi – vastandite ühtsuse ja võitluse seadus, mis avaldub pea igas keemilises reaktsioonis: hape ja alus, oksüdeerija ja redutseerija, doonor ja aktseptor jne.

See seadus on objektiivne, seda ei saa tühistada, seda saab kasutada ainult nähtuste selgitamiseks.

Selle seaduse ilminguid kohtame elus sageli: tehnikas tõmbuvad vastaslaenguga osakesed ligi; inimsuhetes - sageli väga erinevad inimesed lähedal, näivad nad üksteist täiendavat. Elus võitlevad alati hea ja kuri, igas inimeses on tingimata halb ja head omadused. Seetõttu pole ideaalset inimest, on ainult head, kuid kõige langenud, halb inimene alati võib leida midagi head, säravat. Peame seda alati meeles pidama ja suhtuma ümbritsevatesse inimestesse mõistvalt, sallivalt teiste inimeste puuduste suhtes.

Meie tänase tunni teema on järjekordne kinnitus keemia seotusest meie eluga. Ja nüüd pöördume tagasi selle tunni moto juurde: "Keemia on pooltoonide teadus." Kuidas seda väljendit seletada?

Õpilane: See tähendab, et lihtsate ainete, metallide ja mittemetallide, erinevate ühendite klasside, orgaaniliste ja anorgaaniliste ainete vahele on võimatu tõmmata selget piiri. Kõik allub materiaalse maailma ühtsusele.

6. Kodutöö

Punkt 28.3, ülesanded: 1,2,3 (õpik "Keemia 10. klass" autorid: I.I. Novošinski, N.S. Novošinskaja)

Tunni lisaülesanne(kui aega on)

Tehke teisendusi:

1. 4Al + 3O 2 = 2Al 2 O 3

2. Al 2 O 3 + Na 2 O 2NaAlO 2

3. NaAlO 2 + HCl + H 2 O \u003d NaCl + Al (OH) 3

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

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

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

3. Na[ Al(OH) 4] + 4HCl \u003d NaCl + AlCl 3 + 4H 2 O

Hüdroksiidide ja oksiidide amfoteersus (omaduste kahesus). paljud elemendid avalduvad kahte tüüpi soolade moodustumisel. Näiteks hüdroksiidi ja alumiiniumoksiidi jaoks:

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

Al2О3 + 3H2SO4 = Al2(SO4)3 + 3H2O

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

Al2O3 + 2NaOH(t) = 2NaAlO2 + H2O (sulamas)

Reaktsioonides (a) avaldavad Al(OH)3 ja Al2O3 aluseliste hüdroksiidide ja oksiidide omadusi, see tähendab, et nad reageerivad nagu leelised hapete ja happeliste oksiididega, moodustades soola, milles alumiinium on Al3+ katioon.

Vastupidi, reaktsioonides (b) toimivad Al(OH)3 ja Al2O3 happeliste hüdroksiidide ja oksiididena, moodustades soola, milles alumiiniumi aatom AlIII on osa anioonist (happejäägist) AlO2–.

Alumiiniumelemendil endal on nendes ühendites metalli ja mittemetalli omadused. Seetõttu on alumiinium amfoteerne element.

Sarnastel omadustel on ka A-rühmade elemendid - Be, Ga, Ge, Sn, Pb, Sb, Bi jt, samuti enamik B-rühmade elemente - Cr, Mn, Fe, Zn, Cd jt.

Näiteks tsingi amfoteersust tõestavad järgmised reaktsioonid:

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

Kui amfoteersel elemendil on ühendites mitu oksüdatsiooniastet, siis on amfoteersed omadused kõige enam väljendunud vahepealse oksüdatsiooniastme puhul.

Näiteks kroomil on kolm teadaolevat oksüdatsiooniastet: +II, +III ja +VI. CrIII puhul väljenduvad happelised ja aluselised omadused ligikaudu võrdselt, samas kui CrII puhul täheldatakse aluseliste omaduste ülekaalu ja CrVI puhul happelisi omadusi:

CrII → CrO, Cr(OH)2 → CrSO4

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

CrVI → CrO3, H2CrO4 → K2CrO4

Väga sageli esinevad +III oksüdatsiooniastmes elementide amfoteersed hüdroksiidid ka metavormis, näiteks:

AlO(OH) - alumiiniummetahüdroksiid

FeO(OH) - raudmetahüdroksiid (ortovormi "Fe(OH)3" ei eksisteeri).

Amfoteersed hüdroksiidid on vees praktiliselt lahustumatud, kõige mugavam viis nende saamiseks on sadestada vesilahusest, kasutades nõrka alust - ammoniaakhüdraati:

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

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

Kui seda tüüpi vahetusreaktsioonis kasutatakse liigset leelist, siis alumiiniumhüdroksiid ei sadestu, kuna alumiinium läheb oma amfoteersuse tõttu aniooniks:

Al(OH)3(t) + OH− = −

Näited molekulaarvõrrandid seda tüüpi reaktsioonid:

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

ZnSO4 + 4NaOH(liig) = Na2 + Na2SO4

Saadud soolad kuuluvad kompleksühendite (komplekssoolade) hulka: nende hulka kuuluvad kompleksanioonid − ja 2−. Nende soolade nimetused on järgmised:

Na - naatriumtetrahüdroksoaluminaat

Na2 - naatriumtetrahüdroksosinkaat

Alumiiniumi või tsinkoksiidide ja tahke leelisega koostoime tooteid nimetatakse erinevalt:

NaAlO2 - naatriumdioksoaluminaat (III)

Na2ZnO2 – naatriumdioksotsinkaat(II)

Seda tüüpi komplekssoolade lahuste hapestamine põhjustab komplekssete anioonide hävimise:

− → Al(OH)3 → Al3+

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

Paljude amfoteersete elementide puhul on hüdroksiidide täpsed valemid teadmata, kuna vesilahusest sadestuvad hüdroksiidide asemel hüdroksiidid, näiteks MnO2 nH2O, Sb2O5 nH2O.

Amfoteersed elemendid oma vabal kujul interakteeruvad nii tüüpiliste hapete kui ka leelistega:

2Al + 3H2SO4(lagunev) = Al2(SO4)3 + H2

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

Mõlemas reaktsioonis moodustuvad soolad ja vaadeldav element on ühel juhul katiooni osa ja teisel juhul aniooni osa.

alumiiniumhalogeniidid tavatingimustes - värvitu kristalne

ained. Alumiiniumhalogeniidide seerias on AlF3 omadustelt väga erinev

oma kolleegidelt. See on tulekindel, vees kergelt lahustuv, keemiliselt

mitteaktiivne. Peamine meetod AlF3 saamiseks põhineb veevaba HF toimel

Al2O3 või Al puhul:

Al2O3 + 6HF = 2AlF3 + 3H2O

Alumiiniumiühendid kloori, broomi ja joodiga on sulavad, väga

reaktiivne ja hästi lahustuv mitte ainult vees, vaid ka paljudes

orgaanilised lahustid. Interaktsioon alumiiniumhalogeniidid veega

millega kaasneb märkimisväärne soojuse eraldumine. Kõik need vesilahuses

tugevalt hüdrolüüsitud, kuid erinevalt tüüpilistest happehalogeniididest

mittemetallid, nende hüdrolüüs on mittetäielik ja pöörduv. Olles juba märgatavalt muutlik

tavatingimustes suitsevad AlCl3, AlBr3 ja AlI3 niiskes õhus

(hüdrolüüsi tõttu). Neid saab hankida otsese suhtlemise teel

lihtsad ained.

Komplekssed halogeniidid(halogenometallaadid) sisaldavad keerulisi anioone, milles halogeeniaatomid on näiteks ligandid. kaaliumheksakloroplatinaat(IV)K2, naatriumheptafluorotantalaat(V) Na, liitiumheksafluoroarsenaat(V) Li. max. soojus Fluoro-, oksofluoro- ja klorometallaadid on stabiilsed. Sidemete olemuse järgi on ioonsed ühendid lähedased keerukatele halogeniididele. katioonidega NF4+, N2F3+, C1F2+, XeF+ jne.

Paljudele halogeniididele on iseloomulik seos ja polümerisatsioon vedelas ja gaasifaasis koos sildsidemete moodustumisega. max. Sellele on kalduvad I ja II rühmade metallide halogeniidid, A1C13, Sb pentafluoriidid ja siirdemetallid, oksofluoriidid koostisega MOF4. Tuntud on näiteks metall-metallhalogeniidid. Hg2Cl2.

Fluoriidid erinevad oluliselt teistest halogeniididest. Lihtsate halogeniidide puhul on need erinevused aga vähem väljendunud kui halogeenides endis ja keerukates halogeniidides on need nõrgemad kui lihtsates.

Paljud kovalentsed halogeniidid (eriti fluoriidid) on näiteks tugevad Lewise happed. AsF5, SbF5, BF3, A1C13. Fluoriidid on osa superhapetest. Kõrgemaid halogeniide redutseerivad metallid ja H2, näiteks:

Rühmade V-VIII metallhalogeniidid, välja arvatud Cr ja Mn, redutseeritakse H2 toimel metallideks, näiteks: WF6 + 3H2 -> W + 6HF

Paljud kovalentsed ja ioonsed metallhalogeniidid interakteeruvad üksteisega komplekshalogeniidide moodustamiseks, näiteks: KC1 + TaC15 -> K[TaC16]

Kergemad halogeenid võivad raskemad halogeniididest välja tõrjuda. Hapnik võib oksüdeerida halogeniide C12, Br2 ja I2 vabanemisega. Üks iseloomulikke kovalentsete halogeniidide vastastikust piirkonda. kuumutamisel veega (hüdrolüüs) või selle aurudega. (pürohüdrolüüs), mis viib oksiidide moodustumiseni, oksü- või

oksohalogeniidid, hüdroksiidid ja vesinikhalogeniidid. Erandiks on CF4, CC14 ja SF6, mis on kõrgel temperatuuril veeaurule vastupidavad.

Haliidid saadakse otse elementidest, vastastikmõjust. vesinikhalogeniidid või vesinikhalogeniid to-t elementide, oksiidide, hüdroksiidide või sooladega, samuti vahetada p-ioone.

Halogeniide kasutatakse tehnoloogias laialdaselt halogeenide, leelis- ja leelismuldmetallide tootmise lähteainetena. metallid, klaaside komponentidena jne inorg. materjalid; need on vahepeal. tooted haruldaste ja teatud värviliste metallide, U, Si, Ge jne tootmisel.

Looduses moodustavad halogeniidid eraldi mineraalide klassid, milles on esindatud fluoriidid (näiteks mineraalid fluoriit, krüoliit) ja kloriidid (sylviit, karnalliit) Broom ja jood on osa mineraalidest isomorfsete lisandite kujul. Märkimisväärses koguses halogeniide leidub merede ja ookeanide vees, soolades ja maa-alustes soolvees. Mõned halogeniidid, nt. NaCl, K.C1, CaC12 on osa elusorganismidest.

Krüoliit(teisest kreeka keelest κρύος - härmatis + λίθος - kivi) - haruldane mineraal looduslike fluoriidide klassist, naatriumheksafluoroaluminaat Na3. Kristalliseerub monokliinilises süngoonias; risttahukakujulised kristallid ja kaksikplaadid on haruldased. Tavaliselt moodustab see klaasja läikega värvituid, valgeid või halle kristalseid agregaate, mis sisaldavad sageli kvartsi, sideriiti, püriiti, galeniiti, kalkopüriiti, kolumbiiti ja kassiteriiti. Võimalik on värvimine orgaaniliste ainete lisanditega.

Praegu välja töötatud meetodid kunstliku krüoliidi saamine. Kunstlikult toodetud alumiiniumfluoriidi ja naatriumfluoriidi koostoimel, samuti vesinikfluoriidhappe toimel alumiiniumhüdroksiidile sooda juuresolekul. Seda kasutatakse alumiiniumi elektrolüütilise tootmise protsessis, vesinikfluoriidhappe, klaasi ja emailide tootmisel.

Alum. Maarjas on koostisega ME(SO4)2 topeltsoolade rühmanimi. 12H2O, kus M on kaalium K, rubiidium Rb, tseesium Cs, ammoonium NH4 ja E on alumiinium Al, kroom Cr, raud Fe ja muud oksüdatsiooniastmes (+ III) olevad elemendid, mis annavad soolade dissotsiatsioonil kolme laenguga katioone .

Maarjas lahustub vees hästi, nende vesilahustel on kokkutõmbav hapu maitse ja hüdrolüüsi tõttu happeline reaktsioon, näiteks:

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

Kuumutamisel sulab maarjas esmalt neis sisalduvas vees ja seejärel läheb see vesi kaotsi, moodustades veevabad soolad. Edasine kuumutamine muudab maarja metallioksiidide seguks. Alumiinium-kaaliummaarjat saab saada puhastatud alumiiniumsulfaadi tootmisprotsessi muutmisega. Esiteks keedetakse kaoliin väävelhappega. Kui väävelhappe neutraliseerimine on lõppenud, lisatakse reaktorisse naatriumsulfaati, et saada naatriummaarjas. Viimased on oma suure lahustuvuse tõttu lahuses. Pärast lahuse lahjendamist tiheduseni 1,33 g/cm3 eraldatakse see ränidioksiidi sademest, jahutatakse ja segatakse küllastunud kaaliumkloriidi lahusega. Samal ajal sadestub madalal temperatuuril halvasti lahustuv alumiinium-kaaliummaarjas. Emalahusesse jäävad pärast alumiinium-kaaliummaarja kristallide eraldamist lahustuvad lisandid - rauaühendid ja naatriumkloriid 89.

Hüdrolüüsi ajal hüdraatunud alumiiniumioonid kaotavad prootoneid, moodustades järjestikuseid hüdrooksokomplekse. Kui viimane neutraalne kompleks kaotab vett, moodustub lahustumatu hüdroksiid A1(OH)3.

Komplekssed ioonid[A1(H20)5OH]2+ ja [A1(H20)4(OH)2]+ jäävad lahusesse, A1(OH)3 hüdroksiid aga sadestub kohe pärast moodustumist. Sade tekib pH väärtustel > 3. Täielikult kuni alumiiniumhüdroksiidi moodustumiseni hüdrolüüs toimub moodustunud prootonite neutraliseerimisel, näiteks leelisega.

Sügav hüdrolüüs alumiiniumsulfaadi sooli kasutatakse laialdaselt joogi- ja reovee puhastamiseks. Hüdrolüüsi käigus eralduv hüdronium reageerib vesinikkarbonaatidega H30 + + HC03 = CO2 + 2H20, mis tavaliselt sisalduvad vees. Sel juhul on hüdrolüüsi lõpp-produktideks kolloidne alumiiniumhüdroksiid ja süsinikdioksiid.

Alumiiniumhüdroksiidsooli koagulatsiooni käigus tekib mahukas želatiinsete sade, mis püüab kinni hõljuvad osakesed ja bakterid ning kannab need kogumismahuti põhja. Vee puhastamiseks vajaliku alumiiniumsulfaadi tarbimine sõltub vee koostisest ja saasteainete hulgast. Alumiiniumsulfaadi doosid looduslike veekogude puhastamiseks ja reovee järelpuhastuseks kõiguvad A1203 järgi vahemikus 3 - 15 mg/l ning asulareovee füüsikaliseks ja keemiliseks puhastamiseks ulatuvad A1203 järgi 30-50 mg/l. Alumiiniumsulfaadi tarbimine peaks tagama piisavalt suure helveste massi moodustumise, mis on vajalik saasteainete eemaldamiseks veest. Lahuse pH väärtust tuleks alandada 6,5-7,6-ni, mis vastab alumiiniumhüdroksiidi minimaalsele vees lahustuvusele. Kõrgema või madalama pH väärtuse korral jääb osa alumiiniumist vette lahustunud olekus. Madala leeliselisusega vetes, kui vesinikkarbonaatide sisaldus ei ole eraldunud happe neutraliseerimiseks piisav, ei jõua hüdrolüüsiprotsess pH tugeva languse tõttu lõpuni. Aluselisuse suurendamiseks viige hüdrolüüsiprotsess lõpule ja vähendage vees lahustunud alumiiniumi sisaldust, samaaegselt koagulandiga lisatakse veele lubi ja soodat.

Kui hüdrolüüsi käigus kogunenud prootoneid ei neutraliseerita, siis hüdrolüüsiprotsess aeglustub, mis viib hüdrolüütilise tasakaalu tekkimiseni, mida saab iseloomustada hüdrolüüsi astme ja konstandiga. Hüdrolüüs alumiiniumsulfaadi lahused, mis on Al2 (804) 3 sulfaadioonide asendamise reaktsioon OH ioonidega, mis tekivad vee dissotsiatsiooni tõttu, võib kujutada üldine vaade võrrand

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

kus a on asendusaste ja aluselisus.

See võrrand näitab, et OH-ioonide kontsentratsioon lahuses, st vee dissotsiatsiooni aste, omab otsustavat mõju paremale nihkele. Teatavasti on nõrga aluse ja tugeva happega soolade hüdrolüüsiaste k seotud hüdrolüüsikonstandiga A-, soola kontsentratsiooniga (s, mol "l), vee ioonsaaduse kyu ja dissotsiatsioonikonstandiga baasi kb järgmise seosega:

/r \u003d UkTss \u003d UkiLs.

Kui A-, muutub temperatuuriga vähe, siis ksh suureneb oluliselt, mis põhjustab temperatuuri tõustes oluliselt hüdrolüüsiastme tõusu.

N. I. Eremin tuletas saadud katseandmete põhjal võrrandid lahuse hüdrolüüsi astme sõltuvuse kohta temperatuurist ja kontsentratsioonist

alumiiniumsulfaadi jaoks:

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

18 L \u003d -1,19 + 0,29c + 0,0016G + 18ygSh kaaliummaarja puhul:

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

naatriummaarja jaoks:

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

Nagu nendest võrranditest näha, on kontsentratsiooni mõju maarja hüdrolüüsiastmele olulisem kui alumiiniumsulfaadi puhul.

Bor. Boori saamine. Keemilised omadused. Diagonaalne sarnasus boori ja räni vahel. Boorhüdriidid. Diboran. Keemilise sideme omadused diboraani molekulis. Boorhalogeniidid. Boori hapnikuühendid. Booroksiid ja boorhapped. Bura. Boorhappe saamine. Borosilikaatklaasid. Boor etüüleeter.

Bor- kolmeteistkümnenda rühma element (vananenud klassifikatsiooni järgi - kolmanda rühma põhialarühm), teine ​​periood perioodiline süsteem keemilised elemendid aatomnumbriga 5. Tähistatakse sümboliga B (lat. Borum). Vabas olekus on boor värvitu, hall või punane kristalne või tume amorfne aine. Teada on üle 10 boori allotroopse modifikatsiooni, mille moodustumise ja omavahelised üleminekud määrab boori saamise temperatuur

Kviitung. Puhtaim boor saadakse boorhüdriidide pürolüüsi teel. Sellist boori kasutatakse pooljuhtmaterjalide ja peenkeemiliste sünteeside tootmiseks.

Metallotermia meetod (sagedamini redutseerimine magneesiumi või naatriumiga):

Boorbromiidi aurude termiline lagunemine kuumal (1000-1200 °C) volframtraadil vesiniku juuresolekul (Van Arkeli meetod):

Füüsikalised omadused. Äärmiselt kõva aine (teine ​​on teemant, boornitriid (borasoon), boorkarbiid, boor-süsinik-räni sulam, skandium-titaankarbiid). Sellel on rabedus ja pooljuhtomadused (lai vahe

pooljuht). Boori suurim tõmbetugevus on 5,7 GPa

Looduses leidub boori kahe isotoobi kujul 10B (20%) ja 11B (80%)[.

10 V on väga kõrge termilise neutronite neeldumise ristlõige, nii et 10 V boorhappes kasutatakse tuumareaktorites reaktsioonivõime kontrollimiseks.

Keemilised omadused. Booriioonid värvivad leegi roheliseks.

Paljude füüsikaliste ja keemiliste omaduste poolest sarnaneb mittemetalliline boor räni.

Keemiliselt on boor üsna inertne ja interakteerub toatemperatuuril ainult fluoriga:

Kuumutamisel reageerib boor teiste halogeenidega trihalogeniide, lämmastikuga moodustab boornitriid BN, fosforiga fosfiid BP, süsinikuga erineva koostisega karbiidid (B4C, B12C3, B13C2). Hapniku atmosfääris või õhus kuumutamisel põleb boor suure soojuseraldusega, moodustub oksiid B2O3:

Boor ei interakteeru otseselt vesinikuga, kuigi on teada üsna vähe. suur number erineva koostisega boraanid (boraanid), mis on saadud leelis- või leelismuldmetalliboriidide töötlemisel happega:

Tugeval kuumutamisel on booril redutseerivad omadused. Ta suudab näiteks taastada nende oksiididest räni või fosforit:

Seda boori omadust saab seletada booroksiidi B2O3 keemiliste sidemete väga suure tugevusega.

Oksüdeerivate ainete puudumisel on boor leeliselahuste toimele vastupidav. Boor lahustub kuumas lämmastikhappes, väävelhappes ja vees, moodustades boorhappe.

Booroksiid on tüüpiline happeline oksiid. See reageerib veega, moodustades boorhappe:

Kui boorhape interakteerub leelistega, ei moodustu boorhappe enda soolad - boraadid (sisaldavad aniooni BO33−), vaid tetraboraadid, näiteks:

Bor- pooljuht, diagonaalne sarnasus räniga:

1) Mõlemad on tulekindlad, tahked pooljuhid. B - hall-must, Si- hall.

11(B) = 8,298 eV; I1(Si)=8,151 eV. Mõlemad ei ole altid katioonide moodustumisele.

2) Mõlemad on keemiliselt inertsed (kuigi boor lahustub siiski kuumades oksüdeerivates hapetes. Mõlemad lahustuvad leelistes.

2B + KOH + 2H2O ® 2KBO2 + 3H2

Si + 2KOH + H2O®K2SiO3+ 2H2

3) Kõrgel temperatuuril reageerivad nad metallidega, moodustades boriide ja silitsiide - Ca3B2; Mg2Si - tulekindlad, elektrit juhtivad ühendid.

Boori hapnikuühendid. B2O3 - happeoksiid (ka SiO2) - nii polümeerne, klaasjas, ainult B2O3 moodustab lamedaid võrke ja SiO2 - kolmemõõtmelisi struktuure. Nende erinevus seisneb selles, et booroksiid on kergesti hüdreeritud, samas kui liiv (SiO2), nagu teada, mitte.

H3BO3- ortoboorhape.

H3BO3 «HBO2+H2O metaboorhape (100°С)

4HBO2 "H2B4O7 + H2Otetraboorhape (140 ° C) - nõrk, mõlemad Kd

H2B4O7 "2B2O3 + H2O on praktiliselt samad - happesoolasid pole

Ortoboorhape on nõrk, mõnikord on selle dissotsiatsioon kirjutatud

B(OH)3 + H2O «B(OH)4 + H+

Moodustab alkoholidega estreid: H3BO3+3CH3OH®B(OCH3)3+3H2O

Omadused. Boor on tuntud amorfsel (pruun) ja kristalsel (must) kujul, st. 2300 °C, kp. 3700 °C, p = 2,34 g/cm3. Boori kristallvõre on väga tugev, mis väljendub selle kõrges kõvaduses, madalas entroopias ja kõrges sulamistemperatuuris. Boori pooljuht. Boori mittemetallilisus vastab tema positsioonile perioodilises süsteemis – berülliumi ja süsiniku vahel ning diagonaalselt räni kõrval. Seetõttu on booril sarnasusi mitte ainult alumiiniumiga, vaid ka räniga. Tema seisukohast järeldub ka, et boori ja lämmastiku ühendid peaksid oma elektronstruktuurilt ja omadustelt olema sarnased süsinikuga.

2BH3(g) - B2H6(g);

delta G= - 126 kJ

3NaBH4+4BF3 ->2В2Н6 + 3NaBF4

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

DiboranВ2Н6 - energiline redutseerija, süttib õhu käes spontaanselt

B2H6 + 3O2 => B2O3 + ZH2O

See interakteerub veega, vabastades vesinikku;

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

Eetrikeskkonnas reageerib B2H6 liitiumhüdriidiga, moodustades boorhüdriid

B2H6+2LiH => 2LiBH4

Sagedamini kui Li kasutavad nad reaktsiooni käigus saadud Na

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

B2O3 + ZS => 2B + ZSO

2B2O3+P4O10 => 4BPO4

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

H3BO3 neutraliseerimine ei moodustu ortoboraadid , mis sisaldavad iooni (BO3) 3-, ja saadakse tetraboraadid, muude polü boorhapped:

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

Booroksiid B2O3 - boorhappe anhüdriid, värvitu, pigem tulekindel klaasjas või kristalne aine mõru maitse, dielektriline.

Klaasjas booroksiid on kihilise struktuuriga (kihtide vaheline kaugus on 0,185 nm), kihtides paiknevad boori aatomid võrdkülgsete kolmnurkade BO3 sees (d B-O = 0,145 nm). See modifikatsioon sulab temperatuurivahemikus 325–450 °C ja on kõrge kõvadusega. Seda saadakse boori kuumutamisel õhus temperatuuril 700 °C või ortoboorhappe dehüdreerimisel. Kristalliline B2O3, mis saadakse vee hoolika eemaldamise teel metaboorhappest HBO2, eksisteerib kahes modifikatsioonis – kuusnurkse kristallvõre, 400 °C ja 2200 MPa juures muutub see monokliiniliseks.

Tööstuses booraks saadakse looduslikest boraatidest soodaga sulandamise teel . Kui looduslikke boormineraale töödeldakse väävelhappega, boorhape . Boorhappest H3BO3 saadakse kaltsineerimisel oksiid B2O3 ja seejärel redutseeritakse see või booraks aktiivsete metallidega (magneesium või naatrium) vabaks booriks:

B2O3 + 3Mg = 3MgO + 2B,

2Na2B4O7 + 3Na = B + 7NaBO2.

Sel juhul halli pulbri kujul, amorfne boor. Kõrge puhtusastmega kristalset boori on võimalik saada ümberkristallimisel, kuid tööstuses saadakse seda sagedamini sula fluoroboraatide elektrolüüsil või BBr3 boorbromiidi auru termilisel lagundamisel tantaaltraadil, mis on kuumutatud temperatuurini 1000–1500 ° C vesiniku juuresolekul:

2BBr3 + 3H2 = 2B + 6HBr

Samuti on võimalik kasutada boori krakkimist:

B4H10 = 4B + 5H2.

Boorhape(ortoboorhape) on nõrk hape keemilise valemiga H3BO3. Värvitu kristalne aine helveste kujul, lõhnatu, on kihilise trikliinivõrega, milles happemolekulid on ühendatud vesiniksidemetega lamedate kihtidena, kihid on omavahel ühendatud molekulidevaheliste sidemetega (d = 0,318 nm).

Metaborhape(HBO2) on samuti värvitu kristall. See eksisteerib kolmes modifikatsioonis - kõige stabiilsem γ-HBO2 kuupvõrega, β-HBO2 monokliinilise võrega ja α-HBO2 rombvõrega.

Kuumutamisel ortoboorhape kaotab vett ja läheb esmalt metaboorhappeks, seejärel tetraboorhappeks H2B4O7. Edasisel kuumutamisel dehüdreerub see booranhüdriidiks.

Boorhappel on väga nõrgad happelised omadused.. See lahustub vees suhteliselt vähe. Selle happelised omadused ei tulene mitte H + prootoni elimineerimisest, vaid hüdroksüülaniooni lisamisest:

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

Enamiku teiste hapetega tõrjub see selle soolade lahustest kergesti välja. Selle sooli, mida nimetatakse boraatideks, toodetakse tavaliselt erinevatest polüboorhapetest, kõige sagedamini tetraboorhappest H2B4O7, mis on palju tugevam hape kui ortoboorhape. B(OH)3 näitab väga nõrku amfoteersuse märke, moodustades vähestabiilse boorhüdrosulfaadi B(HSO4)3.

Ortoboorhappe neutraliseerimisel leelistega vesilahustes ei teki (BO3)3– iooni sisaldavad ortoboraadid, kuna ortoboraadid hüdrolüüsuvad peaaegu täielikult liiga madala [B(OH)4]- moodustumise konstandi tõttu. Lahuses moodustuvad teiste polüboorhapete tetraboraadid, metaboraadid või soolad:

Liigse leelise korral saab need muundada metaboraatideks:

Meta- ja tetraboraadid hüdrolüüsitakse, kuid sisse väiksem aste(antutele vastupidised reaktsioonid).

Boraatide hapendatud vesilahustes saavutatakse järgmised tasakaalud:

Boorhappe levinuim sool on naatriumtetraboraatdekahüdraat Na2B4O7 10H2O (tehniline nimetus – booraks).

Kuumutamisel lahustab boorhape metallioksiide, moodustades soolad.

Koos alkoholidega kontsentreeritud väävelhappe juuresolekul moodustuvad estrid:

Boormetüüleetri B(OCH3)3 teke on kvalitatiivne reaktsioon H3BO3-le ja boorhapete sooladele, süütamisel põleb metüülbooreeter kauni erkrohelise leegiga.

Borosilikaatklaas- tavalise koostisega klaas, milles lähteaine aluselised komponendid on asendatud booroksiidiga (B2O3). Sellega saavutatakse suurem keemiline vastupidavus ja madal soojuspaisumistegur - kuni 3,3 10-6 temperatuuril 20 °C parimate proovide puhul. Borosilikaatklaasil on see väga väike, ainult kvartsklaasil on see väiksem (peaaegu 10 korda). See hoiab ära klaasi pragunemise äkiliste temperatuurimuutuste ajal. Selle põhjuseks on selle kasutamine tulena ja muudel juhtudel, kui on vaja termilist stabiilsust.

Kasutamine Igapäevaelus lahtise tulega nõude, teekannude valmistamiseks. Seda kasutatakse materjalina laboratoorsete klaasnõude jaoks, samuti keemiatööstus ja teistes tööstusharudes, näiteks soojuselektrijaamade soojusvaheti materjalina. Kasutatakse ka odavate kitarriliugude valmistamiseks. Samuti saab boorsilikaatklaasist valmistada pipette ICSI ehk blastomeeri biopsia jaoks, mida tehakse implantatsioonieelseks geneetiliseks diagnoosimiseks kasutades biopsiarakke geneetilise materjalina. Seal on 3 pipetivalikut siseläbimõõt 4 µm kuni 7,5 µm. Pipetti pikkus on 60–75 mm ja selle kaldenurk on 30°. Pipetid on mõeldud ühekordseks kasutamiseks.

üldised omadused IVA alarühma elemendid. Aatomite struktuur. Oksüdatsiooniastmed. Levik ja leidmise vormid looduses. Süsiniku allotroopsed modifikatsioonid. Füüsilised ja keemilised omadused. Musta grafiidi sordid: koks, süsi, tahma.

IVA rühma elementide üldised omadused IV rühma põhialarühma elementide hulka kuuluvad C, Si, Ge, Sn, Pv. Välise valentsitaseme elektrooniline valem on nS2np2, see tähendab, et neil on 4 valentselektroni ja need on p-elemendid, seega on nad IV rühma peamises alarühmas. ││││ │↓│ np nS Aatomi põhiolekus on kaks elektroni paaris ja kaks paarita. Süsiniku kõige välimises elektronkihis on 2 elektroni, ränil 8 ja Ge, Sn ja Pv igaühes 18 elektroni. Seetõttu on Ge, Sn, Pv ühendatud germaaniumi alarühma (need on täielikud elektroonilised analoogid). Selles p-elementide alamrühmas, nagu ka teistes p-elementide alamrühmades, muutuvad elementide aatomite omadused perioodiliselt.

Seega alarühmas ülalt alla aatomi raadius suureneb, mistõttu ionisatsioonienergia väheneb, seega suureneb elektronide loovutamise võime ja väheneb järsult kalduvus täiendada välist elektronkihti oktetiks, nii et C-st kuni Pb, redutseerivad omadused ja metallilised omadused suurenevad ning mittemetallilised omadused vähenevad. Süsinik ja räni on tüüpilised mittemetallid; Ge-l on juba metallilised omadused ja välimus see näeb välja nagu metall, kuigi on pooljuht. Tina puhul on metallilised omadused juba ülekaalus ja plii on tüüpiline metall. Omades 4 valentselektroni, võivad aatomid nende ühendites näidata oksüdatsiooniastet minimaalsest (-4) maksimumini (+4) ja neid iseloomustab isegi S.O.: -4, 0, +2, +4; S.O. = -4 on tüüpiline C ja Si jaoks metallidega. Suhte olemus teiste elementidega. Süsinik moodustab ainult kovalentseid sidemeid, räni moodustab samuti valdavalt kovalentseid sidemeid. Tina ja plii jaoks, eriti S.O. = +2, on sideme ioonsus iseloomulikum (näiteks Рв(NO3)2). Kovalentsuse määrab aatomi valentsstruktuur. Süsinikuaatomil on 4 valentsorbitaali ja maksimaalne kovalentsus on 4. Teiste elementide puhul võib kovalentsus olla suurem kui neli, kuna on olemas valentsi d-alatase (näiteks H2). Hübridiseerimine. Hübridisatsiooni tüüp määratakse valentsorbitaalide tüübi ja arvu järgi. Süsinikul on ainult S- ja p-valentsorbitaalid, seega võib esineda Sp (karbiin, CO2, CS2), Sp2 (grafiit, benseen, COCl2), Sp3 hübridisatsioon (CH4, teemant, CCl4). Räni puhul on kõige iseloomulikum Sp3 hübridisatsioon (SiO2, SiCl4), kuid sellel on valents d-alatase, seega on olemas ka Sp3d2 hübridisatsioon, näiteks H2. PSE IV grupp on D.I.Mendelejevi tabeli keskel. Siin on selgelt näha omaduste järsk muutus mittemetallidelt metallidele. Eraldi käsitleme süsinikku, seejärel räni, seejärel germaaniumi alarühma elemente.

Atom(kreeka keelest atomos - jagamatu) - ühetuumaline, keemilise elemendi jagamatu osake, aine omaduste kandja. Ained koosnevad aatomitest. Aatom ise koosneb positiivselt laetud tuumast ja negatiivselt laetud elektronipilvest. Üldiselt on aatom elektriliselt neutraalne. Aatomi suuruse määrab täielikult selle elektronpilve suurus, kuna tuuma suurus on elektronpilve suurusega võrreldes tühine. Tuum koosneb Z positiivselt laetud prootonitest (prootoni laeng vastab suvalistes ühikutes +1) ja N neutronist, mis ei kanna laengut (prootoneid ja neutroneid nimetatakse nukleoniteks). Seega määrab tuuma laengu ainult prootonite arv ja see on võrdne elemendi järjekorranumbriga perioodilisustabelis. Tuuma positiivse laengu kompenseerivad negatiivselt laetud elektronid (elektronilaeng -1 suvalistes ühikutes), mis moodustavad elektronipilve. Elektronide arv on võrdne prootonite arvuga. Prootonite ja neutronite massid on võrdsed (vastavalt 1 ja 1 amu). Aatomi massi määrab selle tuuma mass, kuna elektroni mass on ligikaudu 1850 korda väiksem kui prootoni ja neutroni mass ning seda võetakse arvutustes harva arvesse. Neutronite arvu saab leida aatomi massi ja prootonite arvu erinevuse järgi (N=A-Z). Mis tahes keemilise elemendi aatomitüüpi, mille tuum koosneb rangelt määratletud arvust prootonitest (Z) ja neutronitest (N), nimetatakse nukliidiks.

Kuna peaaegu kogu mass on koondunud aatomi tuumasse, kuid selle mõõtmed on aatomi kogumahuga võrreldes tühised, siis võetakse tuum tinglikult aatomi keskpunktis paikneva materiaalse punktina ja aatom ise on peetakse elektronide süsteemiks. Keemilises reaktsioonis ei mõjutata aatomi tuuma (v.a tuumareaktsioonid), nagu ka sisemisi elektroonilisi nivoode, vaid selles osalevad ainult välimise elektronkihi elektronid. Sel põhjusel on vaja teada elektroni omadusi ja aatomite elektronkestade moodustumise reegleid.

Oksüdatsiooniaste(oksüdatsiooniarv, vormilaeng) - abistav tingimuslik väärtus oksüdatsiooni-, redutseerimis- ja redoksreaktsioonide protsesside registreerimiseks. See näitab molekuli üksiku aatomi oksüdatsiooniastet ja on vaid mugav meetod elektronide ülekande arvestamiseks: see ei ole molekulis oleva aatomi tegelik laeng (vt #Konventsioon).

Ideed elementide oksüdatsiooniastme kohta on aluseks ja neid kasutatakse klassifikatsioonis keemilised ained, kirjeldades nende omadusi, koostades ühendeid ja nende rahvusvahelised tiitlid(nomenklatuur). Kuid seda kasutatakse eriti laialdaselt redoksreaktsioonide uurimisel.

Sageli kasutatakse oksüdatsiooniastme mõistet anorgaaniline keemia valentsi mõiste asemel.

Aatomi oksüdatsiooniaste on võrdne aatomile omistatud elektrilaengu arvväärtusega, eeldades, et sidet teostavad elektronipaarid on täielikult kallutatud elektronegatiivsemate aatomite poole (st lähtudes eeldusest, et ühend koosneb ainult ioonidest).

Oksüdatsiooniaste vastab elektronide arvule, mis tuleb lisada positiivsele ioonile, et redutseerida see neutraalseks aatomiks, või võtta negatiivsest ioonist, et oksüdeerida see neutraalseks aatomiks:

Al3+ + 3e− → Al

S2− → S + 2e− (S2− − 2e− → S)

Süsinik- aine kõige rohkem [allikas täpsustamata 1528 päeva] suur hulk allotroopsed modifikatsioonid (üle 8 on juba avastatud).

Süsiniku allotroopsed modifikatsioonid nende omadused erinevad üksteisest kõige radikaalsemalt, pehmest kõvani, läbipaistmatust läbipaistvani, abrasiivsest kuni määrdeni, odavast kuni kallini. Nende allotroopide hulka kuuluvad süsiniku amorfsed allotroopid (kivisüsi, tahm), nanovaht, kristalsed allotroopid – nanotoru, teemant, fullereenid, grafiit, lonsdaleiit ja tserafiit.

Süsiniku allotroopide klassifikatsioon aatomitevahelise keemilise sideme olemuse järgi:

Teemant (kuubik)

Lonsdaleite (kuusnurkne teemant)

Fullereenid (C20+)

Nanotorud

Nanokiud

Astralens

klaasjas süsinik

Kolossaalsed nanotorud

Segatud sp3/sp2 vormid:

amorfne süsinik

Süsinik nanoneerud

Süsinik nanovaht

Muud vormid: C1 - C2 - C3 - C8

Süsinik(keemiline sümbol - C, lat. Carboneum) - neljateistkümnenda rühma keemiline element (vastavalt vananenud klassifikatsioonile - neljanda põhialarühm

rühm), keemiliste elementide perioodilise süsteemi 2. periood. seerianumber 6, aatommass - 12,0107.

Füüsikalised omadused.

Süsinik esineb paljudes allotroopsetes modifikatsioonides, mis on väga mitmekesised füüsikalised omadused. Modifikatsioonide mitmekesisus on tingitud süsiniku võimest moodustada erinevat tüüpi keemilisi sidemeid.

Vundamendid - See keemiline ühend võimeline moodustama kovalentne side prootoniga (Brönstedi alus) või mõne muu keemilise ühendi vaba orbitaaliga (Lewise alus)

Aluste keemilised omadused

Aluste saamise meetodid

1 . soolade vesilahuste elektrolüüs aktiivsed metallid:

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

Metallisoolade elektrolüüsi ajal, seistes pingereas kuni alumiiniumini, redutseeritakse vesi katoodil gaasiliste vesiniku- ja hüdroksiidioonide vabanemisega. Soola dissotsiatsiooni käigus moodustunud metallikatioonid moodustavad aluseid saadud hüdroksiidioonidega.

2 . metallide koostoime veega: 2Na+2H2O=2NaOH+H22Na+2H2O=2NaOH+H2 See meetod ei leia praktilist rakendust ei laboris ega tööstuses

3 . oksiidide koostoime veega: CaO+H2O=Ca(OH)2CaO+H2O=Ca(OH)2

4 . vahetusreaktsioonid(saada võib nii lahustuvaid kui ka lahustumatuid aluseid): Ba(OH)2+K2SO4=2KOH+BaSO4↓Ba(OH)2+K2SO4=2KOH+BaSO4↓CuCl2+2NaOH=Cu(OH)2↓+2NaNO3

Amfoteersed ühendid - see on ained, millel olenevalt reaktsioonitingimustest on happelised või aluselised omadused.

Amfoteersed hüdroksiidid - vees lahustumatud ained, mis kuumutamisel lagunevad metalloksiidiks ja veeks:

Zn(OH)2 = ZnO + H2O

2Fe(OH)3 = Fe2O3 + 3H2O

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

Amfoteerse hüdroksiidi näide on tsinkhüdroksiid. Selle hüdroksiidi valem selle aluselisel kujul on Zn(OH) 2 . Kuid võite kirjutada tsinkhüdroksiidi valemi happe kujul, asetades esikohale vesinikuaatomid, nagu anorgaaniliste hapete valemites: H 2 ZnO 2 (joonis 1). Siis on ZnO 2 2- happejääk, mille laeng on 2-.

Amfoteerse hüdroksiidi eripäraks on see, et see erineb vähe O-H ja Zn-O sidemete tugevuselt. Sellest ka omaduste duaalsus. Reaktsioonides hapetega, mis on valmis vesiniku katioone loovutama, on tsinkhüdroksiidil kasulik lõhkuda Zn-O side, loovutades OH rühma ja toimides alusena. Selliste reaktsioonide tulemusena moodustuvad soolad, milles tsink on katioon, seetõttu nimetatakse neid katioonset tüüpi sooladeks:

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

Amfoteersed oksiidid - soola moodustavad oksiidid, millel on olenevalt tingimustest kas aluselised või happelised omadused (st amfoteersed). Moodustatud siirdemetallide poolt. Amfoteersetes oksiidides sisalduvate metallide oksüdatsiooniaste on tavaliselt III kuni IV, välja arvatud ZnO, BeO, SnO, PbO.

Amfoteersed oksiidid on kahesuguse iseloomuga: nad võivad interakteeruda hapete ja alustega (leelised):

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

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

Tüüpilised amfoteersed oksiidid : H 2 O, BeO, Al 2 O 3 , Kr 2 O 3 , Fe 2 O 3 ja jne.

9. Keemiline termodünaamika. Süsteemi mõisted, entroopia, entalpia, keemilise reaktsiooni termiline efekt, Hessi seadus ja selle tagajärjed. Reaktsiooni endoterm ja eksoterm, termodünaamika 1. ja 2. seadus, Keemilise reaktsiooni kiirus (mõjutegurid), Van't Hoffi reegel, Van't Hoffi võrrand.

Keemiline termodünaamika – teadus, mis uurib süsteemide ja seaduste stabiilsuse tingimusi.

Termodünaamika - makrosüsteemide teadus.

Termodünaamiline süsteem - ümbritseva maailma makroskoopiline osa, milles toimuvad erinevad füüsikalised ja keemilised protsessid.

hajutatud süsteem nimetatakse heterogeenset süsteemi, milles ühe faasi väikesed osakesed on teise faasi mahus ühtlaselt jaotunud.

Entroopia (Kreeka keelest entroopia) - pööre, transformatsioon. Entroopia mõiste võeti esmakordselt kasutusele termodünaamikas, et määrata kindlaks pöördumatu energia hajumise mõõt. Entroopiat kasutatakse laialdaselt teistes teadusvaldkondades: statistilises füüsikas mis tahes makroskoopilise oleku realiseerumise tõenäosuse mõõdikuna; infoteoorias - mis tahes kogemuse (testi) ebakindluse mõõt, millel võivad olla erinevad tulemused. Kõigil neil entroopia tõlgendustel on sügav sisemine seos.

Entalpia (soojusfunktsioon, soojussisaldus) - termodünaamiline potentsiaal, mis iseloomustab süsteemi seisundit termodünaamilises tasakaalus, kui sõltumatuteks muutujateks on valitud rõhk, entroopia ja osakeste arv.

Lihtsamalt öeldes on entalpia see energia, mis on teatud konstantsel rõhul saadaval soojuseks muundamiseks.

Soojusefektid on tavaliselt näidatud keemiliste reaktsioonide termokeemilistes võrrandites, kasutades süsteemi ΔH entalpia (soojussisalduse) väärtusi.

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

Endotermiliste reaktsioonide puhul ΔH > 0.

Keemilise reaktsiooni termiline mõju on teatud koguste reageerivate ainete korral vabanev või neeldunud soojus.

Reaktsiooni termiline efekt sõltub ainete olekust.

Mõelge vesiniku ja hapniku reaktsiooni termokeemilisele võrrandile:

See rekord tähendab, et kui 2 mooli vesinikku interakteeruvad 1 mooli hapnikuga, moodustub gaasilises olekus 2 mooli vett. Sel juhul vabaneb 483,6 (kJ) soojust.

Hessi seadus - Isobaar-isotermilistes või isohoorses-isotermilistes tingimustes läbiviidud keemilise reaktsiooni termiline efekt sõltub ainult lähteainete ja reaktsioonisaaduste tüübist ja olekust ning ei sõltu selle kulgemise viisist.

Hessi seaduse tagajärjed:

Pöördreaktsiooni soojusefekt on võrdne vastupidise märgiga otsereaktsiooni soojusefektiga, s.o. reaktsioonide jaoks

neile vastates termilised mõjud seotud võrdsusega

2. Kui süsteem satub järjestikuste keemiliste reaktsioonide tulemusena olekusse, mis kattub täielikult algse olekuga (ringprotsess), siis on nende reaktsioonide soojusefektide summa võrdne nulliga, s.o. mitmete reaktsioonide jaoks

nende soojusmõjude summa

Moodustamise entalpia all mõistetakse lihtainetest 1 mooli aine moodustumise reaktsiooni soojusefekti. Tavaliselt kasutatakse standardseid moodustumise entalpiaid. Neid tähistatakse või (sageli jäetakse üks indeks välja; f - ingliskeelsest formatsioonist).

Termodünaamika esimene seadus - Muuda sisemine energia süsteem üleminekul ühest olekust teise võrdub välisjõudude töö ja süsteemile ülekantava soojushulga summaga

Termodünaamika esimese seaduse kohaselt saab tööd teha ainult soojuse või mõne muu energia abil. Seetõttu mõõdetakse tööd ja soojushulka samades ühikutes - džaulides (nagu ka energias).

kus ΔU on siseenergia muutus, A on välisjõudude töö, Q on süsteemile üle kantud soojushulk.

Termodünaamika teine ​​seadus - Ükski protsess ei ole võimalik, mille ainsaks tulemuseks oleks soojuse ülekandmine külmemalt kehalt kuumemale

Van't Hoffi reegel väidab, et iga 10° temperatuuritõusu korral suureneb keemilise reaktsiooni kiirus 2-4 korda.

Seda reeglit kirjeldav võrrand on järgmine: (\displaystyle ~V_(2)=V_(1)\cdot \gamma ^(\frac (T_(2)-T_(1))(10)))

kus V2 on reaktsiooni kiirus temperatuuril t2 ja V1 on reaktsiooni kiirus temperatuuril t1;

ɣ on reaktsioonikiiruse temperatuuritegur. (kui see võrdub näiteks 2-ga, suureneb reaktsioonikiirus 2 korda, kui temperatuur tõuseb 10 kraadi võrra).

Endotermilised reaktsioonid - keemilised reaktsioonid, millega kaasneb soojuse neeldumine. Endotermiliste reaktsioonide puhul on entalpia ja siseenergia muutus positiivne (\displaystyle \Delta H>0)(\displaystyle \Delta U>0), seega sisaldavad reaktsiooniproduktid rohkem energiat kui algkomponendid.

Endotermilised reaktsioonid hõlmavad:

metallide redutseerimisreaktsioonid oksiididest,

elektrolüüs (elektrienergia neeldumine),

elektrolüütiline dissotsiatsioon (näiteks soolade lahustamine vees),

ionisatsioon,

veeplahvatus - tarnitakse väikesele kogusele veele suur hulk soojus kulub vedeliku hetkeliseks kuumutamiseks ja faasiüleminekuks ülekuumendatud auruks, samal ajal kui siseenergia suureneb ja avaldub auru kahe energiana - molekulisisese termilise ja molekulidevahelise potentsiaalina.

fotosüntees.

eksotermiline reaktsioon - keemiline reaktsioon, millega kaasneb soojuse eraldumine. Endotermilise reaktsiooni vastand.

Enne kui räägime keemilised omadused alused ja amfoteersed hüdroksiidid, määratleme selgelt, mis see on?

1) Aluste ehk aluseliste hüdroksiidide hulka kuuluvad metallhüdroksiidid oksüdatsiooniastmes +1 või +2, s.o. mille valemid on kirjutatud kas MeOH või Me(OH) 2 kujul. Siiski on ka erandeid. Seega hüdroksiidid Zn (OH) 2, Be (OH) 2, Pb (OH) 2, Sn (OH) 2 aluste hulka ei kuulu.

2) Amfoteersed hüdroksiidid hõlmavad metallhüdroksiide oksüdatsiooniastmes +3, +4 ja erandina hüdroksiidid Zn (OH) 2, Be (OH) 2, Pb (OH) 2, Sn (OH) 2. Metallhüdroksiidid oksüdatsiooniastmes +4, in KASUTADA ülesandeid ei vasta, seega ei arvestata.

Aluste keemilised omadused

Kõik alused on jagatud järgmisteks osadeks:

Tuletage meelde, et berüllium ja magneesium ei ole leelismuldmetallid.

Lisaks vees lahustuvusele dissotsieeruvad leelised väga hästi ka vesilahustes, samas kui lahustumatutel alustel on madal dissotsiatsiooniaste.

See erinevus leeliste ja lahustumatute hüdroksiidide lahustuvuses ja dissotsieerumisvõimes põhjustab omakorda märgatavaid erinevusi nende keemilistes omadustes. Seega on leelised keemiliselt aktiivsemad ühendid ja on sageli võimelised osalema sellistes reaktsioonides, milles lahustumatud alused ei osale.

Aluste reaktsioon hapetega

Leelised reageerivad absoluutselt kõigi hapetega, isegi väga nõrkade ja lahustumatutega. Näiteks:

Lahustumatud alused reageerivad peaaegu kõigi lahustuvate hapetega, ei reageeri lahustumatu ränihappega:

Tuleb märkida, et nii tugevad kui ka nõrgad alused üldvalemiga Me (OH) 2 võivad happe puudumisega moodustada aluselisi sooli, näiteks:

Koostoime happeoksiididega

Leelised reageerivad kõigi happeliste oksiididega, moodustades soolasid ja sageli vett:

Lahustumatud alused on võimelised reageerima kõigi kõrgemate happeoksiididega, mis vastavad stabiilsetele hapetele, näiteks P 2 O 5, SO 3, N 2 O 5, moodustades keskmised soolad1:

Vormi Me (OH) 2 lahustumatud alused reageerivad vee juuresolekul süsinikdioksiidiga ainult aluseliste soolade moodustumisega. Näiteks:

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

Ränidioksiidiga reageerivad selle erakordse inertsuse tõttu ainult kõige tugevamad alused, leelised. Sel juhul moodustuvad normaalsed soolad. Reaktsioon ei toimu lahustumatute alustega. Näiteks:

Aluste koostoime amfoteersete oksiidide ja hüdroksiididega

Kõik leelised reageerivad amfoteersete oksiidide ja hüdroksiididega. Kui reaktsioon viiakse läbi amfoteerse oksiidi või hüdroksiidi sulatamisel tahke leelisega, põhjustab selline reaktsioon vesinikuvabade soolade moodustumist:

Kui kasutatakse leeliste vesilahuseid, moodustuvad hüdroksokomplekssoolad:

Alumiiniumi puhul tekib kontsentreeritud leelise liia toimel Na-soola asemel Na3-sool:

Aluste koostoime sooladega

Mis tahes alus reageerib mis tahes soolaga ainult siis, kui samaaegselt on täidetud kaks tingimust:

1) lähteühendite lahustuvus;

2) sademe või gaasi olemasolu reaktsioonisaaduste hulgas

Näiteks:

Aluste termiline stabiilsus

Kõik leelised, välja arvatud Ca(OH) 2, on kuumuskindlad ja sulavad ilma lagunemiseta.

Kõik lahustumatud alused ja ka vähelahustuv Ca (OH) 2 lagunevad kuumutamisel. Kaltsiumhüdroksiidi kõrgeim lagunemistemperatuur on umbes 1000 o C:

Lahustumatutel hüdroksiididel on palju madalam lagunemistemperatuur. Nii näiteks laguneb vask(II)hüdroksiid juba temperatuuril üle 70 o C:

Amfoteersete hüdroksiidide keemilised omadused

Amfoteersete hüdroksiidide koostoime hapetega

Amfoteersed hüdroksiidid reageerivad tugevate hapetega:

Amfoteersed metallhüdroksiidid oksüdatsiooniastmes +3, s.o. tüüp Me (OH) 3, ei reageeri selliste hapetega nagu H 2 S, H 2 SO 3 ja H 2 CO 3, kuna soolad, mis võivad tekkida selliste reaktsioonide tulemusena, alluvad pöördumatule hüdrolüüsile. algne amfoteerne hüdroksiid ja vastav hape:

Amfoteersete hüdroksiidide koostoime happeoksiididega

Amfoteersed hüdroksiidid reageerivad kõrgemate oksiididega, mis vastavad stabiilsetele hapetele (SO 3, P 2 O 5, N 2 O 5):

Amfoteersed metallhüdroksiidid oksüdatsiooniastmes +3, s.o. tüüp Me (OH) 3, ei reageeri happeoksiididega SO 2 ja CO 2.

Amfoteersete hüdroksiidide koostoime alustega

Alustest reageerivad amfoteersed hüdroksiidid ainult leelistega. Kui aga kasutada vesilahus leelised, siis tekivad hüdroksokomplekssoolad:

Ja kui amfoteersed hüdroksiidid sulatatakse tahkete leelistega, saadakse nende veevabad analoogid:

Amfoteersete hüdroksiidide koostoime aluseliste oksiididega

Amfoteersed hüdroksiidid reageerivad leelis- ja leelismuldmetallide oksiididega sulatamisel:

Amfoteersete hüdroksiidide termiline lagunemine

Kõik amfoteersed hüdroksiidid on vees lahustumatud ja nagu kõik lahustumatud hüdroksiidid, lagunevad kuumutamisel vastavaks oksiidiks ja veeks.