Ниво на обучение: III (X клас).

Ориентация на знаците:средно ниво.

Водещ принцип:активен, комуникативен.

Доминиращ метод:проблемно търсене.

Триединната цел на урока:

1) Образователен аспект

• Актуализиране и обобщаване на получените преди това от студентите знания за основните класове неорганични съединения.
• Да се ​​затвърди способността на учениците да пишат уравнения на химични реакции, включващи амфотерни хидроксиди.
• Да продължи формирането на понятието "амфотерни" сред учениците.

2) Аспект на развитието

• Покажете възможността за прилагане на знанията си при решаване на качествени проблеми и изпълнение на упражнения.
• Продължете да изграждате умения познавателна дейност, като обяснява на учениците поставения проблемен опит.
• Продължете формирането на способността да сравнявате, анализирате и сравнявате резултатите от експериментите;
• Формиране на способността да се правят аналогии между различни обекти;
• Развитие на вниманието и паметта.
• Развитие на експериментални умения.

3) Образователен аспект

• Формиране на научен мироглед.
• Формиране на култура на възпитателна работа.
• Обърнете внимание на естетиката на учебните и трудовите дейности при извършване на експерименти.
• Възпитание на култура на общуване, способност за взаимодействие по двойки;
• Формиране на култура на умствена работа сред учениците, точност при изпълнение на задачи и писане на формули.
• Възпитанието на човека като част от природата и обществото, подчинено на техните закони.

Оборудване и реактиви:разтвори на цинков хлорид, натриев хидроксид, амоняк, алуминиев хлорид, на солна киселина, магнезиев хлорид, натриев хлорид; епруветки.

По време на часовете

1. Организационен момент

2. Повторение на преминатия материал

Индивидуална анкета на дъската:

Първи ученик - "Химични свойства на киселините"
- втори ученик - "Химични свойства на основите".

По това време класът изпълнява задачата:С кое от посочените вещества ще реагира натриевият хидроксид и с кое солната киселина?

Напишете уравнения на възможните реакции.

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

След това един ученик изпълнява тази задача на дъската, а останалите проверяват.

На бюрото:

1.	NaOH + HNO 3 \u003d NaNO 3 + H 2 O 2 NaOH + CO 2 \u003d Na 2 CO 3 + H 2 O 2 NaOH + CuSO 4 = Na 2 SO 4 + Cu(OH) 2 2 NaOH + ZnO Na 2 ZnO 2 + H 2 O 6 NaOH + P 2 O 5 \u003d 2Na 3 PO 4 + 3H 2 O
2.	2HCl + CaO = CaCl 2 + H 2 O 2HCl + Cu(OH) 2 = CuCl 2 + 2H 2 O 2HCl + ZnO = ZnCl 2 + H 2 O HCl + AgNO 3 \u003d AgCl + HNO 3

3. Учене на нов материал

Тема на урока:"Амфотерни хидроксиди".

Мотото на урока: "Химията е наука за полутоновете."
Е.Е. Нифантиев.

Актуализация на знанията

Учител:Темата на нашия урок е „Амфотерни хидроксиди“. Нашата задача е да знаем кои съединения се наричат ​​амфотерни хидроксиди и какви са те Химични свойства; разбират каква е причината за амфотеризма; да може да напише уравнения на реакцията, които отразяват химичните свойства на амфотерните хидроксиди.

Така че нека обобщим какво вече знаете за "амфотерни".

Студент:Амфотерните съединения показват както основни, така и киселинни свойства.

Учител:Вече се срещнахме с амфотерни оксиди. Можете ли да ми кажете какви елементи образуват тези съединения?

Студент:Метали в степен на окисление +3 и +4, както и метали, чиито метални свойства не са ясно изразени (в периодичната таблица на елементите те са разположени между металите и неметалите, по диагонала). Например: Be, Zn, Ge и др.

Физични свойства на амфотерните хидроксиди

Учител:Амфотерните хидроксиди са неразтворими във вода твърди вещества, обикновено бели на цвят.

Касова бележка

Учител:Предложете метод за получаване на амфотерни хидроксиди, като помните, че те са неразтворими във вода.

Студент:Обменна реакция между разтворима сол на съответния метал и алкален. (Демонстрационен експеримент)

ZnCl2 + 2NaOH = Zn(OH)2 + 2NaCl
Zn 2+ + 2OH - \u003d Zn (OH) 2

Учител:Но! Излишъкът от алкали може да разтвори образуваната утайка, така че се взема слаба основа - NH 3 * H 2 O (амониев хидроксид или амониев хидрат).

Химични свойства

Учител:Известна мъдрост гласи: „Опитът е пътят към знанието“. Следователно ще определите химичните свойства на амфотерните хидроксиди, като проведете лабораторен опит по двойки.

Упражнение: получаване на алуминиев хидроксид и определяне на неговите химични свойства. За да направите това, имате на масите разтвори на алуминиев хлорид, амоняк, солна киселина и натриев хидроксид. Не забравяйте да спазвате правилата за безопасност Запишете уравненията на химичните реакции.

Учениците изпълняват опита, записват уравненията на реакциите в тетрадки.

Един ученик отива до черната дъска и записва всички уравнения и обяснява наблюдаваните явления.

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

Заключение: алуминиевият хидроксид реагира както с киселини, така и с основи, т.е. проявява амфотерни свойства.

Учител:Каква е причината за амфотерния характер на тези съединения?

За да отговорите на този въпрос, разгледайте тяхната дисоциация.

Във водни разтвори амфотерните хидроксиди практически не се дисоциират, но в разтвори на киселини и основи те могат да се дисоциират по два начина.

Учител. Трябва да се отбележи, че анионните соли, образувани по време на взаимодействието на амфотерен хидроксид с алкали, са стабилни в алкална среда, но се разрушават, когато разтворите се подкиселяват.

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

Амфотерните хидроксиди, подобно на неразтворимите основи, се разлагат при нагряване:

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

4. Фиксиране

Експериментална задача.Дадени са три епруветки с разтвори на натриев, магнезиев и алуминиев хлориди. Как да определим коя епруветка какво вещество съдържа?

Един участник отива до демонстрационната маса и извършва експеримента.

5. Обобщаване на урока

Учител:И така, обобщавайки нашия урок, бих искал да кажа, че амфотерността е не само химическа категория, но и философска: с Гръцкидумата "амфотерос" се превежда като "един и друг", тоест това понятие означава единството на противоположностите.

И това вече е един от основните закони на природата - законът за единството и борбата на противоположностите, който се проявява в почти всеки химическа реакция: киселина и основа, окислител и редуциращ агент, донор и акцептор и т.н.

Този закон е обективен, не може да бъде отменен, може да се използва само за обяснение на явления.

Често срещаме прояви на този закон в живота: в технологиите противоположно заредените частици се привличат; в човешките отношения – често много различни хораблизки, те сякаш се допълват. В живота доброто и злото винаги се борят, във всеки човек непременно има лошо и добри черти. Следователно няма идеален човек, само добър, и в най-падналия, лош човек винаги можете да намерите нещо добро, светло. Винаги трябва да помним това и да се отнасяме към хората около нас с разбиране, толерантност към недостатъците на другите хора.

Темата на днешния ни урок е още едно потвърждение за връзката на химията с нашия живот. А сега да се върнем към мотото на този урок: „Химията е наука за полутоновете“. Как можете да обясните този израз?

Студент:Това означава, че не може да се направи ясна граница между тях прости веществаметали и неметали, различни класове съединения, органични и неорганични вещества. Всичко е подчинено на единството на материалния свят.

6. Домашна работа

Параграф 28.3, задачи: 1,2,3 (учебник "Химия 10 клас" автори: I.I. Novoshinsky, N.S. Novoshinskaya)

Допълнителна задача към урока(ако остане време)

Извършете трансформации:

Al- 1 - Al 2 O 3 - 2 - NaAlO 2 - 3 - Al (OH) 3 - 4 - Al 2 O 3

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

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

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

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

AlCl3 -- 1 -- Al(OH) 3 - 2 --- Na -- 3 -- AlCl3

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

Следните оксиди на елементите са амфотерни майорподгрупи: BeO, A1 2 O 3, Ga 2 O 3, GeO 2, SnO, SnO 2, PbO, Sb 2 O 3, PoO 2. Амфотерните хидроксиди са следните хидроксиди на елементите майорподгрупи: Be (OH) 2, A1 (OH) 3, Sc (OH) 3, Ga (OH) 3, In (OH) 3, Sn (OH) 2, SnO 2 nH 2 O, Pb (OH) 2, PbO 2 nH 2 O.

Основният характер на оксидите и хидроксидите на елементите от една подгрупа се увеличава с увеличаване на атомния номер на елемента (при сравняване на оксиди и хидроксиди на елементи в едно и също състояние на окисление). Например N 2 O 3, P 2 O 3, As 2 O 3 са киселинни оксиди, Sb 2 O 3 е амфотерен оксид, Bi 2 O 3 е основен оксид.

Нека разгледаме амфотерните свойства на хидроксидите, използвайки примера на берилиеви и алуминиеви съединения.

Алуминиевият хидроксид проявява амфотерни свойства, реагира както с основи, така и с киселини и образува две серии соли:

1) в който елементът А1 е под формата на катион;

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

В тази реакция A1(OH)3 функционира като основа, образувайки сол, в която алуминият е A13+ катион;

2), в които елементът А1 е част от аниона (алуминати).

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

В тази реакция A1(OH) 3 действа като киселина, образувайки сол, в която алуминият е част от AlO 2 - анион.

Формулите на разтворените алуминати са написани по опростен начин, отнасящи се до продукта, образуван по време на дехидратацията на солта.

В химическата литература могат да се намерят различни формули на съединения, образувани чрез разтваряне на алуминиев хидроксид в основа: NaA1O 2 (натриев метаалуминат), Na тетрахидроксоалуминат натрий. Тези формули не си противоречат, тъй като тяхната разлика е свързана с различни степени на хидратация на тези съединения: NaA1O 2 2H 2 O е различен запис на Na. Когато A1 (OH) 3 се разтвори в излишък от алкали, се образува натриев тетрахидроксоалуминат:

A1 (OH) 3 + NaOH \u003d Na.

По време на синтероването на реагентите се образува натриев метаалуминат:

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

По този начин можем да кажем, че във водни разтвори има едновременно такива йони като [A1 (OH) 4] - или [A1 (OH) 4 (H 2 O) 2] - (за случая, когато уравнението на реакцията е съставено, като се вземе като се вземат предвид хидратните черупки), а обозначението A1O 2 е опростено.

Поради способността да реагира с алкали, алуминиевият хидроксид по правило не се получава чрез действието на алкали върху разтвори на алуминиеви соли, а се използва разтвор на амоняк:

A1 2 (SO 4) 3 + 6 NH 3 H 2 O \u003d 2A1 (OH) 3 + 3(NH4)2SO4.

Сред хидроксидите на елементите от втория период берилиевият хидроксид проявява амфотерни свойства (самият берилий проявява диагонално сходство с алуминия).

С киселини:

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

С основи:

Be (OH) 2 + 2NaOH \u003d Na 2 (натриев тетрахидроксобериллат).

В опростена форма (ако представим Be (OH) 2 като киселина H 2 BeO 2)

Be (OH) 2 + 2NaOH (концентриран горещ) \u003d Na 2 BeO 2 + 2H 2 O.

бериллат Na

Хидроксидите на елементи от вторични подгрупи, съответстващи на най-високите степени на окисление, най-често имат киселинни свойства: например Mn 2 O 7 - HMnO 4; CrO 3 - H 2 CrO 4. За по-ниските оксиди и хидроксиди е характерно преобладаването на основните свойства: CrO - Cr (OH) 2; MnO - Mn (OH) 2; FeO - Fe (OH) 2. Междинните съединения, съответстващи на степени на окисление +3 и +4, често проявяват амфотерни свойства: Cr 2 O 3 - Cr (OH) 3; Fe 2 O 3 - Fe (OH) 3. Ние илюстрираме този модел на примера на хромни съединения (Таблица 9).

Таблица 9 - Зависимост на естеството на оксидите и съответните им хидроксиди от степента на окисление на елемента

Взаимодействието с киселини води до образуването на сол, в която елементът хром е под формата на катион:

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

Cr(III) сулфат

Реакцията с основи води до образуване на сол, в койтоелементът хром е част от аниона:

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

хексахидроксохромат(III) Na

Цинковият оксид и хидроксидът ZnO, Zn(OH) 2 са типично амфотерни съединения, Zn(OH) 2 лесно се разтваря в киселинни и алкални разтвори.

Взаимодействието с киселини води до образуването на сол, в която елементът цинк е под формата на катион:

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

Взаимодействието с основите води до образуването на сол, в която цинковият елемент е в аниона. При взаимодействие с алкали в разтвориобразуват се тетрахидроксоцинкати, при сливане- цинкати:

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

Или при сливане:

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

Цинковият хидроксид се получава подобно на алуминиевия хидроксид.

Амфотерност (двойственост на свойствата) на хидроксиди и оксидимного елементи се проявява в образуването на два вида соли. Например за хидроксид и алуминиев оксид:

а) 2Al(OH)3 + 3SO3 = Al2(SO4)3 + 3H2O

Al2О3 + 3H2SO4 = Al2(SO4)3 + 3H2O

б) 2Al(OH)3 + Na2O = 2NaAlO2 + 3H2O (в стопилка)

Al2O3 + 2NaOH(t) = 2NaAlO2 + H2O (в стопилка)

В реакции (а) Al(OH)3 и Al2O3 проявяват свойствата на основни хидроксиди и оксиди, т.е. те реагират като основи с киселини и киселинни оксиди, образувайки сол, в която алуминият е Al3+ катион.

Напротив, в реакции (b) Al(OH)3 и Al2O3 действат като киселинни хидроксиди и оксиди, образувайки сол, в която алуминиевият атом AlIII е част от аниона (киселинния остатък) AlO2−.

Самият елемент алуминий проявява свойствата на метал и неметал в тези съединения. Следователно алуминият е амфотерен елемент.

Подобни свойства имат и елементите от А-групите - Be, Ga, Ge, Sn, Pb, Sb, Bi и др., както и повечето елементи от В-групите - Cr, Mn, Fe, Zn, Cd и др.

Например амфотерността на цинка се доказва от следните реакции:

а) Zn(OH)2 + N2O5 = Zn(NO3)2 + H2O

ZnO + 2HNO3 = Zn(NO3)2 + H2O

б) Zn(OH)2 + Na2O = Na2ZnO2 + H2O

ZnO + 2NaOH(t) = Na2ZnO2 + H2O

Ако амфотерният елемент има няколко степени на окисление в съединенията, тогава амфотерните свойства са най-изразени за междинно състояние на окисление.

Например, хромът има три известни степени на окисление: +II, +III и +VI. В случая на CrIII киселинните и основните свойства са изразени приблизително еднакво, докато в CrII се наблюдава преобладаване на основните свойства, а в CrVI - киселинни свойства:

CrII → CrO, Cr(OH)2 → CrSO4

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

CrVI → CrO3, H2CrO4 → K2CrO4

Много често амфотерни хидроксиди на елементи в степен на окисление +III съществуват и в метаформа, например:

AlO(OH) - алуминиев метахидроксид

FeO(OH) - железен метахидроксид (ортоформата "Fe(OH)3" не съществува).

Амфотерните хидроксиди са практически неразтворими във вода, най-удобният начин за получаването им е да се утаят от воден разтвор с помощта на слаба основа - амонячен хидрат:

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

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

Ако се използва излишък от алкали в обменна реакция от този тип, алуминиевият хидроксид няма да се утаи, тъй като алуминият, поради своята амфотерност, преминава в анион:

Al(OH)3(t) + OH− = −

Примери молекулярни уравненияреакции от този тип:

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

ZnSO4 + 4NaOH (излишък) = Na2 + Na2SO4

Получените соли са сред комплексните съединения (комплексни соли): те включват комплексни аниони − и 2−. Имената на тези соли са както следва:

Na - натриев тетрахидроксоалуминат

Na2 - натриев тетрахидроксоцинкат

Продуктите от взаимодействието на алуминиеви или цинкови оксиди с твърди основи се наричат ​​по различен начин:

NaAlO2 - натриев диоксоалуминат (III)

Na2ZnO2 - натриев диоксоцинкат(II)

Подкисляването на разтвори на сложни соли от този тип води до разрушаване на сложни аниони:

− → Al(OH)3 → Al3+

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

За много амфотерни елементи точните формули на хидроксидите не са известни, тъй като хидратираните оксиди се утаяват вместо хидроксиди от воден разтвор, например MnO2 · nH2O, Sb2O5 · nH2O.

Амфотерните елементи в тяхната свободна форма взаимодействат както с типични киселини, така и с основи:

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

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

И в двете реакции се образуват соли, като разглежданият елемент в единия случай е част от катиона, а във втория случай е част от аниона.

алуминиеви халогенидипри нормални условия - безцветни кристали

вещества. В серията алуминиеви халогениди AlF3 се различава значително по свойства

от своите колеги. Той е огнеупорен, слабо разтворим във вода, химически

неактивен. Основният метод за получаване на AlF3 се основава на действието на безводен HF

върху Al2O3 или Al:

Al2O3 + 6HF = 2AlF3 + 3H2O

Алуминиевите съединения с хлор, бром и йод са много топими

реактивен и силно разтворим не само във вода, но и в мн

органични разтворители. Взаимодействие алуминиеви халогениди с вода

придружен от значително отделяне на топлина. Всички те във воден разтвор

силно хидролизиран, но за разлика от типичните киселинни халиди

неметалите, тяхната хидролиза е непълна и обратима. Вече е забележимо променлив

при нормални условия AlCl3, AlBr3 и AlI3 пушат във влажен въздух

(поради хидролиза). Те могат да бъдат получени чрез директно взаимодействие

прости вещества.

Комплексни халогениди(халогенометали) съдържат сложни аниони, в които халогенните атоми са лиганди, например. калиев хексахлороплатинат (IV) K2, натриев хептафлуоротанталат (V) Na, литиев хексафлуороарсенат (V) Li. макс. топлинна Флуоро-, оксофлуоро- и хлорометалатите са стабилни. По естеството на връзките йонните съединения са близки до сложните халогениди. с катиони NF4+, N2F3+, C1F2+, XeF+ и др.

Много халогениди се характеризират с асоцииране и полимеризация в течна и газова фаза с образуване на мостови връзки. макс. халогенидите на метали от групи I и II, A1C13, пентафлуориди на Sb и преходни метали, оксофлуориди със състав MOF4 са склонни към това. Известни са напр. метал-метални халогениди. Hg2Cl2.

Флуоридите са значително различни в St. you от другите халогениди. Въпреки това, в простите халогениди тези разлики са по-слабо изразени, отколкото в самите халогени, а в сложните халогениди те са по-слаби, отколкото в простите.

Много ковалентни халогениди (особено флуориди) са например силни киселини на Люис. AsF5, SbF5, BF3, A1C13. Флуоридите са част от суперкиселините. Висшите халогениди се редуцират от метали и H2, например:

Металните халогениди от групи V-VIII, с изключение на Cr и Mn, се редуцират от H2 до метали, например: WF6 + 3H2 -> W + 6HF

Много ковалентни и йонни метални халогениди взаимодействат помежду си, за да образуват сложни халогениди, например: KC1 + TaC15 -> K[TaC16]

По-леките халогени могат да изместят по-тежките от халогенидите. Кислородът може да окисли халидите с освобождаване на C12, Br2 и I2. Една от характерните области на ковалентните халогениди-взаимна. с вода (хидролиза) или нейните пари по време на нагряване. (пирохидролиза), водеща до образуване на оксиди, окси- или

оксохалиди, хидроксиди и водородни халиди. Изключение правят CF4, CC14 и SF6, които са устойчиви на водни пари при високи температури.

Халогенидите се получават директно от елементите, взаимодействие. водородни халогениди или водороден халогенид към-т с елементи, оксиди, хидроксиди или соли, както и обменни р-ции.

Халогенидите се използват широко в технологиите като изходни материали за производството на халогени, алкални и алкалоземни. метали, като компоненти на стъкла и др. неорг. материали; те са по средата. продукти в производството на редки и някои цветни метали, U, Si, Ge и др.

В природата халогенидите образуват отделни класове минерали, в които са представени флуориди (например минералите флуорит, криолит) и хлориди (силвин, карналит).Бромът и йодът са част от някои минерали под формата на изоморфни примеси. Значителни количества халогениди се съдържат във водите на моретата и океаните, в солта и подземните разсоли. Някои халогениди, напр. NaCl, K.C1, CaC12 са част от живите организми.

Криолит(от др. гръцки κρύος - скреж + λίθος - камък) - рядък минерал от класа на естествените флуориди, натриев хексафлуороалуминат Na3. Кристализира в моноклинна сингония; кубоидните кристали и двойните пластини са редки. Обикновено образува безцветни, бели или сиви кристални агрегати със стъклен блясък, често съдържащи кварц, сидерит, пирит, галенит, халкопирит, колумбит и каситерит. Възможно е оцветяване чрез примеси на органични вещества.

Текущо разработени методи получаване на изкуствен криолит. Изкуствено получен чрез взаимодействие на алуминиев флуорид с натриев флуорид, както и действието на флуороводородна киселина върху алуминиев хидроксид в присъствието на сода. Използва се в процеса на електролитно производство на алуминий, в производството на флуороводородна киселина, стъкло и емайли.

стипцаСтипцата е групово име за двойни соли със състав ME(SO4)2. 12H2O, където M е калий K, рубидий Rb, цезий Cs, амониев NH4 и E е алуминий Al, хром Cr, желязо Fe и други елементи в степен на окисление (+ III), даващи три заредени катиони по време на дисоциацията на соли .

Стипцата е силно разтворима във вода, техните водни разтвори имат стипчив кисел вкус и кисела реакция поради хидролиза, например:

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

При нагряване стипцата първо се топи във водата, която съдържа, а след това тази вода се губи, образувайки безводни соли. По-нататъшното нагряване превръща стипцата в смес от метални оксиди. Алуминиево-калиевата стипца може да се получи чрез модифициране на производствения процес на пречистен алуминиев сулфат. Първо, каолинът се вари със сярна киселина. След завършване на неутрализацията на сярната киселина в реактора се добавя натриев сулфат, за да се получи натриева стипца. Последните, поради високата си разтворимост, са в разтвор. След като разтворът се разреди до плътност от 1,33 g/cm3, той се отделя от утайката от силициев диоксид, охлажда се и се смесва с наситен разтвор на калиев хлорид. В същото време се утаява алуминиево-калиев стипца, слабо разтворим при ниски температури. В матерната луга след отделяне на кристалите от алуминиево-калиева стипца остават разтворими примеси - железни съединения и натриев хлорид 89.

По време на хидролизатахидратираните алуминиеви йони губят протони, образувайки последователни хидро-оксо комплекси. Когато последният неутрален комплекс загуби вода, се образува неразтворимият хидроксид A1(OH)3.

Комплексни йони[A1(H20)5OH]2+ и [A1(H20)4(OH)2]+ остават в разтвор, докато A1(OH)3 хидроксидът се утаява веднага след образуването му. Утаяването настъпва при стойности на pH> 3. Напълно до образуването на алуминиев хидроксид хидролиза протича при условие на неутрализиране на образуваните протони, например с алкали.

Дълбока хидролизаСолите на алуминиевия сулфат се използват широко за почистване на питейни и Отпадъчни води. Хидроний, освободен по време на хидролиза, реагира с бикарбонати H30 + + HC03 = CO2 + 2H20, обикновено съдържащи се във вода. В такъв случай крайни продуктихидролиза са колоиден алуминиев хидроксид и въглероден диоксид.

Когато золът на алуминиевия хидроксид се коагулира, се получава обемна желатинова утайка, която улавя суспендирани частици и бактерии и ги завлича на дъното на шахтата. Разходът на алуминиев сулфат, необходим за пречистване на водата, зависи от състава и количеството на замърсителите във водата. Дозите алуминиев сулфат за пречистване на природни води и за последващо третиране на отпадъчни води варират от 3-15 mg/l според A1203, а за физико-химично третиране на градски отпадъчни води достигат 30-50 mg/l според A1203. Консумацията на алуминиев сулфат трябва да осигури образуването на достатъчно голяма масалюспи, което е необходимо за отстраняване на замърсителите от водата. Стойността на рН на разтвора трябва да се намали до 6,5-7,6, което съответства на минималната водоразтворимост на алуминиевия хидроксид. При по-висока или по-ниска стойност на pH част от алуминия остава във водата в разтворено състояние. Във води с ниска алкалност, когато съдържанието на бикарбонати е недостатъчно за неутрализиране на освободената киселина, процесът на хидролиза не достига своя край поради силно намаляване на pH. За да се увеличи алкалността, да се завърши процеса на хидролиза и да се намали съдържанието на разтворен алуминий във вода, вар и сода се добавят към водата едновременно с коагуланта.

Ако протоните, натрупани по време на хидролизата, не се неутрализират, тогава процесът на хидролиза се забавя, което води до началото на хидролитично равновесие, което може да се характеризира със степента и константата на хидролизата. Хидролиза разтвори на алуминиев сулфат, което е реакцията на заместване на сулфатни йони в Al2 (804) 3 с ОН йони, образувани поради дисоциацията на вода, могат да бъдат представени в общ изгледуравнение

2А13+ + (3 - -|-) EOG + aOH" + ad^ACONTSBOŽH --^EOG + ад,

където a е степента и основността на заместването.

Това уравнение показва, че концентрацията на OH- йони в разтвора, т.е. степента на дисоциация на водата, има решаващо влияние върху изместването надясно. Както е известно, за соли с слаба основаи силна киселинастепента на хидролиза k е свързана с константата на хидролиза A-, концентрация на сол (s, mol "l), йонен продуктвода kyu и константата на дисоциация на основата kb, както следва:

/r \u003d UkTss \u003d UkiLs.

Ако A- се променя малко с температурата, тогава ksh се увеличава значително, което причинява значително повишаване на степента на хидролиза с повишаване на температурата.

Н. И. Еремин, въз основа на получените експериментални данни, извежда уравнения за зависимостта на степента на хидролиза на разтвора от температурата и концентрацията

за алуминиев сулфат:

1e k \u003d - 2.23 + 0.05s + 0.0036t7 + 18 UTS, за амониева стипца:

18 L \u003d -1,19 + 0,29c + 0,0016G + 18ygSh за калиева стипца:

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

за натриева стипца:

18k \u003d - 1.18 + 0.29s + 0.0016t7 + \ e UPs.

Както може да се види от тези уравнения, ефектът на концентрацията върху степента на хидролиза за стипца е по-значим, отколкото за алуминиев сулфат.

Бор. Получаване на бор. Химични свойства. Диагонално сходство между бор и силиций. Борни хидриди. Диборан. Характеристики на химичната връзка в молекулата на диборан. Борни халогениди. Кислородни съединения на бор. Борен оксид и борни киселини. Бура. Получаване на борна киселина. Боросиликатни стъкла. Борен етилов етер.

Бор- елемент от тринадесетата група (според остарялата класификация - основната подгрупа на третата група), вторият период на периодичната система химически елементис атомен номер 5. Означава се със символа B (лат. Borum). В свободно състояние борът е безцветен, сив или червен кристален или тъмен аморфно вещество. Известни са повече от 10 алотропни модификации на бор, чието образуване и взаимни преходи се определят от температурата, при която е получен борът

Касова бележка.Най-чистият бор се получава чрез пиролиза на борохидриди. Такъв бор се използва за производството на полупроводникови материали и фини химични синтези.

Метод на металотермия (по-често редукция с магнезий или натрий):

Термично разлаганепари на борен бромид върху гореща (1000-1200 ° C) волфрамова тел в присъствието на водород (метод на Ван Аркел):

Физически свойства. Изключително твърдо вещество (на второ място след диамант, борен нитрид (боразон), борен карбид, сплав бор-въглерод-силиций, скандий-титанов карбид). Има крехкост и полупроводникови свойства (широка междина

полупроводник). Борът има най-високата якост на опън от 5,7 GPa

В природата борът се среща под формата на два изотопа 10B (20%) и 11B (80%)[.

10V има много високо напречно сечение на абсорбция на термични неутрони, така че 10V в борна киселина се използва в ядрени реактори за контрол на реактивността.

Химични свойства. Борните йони оцветяват пламъка в зелено.

По много физични и химични свойства неметалният бор прилича на силиций.

Химически борът е доста инертен и взаимодейства само с флуор при стайна температура:

При нагряване борът реагира с други халогени, за да образува трихалогениди, с азота образува борен нитрид BN, с фосфора образува фосфид BP, с въглерода образува карбиди с различен състав (B4C, B12C3, B13C2). При нагряване в кислородна атмосфера или във въздух борът изгаря с голямо отделяне на топлина, образува се оксид B2O3:

Борът не взаимодейства директно с водорода, въпреки че са известни доста. голямо числоборохидриди (борани) с различен състав, получени чрез обработка на алкални или алкалоземни металикиселина:

При силно нагряване се проявява бор възстановителни свойства. Той е в състояние например да възстанови силиций или фосфор от техните оксиди:

Този имотбор може да се обясни с много високата якост на химичните връзки в борния оксид B2O3.

При липса на окислители борът е устойчив на действието на алкални разтвори. Борът се разтваря в гореща азотна киселина, сярна киселина и царска вода, за да образува борна киселина.

Борният оксид е типичен киселинен оксид. Той реагира с вода, за да образува борна киселина:

Когато борната киселина взаимодейства с алкали, се образуват соли не на самата борна киселина - борати (съдържащи анион BO33−), а тетраборати, например:

Бор- полупроводник, диагонално сходство със силиций:

1) И двете са огнеупорни, твърди, полупроводници. B - сиво-черно, Si- сиво.

I1(B)=8.298 eV; I1(Si)=8.151 eV. И двете не са склонни към образуване на катиони.

2) И двете са химически инертни (въпреки че борът все още се разтваря в горещи окислителни киселини. И двете се разтварят в основи.

2B + KOH + 2H2O ® 2KBO2 + 3H2

Si + 2KOH + H2O®K2SiO3+ 2H2

3) При високи температури те реагират с метали, образувайки бориди и силициди - Ca3B2; Mg2Si - огнеупорни, електропроводими съединения.

Кислородни съединения на бор. B2O3 - киселинен оксид (SiO2 също) - и двата полимерни, стъклени, само B2O3 образува плоски мрежи, а SiO2 - триизмерни структури. Разликата между тях е, че борният оксид лесно се хидратира, докато пясъкът (SiO2), както е известно, не.

H3BO3- ортоборна киселина.

H3BO3«HBO2+H2O метаборна киселина (100оС)

4HBO2 "H2B4O7 + H2Oтетраборна киселина (140 ° C) - слаба, и двете Kd

H2B4O7 "2B2O3 + H2O са практически еднакви - не киселинни соли

Ортоборната киселина е слаба, понякога се записва нейната дисоциация

B(OH)3 + H2O « B(OH)4 + H+

Образува естери с алкохоли: H3BO3+3CH3OH®B(OCH3)3+3H2O

Имоти.Борът е известен в аморфна (кафява) и кристална (черна) форма, т.т. 2300°С, т.к. 3700°С, р = 2.34 g/cm3. Кристалната решетка на бора е много силна, което се проявява в неговата висока твърдост, ниска ентропия и висока точка на топене. Борен полупроводник. Неметалността на бора съответства на позицията му в периодичната система - между берилия и въглерода и диагонално до силиция. Следователно борът показва прилики не само с алуминия, но и със силиция. От позицията му също следва, че борните съединения с азота трябва да бъдат електронна структураи свойства, подобни на въглерода.

2BH3(g) - B2H6(g);

делта G= - 126 kJ

3NaBH4+4BF3 ->2В2Н6 + 3NaBF4

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

ДиборанВ2Н6 - енергичен редуциращ агент, самозапалва се във въздуха

B2H6 + 3O2 => B2O3 + ZH2O

Взаимодейства с вода с отделяне на водород;

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

В етерна среда B2H6 реагира с литиев хидрид, образувайки борохидрид

B2H6+2LiH => 2LiBH4

По-често от Li те използват Na, получен чрез реакцията -

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

B2O3 + ZS => 2B + ZSO

2B2O3+P4O10 => 4BPO4

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

Неутрализация на H3BO3 не се образува ортоборати , съдържащи йона (BO3) 3-, и се получават тетраборати, метаборати или соли на други полиборни киселини:

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

Борен оксид B2O3 - анхидрид на борна киселина, безцветно, доста огнеупорно стъклено или кристално вещество с горчив вкус, диелектрик.

Стъкленият борен оксид има слоеста структура (разстоянието между слоевете е 0,185 nm), в слоевете атомите на бора са разположени вътре в равностранни триъгълници BO3 (d B-O = 0,145 nm). Тази модификация се топи в температурния диапазон 325-450 °C и има висока твърдост. Получава се чрез нагряване на бор на въздух при 700 °C или чрез дехидратиране на ортоборна киселина. Кристалният B2O3, който се получава чрез внимателно елиминиране на водата от метаборната киселина HBO2, съществува в две модификации - с хексагонална кристална решетка, при 400 °C и 2200 MPa става моноклинен.

В индустрията бораксът се получава от естествени борати чрез сливане със сода . Когато естествените борни минерали се третират със сярна киселина, борна киселина . От борна киселина H3BO3 се получава оксид B2O3 чрез калциниране и след това той или бораксът се редуцира активни метали(магнезий или натрий) до свободен бор:

B2O3 + 3Mg = 3MgO + 2B,

2Na2B4O7 + 3Na = B + 7NaBO2.

В този случай под формата на сив прах, аморфен бор. Кристалният бор с висока чистота може да се получи чрез прекристализация, но в промишлеността по-често се получава чрез електролиза на разтопени флуороборати или термично разлагане на пари на борен бромид BBr3 върху танталова тел, нагрята до 1000-1500 ° C в присъствието на водород:

2BBr3 + 3H2 = 2B + 6HBr

Също така е възможно да се използва крекинг с бор:

B4H10 = 4B + 5H2.

Борна киселина(ортоборна киселина) е слаба киселина с химична формула H3BO3. Безцветно кристално вещество под формата на люспи, без мирис, има слоеста триклинна решетка, в която киселинните молекули са свързани чрез водородни връзки в плоски слоеве, слоевете са свързани помежду си чрез междумолекулни връзки (d = 0,318 nm).

Метаборна киселина(HBO2) също е безцветен кристал. Съществува в три модификации - най-стабилната γ-HBO2 с кубична решетка, β-HBO2 с моноклинна решетка и α-HBO2 с ромбична решетка.

При нагряване ортоборна киселина губи вода и първо преминава в метаборна киселина, след това в тетраборна H2B4O7. При допълнително нагряване той се дехидратира до борен анхидрид.

Борната киселина проявява много слаби киселинни свойства.. Той е относително слабо разтворим във вода. Неговите киселинни свойства се дължат не на елиминирането на H + протона, а на добавянето на хидроксилен анион:

Ka = 5,8 · 10−10 mol/L; рКа = 9,24.

Той лесно се измества от разтворите на неговите соли от повечето други киселини. Неговите соли, наречени борати, обикновено се произвеждат от различни полиборни киселини, най-често тетраборна H2B4O7, която е много по-силна киселина от ортоборната. B(OH)3 показва много слаби признаци на амфотерност, образувайки нискостабилен борен хидросулфат B(HSO4)3.

Когато ортоборната киселина се неутрализира с алкали във водни разтвори, не се образуват ортоборати, съдържащи (BO3)3– йон, тъй като ортоборатите се хидролизират почти напълно, поради твърде ниската константа на образуване [B(OH)4]–. Тетраборати, метаборати или соли на други полиборни киселини се образуват в разтвор:

При излишък от алкали те могат да се превърнат в метаборати:

Мета- и тетраборатите се хидролизират, но в по-малка степен (обратни реакции на дадените).

В подкислени водни разтвори на борати се установяват следните равновесия:

Най-разпространената сол на борната киселина е натриев тетраборат декахидрат Na2B4O7 10H2O (техническо наименование - боракс).

При нагряване борната киселина разтваря металните оксиди, образувайки соли.

С алкохоли в присъствието на концентрирана сярна киселина образува естери:

Образуване на борен метилов етер B(OCH3)3е качествена реакция към H3BO3 и соли на борни киселини; при запалване метилборният етер гори с красив яркозелен пламък.

Боросиликатно стъкло- стъкло с обичаен състав, в което алкалните компоненти в суровината са заменени с борен оксид (B2O3). Така се постига повишена химическа устойчивост и нисък коефициент на топлинно разширение - до 3,3 10−6 при 20 °C за най-добрите проби. За боросиликатното стъкло е много малко, само за кварцовото стъкло е по-малко (почти 10 пъти). Това предпазва стъклото от напукване при резки промени в температурата. Това се дължи на използването му като огън и в други случаи, когато се изисква термична стабилност.

ИзползванеВ ежедневието, за производство на съдове за открит огън, чайници. Използва се като материал за лабораторна стъклария, както и за химическата промишленост и други индустрии, например като топлообменен материал за топлоелектрически централи. Използва се и за направата на евтини слайдове за китара. Също така, боросиликатното стъкло може да се използва за направата на пипети за ICSI, бластомерна биопсия, която се извършва за предимплантационна генетична диагностика с използване на биопсични клетки като генетичен материал. Има 3 варианта на пипета с вътрешен диаметър от 4 µm до 7,5 µm. Пипетата е с дължина от 60 до 75 mm и ъгъл на скосяване 30°. Пипетите са предназначени за еднократна употреба.

основни характеристикиелементи от IVA подгрупа. Структурата на атомите. Степени на окисление. Разпространение и форми на намиране в природата. Алотропни модификации на въглерода. Физични и химични свойства. Разновидности на черен графит: кокс, въглен, сажди.

Обща характеристика на елементите от IVA групаЕлементите на основната подгрупа на група IV включват C, Si, Ge, Sn, Pv. Електронната формула на външното валентно ниво е nS2np2, тоест те имат 4 валентни електрона и това са p елементи, следователно те са в основната подгрупа на IV група. ││││ │↓│ np nS В основното състояние на атом два електрона са сдвоени и два са несдвоени. Най-външната електронна обвивка на въглерода има 2 електрона, силицийът има 8, а Ge, Sn, Pv имат по 18 електрона. Следователно Ge, Sn, Pv са обединени в германиевата подгрупа (това са пълни електронни аналози). В тази подгрупа p-елементи, както и в други подгрупи p-елементи, свойствата на атомите на елементите се променят периодично.

По този начин, отгоре надолу в подгрупата, радиусът на атома се увеличава, така че йонизационната енергия намалява, така че способността да се даряват електрони се увеличава и тенденцията за завършване на външната електронна обвивка до октет рязко намалява, така че от С до Pb, редуциращите свойства и металните свойства се увеличават, а неметалните свойства намаляват. Въглеродът и силицийът са типични неметали, Ge вече има метални свойства и изглежда като метал на външен вид, въпреки че е полупроводник. При калая вече преобладават металните свойства, а оловото е типичен метал. Притежавайки 4 валентни електрона, атомите в техните съединения могат да проявяват степен на окисление от минималната (-4) до максималната (+4) и се характеризират с дори S.O.: -4, 0, +2, +4; ТАКА. = -4 е типично за C и Si с метали. Естеството на връзката с други елементи. Само въглеродни форми ковалентни връзки, силицийът също за предпочитане образува ковалентни връзки. За калай и олово, особено в S.O. = +2, йонният характер на връзката е по-характерен (например Рв(NO3)2). Ковалентността се определя от валентната структура на атома. Въглеродният атом има 4 валентни орбитали и максималната ковалентност е 4. За други елементи ковалентността може да бъде по-голяма от четири, тъй като има валентно d-подниво (например H2). Хибридизация. Видът на хибридизацията се определя от вида и броя на валентните орбитали. Въглеродът има само S- и p-валентни орбитали, така че може да има Sp (карбин, CO2, CS2), Sp2 (графит, бензен, COCl2), Sp3 хибридизация (CH4, диамант, CCl4). За силиций най-характерната Sp3 хибридизация е (SiO2, SiCl4), но има валентно d-подниво, така че има и Sp3d2 хибридизация, например H2. Група IV на PSE е средата на таблицата на Д. И. Менделеев. Тук ясно се вижда рязка промяна в свойствата от неметали към метали. Отделно ще разгледаме въглерода, след това силиция, след това елементите от германиевата подгрупа.

атом(от гръцки atomos - неделим) - едноядрена, неделима частица от химичен елемент, носител на свойствата на дадено вещество. Веществата са изградени от атоми. Самият атом се състои от положително заредено ядро ​​и отрицателно зареден електронен облак. Като цяло атомът е електрически неутрален. Размерът на атома се определя изцяло от размера на неговия електронен облак, тъй като размерът на ядрото е незначителен в сравнение с размера на електронния облак. Ядрото се състои от Z положително заредени протони (зарядът на протона съответства на +1 в конвенционални единици) и N неутрони, които не носят заряд (протоните и неутроните се наричат ​​нуклони). Така зарядът на ядрото се определя само от броя на протоните и е равен на поредния номер на елемента в периодичната таблица. Положителният заряд на ядрото се компенсира от отрицателно заредени електрони (заряд на електрона -1 в произволни единици), които образуват електронен облак. Броят на електроните е равен на броя на протоните. Масите на протоните и неутроните са равни (съответно 1 и 1 amu). Масата на атома се определя от масата на неговото ядро, тъй като масата на електрона е приблизително 1850 пъти по-малка от масата на протона и неутрона и рядко се взема предвид при изчисленията. Броят на неутроните може да се намери чрез разликата между масата на атома и броя на протоните (N=A-Z). Типът атоми на всеки химичен елемент с ядро, състоящо се от строго определен брой протони (Z) и неутрони (N), се нарича нуклид.

Тъй като почти цялата маса е концентрирана в ядрото на атома, но неговите размери са незначителни в сравнение с общия обем на атома, ядрото условно се приема материална точкапочива в центъра на атома, а самият атом се разглежда като система от електрони. При химическа реакция ядрото на атома не се засяга (с изключение на ядрените реакции), както и вътрешните електронни нива, а участват само електроните от външната електронна обвивка. Поради тази причина е необходимо да се познават свойствата на електрона и правилата за образуването му електронни обвивкиатоми.

Степен на окисление(окислително число, формален заряд) - спомагателна условна стойност за записване на процесите на окисление, редукция и редокс реакции. Той показва степента на окисление на отделен атом от молекула и е само удобен метод за отчитане на преноса на електрони: това не е истинският заряд на атом в молекула (виж #Конвенция).

Идеите за степента на окисление на елементите са в основата и се използват при класификацията на химикалите, описанието на техните свойства, изготвянето на формули за съединения и техните международни имена (номенклатура). Но особено широко се използва при изследване на окислително-редукционните реакции.

Концепцията за степен на окисление често се използва в неорганична химиявместо концепцията за валентност.

Степента на окисление на атома е равна на числената стойност електрически зарядприсвоен на атом при предположението, че свързващите електронни двойки са напълно предубедени към по-електроотрицателни атоми (т.е. въз основа на предположението, че съединението се състои само от йони).

Степента на окисление съответства на броя на електроните, които трябва да бъдат добавени към положителен йон, за да го редуцират до неутрален атом, или взети от отрицателен йон, за да го окислят до неутрален атом:

Al3+ + 3e− → Al

S2− → S + 2e− (S2− − 2e− → S)

въглерод- вещество с най-много [източник не е посочен 1528 дни] Голям бройалотропни модификации (вече са открити повече от 8).

Алотропни модификации на въглеродатехните свойства са най-радикално различни едно от друго, от меки до твърди, непрозрачни до прозрачни, абразивни до смазващи, евтини до скъпи. Тези алотропи включват аморфни алотропи на въглерод (въглища, сажди), нанопяна, кристални алотропи - нанотръба, диамант, фулерени, графит, лонсдейлит и церафит.

Класификация на алотропите на въглерода според естеството на химичната връзка между атомите:

Диамант (куб)

Lonsdaleite (шестоъгълен диамант)

Фулерени (C20+)

Нанотръби

Нановлакна

Астралени

стъклен въглерод

Колосални нанотръби

Смесени форми sp3/sp2:

аморфен въглерод

Въглеродни нанобъбреци

Въглеродна нанопяна

Други форми: C1 - C2 - C3 - C8

въглерод(химичен символ - C, лат. Carboneum) - химичен елемент от четиринадесетата група (според остарялата класификация - основната подгрупа на четвъртата

група), 2-ри период на периодичната система на химичните елементи. сериен номер 6, атомна маса - 12,0107.

Физически свойства.

Въглеродът съществува в много алотропни модификации с много разнообразни физични свойства. Разнообразието от модификации се дължи на способността на въглерода да се образува химически връзкиразличен тип.

Има хидроксиди, които реагират както с киселини, така и с основи, в зависимост от условията. Тези съединения, проявяващи двойна природа, се наричат ​​амфотерни хидроксиди. Те се образуват от метален катион и хидроксиден йон, както всички основи. Само тези хидроксиди, които съдържат в състава си следните метали, имат способността да действат като киселини и основи: Be, Zn, Al, Pb, Sn, Ga, Cd, Fe, Cr(ІІІ) и др. Както се вижда от Периодична система DI. Менделеев, хидроксидите с двойна природа образуват метали, които са най-близки до неметалите. Смята се, че такива елементи са преходни форми и разделението на метали и неметали е доста произволно.

Амфотерните хидроксиди са твърди, прахообразни, фино кристални вещества, които най-често са бели на цвят, не се разтварят във вода и слабо провеждат ток (слаби електролити). Въпреки това, някои от тези основи могат да се разтворят в киселини и основи. Дисоциацията на "двойни съединения" във водни разтвори се извършва според вида на киселините и основите. Това се дължи на факта, че силата на задържане между металните и кислородните атоми (Me-O) и между кислородните и водородните атоми (O-H) е практически еднаква, т.е. Me - O - N. Следователно тези връзки ще се разкъсат едновременно и тези вещества ще се дисоциират на H + катиони и OH- аниони.

Амфотерният хидроксид - Be (OH) 2 ще помогне да се потвърди двойствената природа на тези съединения. Помислете за взаимодействието на берилиев хидроксид с киселина и основа.

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

2. Be (OH) 2 + 2KOH - K 2 - калиев тетрахидроксобериллат.

В първия случай протича реакция на неутрализация, резултатът от която е образуването на сол и вода. Във втория случай реакционният продукт ще бъде.Реакцията на неутрализация е типична за всички хидроксиди без изключение, но взаимодействието със собствения си вид е типично само за амфотерните. Такива двойни свойства ще проявяват и други амфотерни съединения - оксиди и самите метали, с които те се образуват.

Други химични свойства на такива хидроксиди ще бъдат характерни за всички основи:

1. Термично разлагане, реакционни продукти - съответният оксид и вода: Be (OH) 2 -BeO + H 2 O.

Също така трябва да запомните, че има вещества, с които амфотерните хидроксиди не взаимодействат, т.е. не работи, това е:

1. неметали;
2. метали;
3. неразтворими основи;
4. амфотерни хидроксиди.
5. средни соли.

Тези съединения се получават чрез алкално утаяване на съответните солеви разтвори:

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

Солите на някои елементи в хода на тази реакция образуват хидрат, чиито свойства почти напълно съответстват на тези на хидроксидите с двойна природа. Същите основи с двойни свойства са част от минералите, под формата на които се срещат в природата (боксит, гьотит и др.).

По този начин амфотерните хидроксиди са тези, които в зависимост от естеството на веществото, което реагира с тях, могат да действат като основи или като киселини. Най-често те съответстват на амфотерни оксиди, съдържащи съответния метал (ZnO-Zn (OH) 2; BeO - Be (OH) 2) и др.).

амфотерни наречени такива хидроксиди, които в зависимост от условията проявяват свойствата или на основи, или на киселини.

Амфотерните хидроксиди включват:

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

и някои други.

Амфотерните хидроксиди реагират:

а) с киселини

Например:

A1 (OH) 3 + ZNS1 \u003d A1C1 3 + ZN 2 O,

Zn (OH) 2 + H 2 SO 4 \u003d ZnSO 4 + 2H 2 O;

б) с киселинни оксиди,

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

При тези реакции амфотерните хидроксиди проявяват свойствата на основи .

в) с основание,

когато твърдите вещества се стопят, се образуват соли.

Например:

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

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

При тези реакции амфотерните хидроксиди проявяват свойствата на киселини.

При реакции с водни разтвори на алкали се образуват съответните комплексни съединения.

Например:

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

натриев тетрахидроксоалуминат

Zn (OH) 2 + 2KOH разтвор \u003d K 2

калиев тетрахидроксоцинкат

G) с основни оксиди:

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

При тази реакция амфотерният хидроксид проявява киселинни свойства. Реакцията протича чрез сливане на реагентите.

Методи за получаване на бази

1. Общ метод за приготвяне на основи е реакцията на обмен на разтворсол с алкален разтвор. При взаимодействие се образуват нова основа и нова сол.

Например:

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

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

По този метод могат да се получат както неразтворими, така и разтворими основи.

2. Алкалите могат да бъдат получени чрез взаимодействие на алкални и алкалоземни метали с вода..

Например:

2Na + 2H 2 O \u003d 2NaOH + H 2,

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

3. Алкали могат да се получат и чрез взаимодействие на оксиди на алкални и алкалоземни метали с вода.

Например:

Na 2 O + H 2 O \u003d 2NaOH,

CaO + H 2 O \u003d Ca (OH) 2.

4.В техниката на алкали се получаваелектролиза на солеви разтвори(например хлориди).

Например:

2NaС1 + 2Н 2 О
2NaOH + H 2 + C1 2.

Области на приложение на основите

Натриеви и калиеви хидроксиди (NaOH и KOH) се използват за пречистване на петролни продукти, за производството на сапун, коприна, хартия, използват се в текстилната и кожарската промишленост и др. Алкалите са част от разтвори за химическо обезмасляване на повърхности на черни и някои цветни метали преди нанасяне на защитни и декоративни покрития.

Калиеви, калциеви, бариеви хидроксиди се използват в нефтената промишленост за приготвяне на инхибирани сондажни течности, които правят възможно пробиването на нестабилни скали. Инжектирането на алкални разтвори в резервоара допринася за увеличаване на добива на нефт в продуктивните резервоари.

Хидроксиди на желязо (III), калций и натрий се използват като реагенти за пречистване на газ от сероводород.

Хидратирана вар Ca(OH) 2 се използва като инхибитор на металната корозия под действието на морска вода, както и като реагент за премахване на твърдостта на водата и пречистване на мазут, използван при приготвянето на смазочни масла.

Алуминиеви и железни (III) хидроксиди се използват като флокуланти за пречистване на вода, както и за приготвяне на сондажни течности.