Razina studija: III (X razred).

Orijentacija znakova: prosječna razina.

Vodeći princip: aktivan, komunikativan.

Dominantna metoda: traženje problema.

Trostruki cilj lekcije:

1) Obrazovni aspekt

• Ažurirati i sažeti prethodno stečeno znanje studenata o glavnim klasama anorganskih spojeva.
• Učvrstiti sposobnost učenika za pisanje jednadžbi kemijskih reakcija koje uključuju amfoterni hidroksidi.
• Nastaviti formiranje koncepta "amfoternog" među učenicima.

2) Razvojni aspekt

• Pokazati mogućnost primjene znanja u rješavanju kvalitativnih problema i izvođenju vježbi.
• Nastavite razvijati vještine kognitivnu aktivnost, objašnjavajući problemsko iskustvo koje se postavlja učenicima.
• Nastaviti s formiranjem sposobnosti uspoređivanja, analize i usporedbe rezultata pokusa;
• Formiranje sposobnosti povlačenja analogija između različitih objekata;
• Razvoj pažnje i pamćenja.
• Razvoj eksperimentalnih vještina.

3) Obrazovni aspekt

• Formiranje znanstvenog pogleda.
• Formiranje kulture odgojno-obrazovnog rada.
• Pri izvođenju pokusa obratiti pažnju na estetiku obrazovnih i radnih aktivnosti.
• Obrazovanje kulture komunikacije, sposobnost interakcije u paru;
• Formiranje kulture mentalnog rada kod učenika, točnost u ispunjavanju zadataka i pisanje formula.
• Odgoj čovjeka kao dijela prirode i društva, podvrgnut njihovim zakonitostima.

Oprema i reagensi: otopine cinkovog klorida, natrijevog hidroksida, amonijaka, aluminijevog klorida, klorovodične kiseline, magnezijev klorid, natrijev klorid; epruvete.

Tijekom nastave

1. Organizacijski trenutak

2. Ponavljanje pređenog gradiva

Individualna anketa na ploči:

Prvi student - "Kemijska svojstva kiselina"
- drugi učenik - "Kemijska svojstva baza".

Za to vrijeme razred izvršava zadatak: S kojim će od navedenih tvari reagirati natrijev hidroksid, a s kojim klorovodična kiselina?

Napiši moguće jednadžbe reakcije.

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

Zatim jedan učenik rješava ovaj zadatak na ploči, a ostali provjeravaju.

Na stolu:

1.	NaOH + HNO3 \u003d NaNO3 + H2O 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 + 3 H 2 O
2.	2HCl + CaO = CaCl2 + H2O 2HCl + Cu(OH) 2 = CuCl 2 + 2H 2 O 2HCl + ZnO = ZnCl2 + H2O HCl + AgNO 3 \u003d AgCl + HNO 3

3. Učenje novog gradiva

Tema lekcije:"Amfoterni hidroksidi".

Moto lekcije: "Kemija je znanost o polutonovima."
E.E. Nifantiev.

Ažuriranje znanja

Učitelj, nastavnik, profesor: Tema naše lekcije je "Amfoterni hidroksidi". Naš zadatak je znati koji se spojevi nazivaju amfoternim hidroksidima i koji su Kemijska svojstva; razumjeti što je uzrok amfoterizma; znati napisati reakcijske jednadžbe koje odražavaju kemijska svojstva amfoternih hidroksida.

Dakle, ponovimo što već znate o "amfoternom".

Student: Amfoterni spojevi pokazuju i bazične i svojstva kiselina.

Učitelj, nastavnik, profesor: Već smo se susreli s amfoternim oksidima. Možete li mi reći koji elementi tvore ove spojeve?

Student: Metali u oksidacijskom stupnju +3 i +4, kao i metali čija metalna svojstva nisu izražena (u periodnom sustavu elemenata nalaze se između metala i nemetala, po dijagonali). Na primjer: Be, Zn, Ge itd.

Fizikalna svojstva amfoternih hidroksida

Učitelj, nastavnik, profesor: Amfoterni hidroksidi su krutine netopljive u vodi, obično bijele boje.

Priznanica

Učitelj, nastavnik, profesor: Predložite način dobivanja amfoternih hidroksida, imajući na umu da su netopljivi u vodi.

Student: Reakcija izmjene između topive soli odgovarajućeg metala i lužine. (Demonstracijski pokus)

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

Učitelj, nastavnik, profesor: Ali! Višak lužine može otopiti nastali talog, pa se uzima slaba baza - NH 3 * H 2 O (amonijev hidroksid ili amonijak hidrat).

Kemijska svojstva

Učitelj, nastavnik, profesor: Poznata mudrost kaže: "Iskustvo je put do znanja." Stoga ćete izvođenjem laboratorijskog pokusa u paru odrediti kemijska svojstva amfoternih hidroksida.

Vježbajte: dobiti aluminijev hidroksid i odrediti njegova kemijska svojstva. Da biste to učinili, na stolovima imate otopine aluminijevog klorida, amonijaka, klorovodične kiseline i natrijevog hidroksida. Pridržavajte se sigurnosnih pravila.Zapišite jednadžbe kemijskih reakcija.

Učenici izvode pokus, zapisuju jednadžbe reakcija u bilježnice.

Jedan učenik izlazi na ploču i zapisuje sve jednadžbe te objašnjava promatrane pojave.

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

Zaključak: aluminijev hidroksid reagira i s kiselinama i s bazama, tj. pokazuje amfoterna svojstva.

Učitelj, nastavnik, profesor: Koji je razlog amfoternosti ovih spojeva?

Da bismo odgovorili na ovo pitanje, razmotrimo njihovu disocijaciju.

U vodenim otopinama amfoterni hidroksidi praktički ne disociraju, ali u otopinama kiselina i lužina mogu disocirati na dva načina.

Učitelj, nastavnik, profesor. Treba napomenuti da su anionske soli nastale tijekom interakcije amfoternog hidroksida s alkalijama stabilne u alkalnom mediju, ali se uništavaju kada se otopine zakisele.

Na + 4HCl \u003d NaCl + AlCl3 + 4H2O

Amfoterni hidroksidi, poput netopljivih baza, zagrijavanjem se raspadaju:

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

4. Učvršćivanje

Eksperimentalni zadatak. Dane su tri epruvete s otopinama natrijevog, magnezijevog i aluminijevog klorida. Kako odrediti koja epruveta sadrži koju tvar?

Jedan sudionik odlazi do demonstracijskog stola i izvodi pokus.

5. Sažimanje lekcije

Učitelj, nastavnik, profesor: Dakle, sumirajući našu lekciju, želio bih reći da amfoternost nije samo kemijska kategorija, već i filozofska: s grčki riječ "amphoteros" prevodi se kao "jedan i drugi", odnosno ovaj koncept znači jedinstvo suprotnosti.

I to je već jedan od osnovnih zakona prirode - zakon jedinstva i borbe suprotnosti, koji se očituje u gotovo svakom kemijska reakcija: kiselina i baza, oksidacijsko sredstvo i redukcijsko sredstvo, donor i akceptor, i tako dalje.

Ovaj zakon je objektivan, ne može se poništiti, može se koristiti samo za objašnjenje pojava.

U životu se često susrećemo s manifestacijama ovog zakona: u tehnologiji se suprotno nabijene čestice privlače; u ljudskim odnosima – često vrlo razliciti ljudi blizu, čini se da se nadopunjuju. U životu se uvijek bore dobro i zlo, u svakom čovjeku nužno postoje i loši dobre osobine. Dakle, ne postoji idealna osoba, samo dobra, au najpaloj, lošoj osobi uvijek se može pronaći nešto dobro, svijetlo. Toga se uvijek moramo sjetiti i odnositi se prema ljudima oko sebe s razumijevanjem, tolerancijom prema tuđim nedostacima.

Tema naše današnje lekcije još je jedna potvrda povezanosti kemije s našim životom. A sada se vratimo na moto ove lekcije: "Kemija je znanost polutonova." Kako možete objasniti ovaj izraz?

Student: To znači da se ne može povući jasna granica između jednostavne tvari metali i nemetali, različite klase spojeva, organski i anorganske tvari. Sve je podložno jedinstvu materijalnog svijeta.

6. Domaća zadaća

Paragraf 28.3, zadaci: 1,2,3 (udžbenik "Kemija razred 10" autori: I.I. Novoshinsky, N.S. Novoshinskaya)

Dodatni zadatak za lekciju(ako bude vremena)

Izvršite transformacije:

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 -- AlCl 3

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

Sljedeći oksidi elemenata su amfoterni glavni podskupine: BeO, A1 2 O 3, Ga 2 O 3, GeO 2, SnO, SnO 2, PbO, Sb 2 O 3, PoO 2. Amfoterni hidroksidi su sljedeći hidroksidi elemenata glavni podskupine: 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.

Bazičnost oksida i hidroksida elemenata jedne podskupine raste s povećanjem atomskog broja elementa (pri usporedbi oksida i hidroksida elemenata u istom oksidacijskom stanju). Na primjer, N 2 O 3, P 2 O 3, As 2 O 3 su kiseli oksidi, Sb 2 O 3 je amfoterni oksid, Bi 2 O 3 je bazični oksid.

Razmotrimo amfoterna svojstva hidroksida na primjeru spojeva berilija i aluminija.

Aluminijev hidroksid pokazuje amfoterna svojstva, reagira i s bazama i s kiselinama i tvori dvije serije soli:

1) u kojem je element A1 u obliku kationa;

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

U ovoj reakciji, A1(OH) 3 djeluje kao baza, tvoreći sol u kojoj je aluminij kation A1 3+;

2) kod kojih je element A1 dio aniona (aluminati).

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

U ovoj reakciji A1(OH) 3 djeluje kao kiselina, stvarajući sol u kojoj je aluminij dio AlO 2 - aniona.

Formule otopljenih aluminata napisane su pojednostavljeno, odnoseći se na produkt nastao dehidracijom soli.

U kemijskoj literaturi mogu se naći različite formule spojeva nastalih otapanjem aluminijevog hidroksida u lužini: NaA1O 2 (natrijev metaaluminat), Na tetrahidroksoaluminat natrij. Ove formule nisu u suprotnosti jedna s drugom, jer je njihova razlika povezana s različitim stupnjevima hidratacije ovih spojeva: NaA1O 2 2H 2 O je različit zapis Na. Kada se A1 (OH) 3 otopi u suvišku lužine, nastaje natrijev tetrahidroksoaluminat:

A1 (OH) 3 + NaOH \u003d Na.

Tijekom sinteriranja reagensa nastaje natrijev metaaluminat:

A1(OH)3 + NaOH ==== NaA1O2 + 2H2O.

Dakle, možemo reći da u vodenim otopinama istovremeno postoje takvi ioni kao [A1 (OH) 4] - ili [A1 (OH) 4 (H 2 O) 2] - (za slučaj kada je jednadžba reakcije sastavljena uzimajući u obzir hidratne ljuske), a oznaka A1O 2 je pojednostavljena.

Zbog sposobnosti reakcije s alkalijama, aluminijev hidroksid se u pravilu ne dobiva djelovanjem alkalija na otopine aluminijevih soli, već se koristi otopina amonijaka:

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

Među hidroksidima elemenata druge periode, berilijev hidroksid pokazuje amfoterna svojstva (sam berilij pokazuje dijagonalnu sličnost s aluminijem).

S kiselinama:

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

Sa bazama:

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

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

Be (OH) 2 + 2NaOH (koncentrirano vruće) \u003d Na 2 BeO 2 + 2H 2 O.

berilat Na

Hidroksidi elemenata sekundarnih podskupina, koji odgovaraju najvišim oksidacijskim stanjima, najčešće imaju kisela svojstva: na primjer, Mn 2 O 7 - HMnO 4; CrO 3 - H 2 CrO 4. Za niže okside i hidrokside karakteristična je prevlast glavnih svojstava: CrO - Cr (OH) 2; MnO - Mn (OH) 2; FeO - Fe (OH) 2. Intermedijarni spojevi koji odgovaraju oksidacijskim stanjima +3 i +4 često pokazuju amfoterna svojstva: Cr 2 O 3 - Cr (OH) 3; Fe 2 O 3 - Fe (OH) 3. Taj obrazac ilustriramo na primjeru kromovih spojeva (tablica 9).

Tablica 9 - Ovisnost prirode oksida i njihovih odgovarajućih hidroksida o stupnju oksidacije elementa

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

2Cr(OH)3 + 3H2SO4 = Cr2(SO4)3 + 6H2O.

Cr(III) sulfat

Reakcija s bazama dovodi do stvaranja soli, u koji element krom dio je aniona:

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

heksahidroksokromat(III) Na

Cinkov oksid i hidroksid ZnO, Zn(OH) 2 tipično su amfoterni spojevi, Zn(OH) 2 se lako otapa u otopinama kiselina i lužina.

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

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

Interakcija s bazama dovodi do stvaranja soli u kojoj je element cink u anionu. Pri interakciji s alkalijama u rješenjima nastaju tetrahidroksozinkati, kad se stopi- cinkati:

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

Ili kod spajanja:

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

Cink hidroksid dobiva se slično kao aluminijev hidroksid.

Amfoternost (dvojnost svojstava) hidroksida i oksida mnogih elemenata očituje se u stvaranju dviju vrsta soli. Na primjer, za hidroksid i aluminijev oksid:

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

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

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

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

U reakcijama (a) Al(OH)3 i Al2O3 pokazuju svojstva bazičnih hidroksida i oksida, odnosno reagiraju poput lužina s kiselinama i kiselim oksidima, tvoreći sol u kojoj je aluminij kation Al3+.

Naprotiv, u reakcijama (b) Al(OH)3 i Al2O3 djeluju kao kiseli hidroksidi i oksidi, tvoreći sol u kojoj je atom aluminija AlIII dio aniona (kiselinski ostatak) AlO2−.

Sam element aluminij u tim spojevima pokazuje svojstva metala i nemetala. Stoga je aluminij amfoteran element.

Slična svojstva imaju i elementi A-skupine - Be, Ga, Ge, Sn, Pb, Sb, Bi i drugi, kao i većina elemenata B-skupine - Cr, Mn, Fe, Zn, Cd i drugi.

Na primjer, amfoternost cinka dokazuje se sljedećim reakcijama:

a) Zn(OH)2 + N2O5 = Zn(NO3)2 + H2O

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

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

ZnO + 2NaOH(t) = Na2ZnO2 + H2O

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

Na primjer, krom ima tri poznata oksidacijska stanja: +II, +III i +VI. U slučaju CrIII, kisela i bazična svojstva izražena su približno jednako, dok se u CrII uočava prevladavanje bazičnih svojstava, au CrVI - kiselih svojstava:

CrII → CrO, Cr(OH)2 → CrSO4

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

CrVI → CrO3, H2CrO4 → K2CrO4

Vrlo često amfoterni hidroksidi elemenata u +III oksidacijskom stanju postoje i u meta obliku, npr.

AlO(OH) - aluminijev metahidroksid

FeO(OH) - željezo metahidroksid (orto-oblik "Fe(OH)3" ne postoji).

Amfoterni hidroksidi praktički su netopljivi u vodi, najprikladniji način za njihovo dobivanje je taloženje iz vodene otopine pomoću slabe baze - amonijak hidrata:

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

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

Ako se u reakciji izmjene ovog tipa koristi višak lužina, aluminijev hidroksid se neće istaložiti, budući da aluminij, zbog svoje amfoternosti, prelazi u anion:

Al(OH)3(t) + OH− = −

Primjeri molekularne jednadžbe reakcije ove vrste:

Al(NO3)3 + 4NaOH(višak) = Na + 3NaNO3

ZnSO4 + 4NaOH (višak) = Na2 + Na2SO4

Nastale soli spadaju među složene spojeve (kompleksne soli): uključuju kompleksne anione − i 2−. Nazivi ovih soli su sljedeći:

Na - natrijev tetrahidroksoaluminat

Na2 - natrijev tetrahidroksocinkat

Proizvodi interakcije aluminijevih ili cinkovih oksida s čvrstim alkalijama nazivaju se drugačije:

NaAlO2 - natrijev dioksoaluminat(III)

Na2ZnO2 - natrijev dioksocinkat(II)

Zakiseljavanje otopina kompleksnih soli ovog tipa dovodi do razaranja kompleksnih aniona:

− → Al(OH)3 → Al3+

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

Za mnoge amfoterne elemente točne formule hidroksida nisu poznate, budući da se hidratizirani oksidi talože umjesto hidroksida iz vodene otopine, na primjer, MnO2 nH2O, Sb2O5 nH2O.

Amfoterni elementi u svom slobodnom obliku stupaju u interakciju s tipičnim kiselinama i alkalijama:

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

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

U obje reakcije nastaju soli, a element koji se razmatra u jednom slučaju je dio kationa, au drugom slučaju dio je aniona.

aluminijevi halogenidi u normalnim uvjetima - bezbojni kristalni

tvari. U nizu aluminijevih halogenida, AlF3 se jako razlikuje po svojstvima

od svojih kolega. Vatrostalan je, slabo topiv u vodi, kemijski

neaktivan. Glavna metoda za dobivanje AlF3 temelji se na djelovanju bezvodnog HF

na Al2O3 ili Al:

Al2O3 + 6HF = 2AlF3 + 3H2O

Spojevi aluminija s klorom, bromom i jodom topljivi su, vrlo

reaktivan i vrlo topiv ne samo u vodi, nego i u mnogim

organska otapala. Interakcija aluminijevi halogenidi sa vodom

praćeno značajnim oslobađanjem topline. Svi oni u vodenoj otopini

visoko hidroliziran, ali za razliku od tipičnih kiselih halogenida

nemetali, njihova je hidroliza nepotpuna i reverzibilna. Budući da je već primjetno nestalan

u normalnim uvjetima, AlCl3, AlBr3 i AlI3 dime u vlažnom zraku

(zbog hidrolize). Mogu se dobiti izravnom interakcijom

jednostavne tvari.

Složeni halogenidi(halogenometalati) sadrže složene anione, u kojima su atomi halogena ligandi, na primjer. kalijev heksakloroplatinat(IV)K2, natrijev heptafluorotantalat(V) Na, litijev heksafluoroarsenat(V) Li. max. toplinski Fluoro-, oksofluoro- i klorometalati su stabilni. Po prirodi veza ionski spojevi su bliski složenim halogenidima. s kationima NF4+, N2F3+, C1F2+, XeF+ itd.

Mnogi halogenidi karakterizirani su asocijacijom i polimerizacijom u tekućim i plinovitim fazama uz stvaranje mostnih veza. max. Tome su skloni halogenidi metala skupine I i II, A1C13, pentafluoridi Sb i prijelaznih metala, oksofluoridi sastava MOF4. Poznati su npr. metal-metalni halogenidi. Hg2Cl2.

Fluoridi se značajno razlikuju u sv. ti od ostalih halogenida. Međutim, kod jednostavnih halogenida te su razlike manje izražene nego kod samih halogena, a kod složenih halogenida su slabije nego kod jednostavnih.

Mnogi kovalentni halogenidi (osobito fluoridi) su jake Lewisove kiseline, na primjer. AsF5, SbF5, BF3, A1C13. Fluoridi su dio superkiselina. Viši halogenidi se reduciraju metalima i H2, na primjer:

Metalni halogenidi skupina V-VIII, osim Cr i Mn, reduciraju se pomoću H2 u metale, na primjer: WF6 + 3H2 -> W + 6HF

Mnogi kovalentni i ionski metalni halidi međusobno djeluju tvoreći kompleksne halogenide, na primjer: KC1 + TaC15 -> K[TaC16]

Lakši halogeni mogu istisnuti teže iz halogenida. Kisik može oksidirati halogenide uz oslobađanje C12, Br2 i I2. Jedan od karakterističnih okruga kovalentnih halogenida-međusobni. s vodom (hidroliza) ili njezinim parama tijekom zagrijavanja. (pirohidroliza), što dovodi do stvaranja oksida, oksi- ili

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

Halidi se dobivaju izravno iz elemenata, interakcijom. halogenovodika ili halogenovodika to-t s elementima, oksidima, hidroksidima ili solima, kao i izmjenjivačke p-cije.

Halogenidi se naširoko koriste u tehnologiji kao početni materijali za proizvodnju halogena, alkalijskih i zemnoalkalijskih. metali, kao komponente stakala i dr. inorg. materijali; oni su između. proizvodi u proizvodnji rijetkih i određenih obojenih metala, U, Si, Ge i dr.

U prirodi halogenidi tvore zasebne klase minerala, u kojima su prisutni fluoridi (na primjer, minerali fluorit, kriolit) i kloridi (silvit, karnalit).Brom i jod su dio pojedinih minerala u obliku izomorfnih nečistoća. Značajne količine halogenida sadržane su u vodama mora i oceana, u soli i podzemnim slanicama. Neki halogenidi, npr. NaCl, K.C1, CaC12, dio su živih organizama.

Kriolit(od drugog grčkog κρύος - mraz + λίθος - kamen) - rijedak mineral iz klase prirodnih fluorida, natrijev heksafluoroaluminat Na3. Kristalizira u monoklinskoj singoniji; kockasti kristali i dvojne ploče su rijetki. Obično tvori bezbojne, bijele ili sive kristalne agregate staklastog sjaja, koji često sadrže kvarc, siderit, pirit, galenit, kalkopirit, kolumbit i kasiterit. Moguće je bojenje nečistoćama organskih tvari.

Trenutno razvijene metode dobivanje umjetnog kriolita. Umjetno proizveden interakcijom aluminijevog fluorida s natrijevim fluoridom, kao i djelovanjem fluorovodične kiseline na aluminijev hidroksid u prisutnosti sode. Koristi se u procesu elektrolitičke proizvodnje aluminija, u proizvodnji fluorovodične kiseline, stakla i emajla.

Stipsa. Stipsa je skupni naziv za dvostruke soli sastava ME(SO4)2. 12H2O, gdje je M kalij K, rubidij Rb, cezij Cs, amonij NH4, a E je aluminij Al, krom Cr, željezo Fe i drugi elementi u oksidacijskom stanju (+ III), dajući katione s tri naboja tijekom disocijacije soli .

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

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

Kada se zagrijava, stipsa se najprije topi u vodi koju sadrži, a zatim se ta voda gubi, stvarajući bezvodne soli. Daljnje zagrijavanje pretvara stipsu u smjesu metalnih oksida. Aluminijevo-kalijeva stipsa može se dobiti modificiranjem procesa proizvodnje pročišćenog aluminijevog sulfata. Najprije se kaolin prokuha sa sumpornom kiselinom. Po završetku neutralizacije sumporne kiseline u reaktor se dodaje natrijev sulfat kako bi se dobila natrijeva stipsa. Potonji su, zbog svoje visoke topljivosti, u otopini. Nakon što se otopina razrijedi do gustoće od 1,33 g/cm3, odvoji se od taloga silicija, ohladi i pomiješa sa zasićenom otopinom kalijevog klorida. Istodobno se taloži aluminij-kalijev alum, slabo topljiv na niskim temperaturama. U matičnoj otopini, nakon odvajanja kristala aluminij-kalijeve stipse, ostaju topive nečistoće - spojevi željeza i natrijev klorid 89.

Tijekom hidrolize hidratizirani ioni aluminija gube protone, tvoreći uzastopne hidro-okso komplekse. Kada posljednji neutralni kompleks izgubi vodu, nastaje netopljivi hidroksid A1(OH)3.

Složeni ioni[A1(H20)5OH]2+ i [A1(H20)4(OH)2]+ ostaju u otopini, dok se A1(OH)3 hidroksid taloži odmah po nastanku. Do taloženja dolazi pri pH vrijednostima > 3. Potpuno do stvaranja aluminijevog hidroksida hidroliza nastavlja se pod uvjetom neutralizacije formiranih protona, na primjer, s alkalijama.

Duboka hidroliza soli aluminijevog sulfata naširoko se koriste za čišćenje pića i Otpadne vode. Hidronijum koji se oslobađa tijekom hidrolize reagira s bikarbonatima H30 + + HC03 = CO2 + 2H20, koji se obično nalaze u vodi. U ovom slučaju finalni proizvodi hidrolizom su koloidni aluminijev hidroksid i ugljikov dioksid.

Tijekom koagulacije sola aluminijevog hidroksida nastaje voluminozni želatinasti talog koji hvata suspendirane čestice i bakterije i odnosi ih na dno korita. Potrošnja aluminijevog sulfata potrebna za pročišćavanje vode ovisi o sastavu i količini onečišćenja u vodi. Doze aluminijevog sulfata za pročišćavanje prirodnih voda i za naknadnu obradu otpadnih voda kreću se od 3-15 mg/l prema A1203, a za fizikalno-kemijsku obradu urbanih otpadnih voda dosežu 30-50 mg/l prema A1203. Potrošnja aluminijevog sulfata trebala bi osigurati stvaranje dovoljne količine velika masa pahuljice, što je neophodno za uklanjanje onečišćenja iz vode. pH vrijednost otopine treba smanjiti na 6,5-7,6, što odgovara minimalnoj topivosti aluminijevog hidroksida u vodi. Pri višoj ili nižoj pH vrijednosti dio aluminija ostaje u vodi u otopljenom stanju. U vodama niske alkalnosti, kada je sadržaj bikarbonata nedovoljan za neutralizaciju oslobođene kiseline, proces hidrolize ne dolazi do kraja zbog jakog pada pH. Da bi se povećala alkalnost, dovršio proces hidrolize i smanjio sadržaj otopljenog aluminija u vodi, u vodu se istovremeno s koagulansom dodaju vapno i soda.

Ako se protoni akumulirani tijekom hidrolize ne neutraliziraju, tada se proces hidrolize usporava, što dovodi do početka hidrolitičke ravnoteže, koja se može karakterizirati stupnjem i konstantom hidrolize. Hidroliza otopine aluminijevog sulfata, što je reakcija supstitucije sulfatnih iona u Al2 (804) 3 s OH ionima, nastalim disocijacijom vode, mogu se prikazati u opći pogled jednadžba

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

gdje je a stupanj i bazičnost supstitucije.

Ova jednadžba pokazuje da koncentracija OH- iona u otopini, odnosno stupanj disocijacije vode, ima presudan utjecaj na pomak udesno. Kao što je poznato, za soli sa slaba baza i jaka kiselina stupanj hidrolize k povezan je s konstantom hidrolize A-, koncentracija soli (s, mol "l), ionski proizvod voda kyu i konstanta disocijacije baze kb kako slijedi:

/r \u003d UkTss \u003d UkiLs.

Ako se A-, malo mijenja s temperaturom, tada ksh značajno raste, što uzrokuje značajno povećanje stupnja hidrolize s porastom temperature.

N. I. Eremin je na temelju dobivenih eksperimentalnih podataka izveo jednadžbe za ovisnost stupnja hidrolize otopine o temperaturi i koncentraciji.

za aluminijev sulfat:

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

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

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

za natrijev alum:

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

Kao što se može vidjeti iz ovih jednadžbi, utjecaj koncentracije na stupanj hidrolize za stipsu je značajniji nego za aluminijev sulfat.

Bor. Dobivanje bora. Kemijska svojstva. Dijagonalna sličnost bora i silicija. Borovi hidridi. Diboran. Značajke kemijske veze u molekuli diborana. Borovi halogenidi. Kisikovi spojevi bora. Borov oksid i borne kiseline. bura. Dobivanje borne kiseline. Borosilikatna stakla. Bor etil eter.

Bor- element trinaeste skupine (prema zastarjeloj klasifikaciji - glavna podskupina treće skupine), drugo razdoblje periodnog sustava kemijski elementi s atomskim brojem 5. Označava se simbolom B (lat. Borum). U slobodnom stanju bor je bezbojan, sivo ili crveno kristalan ili taman amorfna tvar. Poznato je više od 10 alotropskih modifikacija bora, čiji su nastanak i međusobni prijelazi određeni temperaturom na kojoj je bor dobiven

Priznanica. Najčišći bor dobiva se pirolizom borhidrida. Takav bor koristi se za proizvodnju poluvodičkih materijala i fine kemijske sinteze.

Metoda metalotermije (češće redukcija magnezijem ili natrijem):

Termalno raspadanje para bor bromida na vrućoj (1000-1200 °C) volframovoj žici u prisutnosti vodika (Van Arkelova metoda):

Fizička svojstva. Izuzetno tvrda tvar (na drugom mjestu iza dijamanta, bor nitrida (borazon), bor karbida, legure bor-ugljik-silicij, skandij-titan karbid). Ima svojstva krtosti i poluvodiča (široki razmak

poluvodič). Bor ima najveću vlačnu čvrstoću od 5,7 GPa

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

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

Kemijska svojstva. Ioni bora boje plamen zeleno.

Po mnogim fizičkim i kemijskim svojstvima nemetalni bor nalikuje siliciju.

Kemijski, bor je prilično inertan i stupa u interakciju samo s fluorom na sobnoj temperaturi:

Zagrijavanjem bor reagira s drugim halogenima i nastaje trihalogenidi, s dušikom nastaje bor nitrid BN, s fosforom nastaje fosfid BP, s ugljikom nastaju karbidi različitog sastava (B4C, B12C3, B13C2). Kada se zagrijava u atmosferi kisika ili u zraku, bor gori uz veliko oslobađanje topline, nastaje oksid B2O3:

Bor ne stupa u izravnu interakciju s vodikom, iako ih je dosta poznato. veliki broj borohidridi (borani) različitog sastava dobiveni preradom alkalnih odn zemnoalkalijski metali kiselina:

Kod jakog zagrijavanja pojavljuje se bor restorativna svojstva. On je u stanju, na primjer, obnoviti silicij ili fosfor iz njihovih oksida:

Ova nekretnina bora može se objasniti vrlo velikom čvrstoćom kemijskih veza u borovom oksidu B2O3.

U nedostatku oksidirajućih sredstava, bor je otporan na djelovanje alkalnih otopina. Bor se otapa u vrućoj dušičnoj kiselini, sumpornoj kiselini i aqua regia i stvara bornu kiselinu.

Bor oksid je tipičan kiseli oksid. Reagira s vodom pri čemu nastaje borna kiselina:

Kada borna kiselina stupa u interakciju s alkalijama, nastaju soli ne same borne kiseline - borati (koji sadrže anion BO33−), već tetraborati, na primjer:

Bor- poluvodič, dijagonalna sličnost siliciju:

1) Oba su vatrostalni, čvrsti, poluvodiči. B - sivo-crna, Si- siva.

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

2) Oba su kemijski inertna (iako se bor još uvijek otapa u vrućim oksidirajućim kiselinama. Oba se otapaju u alkalijama.

2B + KOH + 2H2O® 2KBO2 + 3H2

Si + 2KOH + H2O®K2SiO3+ 2H2

3) Na visokim temperaturama reagiraju s metalima, tvoreći boride i silicide - Ca3B2; Mg2Si - vatrostalni, elektrovodljivi spojevi.

Kisikovi spojevi bora. B2O3 - kiseli oksid (također SiO2) - oba polimerna, staklasta, ​​samo B2O3 tvori ravne mreže, a SiO2 - trodimenzionalne strukture. Razlika između njih je u tome što se borov oksid lako hidratizira, dok pijesak (SiO2), kao što je poznato, nije.

H3BO3- ortoborna kiselina.

H3BO3«HBO2+H2O metaborna kiselina (100oS)

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

H2B4O7 "2B2O3 + H2O su praktički isti - br kisele soli

Ortoborna kiselina je slaba, ponekad se piše njezina disocijacija

B(OH)3 + H2O « B(OH)4 + H+

Tvori estere s alkoholima: H3BO3+3CH3OH®B(OCH3)3+3H2O

Svojstva. Bor je poznat u amorfnom (smeđem) i kristalnom (crnom) obliku, t.t. 2300°C, t.k. 3700°C, p = 2,34 g/cm3. Kristalna rešetka bora je vrlo jaka, što se očituje u njegovoj visokoj tvrdoći, niskoj entropiji i visokom talištu. Borski poluvodič. Nemetalnost bora odgovara njegovom položaju u periodnom sustavu - između berilija i ugljika i dijagonalno uz silicij. Stoga bor pokazuje sličnosti ne samo s aluminijem, već i sa silicijem. Iz njegova stava također proizlazi da spojevi bora s dušikom trebaju biti elektronička struktura a svojstva slična ugljiku.

2BH3(g) - B2H6(g);

delta G= - 126 kJ

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

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

Diboran V2N6 - energetski redukcijski agens, spontano se pali na zraku

B2H6 + 3O2 => B2O3 + ZH2O

U interakciji s vodom oslobađa vodik;

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

U eterskom okruženju, B2H6 reagira s litijevim hidridom, stvarajući borhidrid

B2H6+2LiH => 2LiBH4

Češće od Lija koriste Na dobiven reakcijom -

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

B2O3 + ZS => 2B + ZSO

2B2O3+P4O10 => 4BPO4

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

Neutralizacija H3BO3 ne nastaje ortoborati , koji sadrži ion (BO3) 3-, i dobivaju se tetraborati, metaborati ili soli drugih polibornih kiselina:

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

Borov oksid B2O3 - anhidrid borne kiseline, bezbojna, prilično vatrostalna staklasta ili kristalna tvar gorkog okusa, dielektrik.

Staklasti borov oksid ima slojevitu strukturu (razmak između slojeva je 0,185 nm), u slojevima se atomi bora nalaze unutar jednakostraničnog trokuta BO3 (d B-O = 0,145 nm). Ova se modifikacija tali u temperaturnom rasponu od 325-450 °C i ima visoku tvrdoću. Dobiva se zagrijavanjem bora na zraku na 700 °C ili dehidratacijom ortoborne kiseline. Kristalni B2O3, koji se dobiva pažljivom eliminacijom vode iz metaborne kiseline HBO2, postoji u dvije modifikacije - sa heksagonalnim kristalna rešetka, na 400 °C i 2200 MPa postaje monoklinski.

U industriji boraks se dobiva iz prirodnih borata fuzijom sa sodom . Kada se prirodni minerali bora tretiraju sumpornom kiselinom, Borna kiselina . Iz borne kiseline H3BO3 kalcinacijom se dobiva oksid B2O3, a zatim se on ili boraks reducira aktivni metali(magnezij ili natrij) u slobodni bor:

B2O3 + 3Mg = 3MgO + 2B,

2Na2B4O7 + 3Na = B + 7NaBO2.

U ovom slučaju, u obliku sivog praha, amorfni bor. Kristalni bor visoke čistoće može se dobiti rekristalizacijom, ali u industriji se češće dobiva elektrolizom rastaljenih fluoroborata ili toplinskom razgradnjom pare bor bromida BBr3 na tantalnoj žici zagrijanoj na 1000-1500 ° C u prisutnosti vodika:

2BBr3 + 3H2 = 2B + 6HBr

Također je moguće koristiti krekiranje bora:

B4H10 = 4B + 5H2.

Borna kiselina(ortoborna kiselina) je slaba kiselina kemijske formule H3BO3. Bezbojna kristalna tvar u obliku pahuljica, bez mirisa, ima slojevitu triklinsku rešetku, u kojoj su molekule kiseline povezane vodikovim vezama u ravnim slojevima, slojevi su međusobno povezani međumolekularnim vezama (d = 0,318 nm).

Metaborna kiselina(HBO2) je također bezbojni kristal. Postoji u tri modifikacije - najstabilniji γ-HBO2 s kubičnom rešetkom, β-HBO2 s monoklinskom rešetkom i α-HBO2 s rombičnom rešetkom.

Kad se zagrije ortoborna kiselina gubi vodu i prvo prelazi u metabornu kiselinu, zatim u tetrabornu H2B4O7. Daljnjim zagrijavanjem dehidrira u borni anhidrid.

Borna kiselina pokazuje svojstva vrlo slabe kiseline.. Relativno je slabo topljiv u vodi. Njegova kisela svojstva nisu posljedica eliminacije H + protona, već dodatka hidroksilnog aniona:

Ka = 5,8 10−10 mol/L; pKa = 9,24.

Većina drugih kiselina ga lako istiskuje iz otopina svojih soli. Njene soli, zvane borati, obično se proizvode od raznih polibornih kiselina, najčešće tetraborne H2B4O7, koja je puno jača kiselina od ortoborne. B(OH)3 pokazuje vrlo slabe znakove amfoternosti, tvoreći nisko stabilni bor hidrosulfat B(HSO4)3.

Kada se ortoborna kiselina neutralizira alkalijama u vodenim otopinama, ne nastaju ortoborati koji sadrže (BO3)3– ion, budući da su ortoborati gotovo potpuno hidrolizirani, zbog preniske [B(OH)4]– konstante stvaranja. Tetraborati, metaborati ili soli drugih polibornih kiselina nastaju u otopini:

Uz višak alkalija, mogu se pretvoriti u metaborate:

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

U zakiseljenim vodenim otopinama borata uspostavljaju se sljedeće ravnoteže:

Najčešća sol borne kiseline je natrijev tetraborat dekahidrat Na2B4O7 10H2O (tehnički naziv - boraks).

Kada se zagrijava, borna kiselina otapa metalne okside, tvoreći soli.

S alkoholima u prisutnosti koncentrirane sumporne kiseline stvara estere:

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

Borosilikatno staklo- staklo uobičajenog sastava, u kojem su alkalne komponente u sirovini zamijenjene borovim oksidom (B2O3). Time se postiže povećana kemijska otpornost i nizak koeficijent toplinskog širenja - do 3,3 10−6 na 20 °C za najbolje uzorke. Za borosilikatno staklo je vrlo malo, samo za kvarcno staklo manje (skoro 10 puta). Time se sprječava pucanje stakla tijekom naglih promjena temperature. To je zbog njegove upotrebe kao vatre iu drugim slučajevima gdje je potrebna toplinska stabilnost.

Korištenje U svakodnevnom životu, za proizvodnju posuđa za otvorenu vatru, čajnika. Koristi se kao materijal za laboratorijsko stakleno posuđe, kao i za kemijsku industriju i druge industrije, na primjer, kao materijal za izmjenjivač topline za termoelektrane. Također se koristi za izradu jeftinih slajdova za gitaru. Također, borosilikatno staklo se može koristiti za izradu pipeta za ICSI, biopsiju blastomere, koja se izvodi za predimplantacijsku genetsku dijagnostiku korištenjem biopsijskih stanica kao genetskog materijala. Postoje 3 opcije pipeta s unutarnjim promjerom od 4 µm do 7,5 µm. Pipeta je duga 60 do 75 mm i ima kut skošenja od 30°. Pipete su namijenjene za jednokratnu upotrebu.

opće karakteristike elementi IVA podskupine. Građa atoma. Stupnjevi oksidacije. Rasprostranjenost i oblici nalaza u prirodi. Alotropske modifikacije ugljika. Fizička i kemijska svojstva. Vrste crnog grafita: koks, drveni ugljen, čađa.

Opće karakteristike elemenata IVA skupine Elementi glavne podskupine IV skupine uključuju C, Si, Ge, Sn, Pv. Elektronska formula vanjske valentne razine je nS2np2, odnosno imaju 4 valentna elektrona i to su p elementi, stoga su u glavnoj podskupini IV. ││││ │↓│ np nS U osnovnom stanju atoma dva su sparena i dva nesparena elektrona. Najudaljenija elektronska ljuska ugljika ima 2 elektrona, silicija ima 8, a Ge, Sn, Pv imaju po 18 elektrona. Stoga su Ge, Sn, Pv ujedinjeni u podskupinu germanija (to su potpuni elektronski analozi). U ovoj podskupini p-elemenata, kao i u ostalim podskupinama p-elemenata, svojstva atoma elemenata se periodički mijenjaju.

Dakle, odozgo prema dolje u podskupini raste radijus atoma, pa se smanjuje energija ionizacije, pa raste sposobnost davanja elektrona, a naglo opada tendencija dovršavanja vanjske elektronske ljuske do okteta, pa od C do Pb, redukcijska svojstva i metalna svojstva se povećavaju, a nemetalna svojstva smanjuju. Ugljik i silicij su tipični nemetali, Ge već ima metalna svojstva i izgledom liči na metal, iako je poluvodič. Kod kositra već prevladavaju metalna svojstva, a olovo je tipičan metal. Imajući 4 valentna elektrona, atomi u svojim spojevima mogu pokazivati ​​oksidacijska stanja od minimalnog (-4) do maksimalnog (+4), a karakterizirani su ravnomjernim S.O.: -4, 0, +2, +4; TAKO. = -4 tipično je za C i Si s metalima. Priroda odnosa s drugim elementima. Samo oblici ugljika kovalentne veze, silicij također preferirano tvori kovalentne veze. Za kositar i olovo, posebno u S.O. = +2, ionska priroda veze je karakterističnija (npr. Rv(NO3)2). Kovalencija je određena valentnom strukturom atoma. Atom ugljika ima 4 valentne orbitale, a najveća kovalentnost je 4. Za druge elemente, kovalentnost može biti veća od četiri, jer postoji valentna d-podrazina (na primjer, H2). Hibridizacija. Vrsta hibridizacije određena je vrstom i brojem valentnih orbitala. Ugljik ima samo S- i p-valentne orbitale, pa može postojati Sp (karbin, CO2, CS2), Sp2 (grafit, benzen, COCl2), Sp3 hibridizacija (CH4, dijamant, CCl4). Za silicij je najkarakterističnija Sp3 hibridizacija (SiO2, SiCl4), ali ima valentnu d-podrazinu, pa postoji i Sp3d2 hibridizacija, npr. H2. Grupa IV PSE je sredina tablice D. I. Mendelejeva. Ovdje se jasno vidi oštra promjena svojstava od nemetala do metala. Posebno ćemo razmotriti ugljik, zatim silicij, zatim elemente podskupine germanija.

Atom(od grčkog atomos - nedjeljiv) - jednonuklearna, nedjeljiva čestica kemijskog elementa, nositelj svojstava tvari. Tvari se sastoje od atoma. Sam atom sastoji se od pozitivno nabijene jezgre i negativno nabijenog elektronskog oblaka. Općenito, atom je električki neutralan. Veličina atoma u potpunosti je određena veličinom njegovog elektronskog oblaka, budući da je veličina jezgre zanemariva u usporedbi s veličinom elektronskog oblaka. Jezgra se sastoji od Z pozitivno nabijenih protona (naboj protona odgovara +1 u konvencionalne jedinice) i N neutroni, koji ne nose naboj (protoni i neutroni nazivaju se nukleoni). Dakle, naboj jezgre određen je samo brojem protona i jednak je rednom broju elementa u periodnom sustavu. Pozitivni naboj jezgre kompenziraju negativno nabijeni elektroni (naboj elektrona -1 u proizvoljnim jedinicama), koji tvore elektronski oblak. Broj elektrona jednak je broju protona. Mase protona i neutrona su jednake (1 odnosno 1 amu). Masa atoma određena je masom njegove jezgre, jer je masa elektrona približno 1850 puta manja od mase protona i neutrona i rijetko se uzima u obzir u proračunima. Broj neutrona se može odrediti iz razlike između mase atoma i broja protona (N=A-Z). Vrsta atoma bilo kojeg kemijskog elementa s jezgrom koja se sastoji od strogo određenog broja protona (Z) i neutrona (N) naziva se nuklid.

Budući da je gotovo sva masa koncentrirana u jezgri atoma, ali su njezine dimenzije zanemarive u odnosu na ukupni volumen atoma, jezgra se uvjetno uzima materijalna točka počiva u središtu atoma, a sam atom se smatra sustavom elektrona. U kemijskoj reakciji ne utječe na jezgru atoma (osim kod nuklearnih reakcija), kao ni na unutarnje elektronske razine, već sudjeluju samo elektroni vanjske elektronske ljuske. Zbog toga je potrebno poznavati svojstva elektrona i pravila nastanka elektronske ljuske atomi.

Stupanj oksidacije(oksidacijski broj, formalni naboj) - pomoćna uvjetna vrijednost za bilježenje procesa oksidacije, redukcije i redoks reakcija. Pokazuje oksidacijsko stanje pojedinačnog atoma molekule i samo je prikladna metoda za obračun prijenosa elektrona: to nije pravi naboj atoma u molekuli (vidi #Konvenciju).

Ideje o stupnju oksidacije elemenata čine osnovu i koriste se u klasifikaciji kemikalija, opisu njihovih svojstava, izradi formula za spojeve i njihovih međunarodnih naziva (nomenklatura). Ali posebno se široko koristi u proučavanju redoks reakcija.

Koncept oksidacijskog stanja često se koristi u anorganska kemija umjesto koncepta valencije.

Oksidacijsko stanje atoma jednako je brojčanoj vrijednosti električno punjenje dodijeljen atomu pod pretpostavkom da su vezni elektronski parovi potpuno usmjereni prema više elektronegativnih atoma (to jest, na temelju pretpostavke da se spoj sastoji samo od iona).

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

Al3+ + 3e− → Al

S2− → S + 2e− (S2− − 2e− → S)

Ugljik- tvar s najviše [izvor nije naveden 1528 dana] veliki broj alotropske modifikacije (već ih je otkriveno više od 8).

Alotropske modifikacije ugljika njihova se svojstva najradikalnije razlikuju jedna od druge, od mekih do tvrdih, neprozirnih do prozirnih, abrazivnih do mazivih, jeftinih do skupih. Ovi alotropi uključuju amorfne alotrope ugljika (ugljen, čađa), nanopjene, kristalne alotrope - nanocijevi, dijamant, fulerene, grafit, lonsdaleit i kerafit.

Klasifikacija alotropa ugljika prema prirodi kemijske veze između atoma:

Dijamant (kocka)

Lonsdaleite (šestokutni dijamant)

fulereni (C20+)

Nanocijevi

Nanovlakna

Astralens

staklasti ugljik

Kolosalne nanocijevi

Mješoviti kalupi sp3/sp2:

amorfni ugljik

Ugljični nanobubrezi

Ugljična nanopjena

Ostali oblici: C1 - C2 - C3 - C8

Ugljik(kemijski simbol - C, lat. Carboneum) - kemijski element četrnaeste skupine (prema zastarjeloj klasifikaciji - glavna podskupina četvrte

skupina), 2. period periodnog sustava kemijskih elemenata. redni broj 6, atomska masa - 12,0107.

Fizička svojstva.

Ugljik postoji u mnogim alotropskim modifikacijama s vrlo raznolikim fizička svojstva. Raznolikost modifikacija posljedica je sposobnosti stvaranja ugljika kemijske veze drugačiji tip.

Postoje hidroksidi koji reagiraju i s kiselinama i s bazama, ovisno o uvjetima. Ovi spojevi koji pokazuju dvostruku prirodu nazivaju se amfoterni hidroksidi. Tvore ih metalni kation i hidroksidni ion, kao i sve baze. Samo oni hidroksidi koji u svom sastavu sadrže sljedeće metale imaju sposobnost djelovanja kiselina i baza: Be, Zn, Al, Pb, Sn, Ga, Cd, Fe, Cr(III) itd. Kao što se vidi iz Periodni sustav DI. Mendeljejev, hidroksidi dvojne prirode tvore metale koji su najbliži nemetalima. Smatra se da su takvi elementi prijelazni oblici, a podjela na metale i nemetale prilično je proizvoljna.

Amfoterni hidroksidi su čvrste, praškaste, fino kristalne tvari koje su najčešće bijele boje, ne otapaju se u vodi i slabo provode struju (slabi elektroliti). Međutim, neke od ovih baza mogu se otopiti u kiselinama i lužinama. Disocijacija "dualnih spojeva" u vodenim otopinama događa se prema vrsti kiselina i baza. To je zbog činjenice da je sila zadržavanja između atoma metala i kisika (Me-O) i između atoma kisika i vodika (O-H) praktički jednaka, tj. Me - O - N. Stoga će se te veze istovremeno prekinuti, a te će se tvari disocirati na H + katione i OH- anione.

Amfoterni hidroksid - Be (OH) 2 pomoći će potvrditi dvostruku prirodu ovih spojeva. Razmotrite interakciju berilijevog hidroksida s kiselinom i bazom.

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

2. Be (OH) 2 + 2KOH - K 2 - kalijev tetrahidroksoberilat.

U prvom slučaju dolazi do reakcije neutralizacije, čiji je rezultat stvaranje soli i vode. U drugom slučaju, proizvod reakcije će biti.Reakcija neutralizacije tipična je za sve hidrokside bez iznimke, ali interakcija s vlastitom vrstom tipična je samo za amfoterne. Takva dvojna svojstva pokazivati ​​će i drugi amfoterni spojevi - oksidi i sami metali s kojima se formiraju.

Ostala kemijska svojstva takvih hidroksida bit će karakteristična za sve baze:

1. Toplinska razgradnja, produkti reakcije - odgovarajući oksid i voda: Be (OH) 2 -BeO + H 2 O.

Također morate zapamtiti da postoje tvari s kojima amfoterni hidroksidi ne stupaju u interakciju, tj. ne radi, to je:

1. nemetali;
2. metali;
3. netopljive baze;
4. amfoterni hidroksidi.
5. srednje soli.

Ovi spojevi se dobivaju lužnatim taloženjem odgovarajućih otopina soli:

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

Soli nekih elemenata tijekom ove reakcije tvore hidrat, čija svojstva gotovo potpuno odgovaraju svojstvima hidroksida dvojne prirode. Iste baze s dvostrukim svojstvima dio su minerala u čijem se obliku nalaze u prirodi (boksit, getit itd.).

Dakle, amfoterni hidroksidi su oni koji, ovisno o prirodi tvari koja s njima reagira, mogu djelovati kao baze ili kao kiseline. Najčešće odgovaraju amfoternim oksidima koji sadrže odgovarajući metal (ZnO-Zn (OH) 2; BeO - Be (OH) 2) itd.).

amfoteran nazivamo takve hidrokside, koji, ovisno o uvjetima, pokazuju svojstva ili baza ili kiselina.

Amfoterni hidroksidi uključuju:

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

i neki drugi.

Reagiraju amfoterni hidroksidi:

a) s kiselinama

Na primjer:

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

Zn (OH)2 + H2SO4 \u003d ZnSO4 + 2H20;

b) s kiselim oksidima,

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

U tim reakcijama amfoterni hidroksidi pokazuju svojstva baza .

u) s osnovama,

kada se čvrste tvari tale, nastaju soli.

Na primjer:

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

Zn(OH) 2 + 2KOH tv. K2ZnO2 + 2H20.

U tim reakcijama amfoterni hidroksidi pokazuju svojstva kiselina.

U reakcijama s vodenim otopinama lužina nastaju odgovarajući kompleksni spojevi.

Na primjer:

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

natrijev tetrahidroksoaluminat

Zn (OH) 2 + 2KOH otopina \u003d K 2

kalijev tetrahidroksocinkat

G) s bazičnim oksidima:

2Cr(OH)3 + K2O 2KCrO2 + 3H20.

U ovoj reakciji amfoterni hidroksid pokazuje kisela svojstva. Reakcija se odvija fuzijom reaktanata.

Metode dobivanja baza

1. Uobičajena metoda za pripremu baza je reakcija izmjene otopinesol s otopinom lužine. Prilikom međudjelovanja nastaju nova baza i nova sol.

Na primjer:

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

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

Ovom metodom mogu se dobiti i netopljive i topljive baze.

2. Alkalije se mogu dobiti reakcijom alkalijskih i zemnoalkalijskih metala s vodom..

Na primjer:

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

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

3. Alkalije se također mogu dobiti interakcijom oksida alkalijskih i zemnoalkalijskih metala s vodom.

Na primjer:

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

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

4.U tehnici se dobiva lužinaelektroliza otopina soli(na primjer, kloridi).

Na primjer:

2NaS1 + 2N 2 O
2NaOH + H2 + C12.

Područja primjene baza

Natrijev i kalijev hidroksid (NaOH i KOH) koriste se za pročišćavanje naftnih derivata, za proizvodnju sapuna, svilene svile, papira, koriste se u tekstilnoj i kožarskoj industriji itd. Alkalije su dio otopina za kemijsko odmašćivanje površina željeznih i nekih obojenih metala prije nanošenja zaštitnih i dekorativnih premaza.

Kalij, kalcij, barij hidroksidi koriste se u naftnoj industriji za pripremu inhibiranih tekućina za bušenje, što omogućuje bušenje nestabilnih stijene. Ubrizgavanje otopina lužina u formaciju potiče povećanje iscrpka nafte u produktivnim formacijama.

Kao reagensi za pročišćavanje plinova od sumporovodika koriste se hidroksidi željeza (III), kalcija i natrija.

Hidratizirano vapno Ca(OH) 2 koristi se kao inhibitor korozije metala pod djelovanjem morske vode, kao i reagens za uklanjanje tvrdoće vode i pročišćavanje loživog ulja koje se koristi u pripremi mazivih ulja.

Aluminijev i željezov (III) hidroksid koriste se kao flokulanti za obradu vode, kao i za pripremu tekućina za bušenje.