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

Često amfoterni hidroksidi elementi u +III oksidacijskom stanju također postoje u meta obliku, na primjer:

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

Dobivene soli su kompleksni spojevi(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. Korišten u procesu elektrolitička proizvodnja aluminij, 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 slabom bazom i jakom kiselinom, stupanj hidrolize k povezan je s konstantom hidrolize A-, koncentracijom 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 periodni sustav kemijski elementi S atomski broj 5. Označava se simbolom B (lat. Borum). U slobodnom stanju bor je bezbojna, siva ili crvena kristalna ili tamnoamorfna 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):

Toplinska razgradnja 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 - nema kiselih 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, bezbojan, prilično vatrostalan staklast ili kristalna tvar gorak okus, 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 - s heksagonalnom kristalnom rešetkom, pri 400 °C i 2200 MPa prelazi u monoklinsku.

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) – slaba kiselina koja ima kemijska formula 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. Tjelesni 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 skupine. ││││ │↓│ 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 težnja da se vanjska elektronska ljuska dovrši do okteta naglo opada, 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 karakteriziraju ih ravnomjerni S.O.: -4, 0, +2, +4; TAKO. = -4 tipično je za C i Si s metalima. Priroda odnosa s drugim elementima. Ugljik gradi samo kovalentne veze, silicij također pretežno gradi 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 su uključeni 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 različitim fizičkim svojstvima. Raznolikost modifikacija posljedica je sposobnosti stvaranja ugljika kemijske veze drugačiji tip.

Temelji - To kemijski spoj sposoban za formiranje kovalentna veza s protonom (Brönstedova baza) ili s praznom orbitalom drugog kemijskog spoja (Lewisova baza)

Kemijska svojstva baza

lužine	Netopljive baze
Promjena boje indikatora
fenolftalein – malina metiloranž – narančasta lakmus – plavo univerzalni indikator - od plave do ljubičaste	nemoj mijenjati
Interakcija s kiselinama (reakcija neutralizacije)
2NaOH+H2SO4=Na2SO4+2H2O2NaOH+H2SO4=Na2SO4+2H2O	Cu(OH)2+2HNO3=Cu(NO3)2+2H2OCu(OH)2+2HNO3=Cu(NO3)2+2H2O
Interakcija s kiselim oksidima
SO2+2KOH=K2SO3+H2O4SO2+2KOH=K2SO3+H2O4
Interakcija s amfoternim oksidima
Al2O3+6NaOH+3H2O=2Na3Al2O3+6NaOH+3H2O=2Na3 u otopini Al2O3+2NaOH=2NaAlO2+H2OAl2O3+2NaOH=2NaAlO2+H2O u talini
Interakcija soli
prosjek (Bertholletovo pravilo): 2NaOH+MgSO4=Mg(OH)2↓+Na2SO42NaOH+MgSO4=Mg(OH)2↓+Na2SO4 NaHCO3+NaOH=Na2CO3+H2ONaHCO3+NaOH=Na2CO3+H2O
Raspadanje zagrijavanjem
ne raspadaju se, osim za LiOH: 2LiOH−→−−−−−800∘C,H2Li2O+H2O2LiOH→800∘C,H2Li2O+H2O	Cu(OH)2=CuO+H2OCu(OH)2=CuO+H2O
Međudjelovanje s nemetalima
2NaOH(konc., hladno)+Cl2=NaClO+NaCl+H2O2NaOH(konc., hladno)+Cl2=NaClO+NaCl+H2O 6NaOH(konc., horizont)+3Cl2=NaClO3+5NaCl+3H2O6NaOH(konc., horizont)+3Cl2=NaClO3+5NaCl+3H2O

Metode dobivanja baza

1 . elektroliza vodenih otopina soli aktivni metali:

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

Tijekom elektrolize metalnih soli, koje stoje u nizu napona do aluminija, voda se reducira na katodi uz oslobađanje plinovitih vodikovih i hidroksidnih iona. Metalni kationi nastali tijekom disocijacije soli tvore baze s nastalim hidroksidnim ionima.

2 . interakcija metala s vodom: 2Na+2H2O=2NaOH+H22Na+2H2O=2NaOH+H2 Ova metoda ne nalazi praktičnu primjenu ni u laboratoriju ni u industriji

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

4 . reakcije razmjene(mogu se dobiti i topljive i netopljive baze): Ba(OH)2+K2SO4=2KOH+BaSO4↓Ba(OH)2+K2SO4=2KOH+BaSO4↓CuCl2+2NaOH=Cu(OH)2↓+2NaNO3

Amfoterni spojevi - ovo je tvari koje, ovisno o uvjetima reakcije, pokazuju kisela ili bazična svojstva.

Amfoterni hidroksidi - tvari netopljive u vodi, a zagrijavanjem se razlažu na metalni oksid i vodu:

Zn(OH) 2 = ZnO + H 2 O

2Fe(OH)3 = Fe2O3 + 3H2O

2Al(OH)3 \u003d Al2O3 + 3H2O

Primjer amfoternog hidroksida je cink hidroksid. Formula ovog hidroksida u osnovnom obliku je Zn(OH) 2 . Ali možete napisati formulu cinkovog hidroksida u kiselom obliku, stavljajući atome vodika na prvo mjesto, kao u formulama anorganskih kiselina: H 2 ZnO 2 (slika 1). Tada će ZnO 2 2- biti kiselinski ostatak s nabojem 2-.

Značajka amfoternog hidroksida je da se malo razlikuje u snazi ​​O-H i Zn-O veza. Otuda dualnost svojstava. U reakcijama s kiselinama koje su spremne donirati vodikove katione, korisno je da cinkov hidroksid prekine Zn-O vezu, donirajući OH skupinu i djelujući kao baza. Kao rezultat takvih reakcija nastaju soli u kojima je cink kation, pa se nazivaju solima kationskog tipa:

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

Amfoterni oksidi - oksidi koji tvore sol, koji, ovisno o uvjetima, pokazuju bazična ili kisela svojstva (tj. pokazuju amfoternost). Tvore ga prijelazni metali. Metali u amfoternim oksidima obično pokazuju oksidacijska stanja od III do IV, s izuzetkom ZnO, BeO, SnO, PbO.

Amfoterni oksidi imaju dvojaku prirodu: mogu djelovati s kiselinama i s bazama (lužinama):

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

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

Tipični amfoterni oksidi : H 2 O, BeO, Al 2 O 3 , Cr 2 O 3 , Fe 2 O 3 i tako dalje.

9. Kemijska termodinamika. Pojmovi sustava, entropija, entalpija, toplinski učinak kemijske reakcije, Hessov zakon i njegove posljedice. Endoterma i egzoterma reakcije, 1. i 2. zakon termodinamike, brzina kemijske reakcije (utjecajni faktori), Van't Hoff pravilo, Van't Hoff jednadžba.

Kemijska termodinamika - znanost koja proučava uvjete stabilnosti sustava i zakonitosti.

Termodinamika - znanost o makrosustavima.

Termodinamički sustav - makroskopski dio okolnog svijeta u kojem se odvijaju različiti fizikalni i kemijski procesi.

disperzirani sustav zove se heterogeni sustav u kojem su male čestice jedne faze ravnomjerno raspoređene u volumenu druge faze.

Entropija (Od grčke entropije) - okret, transformacija. Pojam entropije prvi je put uveden u termodinamici kako bi se odredila mjera nepovratne disipacije energije. Entropija se široko koristi u drugim područjima znanosti: u statističkoj fizici kao mjera vjerojatnosti provedbe bilo kojeg makroskopskog stanja; u informacijskoj teoriji - mjera nesigurnosti bilo kojeg iskustva (test), koji može imati različite ishode. Sva ova tumačenja entropije imaju duboku unutarnju vezu.

Entalpija (termalna funkcija, sadržaj topline) - termodinamički potencijal koji karakterizira stanje sustava u termodinamičkoj ravnoteži kada su tlak, entropija i broj čestica odabrani kao nezavisne varijable.

Jednostavno rečeno, entalpija je ona energija koja je dostupna da se pretvori u toplinu pri određenom konstantnom tlaku.

Toplinski učinci obično su naznačeni u termokemijskim jednadžbama kemijskih reakcija pomoću vrijednosti entalpije (sadržaj topline) sustava ΔH.

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

Za endotermne reakcije ΔH > 0.

Toplinski učinak kemijske reakcije je oslobođena ili apsorbirana toplina za dane količine reaktanata.

Toplinski učinak reakcije ovisi o agregatnom stanju tvari.

Razmotrimo termokemijsku jednadžbu za reakciju vodika s kisikom:

2H 2 (G)+O 2 (G)= 2H 2 O(G), ΔH=−483.6kJ

Ovaj zapis znači da kada 2 mola vodika komuniciraju s 1 molom kisika, nastaju 2 mola vode u plinovitom stanju. Pri tome se oslobađa 483,6 (kJ) topline.

Hessov zakon - Toplinski učinak kemijske reakcije koja se odvija u izobarno-izotermnim ili izohorno-izotermnim uvjetima ovisi samo o vrsti i stanju početnih tvari i reakcijskih produkata i ne ovisi o putu njegovog odvijanja.

Posljedice Hessovog zakona:

Toplinski učinak reverzne reakcije jednak je toplinskom učinku izravne reakcije suprotnog predznaka, tj. za reakcije

toplinski učinci koji im odgovaraju povezani su jednakošću

2. Ako kao rezultat niza uzastopnih kemijskih reakcija sustav dođe u stanje koje se potpuno podudara s početnim (kružni proces), tada je zbroj toplinskih učinaka tih reakcija jednak nuli, tj. za brojne reakcije

zbroj njihovih toplinskih učinaka

Pod entalpijom nastajanja podrazumijeva se toplinski učinak reakcije nastajanja 1 mola tvari iz jednostavnih tvari. Obično se koriste standardne entalpije stvaranja. Označavaju se ili (često se jedan od indeksa izostavlja; f - od engleske formacije).

Prvi zakon termodinamike - Promjena unutarnje energije sustava pri njegovom prijelazu iz jednog stanja u drugo jednaka je zbroju rada vanjskih sila i količine topline koja je predana sustavu.

Prema prvom zakonu termodinamike rad se može izvršiti samo pomoću topline ili nekog drugog oblika energije. Stoga se rad i količina topline mjere u istim jedinicama – džulima (kao i energija).

gdje je ΔU promjena unutarnje energije, A je rad vanjskih sila, Q je količina topline predana sustavu.

Drugi zakon termodinamike - Nije moguć nikakav proces čiji bi jedini rezultat bio prijenos topline s hladnijeg tijela na toplije

Van't Hoffovo pravilo tvrdi da se za svakih 10° povećanja temperature brzina kemijske reakcije povećava 2-4 puta.

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

gdje je V2 brzina reakcije na temperaturi t2, a V1 je brzina reakcije na temperaturi t1;

ɣ je temperaturni koeficijent brzine reakcije. (ako je jednak 2, na primjer, tada će se brzina reakcije povećati 2 puta kada temperatura poraste za 10 stupnjeva).

Endotermne reakcije - kemijske reakcije praćene apsorpcijom topline. Za endotermne reakcije, promjena entalpije i unutarnje energije su pozitivne (\displaystyle \Delta H>0)(\displaystyle \Delta U>0), tako da produkti reakcije sadrže više energije od izvornih komponenti.

Endotermne reakcije uključuju:

reakcije redukcije metala iz oksida,

elektroliza (apsorbira se električna energija),

elektrolitička disocijacija (na primjer, otapanje soli u vodi),

ionizacija,

eksplozija vode - velika količina topline dovedena maloj količini vode troši se na trenutno zagrijavanje i fazni prijelaz tekućine u pregrijanu paru, dok unutarnja energija raste i manifestira se u obliku dviju energija pare - intramolekulska toplinska i međumolekularni potencijal.

fotosinteza.

egzotermna reakcija - kemijska reakcija praćena oslobađanjem topline. Suprotno od endotermne reakcije.

Prije rasprave o kemijskim svojstvima baza i amfoternih hidroksida, jasno definirajmo što je to?

1) Baze ili bazični hidroksidi uključuju metalne hidrokside u oksidacijskom stanju +1 ili +2, tj. čije se formule pišu ili kao MeOH ili kao Me(OH) 2 . Međutim, postoje iznimke. Dakle, hidroksidi Zn (OH) 2, Be (OH) 2, Pb (OH) 2, Sn (OH) 2 ne pripadaju bazama.

2) U amfoterne hidrokside ubrajaju se metalni hidroksidi u oksidacijskom stupnju +3, +4, a iznimno hidroksidi Zn (OH) 2, Be (OH) 2, Pb (OH) 2, Sn (OH) 2. Metalni hidroksidi u oksidacijskom stanju +4, in USE zadaci ne ispunjavaju, stoga neće biti razmatrani.

Kemijska svojstva baza

Sve baze su podijeljene na:

Podsjetimo se da berilij i magnezij nisu zemnoalkalijski metali.

Osim što su topljive u vodi, lužine također vrlo dobro disociraju u vodenim otopinama, dok netopljive baze imaju nizak stupanj disocijacija.

Ova razlika u topljivosti i sposobnosti disocijacije između alkalija i netopljivih hidroksida dovodi, pak, do primjetnih razlika u njihovim kemijskim svojstvima. Dakle, posebno su lužine kemijski aktivniji spojevi i često su sposobni ući u one reakcije u koje ne stupaju netopljive baze.

Reakcija baza s kiselinama

Alkalije reagiraju s apsolutno svim kiselinama, čak i vrlo slabim i netopljivim. Na primjer:

Netopljive baze reagiraju s gotovo svim topljive kiseline, ne reagiraju s netopivom silicijevom kiselinom:

Treba napomenuti da i jake i slabe baze sa opća formula vrste Me (OH) 2 mogu tvoriti bazične soli s nedostatkom kiseline, na primjer:

Interakcija s kiselim oksidima

Alkalije reagiraju sa svim kiselim oksidima stvarajući soli i često vodu:

Netopljive baze mogu reagirati sa svim oksidima viših kiselina koji odgovaraju stabilnim kiselinama, na primjer, P 2 O 5, SO 3, N 2 O 5, uz stvaranje srednjih soli1:

Netopljive baze oblika Me (OH) 2 reagiraju u prisutnosti vode s ugljikovim dioksidom isključivo uz stvaranje bazičnih soli. Na primjer:

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

Sa silicijevim dioksidom, zbog njegove iznimne inertnosti, reagiraju samo najjače baze, lužine. U tom slučaju nastaju normalne soli. Reakcija se ne odvija s netopljivim bazama. Na primjer:

Interakcija baza s amfoternim oksidima i hidroksidima

Sve lužine reagiraju s amfoternim oksidima i hidroksidima. Ako se reakcija provodi spajanjem amfoternog oksida ili hidroksida s čvrstom alkalijom, takva reakcija dovodi do stvaranja soli bez vodika:

Ako se koriste vodene otopine lužina, nastaju hidroksomleksne soli:

U slučaju aluminija, pod djelovanjem viška koncentrirane lužine, umjesto Na soli nastaje Na3 sol:

Međudjelovanje baza sa solima

Bilo koja baza reagira s bilo kojom soli samo ako su istovremeno ispunjena dva uvjeta:

1) topljivost polaznih spojeva;

2) prisutnost taloga ili plina među produktima reakcije

Na primjer:

Toplinska stabilnost baza

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

Sve netopljive baze, kao i slabo topljivi Ca (OH) 2, razlažu se zagrijavanjem. Najviša temperatura raspadanja kalcijevog hidroksida je oko 1000 o C:

Netopljivi hidroksidi imaju puno niže temperature razgradnje. Tako se npr. bakrov (II) hidroksid raspada već na temperaturama iznad 70 o C:

Kemijska svojstva amfoternih hidroksida

Interakcija amfoternih hidroksida s kiselinama

Amfoterni hidroksidi reagiraju sa jake kiseline:

Amfoterni metalni hidroksidi u oksidacijskom stanju +3, tj. tipa Me (OH) 3, ne reagiraju s kiselinama kao što su H 2 S, H 2 SO 3 i H 2 CO 3 zbog činjenice da soli koje bi mogle nastati kao rezultat takvih reakcija podliježu ireverzibilnoj hidrolizi na izvorni amfoterni hidroksid i odgovarajuća kiselina:

Međudjelovanje amfoternih hidroksida s kiselinskim oksidima

Amfoterni hidroksidi reagiraju sa viši oksidi, koji odgovaraju stabilnim kiselinama (SO 3, P 2 O 5, N 2 O 5):

Amfoterni metalni hidroksidi u oksidacijskom stanju +3, tj. tipa Me (OH) 3, ne reagiraju s kiselim oksidima SO 2 i CO 2.

Međudjelovanje amfoternih hidroksida s bazama

Od baza, amfoterni hidroksidi reagiraju samo s alkalijama. Međutim, ako se koristi vodena otopina lužine, tada nastaju hidroksokompleksne soli:

A kada se amfoterni hidroksidi stope s krutim alkalijama, dobivaju se njihovi bezvodni analozi:

Međudjelovanje amfoternih hidroksida s bazičnim oksidima

Amfoterni hidroksidi reagiraju kada se spoje s oksidima alkalijskih i zemnoalkalijskih metala:

Toplinska razgradnja amfoternih hidroksida

Svi amfoterni hidroksidi su netopljivi u vodi i, kao i svi netopivi hidroksidi, razlažu se zagrijavanjem na odgovarajući oksid i vodu.

Postoje tri glavne klase anorganskih kemijskih spojeva: oksidi, hidroksidi i soli. Prve se dijele u dvije skupine: one koje ne tvore sol (to uključuje ugljični monoksid, dušikov oksid, dušikov monoksid itd.) i one koje tvore sol, a koje su bazične, kisele i amfoterne. Hidroksidi se dijele na kiseline, baze i amfoterne. Soli su bazične, kisele, srednje i dvostruke. Amfoterni oksidi i hidroksidi bit će detaljnije opisani u nastavku.

Što je amfoterno?

To je sposobnost anorganske kemikalije da pokazuje i kisela i bazična svojstva, ovisno o uvjetima reakcije. Tvari koje imaju ovu vrstu svojstva mogu uključivati ​​okside i hidrokside. Među prvima se mogu navesti oksid i dioksid kositra, berilija, mangana, cinka, željeza (II), (III). Amfoterne hidrokside predstavljaju takve tvari: berilij, aluminij, željezo (II) hidroksid, željezo, aluminij metahidroksid, titan dihidroksid. Najčešći i najčešće korišteni od gore navedenih spojeva su željezni i aluminijev oksid, kao i hidroksidi ovih metala.

Kemijska svojstva amfoternih oksida

Amfoterni oksidi imaju i svojstva kiselih i bazičnih spojeva. Kao kiseli, mogu djelovati s alkalijama. U ovoj vrsti reakcije nastaju sol i voda. Oni također ulaze u kemijska reakcija s bazičnim oksidima. Pokazujući svoja osnovna svojstva, oni stupaju u interakciju s kiselinama, pri čemu nastaju sol i voda, kao i s kiselim oksidima, zahvaljujući kojima se može dobiti sol.

Primjeri jednadžbi reakcija koje uključuju amfoterne okside

AI 2 O 3 + 2KOH \u003d 2KAIO 2 + H 2 O - ova reakcija pokazuje kisela svojstva amfoternih oksida. 2AÍ 2 O 3 + 6Ní = 4AÍSÍ 3 + 3N 2 O; AI 2 O 3 + 3CO 2 \u003d AI 2 (CO 3) 3 - ove jednadžbe služe kao primjer osnovnih kemijskih svojstava takvih oksida.

Kemijska svojstva amfoternih hidroksida

Oni mogu ući kemijska interakcija i s jakim kiselinama i s lužinama, a neki od njih reagiraju i s slabe kiseline. Svi se oni, kada su izloženi visokim temperaturama, razlažu na oksid i vodu. Kada amfoterni hidroksid reagira s kiselinom, nastaju sol i voda. Svi takvi hidroksidi su netopljivi u vodi, stoga mogu reagirati samo s otopinama određenih spojeva, ali ne i sa suhim tvarima.

Fizikalna svojstva amfoternih oksida, metode njihove pripreme i primjene

Ferum oksid (II) je možda najčešći amfoterni oksid. Ima dosta načina da ga dobijete. Ima široku primjenu u industriji. Drugi amfoterni oksidi također se koriste u mnogim industrijama, od metalurgije do prehrambene industrije.

Pojava, dobivanje i uporaba ferum (II) oksida

To je crna krutina. Njegova kristalna rešetka slična je rešetki jestive soli. U prirodi se nalazi u obliku minerala wuestita.
Ovaj kemijski spoj dobiva se na četiri različita načina. Prvi— redukcija željeznog oksida (III) ugljikovim monoksidom. Istodobno, miješanjem iste količine ove dvije tvari, možete dobiti dva dijela željeznog oksida (II) i jedan dio ugljičnog dioksida. Druga metoda dobivanje - interakcija željeza s njegovim oksidima, na primjer, ferum (III) oksidom, pri čemu se ne stvaraju nusproizvodi.

Međutim, za takvu reakciju potrebno je stvoriti uvjete u obliku visoke temperature - 900-1000 stupnjeva Celzijusa. Treći način- reakcija između željeza i kisika, u ovom slučaju nastaje samo željezov oksid (II). Za izvođenje ovog procesa također će biti potrebno zagrijavanje početnih materijala. Četvrta metoda primanje je željezov oksalat. Takva reakcija zahtijeva visoku temperaturu kao i vakuum. Kao rezultat toga, ferum (II) oksid, ugljični dioksid i ugljični monoksid u omjeru 1:1:1. Iz gore navedenog možemo zaključiti da je najjednostavnija i ne zahtijeva posebne uvjete prva metoda za dobivanje ove tvari. Željezni oksid (II) koristi se za taljenje željeza, također je jedan od sastojaka nekih boja, a koristi se u procesu crnjenja čelika.

željezni oksid (III)

Nije ništa manje uobičajeni amfoterni oksid od gore opisanog. U normalnim uvjetima, to je crveno-smeđa krutina. U prirodi se nalazi u obliku minerala hematita koji se koristi u izradi nakita. U industriji se ova tvar naširoko koristi: koristi se za bojanje nekih građevinskih materijala, poput cigle, ploča za popločavanje itd., u proizvodnji boja, uključujući tiskanje, i emajla. Također, predmetna tvar služi kao boja za hranu pod nazivom E172. U kemijskoj industriji koristi se u proizvodnji amonijaka kao katalizator.

Aluminijev oksid

Amfoterni oksidi također uključuju aluminijev oksid na svom popisu. Ova tvar u normalnim uvjetima ima čvrsto stanje. Boja ovog oksida je bijela. U prirodi se dio nalazi u obliku glinice, kao i safir i rubin. Uglavnom se koristi u kemijskoj industriji kao katalizator. Ali također se koristi u proizvodnji keramike.

cinkov oksid

Ovaj kemijski spoj je također amfoteran. To je bezbojna krutina koja se ne otapa u vodi. Dobiva se uglavnom razgradnjom raznih spojeva cinka. Na primjer, njegov nitrat. Pritom se oslobađaju cinkov oksid, dušikov dioksid i kisik. Ovu tvar možete dobiti i razgradnjom cink karbonata. Takvom reakcijom osim željenog spoja oslobađa se i on ugljični dioksid. Također je moguće razgraditi cink hidroksid na njegov oksid i vodu. Kako bi se provela sva tri gore navedena procesa, potrebno je izlaganje visokoj temperaturi. Cinkov oksid se koristi u raznim industrijama, na primjer, u kemijskoj (kao katalizator) za proizvodnju stakla, u medicini za liječenje oštećenja kože.

berilijev oksid

Dobiva se uglavnom kroz termalno raspadanje hidroksid ovog elementa. Ovo također proizvodi vodu. Ima izgled bezbojne čvrste tvari. Ovaj oksid nalazi svoju primjenu u raznim industrijama kao materijal otporan na toplinu.

Kositar oksid

Ima tamna boja, ima čvrsto stanje pod normalnim uvjetima. Moguće ga je dobiti, kao i mnoge druge amfoterne okside, razgradnjom njegovog hidroksida. Kao rezultat toga nastaju predmetna tvar i voda. To također zahtijeva izlaganje visokim temperaturama. Ovaj spoj se koristi u kemijskoj industriji kao redukcijsko sredstvo u redoks reakcijama, rjeđe se koristi kao katalizator.

Svojstva, dobivanje i uporaba amfoternih hidroksida

Amfoterni hidroksidi se ne koriste ništa manje od oksida. Zbog svog svestranog kemijskog ponašanja uglavnom se koriste za dobivanje svih vrsta spojeva. Osim toga, željezni hidroksid (bezbojna krutina) koristi se u proizvodnji baterija; aluminijev hidroksid - za pročišćavanje vode; berilijev hidroksid - za dobivanje oksida.

Video lekcija 2: amfoterni hidroksidi. Iskustva

Predavanje: Karakteristična kemijska svojstva baza i amfoternih hidroksida

Hidroksidi i njihova klasifikacija

Kao što već znate, baze se tvore od atoma metala i hidrokso skupine (OH -), pa se inače nazivaju hidroksidi. Postoji nekoliko klasifikacija baza.

1. U odnosu na vodu dijele se na:

topljiv,

netopljiv.

U topljive baze spadaju hidroksidi alkalnih i zemnoalkalijskih metala, pa se nazivaju alkalijama. Istoj skupini može se pripisati i amonijev hidroksid, ali za razliku od prvog, on je slabiji elektrolit. Baze koje tvore drugi metali ne otapaju se u vodi. Alkalije u vodi p-re potpuno disociraju na metalne katione i hidroksidne anione - OH - ione. Na primjer: NaOH → Na + + OH - .

2. Po interakciji s drugim kemikalijama hidroksidi se dijele na:

bazični hidroksidi,

kiseli hidroksidi (kiseline koje sadrže kisik),

amfoterni hidroksidi.

Ova podjela ovisi o naboju metalnog kationa. Kada je naboj kationa +1 ili +2, tada će hidroksid imati bazična svojstva. Hidroksidi se smatraju amfoternim bazama, čiji metalni kationi imaju naboj jednak +3 i +4.

Ali postoje brojne iznimke:

La(OH)3, Bi(OH)3, Tl(OH)3 su baze;

Be (OH) 2, Sn (OH) 2, Pb (OH) 2, Zn (OH) 2, Ge (OH) 2 - amfoterne baze.

Kemijska svojstva baza

Baze mogu reagirati s kiselinama i kiselim oksidima. Tijekom interakcije dolazi do stvaranja soli i vode:

Ba (OH) 2 + CO 2 → BaCO 3 + H 2 O;

KOH + HCl → KCl + H 2 O.

Alkalije, amonijev hidroksid uvijek reagiraju s otopinama soli, samo u slučaju stvaranja netopljivih baza:

2KOH + FeCl 2 → 2KCl + Fe (OH) 2;

6NH 4 OH + Al 2 (SO 4) 3 → 2Al (OH) 3 + 3 (NH 4) 2SO 4 .

Reakcija kiseline s bazom naziva se neutralizacija. Tijekom ove reakcije, H+ kiselinski kationi i OH- bazni anioni tvore molekule vode. Nakon toga medij otopine postaje neutralan. Kao rezultat, oslobađa se toplina. U otopinama to dovodi do postupnog zagrijavanja tekućine. U slučaju jakih otopina, postoji više nego dovoljno topline da izazove ključanje tekućine. Mora se imati na umu da se reakcija neutralizacije odvija prilično brzo.

Kemijska svojstva amfoternih hidroksida

Amfoterne baze reagiraju i s kiselinama i s lužinama. Tijekom interakcije nastaju sol i voda. Kada su podvrgnute bilo kojoj reakciji s kiselinama, amfoterne baze uvijek pokazuju svojstva tipičnih baza:

Cr(OH) 3 + 3HCl → CrCl 3 + 3H 2 O.

Tijekom reakcije s alkalijama, amfoterne baze mogu pokazivati ​​svojstva kiselina. U procesu stapanja s alkalijama nastaju sol i voda.