Studijų lygis: III (X klasė).

Simbolių orientacija: vidutinis lygis.

Pagrindinis principas: aktyvus, komunikabilus.

Dominuojantis metodas: problemų paieška.

Trys pamokos tikslai:

1) Edukacinis aspektas

• Atnaujinti ir apibendrinti studentų anksčiau įgytas žinias apie pagrindines neorganinių junginių klases.
• Įtvirtinti studentų gebėjimą rašyti cheminių reakcijų lygtis, apimančias amfoteriniai hidroksidai.
• Tęsti „amfoteriko“ sąvokos formavimąsi tarp studentų.

2) Raidos aspektas

• Parodykite galimybę pritaikyti savo žinias sprendžiant kokybines problemas ir atliekant pratimus.
• Tęskite kūrimo įgūdžius pažintinė veikla, paaiškindami mokiniams iškeltą probleminę patirtį.
• Tęsti gebėjimo lyginti, analizuoti ir lyginti eksperimentų rezultatus formavimą;
• Gebėjimo piešti analogijas tarp skirtingų objektų formavimas;
• Dėmesio ir atminties ugdymas.
• Eksperimentinių įgūdžių ugdymas.

3) Edukacinis aspektas

• Mokslinės perspektyvos formavimas.
• Švietėjiško darbo kultūros formavimas.
• Atlikdami eksperimentus atkreipkite dėmesį į edukacinės ir darbinės veiklos estetiką.
• Bendravimo kultūros ugdymas, gebėjimas bendrauti porose;
• Protinio darbo kultūros formavimas tarp mokinių, tikslumas atliekant užduotis ir rašant formules.
• Žmogaus, kaip gamtos ir visuomenės dalies, pavaldžios jų dėsniams, ugdymas.

Įranga ir reagentai: cinko chlorido, natrio hidroksido, amoniako, aliuminio chlorido tirpalai, druskos rūgšties, magnio chloridas, natrio chloridas; mėgintuvėliai.

Per užsiėmimus

1. Organizacinis momentas

2. Apimtos medžiagos kartojimas

Individuali apklausa prie lentos:

Pirmasis studentas - "Cheminės rūgščių savybės"
– antrasis studentas – „Cheminės bazių savybės“.

Šiuo metu klasė atlieka užduotį: Su kuria iš šių medžiagų reaguos natrio hidroksidas ir su kokia druskos rūgštimi?

Parašykite galimas reakcijų lygtis.

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

Tada vienas mokinys šią užduotį atlieka lentoje, o likę tikrina.

Ant stalo:

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

3. Naujos medžiagos mokymasis

Pamokos tema:"Amfoteriniai hidroksidai".

Pamokos šūkis: „Chemija – pustonių mokslas“.
E.E. Nifantijevas.

Žinių atnaujinimas

Mokytojas: Mūsų pamokos tema „Amfoteriniai hidroksidai“. Mūsų užduotis yra žinoti, kurie junginiai vadinami amfoteriniais hidroksidais ir kokie jie yra Cheminės savybės; suprasti, kas yra amfoterizmo priežastis; mokėti parašyti reakcijų lygtis, atspindinčias amfoterinių hidroksidų chemines savybes.

Taigi pakartokime, ką jau žinote apie „amfoterį“.

Studentas: Amfoteriniai junginiai pasižymi ir baziniais, ir rūgščių savybių.

Mokytojas: Mes jau susitikome su amfoteriniais oksidais. Ar galite pasakyti, kokie elementai sudaro šiuos junginius?

Studentas: Metalai, kurių oksidacijos būsena +3 ir +4, taip pat metalai, kurių metalinės savybės nėra ryškios (periodinėje elementų lentelėje jie yra tarp metalų ir nemetalų, išilgai įstrižainės). Pavyzdžiui: Be, Zn, Ge ir kt.

Amfoterinių hidroksidų fizinės savybės

Mokytojas: Amfoteriniai hidroksidai yra vandenyje netirpios kietosios medžiagos, dažniausiai baltos spalvos.

Kvitas

Mokytojas: Pasiūlykite amfoterinių hidroksidų paruošimo būdą, nepamirškite, kad jie netirpūs vandenyje.

Studentas: Atitinkamo metalo tirpios druskos ir šarmo mainų reakcija. (Demonstracinis eksperimentas)

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

Mokytojas: Bet! Šarmo perteklius gali ištirpinti susidariusias nuosėdas, todėl imama silpna bazė - NH 3 * H 2 O (amonio hidroksidas arba amoniako hidratas).

Cheminės savybės

Mokytojas: Gerai žinoma išmintis sako: „Patirtis yra kelias į žinias“. Todėl amfoterinių hidroksidų chemines savybes nustatysite atlikdami laboratorinį eksperimentą poromis.

Pratimas: gauti aliuminio hidroksidą ir nustatyti jo chemines savybes. Norėdami tai padaryti, ant lentelių turite aliuminio chlorido, amoniako, druskos rūgšties ir natrio hidroksido tirpalus. Nepamirškite laikytis saugos taisyklių.Užrašykite cheminių reakcijų lygtis.

Mokiniai atlieka eksperimentą, surašo reakcijų lygtis į sąsiuvinius.

Vienas mokinys prieina prie lentos ir surašo visas lygtis bei paaiškina pastebėtus reiškinius.

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

Išvada: aliuminio hidroksidas reaguoja ir su rūgštimis, ir su bazėmis, t.y. pasižymi amfoterinėmis savybėmis.

Mokytojas: Kokia šių junginių amfoterinio pobūdžio priežastis?

Norėdami atsakyti į šį klausimą, apsvarstykite jų disociaciją.

Vandeniniuose tirpaluose amfoteriniai hidroksidai praktiškai nesiskiria, tačiau rūgščių ir šarmų tirpaluose gali išsiskirti dviem būdais.

Mokytojas. Pažymėtina, kad anijoninės druskos, susidarančios sąveikaujant amfoteriniam hidroksidui su šarmu, yra stabilios šarminėje terpėje, bet sunaikinamos, kai tirpalai rūgštinami.

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

Amfoteriniai hidroksidai, kaip ir netirpios bazės, kaitinant suyra:

2Al(OH)3Al2O3 + 3H2O

4. Tvirtinimas

Eksperimentinė užduotis. Pateikiami trys mėgintuvėliai su natrio, magnio ir aliuminio chloridų tirpalais. Kaip nustatyti, kuriame mėgintuvėlyje kokia medžiaga yra?

Vienas dalyvis eina prie demonstracinio stalo ir atlieka eksperimentą.

5. Pamokos apibendrinimas

Mokytojas: Taigi, apibendrindamas mūsų pamoką, norėčiau pasakyti, kad amfoteriškumas yra ne tik cheminė, bet ir filosofinė kategorija: su graikųžodis „amfoteros“ verčiamas kaip „vienas ir kitas“, tai yra ši sąvoka reiškia priešybių vienybę.

Ir tai jau yra vienas pagrindinių gamtos dėsnių – priešybių vienybės ir kovos dėsnis, kuris pasireiškia beveik kiekviename cheminė reakcija: rūgštis ir bazė, oksidatorius ir reduktorius, donoras ir akceptorius ir pan.

Šis dėsnis yra objektyvus, jo negalima atšaukti, juo galima tik paaiškinti reiškinius.

Dažnai gyvenime susiduriame su šio dėsnio apraiškomis: technikoje priešingai įkrautos dalelės traukia; žmonių santykiuose – dažnai labai skirtingi žmonės artimi, jie tarsi papildo vienas kitą. Gyvenime gėris ir blogis visada kovoja, kiekviename žmoguje būtinai yra blogi ir geri bruožai. Todėl idealaus žmogaus nėra, tik geras, o pačiame puolusiame, blogiausiame žmoguje visada galima rasti ką nors gero, šviesaus. Visada turime tai atsiminti ir su aplinkiniais elgtis supratingai, tolerantiškai kitų trūkumams.

Šios dienos pamokos tema – dar vienas chemijos ryšio su mūsų gyvenimu patvirtinimas. O dabar grįžkime prie šios pamokos šūkio: „Chemija yra pustonių mokslas“. Kaip galite paaiškinti šią išraišką?

Studentas: Tai reiškia, kad tarp jų negalima nubrėžti aiškios linijos paprastos medžiagos metalų ir nemetalų, skirtingų klasių junginių, organinių ir neorganinių medžiagų. Viskas priklauso nuo materialaus pasaulio vienybės.

6. Namų darbai

28.3 punktas, užduotys: 1,2,3 (vadovėlis „Chemija 10 kl.“ autoriai: I.I. Novošinskis, N.S. Novošinskaja)

Papildoma užduotis pamokai(jei yra laiko)

Atlikite transformacijas:

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

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

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

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

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

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

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

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

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

Šie elementų oksidai yra amfoteriniai majoras pogrupiai: BeO, A1 2 O 3, Ga 2 O 3, GeO 2, SnO, SnO 2, PbO, Sb 2 O 3, PoO 2. Amfoteriniai hidroksidai yra šie elementų hidroksidai majoras pogrupiai: 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.

Vieno pogrupio elementų oksidų ir hidroksidų pagrindinė prigimtis didėja didėjant elemento atominiam skaičiui (lyginant tos pačios oksidacijos būsenos elementų oksidus ir hidroksidus). Pavyzdžiui, N 2 O 3, P 2 O 3, As 2 O 3 yra rūgštiniai oksidai, Sb 2 O 3 yra amfoterinis oksidas, Bi 2 O 3 yra bazinis oksidas.

Panagrinėkime hidroksidų amfoterines savybes berilio ir aliuminio junginių pavyzdžiu.

Aliuminio hidroksidas pasižymi amfoterinėmis savybėmis, reaguoja tiek su bazėmis, tiek su rūgštimis ir sudaro dvi serijas druskų:

1) kuriame elementas A1 yra katijono pavidalu;

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

Šioje reakcijoje A1(OH) 3 veikia kaip bazė, sudarydama druską, kurioje aliuminis yra A1 3+ katijonas;

2) kuriame elementas A1 yra anijono dalis (aliuminatai).

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

Šioje reakcijoje A1(OH)3 veikia kaip rūgštis, sudarydama druską, kurioje aliuminis yra AlO 2 anijono dalis.

Ištirpusių aliuminatų formulės parašytos supaprastintai, turint omenyje druskos dehidratacijos metu susidariusį produktą.

Cheminėje literatūroje galima rasti įvairių formulių junginių, susidarančių tirpinant aliuminio hidroksidą šarme: NaA1O 2 (natrio metaaliuminatas), Na tetrahidroksoaliuminatas natrio druska. Šios formulės neprieštarauja viena kitai, nes jų skirtumas yra susijęs su skirtingu šių junginių hidratacijos laipsniu: NaA1O 2 2H 2 O yra skirtingas Na įrašas. Kai A1 (OH) 3 ištirpsta šarmo perteklyje, susidaro natrio tetrahidroksoaliuminatas:

A1 (OH) 3 + NaOH \u003d Na.

Reagentų sukepinimo metu susidaro natrio metaaliuminatas:

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

Taigi galima teigti, kad vandeniniuose tirpaluose vienu metu yra tokių jonų kaip [A1 (OH) 4] - arba [A1 (OH) 4 (H 2 O) 2] - (tuo atveju, kai reakcijos lygtis sudaroma imant atsižvelgiant į hidrato apvalkalus), o žymėjimas A1O 2 yra supaprastintas.

Dėl gebėjimo reaguoti su šarmais aliuminio hidroksidas, kaip taisyklė, nėra gaunamas šarmams veikiant aliuminio druskų tirpalus, o naudojamas amoniako tirpalas:

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

Tarp antrojo laikotarpio elementų hidroksidų berilio hidroksidas pasižymi amfoterinėmis savybėmis (pats berilis yra įstrižai panašus į aliuminį).

Su rūgštimis:

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

Su bazėmis:

Būti (OH) 2 + 2NaOH \u003d Na 2 (natrio tetrahidroksoberiliatas).

Supaprastinta forma (jei Be (OH) 2 atstovaujame kaip rūgštį H 2 BeO 2)

Būkite (OH) 2 + 2NaOH (koncentruotas karštas) \u003d Na 2 BeO 2 + 2H 2 O.

berilatas Na

Antrinių pogrupių elementų hidroksidai, atitinkantys didžiausias oksidacijos būsenas, dažniausiai pasižymi rūgštinėmis savybėmis: pavyzdžiui, Mn 2 O 7 - HMnO 4; CrO 3 - H 2 CrO 4. Žemesniems oksidams ir hidroksidams būdingas pagrindinių savybių vyravimas: CrO - Cr (OH) 2; MnO - Mn(OH)2; FeO – Fe (OH) 2. Tarpiniai junginiai, atitinkantys oksidacijos laipsnius +3 ir +4, dažnai pasižymi amfoterinėmis savybėmis: Cr 2 O 3 - Cr (OH) 3; Fe 2 O 3 – Fe (OH) 3. Šį modelį iliustruojame chromo junginių pavyzdžiu (9 lentelė).

9 lentelė. Oksidų ir juos atitinkančių hidroksidų prigimties priklausomybė nuo elemento oksidacijos laipsnio

Dėl sąveikos su rūgštimis susidaro druska, kurioje elementas chromas yra katijono pavidalu:

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

Cr(III) sulfatas

Reakcija su bazėmis sukelia druskos susidarymą kurios elementas chromas yra anijono dalis:

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

heksahidroksochromatas(III) Na

Cinko oksidas ir hidroksidas ZnO, Zn(OH) 2 paprastai yra amfoteriniai junginiai, Zn(OH) 2 lengvai tirpsta rūgščių ir šarmų tirpaluose.

Dėl sąveikos su rūgštimis susidaro druska, kurioje elementas cinkas yra katijono pavidalu:

Zn(OH)2 + 2HC1 = ZnCl2 + 2H2O.

Dėl sąveikos su bazėmis susidaro druska, kurioje cinko elementas yra anijone. Sąveikaujant su šarmais sprendimuose susidaro tetrahidroksocinkatai, kai susiliejo- Cinkatai:

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

Arba sulydant:

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

Cinko hidroksidas gaunamas panašiai kaip aliuminio hidroksidas.

Hidroksidų ir oksidų amfoteriškumas (savybių dvilypumas). daug elementų pasireiškia dviejų rūšių druskų susidarymu. Pavyzdžiui, hidroksidui ir aliuminio oksidui:

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

Al2О3 + 3H2SO4 = Al2(SO4)3 + 3H2O

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

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

Reakcijose (a) Al(OH)3 ir Al2O3 pasižymi bazinių hidroksidų ir oksidų savybėmis, tai yra, kaip šarmai reaguoja su rūgštimis ir rūgštiniais oksidais, sudarydami druską, kurioje aliuminis yra Al3+ katijonas.

Priešingai, reakcijose (b) Al(OH)3 ir Al2O3 veikia kaip rūgštiniai hidroksidai ir oksidai, sudarydami druską, kurioje aliuminio atomas AlIII yra anijono (rūgšties liekanos) AlO2− dalis.

Pats elementas aliuminis šiuose junginiuose pasižymi metalo ir nemetalo savybėmis. Todėl aliuminis yra amfoterinis elementas.

Panašios savybės turi ir A grupių elementus – Be, Ga, Ge, Sn, Pb, Sb, Bi ir kitus, taip pat daugumą B grupių elementų – Cr, Mn, Fe, Zn, Cd ir kt.

Pavyzdžiui, cinko amfoteriškumą įrodo šios reakcijos:

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

Jei amfoterinis elementas turi keletą junginių oksidacijos būsenų, tai amfoterinės savybės ryškiausios tarpinės oksidacijos būsenos atveju.

Pavyzdžiui, chromas turi tris žinomas oksidacijos būsenas: +II, +III ir +VI. CrIII atveju rūgštinės ir bazinės savybės išreiškiamos maždaug vienodai, tuo tarpu CrII vyrauja bazinės, o CrVI - rūgštinės savybės:

CrII → CrO, Cr(OH)2 → CrSO4

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

CrVI → CrO3, H2CrO4 → K2CrO4

Labai dažnai +III oksidacijos būsenos elementų amfoteriniai hidroksidai taip pat egzistuoja meta pavidalu, pavyzdžiui:

AlO(OH) – aliuminio metahidroksidas

FeO(OH) – geležies metahidroksidas (ortoforma „Fe(OH)3“ neegzistuoja).

Amfoteriniai hidroksidai praktiškai netirpsta vandenyje, patogiausias būdas juos gauti yra nusodinti iš vandeninio tirpalo naudojant silpną bazę - amoniako hidratą:

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

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

Jei tokio tipo mainų reakcijoje naudojamas šarmų perteklius, aliuminio hidroksidas nenusėda, nes aliuminis dėl savo amfoteriškumo pereina į anijoną:

Al(OH)3(t) + OH− = −

Pavyzdžiai molekulines lygtisšio tipo reakcijos:

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

ZnSO4 + 4NaOH(perteklius) = Na2 + Na2SO4

Gautos druskos yra tarp sudėtingų junginių (sudėtingų druskų): jos apima kompleksinius anijonus – ir 2–. Šių druskų pavadinimai yra tokie:

Na - natrio tetrahidroksoaliuminatas

Na2 – natrio tetrahidroksocinkatas

Aliuminio arba cinko oksidų sąveikos su kietu šarmu produktai vadinami skirtingai:

NaAlO2 - natrio dioksoaliuminatas (III)

Na2ZnO2 – natrio dioksocinkatas (II)

Šio tipo kompleksinių druskų tirpalų parūgštinimas sukelia sudėtingų anijonų sunaikinimą:

− → Al(OH)3 → Al3+

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

Daugeliui amfoterinių elementų tikslios hidroksidų formulės nežinomos, nes vietoj hidroksidų iš vandeninio tirpalo nusėda hidratuoti oksidai, pavyzdžiui, MnO2 · nH2O, Sb2O5 · nH2O.

Amfoteriniai elementai laisvos formos sąveikauja tiek su tipinėmis rūgštimis, tiek su šarmais:

2Al + 3H2SO4 (skilimas) = ​​Al2(SO4)3 + H2

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

Abiejose reakcijose susidaro druskos, o nagrinėjamas elementas vienu atveju yra katijono, o antruoju atveju – anijono dalis.

aliuminio halogenidai normaliomis sąlygomis – bespalvis kristalinis

medžiagų. Aliuminio halogenidų serijoje AlF3 labai skiriasi savybėmis

iš savo kolegų. Jis yra ugniai atsparus, mažai tirpus vandenyje, chemiškai

neaktyvus. Pagrindinis AlF3 gavimo būdas yra pagrįstas bevandenio HF veikimu

ant Al2O3 arba Al:

Al2O3 + 6HF = 2AlF3 + 3H2O

Aliuminio junginiai su chloru, bromu ir jodu yra tirpūs, labai

reaktyvus ir labai tirpus ne tik vandenyje, bet ir daugelyje

organiniai tirpikliai. Sąveika aliuminio halogenidai su vandeniu

kartu su dideliu šilumos išsiskyrimu. Visi jie vandeniniame tirpale

labai hidrolizuoti, bet skirtingai nuo tipiškų rūgščių halogenidų

nemetalų, jų hidrolizė yra neišsami ir grįžtama. Būdamas jau pastebimai nepastovus

normaliomis sąlygomis AlCl3, AlBr3 ir AlI3 rūko drėgname ore

(dėl hidrolizės). Juos galima gauti tiesioginės sąveikos būdu

paprastos medžiagos.

Sudėtingi halogenidai(halogenometalatai) turi sudėtingų anijonų, kuriuose, pavyzdžiui, halogeno atomai yra ligandai. kalio heksachlorplatinatas(IV)K2, natrio heptafluorotantalatas(V) Na, ličio heksafluorarsenatas(V) Li. maks. terminis Fluoro, oksofluoro ir chlormetalatai yra stabilūs. Pagal jungčių pobūdį joniniai junginiai yra artimi sudėtingiems halogenidams. su katijonais NF4+, N2F3+, C1F2+, XeF+ ir kt.

Daugeliui halogenidų būdingas susiejimas ir polimerizacija skystoje ir dujinėje fazėse, susidarant tiltiniams ryšiams. maks. I ir II grupių metalų halogenidai, A1C13, Sb ir pereinamųjų metalų pentafluoridai, MOF4 sudėties oksofluoridai yra linkę į tai. Pavyzdžiui, žinomi metalo ir metalo halogenidai. Hg2Cl2.

Fluoridai labai skiriasi nuo kitų halogenidų. Tačiau paprastuose halogeniduose šie skirtumai yra mažiau ryškūs nei pačiuose halogenuose, o sudėtinguose halogeniduose jie yra silpnesni nei paprastųjų.

Pavyzdžiui, daugelis kovalentinių halogenidų (ypač fluoridų) yra stiprios Lewis rūgštys. AsF5, SbF5, BF3, A1C13. Fluorai yra superrūgščių dalis. Didesnius halogenidus redukuoja metalai ir H2, pavyzdžiui:

V-VIII grupių metalų halogenidai, išskyrus Cr ir Mn, redukuojami H2 iki metalų, pvz.: WF6 + 3H2 -> W + 6HF

Daugelis kovalentinių ir joninių metalų halogenidų sąveikauja tarpusavyje, sudarydami sudėtingus halogenidus, pavyzdžiui: KC1 + TaC15 -> K[TaC16]

Lengvesni halogenai gali išstumti sunkesnius iš halogenidų. Deguonis gali oksiduoti halogenidus, išskirdamas C12, Br2 ir I2. Vienas iš būdingų kovalentinių halogenidų-savitarpio rajonų. su vandeniu (hidrolizė) arba jo garais kaitinant. (pirohidrolizė), dėl kurios susidaro oksidai, oksi- arba

oksohalogenidai, hidroksidai ir vandenilio halogenidai. Išimtis yra CF4, CC14 ir SF6, kurie yra atsparūs vandens garams aukštoje temperatūroje.

Halogenidai gaunami tiesiogiai iš elementų, sąveikos. vandenilio halogenidai arba vandenilio halogenidai į-t su elementais, oksidais, hidroksidais arba druskomis, taip pat keičiasi p-cijas.

Halogenidai plačiai naudojami technologijoje kaip pradinės medžiagos halogenų, šarminių ir šarminių žemių gamyboje. metalai, kaip stiklų komponentai ir kt. inorg. medžiagos; jie yra tarp. gaminiai retųjų ir tam tikrų spalvotųjų metalų gamyboje, U, Si, Ge ir kt.

Gamtoje halogenidai sudaro atskiras mineralų klases, kuriose pateikiami fluoridai (pavyzdžiui, mineralai fluoritas, kriolitas) ir chloridai (silvitas, karnalitas).Bromas ir jodas yra tam tikrų mineralų dalis izomorfinių priemaišų pavidalu. Dideli halogenidų kiekiai yra jūrų ir vandenynų vandenyje, druskoje ir požeminiuose sūrymuose. Kai kurie halogenidai, pvz. NaCl, K.C1, CaC12 yra gyvų organizmų dalis.

Kriolitas(iš kitos graikų kalbos κρύος – šerkšnas + λίθος – akmuo) – retas mineralas iš natūralių fluoridų klasės, natrio heksafluoraliuminatas Na3. Kristalizuojasi monoklininėje singonijoje; stačiakampiai kristalai ir dvigubos plokštės yra reti. Paprastai jis sudaro bespalvius, baltus arba pilkus kristalinius agregatus su stikliniu blizgesiu, dažnai juose yra kvarco, siderito, pirito, galeno, chalkopirito, kolumbito ir kasiterito. Galimas dažymas dėl organinių medžiagų priemaišų.

Šiuo metu sukurti metodai dirbtinio kriolito gavimas. Dirbtinai gaminamas aliuminio fluoridui sąveikaujant su natrio fluoridu, taip pat vandenilio fluorido rūgštimi veikiant aliuminio hidroksidui esant soda. Jis naudojamas elektrolitinio aliuminio gamybos procese, vandenilio fluorido rūgšties, stiklo ir emalių gamyboje.

Alum. Alūnas yra ME(SO4)2 sudėties dvigubų druskų grupės pavadinimas. 12H2O, kur M yra kalis K, rubidis Rb, cezis Cs, amonis NH4, o E yra aliuminis Al, chromas Cr, geležis Fe ir kiti oksidacijos būsenos elementai (+ III), suteikiantys trijų krūvių katijonus druskų disociacijos metu .

Alūnas labai gerai tirpsta vandenyje, jo vandeniniai tirpalai turi sutraukiantį rūgštų skonį ir rūgštinę reakciją dėl hidrolizės, pvz.:

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

Kaitinamas alūnas pirmiausia ištirpsta juose esančiame vandenyje, o vėliau šis vanduo prarandamas, susidaro bevandenės druskos. Tolesnis kaitinimas alūną paverčia metalo oksidų mišiniu. Aliuminio ir kalio alūnas gali būti gaunamas modifikuojant išgryninto aliuminio sulfato gamybos procesą. Pirmiausia kaolinas verdamas su sieros rūgštimi. Baigus neutralizuoti sieros rūgštį, į reaktorių įpilama natrio sulfato, kad būtų gautas natrio alūnas. Pastarieji dėl didelio tirpumo yra tirpale. Tirpalą atskiedus iki 1,33 g/cm3 tankio, jis atskiriamas nuo silicio dioksido nuosėdų, atšaldomas ir sumaišomas su prisotintu kalio chlorido tirpalu. Tuo pačiu metu nusodinamas aliuminio-kalio alūnas, blogai tirpstantis žemoje temperatūroje. Motininiame tirpale, atskyrus aliuminio-kalio alūno kristalus, lieka tirpių priemaišų - geležies junginių ir natrio chlorido 89.

Hidrolizės metu hidratuoti aliuminio jonai praranda protonus, sudarydami nuoseklius hidrookso kompleksus. Kai paskutinis neutralus kompleksas netenka vandens, susidaro netirpus hidroksidas A1(OH)3.

Sudėtingi jonai[A1(H20)5OH]2+ ir [A1(H20)4(OH)2]+ lieka tirpale, o A1(OH)3 hidroksidas nusėda iškart po jo susidarymo. Krituliai susidaro esant pH > 3. Visiškai iki aliuminio hidroksido susidarymo hidrolizė vyksta esant susidariusių protonų neutralizavimui, pavyzdžiui, šarmu.

Gilioji hidrolizė aliuminio sulfato druskos plačiai naudojamos geriamajam valymui ir Nuotekos. Hidrolizės metu išsiskiriantis hidronis reaguoja su bikarbonatais H30 + + HC03 = CO2 + 2H20, paprastai esančiais vandenyje. Tokiu atveju galutiniai produktai hidrolizė yra koloidinis aliuminio hidroksidas ir anglies dioksidas.

Aliuminio hidroksido zolio koaguliacijos metu susidaro tūrinės želatininės nuosėdos, kurios sulaiko suspenduotas daleles bei bakterijas ir nuneša jas į karterio dugną. Vandeniui valyti reikalingo aliuminio sulfato sąnaudos priklauso nuo vandenyje esančių teršalų sudėties ir kiekio. Aliuminio sulfato dozės gamtinių vandenų valymui ir nuotekų tolesniam valymui svyruoja nuo 3-15 mg/l pagal A1203, o fizikiniam-cheminiam miesto nuotekų valymui siekia 30-50 mg/l pagal A1203. Aliuminio sulfato suvartojimas turėtų užtikrinti, kad susidarytų pakankamai didelė masė dribsniai, kurių reikia norint pašalinti iš vandens teršalus. Tirpalo pH vertė turi būti sumažinta iki 6,5-7,6, o tai atitinka minimalų aliuminio hidroksido tirpumą vandenyje. Esant aukštesnei arba žemesnei pH vertei, dalis aliuminio lieka vandenyje ištirpusio pavidalo. Mažo šarmingumo vandenyse, kai bikarbonatų kiekis yra nepakankamas, kad neutralizuotų išsiskyrusią rūgštį, hidrolizės procesas nesibaigia dėl stipraus pH sumažėjimo. Norėdami padidinti šarmingumą, užbaigite hidrolizės procesą ir sumažinkite ištirpusio aliuminio kiekį vandenyje, kartu su koaguliantu į vandenį įpilama kalkių ir sodos.

Jei hidrolizės metu susikaupę protonai nėra neutralizuojami, tai hidrolizės procesas sulėtėja, o tai lemia hidrolizės pusiausvyros atsiradimą, kurią galima apibūdinti hidrolizės laipsniu ir konstanta. Hidrolizė aliuminio sulfato tirpalai, kurie yra Al2 (804) 3 sulfato jonų pakeitimo OH jonais reakcija, susidarantys dėl vandens disociacijos, gali būti pavaizduoti bendras vaizdas lygtis

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

kur a yra pakeitimo laipsnis ir baziškumas.

Ši lygtis rodo, kad OH- jonų koncentracija tirpale, ty vandens disociacijos laipsnis, turi lemiamos įtakos poslinkiui į dešinę. Kaip žinoma, druskoms su silpna bazė ir stipri rūgštis hidrolizės laipsnis k yra susijęs su hidrolizės konstanta A-, druskos koncentracija (s, mol "l), joninis produktas vandens kyu ir bazės kb disociacijos konstanta taip:

/r \u003d UkTss \u003d UkiLs.

Jei A-, keičiantis temperatūrai, mažai kinta, tada ksh žymiai padidėja, o tai žymiai padidina hidrolizės laipsnį, kylant temperatūrai.

N. I. Ereminas, remdamasis gautais eksperimentiniais duomenimis, išvedė tirpalo hidrolizės laipsnio priklausomybės nuo temperatūros ir koncentracijos lygtis.

aliuminio sulfatui:

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

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

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

natrio alum:

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

Kaip matyti iš šių lygčių, koncentracijos įtaka alūno hidrolizės laipsniui yra reikšmingesnė nei aliuminio sulfato.

Bor. Boro gavimas. Cheminės savybės. Boro ir silicio įstrižainės panašumas. Boro hidridai. Diboranas. Diborano molekulės cheminės jungties ypatybės. Boro halogenidai. Boro deguonies junginiai. Boro oksidas ir boro rūgštys. Bura. Boro rūgšties gavimas. Borosilikatiniai stiklai. Boro etilo eteris.

Bor- tryliktos grupės elementas (pagal pasenusią klasifikaciją - pagrindinis trečios grupės pogrupis), antrasis periodinės sistemos periodas cheminiai elementai kurio atominis skaičius 5. Žymima simboliu B (lot. Borum). Laisvoje būsenoje boras yra bespalvis, pilkas arba raudonas kristalinis arba tamsus amorfinė medžiaga. Yra žinoma daugiau nei 10 alotropinių boro modifikacijų, kurių susidarymą ir tarpusavio perėjimus lemia temperatūra, kurioje buvo gautas boras.

Kvitas. Gryniausias boras gaunamas borohidridų pirolizės būdu. Toks boras naudojamas puslaidininkinių medžiagų gamybai ir smulkioms cheminėms sintezėms.

Metalotermijos metodas (dažniau redukcija magniu arba natriu):

Terminis skilimas boro bromido garai ant karštos (1000–1200 °C) volframo vielos, esant vandeniliui (Van Arkel metodas):

Fizinės savybės. Itin kieta medžiaga (antra po deimantų, boro nitrido (borazono), boro karbido, boro-anglies-silicio lydinio, skandžio-titano karbido). Turi trapumą ir puslaidininkines savybes (platus tarpas

puslaidininkis). Boro didžiausias tempiamasis stipris yra 5,7 GPa

Gamtoje boras randamas dviejų izotopų 10B (20%) ir 11B (80%) [.

10V turi labai aukštą šiluminės neutronų sugerties skerspjūvį, todėl 10V boro rūgštyje naudojama branduoliniuose reaktoriuose reaktyvumui kontroliuoti.

Cheminės savybės. Boro jonai nuspalvina liepsną žaliai.

Daugeliu fizinių ir cheminių savybių nemetalinis boras primena silicį.

Chemiškai boras yra gana inertiškas ir kambario temperatūroje sąveikauja tik su fluoru:

Kaitinant boras reaguoja su kitais halogenais ir susidaro trihalogenidai, su azotu sudaro boro nitridą BN, su fosforu sudaro fosfidą BP, su anglimi susidaro įvairios sudėties karbidai (B4C, B12C3, B13C2). Kaitinamas deguonies atmosferoje arba ore, boras dega su dideliu šilumos išsiskyrimu, susidaro oksidas B2O3:

Boras tiesiogiai nesąveikauja su vandeniliu, nors žinoma nemažai. didelis skaičiusįvairių kompozicijų boranai (boranai), gauti apdorojant šarminius arba šarminių žemių metalai rūgštis:

Stipriai kaitinant, boras eksponuojasi atkuriamosios savybės. Jis gali, pavyzdžiui, atkurti silicį ar fosforą iš jų oksidų:

Šis turtas borą galima paaiškinti labai dideliu cheminių jungčių stiprumu boro okside B2O3.

Jei nėra oksiduojančių medžiagų, boras yra atsparus šarminių tirpalų poveikiui. Boras ištirpsta karštoje azoto rūgštyje, sieros rūgštyje ir vandeniniame vandenyje, sudarydamas boro rūgštį.

Boro oksidas yra tipiškas rūgštinis oksidas. Jis reaguoja su vandeniu, sudarydamas boro rūgštį:

Kai boro rūgštis sąveikauja su šarmais, susidaro ne pačios boro rūgšties druskos - boratai (su anijonu BO33−), o tetraboratai, pavyzdžiui:

Bor- puslaidininkinis, įstrižainės panašumas į silicį:

1) Abu yra ugniai atsparūs, kieti, puslaidininkiai. B – pilkai juoda, Si – pilka.

I1(B)=8,298 eV; I1(Si)=8,151 eV. Abu nėra linkę susidaryti katijonams.

2) Abi yra chemiškai inertiškos (nors boras vis tiek tirpsta karštose oksiduojančiose rūgštyse. Abu tirpsta šarmuose.

2B + KOH + 2H2O ® 2KBO2 + 3H2

Si + 2KOH + H2O®K2SiO3+ 2H2

3) Esant aukštai temperatūrai, jie reaguoja su metalais, sudarydami boridus ir silicidus - Ca3B2; Mg2Si - ugniai atsparius, elektrai laidžius junginius.

Boro deguonies junginiai. B2O3 - rūgšties oksidas (taip pat ir SiO2) - tiek polimerinis, stiklinis, tik B2O3 sudaro plokščius tinklus, o SiO2 - erdvines struktūras. Skirtumas tarp jų yra tas, kad boro oksidas yra lengvai hidratuojamas, o smėlis (SiO2), kaip žinoma, ne.

H3BO3 – ortoboro rūgštis.

H3BO3 «HBO2+H2O metaboro rūgštis (100°С)

4HBO2 "H2B4O7 + H2Otetraboro rūgštis (140 ° C) - silpna, abu Kd

H2B4O7 "2B2O3 + H2O yra praktiškai vienodi - ne rūgščių druskos

Ortoboro rūgštis silpna, kartais rašoma jos disociacija

B(OH)3 + H2O «B(OH)4 + H+

Su alkoholiais sudaro esterius: H3BO3+3CH3OH®B(OCH3)3+3H2O

Savybės. Boras yra žinomas amorfinės (rudos) ir kristalinės (juodos) formos, lyd. 2300°C, vir. 3700°C, p = 2,34 g/cm3. Boro kristalinė gardelė yra labai stipri, tai pasireiškia dideliu kietumu, maža entropija ir aukšta lydymosi temperatūra. Boro puslaidininkis. Boro nemetališkumas atitinka jo padėtį periodinėje sistemoje – tarp berilio ir anglies bei įstrižai šalia silicio. Todėl boras turi panašumų ne tik su aliuminiu, bet ir su siliciu. Iš jo pozicijos taip pat išplaukia, kad boro junginiai su azotu turėtų būti elektroninė struktūra ir savybės panašios į anglį.

2BH3(g) - B2H6(g);

delta G= - 126 kJ

3NaBH4+4BF3 ->2В2Н6 + 3NaBF4

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

DiboranasВ2Н6 – energinga reduktorius, ore užsidega savaime

B2H6 + 3O2 => B2O3 + ZH2O

Jis sąveikauja su vandeniu, išskirdamas vandenilį;

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

Eterinėje aplinkoje B2H6 reaguoja su ličio hidridu ir susidaro borohidridas

B2H6+2LiH => 2LiBH4

Dažniau nei Li, jie naudoja Na, gautą reakcijos metu

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

B2O3 + ZS => 2B + ZSO

2B2O3+P4O10 => 4BPO4

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

H3BO3 neutralizavimas nesusidaro ortoboratai , kuriuose yra jonas (BO3) 3-, ir gaunami tetraboratai, kitų poliboro rūgščių metaboratai arba druskos:

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

Boro oksidas B2O3 – boro rūgšties anhidridas, bespalvė, gana ugniai atspari kartaus skonio stiklinė arba kristalinė medžiaga, dielektrikas.

Stiklinis boro oksidas yra sluoksniuotos struktūros (atstumas tarp sluoksnių 0,185 nm), sluoksniuose boro atomai išsidėstę lygiakraštių trikampių BO3 viduje (d B-O = 0,145 nm). Ši modifikacija lydosi 325-450 °C temperatūros diapazone ir pasižymi dideliu kietumu. Jis gaunamas kaitinant borą ore 700 °C temperatūroje arba dehidratuojant ortoboro rūgštį. Kristalinis B2O3, gaunamas kruopščiai pašalinus vandenį iš metaboro rūgšties HBO2, yra dviejų modifikacijų – su šešiakampiu. kristalinė gardelė, esant 400 °C ir 2200 MPa, jis tampa monokliniškas.

Pramonėje boraksas gaunamas iš natūralių boratų susiliejus su soda . Kai natūralūs boro mineralai apdorojami sieros rūgštimi, boro rūgštis . Iš boro rūgšties H3BO3 kalcinuojant gaunamas oksidas B2O3, po to jis arba boraksas redukuojamas aktyvieji metalai(magnio arba natrio) iki laisvo boro:

B2O3 + 3Mg = 3MgO + 2B,

2Na2B4O7 + 3Na = B + 7NaBO2.

Šiuo atveju pilkos spalvos miltelių pavidalu, amorfinis boras. Didelio grynumo kristalinį borą galima gauti perkristalizuojant, tačiau pramonėje jis dažniau gaunamas elektrolizuojant išlydytus fluoroboratus arba termiškai skaidant BBr3 boro bromido garus ant tantalo vielos, įkaitintos iki 1000–1500 °C, esant vandeniliui:

2BBr3 + 3H2 = 2B + 6HBr

Taip pat galima naudoti boro krekingą:

B4H10 = 4B + 5H2.

Boro rūgštis(ortoboro rūgštis) yra silpna rūgštis, kurios cheminė formulė yra H3BO3. Bespalvė kristalinė medžiaga dribsnių pavidalo, bekvapė, turi sluoksniuotą triklininę gardelę, kurioje rūgščių molekulės yra sujungtos vandeniliniais ryšiais plokščiais sluoksniais, sluoksniai tarpusavyje sujungti tarpmolekuliniais ryšiais (d = 0,318 nm).

Metaboro rūgštis(HBO2) taip pat yra bespalvis kristalas. Jis egzistuoja trimis modifikacijomis – stabiliausia γ-HBO2 su kubine gardele, β-HBO2 su monokline gardele ir α-HBO2 su rombine gardele.

Kai šildomas ortoboro rūgštis netenka vandens ir pirmiausia pereina į metaboro rūgštį, paskui į tetraboro rūgštį H2B4O7. Toliau kaitinant, jis dehidratuoja iki boro anhidrido.

Boro rūgštis pasižymi labai silpnomis rūgštinėmis savybėmis.. Jis santykinai mažai tirpsta vandenyje. Jo rūgštinės savybės atsiranda ne dėl H + protono pašalinimo, o dėl hidroksilo anijono pridėjimo:

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

Jį iš druskų tirpalų lengvai išstumia dauguma kitų rūgščių. Jo druskos, vadinamos boratais, dažniausiai gaminamos iš įvairių poliboro rūgščių, dažniausiai tetraboro H2B4O7, kuri yra daug stipresnė rūgštis nei ortoboro. B(OH)3 rodo labai silpnus amfoteriškumo požymius, sudarydamas mažai stabilų boro hidrosulfatą B(HSO4)3.

Ortoboro rūgštį neutralizuojant šarmais vandeniniuose tirpaluose, ortoboratai, kuriuose yra (BO3)3– jonų, nesusidaro, nes dėl per mažos [B(OH)4]– susidarymo konstantos ortoboratai beveik visiškai hidrolizuojasi. Tirpale susidaro kitų poliboro rūgščių tetraboratai, metaboratai arba druskos:

Esant šarmų pertekliui, jie gali virsti metaboratais:

Meta- ir tetraboratai hidrolizuojasi, bet mažesniu mastu (atvirkštinės reakcijos nei pateiktos).

Parūgštintuose vandeniniuose boratų tirpaluose susidaro šios pusiausvyros:

Labiausiai paplitusi boro rūgšties druska yra natrio tetraborato dekahidratas Na2B4O7 10H2O (techninis pavadinimas – boraksas).

Kaitinant, boro rūgštis ištirpdo metalų oksidus, sudarydama druskas.

Su alkoholiais, esant koncentruotai sieros rūgščiai, susidaro esteriai:

Boro metilo eterio B(OCH3)3 susidarymas yra kokybinė reakcija į H3BO3 ir boro rūgščių druskas; užsidegus metilboro eteris dega gražia ryškiai žalia liepsna.

Borosilikatinis stiklas- įprastos sudėties stiklas, kuriame šarminiai komponentai žaliavoje pakeisti boro oksidu (B2O3). Taip pasiekiamas didesnis cheminis atsparumas ir žemas šiluminio plėtimosi koeficientas – iki 3,3 10–6 esant 20 °C geriausiems mėginiams. Borosilikatiniam stiklui jis labai mažas, tik kvarciniam stiklui mažiau (beveik 10 kartų). Tai apsaugo nuo stiklo įtrūkimų staigių temperatūros pokyčių metu. Taip yra dėl to, kad jis naudojamas kaip ugnis ir kitais atvejais, kai reikalingas terminis stabilumas.

Naudojimas Kasdieniame gyvenime atviros ugnies indų, arbatinukų gamybai. Jis naudojamas kaip medžiaga laboratoriniams stikliniams indams, taip pat chemijos pramonei ir kitoms pramonės šakoms, pavyzdžiui, kaip šiluminių elektrinių šilumokaičio medžiaga. Taip pat naudojamas pigių gitarų skaidres gaminti. Taip pat iš borosilikatinio stiklo galima gaminti pipetes ICSI, blastomerų biopsijai, kuri atliekama genetinei diagnostikai prieš implantaciją naudojant biopsijos ląsteles kaip genetinę medžiagą. Yra 3 pipetės, kurių vidinis skersmuo yra nuo 4 µm iki 7,5 µm. Pipetė yra 60–75 mm ilgio ir 30° pasvirimo kampu. Pipetės skirtos vienkartiniam naudojimui.

bendrosios charakteristikos IVA pogrupio elementai. Atomų sandara. Oksidacijos laipsniai. Paplitimas ir radimo gamtoje formos. Allotropinės anglies modifikacijos. Fizinės ir cheminės savybės. Juodojo grafito atmainos: koksas, anglis, suodžiai.

Bendrosios IVA grupės elementų charakteristikos IV grupės pagrindinio pogrupio elementai yra C, Si, Ge, Sn, Pv. Išorinio valentingumo lygio elektroninė formulė yra nS2np2, tai yra, jie turi 4 valentinius elektronus ir tai yra p elementai, todėl jie yra IV grupės pagrindiniame pogrupyje. ││││ │↓│ np nS Esant pagrindinei atomo būsenai, du elektronai yra suporuoti, o du – neporuoti. Tolimiausiame anglies elektroniniame apvalkale yra 2 elektronai, silicio – 8, o Ge, Sn, Pv – po 18 elektronų. Todėl Ge, Sn, Pv yra sujungti germanio pogrupyje (tai yra pilni elektroniniai analogai). Šiame p elementų pogrupyje, kaip ir kituose p elementų pogrupiuose, elementų atomų savybės periodiškai kinta.

Taigi pogrupyje iš viršaus į apačią didėja atomo spindulys, todėl mažėja jonizacijos energija, todėl didėja galimybė paaukoti elektronus, o polinkis užbaigti išorinį elektronų apvalkalą iki okteto smarkiai sumažėja, todėl nuo C iki Pb, redukuojančios savybės ir metalinės savybės didėja, o nemetalinės savybės mažėja. Anglis ir silicis yra tipiški nemetalai, Ge jau turi metalinių savybių ir atrodo kaip metalas, nors yra puslaidininkis. Su alavu jau vyrauja metalinės savybės, o švinas yra tipiškas metalas. Turėdami 4 valentinius elektronus, atomai jų junginiuose gali rodyti oksidacijos būsenas nuo minimumo (-4) iki didžiausios (+4), jiems būdingas net S.O.: -4, 0, +2, +4; S.O. = -4 būdinga C ir Si su metalais. Santykio su kitais elementais pobūdis. Tik anglies formos kovalentiniai ryšiai, silicis taip pat pirmiausia formuoja kovalentinius ryšius. Dėl alavo ir švino, ypač S.O. = +2, jungties joninė prigimtis būdingesnė (pavyzdžiui, Рв(NO3)2). Kovalenciją lemia atomo valentinė struktūra. Anglies atomas turi 4 valentines orbitales, o didžiausia kovalentė yra 4. Kitų elementų kovalentiškumas gali būti didesnis nei keturi, nes yra valentinis d polygis (pavyzdžiui, H2). Hibridizacija. Hibridizacijos tipą lemia valentinių orbitų tipas ir skaičius. Anglis turi tik S ir p valentines orbitales, todėl gali būti Sp (karbinas, CO2, CS2), Sp2 (grafitas, benzenas, COCl2), Sp3 hibridizacija (CH4, deimantas, CCl4). Siliciui būdingiausia Sp3 hibridizacija yra (SiO2, SiCl4), tačiau ji turi valentinį d-sublygį, todėl yra ir Sp3d2 hibridizacija, pavyzdžiui, H2. PSE IV grupė yra D.I.Mendelejevo lentelės vidurys. Čia aiškiai matomas ryškus savybių pokytis nuo nemetalų iki metalų. Atskirai apsvarstysime anglį, tada silicį, tada germanio pogrupio elementus.

Atom(iš graikų atomos – nedalomas) – vienabranduolinė, nedaloma cheminio elemento dalelė, medžiagos savybių nešėja. Medžiagos sudarytos iš atomų. Pats atomas susideda iš teigiamai įkrauto branduolio ir neigiamo krūvio elektronų debesies. Apskritai atomas yra elektriškai neutralus. Atomo dydį visiškai lemia jo elektronų debesies dydis, nes branduolio dydis yra nereikšmingas, palyginti su elektronų debesies dydžiu. Branduolys susideda iš Z teigiamai įkrautų protonų (protono krūvis atitinka +1 in įprastiniai vienetai) ir N neutronų, kurie neturi jokio krūvio (protonai ir neutronai vadinami nukleonais). Taigi branduolio krūvis nustatomas tik pagal protonų skaičių ir yra lygus elemento eilės numeriui periodinėje lentelėje. Teigiamas branduolio krūvis kompensuojamas neigiamo krūvio elektronais (elektronų krūvis -1 savavališkais vienetais), kurie sudaro elektronų debesį. Elektronų skaičius lygus protonų skaičiui. Protonų ir neutronų masės yra lygios (atitinkamai 1 ir 1 amu). Atomo masę lemia jo branduolio masė, nes elektrono masė yra maždaug 1850 kartų mažesnė už protono ir neutrono masę ir retai į ją atsižvelgiama atliekant skaičiavimus. Neutronų skaičių galima rasti pagal skirtumą tarp atomo masės ir protonų skaičiaus (N=A-Z). Bet kurio cheminio elemento, kurio branduolys susideda iš griežtai apibrėžto protonų (Z) ir neutronų (N) skaičiaus, atomų tipas vadinamas nuklidu.

Kadangi beveik visa masė yra sutelkta atomo branduolyje, tačiau jos matmenys yra nereikšmingi, palyginti su bendru atomo tūriu, branduolys imamas sąlyginai materialus taškas esantis atomo centre, o pats atomas laikomas elektronų sistema. Cheminėje reakcijoje atomo branduolys nepaveikiamas (išskyrus branduolines reakcijas), kaip ir vidiniai elektroniniai lygiai, bet dalyvauja tik išorinio elektronų apvalkalo elektronai. Dėl šios priežasties būtina žinoti elektrono savybes ir susidarymo taisykles elektronų apvalkalai atomai.

Oksidacijos laipsnis(oksidacijos skaičius, formalusis krūvis) – pagalbinė sąlyginė reikšmė oksidacijos, redukcijos ir redokso reakcijų procesams registruoti. Tai rodo atskiro molekulės atomo oksidacijos būseną ir yra tik patogus elektronų perdavimo apskaitos metodas: tai nėra tikrasis atomo krūvis molekulėje (žr. #Konvencija).

Idėjos apie elementų oksidacijos laipsnį sudaro pagrindą ir naudojamos klasifikuojant chemines medžiagas, apibūdinant jų savybes, ruošiant junginių formules ir jų tarptautinius pavadinimus (nomenklatūrą). Tačiau jis ypač plačiai naudojamas tiriant redokso reakcijas.

Oksidacijos būsenos sąvoka dažnai vartojama neorganinė chemija vietoj valentingumo sąvokos.

Atomo oksidacijos būsena yra lygi skaitinei reikšmei elektros krūvis priskiriamas atomui, darant prielaidą, kad jungiančios elektronų poros yra visiškai pakreiptos daugiau elektronneigiamų atomų (tai yra, remiantis prielaida, kad junginys susideda tik iš jonų).

Oksidacijos būsena atitinka elektronų skaičių, kurį reikia pridėti prie teigiamo jono, kad jis redukuotųsi į neutralų atomą, arba paimtas iš neigiamo jono, kad jį oksiduotų iki neutralaus atomo:

Al3+ + 3e− → Al

S2− → S + 2e− (S2− − 2e− → S)

Anglies- medžiaga, kurioje daugiausia [šaltinis nenurodytas 1528 dienos] didelis skaičius alotropinių modifikacijų (jau atrasta daugiau nei 8).

Allotropinės anglies modifikacijos jų savybės kardinaliai skiriasi viena nuo kitos – nuo ​​minkštos iki kietos, nepermatomos iki skaidrios, abrazyvinės iki tepimo, nebrangios iki brangios. Šie alotropai apima amorfinius anglies (anglies, suodžių), nanoputų, kristalinių alotropų – nanovamzdelių, deimantų, fullerenų, grafito, lonsdaleito ir kerafito – amorfinius alotropus.

Anglies alotropų klasifikavimas pagal cheminio ryšio tarp atomų pobūdį:

Deimantas (kubas)

Lonsdaleite (šešiakampis deimantas)

Fullerenai (C20+)

Nanovamzdeliai

Nanopluoštai

Astralens

stiklinė anglis

Kolosalūs nanovamzdeliai

Mišrios sp3/sp2 formos:

amorfinė anglis

Anglies nanoinkstai

Anglies nanoputos

Kitos formos: C1 - C2 - C3 - C8

Anglies(cheminis simbolis – C, lot. Carboneum) – keturioliktos grupės cheminis elementas (pagal pasenusią klasifikaciją – pagrindinis ketvirtos pogrupis

grupė), 2-asis periodinės cheminių elementų sistemos periodas. serijos numeris 6, atominė masė - 12,0107.

Fizinės savybės.

Anglies yra daug alotropinių modifikacijų ir labai įvairių fizines savybes. Modifikacijų įvairovė atsiranda dėl anglies gebėjimo formuotis cheminiai ryšiai skirtingo tipo.

Yra hidroksidų, kurie reaguoja ir su rūgštimis, ir su bazėmis, priklausomai nuo sąlygų. Šie junginiai, pasižymintys dviguba prigimtimi, vadinami amfoteriniais hidroksidais. Jas, kaip ir visas bazes, sudaro metalo katijonas ir hidroksido jonas. Tik tie hidroksidai, kurių sudėtyje yra šių metalų, gali veikti kaip rūgštys ir bazės: Be, Zn, Al, Pb, Sn, Ga, Cd, Fe, Cr(ІІІ) ir kt. Kaip matyti iš Periodinė sistema DI. Mendelejevo, dvigubos prigimties hidroksidai sudaro metalus, kurie yra arčiausiai nemetalų. Manoma, kad tokie elementai yra pereinamosios formos, o skirstymas į metalus ir nemetalus yra gana savavališkas.

Amfoteriniai hidroksidai yra kietos, miltelių pavidalo, smulkiai kristalinės medžiagos, kurios dažniausiai būna baltos spalvos, netirpsta vandenyje ir blogai laidi srovę (silpni elektrolitai). Tačiau kai kurios iš šių bazių gali ištirpti rūgštyse ir šarmuose. „Dvigubų junginių“ disociacija vandeniniuose tirpaluose vyksta pagal rūgščių ir bazių tipą. Taip yra dėl to, kad sulaikymo jėga tarp metalo ir deguonies atomų (Me-O) bei tarp deguonies ir vandenilio atomų (O-H) praktiškai lygi, t.y. Me - O - N. Todėl šie ryšiai nutrūks vienu metu, ir šios medžiagos išsiskirs į H + katijonus ir OH- anijonus.

Amfoterinis hidroksidas – Be (OH) 2 padės patvirtinti šių junginių dvejopą prigimtį. Apsvarstykite berilio hidroksido sąveiką su rūgštimi ir baze.

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

2. Būkite (OH) 2 + 2KOH - K 2 - kalio tetrahidroksoberiliatas.

Pirmuoju atveju vyksta neutralizacijos reakcija, kurios rezultatas – druskos ir vandens susidarymas. Antruoju atveju reakcijos produktas bus Neutralizacijos reakcija būdinga visiems be išimties hidroksidams, tačiau sąveika su jų rūšimi būdinga tik amfoteriniams. Tokias dvejopas savybes parodys ir kiti amfoteriniai junginiai – oksidai ir patys metalai, su kuriais jie susidaro.

Kitos tokių hidroksidų cheminės savybės bus būdingos visoms bazėms:

1. Terminis skilimas, reakcijos produktai – atitinkamas oksidas ir vanduo: Be (OH) 2 -BeO + H 2 O.

Taip pat reikia atsiminti, kad yra medžiagų, su kuriomis amfoteriniai hidroksidai nesąveikauja, t.y. neveikia, tai:

1. nemetalai;
2. metalai;
3. netirpios bazės;
4. amfoteriniai hidroksidai.
5. vidutinės druskos.

Šie junginiai gaunami šarminiu būdu nusodinant atitinkamus druskos tirpalus:

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

Kai kurių elementų druskos šios reakcijos metu sudaro hidratą, kurio savybės beveik visiškai atitinka dvigubo pobūdžio hidroksidų savybes. Tos pačios bazės, pasižyminčios dvejopomis savybėmis, yra mineralų dalis, kurių pavidalu jie randami gamtoje (boksitas, goetitas ir kt.).

Taigi amfoteriniai hidroksidai yra tie, kurie, priklausomai nuo su jais reaguojančios medžiagos pobūdžio, gali veikti kaip bazės arba kaip rūgštys. Dažniausiai jie atitinka amfoterinius oksidus, kuriuose yra atitinkamas metalas (ZnO-Zn (OH) 2; BeO - Be (OH) 2) ir kt.).

amfoterinis Hidroksidai vadinami tokiais, kurie, priklausomai nuo sąlygų, pasižymi arba bazių, arba rūgščių savybėmis.

Amfoteriniai hidroksidai apima:

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

ir kai kurie kiti.

Amfoteriniai hidroksidai reaguoja:

a) su rūgštimis

Pavyzdžiui:

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

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

b) su rūgštiniais oksidais,

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

Šiose reakcijose amfoteriniai hidroksidai pasižymi bazių savybėmis .

in) su pagrindais,

tirpstant kietosioms medžiagoms susidaro druskos.

Pavyzdžiui:

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

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

Šiose reakcijose amfoteriniai hidroksidai pasižymi rūgščių savybėmis.

Reakcijoje su vandeniniais šarmų tirpalais susidaro atitinkami kompleksiniai junginiai.

Pavyzdžiui:

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

natrio tetrahidroksoaliuminatas

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

kalio tetrahidroksocinkatas

G) su baziniais oksidais:

2Cr(OH)3 + K2O 2KCrO2 + 3H2O.

Šioje reakcijoje amfoterinis hidroksidas pasižymi rūgštinėmis savybėmis. Reakcija vyksta reagentų susiliejimo būdu.

Bazių gavimo būdai

1. Dažnas bazių paruošimo būdas yra tirpalo mainų reakcijadruska su šarmo tirpalu. Sąveikaujant susidaro nauja bazė ir nauja druska.

Pavyzdžiui:

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

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

Šiuo metodu galima gauti ir netirpias, ir tirpias bazes.

2. Šarmus galima gauti reaguojant šarminiams ir žemės šarminiams metalams su vandeniu..

Pavyzdžiui:

2Na + 2H 2O \u003d 2NaOH + H2,

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

3. Šarmus taip pat galima gauti šarminių ir šarminių žemių metalų oksidams sąveikaujant su vandeniu.

Pavyzdžiui:

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

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

4.Technikoje šarmas gaunamasdruskos tirpalų elektrolizė(pavyzdžiui, chloridai).

Pavyzdžiui:

2NaС1 + 2Н 2 О
2NaOH + H2 + C1 2.

Bazių panaudojimo sritys

Natrio ir kalio hidroksidai (NaOH ir KOH) naudojami naftos produktams valyti, muilui, viskozei, popieriui gaminti, naudojami tekstilės ir odos pramonėje ir kt. Šarmai yra cheminio paviršių nuriebalinimo tirpalų dalis. juodųjų ir kai kurių spalvotųjų metalų prieš dengiant apsaugines ir dekoratyvines dangas.

Kalio, kalcio, bario hidroksidai naudojami naftos pramonėje slopintų gręžimo skysčių ruošimui, dėl kurių galima gręžti nestabiliai akmenys. Šarminių tirpalų įpurškimas į rezervuarą prisideda prie produktyvių rezervuarų alyvos atgavimo padidėjimo.

Geležies (III), kalcio ir natrio hidroksidai naudojami kaip reagentai dujoms valyti iš vandenilio sulfido.

Hidratuotos kalkės Ca(OH) 2 naudojamos kaip metalų korozijos, veikiant jūros vandeniui, inhibitorius, taip pat kaip reagentas vandens kietumui šalinti ir mazutui valyti, naudojamas tepalinėms alyvoms gaminti.

Aliuminio ir geležies (III) hidroksidai naudojami kaip flokuliantai vandens valymui, taip pat gręžimo skysčiams ruošti.