Nivel de studiu: III (clasa X).

Orientarea caracterului: nivel mediu.

Principiul de conducere: activ, comunicativ.

Metoda dominanta: căutarea problemei.

Scopul triun al lecției:

1) Aspect educativ

• Să actualizeze și să sintetizeze cunoștințele obținute anterior de studenți despre principalele clase de compuși anorganici.
• Pentru a consolida capacitatea elevilor de a scrie ecuații ale reacțiilor chimice care implică hidroxizi amfoteri.
• Pentru a continua formarea conceptului de „amfoter” în rândul elevilor.

2) Aspectul de dezvoltare

• Arătați posibilitatea aplicării cunoștințelor lor în rezolvarea problemelor calitative și efectuarea de exerciții.
• Continuați să construiți abilități activitate cognitivă, prin explicarea experienței problemei prezentate elevilor.
• Continuarea formării capacității de a compara, analiza și compara rezultatele experimentelor;
• Formarea capacității de a face analogii între diferite obiecte;
• Dezvoltarea atenției și a memoriei.
• Dezvoltarea deprinderilor experimentale.

3) Aspect educativ

• Formarea perspectivei științifice.
• Formarea culturii muncii educaționale.
• Acordați atenție esteticii activităților educaționale și de muncă atunci când efectuați experimente.
• Educarea unei culturi a comunicării, capacitatea de a interacționa în perechi;
• Formarea unei culturi a muncii mentale în rândul elevilor, acuratețea în îndeplinirea sarcinilor și scrierea formulelor.
• Educația omului ca parte a naturii și a societății, supusă legilor acestora.

Echipamente și reactivi: soluții de clorură de zinc, hidroxid de sodiu, amoniac, clorură de aluminiu, de acid clorhidric, clorură de magneziu, clorură de sodiu; eprubete.

În timpul orelor

1. Moment organizatoric

2. Repetarea materialului acoperit

Sondaj individual la tablă:

Primul student - „Proprietățile chimice ale acizilor”
- al doilea elev - „Proprietăţile chimice ale bazelor”.

În acest moment, clasa îndeplinește sarcina: Cu care dintre următoarele substanțe va reacționa hidroxidul de sodiu și cu care acid clorhidric?

Scrieți posibile ecuații de reacție.

Substanţe: HNO3, CaO, CO2, СuSO4, Cu(OH)2, P2O5, ZnO, AgNO3.

Apoi un elev finalizează această sarcină pe tablă, iar restul verifică.

Pe birou:

1.	NaOH + HNO3 \u003d NaNO3 + H2O 2 NaOH + CO 2 \u003d Na 2 CO 3 + H 2 O 2 NaOH + CuSO4 = Na2SO4 + Cu(OH)2 2 NaOH + ZnO Na2ZnO2 + H2O 6 NaOH + P 2 O 5 \u003d 2Na 3 PO 4 + 3H 2 O
2.	2HCI + CaO = CaCI2 + H2O 2HCI + Cu(OH)2 = CuCl2 + 2H2O 2HCI + ZnO = ZnCl2 + H2O HCl + AgNO 3 \u003d AgCl + HNO 3

3. Învățarea de noi materiale

Subiectul lecției:„Hidroxidi amfoteri”.

Motto-ul lecției: „Chimia este știința semitonurilor”.
E.E. Nifantiev.

Actualizare de cunoștințe

Profesor: Tema lecției noastre este „Hidroxidii amfoteri”. Sarcina noastră este să știm ce compuși sunt numiți hidroxizi amfoteri și care sunt Proprietăți chimice; înțelegeți care este cauza amfoterismului; să poată scrie ecuații de reacție care reflectă proprietățile chimice ale hidroxizilor amfoteri.

Deci, să recapitulăm ceea ce știți deja despre „amfoter”.

Student: Compușii amfoteri prezintă atât bazici, cât și proprietăți acide.

Profesor: Ne-am întâlnit deja cu oxizi amfoteri. Îmi puteți spune ce elemente formează acești compuși?

Student: Metale în starea de oxidare +3 și +4, precum și metale ale căror proprietăți metalice nu sunt pronunțate (în tabelul periodic al elementelor, ele sunt situate între metale și nemetale, de-a lungul diagonalei). De exemplu: Be, Zn, Ge etc.

Proprietățile fizice ale hidroxizilor amfoteri

Profesor: Hidroxizii amfoteri sunt solide insolubile în apă, de obicei de culoare albă.

chitanta

Profesor: Propuneți o metodă de preparare a hidroxizilor amfoteri, amintindu-vă că aceștia sunt insolubili în apă.

Student: O reacție de schimb între o sare solubilă a metalului corespunzător și un alcalin. (Experiment demonstrativ)

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

Profesor: Dar! Un exces de alcali poate dizolva precipitatul care s-a format, astfel încât se ia o bază slabă - NH 3 * H 2 O (hidroxid de amoniu sau hidrat de amoniac).

Proprietăți chimice

Profesor:Înțelepciunea binecunoscută spune: „Experiența este calea către cunoaștere”. Prin urmare, veți determina proprietățile chimice ale hidroxizilor amfoteri realizând un experiment de laborator în perechi.

Exercițiu: obțineți hidroxid de aluminiu și determinați-i proprietățile chimice. Pentru a face acest lucru, aveți pe mese soluții de clorură de aluminiu, amoniac, acid clorhidric și hidroxid de sodiu. Nu uitați să respectați regulile de siguranță.Notați ecuațiile reacțiilor chimice.

Elevii efectuează experimentul, notează ecuațiile de reacție în caiete.

Un elev merge la tablă și notează toate ecuațiile și explică fenomenele observate.

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

Concluzie: hidroxidul de aluminiu reactioneaza atat cu acizii cat si cu bazele, i.e. prezintă proprietăți amfotere.

Profesor: Care este motivul naturii amfoterice a acestor compuși?

Pentru a răspunde la această întrebare, luați în considerare disocierea lor.

În soluțiile apoase, hidroxizii amfoteri practic nu se disociază, dar în soluțiile de acizi și alcaline se pot disocia în două moduri.

Profesor. Trebuie remarcat faptul că sărurile anionice formate în timpul interacțiunii hidroxidului amfoter cu alcalii sunt stabile într-un mediu alcalin, dar sunt distruse atunci când soluțiile sunt acidulate.

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

Hidroxizii amfoteri, ca și bazele insolubile, se descompun atunci când sunt încălziți:

2Al(OH)3Al2O3 + 3H2O

4. Fixare

Sarcina experimentală. Sunt date trei eprubete cu soluții de cloruri de sodiu, magneziu și aluminiu. Cum se stabilește ce eprubetă conține ce substanță?

Un participant merge la masa demonstrativă și efectuează experimentul.

5. Rezumând lecția

Profesor: Așadar, rezumând lecția noastră, aș dori să spun că amfoteritatea nu este doar o categorie chimică, ci și una filozofică: cu greacă cuvântul „amphoteros” este tradus ca „unul și celălalt”, adică acest concept înseamnă unitatea contrariilor.

Și aceasta este deja una dintre legile de bază ale naturii - legea unității și a luptei contrariilor, care se manifestă în aproape fiecare reactie chimica: acid și bază, agent oxidant și agent reducător, donor și acceptor și așa mai departe.

Această lege este obiectivă, nu poate fi anulată, poate fi folosită doar pentru a explica fenomene.

Întâlnim adesea manifestări ale acestei legi în viață: în tehnologie, particulele cu încărcare opusă se atrag; în relaţiile umane – adesea foarte oameni diferiti apropiate, par să se completeze reciproc. În viață, binele și răul se luptă mereu, în fiecare persoană există neapărat rău și trăsături bune. Prin urmare, nu există o persoană ideală, doar bună, iar în persoana cea mai căzută, cea mai rea poți găsi întotdeauna ceva bun, luminos. Trebuie să ne amintim mereu acest lucru și să tratăm oamenii din jurul nostru cu înțelegere, toleranță față de deficiențele altora.

Tema lecției noastre de astăzi este o altă confirmare a conexiunii chimiei cu viața noastră. Și acum să revenim la motto-ul acestei lecții: „Chimia este știința semitonurilor”. Cum poți explica această expresie?

Student: Aceasta înseamnă că nu poate fi trasă o linie clară între ele substanțe simple metale și nemetale, diferite clase de compuși, organici și substante anorganice. Totul este supus unității lumii materiale.

6. Tema pentru acasă

Punctul 28.3, sarcini: 1,2,3 (manual „Chimie Clasa 10” autori: I.I. Novoshinsky, N.S. Novoshinskaya)

Sarcină suplimentară pentru lecție(daca este timp)

Efectuați transformări:

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. Al2O3 + Na2O2NaAlO2

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

4. 2Al (OH)3Al2O3 + 3H2O

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

1. AlCl3 + 3NaOH = 3NaCI + 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

Următorii oxizi ai elementelor sunt amfoteri major subgrupe: BeO, A1 2 O 3, Ga 2 O 3, GeO 2, SnO, SnO 2, PbO, Sb 2 O 3, PoO 2. Hidroxizii amfoteri sunt următorii hidroxizi ai elementelor major subgrupe: 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 , PbO2nH2O.

Natura de bază a oxizilor și hidroxizilor elementelor unui subgrup crește odată cu creșterea numărului atomic al elementului (când se compară oxizi și hidroxizi ai elementelor în aceeași stare de oxidare). De exemplu, N 2 O 3, P 2 O 3, As 2 O 3 sunt oxizi acizi, Sb 2 O 3 este un oxid amfoter, Bi 2 O 3 este un oxid bazic.

Să luăm în considerare proprietățile amfotere ale hidroxizilor folosind exemplul compușilor de beriliu și aluminiu.

Hidroxidul de aluminiu prezintă proprietăți amfotere, reacționează atât cu bazele, cât și cu acizii și formează două serii de săruri:

1) în care elementul A1 este sub formă de cation;

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

În această reacție, A1(OH) 3 funcționează ca bază, formând o sare în care aluminiul este cationul A1 3+;

2) în care elementul A1 face parte din anion (aluminați).

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

În această reacție, A1(OH) 3 acționează ca un acid, formând o sare în care aluminiul face parte din anionul AlO 2 -.

Formulele aluminaților dizolvați sunt scrise într-un mod simplificat, cu referire la produsul format în timpul deshidratării sării.

În literatura de specialitate chimică, se pot găsi diferite formule ale compușilor formați prin dizolvarea hidroxidului de aluminiu în alcalii: NaA1O 2 (metaaluminat de sodiu), Na tetrahidroxoaluminat de sodiu. Aceste formule nu se contrazic între ele, deoarece diferența lor este asociată cu diferite grade de hidratare a acestor compuși: NaA1O 2 2H 2 O este o înregistrare diferită a Na. Când A1 (OH) 3 este dizolvat într-un exces de alcali, se formează tetrahidroxoaluminat de sodiu:

A1 (OH) 3 + NaOH \u003d Na.

În timpul sinterizării reactivilor, se formează metaaluminatul de sodiu:

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

Astfel, putem spune că în soluțiile apoase există simultan ioni ca [A1 (OH) 4] - sau [A1 (OH) 4 (H 2 O) 2] - (pentru cazul în care ecuația reacției este întocmită luând luând în considerare învelișurile de hidrat), iar notația A1O 2 este simplificată.

Datorită capacității de reacție cu alcalii, hidroxidul de aluminiu, de regulă, nu este obținut prin acțiunea alcaline asupra soluțiilor de săruri de aluminiu, ci se folosește o soluție de amoniac:

A1 2 (SO 4) 3 + 6 NH 3 H 2 O \u003d 2A1 (OH) 3 + 3(NH4)2S04.

Dintre hidroxizii elementelor din a doua perioadă, hidroxidul de beriliu prezintă proprietăți amfotere (beriliul însuși prezintă o similitudine diagonală cu aluminiul).

Cu acizi:

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

Cu baze:

Fii (OH) 2 + 2NaOH \u003d Na 2 (tetrahidroxoberilat de sodiu).

Într-o formă simplificată (dacă reprezentăm Be (OH) 2 ca un acid H 2 BeO 2)

Fii (OH) 2 + 2NaOH (concentrat fierbinte) \u003d Na 2 BeO 2 + 2H 2 O.

berilat Na

Hidroxizii elementelor subgrupelor secundare, corespunzând celor mai înalte stări de oxidare, au cel mai adesea proprietăți acide: de exemplu, Mn 2 O 7 - HMnO 4; Cr03-H2Cr04. Pentru oxizi si hidroxizi inferiori este caracteristica predominarea principalelor proprietati: CrO - Cr (OH) 2; MnO - Mn (OH)2; FeO - Fe (OH) 2. Compușii intermediari corespunzători stărilor de oxidare +3 și +4 prezintă adesea proprietăți amfotere: Cr 2 O 3 - Cr (OH) 3; Fe 2 O 3 - Fe (OH) 3. Ilustram acest model pe exemplul compușilor de crom (Tabelul 9).

Tabelul 9 - Dependența naturii oxizilor și hidroxizilor corespunzători acestora de gradul de oxidare al elementului

Interacțiunea cu acizii duce la formarea unei sări în care elementul crom este sub formă de cation:

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

sulfat de Cr(III).

Reacția cu bazele duce la formarea sării, în care elementul crom face parte din anion:

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

hexahidroxocromat(III) Na

Oxidul și hidroxidul de zinc ZnO, Zn(OH)2 sunt de obicei compuși amfoteri, Zn(OH)2 se dizolvă ușor în soluții acide și alcaline.

Interacțiunea cu acizii duce la formarea unei sări în care elementul zinc este sub formă de cation:

Zn(OH)2 + 2HC1 = ZnCI2 + 2H2O.

Interacțiunea cu bazele duce la formarea unei sări în care elementul zinc se află în anion. Când interacționează cu alcalii in solutii se formează tetrahidroxozincați, când este topită- zincați:

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

Sau la fuziune:

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

Hidroxidul de zinc se obține în mod similar cu hidroxidul de aluminiu.

Amfoteritatea (dualitatea proprietăților) hidroxizilor și oxizilor multe elemente se manifestă în formarea a două tipuri de săruri. De exemplu, pentru hidroxid și oxid de aluminiu:

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

Al2О3 + 3H2SO4 = Al2(SO4)3 + 3H2O

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

Al2O3 + 2NaOH(t) = 2NaAlO2 + H2O (în topitură)

În reacțiile (a), Al(OH)3 și Al2O3 prezintă proprietățile hidroxizilor și oxizilor bazici, adică reacționează ca alcalii cu acizi și oxizi acizi, formând o sare în care aluminiul este cationul Al3+.

Dimpotrivă, în reacțiile (b), Al(OH)3 și Al2O3 acționează ca hidroxizi și oxizi acizi, formând o sare în care atomul de aluminiu AlIII face parte din anionul (restul acid) AlO2–.

Elementul aluminiu însuși prezintă proprietățile unui metal și a unui nemetal în acești compuși. Prin urmare, aluminiul este un element amfoter.

Proprietăți similare au și elemente ale grupurilor A - Be, Ga, Ge, Sn, Pb, Sb, Bi și altele, precum și cele mai multe elemente ale grupurilor B - Cr, Mn, Fe, Zn, Cd și altele.

De exemplu, amfoteritatea zincului este dovedită prin următoarele reacții:

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

Dacă un element amfoter are mai multe stări de oxidare în compuși, atunci proprietățile amfoter sunt cele mai pronunțate pentru o stare de oxidare intermediară.

De exemplu, cromul are trei stări de oxidare cunoscute: +II, +III și +VI. În cazul CrIII, proprietățile acide și bazice sunt exprimate aproximativ egal, în timp ce în CrII se observă predominanța proprietăților bazice, iar în CrVI - proprietăți acide:

CrII → CrO, Cr(OH)2 → CrSO4

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

CrVI → CrO3, H2CrO4 → K2CrO4

Foarte des, hidroxizii amfoteri ai elementelor în starea de oxidare +III există și sub formă meta, de exemplu:

AlO(OH) - metahidroxid de aluminiu

FeO(OH) - metahidroxid de fier (orto-forma „Fe(OH)3” nu există).

Hidroxizii amfoteri sunt practic insolubili în apă, cel mai convenabil mod de a le obține este precipitarea dintr-o soluție apoasă folosind o bază slabă - hidrat de amoniac:

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

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

Dacă se folosește un exces de alcalii într-o reacție de schimb de acest tip, hidroxidul de aluminiu nu va precipita, deoarece aluminiul, datorită amfoterității sale, trece într-un anion:

Al(OH)3(t) + OH− = −

Exemple ecuații moleculare reactii de acest tip:

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

ZnSO4 + 4NaOH(exces) = Na2 + Na2SO4

Sărurile rezultate se numără printre compușii complecși (săruri complexe): includ anioni complecși − și 2−. Denumirile acestor săruri sunt următoarele:

Na - tetrahidroxoaluminat de sodiu

Na2 - tetrahidroxozincat de sodiu

Produsele interacțiunii oxizilor de aluminiu sau zinc cu alcalii solidi se numesc diferit:

NaAlO2 - dioxoaluminat de sodiu (III)

Na2ZnO2 - dioxozincat de sodiu (II)

Acidificarea soluțiilor de săruri complexe de acest tip duce la distrugerea anionilor complecși:

− → Al(OH)3 → Al3+

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

Pentru multe elemente amfotere, formulele exacte ale hidroxizilor sunt necunoscute, deoarece oxizii hidratați precipită în loc de hidroxizi dintr-o soluție apoasă, de exemplu, MnO2 nH2O, Sb2O5 nH2O.

Elementele amfoterice în forma lor liberă interacționează atât cu acizii tipici, cât și cu alcalii:

2Al + 3H2S04(dec.) = Al2(S04)3 + H2

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

În ambele reacții se formează săruri, iar elementul luat în considerare într-un caz este parte a cationului, iar în al doilea caz este parte a anionului.

halogenuri de aluminiuîn condiții normale - cristalin incolor

substante. În seria de halogenuri de aluminiu, AlF3 diferă foarte mult în proprietăți

de la omologii lor. Este refractar, usor solubil in apa, chimic

inactiv. Principala metodă de obținere a AlF3 se bazează pe acțiunea HF anhidru

pe Al2O3 sau Al:

Al2O3 + 6HF = 2AlF3 + 3H2O

Compușii de aluminiu cu clor, brom și iod sunt fuzibili, foarte

reactiv și foarte solubil nu numai în apă, ci și în multe

solventi organici. Interacţiune halogenuri de aluminiu cu apă

însoţită de o degajare semnificativă de căldură. Toate în soluție apoasă

foarte hidrolizat, dar spre deosebire de halogenuri acide tipice

nemetale, hidroliza lor este incompletă și reversibilă. Fiind deja vizibil volatil

în condiții normale, AlCl3, AlBr3 și AlI3 fumează în aer umed

(din cauza hidrolizei). Ele pot fi obținute prin interacțiune directă

substanțe simple.

Halogenuri complexe(halogenometalații) conțin anioni complecși, în care atomii de halogen sunt liganzi, de exemplu. hexacloroplatinat(IV)K2 de potasiu, heptafluorotantalat(V) Na, hexafluoroarsenat(V) Litiu de litiu. max. termic Fluoro-, oxofluoro- și clorometalații sunt stabili. Prin natura legăturilor, compușii ionici sunt aproape de halogenuri complexe. cu cationi NF4+, N2F3+, C1F2+, XeF+ etc.

Multe halogenuri se caracterizează prin asociere și polimerizare în faza lichidă și gazoasă cu formarea de legături de punte. max. Halogenurile de metale din grupele I și II, A1C13, pentafluorurile de Sb și metalele de tranziție, oxofluorurile din compoziția MOF4 sunt predispuse la aceasta. Halogenurile de metal-metal sunt cunoscute, de exemplu. Hg2Cl2.

Fluorurile sunt semnificativ diferite în St. tu de alte halogenuri. Cu toate acestea, la halogenurile simple, aceste diferențe sunt mai puțin pronunțate decât la halogenii înșiși, iar la halogenurile complexe, ele sunt mai slabe decât la cele simple.

Multe halogenuri covalente (în special fluorurile) sunt acizi Lewis puternici, de exemplu. AsF5, SbF5, BF3, A1C13. Fluorurile fac parte din supraacizi. Halogenurile mai mari sunt reduse de metale și H2, de exemplu:

Halogenurile metalice din grupele V-VIII, cu excepția Cr și Mn, sunt reduse cu H2 la metale, de exemplu: WF6 + 3H2 -> W + 6HF

Multe halogenuri metalice covalente și ionice interacționează între ele pentru a forma halogenuri complexe, de exemplu: KC1 + TaC15 -> K[TaC16]

Halogenii mai ușori îi pot înlocui pe cei mai grei din halogenuri. Oxigenul poate oxida halogenurile cu eliberarea de C12, Br2 și I2. Unul dintre districtele caracteristice de halogenuri covalente-reciprocă. cu apa (hidroliza) sau vaporii acesteia in timpul incalzirii. (pirohidroliza), conducând la formarea de oxizi, oxi- sau

oxohalogenuri, hidroxizi și halogenuri de hidrogen. Excepțiile sunt CF4, CC14 și SF6, care sunt rezistente la vaporii de apă la temperaturi ridicate.

Halogenurile se obțin direct din elemente, interacțiune. halogenuri de hidrogen sau halogenuri de hidrogen to-t cu elemente, oxizi, hidroxizi sau săruri, precum și p-țiuni de schimb.

Halogenurile sunt utilizate pe scară largă în tehnologie ca materii prime pentru producerea de halogeni, alcaline și alcalino-pământoase. metale, ca componente ale sticlei etc. inorg. materiale; sunt între ele. produse în producția de metale rare și anumite neferoase, U, Si, Ge etc.

În natură, halogenurile formează clase separate de minerale, în care sunt prezentate fluorurile (de exemplu, mineralele fluorit, criolitul) și clorurile (silvit, carnalit), bromul și iodul fac parte din anumite minerale sub formă de impurități izomorfe. Cantități semnificative de halogenuri sunt conținute în apa mărilor și oceanelor, în sare și saramură subterană. Unele halogenuri, de ex. NaCl, K.C1, CaC12, fac parte din organismele vii.

Criolitul(din alt grecesc κρύος - îngheț + λίθος - piatră) - un mineral rar din clasa fluorurilor naturale, hexafluoroaluminatul de sodiu Na3. Cristalizează într-o singonie monoclinică; cristalele cuboide și plăcile gemene sunt rare. Formează de obicei agregate cristaline incolore, albe sau gri, cu un luciu sticlos, care conțin adesea cuarț, siderit, pirit, galenă, calcopirită, columbită și casiterită. Colorarea prin impurități a substanțelor organice este posibilă.

Metode dezvoltate în prezent obţinerea criolitului artificial. Produs artificial prin interacțiunea fluorurii de aluminiu cu fluorura de sodiu, precum și prin acțiunea acidului fluorhidric asupra hidroxidului de aluminiu în prezența sifonului. Este utilizat în procesul de producere electrolitică a aluminiului, în producerea acidului fluorhidric, a sticlei și a emailurilor.

Alaun. Alaunul este un nume de grup pentru sărurile duble din compoziția ME(SO4)2. 12H2O, unde M este potasiu K, rubidiu Rb, cesiu Cs, amoniu NH4 și E este aluminiu Al, crom Cr, fier Fe și alte elemente în stare de oxidare (+ III), dând cationi cu trei încărcări în timpul disocierii sărurilor .

Alaunul este foarte solubil în apă, soluțiile lor apoase au un gust acru astringent și o reacție acidă datorită hidrolizei, de exemplu:

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

Când este încălzit, alaunul se topește mai întâi în apa pe care o conțin, iar apoi această apă se pierde, formând săruri anhidre. Încălzirea ulterioară transformă alaunul într-un amestec de oxizi metalici. Alaunul de alumină-potasiu poate fi obținut prin modificarea procesului de producție a sulfatului de aluminiu purificat. În primul rând, caolinul este fiert cu acid sulfuric. La terminarea neutralizării acidului sulfuric, sulfatul de sodiu este adăugat în reactor pentru a obține alaun de sodiu. Acestea din urmă, datorită solubilității lor ridicate, sunt în soluție. După ce soluția este diluată la o densitate de 1,33 g/cm3, se separă de precipitatul de silice, se răcește și se amestecă cu o soluție saturată de clorură de potasiu. În același timp, se precipită alaunul aluminiu-potasiu, slab solubil la temperaturi scăzute. În lichidul mamă, după separarea cristalelor de alaun aluminiu-potasiu, rămân impurități solubile - compuși de fier și clorură de sodiu 89.

În timpul hidrolizei ionii de aluminiu hidratați pierd protoni, formând complexe hidro-oxo succesive. Când ultimul complex neutru pierde apă, se formează hidroxidul insolubil A1(OH)3.

Ioni complexi[A1(H20)5OH]2+ și [A1(H20)4(OH)2]+ rămân în soluție, în timp ce hidroxidul de A1(OH)3 precipită imediat după formare. Precipitațiile au loc la valori pH > 3. Complet la formarea hidroxidului de aluminiu hidroliză decurge în condiția neutralizării protonilor formați, de exemplu, cu alcalii.

Hidroliza profundă sărurile sulfatului de aluminiu sunt utilizate pe scară largă pentru curățarea băuturilor și Ape uzate. Hidroniul eliberat in timpul hidrolizei reactioneaza cu bicarbonatii H30 + + HC03 = CO2 + 2H20, continuti de obicei in apa. În acest caz produse finale hidroliza sunt hidroxidul de aluminiu coloidal și dioxidul de carbon.

Când solul de hidroxid de aluminiu este coagulat, se obține un precipitat gelatinos voluminos, care captează particulele și bacteriile în suspensie și le trage spre fundul bazinului. Consumul de sulfat de aluminiu necesar pentru purificarea apei depinde de compoziția și cantitatea de contaminanți din apă. Dozele de sulfat de aluminiu pentru epurarea apelor naturale și pentru post-epurarea apelor uzate variază de la 3-15 mg/l conform A1203, iar pentru epurarea fizico-chimică a apelor uzate urbane ajung la 30-50 mg/l conform A1203. Consumul de sulfat de aluminiu ar trebui să asigure formarea de suficient masa mare fulgi, care este necesar pentru a elimina contaminanții din apă. Valoarea pH-ului soluției trebuie redusă la 6,5-7,6, ceea ce corespunde solubilității minime în apă a hidroxidului de aluminiu. La o valoare a pH-ului mai mare sau mai mică, o parte din aluminiu rămâne în apă în stare dizolvată. În apele cu alcalinitate scăzută, când conținutul de bicarbonați este insuficient pentru a neutraliza acidul eliberat, procesul de hidroliză nu ajunge la final din cauza scăderii puternice a pH-ului. Pentru a crește alcalinitatea, finalizați procesul de hidroliză și reduceți conținutul de aluminiu dizolvat în apă, în apă se adaugă var și sifon concomitent cu coagulant.

Dacă protonii acumulați în timpul hidrolizei nu sunt neutralizați, atunci procesul de hidroliză încetinește, ceea ce duce la declanșarea echilibrului hidrolitic, care poate fi caracterizat prin gradul și constanta hidrolizei. Hidroliză soluțiile de sulfat de aluminiu, care este reacția de substituție a ionilor sulfat în Al2 (804) 3 cu ionii OH, formați ca urmare a disocierii apei, pot fi reprezentate în vedere generala ecuaţie

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

unde a este gradul și bazicitatea substituției.

Această ecuație arată că concentrația ionilor OH- în soluție, adică gradul de disociere a apei, are o influență decisivă asupra deplasării spre dreapta. După cum se știe, pentru săruri cu bază slabăși acid puternic gradul de hidroliză k este legat de constanta de hidroliză A-, concentrația de sare (s, mol "l), produs ionic apa kyu și constanta de disociere a bazei kb, după cum urmează:

/r \u003d UkTss \u003d UkiLs.

Dacă A-, se modifică puțin cu temperatura, atunci ksh crește semnificativ, ceea ce determină o creștere semnificativă a gradului de hidroliză odată cu creșterea temperaturii.

N. I. Eremin, pe baza datelor experimentale obținute, a derivat ecuații pentru dependența gradului de hidroliză a soluției de temperatură și concentrație

pentru sulfat de aluminiu:

1e k \u003d - 2,23 + 0,05s + 0,0036t7 + 18 UTS, pentru alaun de amoniu:

18 L \u003d -1,19 + 0,29c + 0,0016G + 18ygSh pentru alaun de potasiu:

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

pentru alaun de sodiu:

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

După cum se poate observa din aceste ecuații, efectul concentrației asupra gradului de hidroliză pentru alaun este mai semnificativ decât pentru sulfatul de aluminiu.

Bor. Obținerea borului. Proprietăți chimice. Asemănarea diagonală între bor și siliciu. Hidruri de bor. Diboran. Caracteristicile legăturii chimice din molecula de diboran. Halogenuri de bor. Compușii oxigenați ai borului. Oxid de bor și acizi boric. Bura. Obținerea acidului boric. Ochelari de borosilicat. Eter etilic de bor.

Bor- un element al treisprezecelea grup (conform clasificării învechite - subgrupul principal al celui de-al treilea grup), a doua perioadă a sistemului periodic elemente chimice cu număr atomic 5. Notat cu simbolul B (lat. Borum). În stare liberă, borul este incolor, gri sau roșu cristalin sau închis substanță amorfă. Sunt cunoscute mai mult de 10 modificări alotropice ale borului, a căror formare și tranziții reciproce sunt determinate de temperatura la care a fost obținut borul.

chitanta. Cel mai pur bor se obține prin piroliza borohidrurilor. Un astfel de bor este utilizat pentru producerea de materiale semiconductoare și sinteze chimice fine.

Metoda metalotermiei (mai des reducerea cu magneziu sau sodiu):

Descompunere termică vapori de bromură de bor pe un fir de tungsten fierbinte (1000-1200 ° C) în prezența hidrogenului (metoda Van Arkel):

Proprietăți fizice. Substanță extrem de dura (a doua numai după diamant, nitrură de bor (borazon), carbură de bor, aliaj de bor-carbon-siliciu, carbură de scandiu-titan). Are fragilitate și proprietăți semiconductoare (decalaj larg

semiconductor). Borul are cea mai mare rezistență la tracțiune de 5,7 GPa

În natură, borul se găsește sub formă de doi izotopi 10B (20%) și 11B (80%).

10V are o secțiune transversală de absorbție a neutronilor termici foarte mare, astfel încât 10V în acid boric este utilizat în reactoarele nucleare pentru a controla reactivitatea.

Proprietăți chimice. Ionii de bor colorează verde flacără.

În multe proprietăți fizice și chimice, borul nemetalic seamănă cu siliciul.

Din punct de vedere chimic, borul este destul de inert și interacționează numai cu fluorul la temperatura camerei:

La încălzire, borul reacţionează cu alţi halogeni formând trihalogenuri, cu azotul formează nitrură de bor BN, cu fosforul formează fosfură BP, cu carbonul formează carburi de diferite compoziţii (B4C, B12C3, B13C2). Când este încălzit într-o atmosferă de oxigen sau în aer, borul arde cu o eliberare mare de căldură, se formează oxidul B2O3:

Borul nu interacționează direct cu hidrogenul, deși se cunosc destul de multe. număr mare borohidruri (borani) de diverse compoziţii obţinute prin prelucrare alcaline sau metale alcalino-pământoase acid:

Când este încălzit puternic, borul prezintă proprietăți de restaurare. El este capabil, de exemplu, să restaureze siliciul sau fosforul din oxizii lor:

Această proprietate borul poate fi explicat prin rezistența foarte mare a legăturilor chimice din oxidul de bor B2O3.

În absența agenților oxidanți, borul este rezistent la acțiunea soluțiilor alcaline. Borul se dizolvă în acid azotic fierbinte, acid sulfuric și acva regia pentru a forma acid boric.

Oxidul de bor este un oxid acid tipic. Reacționează cu apa pentru a forma acid boric:

Când acidul boric interacționează cu alcalii, se formează săruri nu ale acidului boric însuși - borați (conținând anionul BO33−), ci tetraborați, de exemplu:

Bor- semiconductor, similaritate diagonală cu siliciul:

1) Ambele sunt semiconductoare solide, refractare. B - gri-negru, Si- gri.

I1(B)=8,298 eV; I1(Si)=8,151 eV. Ambele nu sunt predispuse la formarea de cationi.

2) Ambele sunt inerte din punct de vedere chimic (deși borul încă se dizolvă în acizi oxidanți fierbinți. Ambele se dizolvă în alcalii.

2B + KOH + 2H2O® 2KBO2 + 3H2

Si + 2KOH + H2O®K2SiO3+ 2H2

3) La temperaturi ridicate, ele reacționează cu metalele, formând boruri și siliciuri - Ca3B2; Mg2Si - compuși refractari, conductori de electricitate.

Compușii oxigenați ai borului. B2O3 - oxid acid (de asemenea, SiO2) - atât polimeric, sticlos, ​​doar B2O3 formează rețele plate și SiO2 - structuri tridimensionale. Diferența dintre ele este că oxidul de bor este ușor hidratat, în timp ce nisipul (SiO2), după cum se știe, nu este.

H3BO3- acid ortoboric.

H3BO3«HBO2+H2O acid metaboric (100оС)

4HBO2 "H2B4O7 + H2O acid tetraboric (140 ° C) - slab, ambele Kd

H2B4O7 „2B2O3 + H2O sunt practic la fel - nu săruri acide

Acidul ortoboric este slab, uneori se scrie disocierea lui

B(OH)3 + H2O « B(OH)4 + H+

Formează esteri cu alcoolii: H3BO3+3CH3OH®B(OCH3)3+3H2O

Proprietăți. Borul este cunoscut sub forme amorfe (maro) și cristaline (negru), p.t. 2300°C, p.p. 3700°C, p = 2,34 g/cm3. Rețeaua cristalină a borului este foarte puternică, acest lucru se manifestă prin duritatea sa ridicată, entropia scăzută și punctul de topire ridicat. Semiconductor de bor. Nemetalicitatea borului corespunde poziției sale în sistemul periodic - între beriliu și carbon și în diagonală lângă siliciu. Prin urmare, borul prezintă asemănări nu numai cu aluminiul, ci și cu siliciul. De asemenea, din poziția sa rezultă că compușii de bor cu azot ar trebui să fie structura electronicași proprietăți similare carbonului.

2BH3(g) - B2H6(g);

delta G= - 126 kJ

3NaBH4+4BF3 ->2В2Н6 + 3NaBF4

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

DiboranВ2Н6 - un agent reducător energetic, se aprinde spontan în aer

B2H6 + 3O2 => B2O3 + ZH2O

Interacționează cu apa cu eliberarea de hidrogen;

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

Într-un mediu eteric, B2H6 reacționează cu hidrura de litiu, formând borohidrură

B2H6+2LiH => 2LiBH4

Mai des decât Li, ei folosesc Na obținut prin reacție -

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

B2O3 + ZS => 2B + ZSO

2B2O3+P4O10 => 4BPO4

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

Neutralizarea H3BO3 nu se formează ortoborate , care conţin ionul (BO3) 3-, şi se obţin tetraborați, metaborați sau săruri ale altor acizi poliboric:

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

Oxid de bor B2O3 - anhidrida acidului boric, incolora, substanta sticloasa sau cristalina mai degraba refractara cu gust amar, dielectrica.

Oxidul de bor sticlos are o structură stratificată (distanța dintre straturi este de 0,185 nm), în straturi atomii de bor sunt localizați în interiorul triunghiurilor echilaterale BO3 (d B-O = 0,145 nm). Această modificare se topește în intervalul de temperatură de 325-450 °C și are o duritate ridicată. Se obține prin încălzirea borului în aer la 700 °C sau prin deshidratarea acidului ortoboric. B2O3 cristalin, care se obține prin eliminarea atentă a apei din acidul metaboric HBO2, există în două modificări - cu hexagonal rețea cristalină, la 400 °C și 2200 MPa devine monoclinic.

În industrie boraxul se obține din borați naturali prin fuziune cu sifon . Când mineralele naturale de bor sunt tratate cu acid sulfuric, acid boric . Din acidul boric H3BO3, oxidul B2O3 se obține prin calcinare, apoi se reduce el sau boraxul metale active(magneziu sau sodiu) pentru a elibera bor:

B2O3 + 3Mg = 3MgO + 2B,

2Na2B4O7 + 3Na = B + 7NaBO2.

În acest caz, sub formă de pulbere gri, bor amorf. Borul cristalin de puritate ridicată poate fi obținut prin recristalizare, dar în industrie se obține mai des prin electroliza fluoroboraților topiți sau prin descompunerea termică a vaporilor de bromură de bor BBr3 pe un fir de tantal încălzit la 1000-1500 ° C în prezența hidrogenului:

2BBr3 + 3H2 = 2B + 6HBr

De asemenea, este posibil să utilizați cracarea cu bor:

B4H10 = 4B + 5H2.

Acid boric(acidul ortoboric) este un acid slab cu formula chimică H3BO3. O substanță cristalină incoloră sub formă de fulgi, inodor, are o rețea triclinică stratificată, în care moleculele acide sunt legate prin legături de hidrogen în straturi plate, straturile sunt interconectate prin legături intermoleculare (d = 0,318 nm).

Acidul metabolic(HBO2) este, de asemenea, un cristal incolor. Există în trei modificări - cea mai stabilă γ-HBO2 cu o rețea cubică, β-HBO2 cu o rețea monoclinică și α-HBO2 cu o rețea rombică.

Când este încălzit acid ortoboric pierde apa si trece mai intai in acid metaboric, apoi in H2B4O7 tetraboric. La încălzire suplimentară, se deshidratează la anhidridă borică.

Acidul boric prezintă proprietăți de acid foarte slabe.. Este relativ ușor solubil în apă. Proprietățile sale acide se datorează nu eliminării protonului H +, ci adăugării unui anion hidroxil:

Ka = 5,8 10−10 mol/L; pKa = 9,24.

Este ușor deplasat din soluțiile sărurilor sale de majoritatea celorlalți acizi. Sărurile sale, numite borați, sunt de obicei produse din diverși acizi poliboric, cel mai adesea tetraboric H2B4O7, care este un acid mult mai puternic decât ortoboric. B(OH)3 prezintă semne foarte slabe de amfoteritate, formând un hidrosulfat de bor slab stabil B(HSO4)3.

Când acidul ortoboric este neutralizat cu alcalii în soluții apoase, nu se formează ortoborați care conțin ionul (BO3)3–, deoarece ortoborații sunt hidrolizați aproape complet, din cauza constantei de formare prea scăzute a [B(OH)4]–. Tetraborații, metaborații sau sărurile altor acizi poliboric se formează în soluție:

Cu un exces de alcali, ele pot fi transformate în metaborați:

Meta- și tetraborații sunt hidrolizați, dar într-o măsură mai mică (reacții inverse celor date).

În soluțiile apoase acidificate de borați se stabilesc următoarele echilibre:

Cea mai comună sare a acidului boric este tetraboratul de sodiu decahidrat Na2B4O7 10H2O (denumire tehnică - borax).

Când este încălzit, acidul boric dizolvă oxizii metalici, formând săruri.

Cu alcooli în prezența acidului sulfuric concentrat formează esteri:

Formarea eterului metilic de bor B(OCH3)3 este o reacție calitativă la H3BO3 și sărurile acizilor boric; atunci când este aprins, eterul de metil bor arde cu o flacără verde strălucitoare.

Sticlă borosilicată- sticlă de compoziție uzuală, în care componentele alcaline din materie primă sunt înlocuite cu oxid de bor (B2O3). Aceasta obține o rezistență chimică crescută și un coeficient scăzut de dilatare termică - până la 3,3 10−6 la 20 °C pentru cele mai bune probe. Pentru sticla borosilicata este foarte mica, doar pentru sticla cuart este mai mica (de aproape 10 ori). Acest lucru previne crăparea sticlei în timpul schimbărilor bruște de temperatură. Acest lucru se datorează utilizării sale ca incendiu și în alte cazuri în care este necesară stabilitate termică.

UtilizareÎn viața de zi cu zi, pentru fabricarea de vase pentru foc deschis, ceainice. Este folosit ca material pentru sticlăria de laborator, precum și pentru industria chimică și alte industrii, de exemplu, ca material schimbător de căldură pentru centralele termice. De asemenea, folosit pentru a face slide-uri de chitară ieftine. De asemenea, sticla borosilicata poate fi folosita pentru realizarea pipetelor pentru ICSI, biopsie de blastomer, care se efectueaza pentru diagnosticul genetic preimplantare folosind celule de biopsie ca material genetic. Există 3 opțiuni de pipetă cu diametre interne de la 4 µm la 7,5 µm. Pipeta are o lungime de 60 până la 75 mm și are un unghi de teșire de 30°. Pipetele sunt destinate unei singure utilizări.

caracteristici generale elemente ale subgrupului IVA. Structura atomilor. Grade de oxidare. Distribuție și forme de găsire în natură. Modificări alotropice ale carbonului. Proprietati fizice si chimice. Soiuri de grafit negru: cocs, cărbune, funingine.

Caracteristicile generale ale elementelor grupului IVA Elementele subgrupului principal al grupei IV includ C, Si, Ge, Sn, Pv. Formula electronică a nivelului de valență extern este nS2np2, adică au 4 electroni de valență și aceștia sunt elemente p, prin urmare se află în subgrupul principal al grupului IV. ││││ │↓│ np nS În starea fundamentală a unui atom, doi electroni sunt perechi și doi sunt nepereche. Învelișul de electroni cel mai extern al carbonului are 2 electroni, siliciul are 8, iar Ge, Sn, Pv au 18 electroni fiecare. Prin urmare, Ge, Sn, Pv sunt unite în subgrupul germaniu (aceștia sunt analogi electronici completi). În acest subgrup de elemente p, precum și în alte subgrupe de elemente p, proprietățile atomilor elementelor se modifică periodic.

Astfel, de sus în jos în subgrup, raza atomului crește, astfel încât energia de ionizare scade, astfel încât capacitatea de a dona electroni crește, iar tendința de a completa învelișul electronilor exterioară la un octet scade brusc, deci de la C la Pb, proprietățile reducătoare și proprietățile metalice cresc, iar proprietățile nemetalice scad. Carbonul și siliciul sunt nemetale tipice, Ge are deja proprietăți metalice și arată ca un metal în aparență, deși este un semiconductor. Cu staniu, proprietățile metalice deja predomină, iar plumbul este un metal tipic. Având 4 electroni de valență, atomii din compușii lor pot prezenta stări de oxidare de la minim (-4) la maxim (+4), și se caracterizează prin S.O.: -4, 0, +2, +4; ASA DE. = -4 este tipic pentru C și Si cu metale. Natura relației cu alte elemente. Se formează doar carbon legaturi covalente, siliciul formează, de asemenea, de preferință legături covalente. Pentru cositor și plumb, în ​​special în S.O. = +2, natura ionică a legăturii este mai caracteristică (de exemplu, Рв(NO3)2). Covalența este determinată de structura de valență a atomului. Atomul de carbon are 4 orbitali de valență și covalența maximă este 4. Pentru alte elemente, covalența poate fi mai mare de patru, deoarece există un subnivel de valență (de exemplu, H2). Hibridizare. Tipul de hibridizare este determinat de tipul și numărul de orbitali de valență. Carbonul are doar orbitali de valență S și p, deci poate exista Sp (carbină, CO2, CS2), Sp2 (grafit, benzen, COCl2), hibridizare Sp3 (CH4, diamant, CCl4). Pentru siliciu, hibridizarea Sp3 cea mai caracteristică este (SiO2, SiCl4), dar are un subnivel de valență, deci există și hibridizare Sp3d2, de exemplu, H2. Grupa IV a PSE este mijlocul tabelului lui D.I. Mendeleev. Aici, se vede clar o schimbare bruscă a proprietăților de la nemetale la metale. Vom lua în considerare separat carbonul, apoi siliciul, apoi elementele subgrupului germaniu.

Atom(din grecescul atomos - indivizibil) - o particulă unică, indivizibilă a unui element chimic, purtător al proprietăților unei substanțe. Substanțele sunt formate din atomi. Atomul însuși este format dintr-un nucleu încărcat pozitiv și un nor de electroni încărcat negativ. În general, atomul este neutru din punct de vedere electric. Mărimea unui atom este complet determinată de mărimea norului său de electroni, deoarece dimensiunea nucleului este neglijabilă în comparație cu dimensiunea norului de electroni. Nucleul este format din Z protoni încărcați pozitiv (sarcina unui proton corespunde cu +1 în unități convenționale) și N neutroni, care nu poartă nicio sarcină (protonii și neutronii se numesc nucleoni). Astfel, sarcina nucleului este determinată doar de numărul de protoni și este egală cu numărul de serie al elementului din tabelul periodic. Sarcina pozitivă a nucleului este compensată de electroni încărcați negativ (sarcina de electroni -1 în unități arbitrare), care formează un nor de electroni. Numărul de electroni este egal cu numărul de protoni. Masele de protoni și neutroni sunt egale (1 și, respectiv, 1 amu). Masa unui atom este determinată de masa nucleului său, deoarece masa unui electron este de aproximativ 1850 de ori mai mică decât masa unui proton și a unui neutron și este rareori luată în considerare în calcule. Numărul de neutroni poate fi găsit prin diferența dintre masa unui atom și numărul de protoni (N=A-Z). Tipul de atomi ai oricărui element chimic cu un nucleu format dintr-un număr strict definit de protoni (Z) și neutroni (N) se numește nuclid.

Deoarece aproape întreaga masă este concentrată în nucleul unui atom, dar dimensiunile sale sunt neglijabile în comparație cu volumul total al atomului, nucleul este luat condiționat. punct material odihnindu-se în centrul atomului, iar atomul însuși este considerat ca un sistem de electroni. Într-o reacție chimică, nucleul unui atom nu este afectat (cu excepția reacțiilor nucleare), la fel ca nivelurile electronice interne, ci sunt implicați doar electronii învelișului electronic exterior. Din acest motiv, este necesar să se cunoască proprietățile electronului și regulile de formare învelișuri de electroni atomi.

Gradul de oxidare(număr de oxidare, sarcină formală) - o valoare condiționată auxiliară pentru înregistrarea proceselor de oxidare, reducere și reacții redox. Indică starea de oxidare a unui atom individual al unei molecule și este doar o metodă convenabilă de contabilizare a transferului de electroni: nu este sarcina adevărată a unui atom dintr-o moleculă (vezi #Convenție).

Ideile despre gradul de oxidare a elementelor stau la baza și sunt utilizate în clasificarea substanțelor chimice, descrierea proprietăților acestora, prepararea formulelor pentru compuși și a denumirilor internaționale ale acestora (nomenclatură). Dar este utilizat pe scară largă în studiul reacțiilor redox.

Conceptul de stare de oxidare este adesea folosit în Chimie anorganicăîn locul conceptului de valenţă.

Starea de oxidare a unui atom este egală cu valoarea numerică incarcare electrica atribuit unui atom sub ipoteza că perechile de electroni de legătură sunt complet polarizate către mai mulți atomi electronegativi (adică pe baza ipotezei că compusul este format numai din ioni).

Starea de oxidare corespunde numărului de electroni care trebuie adăugați unui ion pozitiv pentru a-l reduce la un atom neutru sau luați dintr-un ion negativ pentru a-l oxida la un atom neutru:

Al3+ + 3e− → Al

S2− → S + 2e− (S2− − 2e− → S)

Carbon- substanță cu cea mai mare [sursa nespecificată 1528 zile] un numar mare modificări alotropice (mai mult de 8 au fost deja descoperite).

Modificări alotropice ale carbonului proprietățile lor sunt cel mai radical diferite una de cealaltă, de la moale la dur, opac la transparent, abraziv la lubrifiant, ieftin la scump. Acești alotropi includ alotropi amorfi de carbon (cărbune, funingine), nanospumă, alotropi cristalini - nanotuburi, diamante, fullerene, grafit, lonsdaleit și cerafit.

Clasificarea alotropilor de carbon în funcție de natura legăturii chimice dintre atomi:

diamant (cub)

Lonsdaleit (diamant hexagonal)

Fulerene (C20+)

Nanotuburi

Nanofibre

Astralens

carbon sticlos

Nanotuburi colosale

Forme mixte sp3/sp2:

carbon amorf

Nanorinichi de carbon

Nanospumă de carbon

Alte forme: C1 - C2 - C3 - C8

Carbon(simbol chimic - C, lat. Carboneum) - un element chimic din al patrulea grup (conform clasificării învechite - principalul subgrup al celui de-al patrulea

grupa), perioada a 2-a a sistemului periodic de elemente chimice. numărul de serie 6, masă atomică - 12,0107.

Proprietăți fizice.

Carbonul există în multe modificări alotropice cu foarte diverse proprietăți fizice. Varietatea modificărilor se datorează capacității carbonului de a se forma legături chimice tip diferit.

Există hidroxizi care reacționează atât cu acizii, cât și cu bazele, în funcție de condiții. Acești compuși care prezintă o natură duală se numesc hidroxizi amfoteri. Ele sunt formate dintr-un cation metalic și un ion hidroxid, ca toate bazele. Doar acei hidroxizi care conțin următoarele metale în compoziția lor au capacitatea de a acționa ca acizi și baze: Be, Zn, Al, Pb, Sn, Ga, Cd, Fe, Cr(ІІІ), etc. După cum se poate observa din Sistem periodic DI. Mendeleev, hidroxizii cu natură duală formează metale care sunt cele mai apropiate de nemetale. Se crede că astfel de elemente sunt forme de tranziție, iar împărțirea în metale și nemetale este destul de arbitrară.

Hidroxizii amfoteri sunt substanțe solide, pulverulente, fin cristaline, care sunt cel mai adesea de culoare albă, nu se dizolvă în apă și conduc slab curentul (electroliți slabi). Cu toate acestea, unele dintre aceste baze se pot dizolva în acizi și baze. Disocierea „compușilor duali” în soluții apoase are loc în funcție de tipul de acizi și baze. Acest lucru se datorează faptului că forța de retenție dintre atomii de metal și oxigen (Me-O) și dintre atomii de oxigen și hidrogen (O-H) este practic egală, adică. Me - O - N. Prin urmare, aceste legături se vor rupe simultan, iar aceste substanțe se vor disocia în cationi H + și anioni OH-.

Hidroxidul amfoter - Be (OH) 2 va ajuta la confirmarea naturii duale a acestor compuși. Luați în considerare interacțiunea hidroxidului de beriliu cu un acid și o bază.

1. Fi (OH)2 + 2HCI -BeCI2 + 2H2O.

2. Be (OH) 2 + 2KOH - K 2 - tetrahidroxoberilat de potasiu.

În primul caz, are loc o reacție de neutralizare, al cărei rezultat este formarea de sare și apă. În al doilea caz, produsul de reacție va fi.Reacția de neutralizare este tipică pentru toți hidroxizii fără excepție, dar interacțiunea cu propriul lor fel este tipică numai pentru cei amfoteri. Astfel de proprietăți duale vor fi prezentate de alți compuși amfoteri - oxizii și metalele în sine, cu care se formează.

Alte proprietăți chimice ale unor astfel de hidroxizi vor fi caracteristice tuturor bazelor:

1. Descompunere termică, produși de reacție - oxidul corespunzător și apă: Be (OH) 2 -BeO + H 2 O.

De asemenea, trebuie să rețineți că există substanțe cu care hidroxizii amfoteri nu interacționează, adică. nu merge, este:

1. nemetale;
2. metale;
3. baze insolubile;
4. hidroxizi amfoteri.
5. săruri medii.

Acești compuși sunt obținuți prin precipitarea alcalină a soluțiilor de sare corespunzătoare:

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

Sărurile unor elemente în cursul acestei reacții formează un hidrat, ale cărui proprietăți corespund aproape complet cu cele ale hidroxizilor cu natură duală. Aceleași baze cu proprietăți duale fac parte din mineralele, sub forma cărora se găsesc în natură (bauxită, goethit etc.).

Astfel, hidroxizii amfoteri sunt care, in functie de natura substantei care reactioneaza cu ei, pot actiona ca baze sau ca acizi. Cel mai adesea, ei corespund oxizilor amfoteri care conțin metalul corespunzător (ZnO-Zn (OH) 2; BeO - Be (OH) 2), etc.).

amfoter numiti astfel de hidroxizi, care, in functie de conditii, prezinta proprietati fie ale bazelor, fie ale acizilor.

Hidroxizii amfoteri includ:

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

si altii unii.

Hidroxizii amfoteri reacţionează:

A) cu acizi

De exemplu:

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

Zn (OH)2 + H2SO4 \u003d ZnSO4 + 2H2O;

b) cu oxizi acizi,

2A1 (OH)3 + 3Si02A12 (Si03)3 + ZH2O.

În aceste reacții, hidroxizii amfoteri prezintă proprietățile bazelor .

în) cu temelii,

atunci când solidele se topesc, se formează săruri.

De exemplu:

A1 (OH) 3 + NaOH tv. NaA1O2 + 2H2O,

Zn(OH) 2 + 2KOH tv. K2ZnO2 + 2H2O.

În aceste reacții, hidroxizii amfoteri prezintă proprietățile acizilor.

În reacțiile cu soluții apoase de alcalii, se formează compușii complecși corespunzători.

De exemplu:

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

tetrahidroxoaluminat de sodiu

Zn (OH) 2 + 2KOH soluție \u003d K 2

tetrahidroxozincat de potasiu

G) cu oxizi bazici:

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

În această reacție, hidroxidul amfoter prezintă proprietăți acide. Reacția are loc prin fuziunea reactanților.

Metode de obținere a bazelor

1. O metodă comună pentru prepararea bazelor este reacția de schimb de soluțiesare cu soluție alcalină. Când interacționează, se formează o nouă bază și o nouă sare.

De exemplu:

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

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

Prin această metodă se pot obține atât baze insolubile, cât și solubile.

2. Alcaliile pot fi obținute prin reacția metalelor alcaline și alcalino-pământoase cu apă..

De exemplu:

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

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

3. Alcaliile pot fi obținute și prin interacțiunea oxizilor metalelor alcaline și alcalino-pământoase cu apa.

De exemplu:

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

CaO + H2O \u003d Ca (OH) 2.

4.În tehnica alcalii se obțineelectroliza soluțiilor sărate(de exemplu, cloruri).

De exemplu:

2NaС1 + 2Н 2 О
2NaOH + H2 + C12.

Domenii de aplicare a bazelor

Hidroxizii de sodiu și potasiu (NaOH și KOH) sunt utilizați pentru purificarea produselor petroliere, pentru producerea săpunului, raionului, hârtiei, sunt utilizați în industria textilă și a pielii etc. Alcaliile fac parte din soluțiile pentru degresarea chimică a suprafețelor. a metalelor feroase și a unor metale neferoase înainte de aplicarea straturilor de protecție și decorative.

Hidroxizii de potasiu, calciu, bariu sunt utilizați în industria petrolului pentru prepararea fluidelor de foraj inhibate, care fac posibilă forarea instabilă. stânci. Injectarea de soluții alcaline în rezervor contribuie la creșterea recuperării petrolului din rezervoarele productive.

Hidroxizii de fier (III), calciu și sodiu sunt utilizați ca reactivi pentru purificarea gazelor din hidrogen sulfurat.

Varul hidratat Ca(OH) 2 este utilizat ca inhibitor al coroziunii metalelor sub acțiunea apei de mare, precum și ca reactiv pentru îndepărtarea durității apei și purificarea păcurului utilizat la prepararea uleiurilor lubrifiante.

Hidroxizii de aluminiu și fier (III) sunt utilizați ca floculanti pentru purificarea apei, precum și pentru prepararea fluidelor de foraj.