Stupeň štúdia: III (trieda X).

Orientácia postavy: priemerná úroveň.

Hlavný princíp: aktívny, komunikatívny.

Dominantný spôsob: hľadanie problémov.

Trojjediný cieľ lekcie:

1) Vzdelávací aspekt

• Aktualizovať a zhrnúť doterajšie poznatky študentov o hlavných triedach anorganických zlúčenín.
• Upevniť schopnosť žiakov písať rovnice chemických reakcií amfotérne hydroxidy.
• Pokračovať vo formovaní pojmu „amfoterický“ medzi študentmi.

2) Vývojový aspekt

• Ukázať možnosť uplatnenia svojich vedomostí pri riešení kvalitatívnych problémov a vykonávaní cvičení.
• Pokračujte v budovaní zručností kognitívna aktivita, tým, že študentom vysvetlí problémové skúsenosti.
• Pokračovať vo vytváraní schopnosti porovnávať, analyzovať a porovnávať výsledky experimentov;
• Formovanie schopnosti kresliť analógie medzi rôznymi objektmi;
• Rozvoj pozornosti a pamäti.
• Rozvoj experimentálnych zručností.

3) Vzdelávací aspekt

• Formovanie vedeckého rozhľadu.
• Formovanie kultúry výchovnej práce.
• Pri vykonávaní experimentov dbajte na estetiku vzdelávacích a pracovných činností.
• Vzdelávanie kultúry komunikácie, schopnosť interakcie vo dvojiciach;
• Formovanie kultúry duševnej práce medzi študentmi, presnosť pri plnení úloh a písaní vzorcov.
• Výchova človeka ako súčasti prírody a spoločnosti, podliehajúcej ich zákonom.

Vybavenie a činidlá: roztoky chloridu zinočnatého, hydroxidu sodného, ​​amoniaku, chloridu hlinitého, kyseliny chlorovodíkovej chlorid horečnatý, chlorid sodný; skúmavky.

Počas vyučovania

1. Organizačný moment

2. Opakovanie preberanej látky

Individuálny prieskum pri tabuli:

Prvý študent - "Chemické vlastnosti kyselín"
- druhý študent - "Chemické vlastnosti zásad".

V tomto čase trieda vykonáva úlohu: S ktorou z nasledujúcich látok bude reagovať hydroxid sodný a s ktorou kyselinou chlorovodíkovou?

Napíšte možné reakčné rovnice.

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

Potom jeden študent dokončí túto úlohu na tabuli a zvyšok kontroluje.

Na stole:

1.	NaOH + HN03 \u003d NaN03 + H20 2 NaOH + CO2 \u003d Na2C03 + H20 2 NaOH + CuS04 = Na2S04 + Cu(OH)2 2 NaOH + ZnO Na2ZnO2 + H20 6 NaOH + P205 \u003d 2Na3P04 + 3H20
2.	2HCl + CaO = CaCl2 + H20 2HCl + Cu(OH)2 = CuCl2 + 2H20 2HCl + ZnO = ZnCl2 + H20 HCl + AgN03 \u003d AgCl + HNO3

3. Učenie sa nového materiálu

Téma lekcie:"Amfotérne hydroxidy".

Motto hodiny: "Chémia je veda o poltónoch."
E.E. Nifantiev.

Aktualizácia znalostí

učiteľ: Témou našej lekcie je „Amfotérne hydroxidy“. Našou úlohou je vedieť, ktoré zlúčeniny sa nazývajú amfotérne hydroxidy a aké sú Chemické vlastnosti; pochopiť, čo je príčinou amfoterizmu; vedieť napísať reakčné rovnice, ktoré odrážajú chemické vlastnosti amfotérnych hydroxidov.

Poďme si teda zrekapitulovať, čo už o „amfotérii“ viete.

študent: Amfotérne zlúčeniny vykazujú zásadité aj kyslé vlastnosti.

učiteľ: S amfotérnymi oxidmi sme sa už stretli. Môžete mi povedať, aké prvky tvoria tieto zlúčeniny?

študent: Kovy v oxidačnom stave +3 a +4, ako aj kovy, ktorých kovové vlastnosti nie sú výrazné (v periodickej tabuľke prvkov sa nachádzajú medzi kovmi a nekovmi, pozdĺž uhlopriečky). Napríklad: Be, Zn, Ge atď.

Fyzikálne vlastnosti amfotérnych hydroxidov

učiteľ: Amfotérne hydroxidy sú vo vode nerozpustné pevné látky, zvyčajne bielej farby.

Potvrdenie

učiteľ: Navrhnite spôsob prípravy amfotérnych hydroxidov, pričom nezabudnite, že sú nerozpustné vo vode.

študent: Výmenná reakcia medzi rozpustnou soľou zodpovedajúceho kovu a alkáliou. (Ukážkový experiment)

ZnCl2 + 2NaOH = Zn(OH)2 + 2NaCl
Zn2+ + 2OH - \u003d Zn(OH)2

učiteľ: Ale! Prebytok alkálie môže rozpustiť zrazeninu, ktorá sa vytvorila, takže sa odoberie slabá zásada - NH 3 * H 2 O (hydroxid amónny alebo hydrát amoniaku).

Chemické vlastnosti

učiteľ: Známa múdrosť hovorí: "Skúsenosť je cesta k poznaniu." Chemické vlastnosti amfotérnych hydroxidov teda určíte vykonaním laboratórneho pokusu vo dvojiciach.

Cvičenie: získať hydroxid hlinitý a určiť jeho chemické vlastnosti. K tomu máte na stoloch roztoky chloridu hlinitého, amoniaku, kyseliny chlorovodíkovej a hydroxidu sodného. Nezabudnite dodržiavať bezpečnostné pravidlá Zapíšte si rovnice chemických reakcií.

Žiaci vykonajú pokus, zapíšu si reakčné rovnice do zošitov.

Jeden žiak ide k tabuli a zapisuje všetky rovnice a vysvetľuje pozorované javy.

AlCl3 + 3NH3 * H20 \u003d Al (OH)3 + 3NH4Cl

Záver: hydroxid hlinitý reaguje s kyselinami aj zásadami, t.j. vykazuje amfotérne vlastnosti.

učiteľ: Aký je dôvod amfotérneho charakteru týchto zlúčenín?

Ak chcete odpovedať na túto otázku, zvážte ich disociáciu.

Vo vodných roztokoch amfotérne hydroxidy prakticky nedisociujú, ale v roztokoch kyselín a zásad môžu disociovať dvoma spôsobmi.

učiteľ. Je potrebné poznamenať, že aniónové soli vznikajúce počas interakcie amfotérneho hydroxidu s alkáliou sú stabilné v alkalickom prostredí, ale ničia sa, keď sú roztoky okyslené.

Na + 4HCl \u003d NaCl + AlCl3 + 4H20

Amfotérne hydroxidy, podobne ako nerozpustné zásady, sa pri zahrievaní rozkladajú:

2Al(OH)3Al203 + 3H20

4. Upevnenie

Experimentálna úloha. Sú uvedené tri skúmavky s roztokmi chloridu sodného, ​​horčíka a hliníka. Ako zistiť, ktorá skúmavka obsahuje akú látku?

Jeden účastník prejde k demonštračnému stolu a vykoná experiment.

5. Zhrnutie lekcie

učiteľ: Takže zhrnutím našej lekcie by som rád povedal, že amfoterickosť nie je len chemická, ale aj filozofická kategória: grécky slovo "amfoteros" sa prekladá ako "jeden a druhý", to znamená, že tento pojem znamená jednotu protikladov.

A to je už jeden zo základných zákonov prírody – zákon jednoty a boja protikladov, ktorý sa prejavuje takmer v každom chemická reakcia: kyselina a zásada, oxidačné činidlo a redukčné činidlo, donor a akceptor atď.

Tento zákon je objektívny, nedá sa zrušiť, dá sa použiť len na vysvetlenie javov.

S prejavmi tohto zákona sa v živote stretávame často: v technike sa opačne nabité častice priťahujú; v medziľudských vzťahoch – často veľmi Iný ľudia blízko, zdá sa, že sa dopĺňajú. V živote dobro a zlo vždy bojujú, v každom človeku sú nevyhnutne zlé a dobré vlastnosti. Preto neexistuje ideálny človek, iba dobrý, a v najpadnutejšom, zlom človeku sa dá vždy nájsť niečo dobré, svetlé. Musíme na to vždy pamätať a správať sa k ľuďom okolo nás s pochopením, toleranciou voči nedostatkom iných ľudí.

Témou našej dnešnej hodiny je ďalšie potvrdenie prepojenia chémie s naším životom. A teraz sa vráťme k heslu tejto lekcie: "Chémia je veda o poltónoch." Ako môžete vysvetliť tento výraz?

študent: To znamená, že medzi nimi nemožno nakresliť žiadnu jasnú hranicu jednoduché látky kovy a nekovy, rôzne triedy zlúčenín, organické a anorganické látky. Všetko podlieha jednote hmotného sveta.

6. Domáce úlohy

Odsek 28.3, úlohy: 1,2,3 (autori učebnice "Chémia Grade 10": I.I. Novoshinsky, N.S. Novoshinskaya)

Dodatočná úloha na lekciu(ak bude čas)

Vykonajte transformácie:

Al-1 - Al 2 O 3 - 2 - NaAl0 2 - 3 - Al (OH) 3 - 4 - Al 2 O 3

1. 4Al + 302 = 2Al203

2. Al203 + Na202NaAl02

3. NaAl02 + HCl + H20 \u003d NaCl + Al (OH) 3

4. 2Al(OH)3Al203 + 3H20

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

1. AlCl3 + 3NaOH = 3NaCl + Al(OH)3 |

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

3. Na[Al(OH)4] + 4HCl \u003d NaCl + AlCl3 + 4H20

Nasledujúce oxidy prvkov sú amfotérne hlavný podskupiny: BeO, A1 2 O 3, Ga 2 O 3, GeO 2, SnO, SnO 2, PbO, Sb 2 O 3, PoO 2. Amfotérne hydroxidy sú nasledujúce hydroxidy prvkov hlavný podskupiny: 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, Pb02 nH20.

Bázický charakter oxidov a hydroxidov prvkov jednej podskupiny rastie so zvyšujúcim sa atómovým číslom prvku (pri porovnaní oxidov a hydroxidov prvkov v rovnakom oxidačnom stave). Napríklad N 2 O 3, P 2 O 3, As 2 O 3 sú kyslé oxidy, Sb 2 O 3 je amfotérny oxid, Bi 2 O 3 je zásaditý oxid.

Uvažujme o amfotérnych vlastnostiach hydroxidov na príklade zlúčenín berýlia a hliníka.

Hydroxid hlinitý má amfotérne vlastnosti, reaguje so zásadami aj kyselinami a tvorí dve série solí:

1) v ktorom je prvok Al vo forme katiónu;

2A1 (OH) 3 + 6HC1 \u003d 2A1C1 3 + 6H20 A1 (OH) 3 + 3H + \u003d A13+ + 3H20

V tejto reakcii A1(OH)3 funguje ako zásada a tvorí soľ, v ktorej je hliník katiónom A13+;

2), v ktorom prvok A1 je súčasťou aniónu (hlinitany).

A1(OH)3 + NaOH \u003d NaA102 + 2H20.

Pri tejto reakcii A1(OH) 3 pôsobí ako kyselina, pričom tvorí soľ, v ktorej je hliník súčasťou aniónu AlO 2 -.

Vzorce rozpustených hlinitanov sú napísané zjednodušeným spôsobom, odkazujúc na produkt vznikajúci pri dehydratácii soli.

V chemickej literatúre možno nájsť rôzne vzorce zlúčenín vytvorených rozpustením hydroxidu hlinitého v alkálii: NaA102 (metaaluminát sodný), Na tetrahydroxoaluminát sodný. Tieto vzorce si navzájom neodporujú, pretože ich rozdiel je spojený s rôznymi stupňami hydratácie týchto zlúčenín: NaA1O 2 2H 2 O je odlišný záznam Na. Keď sa A1(OH)3 rozpustí v nadbytku alkálie, vytvorí sa tetrahydroxoaluminát sodný:

A1 (OH)3 + NaOH \u003d Na.

Počas spekania činidiel vzniká metahlinitan sodný:

A1(OH)3 + NaOH ==== NaA102 + 2H20.

Môžeme teda povedať, že vo vodných roztokoch sú súčasne také ióny ako [A1 (OH) 4] - alebo [A1 (OH) 4 (H 2 O) 2] - (pre prípad, keď sa reakčná rovnica zostavuje s do úvahy hydrátové obaly) a označenie A1O2 je zjednodušené.

Kvôli schopnosti reagovať s alkáliami sa hydroxid hlinitý spravidla nezískava pôsobením alkálií na roztoky hliníkových solí, ale používa sa roztok amoniaku:

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

Medzi hydroxidmi prvkov druhého obdobia má hydroxid berýlium amfotérne vlastnosti (samotné berýlium vykazuje diagonálnu podobnosť s hliníkom).

S kyselinami:

Be (OH)2 + 2HC1 \u003d BeCl2 + 2H20.

So základňami:

Be (OH)2 + 2NaOH \u003d Na2 (tetrahydroxoberylát sodný).

V zjednodušenej forme (ak predstavujeme Be (OH) 2 ako kyselinu H 2 BeO 2)

Be (OH)2 + 2NaOH (koncentrovaný horúci) \u003d Na2Be02 + 2H20.

beryllát Na

Hydroxidy prvkov sekundárnych podskupín, zodpovedajúce najvyšším oxidačným stavom, majú najčastejšie kyslé vlastnosti: napríklad Mn 2 O 7 - HMnO 4; CrO3 - H2CrO4. Pre nižšie oxidy a hydroxidy je charakteristická prevaha hlavných vlastností: CrO - Cr (OH) 2; MnO - Mn(OH)2; FeO - Fe (OH) 2. Medziprodukty zodpovedajúce oxidačným stavom +3 a +4 často vykazujú amfotérne vlastnosti: Cr 2 O 3 - Cr (OH) 3; Fe203 - Fe (OH)3. Tento vzor ilustrujeme na príklade zlúčenín chrómu (tabuľka 9).

Tabuľka 9 - Závislosť charakteru oxidov a im zodpovedajúcich hydroxidov od stupňa oxidácie prvku

Interakcia s kyselinami vedie k tvorbe soli, v ktorej je prvok chróm vo forme katiónu:

2Cr(OH)3 + 3H2S04 = Cr2(S04)3 + 6H20.

Cr(III) sulfát

Reakcia so zásadami vedie k tvorbe soli, v ktoré prvok chróm je súčasťou aniónu:

Cr (OH)3 + 3NaOH \u003d Na3 + 3H20.

hexahydroxochromát (III) Na

Oxid a hydroxid zinočnatý ZnO, Zn(OH) 2 sú typicky amfotérne zlúčeniny, Zn(OH) 2 sa ľahko rozpúšťa v kyslých a zásaditých roztokoch.

Interakcia s kyselinami vedie k tvorbe soli, v ktorej je prvok zinok vo forme katiónu:

Zn(OH)2 + 2HC1 = ZnCl2 + 2H20.

Interakcia so zásadami vedie k tvorbe soli, v ktorej je prvok zinku v anióne. Pri interakcii s alkáliami v riešeniach vznikajú tetrahydroxozinkaty, pri tavení- zinky:

Zn(OH)2 + 2NaOH \u003d Na2.

Alebo pri tavení:

Zn(OH)2 + 2NaOH \u003d Na2Zn02 + 2H20.

Hydroxid zinočnatý sa získava podobne ako hydroxid hlinitý.

Amfoterita (dualita vlastností) hydroxidov a oxidov mnohých prvkov sa prejavuje tvorbou dvoch druhov solí. Napríklad pre hydroxid a oxid hlinitý:

a) 2Al(OH)3 + 3SO3 = Al2(S04)3 + 3H20

A1203 + 3H2S04 = A12(S04)3 + 3H20

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

Al2O3 + 2NaOH(t) = 2NaAlO2 + H2O (v tavenine)

V reakciách (a) vykazujú Al(OH)3 a Al2O3 vlastnosti zásaditých hydroxidov a oxidov, to znamená, že reagujú ako alkálie s kyselinami a kyslými oxidmi, pričom vytvárajú soľ, v ktorej je hliník katiónom Al3+.

Naopak, pri reakciách (b) pôsobia Al(OH)3 a Al2O3 ako kyslé hydroxidy a oxidy, pričom tvoria soľ, v ktorej je atóm hliníka AlIII súčasťou aniónu (zvyšku kyseliny) AlO2–.

Samotný prvok hliník vykazuje v týchto zlúčeninách vlastnosti kovu a nekovu. Preto je hliník amfotérnym prvkom.

Podobné vlastnosti majú aj prvky A-skupín - Be, Ga, Ge, Sn, Pb, Sb, Bi a iné, ako aj väčšina prvkov B-skupín - Cr, Mn, Fe, Zn, Cd a iné.

Napríklad amfoterickosť zinku dokazujú nasledujúce reakcie:

a) Zn(OH)2 + N205 = Zn(N03)2 + H20

ZnO + 2HN03 = Zn(N03)2 + H20

b) Zn(OH)2 + Na20 = Na2Zn02 + H20

ZnO + 2NaOH(t) = Na2Zn02 + H20

Ak má amfotérny prvok v zlúčeninách niekoľko oxidačných stavov, potom sú amfotérne vlastnosti najvýraznejšie pre stredný oxidačný stav.

Napríklad chróm má tri známe oxidačné stavy: +II, +III a +VI. V prípade CrIII sú kyslé a zásadité vlastnosti vyjadrené približne rovnako, zatiaľ čo v CrII je pozorovaná prevaha zásaditých vlastností a v CrVI - kyslé vlastnosti:

CrII → CrO, Cr(OH)2 → CrSO4

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

CrVI → CrO3, H2CrO4 → K2CrO4

Veľmi často existujú amfotérne hydroxidy prvkov v oxidačnom stave +III aj v meta forme, napr.

AlO(OH) - metahydroxid hlinitý

FeO(OH) - metahydroxid železa (orto-forma "Fe(OH)3" neexistuje).

Amfotérne hydroxidy sú prakticky nerozpustné vo vode, najpohodlnejším spôsobom ich získania je vyzrážanie z vodného roztoku pomocou slabej zásady - hydrátu amoniaku:

Al(NO3)3 + 3(NH3H2O) = Al(OH)3↓ + 3NH4NO3 (20 °C)

Al(NO3)3 + 3(NH3H2O) = AlO(OH)↓ + 3NH4NO3 + H2O (80 °C)

Ak sa pri výmennej reakcii tohto typu použije nadbytok alkálií, hydroxid hlinitý sa nezráža, pretože hliník v dôsledku svojej amfoterity prechádza na anión:

Al(OH)3(t) + OH- = -

Príklady molekulové rovnice reakcie tohto typu:

Al(N03)3 + 4NaOH (nadbytok) = Na + 3NaN03

ZnS04 + 4NaOH (nadbytok) = Na2 + Na2S04

Výsledné soli patria medzi komplexné zlúčeniny (komplexné soli): zahŕňajú komplexné anióny − a 2−. Názvy týchto solí sú nasledovné:

Na-tetrahydroxoaluminát sodný

Na2 - tetrahydroxozinkát sodný

Produkty interakcie oxidov hliníka alebo zinku s pevnou zásadou sa nazývajú inak:

NaAlO2 - dioxoaluminát sodný (III)

Na2ZnO2 - dioxozinkát sodný (II)

Okyslenie roztokov komplexných solí tohto typu vedie k deštrukcii komplexných aniónov:

− → Al(OH)3 → Al3+

Napríklad: 2Na + CO2 = 2Al(OH)3↓ + NaHC03

Pre mnohé amfotérne prvky nie sú presné vzorce hydroxidov známe, pretože z vodného roztoku sa namiesto hydroxidov zrážajú hydratované oxidy, napríklad MnO2 · nH2O, Sb2O5 · nH2O.

Amfotérne prvky vo svojej voľnej forme interagujú s typickými kyselinami a zásadami:

2Al + 3H2S04 (rozklad) = A12(S04)3 + H2

2Al + 6H20 + 4NaOH (konc.) = 2Na + 3H2

Pri oboch reakciách sa tvoria soli a uvažovaný prvok je v jednom prípade súčasťou katiónu a v druhom prípade je súčasťou aniónu.

halogenidy hliníka za normálnych podmienok - bezfarebný kryštalický

látok. V rade halogenidov hliníka sa AlF3 veľmi líši vlastnosťami

od svojich náprotivkov. Je žiaruvzdorný, málo rozpustný vo vode, chemicky

neaktívne. Hlavná metóda na získanie AlF3 je založená na pôsobení bezvodého HF

na Al2O3 alebo Al:

Al203 + 6HF = 2AlF3 + 3H20

Zlúčeniny hliníka s chlórom, brómom a jódom sú veľmi taviteľné

reaktívne a vysoko rozpustné nielen vo vode, ale aj v mnohých

organické rozpúšťadlá. Interakcia halogenidy hliníka s vodou

sprevádzané výrazným uvoľňovaním tepla. Všetky vo vodnom roztoku

vysoko hydrolyzované, ale na rozdiel od typických halogenidov kyselín

nekovy, ich hydrolýza je neúplná a reverzibilná. Byť už značne nestály

za normálnych podmienok vo vlhkom vzduchu dymí AlCl3, AlBr3 a AlI3

(v dôsledku hydrolýzy). Môžu byť získané priamou interakciou

jednoduché látky.

Komplexné halogenidy(halogenometaláty) obsahujú komplexné anióny, v ktorých sú ako ligandy napríklad atómy halogénu. hexachlórplatičitan draselný (IV) K2, heptafluórtantaliát sodný (V) Na, hexafluórarzeničnan lítny (V) Li. max. tepelný Fluór-, oxofluór- a chlórmetaláty sú stabilné. Povahou väzieb sú iónové zlúčeniny blízke komplexným halogenidom. s katiónmi NF4+, N2F3+, C1F2+, XeF+ atď.

Mnohé halogenidy sú charakterizované asociáciou a polymerizáciou v kvapalnej a plynnej fáze s tvorbou mostíkových väzieb. max. náchylné sú na to halogenidy kovov I. a II. skupiny, A1C13, pentafluoridy Sb a prechodné kovy, oxofluoridy zloženia MOF4. Známe sú napríklad halogenidy kov-kov. Hg2Cl2.

Fluoridy sa v St. you výrazne líšia od ostatných halogenidov. V jednoduchých halogenidoch sú však tieto rozdiely menej výrazné ako v samotných halogénoch a v zložitých halogenidoch sú slabšie ako v jednoduchých.

Mnohé kovalentné halogenidy (najmä fluoridy) sú napríklad silné Lewisove kyseliny. AsF5, SbF5, BF3, A1C13. Fluoridy sú súčasťou superkyselín. Vyššie halogenidy sú redukované kovmi a H2, napríklad:

Halogenidy kovov skupín V-VIII, okrem Cr a Mn, sa redukujú pomocou H2 na kovy, napríklad: WF6 + 3H2 -> W + 6HF

Mnohé kovalentné a iónové halogenidy kovov navzájom interagujú za vzniku komplexných halogenidov, napríklad: KC1 + TaC15 -> K[TaC16]

Ľahšie halogény môžu vytlačiť ťažšie halogény z halogenidov. Kyslík môže oxidovať halogenidy s uvoľňovaním C12, Br2 a I2. Jeden z charakteristických okrskov kovalentných halogenidov-vzájomných. s vodou (hydrolýza) alebo jej parami pri zahrievaní. (pyrohydrolýza), čo vedie k tvorbe oxidov, oxy- príp

oxohalogenidy, hydroxidy a halogenovodíky. Výnimkou sú CF4, CC14 a SF6, ktoré sú odolné voči vodnej pare pri vysokých teplotách.

Halogenidy sa získavajú priamo z prvkov, interakciou. halogenovodíky alebo halogenovodík na-t s prvkami, oxidmi, hydroxidmi alebo soľami, ako aj výmenné p-ióny.

Halogenidy sú široko používané v technológii ako východiskové materiály na výrobu halogénov, alkálií a kovov alkalických zemín. kovy, ako súčasti skiel a pod. inorg. materiály; sú medzi tým. produkty pri výrobe vzácnych a niektorých neželezných kovov, U, Si, Ge atď.

Halogenidy tvoria v prírode samostatné triedy minerálov, v ktorých sú prítomné fluoridy (napr. minerály fluorit, kryolit) a chloridy (sylvit, karnalit), bróm a jód sú súčasťou niektorých minerálov vo forme izomorfných nečistôt. Významné množstvá halogenidov sú obsiahnuté vo vode morí a oceánov, v soli a podzemných soľankách. Niektoré halogenidy, napr. NaCl, K.C1, CaC12, sú súčasťou živých organizmov.

Kryolit(z iného gr. κρύος - mráz + λίθος - kameň) - vzácny minerál z triedy prírodných fluoridov, hexafluorohlinitan sodný Na3. Kryštalizuje v monoklinickej syngónii; kvádrové kryštály a dvojité dosky sú zriedkavé. Zvyčajne tvorí bezfarebné, biele alebo sivé kryštalické agregáty so sklovitým leskom, často obsahujúce kremeň, siderit, pyrit, galenit, chalkopyrit, kolumbit a kassiterit. Farbenie nečistotou organických látok je možné.

V súčasnosti vyvinuté metódy získanie umelého kryolitu. Umelo vyrobené interakciou fluoridu hlinitého s fluoridom sodným, ako aj pôsobením kyseliny fluorovodíkovej na hydroxid hlinitý v prítomnosti sódy. Používa sa v procese elektrolytickej výroby hliníka, pri výrobe kyseliny fluorovodíkovej, skla a emailov.

Kamenec. Kamenec je skupinový názov pre podvojné soli zloženia ME(SO4)2. 12H2O, kde M je draslík K, rubídium Rb, cézium Cs, amónny NH4 a E je hliník Al, chróm Cr, železo Fe a ďalšie prvky v oxidačnom stave (+ III), ktoré poskytujú tri nabité katióny počas disociácie solí .

Kamenec je vysoko rozpustný vo vode, ich vodné roztoky majú adstringentnú kyslú chuť a kyslú reakciu v dôsledku hydrolýzy, napr.

3+ + H2O<<здесь знак обратимости >> 2+ + H30+

Pri zahriatí sa kamenec najprv roztopí vo vode, ktorú obsahujú, a potom sa táto voda stratí a vytvorí sa bezvodé soli. Ďalším zahrievaním sa kamenec premení na zmes oxidov kovov. Kamenec hlinito-draselný možno získať úpravou výrobného procesu čisteného síranu hlinitého. Najprv sa kaolín uvarí s kyselinou sírovou. Po dokončení neutralizácie kyseliny sírovej sa do reaktora pridá síran sodný, aby sa získal kamenec sodný. Posledne menované sú v dôsledku svojej vysokej rozpustnosti v roztoku. Po zriedení roztoku na hustotu 1,33 g/cm3 sa oddelí od zrazeniny oxidu kremičitého, ochladí sa a zmieša s nasýteným roztokom chloridu draselného. Zároveň sa vyzráža hliníkovo-draselný kamenec, zle rozpustný pri nízkych teplotách. V materskom lúhu po oddelení kryštálov kamenca hlinitého a draselného zostávajú rozpustné nečistoty - zlúčeniny železa a chlorid sodný 89.

Počas hydrolýzy hydratované ióny hliníka strácajú protóny a vytvárajú po sebe nasledujúce hydro-oxo komplexy. Keď posledný neutrálny komplex stratí vodu, vznikne nerozpustný hydroxid A1(OH)3.

Komplexné ióny[A1(H20)5OH]2+ a [A1(H20)4(OH)2]+ zostávajú v roztoku, pričom hydroxid A1(OH)3 sa vyzráža hneď po svojom vzniku. K zrážaniu dochádza pri hodnotách pH > 3. Úplne k tvorbe hydroxidu hlinitého hydrolýza prebieha za podmienky neutralizácie vytvorených protónov, napríklad alkáliou.

Hlboká hydrolýza soli síranu hlinitého sa široko používajú na čistenie pitia a Odpadová voda. Hydronium uvoľnené počas hydrolýzy reaguje s hydrogénuhličitanmi H30 + + HC03 = CO2 + 2H20, zvyčajne obsiahnutými vo vode. V tomto prípade konečné produkty hydrolýzy sú koloidný hydroxid hlinitý a oxid uhličitý.

Keď sa sól hydroxidu hlinitého koaguluje, získa sa objemná želatínová zrazenina, ktorá zachytáva suspendované častice a baktérie a ťahá ich na dno žumpy. Spotreba síranu hlinitého potrebného na čistenie vody závisí od zloženia a množstva kontaminantov vo vode. Dávky síranu hlinitého na čistenie prírodných vôd a na dočistenie odpadových vôd sa pohybujú od 3-15 mg/l podľa A1203 a pre fyzikálno-chemické čistenie komunálnych odpadových vôd dosahujú 30-50 mg/l podľa A1203. Konzumácia síranu hlinitého by mala zabezpečiť tvorbu dostatku veľká hmota vločky, ktoré sú potrebné na odstránenie kontaminantov z vody. Hodnota pH roztoku by sa mala znížiť na 6,5-7,6, čo zodpovedá minimálnej rozpustnosti hydroxidu hlinitého vo vode. Pri vyššej alebo nižšej hodnote pH zostáva časť hliníka vo vode v rozpustenom stave. Vo vodách s nízkou alkalitou, keď obsah hydrogénuhličitanov nestačí na neutralizáciu uvoľnenej kyseliny, proces hydrolýzy nedosiahne svoj koniec v dôsledku silného poklesu pH. Na zvýšenie alkality dokončite proces hydrolýzy a znížte obsah rozpusteného hliníka vo vode, súčasne s koagulantom sa do vody pridáva vápno a sóda.

Ak protóny nahromadené počas hydrolýzy nie sú neutralizované, potom sa proces hydrolýzy spomalí, čo vedie k nástupu hydrolytickej rovnováhy, ktorú možno charakterizovať stupňom a konštantou hydrolýzy. Hydrolýza roztoky síranu hlinitého, čo je reakcia substitúcie síranových iónov v Al2 (804) 3 OH iónmi, vznikajúcimi v dôsledku disociácie vody, môžu byť zastúpené v všeobecný pohľad rovnica

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

kde a je stupeň a zásaditosť substitúcie.

Táto rovnica ukazuje, že na posun doprava má rozhodujúci vplyv koncentrácia OH- iónov v roztoku, teda stupeň disociácie vody. Ako je známe, pre soli s slabá základňa a silná kyselina stupeň hydrolýzy k súvisí s konštantou hydrolýzy A-, koncentráciou soli (s, mol "l), iónový produkt voda kyu a disociačná konštanta bázy kb takto:

/r \u003d UkTss \u003d UkiLs.

Ak sa A-, mení s teplotou málo, potom sa ksh výrazne zvyšuje, čo spôsobuje výrazné zvýšenie stupňa hydrolýzy so zvyšujúcou sa teplotou.

N. I. Eremin na základe získaných experimentálnych údajov odvodil rovnice pre závislosť stupňa hydrolýzy roztoku od teploty a koncentrácie

pre síran hlinitý:

1e k \u003d - 2,23 + 0,05 s + 0,0036t7 + 18 UTS, pre kamenec amónny:

18 l \u003d -1,19 + 0,29c + 0,0016G + 18ygSh pre kamenec draselný:

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

pre kamenec sodný:

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

Ako je možné vidieť z týchto rovníc, vplyv koncentrácie na stupeň hydrolýzy pre kamenec je výraznejší ako pre síran hlinitý.

Bor. Získavanie bóru. Chemické vlastnosti. Diagonálna podobnosť medzi bórom a kremíkom. Hydridy bóru. Diboran. Vlastnosti chemickej väzby v molekule diboránu. Halogenidy bóru. Kyslíkové zlúčeniny bóru. Oxid boritý a kyseliny borité. Bura. Získanie kyseliny boritej. Borosilikátové sklá. Etyléter bóru.

Bor- prvok trinástej skupiny (podľa zastaranej klasifikácie hlavná podskupina tretej skupiny), druhá perióda periodickej sústavy chemické prvky s atómovým číslom 5. Označuje sa symbolom B (lat. Borum). Vo voľnom stave je bór bezfarebný, sivý alebo červený kryštalický alebo tmavý amorfná látka. Je známych viac ako 10 alotropných modifikácií bóru, ktorých vznik a vzájomné prechody sú určené teplotou, pri ktorej bol bór získaný

Potvrdenie. Najčistejší bór sa získava pyrolýzou borohydridov. Takýto bór sa používa na výrobu polovodičových materiálov a na jemné chemické syntézy.

Metóda metalotermie (častejšie redukcia horčíkom alebo sodíkom):

Tepelný rozklad Pary bromidu boritého na horúcom (1000-1200 °C) volfrámovom drôte v prítomnosti vodíka (metóda Van Arkel):

Fyzikálne vlastnosti. Extrémne tvrdá látka (druhá po diamante, nitrid bóru (borazon), karbid bóru, zliatina bór-uhlík-kremík, skandium-karbid titánu). Má krehkosť a polovodičové vlastnosti (veľká medzera

polovodič). Bór má najvyššiu pevnosť v ťahu 5,7 GPa

V prírode sa bór nachádza vo forme dvoch izotopov 10B (20 %) a 11B (80 %)[.

10V má veľmi vysoký prierez absorpcie tepelných neutrónov, takže 10V v kyseline boritej sa používa v jadrových reaktoroch na kontrolu reaktivity.

Chemické vlastnosti. Ióny bóru farbia plameň na zeleno.

V mnohých fyzikálnych a chemických vlastnostiach nekovový bór pripomína kremík.

Chemicky je bór skôr inertný a interaguje iba s fluórom pri izbovej teplote:

Bór pri zahrievaní reaguje s inými halogénmi za vzniku trihalogenidov, s dusíkom tvorí nitrid bóru BN, s fosforom fosfid BP, s uhlíkom karbidy rôzneho zloženia (B4C, B12C3, B13C2). Pri zahrievaní v kyslíkovej atmosfére alebo na vzduchu horí bór s veľkým uvoľňovaním tepla, vzniká oxid B2O3:

Bór priamo neinteraguje s vodíkom, hoci je ich známych dosť. veľké číslo borohydridy (borany) rôzneho zloženia získané spracovaním alkalických resp kovy alkalických zemín kyselina:

Pri silnom zahriatí sa prejavuje bór obnovovacie vlastnosti. Dokáže napríklad obnoviť kremík alebo fosfor z ich oxidov:

Táto nehnuteľnosť bór možno vysvetliť veľmi vysokou pevnosťou chemických väzieb v oxide bóru B2O3.

V neprítomnosti oxidačných činidiel je bór odolný voči pôsobeniu alkalických roztokov. Bór sa rozpúšťa v horúcej kyseline dusičnej, kyseline sírovej a aqua regia za vzniku kyseliny boritej.

Oxid bóru je typický kyslý oxid. Reaguje s vodou za vzniku kyseliny boritej:

Pri interakcii kyseliny boritej s alkáliami nevznikajú soli samotnej kyseliny boritej - boritany (obsahujúce anión BO33-), ale tetraboritany, napr.

Bor- polovodič, diagonálna podobnosť s kremíkom:

1) Obidva sú žiaruvzdorné, pevné, polovodiče. B - šedo-čierna, Si- šedá.

I1(B) = 8,298 eV; I1(Si) = 8,151 eV. Oba nie sú náchylné na tvorbu katiónov.

2) Obe sú chemicky inertné (hoci bór sa stále rozpúšťa v horúcich oxidačných kyselinách. Obe sa rozpúšťajú v zásadách.

2B + KOH + 2H20® 2KB02 + 3H2

Si + 2KOH + H20®K2Si03+ 2H2

3) Pri vysokých teplotách reagujú s kovmi a vytvárajú boridy a silicidy - Ca3B2; Mg2Si - žiaruvzdorné, elektricky vodivé zlúčeniny.

Kyslíkové zlúčeniny bóru. B2O3 - kyslý oxid (aj SiO2) - polymérny, sklovitý, iba B2O3 tvorí ploché siete a SiO2 - trojrozmerné štruktúry. Rozdiel medzi nimi je v tom, že oxid boritý sa ľahko hydratuje, zatiaľ čo piesok (SiO2), ako je známe, nie.

H3BO3- kyselina ortoboritá.

H3BO3«HBO2+H2O kyselina metaboritá (100°С)

4HBO2 "H2B4O7 + H2Otetraboritá kyselina (140 ° C) - slabá, obe Kd

H2B4O7 "2B2O3 + H2O sú prakticky rovnaké - nie kyslé soli

Kyselina ortoboritá je slabá, niekedy je napísaná jej disociácia

B(OH)3 + H20 « B(OH)4 + H+

Vytvára estery s alkoholmi: H3BO3+3CH3OH®B(OCH3)3+3H2O

Vlastnosti. Bór je známy v amorfnej (hnedej) a kryštalickej (čiernej) forme, t.t. 2300 °C, b.v. 3700 °C, p = 2,34 g/cm3. Kryštalická mriežka bóru je veľmi pevná, čo sa prejavuje vysokou tvrdosťou, nízkou entropiou a vysokým bodom topenia. Bórový polovodič. Nekovovosť bóru zodpovedá jeho polohe v periodickom systéme - medzi berýliom a uhlíkom a diagonálne vedľa kremíka. Preto bór vykazuje podobnosti nielen s hliníkom, ale aj s kremíkom. Z jeho postoja tiež vyplýva, že zlúčeniny bóru s dusíkom by mali byť elektronická štruktúra a vlastnosti sú podobné uhlíku.

2BH3(g) - B2H6(g);

delta G= - 126 kJ

3NaBH4+4BF3 ->2V2H6 + 3NaBF4

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

DiboranВ2H6 - energetické redukčné činidlo, samovoľne sa vznieti na vzduchu

B2H6 + 302 => B203 + ZH20

Interaguje s vodou za uvoľňovania vodíka;

B2H6 + 6H20 =>. 2H3B03 + 6H2

V éterovom prostredí B2H6 reaguje s hydridom lítnym za vzniku borohydrid

B2H6+2LiH => 2LiBH4

Častejšie ako Li používajú Na získaný reakciou -

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

B2O3 + ZS => 2B + ZSO

2B203+P4O10 => 4BPO4

H3BO3 + H20 => [B (OH) 4] + H

Neutralizácia H3BO3 sa netvorí ortoboráty , obsahujúce ión (BO3) 3-, a sú získané tetraboritany, metaboritany alebo soli iných polyboritých kyselín:

4H3BO3 + 2NaOH => Na2BO4 + 7H2O H3BO3 + NaOH => NaB02 + 2H2O

Oxid bóru B2O3 - anhydrid kyseliny boritej, bezfarebná, skôr žiaruvzdorná sklovitá alebo kryštalická látka horkej chuti, dielektrikum.

Sklovitý oxid bóru má vrstvenú štruktúru (vzdialenosť medzi vrstvami je 0,185 nm), vo vrstvách sú atómy bóru umiestnené vo vnútri rovnostranných trojuholníkov BO3 (d B-O = 0,145 nm). Táto modifikácia sa taví v rozmedzí teplôt 325-450 °C a má vysokú tvrdosť. Získava sa zahrievaním bóru na vzduchu pri 700 °C alebo dehydratáciou kyseliny ortoboritej. Kryštalický B2O3, ktorý sa získava starostlivým odstránením vody z kyseliny metaboritej HBO2, existuje v dvoch modifikáciách – so šesťhranným kryštálová mriežka, pri 400 °C a 2200 MPa sa stáva monoklinickým.

V priemysle bórax sa získava z prírodných boritanov fúziou so sódou . Keď sú prírodné bórové minerály ošetrené kyselinou sírovou, kyselina boritá . Z kyseliny boritej H3BO3 sa kalcináciou získava oxid B2O3, ktorý sa potom redukuje alebo bórax aktívne kovy(horčíka alebo sodíka) na voľný bór:

B2O3 + 3Mg = 3MgO + 2B,

2Na2B407 + 3Na = B + 7NaB02.

V tomto prípade vo forme sivého prášku, amorfný bór. Kryštalický bór vysokej čistoty je možné získať rekryštalizáciou, ale v priemysle sa častejšie získava elektrolýzou roztavených fluoroboritanov alebo tepelným rozkladom pár bromidu bóru BBr3 na tantalovom drôte zahriatom na 1000-1500 °C v prítomnosti vodíka:

2BBr3 + 3H2 = 2B + 6HBr

Je tiež možné použiť krakovanie bórom:

B4H10 = 4B + 5H2.

Kyselina boritá(kyselina ortoboritá) je slabá kyselina s chemickým vzorcom H3BO3. Bezfarebná kryštalická látka vo forme vločiek, bez zápachu, má vrstvenú triklinickú mriežku, v ktorej sú molekuly kyselín spojené vodíkovými väzbami v plochých vrstvách, vrstvy sú prepojené medzimolekulovými väzbami (d = 0,318 nm).

Kyselina metaboritá(HBO2) je tiež bezfarebný kryštál. Existuje v troch modifikáciách - najstabilnejšia γ-HBO2 s kubickou mriežkou, β-HBO2 s monoklinickou mriežkou a α-HBO2 s kosoštvorcovou mriežkou.

Pri zahriatí kyselina ortoboritá stráca vodu a najskôr prechádza na kyselinu metaboritú, potom na tetraboritú H2B4O7. Pri ďalšom zahrievaní sa dehydratuje na anhydrid kyseliny boritej.

Kyselina boritá má veľmi slabé kyslé vlastnosti.. Je relatívne málo rozpustný vo vode. Jeho kyslé vlastnosti nie sú spôsobené elimináciou protónu H+, ale pridaním hydroxylového aniónu:

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

Z roztokov svojich solí ho ľahko vytesňuje väčšina ostatných kyselín. Jeho soli, nazývané boritany, sa zvyčajne vyrábajú z rôznych polyboritých kyselín, najčastejšie tetraboritej H2B4O7, čo je oveľa silnejšia kyselina ako ortoboritá. B(OH)3 vykazuje veľmi slabé známky amfoterity, pričom tvorí nízkostabilný hydrosíran bóru B(HSO4)3.

Keď sa kyselina ortoboritá neutralizuje zásadami vo vodných roztokoch, netvoria sa ortoboritany obsahujúce ión (BO3)3–, pretože ortoboritany sú takmer úplne hydrolyzované v dôsledku príliš nízkej konštanty tvorby [B(OH)4]. Tetraboritany, metaboritany alebo soli iných polyboritých kyselín vznikajú v roztoku:

S nadbytkom alkálií sa môžu premeniť na metaboráty:

Meta- a tetraboritany sú hydrolyzované, ale v menšom rozsahu (reverzné reakcie k uvedeným).

V okyslených vodných roztokoch boritanov sa ustanovujú tieto rovnováhy:

Najbežnejšou soľou kyseliny boritej je dekahydrát tetraboritanu sodného Na2B4O7 10H2O (odborný názov - bórax).

Pri zahrievaní kyselina boritá rozpúšťa oxidy kovov a vytvára soli.

S alkoholmi v prítomnosti koncentrovanej kyseliny sírovej tvoria estery:

Tvorba bórmetyléteru B(OCH3)3 je kvalitatívna reakcia na H3BO3 a soli kyselín boritých, po zapálení horí metylbóréter krásnym jasne zeleným plameňom.

Borosilikátové sklo- sklo obvyklého zloženia, v ktorom sú alkalické zložky v surovine nahradené oxidom bóru (B2O3). Tým je dosiahnutá zvýšená chemická odolnosť a nízky koeficient tepelnej rozťažnosti - až 3,3 10−6 pri 20 °C pre najlepšie vzorky. Pre borosilikátové sklo je to veľmi malé, len pre kremenné sklo je to menej (takmer 10-krát). Tým sa zabráni praskaniu skla pri náhlych zmenách teploty. Je to spôsobené jeho použitím ako ohňa a v iných prípadoch, kde je potrebná tepelná stabilita.

Použitie V každodennom živote na výrobu riadu na otvorený oheň, čajníkov. Používa sa ako materiál pre laboratórne sklo, ale aj pre chemický priemysel a iné priemyselné odvetvia, napríklad ako materiál výmenníkov tepla pre tepelné elektrárne. Používa sa aj na výrobu lacných gitarových sklíčok. Borosilikátové sklo sa môže použiť aj na výrobu pipiet na ICSI, blastomérovú biopsiu, ktorá sa vykonáva na predimplantačnú genetickú diagnostiku s použitím bioptických buniek ako genetického materiálu. K dispozícii sú 3 možnosti pipiet s vnútorným priemerom od 4 µm do 7,5 µm. Pipeta je dlhá 60 až 75 mm a má uhol skosenia 30°. Pipety sú určené na jednorazové použitie.

všeobecné charakteristiky prvky podskupiny IVA. Štruktúra atómov. Stupne oxidácie. Rozšírenie a formy nálezu v prírode. Alotropické modifikácie uhlíka. Fyzikálne a chemické vlastnosti. Odrody čierneho grafitu: koks, drevené uhlie, sadze.

Všeobecná charakteristika prvkov skupiny IVA Prvky hlavnej podskupiny IV. skupiny zahŕňajú C, Si, Ge, Sn, Pv. Elektrónový vzorec vonkajšej valenčnej hladiny je nS2np2, to znamená, že majú 4 valenčné elektróny a sú to p prvky, preto sú v hlavnej podskupine IV. skupiny. ││││ │↓│ np nS V základnom stave atómu sú dva elektróny spárované a dva nepárové. Vonkajší elektrónový obal uhlíka má 2 elektróny, kremík má 8 a Ge, Sn, Pv má každý 18 elektrónov. Preto sú Ge, Sn, Pv zjednotené v podskupine germánia (toto sú úplné elektronické analógy). V tejto podskupine p-prvkov, ako aj v iných podskupinách p-prvkov sa periodicky menia vlastnosti atómov prvkov.

Zhora nadol sa teda v podskupine zväčšuje polomer atómu, teda klesá ionizačná energia, teda rastie schopnosť darovať elektróny a prudko klesá tendencia dokončiť vonkajší elektrónový obal na oktet, takže z C na Pb, redukčné vlastnosti a kovové vlastnosti sa zvyšujú a nekovové vlastnosti sa znižujú. Uhlík a kremík sú typické nekovy, Ge už má kovové vlastnosti a vyzerá ako kov, hoci je to polovodič. Pri cíne už prevládajú kovové vlastnosti a typickým kovom je olovo. Majúc 4 valenčné elektróny, atómy v ich zlúčeninách môžu vykazovať oxidačné stavy od minima (-4) po maximum (+4) a vyznačujú sa párnym S.O.: -4, 0, +2, +4; S.O. = -4 je typické pre C a Si s kovmi. Povaha vzťahu s inými prvkami. Formuje sa len uhlík Kovalentné väzby kremík tiež prednostne tvorí kovalentné väzby. Na cín a olovo najmä v S.O. = +2, iónová povaha väzby je charakteristickejšia (napríklad Рв(NO3)2). Kovalencia je určená valenčnou štruktúrou atómu. Atóm uhlíka má 4 valenčné orbitály a maximálna kovalencia je 4. Pre ostatné prvky môže byť kovalencia väčšia ako štyri, pretože existuje valenčná d-podúroveň (napríklad H2). Hybridizácia. Typ hybridizácie je určený typom a počtom valenčných orbitálov. Uhlík má len S- a p-valenčné orbitály, takže môže existovať Sp (karbín, CO2, CS2), Sp2 (grafit, benzén, COCl2), Sp3 hybridizácia (CH4, diamant, CCl4). Pre kremík je najcharakteristickejšia Sp3 hybridizácia (SiO2, SiCl4), ale má valenčnú d-podúroveň, takže existuje aj Sp3d2 hybridizácia, napríklad H2. Skupina IV PSE je stredom tabuľky D.I. Mendelejeva. Tu je zreteľne vidieť prudká zmena vlastností z nekovov na kovy. Samostatne zvážime uhlík, potom kremík a potom prvky podskupiny germánia.

Atom(z gréckeho atomos - nedeliteľný) - jednojadrová, nedeliteľná častica chemického prvku, nositeľa vlastností látky. Látky sa skladajú z atómov. Samotný atóm pozostáva z kladne nabitého jadra a záporne nabitého elektrónového oblaku. Vo všeobecnosti je atóm elektricky neutrálny. Veľkosť atómu je úplne určená veľkosťou jeho elektrónového oblaku, pretože veľkosť jadra je v porovnaní s veľkosťou elektrónového oblaku zanedbateľná. Jadro pozostáva zo Z kladne nabitých protónov (náboj protónu zodpovedá +1 in konvenčné jednotky) a N neutróny, ktoré nenesú žiadny náboj (protóny a neutróny sa nazývajú nukleóny). Náboj jadra je teda určený iba počtom protónov a rovná sa poradovému číslu prvku v periodickej tabuľke. Kladný náboj jadra je kompenzovaný záporne nabitými elektrónmi (elektrónový náboj -1 v ľubovoľných jednotkách), ktoré tvoria elektrónový oblak. Počet elektrónov sa rovná počtu protónov. Hmotnosti protónov a neutrónov sú rovnaké (1 a 1 amu). Hmotnosť atómu je určená hmotnosťou jeho jadra, pretože hmotnosť elektrónu je približne 1850-krát menšia ako hmotnosť protónu a neutrónu a pri výpočtoch sa zriedka berie do úvahy. Počet neutrónov možno zistiť rozdielom medzi hmotnosťou atómu a počtom protónov (N=A-Z). Typ atómov akéhokoľvek chemického prvku s jadrom pozostávajúcim z presne definovaného počtu protónov (Z) a neutrónov (N) sa nazýva nuklid.

Keďže takmer všetka hmota je sústredená v jadre atómu, ale jej rozmery sú zanedbateľné v porovnaní s celkovým objemom atómu, jadro sa berie podmienečne hmotný bod spočíva v strede atómu a samotný atóm sa považuje za systém elektrónov. Pri chemickej reakcii nie je ovplyvnené jadro atómu (okrem jadrových reakcií), rovnako ako vnútorné elektronické hladiny, ale zapájajú sa iba elektróny vonkajšieho elektrónového obalu. Z tohto dôvodu je potrebné poznať vlastnosti elektrónu a pravidlá jeho vzniku elektrónové obaly atómov.

Stupeň oxidácie(oxidačné číslo, formálny náboj) - pomocná podmienená hodnota na zaznamenávanie procesov oxidácie, redukcie a redoxných reakcií. Označuje oxidačný stav jednotlivého atómu molekuly a je len pohodlnou metódou účtovania prenosu elektrónov: nie je to skutočný náboj atómu v molekule (pozri #Konvencia).

Predstavy o stupni oxidácie prvkov tvoria základ a využívajú sa pri klasifikácii chemikálií, popise ich vlastností, príprave vzorcov zlúčenín a ich medzinárodných názvov (názvoslovie). Ale je obzvlášť široko používaný pri štúdiu redoxných reakcií.

Pojem oxidačný stav sa často používa v anorganická chémia namiesto pojmu valencia.

Oxidačný stav atómu sa rovná číselnej hodnote nabíjačka priradené atómu za predpokladu, že väzbové elektrónové páry sú úplne vychýlené smerom k viac elektronegatívnym atómom (to znamená na základe predpokladu, že zlúčenina pozostáva iba z iónov).

Oxidačný stav zodpovedá počtu elektrónov, ktoré sa musia pridať ku kladnému iónu, aby sa zredukoval na neutrálny atóm, alebo odobrať zo záporného iónu, aby sa oxidoval na neutrálny atóm:

Al3+ + 3e− → Al

S2− → S + 2e− (S2− − 2e− → S)

Uhlík- látka s najviac [zdroj neuvedený 1528 dní] Vysoké číslo alotropné modifikácie (objavených už bolo viac ako 8).

Alotropické modifikácie uhlíka ich vlastnosti sa od seba najradikálnejšie líšia, od mäkkých po tvrdé, nepriehľadné po transparentné, abrazívne po mazacie, lacné až po drahé. Medzi tieto alotropy patria amorfné alotropy uhlíka (uhlie, sadze), nanopeny, kryštalické alotropy - nanotrubice, diamant, fullerény, grafit, lonsdaleit a cerafit.

Klasifikácia alotropov uhlíka podľa povahy chemickej väzby medzi atómami:

Diamant (kocka)

Lonsdaleite (šesťhranný diamant)

Fullerény (C20+)

Nanorúrky

Nanovlákna

Astralens

sklený uhlík

Kolosálne nanorúrky

Zmiešané formy sp3/sp2:

amorfný uhlík

Uhlíkové nanoobličky

Uhlíková nanopena

Iné formy: C1 - C2 - C3 - C8

Uhlík(chemická značka - C, lat. Carboneum) - chemický prvok štrnástej skupiny (podľa zastaranej klasifikácie - hlavná podskupina 4.

skupina), 2. obdobie periodickej sústavy chemických prvkov. sériové číslo 6, atómová hmotnosť - 12,0107.

Fyzikálne vlastnosti.

Uhlík existuje v mnohých alotropných modifikáciách s veľmi rôznorodými fyzikálne vlastnosti. Rozmanitosť modifikácií je spôsobená schopnosťou uhlíka tvoriť chemické väzby iný typ.

Existujú hydroxidy, ktoré v závislosti od podmienok reagujú s kyselinami aj zásadami. Tieto zlúčeniny, ktoré majú dvojaký charakter, sa nazývajú amfotérne hydroxidy. Sú tvorené katiónom kovu a hydroxidovým iónom, ako všetky zásady. Schopnosť pôsobiť ako kyseliny a zásady majú len tie hydroxidy, ktoré obsahujú vo svojom zložení tieto kovy: Be, Zn, Al, Pb, Sn, Ga, Cd, Fe, Cr(ІІІ) atď. Periodický systém DI. Mendelejev, hydroxidy s duálnou povahou tvoria kovy, ktoré sú najbližšie k nekovom. Predpokladá sa, že takéto prvky sú prechodné formy a rozdelenie na kovy a nekovy je skôr ľubovoľné.

Amfotérne hydroxidy sú tuhé, práškovité, jemne kryštalické látky, ktoré sú najčastejšie bielej farby, nerozpustné vo vode a zle vedú prúd (slabé elektrolyty). Niektoré z týchto zásad sa však môžu rozpúšťať v kyselinách a zásadách. K disociácii "dvojitých zlúčenín" vo vodných roztokoch dochádza podľa typu kyselín a zásad. Je to spôsobené tým, že retenčná sila medzi atómami kovu a kyslíka (Me-O) a medzi atómami kyslíka a vodíka (O-H) je prakticky rovnaká, t.j. Me - O - N. Preto sa tieto väzby súčasne rozbijú a tieto látky sa disociujú na katióny H + a anióny OH-.

Amfotérny hydroxid - Be (OH) 2 pomôže potvrdiť dvojitú povahu týchto zlúčenín. Zvážte interakciu hydroxidu berýlia s kyselinou a zásadou.

1. Be (OH)2 + 2HCl-BeCl2 + 2H20.

2. Be (OH)2 + 2KOH - K2 - tetrahydroxoberylát draselný.

V prvom prípade prebieha neutralizačná reakcia, ktorej výsledkom je tvorba soli a vody. V druhom prípade bude produktom reakcie Neutralizačná reakcia je typická pre všetky hydroxidy bez výnimky, ale interakcia s ich vlastným druhom je typická len pre amfotérne. Takéto dvojité vlastnosti budú vykazovať ďalšie amfotérne zlúčeniny – oxidy a samotné kovy, s ktorými sú tvorené.

Ďalšie chemické vlastnosti takýchto hydroxidov budú charakteristické pre všetky zásady:

1. Termický rozklad, reakčné produkty - príslušný oxid a voda: Be (OH) 2 -BeO + H 2 O.

Musíte tiež pamätať na to, že existujú látky, s ktorými amfotérne hydroxidy neinteragujú, t.j. nefunguje, je to:

1. nekovy;
2. kovy;
3. nerozpustné zásady;
4. amfotérne hydroxidy.
5. stredné soli.

Tieto zlúčeniny sa získavajú alkalickým vyzrážaním zodpovedajúcich soľných roztokov:

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

Soli niektorých prvkov tvoria pri tejto reakcii hydrát, ktorého vlastnosti takmer úplne zodpovedajú vlastnostiam hydroxidov dvojakého charakteru. Rovnaké zásady s dvojitými vlastnosťami sú súčasťou minerálov, vo forme ktorých sa nachádzajú v prírode (bauxit, goethit atď.).

Amfotérne hydroxidy sú teda tie, ktoré v závislosti od povahy látky, ktorá s nimi reaguje, môžu pôsobiť ako zásady alebo kyseliny. Najčastejšie zodpovedajú amfotérnym oxidom obsahujúcim príslušný kov (ZnO-Zn (OH) 2; BeO - Be (OH) 2) atď.).

amfotérny nazývané také hydroxidy, ktoré v závislosti od podmienok vykazujú vlastnosti buď zásad alebo kyselín.

Amfotérne hydroxidy zahŕňajú:

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

a niektoré ďalšie.

Amfotérne hydroxidy reagujú:

a) s kyselinami

Napríklad:

A1 (OH) 3 + ZNS1 \u003d A1C1 3 + ZN20,

Zn(OH)2 + H2S04 \u003d ZnS04 + 2H20;

b) s oxidmi kyselín,

2A1(OH)3 + 3Si02A12(Si03)3 + ZH20.

Pri týchto reakciách vykazujú amfotérne hydroxidy vlastnosti zásad .

v) s dôvodmi,

pri topení pevných látok vznikajú soli.

Napríklad:

A1 (OH) 3 + NaOH tv. NaA102 + 2H20,

Zn(OH) 2 + 2KOH tv. K2Zn02 + 2H20.

Pri týchto reakciách vykazujú amfotérne hydroxidy vlastnosti kyselín.

Pri reakciách s vodnými roztokmi alkálií vznikajú zodpovedajúce komplexné zlúčeniny.

Napríklad:

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

tetrahydroxoaluminát sodný

Roztok Zn(OH)2 + 2KOH \u003d K2

tetrahydroxozinkát draselný

G) so zásaditými oxidmi:

2Cr(OH)3 + K20 2KCr02 + 3H20.

Pri tejto reakcii má amfotérny hydroxid kyslé vlastnosti. Reakcia prebieha fúziou reaktantov.

Spôsoby získavania báz

1. Bežným spôsobom prípravy báz je reakcia výmeny roztokusoľ s alkalickým roztokom. Pri interakcii vzniká nová zásada a nová soľ.

Napríklad:

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

K2C03 + Ba (OH)2 \u003d 2KOH + VaC03 ↓.

Týmto spôsobom je možné získať nerozpustné aj rozpustné zásady.

2. Alkálie možno získať reakciou alkalických kovov a kovov alkalických zemín s vodou..

Napríklad:

2Na + 2H20 \u003d 2NaOH + H2,

Ca + 2H20 \u003d Ca (OH)2 + H2.

3. Alkálie možno získať aj interakciou oxidov alkalických kovov a kovov alkalických zemín s vodou.

Napríklad:

Na20 + H20 \u003d 2NaOH,

CaO + H20 \u003d Ca (OH) 2.

4.V technike sa získa alkálieelektrolýza soľných roztokov(napríklad chloridy).

Napríklad:

2NaС1 + 2Н 2 О
2NaOH + H2 + C12.

Oblasti použitia základov

Hydroxid sodný a draselný (NaOH a KOH) sa používajú na čistenie ropných produktov, na výrobu mydla, umelého hodvábu, papiera, používajú sa v textilnom a kožiarskom priemysle atď. Alkálie sú súčasťou roztokov na chemické odmasťovanie povrchov železných a niektorých neželezných kovov pred aplikáciou ochranných a dekoratívnych náterov.

Hydroxidy draslíka, vápnika a bária sa používajú v ropnom priemysle na prípravu inhibovaných vrtných kvapalín, ktoré umožňujú nestabilné vŕtanie skaly. Injektáž alkalických roztokov do zásobníka prispieva k zvýšeniu ťažby ropy z produktívnych zásobníkov.

Hydroxidy železa (III), vápnika a sodíka sa používajú ako činidlá na čistenie plynu zo sírovodíka.

Hydratované vápno Ca(OH) 2 sa používa ako inhibítor korózie kovov pôsobením morskej vody, ako aj činidlo na odstraňovanie tvrdosti vody a čistenie vykurovacieho oleja používaného pri príprave mazacích olejov.

Hydroxid hlinitý a železitý (III) sa používajú ako flokulanty na čistenie vody, ako aj na prípravu vrtných kvapalín.