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 je dokázaná nasledujúcimi reakciami:

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

Často amfotérne hydroxidy prvky v oxidačnom stave +III existujú aj v meta forme, napríklad:

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 sú 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 líšia 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 skupiny I a II, 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 tie ťažšie 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 kasiterit. 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 elektrolytická výroba hliník, 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 pri disociácii solí poskytujú trojnabité katióny .

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 varí 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 hlinito-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.

Počas koagulácie sólu hydroxidu hlinitého sa získa objemná želatínová zrazenina, ktorá zachytáva suspendované častice a baktérie a prenáša 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 fyzikálne a 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 sa neuskutoční neutralizácia protónov nahromadených počas hydrolýzy, 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 s 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 so slabou zásadou a silnou kyselinou je stupeň hydrolýzy k spojený 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 + 0,29 c + 0,0016 G + 18 ygSh 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 periodický systém chemické prvky s atómové číslo 5. Označuje sa symbolom B (lat. Borum). Vo voľnom stave je bór bezfarebná, sivá alebo červená kryštalická alebo tmavá 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 pár 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 - žiadne soli kyselín

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 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, bezfarebný, skôr žiaruvzdorný sklovitý príp kryštalická látka horká chuť, dielektr.

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 - s hexagonálnou kryštálovou mriežkou sa pri 400 °C a 2200 MPa mení na monoklinickú.

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) - slabá kys chemický vzorec 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 nízko stabilný 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 В(ОСН3)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 sa dosahuje zvýšená chemická odolnosť a nízky koeficient tepelnej rozťažnosti - až 3,3 10−6 pri 20 °C u najlepších vzoriek. 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 pre 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. Fyzické 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 tendencia dopĺňať vonkajší elektrónový obal do oktetu prudko klesá, 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 na pohľad 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. Uhlík tvorí len kovalentné väzby, kovalentné väzby tvorí prevažne aj kremík. 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 celá hmota je sústredená v jadre atómu, ale jej rozmery sú zanedbateľné v porovnaní s celkovým objemom atómu, jadro sa podmienečne berie 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 úrovne, 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 to len pohodlná metóda 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 (chemický symbol- C, lat. Carboneum) - chemický prvok štrnástej skupiny (podľa zastaranej klasifikácie - hlavná podskupina štvrtej

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 fyzikálnymi vlastnosťami. Rozmanitosť modifikácií je spôsobená schopnosťou uhlíka tvoriť chemické väzby iný typ.

základy - To chemická zlúčenina schopný formovať kovalentná väzba s protónom (Brönstedova báza) alebo s prázdnym orbitálom inej chemickej zlúčeniny (Lewisova báza)

Chemické vlastnosti zásad

alkálie	Nerozpustné zásady
Zmena farby indikátorov
fenolftaleín - malina metyl pomaranč - pomaranč lakmusový - modrý univerzálny indikátor - od modrej po fialovú	nemeň
Interakcia s kyselinami (neutralizačná reakcia)
2NaOH+H2SO4=Na2SO4+2H202NaOH+H2SO4=Na2SO4+2H2O	Cu(OH)2+2HNO3=Cu(NO3)2+2H2OCu(OH)2+2HNO3=Cu(NO3)2+2H2O
Interakcia s oxidmi kyselín
SO2+2KOH=K2SO3+H2O4SO2+2KOH=K2SO3+H2O4
Interakcia s amfotérnymi oxidmi
Al2O3+6NaOH+3H2O=2Na3Al2O3+6NaOH+3H2O=2Na3 v roztoku Al2O3+2NaOH=2NaAlO2+H2OAl2O3+2NaOH=2NaAlO2+H2O v tavenine
Interakcia soli
priemer (Bertholletovo pravidlo): 2NaOH+MgSO4=Mg(OH)2↓+Na2SO42NaOH+MgSO4=Mg(OH)2↓+Na2SO4 NaHCO3+NaOH=Na2CO3+H2ONaHCO3+NaOH=Na2CO3+H2O
Rozklad pri zahrievaní
nerozkladajú sa, okrem LiOH: 2LiOH−→−−−−−800∘C,H2Li2O+H2O2LiOH→800∘C,H2Li2O+H2O	Cu(OH)2=CuO+H2OCu(OH)2=CuO+H20
Interakcia s nekovmi
2NaOH (konc., studený)+Cl2=NaClO+NaCl+H2O2NaOH (konc.,studený)+Cl2=NaClO+NaCl+H2O 6NaOH(konc., horizont)+3Cl2=NaClO3+5NaCl+3H2O6NaOH(konc., horizont)+3Cl2=NaClO3+5NaCl+3H2O

Spôsoby získavania báz

1 . elektrolýza vodných roztokov solí aktívne kovy:

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

Pri elektrolýze kovových solí, stojacich v sérii napätí až po hliník, sa na katóde redukuje voda za uvoľňovania plynného vodíka a hydroxidových iónov. Kovové katióny vznikajúce počas disociácie soli tvoria bázy s výslednými hydroxidovými iónmi.

2 . interakcia kovov s vodou: 2Na+2H2O=2NaOH+H22Na+2H2O=2NaOH+H2 Táto metóda nenachádza praktické uplatnenie ani v laboratóriu, ani v priemysle.

3 . interakcia oxidov s vodou: CaO+H20=Ca(OH)2CaO+H20=Ca(OH)2

4 . výmenné reakcie(možno získať rozpustné aj nerozpustné zásady): Ba(OH)2+K2SO4=2KOH+BaSO4↓Ba(OH)2+K2SO4=2KOH+BaSO4↓CuCl2+2NaOH=Cu(OH)2↓+2NaNO3

Amfotérne zlúčeniny - toto je látky, ktoré v závislosti od reakčných podmienok vykazujú kyslé alebo zásadité vlastnosti.

Amfotérne hydroxidy - látky nerozpustné vo vode a pri zahrievaní sa rozkladajú na oxid kovu a vodu:

Zn(OH)2 \u003d ZnO + H20

2Fe(OH)3 = Fe203 + 3H20

2Al(OH)3 \u003d Al203 + 3H20

Príkladom amfotérneho hydroxidu je hydroxid zinočnatý. Vzorec tohto hydroxidu v jeho zásaditej forme je Zn(OH)2. Ale môžete napísať vzorec hydroxidu zinočnatého v kyslej forme, pričom na prvé miesto umiestnite atómy vodíka, ako vo vzorcoch anorganických kyselín: H 2 ZnO 2 (obr. 1). Potom Zn02 2- bude kyslý zvyšok s nábojom 2-.

Charakteristickým znakom amfotérneho hydroxidu je, že sa málo líši v sile väzieb O-H a Zn-O. Preto dualita vlastností. Pri reakciách s kyselinami, ktoré sú pripravené darovať vodíkové katióny, je výhodné, ak hydroxid zinočnatý rozbije väzbu Zn-O, daruje OH skupinu a pôsobí ako zásada. V dôsledku takýchto reakcií sa vytvárajú soli, v ktorých je zinok katiónom, preto sa nazývajú soli katiónového typu:

Zn(OH)2 + 2HCl = ZnCl2 + 2H20

Amfotérne oxidy - oxidy tvoriace soli, ktoré v závislosti od podmienok vykazujú buď zásadité alebo kyslé vlastnosti (t.j. vykazujú amfoterickosť). Tvorené prechodnými kovmi. Kovy v amfotérnych oxidoch zvyčajne vykazujú oxidačné stavy od III do IV, s výnimkou ZnO, BeO, SnO, PbO.

Amfotérne oxidy majú dvojaký charakter: môžu interagovať s kyselinami a so zásadami (zásadami):

Al 2 O 3 + 6HCI = 2AlCI 3 + 3H 2 O

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

Typické amfotérne oxidy :H 2 O, BeO, Al 2 O 3 , Kr 2 O 3 , Fe 2 O 3 atď.

9. Chemická termodynamika. Pojmy systému, entropia, entalpia, tepelný účinok chemickej reakcie, Hessov zákon a jeho dôsledky. Endoterma a exoterma reakcie, 1. a 2. zákon termodynamiky, Rýchlosť chemickej reakcie (ovplyvňujúce faktory), Van't Hoffovo pravidlo, Van't Hoffova rovnica.

Chemická termodynamika - veda, ktorá skúma podmienky stability systémov a zákonov.

Termodynamika - náuka o makrosystémoch.

Termodynamický systém - makroskopická časť okolitého sveta, v ktorej prebiehajú rôzne fyzikálne a chemické procesy.

rozptýlený systém sa nazýva heterogénny systém, v ktorom sú malé častice jednej fázy rovnomerne rozložené v objeme druhej fázy.

Entropia (Z gréckeho entropia) - obrat, premena. Koncept entropie bol prvýkrát predstavený v termodynamike na určenie miery nevratnej disipácie energie. Entropia je široko používaná v iných oblastiach vedy: v štatistickej fyzike ako miera pravdepodobnosti realizácie akéhokoľvek makroskopického stavu; v teórii informácie - miera neistoty akejkoľvek skúsenosti (testu), ktorá môže mať rôzne výsledky. Všetky tieto interpretácie entropie majú hlboké vnútorné prepojenie.

Entalpia (tepelná funkcia, tepelný obsah) - termodynamický potenciál charakterizujúci stav systému v termodynamickej rovnováhe, keď sú tlak, entropia a počet častíc zvolené ako nezávislé premenné.

Jednoducho povedané, entalpia je energia, ktorá je k dispozícii na premenu na teplo pri určitom konštantnom tlaku.

Tepelné účinky sú zvyčajne indikované v termochemických rovniciach chemických reakcií pomocou hodnôt entalpie (tepelného obsahu) systému ΔH.

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

Pre endotermické reakcie ΔH > 0.

Tepelný účinok chemickej reakcie je teplo uvoľnené alebo absorbované pre dané množstvá reaktantov.

Tepelný účinok reakcie závisí od stavu látok.

Zvážte termochemickú rovnicu pre reakciu vodíka s kyslíkom:

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

Tento záznam znamená, že keď 2 móly vodíka interagujú s 1 mólom kyslíka, vytvoria sa 2 móly vody v plynnom stave. V tomto prípade sa uvoľní 483,6 (kJ) tepla.

Hessov zákon - Tepelný účinok chemickej reakcie uskutočnenej za izobaricko-izotermických alebo izochoricko-izotermických podmienok závisí len od druhu a stavu východiskových látok a reakčných produktov a nezávisí od spôsobu jej priebehu.

Následky z Hessovho zákona:

Tepelný účinok reverznej reakcie sa rovná tepelnému účinku priamej reakcie s opačným znamienkom, t.j. pre reakcie

im zodpovedajúce tepelné účinky sú spojené rovnosťou

2. Ak sa v dôsledku série po sebe nasledujúcich chemických reakcií systém dostane do stavu, ktorý sa úplne zhoduje s počiatočným (kruhový proces), potom sa súčet tepelných účinkov týchto reakcií rovná nule, t.j. pre množstvo reakcií

súčet ich tepelných účinkov

Entalpiou tvorby sa rozumie tepelný účinok reakcie vzniku 1 mólu látky z jednoduchých látok. Zvyčajne sa používajú štandardné entalpie tvorby. Označujú sa alebo (často sa jeden z indexov vynecháva; f - z anglickej formácie).

Prvý zákon termodynamiky - zmena vnútornej energie systému pri jeho prechode z jedného stavu do druhého sa rovná súčtu práce vonkajších síl a množstva tepla odovzdaného systému

Podľa prvého zákona termodynamiky možno prácu vykonávať iba teplom alebo inou formou energie. Preto sa práca a množstvo tepla merajú v rovnakých jednotkách - jouloch (rovnako ako energia).

kde ΔU je zmena vnútornej energie, A je práca vonkajších síl, Q je množstvo tepla odovzdaného systému.

Druhý zákon termodynamiky - Nie je možný žiadny proces, ktorého jediným výsledkom by bol prechod tepla z chladnejšieho telesa na teplejšie

Van't Hoffovo pravidlo uvádza, že s každým zvýšením teploty o 10° sa rýchlosť chemickej reakcie zvýši 2-4 krát.

Rovnica, ktorá popisuje toto pravidlo je: (\displaystyle ~V_(2)=V_(1)\cdot \gamma ^(\frac (T_(2)-T_(1))(10)))

kde V2 je rýchlosť reakcie pri teplote t2 a V1 je rýchlosť reakcie pri teplote ti;

ɣ je teplotný koeficient rýchlosti reakcie. (ak sa rovná napríklad 2, potom sa rýchlosť reakcie zvýši dvakrát, keď teplota stúpne o 10 stupňov).

Endotermické reakcie - chemické reakcie sprevádzané pohlcovaním tepla. Pre endotermické reakcie je zmena entalpie a vnútornej energie pozitívna (\displaystyle \Delta H>0) (\displaystyle \Delta U>0), takže produkty reakcie obsahujú viac energie ako pôvodné zložky.

Endotermické reakcie zahŕňajú:

redukčné reakcie kovov z oxidov,

elektrolýza (absorbuje sa elektrická energia),

elektrolytická disociácia (napríklad rozpúšťanie solí vo vode),

ionizácia,

vodná explózia - veľké množstvo tepla dodaného malému množstvu vody sa vynakladá na okamžitý ohrev a fázovú premenu kvapaliny na prehriatu paru, pričom vnútorná energia narastá a prejavuje sa vo forme dvoch energií pary - intramolekulárna tepelná a intermolekulárny potenciál.

fotosyntéza.

exotermická reakcia - chemická reakcia sprevádzaná uvoľňovaním tepla. Opak endotermickej reakcie.

Pred diskusiou o chemických vlastnostiach zásad a amfotérnych hydroxidov si jasne definujme, čo to je?

1) Zásady alebo zásadité hydroxidy zahŕňajú hydroxidy kovov v oxidačnom stave +1 alebo +2, t.j. ktorých vzorce sú zapísané buď ako MeOH alebo ako Me(OH)2. Existujú však aj výnimky. Hydroxidy Zn (OH) 2, Be (OH) 2, Pb (OH) 2, Sn (OH) 2 teda nepatria medzi zásady.

2) Medzi amfotérne hydroxidy patria hydroxidy kovov v oxidačnom stave +3, +4 a výnimočne hydroxidy Zn (OH) 2, Be (OH) 2, Pb (OH) 2, Sn (OH) 2. Hydroxidy kovov v oxidačnom stupni +4, in USE priradenia nespĺňajú, preto nebudú brané do úvahy.

Chemické vlastnosti zásad

Všetky základne sú rozdelené na:

Pripomeňme, že berýlium a horčík nie sú kovy alkalických zemín.

Okrem toho, že alkálie sú rozpustné vo vode, veľmi dobre disociujú aj vo vodných roztokoch, zatiaľ čo nerozpustné zásady majú nízky stupeň disociácia.

Tento rozdiel v rozpustnosti a schopnosti disociovať medzi alkáliami a nerozpustnými hydroxidmi vedie k výrazným rozdielom v ich chemických vlastnostiach. Najmä alkálie sú chemicky aktívnejšie zlúčeniny a často sú schopné vstúpiť do reakcií, do ktorých nerozpustné zásady nevstupujú.

Reakcia zásad s kyselinami

Alkálie reagujú úplne so všetkými kyselinami, dokonca aj s veľmi slabými a nerozpustnými. Napríklad:

Nerozpustné zásady reagujú takmer so všetkými rozpustné kyseliny nereagujú s nerozpustnou kyselinou kremičitou:

Treba poznamenať, že silné aj slabé základy s všeobecný vzorec druhy Me (OH) 2 môžu tvoriť zásadité soli s nedostatkom kyseliny, napríklad:

Interakcia s oxidmi kyselín

Alkálie reagujú so všetkými kyslými oxidmi za vzniku solí a často vody:

Nerozpustné zásady sú schopné reagovať so všetkými vyššími oxidmi kyselín zodpovedajúcimi stabilným kyselinám, napríklad P 2 O 5, SO 3, N 2 O 5, za vzniku stredných solí1:

Nerozpustné zásady vo forme Me (OH) 2 reagujú v prítomnosti vody s oxidom uhličitým výlučne za vzniku zásaditých solí. Napríklad:

Cu(OH)2 + C02 = (CuOH)2C03 + H20

S oxidom kremičitým vďaka jeho výnimočnej inertnosti reagujú len tie najsilnejšie zásady, alkálie. V tomto prípade sa tvoria normálne soli. Reakcia neprebieha s nerozpustnými zásadami. Napríklad:

Interakcia zásad s amfotérnymi oxidmi a hydroxidmi

Všetky alkálie reagujú s amfotérnymi oxidmi a hydroxidmi. Ak sa reakcia uskutočňuje fúziou amfotérneho oxidu alebo hydroxidu s pevnou zásadou, vedie takáto reakcia k tvorbe solí bez vodíka:

Ak sa použijú vodné roztoky alkálií, vytvoria sa hydroxokomplexné soli:

V prípade hliníka sa pôsobením nadbytku koncentrovanej alkálie vytvorí namiesto Na soli soľ Na3:

Interakcia zásad so soľami

Akákoľvek báza reaguje s akoukoľvek soľou iba vtedy, ak sú súčasne splnené dve podmienky:

1) rozpustnosť východiskových zlúčenín;

2) prítomnosť zrazeniny alebo plynu medzi reakčnými produktmi

Napríklad:

Tepelná stabilita podkladov

Všetky alkálie, okrem Ca(OH) 2, sú odolné voči teplu a topia sa bez rozkladu.

Všetky nerozpustné zásady, ako aj slabo rozpustný Ca (OH) 2 sa zahrievaním rozkladajú. Najvyššia teplota rozkladu hydroxidu vápenatého je asi 1000 o C:

Nerozpustné hydroxidy majú oveľa nižšie teploty rozkladu. Takže napríklad hydroxid meďnatý sa rozkladá už pri teplotách nad 70 o C:

Chemické vlastnosti amfotérnych hydroxidov

Interakcia amfotérnych hydroxidov s kyselinami

Amfotérne hydroxidy reagujú s silné kyseliny:

Amfotérne hydroxidy kovov v oxidačnom stave +3, t.j. typu Me (OH) 3, nereagujú s kyselinami, ako sú H 2 S, H 2 SO 3 a H 2 CO 3, pretože soli, ktoré by sa mohli tvoriť v dôsledku takýchto reakcií, podliehajú ireverzibilnej hydrolýze na pôvodný amfotérny hydroxid a zodpovedajúca kyselina:

Interakcia amfotérnych hydroxidov s oxidmi kyselín

Amfotérne hydroxidy reagujú s vyššie oxidy, ktoré zodpovedajú stabilným kyselinám (SO 3, P 2 O 5, N 2 O 5):

Amfotérne hydroxidy kovov v oxidačnom stave +3, t.j. typu Me (OH) 3, nereagujú s kyslými oxidmi SO 2 a CO 2.

Interakcia amfotérnych hydroxidov so zásadami

Zo zásad reagujú amfotérne hydroxidy iba s alkáliami. Ak sa však použije vodný roztok alkálie, potom vznikajú hydroxokomplexné soli:

A keď sa amfotérne hydroxidy tavia s pevnými zásadami, získajú sa ich bezvodé analógy:

Interakcia amfotérnych hydroxidov so zásaditými oxidmi

Amfotérne hydroxidy reagujú pri fúzii s oxidmi alkalických kovov a kovov alkalických zemín:

Tepelný rozklad amfotérnych hydroxidov

Všetky amfotérne hydroxidy sú nerozpustné vo vode a ako všetky nerozpustné hydroxidy sa pri zahriatí rozkladajú na zodpovedajúci oxid a vodu.

Existujú tri hlavné triedy anorganických chemických zlúčenín: oxidy, hydroxidy a soli. Prvé sú rozdelené do dvoch skupín: nesoliace (medzi ne patrí oxid uhoľnatý, oxid dusný, oxid dusnatý atď.) a soľotvorné, ktoré sú zasa zásadité, kyslé a amfotérne. Hydroxidy sa delia na kyseliny, zásady a amfotérne. Soli sú zásadité, kyslé, stredné a dvojité. Amfotérne oxidy a hydroxidy budú podrobnejšie opísané nižšie.

Čo je amfotérne?

Je to schopnosť anorganickej chemikálie vykazovať kyslé aj zásadité vlastnosti v závislosti od reakčných podmienok. Látky, ktoré majú tento druh vlastnosti, môžu zahŕňať oxidy a hydroxidy. Medzi prvými možno menovať oxid a oxid cínu, berýlia, mangánu, zinku, železa (II), (III). Amfotérne hydroxidy predstavujú také látky: berýlium, hliník, hydroxid železitý, železo, metahydroxid hlinitý, hydroxid titaničitý. Najbežnejšie a najčastejšie používané z vyššie uvedených zlúčenín sú oxidy železa a hliníka, ako aj hydroxidy týchto kovov.

Chemické vlastnosti amfotérnych oxidov

Amfotérne oxidy majú vlastnosti kyslých aj zásaditých zlúčenín. Ako kyslé môžu interagovať s alkáliami. Pri tomto type reakcie sa tvorí soľ a voda. Tiež vstupujú do chemická reakcia so zásaditými oxidmi. Ukazujúc svoje základné vlastnosti, interagujú s kyselinami, v dôsledku čoho sa tvorí soľ a voda, ako aj s oxidmi kyselín, vďaka čomu je možné získať soľ.

Príklady reakčných rovníc zahŕňajúce amfotérne oxidy

AI2O3 + 2KOH \u003d 2KAIO2 + H2O - táto reakcia ukazuje kyslé vlastnosti amfotérnych oxidov. 2АІ 2 О 3 + 6НІ = 4АІСІ 3 + 3Н 2 О; AI 2 O 3 + 3CO 2 \u003d AI 2 (CO 3) 3 - tieto rovnice slúžia ako príklad základných chemických vlastností takýchto oxidov.

Chemické vlastnosti amfotérnych hydroxidov

Sú schopní vstúpiť chemická interakcia aj so silnými kyselinami a zásadami a niektoré z nich aj reagujú s slabé kyseliny. Všetky sa pri vysokých teplotách rozkladajú na oxid a vodu. Keď amfotérny hydroxid reaguje s kyselinou, tvorí sa soľ a voda. Všetky takéto hydroxidy sú nerozpustné vo vode, preto môžu reagovať len s roztokmi určitých zlúčenín, nie však so suchými látkami.

Fyzikálne vlastnosti amfotérnych oxidov, spôsoby ich prípravy a aplikácie

Oxid železnatý (II) je možno najbežnejším amfotérnym oxidom. Existuje pomerne málo spôsobov, ako ho získať. Je široko používaný v priemysle. Iné amfotérne oxidy sa tiež používajú v mnohých odvetviach, od metalurgie až po potravinársky priemysel.

Vzhľad, príprava a použitie oxidu železitého

Je to čierna pevná látka. Jeho kryštalická mriežka je podobná mriežke jedlej soli. V prírode sa vyskytuje vo forme minerálu wuestitu.
Táto chemická zlúčenina sa získava štyrmi rôznymi spôsobmi. Prvý— redukcia oxidu železa (ІІІ) pomocou oxidu uhoľnatého. Súčasne zmiešaním rovnakého množstva týchto dvoch látok môžete získať dva diely oxidu železa (II) a jeden diel oxidu uhličitého. Druhá metóda získavanie - interakcia železa s jeho oxidmi, napríklad oxidom ferum (ІІІ), pričom nevznikajú žiadne vedľajšie produkty.

Pre takúto reakciu je však potrebné vytvoriť podmienky v podobe vysokej teploty - 900-1000 stupňov Celzia. Tretia cesta- reakcia medzi železom a kyslíkom, v tomto prípade vzniká iba oxid železitý (II). Na uskutočnenie tohto procesu bude tiež potrebné zahrievanie východiskových materiálov. Štvrtý spôsob príjem je šťavelan železnatý. Takáto reakcia vyžaduje vysokú teplotu, ako aj vákuum. Výsledkom je, že oxid železitý (II), oxid uhličitý a oxid uhoľnatý v pomere 1:1:1. Z vyššie uvedeného môžeme konštatovať, že najjednoduchšia a nevyžadujúca špeciálne podmienky je prvá metóda na získanie tejto látky. Oxid železitý (II) sa používa na tavenie železa, je tiež jednou zo zložiek niektorých farbív a používa sa v procese černenia ocele.

Oxid železitý (III)

Nie je to menej bežný amfotérny oxid ako ten, ktorý je opísaný vyššie. Za normálnych podmienok je to červeno-hnedá pevná látka. V prírode ho možno nájsť vo forme minerálu hematit, ktorý sa používa pri výrobe šperkov. V priemysle je táto látka široko používaná: používa sa na farbenie niektorých stavebných materiálov, ako sú tehly, dlažobné dosky atď., Pri výrobe farieb, vrátane tlače, a emailov. Daná látka tiež slúži ako potravinárske farbivo s názvom E172. V chemickom priemysle sa používa pri výrobe amoniaku ako katalyzátor.

Oxid hlinitý

Amfotérne oxidy zahŕňajú vo svojom zozname aj oxid hlinitý. Táto látka má za normálnych podmienok pevné skupenstvo. Farba tohto oxidu je biela. V prírode sa jeho časť nachádza vo forme oxidu hlinitého, ako aj zafíru a rubínu. Používa sa hlavne v chemickom priemysle ako katalyzátor. Používa sa ale aj pri výrobe keramiky.

oxid zinočnatý

Táto chemická zlúčenina je tiež amfotérna. Je to bezfarebná tuhá látka, ktorá sa nerozpúšťa vo vode. Získava sa hlavne rozkladom rôznych zlúčenín zinku. Napríklad jeho dusičnan. Tým sa uvoľňuje oxid zinočnatý, oxid dusičitý a kyslík. Túto látku môžete získať aj rozkladom uhličitanu zinočnatého. Pri takejto reakcii sa okrem požadovanej zlúčeniny uvoľňuje aj táto oxid uhličitý. Je tiež možné rozložiť hydroxid zinočnatý na jeho oxid a vodu. Na uskutočnenie všetkých troch vyššie uvedených procesov je potrebné vystavenie vysokej teplote. Oxid zinočnatý sa používa v rôznych priemyselných odvetviach, napríklad v chémii (ako katalyzátor) na výrobu skla, v medicíne na liečbu kožných defektov.

oxid berýlium

Získava sa najmä prostredníctvom tepelný rozklad hydroxidu tohto prvku. Toto tiež produkuje vodu. Má vzhľad bezfarebnej pevnej látky. Tento oxid nachádza uplatnenie v rôznych priemyselných odvetviach ako tepelne odolný materiál.

Oxid cínu

Má tmavá farba, má za normálnych podmienok pevný stav. Je možné ho získať, podobne ako mnohé iné amfotérne oxidy, rozkladom jeho hydroxidu. V dôsledku toho sa tvorí príslušná látka a voda. To tiež vyžaduje vystavenie vysokým teplotám. Táto zlúčenina sa používa v chemickom priemysle ako redukčné činidlo pri redoxných reakciách, menej často sa používa ako katalyzátor.

Vlastnosti, príprava a použitie amfotérnych hydroxidov

Amfotérne hydroxidy sa používajú nie menej široko ako oxidy. Vďaka ich všestrannému chemickému správaniu sa používajú hlavne na získanie všetkých druhov zlúčenín. Okrem toho sa pri výrobe batérií používa hydroxid železitý (bezfarebná tuhá látka); hydroxid hlinitý - na čistenie vody; hydroxid berýlium - získať oxid.

Video lekcia 2: amfotérne hydroxidy. Skúsenosti

Prednáška: Charakteristické chemické vlastnosti zásad a amfotérnych hydroxidov

Hydroxidy a ich klasifikácia

Ako už viete, zásady sú tvorené atómami kovov a hydroxoskupinou (OH -), preto sa inak nazývajú hydroxidy. Existuje niekoľko klasifikácií základov.

1. Vo vzťahu k vode sa delia na:

rozpustný,

nerozpustný.

Rozpustné zásady zahŕňajú hydroxidy alkalických kovov a kovov alkalických zemín, preto sa nazývajú alkálie. Do rovnakej skupiny možno priradiť aj hydroxid amónny, ale na rozdiel od prvého je to slabší elektrolyt. Bázy tvorené inými kovmi sa vo vode nerozpúšťajú. Alkálie vo vode p-re disociujú úplne na kovové katióny a hydroxidové anióny - OH - ióny. Napríklad: NaOH → Na + + OH - .

2. Interakciou s inými chemikáliami sa hydroxidy delia na:

zásadité hydroxidy,

kyslé hydroxidy (kyseliny obsahujúce kyslík),

amfotérne hydroxidy.

Toto delenie závisí od náboja kovového katiónu. Keď je náboj katiónu +1 alebo +2, potom bude mať hydroxid zásadité vlastnosti. Hydroxidy sa považujú za amfotérne zásady, ktorých kovové katióny majú náboj rovný +3 a +4.

Existuje však niekoľko výnimiek:

La(OH)3, Bi(OH)3, Tl(OH)3 sú bázy;

Be (OH) 2, Sn (OH) 2, Pb (OH) 2, Zn (OH) 2, Ge (OH) 2 - amfotérne bázy.

Chemické vlastnosti zásad

Zásady sú schopné reagovať s kyselinami a kyslými oxidmi. Počas interakcie dochádza k tvorbe solí a vody:

Ba (OH)2 + C02 -> BaC03 + H20;

KOH + HCl -> KCl + H20.

Alkálie, hydroxid amónny vždy reagujú s roztokmi solí, len v prípade tvorby nerozpustných zásad:

2KOH + FeCl2 -> 2KCl + Fe (OH)2;

6NH4OH + Al 2 (SO 4) 3 → 2Al (OH) 3 + 3 (NH 4) 2SO 4 .

Reakcia kyseliny so zásadou sa nazýva neutralizácia. Počas tejto reakcie tvoria katióny H+ kyselín a anióny OH- bázy molekuly vody. Potom sa médium roztoku stane neutrálnym. V dôsledku toho sa uvoľňuje teplo. V roztokoch to vedie k postupnému zahrievaniu kvapaliny. V prípade silných roztokov je viac ako dosť tepla na to, aby kvapalina začala vrieť. Treba mať na pamäti, že neutralizačná reakcia prebieha pomerne rýchlo.

Chemické vlastnosti amfotérnych hydroxidov

Amfotérne zásady reagujú s kyselinami aj zásadami. Pri interakcii vzniká soľ a voda. Pri akejkoľvek reakcii s kyselinami majú amfotérne zásady vždy vlastnosti typických zásad:

Cr(OH)3 + 3HCl -> CrCl3 + 3H20.

Počas reakcie s alkáliami sú amfotérne zásady schopné vykazovať vlastnosti kyselín. V procese fúzie s alkáliami vzniká soľ a voda.