Ступінь навчання:ІІІ (X клас).

Характер орієнтації:середній рівень.

Провідний принцип:діяльнісний, комунікативний.

Метод-домінанта:проблемно-пошуковий.

Триєдина мета уроку:

1) Освітній аспект

• Актуалізувати та узагальнити раніше отримані учнями знання про основні класи неорганічних сполук.
• Закріпити вміння учнів складати рівняння хімічних реакцій за участю амфотерних гідроксидів.
• Продовжити формування в учнів поняття амфотерності.

2) Розвиваючий аспект

• Показати можливість застосування своїх знань під час вирішення якісних завдань та виконання вправ.
• Продовжити формування навичок пізнавальної діяльностішляхом пояснення поставленого перед учнями проблемного досвіду.
• Продовжити формування вміння порівнювати, аналізувати та зіставляти результати проведених дослідів;
• формування вміння проводити аналогії між різними об'єктами;
• Розвиток уваги та пам'яті.
• Розвиток експериментальних навичок.

3) Виховуючий аспект

• Формування наукового світогляду.
• Формування культури навчальної праці.
• Звернути увагу на естетику навчальної та трудової діяльності під час виконання дослідів.
• Виховання культури спілкування, вміння взаємодіяти у парі;
• Формування в учнів культури розумової праці, акуратності у виконанні завдань та написанні формул.
• Виховання людини як частини природи та суспільства, що підкоряється їхнім законам.

Обладнання та реактиви:розчини хлориду цинку, гідроксиду натрію, аміаку, хлориду алюмінію, соляної кислоти, магнію хлориду, хлориду натрію; пробірки.

Хід уроку

1. Організаційний момент

2. Повторення пройденого матеріалу

Індивідуальне опитування біля дошки:

Перший учень – «Хімічні властивості кислот»
- другий учень – «Хімічні властивості основ».

У цей час клас виконує завдання:з якими з перелічених речовин реагуватиме гідроксид натрію, а з якими соляна кислота?

Написати можливі рівняння реакцій.

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

Потім один учень виконує це завдання на дошці, інші перевіряють.

На дошці:

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

3. Вивчення нового матеріалу

Тема урока:"Амфотерні гідроксиди".

Девіз уроку: "Хімія - наука півтонів".
Е.Є. Ніфантьєв.

Актуалізація знань

Вчитель:Тема нашого уроку "Амфотерні гідроксиди". Наше завдання знати, які сполуки називають амфотерними гідроксидами та які їх Хімічні властивості; зрозуміти, у чому причина амфотерності; вміти писати рівняння реакцій, що відбивають хімічні властивості амфотерних гідроксидів.

Отже, пригадаймо, що ви вже знаєте про «амфотерність».

Учень:Амфотерні сполуки виявляють одночасно і основні, і кислотні властивості.

Вчитель:Ми вже познайомились із амфотерними оксидами. Скажіть, будь ласка, які елементи утворюють ці сполуки?

Учень:Метали в ступені окислення +3 і +4, а також метали, металеві властивості яких виражені неяскраво (у періодичній системі елементів вони знаходяться між металами та неметалами, вздовж діагоналі). Наприклад: Be, Zn, Ge та ін.

Фізичні властивості амфотерних гідроксидів

Вчитель:Амфотерні гідроксиди – це нерозчинні у воді тверді речовини, зазвичай білого кольору.

Отримання

Вчитель:Припустіть спосіб отримання амфотерних гідроксидів, пам'ятаючи, що вони не розчиняються у воді.

Учень:Реакцією обміну між розчинною сіллю відповідного металу та лугом. (Демонстраційний експеримент)

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

Вчитель:Але! Надлишок лугу може розчинити осад, що утворився, тому беруть слабку основу - NH 3 * H 2 O (гідроксід амонію або гідрат аміаку).

Хімічні властивості

Вчитель:Відома мудрість говорить: «Досвід-шлях до пізнання». Тому хімічні властивості амфотерних гідроксидів ви визначите, виконуючи лабораторний досвід у парах.

Завдання: отримати гідроксид алюмінію та визначити його хімічні властивості. Для цього у Вас на столах є розчини хлориду алюмінію, аміаку, соляної кислоти та гідроксиду натрію. Пам'ятайте про дотримання правил техніки безпеки. Запишіть рівняння хімічних реакцій.

Учні виконують досвід, записують у зошитах рівняння реакцій.

Один учень виходить до дошки і записує всі рівняння і пояснює явища, що спостерігаються.

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

Висновок: гідроксид алюмінію взаємодіє і з кислотами, і основами, тобто. виявляє амфотерні властивості.

Вчитель:У чому причина амфотерності цих сполук?

Щоб відповісти на це питання, розглянемо їх дисоціацію.

У водних розчинах амфотерні гідроксиди практично не дисоціюють, але у розчинах кислот та лугів можуть дисоціювати двома способами.

Вчитель. Слід зазначити, що солі аніонного типу, що утворюються при взаємодії амфотерного гідроксиду з лугом, стійкі в лужному середовищі, але руйнуються при підкисленні розчинів.

Na + 4HCl = NaCl + AlCl 3 + 4H 2 O

Амфотерні гідроксиди, як і нерозчинні основи, при нагріванні розкладаються:

2Al(OH) 3 Al2O 3 + 3H 2 O

4. Закріплення

Експериментальне завдання.Дано три пробірки з розчинами хлоридів натрію, магнію та алюмінію. Як визначити, у якій пробірці яка речовина?

Один учасник виходить до демонстраційного столу та виконує досвід.

5. Підбиття підсумків уроку

Вчитель:Отже, підбиваючи підсумки нашого уроку, я хотіла б сказати, що амфотерність - категорія не лише хімічна, а й філософська: грецької мовислово «amphoteros» перекладається як «той та інший», тобто це поняття означає єдність протилежностей.

А це вже один із основних законів природи – закон єдності та боротьби протилежностей, який проявляється практично в кожній хімічної реакції: кислота та основа, окислювач та відновник, донор та акцептор тощо.

Цей закон є об'єктивним, його не можна скасувати, можна тільки скористатися ним для пояснення явищ.

Ми часто у житті стикаємося з проявами цього закону: у техніці – протилежно заряджені частки притягуються; у людських відносинах – часто дуже різні людизближуються, вони начебто доповнюють одне одного. У житті завжди борються добро і зло, у кожній людині обов'язково присутні погані та гарні риси. Тому не буває людини ідеальної, тільки доброї, а в самій занепалій, поганій людині завжди можна знайти щось добре, світле. Про це треба завжди пам'ятати і ставитися до людей, що нас оточують, з розумінням, терпимістю до чужих недоліків.

Тема нашого сьогодення є ще одним підтвердженням зв'язку хімії з нашим життям. І тепер давайте повернемося до девізу цього уроку: "Хімія - це наука півтонів". Як ви можете пояснити цей вираз?

Учень:Це означає, що не можна провести чіткий кордон між простими речовинамиметалами та неметалами, різними класами сполук, органічними та неорганічними речовинами. Все підкоряється єдності матеріального світу.

6. Домашнє завдання

Параграф 28.3, завдання: 1,2,3 (підручник "Хімія 10 клас" автори: І.І.Новошинський, Н.С.Новошинська)

Додаткове завдання до уроку(якщо залишиться час)

Здійснити перетворення:

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

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

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

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

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

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

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

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

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

Амфотерними є такі оксиди елементів головнихпідгруп: BeO, A12O3, Ga2O3, GeO2, SnO, SnO2, PbO, Sb2O3, РоO2. Амфотерними гідроксидами є наступні гідроксиди елементів головнихпідгруп: Ве(ОН) 2 , А1(ОН) 3 , Sc(OH) 3 , Ga(OH) 3 , In(OH) 3 , Sn(OH) 2 , SnО 2 ·nH 2 О, Pb(OH) 2 , PbО 2 · nH 2 О.

Основний характер оксидів та гідроксидів елементів однієї підгрупи посилюється зі зростанням порядкового номера елемента (при порівнянні оксидів та гідроксидів елементів в одній і тій же мірі окислення). Наприклад, N 2 O 3 Р 2 O 3 As 2 O 3 - кислотні оксиди, Sb 2 O 3 - амфотерний оксид, Bi 2 O 3 - основний оксид.

Розглянемо амфотерні властивості гідроксидів на прикладі сполук берилію та алюмінію.

Гідроксид алюмінію виявляє амфотерні властивості, реагує як з основами, так і з кислотами та утворює два ряди солей:

1) у яких елемент А1 знаходиться у формі катіону;

2А1(ВІН) 3 + 6НС1 = 2А1С1 3 + 6Н 2 O А1(ВІН) 3 + 3Н + = А1 3+ + 3Н 2 O

У цій реакції А1(ОН) 3 виконує функцію основи, утворюючи сіль, в якій алюміній є катіоном А1 3+;

2) у яких елемент А1 входить до складу аніону (алюмінати).

А1(ОН) 3 + NaOH = NaA1O 2 + 2Н2O.

У цій реакції А1(ОН) 3 виконує функцію кислоти, утворюючи сіль, де алюміній входить до складу аніону AlO 2 – .

Формули розчинених алюмінатів записують спрощено, маючи на увазі продукт, що утворюється при зневодненні солі.

У хімічній літературі можна зустріти різні формули сполук, що утворюються при розчиненні гідроксиду алюмінію в луги: NaA1О 2 (метаалюмінат натрію), Na тетрагідроксоалюмінат натрію. Ці формули не суперечать одна одній, оскільки їх відмінність пов'язані з різним ступенем гідратації цих сполук: NaA1О 2 ·2Н 2 Про – це інший запис Na. При розчиненні А1(ОН) 3 у надлишку лугу утворюється тетрагідроксоалюмінат натрію:

А1(ВІН) 3 + NaOH = Na.

При спіканні реагентів утворюється метаалюмінат натрію:

А1(ОН) 3 + NaOH ==== NaA1О 2 + 2Н 2 О.

Таким чином, можна говорити, що у водних розчинах присутні одночасно такі іони, як [А1(ОН) 4 ] - або [А1(ОН) 4 (Н 2 О) 2 ] - (для випадку, коли складається рівняння реакції з урахуванням гідратної оболонки), а запис A1О 2 – є спрощеним.

Через здатність реагувати з лугами гідроксид алюмінію, як правило, не отримують дією лугу на розчини солей алюмінію, а використовують розчин аміаку:

A1 2 (SО 4) 3 + 6 NH 3 ·Н 2 О = 2А1(ОН) 3 + 3(NH 4) 2 SО 4 .

Серед гідроксидів елементів другого періоду амфотерні властивості виявляють гідроксид берилію (сам берилій виявляє діагональну схожість з алюмінієм).

З кислотами:

Ве(ОН) 2 + 2НС1 = ВеС1 2 + 2Н2О.

З основами:

Ве(ОН) 2 + 2NaOH = Na 2 (тетрагідроксоберилату натрію).

У спрощеному вигляді (якщо представити Ве(ОН) 2 як кислоту Н 2 ВеО 2)

Ве(ОН) 2 + 2NaOH(конц.гар.) = Na 2 BeО 2 + 2H 2 О.

берилат Na

Гідроксиди елементів побічних підгруп, що відповідають вищим ступеням окислення, найчастіше мають кислотні властивості: наприклад, Мn 2 Про 7 - НМnО 4 ; CrО 3 - H 2 CrО 4 . Для нижчих оксидів і гідроксидів характерно переважання основних властивостей: СrО - Сr(ОН) 2; МnО - Mn(OH) 2; FeO – Fe(OH) 2 . Проміжні сполуки, що відповідають ступеням окиснення +3 і +4, часто виявляють амфотерні властивості: Сr 2 Про 3 – Cr(OH) 3 ; Fe 2 Про 3 – Fe(OH) 3 . Проілюструємо цю закономірність з прикладу сполук хрому (таблиця 9).

Таблиця 9 – Залежність характеру оксидів та відповідних їм гідроксидів від ступеня окиснення елемента

Взаємодія з кислотами призводить до утворення солі, в якій елемент хром знаходиться у формі катіону:

2Cr(OH) 3 + 3H 2 SO 4 = Cr 2 (SO 4) 3 + 6H 2 O.

сульфат Cr(III)

Взаємодія з основами призводить до утворення солі, якоїелемент хром входить до складу аніону:

Cr(OH) 3 + 3NaOH = Na 3 + 3H 2 О.

гексагідроксохромат (III) Na

Оксид та гідроксид цинку ZnO, Zn(OH) 2 – типово амфотерні сполуки, Zn(OH) 2 легко розчиняється у розчинах кислот та лугів.

Взаємодія з кислотами призводить до утворення солі, в якій елемент цинку знаходиться у формі катіону:

Zn(OH) 2 + 2HC1 = ZnCl 2 + 2H 2 O.

Взаємодія з основами призводить до утворення солі, в якій елемент цинку знаходиться у складі аніону. При взаємодії із лугами у розчинахутворюються тетрагідроксоцінкати, при сплавленні- Цинкати:

Zn(OH) 2 + 2NaOH = Na 2 .

Або при сплавленні:

Zn(OH) 2 + 2NaOH = Na 2 ZnO 2 + 2Н 2 O.

Отримують гідроксид цинку аналогічно гідроксиду алюмінію.

Амфотерність (подвійність властивостей) гідроксидів та оксидівбагатьох елементів проявляється у освіті ними двох типів солей. Наприклад, для гідроксиду та оксиду алюмінію:

а) 2Al(OH)3 + 3SO3 = Al2(SO4)3 + 3H2O

Al2О3 + 3H2SO4 = Al2(SO4)3 + 3H2O

б) 2Al(OH)3 + Na2O = 2NaAlO2 + 3H2O (у розплаві)

Al2О3 + 2NaOH(т) = 2NaAlO2 + H2O (у розплаві)

У реакціях (а) Al(OH)3 і Al2О3 виявляють властивості основних гідроксидів і оксидів, тобто вони подібно до лугів реагують з кислотами і кислотними оксидами, утворюючи сіль, в якій алюміній є катіоном Al3+.

Навпаки, у реакціях (б) Al(OH)3 та Al2О3 виконують функцію кислотних гідроксидів та оксидів, утворюючи сіль, в якій атом алюмінію AlIII входить до складу аніону (кислотного залишку) AlО2−.

Сам елемент алюміній виявляє у цих сполуках властивості металу та неметалу. Отже, алюміній – амфотерний елемент.

Подібні властивості мають елементи А-груп - Be, Ga, Ge, Sn, Pb, Sb, Bi та інші, а також більшість елементів Б-груп - Cr, Mn, Fe, Zn, Cd та інші.

Наприклад, амфотерність цинку доводять такі реакції:

а) Zn(OH)2 + N2O5 = Zn(NO3)2 + H2O

ZnO + 2HNO3 = Zn(NO3)2 + H2O

б) Zn(OH)2 + Na2O = Na2ZnO2 + H2O

ZnO + 2NaOH(т) = Na2ZnO2 + H2O

Якщо амфотерний елемент має у з'єднаннях кілька ступенів окиснення, то амфотерні властивості найяскравіше виявляються для проміжного ступеня окиснення.

Наприклад, у хрому відомі три ступені окислення: +II, +III та +VI. У випадку CrIII кислотні та основні властивості виражені приблизно в рівній мірі, тоді як у CrII спостерігається переважання основних властивостей, а у CrVI - кислотних властивостей:

CrII → CrO, Cr(OH)2 → CrSO4

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

CrVI → CrO3, H2CrO4 → K2CrO4

Дуже часто амфотерні гідроксиди елементів у ступені окислення +III існують також у мета-формі, наприклад:

AlO(OH) - метагідроксід алюмінію

FeO(OH) - метагідроксід заліза (орто-форма "Fe(OH)3" не існує).

Амфотерні гідроксиди практично нерозчинні у воді, найбільш зручний спосіб їх отримання - осадження з водного розчину за допомогою слабкої основи - аміаку гідрату:

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

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

У разі використання надлишку лугів в обмінній реакції подібного типу гідроксид алюмінію не осаджуватиметься, оскільки алюміній через свою амфотерність переходить в аніон:

Al(OH)3(т) + OH− = −

Приклади молекулярних рівняньреакцій цього:

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

ZnSO4 + 4NaOH(надлишок) = Na2 + Na2SO4

Солі, що утворюються, належать до комплексних сполук (комплексних солей): вони включають комплексні аніони − і 2−. Назви цих солей такі:

Na - тетрагідроксоалюмінат натрію

Na2 - тетрагідроксоцінкат натрію

Продукти взаємодії оксидів алюмінію або цинку з твердим лугом називаються по-іншому:

NaAlO2 - діоксоалюмінат(III) натрію

Na2ZnO2 - діоксоцінкат(II) натрію

Підкислення розчинів комплексних солей цього типу призводить до руйнування комплексних аніонів:

− → Al(OH)3 → Al3+

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

Для багатьох амфотерних елементів точні формули гідроксидів є відомими, оскільки з водного розчину замість гідроксидів випадають гідратовані оксиди, наприклад MnO2 · nH2O, Sb2O5 · nH2O.

Амфотерні елементи у вільному вигляді взаємодіють як з типовими кислотами, так і з лугами:

2Al + 3H2SO4(розб.) = Al2(SO4)3 + H2

2Al + 6H2O + 4NaOH(конц.) = 2Na + 3H2

В обох реакціях утворюються солі, причому аналізований елемент в одному випадку входить до складу катіону, а в другому - до складу аніону.

Галогеніди алюмініюу звичайних умовах - безбарвні кристалічні

речовини. У ряді галогенідів алюмінію AlF3 сильно відрізняється за властивостями

від аналогів. Він тугоплавок, мало розчиняється у воді, хімічно

неактивний. Основний спосіб отримання AlF3 заснований на дії безводного HF

на Al2O3 або Al:

Al2O3 + 6HF = 2AlF3 + 3H2O

З'єднання алюмінію з хлором, бромом і йодом легкоплавки

реакційноздатні і добре розчиняються не тільки у воді, а й у багатьох

органічні розчинники. Взаємодія галогенідів алюмінію з водою

супроводжується значним виділенням тепла. У водному розчині всі вони

сильно гідролізовані, але на відміну від типових кислотних галогенідів

їх гідроліз неповний і оборотний. Будучи помітно леткими вже

за звичайних умов, AlCl3, AlBr3 та AlI3 димлять у вологому повітрі

(Внаслідок гідролізу). Вони можуть бути отримані прямою взаємодією

найпростіших речовин.

Комплексні галогеніди(Галогенометалати) містять комплексні аніони, в яких брало атоми галогенів є лігандами, напр. гексахлороплатинат(IV) каліюK2, гептафторотанталат(V) натрію Na, гексафтороарсенат(V) літію Li. наиб. терміч. стійкістю мають фторо-, оксофторо- та хлорометалати. За характером зв'язків до комплексних галогенідів близькі іонні сполуки. з катіонами NF4+, N2F3+, C1F2+, XeF+ та ін.

Для багатьох галогенідів характерні асоціація та полімеризація в рідкій та газовій фазах з утворенням місткових зв'язків. наиб. схильні до цього галогенідиметалів I та II груп, А1С13, пентафториди Sb та перехідних металів, оксофториди складу MOF4. Відомі галогеніди зі зв'язком метал – метал, напр. Hg2Cl2.

Фториди значно відрізняються за св-вам від ін. галогенідів. Однак у простих галогеніда ці відмінності виражені менш різко, ніж у самих галогенах, а в комплексних галогеніда-слабше, ніж у простих.

Багато ковалентні галогеніди (особливо фториди)-сильні к-ти Льюїса, напр. AsF5, SbF5, BF3, A1C13. Фториди входять до складу надкислот. Вищі галогеніди відновлюються металами та Н2, напр.:

Галогеніди металів V-VIII груп, крім Сr та Мn, відновлюються Н2 до металів, напр.: WF6 + 3Н2 -> W + 6HF

Багато ковалентних та іонних галогенідів металів взаємодіють між собою з утворенням комплексних галогенідів, напр.: КС1 + ТаС15 -> К[ТаС16]

Більш легкі галогени можуть витісняти більш важкі галогеніди. Кисень може окислювати галогеніди з виділенням С12, Вr2 та I2. Одна з характерних р-цій ковалентних галогенідів-взаємод. з водою (гідроліз) або її парами при нагр. (пірогідроліз), що призводить до утворення оксидів, окси- або

оксогалогенідів, гідроксидів та галогеноводородів. Виняток становлять CF4, CC14 і SF6, стійкі до пар води при високих т-рах.

Галогеніди одержують безпосередньо з елементів, взаємодій. галогеноводородів чи галогеноводородних к-т з елементами, оксидами, гідроксидами чи солями, і навіть обмінними р-циями.

Галогеніди широко використовують у техніці як вихідні в-ва для отримання галогенів, лужних і щел.-зем. металів, як компоненти скла та ін. неорг. матеріалів; вони проміж. продуктами у виробництві рідкісних і деяких кольорових металів, U, Si, Ge та ін.

У природі галогеніди утворюють окремі класи мінералів, в яких брало представлені фториди (напр., мінерали флюорит, кріоліт) і хлориди (сильвін, карналіт). Бром і йод входять до складу деяких мінералів у вигляді ізоморфних домішок. Значні кількості галогенідів містяться у воді морів і океанів, в соляних і підземних розсолах. деякі галогеніди, напр. NaCl, К.С1, СаС12 входять до складу живих організмів.

Кріоліт(від др.-грец. κρύος – мороз + λίθος – камінь) – рідкісний мінерал із класу природних фторидів, гексафтороалюмінат натрію Na3. Кристалізується у моноклінній сингонії; кубоподібні кристали та двійникові пластини зустрічаються рідко. Зазвичай утворює безбарвні, білі або сірі кристалічні скупчення зі скляним блиском, часто містять кварц, сидерит, пірит, галеніт, халькопірит, колумбіт, каситерит. Можливе фарбування домішками органічних речовин.

В даний час розроблено методи отримання штучного кріоліту Штучно виходить шляхом взаємодії фториду алюмінію з натрію фторидом, а також дією плавикової кислоти на гідроксид алюмінію в присутності соди. Використовується в процесі електролітичного одержання алюмінію, у виробництві плавикової кислоти, скла та емалей.

Квасці.Галька - групова назва подвійних солей складу МЕ(SO4)2 . 12H2O, де М - калій K, рубідій Rb, цезій Cs, амоній NH4, а Е - алюміній Al, хром Cr, залізо Fe та інші елементи ступеня окислення (+III), що дають при дисоціації солей тризарядні катіони.

Гальця добре розчиняються у воді, їх водні розчини мають в'яжучий кислуватий смак і кислу реакцію через гідроліз, наприклад:

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

При нагріванні галун спочатку плавляться в воді, що міститься в них, а потім цю воду втрачають, утворюючи безводні солі. Подальше нагрівання перетворює галун на суміш оксидів металів. Алюмо-калієві галун можуть бути отримані при видозміні процесу виробництва очищеного сульфату алюмінію. Спочатку виробляють варіння каоліну із сірчаною кислотою. Після закінчення нейтралізації сірчаної кислоти реактор додають сульфат натрію з розрахунку отримання натрієвих галунів. Останні, внаслідок своєї великої розчинності, перебувають у розчині. Після розведення розчину до густини 1,33 г/см3 його відокремлюють від осаду кремнезему, охолоджують і змішують з насиченим розчином калію хлориду. При цьому в осад виділяються алюмо-калієві галун, погано розчинні при невисокій температурі. У маточному розчині після відділення кристалів алюмо-калієвих галунів залишаються розчинні домішки - сполуки заліза та хлорид натрію 89.

У процесі гідролізугідратовані іони алюмінію втрачають протони, утворюючи послідовні гідро-оксо-комплекси. Коли останній нейтральний комплекс втрачає воду, утворюється нерозчинний гідроксид А1(ОН)3.

Комплексні іони[А1(Н20)5ОН]2+ та [А1(Н20)4(ОН)2]+ залишаються в розчині, тоді як гідроксид А1(ОН)3 осаджується відразу після свого утворення. Осадження відбувається при значеннях рН > 3. Повністю до утворення гідроксиду алюмінію гідроліз протікає за умови нейтралізації протонів, що утворюються, наприклад лугом.

Глибокий гідролізсолі сірчанокислого алюмінію широко застосовують для очищення питних та стічних вод. Виділяється при гідролізі гідроксоній вступає в реакцію з бікарбонатами Н30+ + НС03 = С02 + 2Н20, що зазвичай містяться у воді. В цьому випадку кінцевими продуктамигідролізу є колоїдна гідроксид алюмінію та вуглекислота.

При коагуляції золю гідроксиду алюмінію виходить об'ємистий драглистий осад, який захоплює зважені частки і бактерії і захоплює їх на дно відстійника. Витрата сірчанокислого алюмінію, необхідний для очищення води, залежить від складу та кількості забруднень, що знаходяться у воді. Дози сірчанокислого алюмінію для очищення природних вод і для очищення стічних вод коливаються в межах 3 - 15 мг/л по А1203, а для фізико-хімічного очищення міських стічних вод досягають 30-50 мг/л по А1203. Витрата сірчанокислого алюмінію має забезпечити утворення достатньо великої масипластівців, що необхідно для вилучення з води забруднень, що знаходяться в ній. Значення рН розчину має бути знижено до 6,5-7,6, що відповідає мінімальній розчинності у воді гідроксиду алюмінію. При більшому чи меншому значенні рН частина алюмінію залишається у воді у розчиненому стані. У водах з малою лужністю, коли вміст бікарбонатів недостатньо для нейтралізації кислоти, що виділяється, процес гідролізу через сильне зниження рН не доходить до кінця. Для підвищення лужності, завершення процесу гідролізу та зменшення вмісту у воді розчиненого алюмінію у воду одночасно з коагулян1 том вводять вапно і соду.

Якщо не проводити нейтралізацію протонів, що накопичуються при гідролізі, то процес гідролізу сповільнюється, що призводить до настання гідролітичної рівноваги, яке може бути охарактеризовано ступенем і константою гідролізу. Гідроліз розчинів сірчанокислого алюмінію, який є реакцією заміщення сульфатних іонів А12(804)3 іонами ВІН", що утворюються за рахунок дисоціації води, може бути представлений в загальному виглядірівнянням

2А13+ + (3 - -|-) ЕОГ + аОН" + пекло^АЦОНЦБОЖ --^ЕОГ + пекло,

де а - ступінь та основність заміщення.

Це рівняння показує, що вирішальний вплив на зсув праворуч надає концентрація іонів ВІН-в розчині, тобто ступінь дисоціації води. Як відомо, для солей со слабкою основоюі сильною кислотоюступінь гідролізу пов'язана з константою гідролізу А-, концентрацією солі (с, моль"л), іонним творомводи кю та константою дисоціації основи кь наступним співвідношенням:

/г = УкЦс = УкіЛ'с.

Якщо А-мало змінюється з температурою, то кш збільшується значно, що і викликає суттєве зростання ступеня гідролізу з підвищенням температури.

Н. І. Єрьомін на підставі отриманих експериментальних даних вивів рівняння залежності ступеня гідролізу розчину від температури та концентрації

для сірчанокислого алюмінію:

1е к = - 2,23 + 0,05с + 0,0036т7 + 18 УЦс, для амонієвих галунів:

18 Л = -1,19 +0,29с + 0,0016Г + 18угщ для калієвих галунів:

\ ек = - 1,17 + 0,29 с + 0,00167 + 18 УПс,

для натрієвих галунів:

18к = - 1,18 + 0,29с + 0,0016т7 + УПс.

Як видно з цих рівнянь, вплив концентрації на ступінь гідролізу для галунів більш значний, ніж сірчанокислого алюмінію.

Бір. Одержання бору. Хімічні властивості. Діагональна схожість бору з кремнієм. Гіриди бору. Діборан. Особливості хімічного зв'язку у молекулі диборана. Галогеніди бору. Кисневі сполуки бору. Оксид бору та борні кислоти. Бура. Одержання борної кислоти. Боросилікатне скло. Борноетиловий ефір.

Бор- елемент тринадцятої групи (за застарілою класифікацією - головною підгрупою третьої групи), другого періоду періодичної системи хімічних елементівз атомним номером 5. Позначається символом B (лат. Borum). У вільному стані бор - безбарвне, сіре або червоне кристалічне або темне аморфна речовина. Відомо більше 10 алотропних модифікацій бору, освіта та взаємні переходи яких визначаються температурою, при якій бор було отримано.

Отримання.Найбільш чистий бір одержують піролізом бороводнів. Такий бір використовується для напівпровідникових матеріалів і тонких хімічних синтезів.

Метод металотермії (частіше відновлення магнієм або натрієм):

Термічне розкладанняпарів броміду бору на розпеченому (1000-1200 °C) вольфрамовому дроті у присутності водню (метод Ван-Аркеля):

Фізичні властивості. Надзвичайно тверда речовина (поступається тільки алмазу, нітриду бору (боразону), карбіду бору, сплаву бор-вуглець-кремній, карбіду скандію-титану). Має крихкість і напівпровідникові властивості (широкозонний.

напівпровідник). У бору найвища межа міцності на розрив 5,7 ГПа

У природі бор знаходиться у вигляді двох ізотопів 10В (20%) та 11В (80%) [.

10В має дуже високий переріз поглинання теплових нейтронів, тому 10В у складі борної кислоти застосовується в атомних реакторах регулювання реактивності.

Хімічні властивості. Іони бору фарбують полум'я у зелений колір.

За багатьма фізичними та хімічними властивостями неметалл бор нагадує кремній.

Хімічно бор досить інертний і при кімнатній температурі взаємодіє тільки з фтором:

При нагріванні бор реагує з іншими галогенами з утворенням тригалогенідів, азотом утворює нітрид бору BN, з фосфором - фосфід BP, з вуглецем - карбіди різного складу (B4C, B12C3, B13C2). При нагріванні в атмосфері кисню або на повітрі бор згоряє з великим виділенням теплоти, утворюється оксид B2O3:

З воднем бор безпосередньо не взаємодіє, хоча відомо досить велике числобороводнів (боранів) різного складу, одержуваних при обробці боридів лужних або лужноземельних металівкислотою:

При сильному нагріванні бор виявляє відновлювальні властивості. Він здатний, наприклад, відновити кремній або фосфор з їх оксидів:

Ця властивістьбору можна пояснити дуже високою міцністю хімічних зв'язків оксиду бору B2O3.

За відсутності окислювачів бор стійкий до дії розчинів лугів. У гарячій азотній, сірчаній кислотах та в царській горілці бор розчиняється з утворенням борної кислоти

Оксид бору – типовий кислотний оксид. Він реагує з водою з утворенням борної кислоти:

При взаємодії борної кислоти з лугами виникають солі не самої борної кислоти - борати (які містять аніон BO33−), а тетраборати, наприклад:

Бор- напівпровідник, діагональна схожість із кремнієм:

1) Обидва тугоплавкі, тверді напівпровідники. В – сіро-чорний, Si-сірий.

I1(B)=8.298 еВ; I1 (Si) = 8.151 еВ. Обидва не схильні до утворення катіонів.

2) Обидва хімічно інертні (хоча бор таки розчиняється в гарячих кислотах-окислювачах. Обидва розчиняються в лугах.

2B + KOH + 2H2O ® 2KBO2 + 3H2

Si + 2KOH + H2O®K2SiO3+ 2H2

3) При високих температурах реагують з металами, утворюючи бориди та силіциди - Ca3B2; Mg2Si - тугоплавкі, електропровідні сполуки.

Кисневі сполуки бору.В2О3 - кислотний оксид (SiO2 теж) - обидва полімерні, склоподібні, тільки В2О3 утворює плоскі сітки, а SiO2 - тривимірні структури. Відмінність між ними полягає в тому, що оксид бору легко гідратується, а пісок (SiO2), як відомо, немає.

H3BO3 - ортоборна кислота.

H3BO3«HBO2+H2Oметаборна кислота (100оС)

4HBO2«H2B4O7+H2Oтетраборна кислота (140оС) - слабка, обидві Кд

H2B4O7«2B2O3+H2O практично однакові - ні кислих солей

Ортоборна кислота слабка, іноді її дисоціацію пишуть

B(OH)3 + H2O B(OH)4 + H+

Утворює складні ефіри зі спиртами: H3BO3+3CH3OH®B(OCH3)3+3H2O

Властивості.Бор відомий в аморфній (коричневій) та кристалічній (чорній) формах, т.пл. 2300 ° С, т.кип. 3700 ° С, р = 2,34 г/см3. Кристалічна решітка бору дуже міцна, це проявляється у його високій твердості, низькій ентропії, та високій температурі плавлення. Бор-напівпровідник. Неметалічність бору відповідає його положенню в періодичній системі - між бериллієм і вуглецем і по діагоналі - поруч із кремнієм. Тому у бору проявляється схожість не лише з алюмінієм, а й із кремнієм. З його положення випливає також, що сполуки бору з азотом повинні бути по електронною будовоюта властивостям схожі на вуглець.

2ВН3(г) - В2Н6(г);

дельта G = - 126 кДж

3NaBH4+4BF3 ->2В2Н6 + 3NaBF4

6H2(г) + 2ВС13(г) ->В2Н6(г) + 6НСl(г)

ДіборанВ2Н6 – енергійний відновник, на повітрі він самозаймається

В2Н6+3О2 =>В2О3+ЗН2О

З водою взаємодіє із виділенням водню;

В2Н6+6Н2О =>. 2Н3ВО3+6Н2

У середу ефіру В2Н6 реагує з гідридом літію, утворюючи борогідрид

B2H6+2LiH => 2LiBH4

Частіше, ніж Li, використовують Na, одержуваний по реакції-

4NaH + B(OCH3)3 => Na + 3NаОСН3

В2О3 + ЗС => 2В + ЗСО

2B2O3+P4O10 => 4BPO4

Н3ВО3+Н2O => [В(ОН)4] + H

При нейтралізації Н3ВО3 не утворюються ортоборати , що містять іон (ВО3)3-, а виходять тетраборати, метаборати або солі інших поліборних кислот:

4Н3ВО3+2NаОН => Na2BO4 + 7Н2О Н3ВО3 +NaOH=>NaBO2 + 2Н2О

Оксид бору B2O3 - ангідрид борної кислоти, безбарвна, досить тугоплавка склоподібна або кристалічна речовина гіркого смаку, діелектрик.

Склоподібний оксид бору має шарувату структуру (відстань між шарами 0.185 нм), у шарах атоми бору розташовані всередині рівносторонніх трикутників ВО3 (d В-О=0.145 нм). Ця модифікація плавиться в інтервалі температур 325-450 ° C і має високу твердість. Вона виходить при нагріванні бору на повітрі 700 ° C або зневоднення ортоборної кислоти. Кристалічний В2О3, який одержують обережним відщепленням води від метаборної кислоти НВО2, існує у двох модифікаціях - з гексагональною кристалічною решіткою, при 400 °C і 2200 МПа, що переходить в моноклинну.

У промисловості з природних боратів сплавленням з содою отримують буру . При обробці природних мінералів бору сірчаною кислотою утворюється Борна кислота . З борної кислоти H3BO3 прожарювання отримують оксид B2O3, а потім його або буру відновлюють активними металами(магнієм або натрієм) до вільного бору:

B2O3 + 3Mg = 3MgO + 2B,

2Na2B4O7 + 3Na = B + 7NaBO2.

При цьому у вигляді сірого порошку утворюється аморфний бор. Кристалічний бір високої чистоти можна отримати перекристалізацією, але в промисловості його частіше одержують електролізом розплавлених фтороборатів або термічним розкладанням пари броміду бору BBr3 на розпеченому до 1000-1500 °C танталовому дроті в присутності водню:

2BBr3 + 3H2 = 2B + 6HBr

Можливе також використання крекінгу бороводнів:

В4H10 = 4B + 5H2.

Борна кислота(ортоборна кислота) – слабка кислота, що має хімічну формулу H3BO3. Безбарвна кристалічна речовина у вигляді лусочок без запаху, має шаруваті триклинні грати, в яких молекули кислоти з'єднані водневими зв'язками в плоскі шари, шари з'єднані між собою міжмолекулярними зв'язками (d= 0,318 нм).

Метаборна кислота(HBO2) також є безбарвними кристалами. Вона існує в трьох модифікаціях - найбільш стійкою γ-НВО2 з кубічною решіткою, β-НВО2 з моноклинною решіткою та α-НВО2 з ромбічними ґратами.

При нагріванні ортоборна кислота втрачає воду і спочатку переходить у метаборну кислоту, потім у тетраборну H2B4O7. При подальшому нагріванні зневоднюється до борного ангідриду.

Борна кислота виявляє дуже слабкі кислотні властивості. Вона порівняно мало розчинна у воді. Її кислотні властивості обумовлені не відщепленням протону Н+, а приєднанням гідроксильного аніону:

Ka = 5.8 · 10-10 моль/л; pKa = 9.24.

Вона легко витісняється із розчинів своїх солей більшістю інших кислот. Солі її, звані боратами, виробляються зазвичай від різних поліборних кислот, найчастіше - тетраборної Н2В4О7, яка є значно сильнішою кислотою, ніж ортоборна. Дуже слабкі ознаки амфотерності B(OH)3 виявляє, утворюючи малостійкий гідросульфат бору(HSO4)3.

При нейтралізації ортоборної кислоти лугами у водних розчинах не утворюються ортоборати, що містять іон (ВО3)3-, оскільки ортоборати гідролізуються практично повністю, внаслідок занадто малої константи освіти [В(ОН)4]-. У розчині утворюються тетраборати, метаборати або солі інших поліборних кислот:

Надлишком лугу вони можуть бути переведені в метаборати:

Мета- та тетраборати гідролізуються, але меншою мірою (реакції, зворотні наведеним).

У підкислених водних розчинах боратів встановлюються такі рівноваги:

Найбільш поширеною сіллю борної кислоти є декагідрат тетраборату натрію Na2B4O7 10H2O (технічна назва - бура).

При нагріванні борна кислота розчиняє оксиди металів утворюючи солі.

Зі спиртами в присутності концентрованої сірчаної кислоти утворює ефіри:

Утворення борнометилового ефіру В(ОСН3)3є якісною реакцією на Н3ВО3 та солі борних кислот, при підпалюванні борнометиловий ефір горить гарним яскраво-зеленим полум'ям.

Боросилікатне скло- скло звичайного складу, в якому замінюють лужні компоненти у вихідній сировині на окис бору (B2O3). Цим досягається підвищена хімічна стійкість і малий коефіцієнт температурного розширення - до 3,3 10-6 при 20 ° C у кращих зразків. У боросилікатного скла він дуже малий, менше лише у кварцового скла (майже в 10 разів). Це дозволяє склу не тріскатись при різких змінах температури. Цим зумовлено його застосування як протипожежний та в інших випадках, коли необхідна термічна стійкість.

ВикористанняУ побуті для виготовлення посуду для відкритого вогню, заварювальних чайників. Застосовується як матеріал для лабораторного посуду, а також для хімічної промисловості та інших галузей, наприклад, як матеріал теплообмінника для теплових електростанцій. Також застосовується виготовлення дешевих гітарних слайдів. Також боросилікатне скло може застосовуватися для виготовлення піпеток для ІКСІ, біопсії бластомера, яка проводиться для передімплантаційної генетичної діагностики з використанням як генетичного матеріалу біопсійних клітин. Існує 3 варіанти піпеток із внутрішнім діаметром від 4 µм до 7,5 µм. Довжина піпетки становить від 60 до 75 мм та має кут скосу 30°. Піпетки призначені для одноразового використання.

Загальна характеристикаелементів IVA підгрупи. Будова атомів. Ступені окиснення. Поширеність та форми знаходження в природі. Алотропні модифікації вуглецю. Фізичні та хімічні властивості. Різновиди чорного графіту: кокс, деревне вугілля, сажа.

Загальна характеристика елементів IVA групиДо елементів головної підгрупи IV групи відносяться C, Si, Ge, Sn, Pв. Електронна формула зовнішнього валентного рівня nS2np2, тобто мають 4 валентні електрони і це р - елементи, тому знаходяться в головній підгрупі IV групи. ││││ │↓│ np nS В основному стані атома два електрони спарені, а два – неспарені. Передня електронна оболонка вуглецю має 2 електрони, кремнію – 8, а Ge, Sn, Pв – по 18 електронів. Тому Ge, Sn, Pв об'єднані в підгрупу германію (це повні електронні аналоги). У цій підгрупі р – елементів, як та інших підгрупах р–элементов, властивості атомів елементів змінюються періодично.

Таким чином, зверху вниз у підгрупі радіус атома збільшується, тому енергія іонізації зменшується, тому здатність віддавати електрони збільшується, а тенденція до доповнення зовнішньої електронної оболонки до октету різко зменшується, тому від С до Рв збільшуються відновлювальні властивості та металеві властивості, а неметалеві властивості зменшуються . Вуглець і кремній - типові неметали, у Ge вже з'являються металеві властивості і на вигляд він схожий на метал, хоча і є напівпровідником. У олова вже металеві властивості переважають, а свинець – типовий метал. Маючи 4 валентні електрони, атоми у своїх сполуках можуть виявляти ступеня окислення від мінімальної (-4) до максимальної (+4), причому для них характерні парні С.О.: -4, 0, +2, +4; С.О. = -4 характерна С і Si з металами. Характер зв'язку з іншими елементами. Вуглець утворює тільки ковалентні зв'язки, Кремній теж переважно утворює ковалентні зв'язки. Для олова та свинцю, особливо у С.О. = +2, характерніший іонний характер зв'язку (наприклад, Рв(NO3)2). Ковалентність визначається валентною структурою атома. У атома вуглецю 4 валентні орбіталі і максимальна ковалентність дорівнює 4. В інших елементів ковалентність може бути більшою за чотири, оскільки є валентний d-підрівень (наприклад, H2). Гібридизація. Тип гібридизації визначається типом та числом валентних орбіталей. У вуглецю є лише S- і р-валентні орбіталі, тому може бути Sp (карбін, CO2, CS2), Sp2 (графіт, бензол, COCl2), Sp3-гібридизація (CH4, алмаз, CCl4). Для кремнію найхарактерніша Sp3 – гібридизація (SiO2, SiCl4), але має валентний d-підрівень, тому є також Sp3d2-гібридизація, наприклад, H2. IV група ПСЕ – це середина таблиці Д.І.Менделєєва. Тут яскраво простежується різка зміна властивостей від неметалів до металів. Окремо розглянемо вуглець, потім кремній, потім елементи підгрупи германію.

атом(від грецького atomos – неподільний) – одноядерна, неподільна частка хімічного елемента, носій властивості речовини. Речовини складаються з атомів. Сам атом складається з позитивно зарядженого ядра і негативно зарядженої електронної хмари. Загалом атом електронейтральний. Розмір атома повністю визначається розміром його електронної хмари, оскільки розмір ядра мізерно малий у порівнянні з розміром електронної хмари. Ядро складається з Z позитивно заряджених протонів (заряд протона відповідає +1 умовних одиницях) та N нейтронів, які не несуть на собі заряду (протони та нейтрони називають нуклонами). Таким чином, заряд ядра визначаться лише кількістю протонів і дорівнює порядковому номеру елемента таблиці Менделєєва. Позитивний заряд ядра компенсується негативно зарядженими електронами (заряд електрона -1 в умовних одиницях), які формують електронну хмару. Кількість електронів дорівнює кількості протонів. Маси протонів і нейтронів рівні (відповідно 1 та 1 а.е.м.). Маса атома визначаться масою його ядра, оскільки маса електрона приблизно 1850 разів менше маси протона і нейтрона й у розрахунках рідко враховується. Кількість нейтронів можна дізнатися з різниці між масою атома і кількістю протонів (N=A-Z). Вигляд атомів будь-якого хімічного елемента з ядром, що складається з певного числа протонів (Z) і нейтронів (N) називається нуклідом.

Оскільки в ядрі атома зосереджена практично вся маса, але його розміри мізерно малі в порівнянні із загальним обсягом атома, то ядро ​​умовно приймається матеріальною точкоющо лежить у центрі атома, а сам атом сприймається як система електронів. При хімічній реакції ядро ​​атома не торкається (крім ядерних реакцій), як і внутрішні електронні рівні, а беруть участь лише електрони зовнішньої електронної оболонки. З цієї причини необхідно знати властивості електрона та правила формування електронних оболонокатомів.

Ступінь окислення(окислювальне число, формальний заряд) - допоміжна умовна величина для запису процесів окислення, відновлення та окисно-відновних реакцій. Вона вказує на стан окислення окремого атома молекули і є лише зручним методом обліку перенесення електронів: вона не є справжнім зарядом атома в молекулі (див. #Умовність).

Уявлення про ступінь окислення елементів покладено в основу та використовуються при класифікації хімічних речовин, опис їх властивостей, складанні формул сполук та їх міжнародних назв (номенклатури). Але особливо широко воно застосовується щодо окислювально-відновних реакцій.

Поняття ступінь окислення часто використовують у неорганічної хіміїзамість поняття валентність.

Ступінь окислення атома дорівнює чисельній величині електричного заряду, що приписується атому в припущенні, що електронні пари, що здійснюють зв'язок, повністю зміщені в бік більш негативних атомів (тобто виходячи з припущення, що з'єднання складається тільки з іонів).

Ступінь окислення відповідає числу електронів, яке слід приєднати до позитивного іону, щоб відновити його до нейтрального атома, або відібрати від негативного іона, щоб окислити його до нейтрального атома:

Al3+ + 3e− → Al

S2− → S + 2e− (S2− − 2e− → S)

Вуглець- речовина з самим[джерело не вказано 1528 днів] більшим числомалотропічних модифікацій (більше 8 вже виявлено).

Алотропні модифікації вуглецюза своїми властивостями найбільш радикально відрізняються один від одного, від м'якого до твердого, непрозорого до прозорого, абразивного до мастила, недорогого до дорогого. Ці алотропи включають аморфні алотропи вуглецю (вугілля, сажа), нанопена, кристалічні алотропи - нанотрубка, алмаз, фулерени, графіт, лонсдейліт та церафіт.

Класифікація алотропів вуглецю за характером хімічного зв'язку між атомами:

Алмаз (куб)

Лонсдейліт (гексагональний алмаз)

Фулерени (C20+)

Нанотрубки

Нановолокна

Астралени

Скловуглець

Колосальні нанотрубки

Змішані sp3/sp2 форми:

Аморфний вуглець

Вуглецеві нанопочки

Вуглецева нанопіна

Інші форми: C1 - C2 - C3 - C8

Вуглерод(хімічний символ - C, лат. Carboneum) - хімічний елемент чотирнадцятої групи (за застарілою класифікацією - головною підгрупою четвертою)

групи), 2-го періоду періодичної системи хімічних елементів. порядковий номер 6, атомна маса - 12,0107.

Фізичні властивості.

Вуглець існує у безлічі алотропних модифікацій з дуже різноманітними фізичними властивостями. Різноманітність модифікацій зумовлена ​​здатністю вуглецю утворювати хімічні зв'язкирізного типу.

Існують гідроксиди, які вступають у взаємодію і з кислотами, і з основами залежно від умов. Ці сполуки, що виявляють подвійну природу, називаються амфотерні гідроксиди. Вони утворені катіоном металу та гідроксид-іоном, як і всі підстави. Здібністю виступати в ролі кислоти і основи мають лише ті гідроксиди, які у своєму складі містять такі метали: Ве, Zn, Al, Pb, Sn, Ga, Cd, Fe, Cr(III) та ін. Як видно з Періодичної системиД.І. Менделєєва, гідроксиди з двоїстою природою утворюють метали, які знаходяться найближче до неметалів. Вважають, такі елементи є перехідними формами, і розподіл на метали і неметали досить умовно.

Амфотерні гідроксиди являють собою тверді порошкоподібні дрібнокристалічні речовини, які найчастіше мають біле забарвлення, не розчиняються у воді і слабо проводять струм (слабкі електроліти). Однак деякі з цих підстав можуть розчинятися у кислотах та лугах. Дисоціація «подвійних сполук» у водних розчинах відбувається за типом кислот та основ. Пов'язано це з тим, що сила утримування між атомами металу та кисню (Me-О) та між атомами кисню та водню (О-Н) практично рівна, тобто. Ме - Про - Н. Тому ці зв'язки будуть розриватися одночасно, а дані речовини -дисоціювати на катіони Н + і аніони ВІН-.

Підтвердити подвійну природу даних сполук допоможе амфотерний гідроксид - Be(OH) 2 . Розглянемо взаємодію гідроксиду берилію з кислотою та основою.

1. Ве(ОН) 2 + 2HCl -BeCl 2 +2H 2 O.

2. Be(OH) 2 + 2KOH - K 2 - калій тетрагідроксоберіллат.

У першому випадку відбувається реакція нейтралізації, результатом якої є утворення солі та води. У другому випадку продуктом реакції буде Реакція нейтралізації типова для всіх без винятку гідроксидів, а ось взаємодія з подібними собі характерно тільки для амфотерних. Такі двоїсті властивості виявлятимуть і інші амфотерні сполуки - оксиди і метали, якими вони утворені.

Інші хімічні властивості таких гідроксидів будуть характерними для всіх основ:

1. Термічне розкладання, продукти реакції - відповідний оксид та вода: Ве(OH) 2 -ВеО+Н 2 О.

Також слід запам'ятати, що є речовини, з якими амфотерні гідроксиди не взаємодіють, тобто. не йде, це:

1. неметали;
2. метали;
3. нерозчинні основи;
4. амфотерні гідроксиди.
5. середні солі.

Отримують ці сполуки шляхом осадження лугом відповідних розчинів солей:

BeCl 2 + 2КОН - Ве(OH) 2 + 2KCl.

Солі деяких елементів у ході цієї реакції утворюють гідрат, властивості якого практично повністю відповідає у гідроксидів з двоїстою природою. Самі ж підстави з двоїстими властивостями входять до складу мінералів, у вигляді яких і зустрічаються у природі (боксит, гетит та ін.).

Таким чином, амфотерні гідроксиди - це які в залежності від природи речовини, що вступає з ними в реакцію, можуть виступати як основи або кислоти. Найчастіше їм відповідають амфотерні оксиди, що містять відповідний метал (ZnO-Zn(OH) 2; BeO - Be(OH) 2) і т.д.).

Амфотерними називаються такі гідроксиди, які в залежності від умов виявляють властивості або основ або кислот.

До амфотерних гідроксидів відносяться:

Ве(ОН) 2 , Zn(ОН) 2 , А1(ОН) 3 , Сr(ОН) 3 , Sn(ОН) 2 , Рb(OH) 2

та деякі інші.

Амфотерні гідроксиди реагують:

а) з кислотами,

Наприклад:

А1(ВІН) 3 + ЗНС1 = А1С1 3 + ЗН 2 О,

Zn(ОН) 2 + Н 2 SО 4 = ZnSO 4 + 2Н 2 О;

б) з кислотними оксидами,

2А1(ВІН) 3 +3SiO 2 А1 2 (SiO 3) 3 + ДТ 2 О.

У цих реакціях амфотерні гідроксиди виявляють властивості основ. .

в) з основами,

при сплавленні твердих речовин утворюються солі.

Наприклад:

А1(ВІН) 3 + NaОН тб. NaА1O 2 + 2Н 2 О,

Zn(ОН) 2 + 2КОН тв. До 2 ZnO 2 + 2H 2 O.

У цих реакціях амфотерні гідроксиди виявляють властивості кислот.

У реакціях із водними розчинами лугів утворюються відповідні комплексні сполуки.

Наприклад:

А1(ОН) 3 + NaОН розчин = Na[А1(OH) 4 ],

тетрагідроксоалюмінат натрію

Zn(ОН) 2 + 2КОН розчин = K 2

тетрагідроксоцінкат калію

г) з основними оксидами:

2Cr(OH) 3 + K 2 O 2KCrO 2 + 3H 2 O.

У цій реакції амфотерний гідроксид виявляє кислотні властивості. Реакція протікає під час сплавлення реагентів.

Способи отримання підстав

1. Загальним способом отримання основ є реакція обміну розчинусолі з розчином лугу. При взаємодії утворюється нова основа та нова сіль.

Наприклад:

CuSO 4 + 2КОН = Cu(OH) 2 ↓ + К 2 SО 4 ,

K 2 CO 3 +(ОН) 2 = 2КОН + СО 3 ↓.

Цим методом можуть бути отримані як нерозчинні, так і розчинні основи.

2. Луги можна отримати взаємодією лужних та лужноземельних металів з водою.

Наприклад:

2Nа +2Н 2 О = 2NаОН + Н 2 ,

Са +2Н 2 О = Са(ОН) 2 + Н 2.

3. Луги можуть бути отримані також взаємодією оксидів лужних та лужноземельних металів з водою.

Наприклад:

Nа 2 Про + Н 2 О = 2NаОН,

СаО+Н 2 О = Са(ОН) 2 .

4.У техніці луги отримуютьелектроліз розчинів солей(Наприклад, хлоридів).

Наприклад:

2NaС1 + 2Н2О
2NаОН + Н 2 + С1 2 .

Області застосування основ

Гідроксиди натрію і калію (NаОН і КОН) використовуються для очищення нафтопродуктів, для виробництва мила, штучного шовку, паперу, застосовуються в текстильній та шкіряній промисловості та ін. декоративні покриття.

Гідроксиди калію, кальцію, барію застосовують у нафтовій промисловості для приготування інгібованих бурових розчинів, що дозволяють розбурювати нестійкі. гірські породи. Закачування в пласт розчинів лугів сприяє підвищенню нафтовіддачі продуктивних пластів.

Гідроксиди заліза (III), кальцію та натрію використовуються як реагенти для очищення газів від сірководню.

Гашене вапно Са(ОН) 2 застосовується як інгібітор корозії металів під дією морської води, а також як реагент для усунення жорсткості води та очищення мазуту, що йде на приготування мастил.

Гідроксиди алюмінію та заліза (III) використовуються як флокулянти для очищення води, а також для приготування бурових розчинів.