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 сполуках кілька ступенів окиснення, то амфотерні властивостінайбільш яскраво проявляються 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 рівнянь реакцій цього типу:

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

простих 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 у процесі електролітичного отриманняалюмінію, 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 зі слабкою основою і сильною кислотою ступінь гідролізу до пов'язана з константою гідролізу А-, концентрацією солі (с, моль"л), іонним добутком води кю і константою дисоціації основи до 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 розкладання пари 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 - немає 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 гексагональними кристалічними гратами, при 400 °C і 2200 МПа 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 у трьох модифікаціях - найбільш стійкій 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 лише 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 в багатьох алотропних модифікацій з дуже різноманітними фізичними властивостями. Різноманітність модифікацій зумовлена ​​здатністю вуглецю утворювати хімічні зв'язкирізного типу.

Підстави - Це хімічне з'єднання, здатне утворювати ковалентний зв'язокз протоном (основа Бренстеда) або з вакантною орбіталлю іншої хімічної сполуки (основа Льюїса)

Хімічні властивості основ

Луги	Нерозчинні основи
Зміна забарвлення індикторів
фенолфталеїн - малиновий метилоранж - помаранчевий лакмус-синій універсальний індикатор - від синього до фіолетового	не змінюють
Взаємодія із кислотами (реакція нейтралізації)
2NaOH+H2SO4=Na2SO4+2H2O2NaOH+H2SO4=Na2SO4+2H2O	Cu(OH)2+2HNO3=Cu(NO3)2+2H2OCu(OH)2+2HNO3=Cu(NO3)2+2H2O
Взаємодія з кислотними оксидами
SO2+2KOH=K2SO3+H2O4SO2+2KOH=K2SO3+H2O4
Взаємодія з амфотерними оксидами
Al2O3+6NaOH+3H2O=2Na3Al2O3+6NaOH+3H2O=2Na3 у розчині Al2O3+2NaOH=2NaAlO2+H2OAl2O3+2NaOH=2NaAlO2+H2O у розплаві
Взаємодія із солями
середніми (правило Бертолле): 2NaOH+MgSO4=Mg(OH)2↓+Na2SO42NaOH+MgSO4=Mg(OH)2↓+Na2SO4 NaHCO3+NaOH=Na2CO3+H2ONaHCO3+NaOH=Na2CO3+H2O
Розкладання при нагріванні
не розкладаються, крім LiOH: 2LiOH−→−−−−−800∘C,H2Li2O+H2O2LiOH→800∘C,H2Li2O+H2O	Cu(OH)2=CuO+H2OCu(OH)2=CuO+H2O
Взаємодія з неметалами
2NaOH(конц., хол.)+Cl2=NaClO+NaCl+H2O2NaOH(конц., хол.)+Cl2=NaClO+NaCl+H2O 6NaOH(конц., гір.)+3Cl2=NaClO3+5NaCl+3H2O6NaOH(конц., гір.)+3Cl2=NaClO3+5NaCl+3H2O

Методи отримання підстав

1 . електроліз водних розчинів солейактивних металів:

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

У ході електролізу солей металів, що стоять у ряді напруги до алюмінію, на катоді відбувається відновлення води з виділенням газоподібного воднюта гідроксид-іонів. Катіони металу, утворені в ході дисоціації солі, утворюють з отриманими гідроксид-іонами основи.

2 . взаємодія металів із водою: 2Na+2H2O=2NaOH+H22Na+2H2O=2NaOH+H2 Цей метод не знаходить практичного застосування ні в лабораторії, ні в промисловості

3 . взаємодія оксидів із водою: CaO+H2O=Ca(OH)2CaO+H2O=Ca(OH)2

4 . обмінні реакції(можна отримувати і розчинні та нерозчинні основи): Ba(OH)2+K2SO4=2KOH+BaSO4↓Ba(OH)2+K2SO4=2KOH+BaSO4↓ CuCl2+2NaOH=Cu(OH)2↓+2NaNO3

Амфотерні сполуки – церечовини, які в залежності від умов реакцій виявляють кислотні чи основні властивості.

Амфотерні гідроксиди – нерозчинні у воді речовини, і при нагріванні вони розкладаються на оксид металу та воду:

Zn(OH) 2 = ZnO + H 2 O

2Fe(OH) 3 = Fe 2 O 3 + 3H 2 O

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

Прикладом амфотерного гідроксиду може бути гідроксид цинку. Формула цього гідроксиду в основній формі – Zn(OH) 2 . Але можна записати формулу гідроксиду цинку в кислотній формі, поставивши перше місце атоми водню, як і формулах неорганічних кислот: H 2 ZnO 2 (Рис. 1). Тоді ZnO 2 2 буде кислотним залишком із зарядом 2-.

Особливістю амфотерного гідроксиду і те, що у ньому мало різняться по міцності зв'язку О-Н і Zn-O. Звідси і двоїстість властивостей. У реакціях з кислотами, готовими віддати катіони водню, гідроксиду цинку вигідно розривати зв'язок Zn-O, віддаючи ОН-групу і виступаючи в ролі основи. В результаті таких реакцій утворюються солі, в яких цинк є катіоном, тому їх називають солями катіонного типу:

Zn(OH) 2 + 2HCl = ZnCl 2 + 2H 2 O

Амфотерні оксиди - солеутворюючі оксиди, що виявляють залежно від умов або основні, або кислотні властивості (тобто виявляють амфотерність). Утворюються перехідними металами. Метали в амфотерних оксидах зазвичай виявляють ступінь окислення від III до IV, крім ZnO, BeO, SnO, PbO.

Амфотерні оксиди мають подвійну природу: вони можуть взаємодіяти з кислотами і з основами (лугами):

Al 2 O 3 + 6HCl = 2AlCl 3 + 3 H 2 O,

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

Типові амфотерні оксиди : H 2 O, BeO, Al 2 O 3 , Cr 2 O 3 , Fe 2 O 3 та ін.

9. Хімічна термодинаміка. Поняття системи, ентропія, ентальпія, тепловий ефект хімічної реакції, закон Гесса та його наслідок. Ендотерм і Екзотерм реакції, 1 і 2 закони термодинаміки, Швидкість хімічної реакції (чинники, що впливають), правило Вант-Гоффа, рівняння Вант-Гоффа.

Хімічна термодинаміка – наука, що вивчає умови стійкості систем та закони.

Термодинаміка - Наука про макросистеми.

Термодинамічна система – макроскопічна частина навколишнього світу, у якій протікають різні фізичні та хімічні процеси.

Дисперсною системою називається гетерогенна система, в якій дрібні частинки однієї фази рівномірно розподілені обсягом іншої фази.

Ентропія (від грецького entropia) – поворот, перетворення. Поняття ентропії вперше було запроваджено в термодинаміці визначення міри незворотного розсіювання енергії. Ентропія широко застосовується і в інших галузях науки: у статистичній фізиці як міра ймовірності здійснення будь-якого макроскопічного стану; теоретично інформації - міра невизначеності будь-якого досвіду (випробування), що може мати різні результати. Всі ці трактування ентропії мають глибокий внутрішній зв'язок.

Ентальпія (Теплова функція, теплозміст) - термодинамічний потенціал, що характеризує стан системи в термодинамічній рівновазі при виборі в якості незалежних змінних тиску, ентропії та числа частинок.

Простіше кажучи, ентальпія - це енергія, яка доступна для перетворення в теплоту при певному постійному тиску.

Теплові ефекти прийнято вказувати у термохімічних рівняннях хімічних реакцій, використовуючи значення ентальпії (тепловмісту) системи ΔН.

Якщо ΔН< 0, то теплота выделяется, т.е. реакция является экзотермической.

Для ендотермічних реакцій ΔН>0.

Тепловий ефект хімічної реакції - це виділена або поглинена теплота при даних кількостях реагуючих речовин.

Тепловий ефект реакції залежить стану речовин.

Розглянемо термохімічне рівняння реакції водню з киснем:

2H 2 (г)+O 2 (г)= 2H 2 O(г), ΔH=−483.6кДж

Цей запис означає, що при взаємодії 2 моль водню з 1 моль кисню утворюються 2 моль води в газоподібному стані. У цьому виділяється 483.6(кДж) теплоти.

Закон Геса - Тепловий ефект хімічної реакції, що проводиться в ізобарно-ізотермічних або ізохорно-ізотермічних умовах, залежить тільки від виду та стану вихідних речовин та продуктів реакції та не залежить від шляху її протікання.

Наслідки із закону Гесса:

Тепловий ефект зворотної реакції дорівнює тепловому ефекту прямої реакції із зворотним знаком, тобто. для реакцій

теплові ефекти, що відповідають їм, пов'язані рівністю

2. Якщо результаті низки послідовних хімічних реакцій система входить у стан, повністю збігається з вихідним (круговий процес), то сума теплових ефектів цих реакцій дорівнює нулю, тобто. для низки реакцій

сума їх теплових ефектів

Під ентальпією освіти розуміють тепловий ефект реакції утворення 1 молячи речовини з простих речовин. Зазвичай використовують стандартні ентальпії освіти. Їх позначають або (часто один із індексів опускають; f – від англ. formation).

Перший початок термодинаміки - Зміна внутрішньої енергії системи при переході її з одного стану в інший дорівнює сумі роботи зовнішніх сил та кількості теплоти, переданої системі

Згідно з першим початком термодинаміки, робота може здійснюватися тільки за рахунок теплоти або будь-якої іншої форми енергії. Отже, роботу та кількість теплоти вимірюють в одних одиницях-джоулях (як і енергію).

де ΔU – зміна внутрішньої енергії, A – робота зовнішніх сил, Q – кількість теплоти, переданої системі.

Другий початок термодинаміки - Неможливий процес, єдиним результатом якого була б передача тепла від холоднішого тіла до гарячішого.

Правило Вант-Гоффа говорить, що з підвищенні температури кожні 10 про швидкість хімічної реакції збільшується в 2-4 разу.

Рівняння, яке описує це правило, таке:

де V 2 - швидкість протікання реакції при температурі t 2 а V 1 - швидкість протікання реакції при температурі t 1 ;

? - температурний коефіцієнт швидкості реакції. (якщо він дорівнює 2, наприклад, швидкість реакції буде збільшуватися в 2 рази при підвищенні температури на 10 градусів).

Ендотермічні реакції - Хімічні реакції, що супроводжуються поглинанням теплоти. Для ендотермічних реакцій зміна ентальпії та внутрішньої енергії мають позитивні значення (displaystyle Delta H>0)(displaystyle Delta U>0), таким чином, продукти реакції містять більше енергії, ніж вихідні компоненти.

До ендотермічних реакцій відносяться:

реакції відновлення металів з оксидів,

електролізу (поглинається електрична енергія),

електролітичної дисоціації (наприклад, розчинення солей у воді),

іонізації,

вибух води-підводиться до малої кількості води велика кількість тепла витрачається на миттєве нагрівання і фазовий перехід рідини в перегріту пару, при цьому внутрішня енергія збільшується і проявляється у вигляді двох енергій пара-внутрішньомолекулярної теплової та міжмолекулярної потенційної.

фотосинтезу.

Екзотермічна реакція - Хімічна реакція, що супроводжується виділенням теплоти. Протилежна до ендотермічної реакції.

Перш ніж міркувати про хімічні властивості основ та амфотерних гідроксидів, давайте чітко визначимо, що це таке?

1) До основ або основним гідроксидам відносять гідроксиди металів у ступені окислення +1 чи +2, тобто. формули яких записуються або як MeOH або як Me(OH) 2 . Проте є винятки. Так, гідроксиди Zn(OH) 2 , Be(OH) 2 , Pb(OH) 2 , Sn(OH) 2 до основ не належать.

2) До амфотерних гідроксидів відносять гідроксиди металів у ступені окислення +3,+4, а також як винятки гідроксиди Zn(OH) 2 , Be(OH) 2 , Pb(OH) 2 , Sn(OH) 2 . Гідроксиди металів у ступені окислення +4, завданнях ЄДІне зустрічаються, тож розглянуті не будуть.

Хімічні властивості основ

Усі підстави поділяють на:

Нагадаємо, що берилій та магній до лужноземельних металів не належать.

Крім того, що луги розчиняються у воді, вони також дуже добре дисоціюють у водних розчинах, у той час як нерозчинні основи мають низький ступіньдисоціації.

Така відмінність у розчинності та здатності до дисоціації у лугів та нерозчинних гідроксидів призводить, у свою чергу, до помітних відмінностей у їх хімічних властивостях. Так, зокрема, луги є більш хімічно активними сполуками і нерідко здатні вступати в ті реакції, які не вступають нерозчинні основи.

Взаємодія основ із кислотами

Луги реагують абсолютно з усіма кислотами, навіть дуже слабкими та нерозчинними. Наприклад:

Нерозчинні основи реагують практично з усіма розчинними кислотами, не реагують з нерозчинною кремнієвою кислотою:

Слід зазначити, що як сильні, так і слабкі підставиз загальною формулоювиду Me(OH) 2 можуть утворювати основні солі при нестачі кислоти, наприклад:

Взаємодія з кислотними оксидами

Луги реагують з усіма кислотними оксидами, при цьому утворюються солі та часто вода:

Нерозчинні основи здатні реагувати з усіма вищими кислотними оксидами, відповідними стійким кислотам, наприклад, P 2 O 5 , SO 3 , N 2 O 5 з утворенням середніх соле1:

Нерозчинні основи виду Me(OH) 2 реагують у присутності води з вуглекислим газом виключно з утворенням основних солей. Наприклад:

Cu(OH) 2 + CO 2 = (CuOH) 2 CO 3 + H 2 O

З діоксидом кремнію, зважаючи на його виняткову інертність, реагують лише найсильніші основи — луги. У цьому утворюються нормальні солі. З нерозчинними основами реакція не йде. Наприклад:

Взаємодія основ з амфотерними оксидами та гідроксидами

Всі луги реагують з амфотерними оксидами та гідроксидами. Якщо реакцію проводять, сплавляючи амфотерний оксид або гідроксид з твердим лугом, така реакція призводить до утворення безводневих солей:

Якщо ж використовують водні розчини лугів, то утворюються гідроксокомплексні солі:

У разі алюмінію при дії надлишку концентрованого лугу замість солі Na утворюється сіль Na 3 :

Взаємодія основ із солями

Будь-яка підстава реагує з будь-якою сіллю лише за дотримання одночасно двох умов:

1) розчинність вихідних сполук;

2) наявність осаду чи газу серед продуктів реакції

Наприклад:

Термічна стійкість основ

Всі луги, крім Ca(OH) 2 , стійкі до нагрівання та плавляться без розкладання.

Усі нерозчинні основи, а також малорозчинний Ca(OH) 2 при нагріванні розкладаються. Найбільш висока температура розкладання у гідроксиду кальцію – близько 1000 o C:

Нерозчинні гідроксиди мають набагато нижчі температури розкладання. Так, наприклад, гідроксид міді (II) розкладається вже при температурі вище 70 o C:

Хімічні властивості амфотерних гідроксидів

Взаємодія амфотерних гідроксидів із кислотами

Амфотерні гідроксиди реагують з сильними кислотами:

Амфотерні гідроксиди металів у ступені окислення +3, тобто. виду Me(OH) 3, не реагують з такими кислотами, як H 2 S, H 2 SO 3 і H 2 СO 3 через те, що солі, які могли б утворитися в результаті таких реакцій, схильні до незворотного гідролізу до вихідного амфотерного гідроксиду і відповідної кислоти:

Взаємодія амфотерних гідроксидів із кислотними оксидами

Амфотерні гідроксиди реагують з вищими оксидами, яким відповідають стійкі кислоти (SO 3 , P 2 O 5 , N 2 O 5):

Амфотерні гідроксиди металів у ступені окислення +3, тобто. виду Me(OH) 3 не реагують з кислотними оксидами SO 2 і С 2 .

Взаємодія амфотерних гідроксидів з основами

З основ амфотерні гідроксиди реагують лише з лугами. При цьому, якщо використовується водний розчинлуги, то утворюються гідроксокомплексні солі:

А при сплавленні амфотерних гідроксидів з твердими лугами виходять їх безводні аналоги:

Взаємодія амфотерних гідроксидів із основними оксидами

Амфотерні гідроксиди реагують при сплавленні з оксидами лужних та лужноземельних металів:

Термічне розкладання амфотерних гідроксидів

Всі амфотерні гідроксиди не розчиняються у воді і, як і будь-які нерозчинні гідроксиди, розкладаються при нагріванні на відповідний оксид і воду.

Існує три основні класи неорганічних хімічних сполук: оксиди, гідроксиди та солі. Перші поділяються на дві групи: несолеутворюючі (до них відносяться чадний газ, закис азоту, монооксид азоту тощо) і солеутворюючі, які, у свою чергу, бувають основними, кислотними та амфотерними. Гідроксиди поділяються на кислоти, основи та амфотерні. Солі існують основні, кислі, середні та подвійні. Нижче будуть докладніше описані амфотерні оксиди та гідроксиди.

Що таке амфотерність?

Це здатність неорганічної хімічної речовини виявляти як кислотні, і основні властивості, залежно та умовами реакції. До речовин, які мають таку особливість, можуть належати оксиди і гідроксиди. Серед перших можна назвати оксид та діоксид олова, берилію, марганцю, цинку, заліза (ІІ), (ІІІ). Амфотерні гідроксиди представлені такими речовинами: гідроксид берилію, алюмінію, заліза (ІІ), метагідроксід заліза, алюмінію, дигідроксід-оксид титану. Найпоширенішими і найчастіше використовуваними з перерахованих вище сполук є оксид заліза та алюмінію, а також гідроксиди цих металів.

Хімічні властивості амфотерних оксидів

Амфотерні оксиди мають одночасно властивості кислотних, так і основних сполук. Як кислотні вони можуть взаємодіяти з лугами. При такому реакціях утворюються сіль і вода. Також вони вступають у хімічну реакціюіз основними оксидами. Виявляючи свої основні властивості, вони вступають у взаємодію з кислотами, внаслідок чого утворюються сіль і вода, а також з кислотними оксидами, завдяки чому можна отримати сіль.

Приклади рівнянь реакцій, у яких беруть участь амфотерні оксиди

АІ 2 О 3 + 2КОН = 2КАІО 2 + Н 2 О — ця реакція показує кислотні властивості амфотерних оксидів. 2АІ 2 О 3 + 6НСІ = 4АІСІ 3 + 3Н 2 О; АІ 2 О 3 + 3СО 2 = АІ2(СО 3) 3 — ці рівняння є прикладом основних хімічних властивостей таких оксидів.

Хімічні властивості амфотерних гідроксидів

Вони здатні вступати в хімічну взаємодію як із сильними кислотами, так і з лугами, а деякі з них реагують також із слабкими кислотами. Всі вони при дії високих температур розпадаються на оксид та воду. При реакції амфотерного гідроксиду з кислотою утворюються сіль та вода. Всі такі гідроксиди нерозчинні у воді, тому можуть реагувати тільки з певними розчинами сполук, але не з сухими речовинами.

Фізичні властивості амфотерних оксидів, способи їх одержання та застосування

Оксид феруму (ІІ) — найпоширеніший амфотерний оксид. Способів його отримання досить багато. Він широко використовується у промисловості. Інші амфотерні оксиди також застосовують у багатьох галузях: від металургії до харчової промисловості.

Зовнішній вигляд, одержання та використання ферум (ІІ) оксиду

Він є твердою речовиною чорного кольору. Його кристалічні грати схожі з гратами харчової солі. У природі його можна знайти у вигляді мінералу вюститу.
Дану хімічну сполуку одержують чотирма різними способами. Перший- Відновлення оксиду заліза (ІІІ) з використанням чадного газу. При цьому змішавши однакову кількість цих двох речовин, можна отримати дві частини оксиду заліза (ІІ) і одну — вуглекислого газу. Другий метододержання - взаємодія заліза з його оксидами, наприклад, ферум (ІІІ) оксидом, при цьому не утворюється жодних побічних продуктів.

Однак для такої реакції необхідно створити умови у вигляді високої температури – 900-1000 градусів за Цельсієм. Третій спосіб— реакція між залізом та киснем, у цьому випадку утворюється лише оксид заліза (ІІ). Для цього процесу також знадобиться нагрівання вихідних речовин. Четвертим методомодержання є оксалату двовалентного заліза. Для такої реакції потрібна висока температура, а також вакуум. В результаті утворюються ферум (ІІ) оксид, вуглекислий і чадний газу співвідношенні 1:1:1. З написаного вище можна дійти невтішного висновку, що найпростішим і вимагає спеціальних умов є перший спосіб отримання даного речовини. Застосовують оксид заліза (ІІ) для виплавки чавуну, також він є однією із складових деяких барвників, що використовується в процесі чорніння сталі.

Оксид заліза (ІІІ)

Це не менш поширений амфотерний оксид, ніж описаний вище. За нормальних умов він є твердою речовиною, що має червоно-коричневий колір. У природі може зустрітись у вигляді мінералу гематиту, який використовується у виготовленні прикрас. У промисловості ця речовина отримала широке застосування: її використовують для фарбування деяких будівельних матеріалів, таких як цегла, тротуарна плитка і т. д., у виготовленні фарб, у тому числі поліграфічних, та емалей. Також розглядається речовина служить харчовим барвником під назвою Е172. У хімічній галузі його застосовують при виробництві аміаку як каталізатор.

Оксид алюмінію

Амфотерні оксиди також включають у свій список та оксид алюмінію. Ця речовина за нормальних умов має твердий стан. Колір цього оксиду є білим. У природі його частину можна зустріти у вигляді глинозему, а також сапфіру та рубіну. Використовується в основному в хімічній промисловості як каталізатор. Але його застосовують і у виготовленні кераміки.

Оксид цинку

Ця хімічна сполука також має амфотерність. Ця тверда речовина, яка не має кольору, у воді не розчиняється. Отримують його переважно за допомогою розкладання різних сполук цинку. Наприклад, його нітрату. При цьому виділяється оксид цинку, діоксид азоту та кисень. Також можна видобути цю речовину за допомогою розкладання карбонату цинку. За такої реакції, крім потрібної сполуки, виділяється ще й вуглекислий газ. Також можливий розпад гідроксиду цинку на його оксид та воду. Для того щоб здійснити всі три вище перелічені процеси, потрібна дія високої температури. Застосовують оксид цинку в різних галузях промисловості, наприклад, в хімічній (як каталізатор) для виготовлення скла, в медицині для лікування шкірних дефектів.

Оксид берилію

Отримують його переважно шляхом термічного розкладаннягідроксиду цього елемента. У цьому також утворюється вода. Він має вигляд твердої безбарвної речовини. Застосування своє даний оксид знаходить у різних галузях промисловості як термостійкий матеріал.

Оксид олова

Має темний колір, має твердий стан за нормальних умов. Отримати його можливо, як і багато інших амфотерних оксидів, за допомогою розкладання його гідроксиду. В результаті утворюється речовина і вода, що розглядається. Для цього також потрібна дія високої температури. Використовується дане з'єднання в хімічній промисловості як відновник в окисно-відновних реакціях, рідше застосовується як каталізатор.

Властивості, одержання та застосування амфотерних гідроксидів

Амфотерні гідроксиди використовуються не менш широко, ніж оксиди. Завдяки своїй різнобічній хімічній поведінці вони в основному застосовуються для отримання всіляких сполук. Крім того, гідроксид заліза (безбарвна тверда речовина) використовується у виготовленні акумуляторів; гідроксид алюмінію – для очищення води; гідроксид берилію – для отримання оксиду.

Відеоурок 2: Амфотерні гідроксиди. Досвіди

Лекція: Характерні хімічні властивості основ та амфотерних гідроксидів

Гідроксиди та їх класифікація

Як ви вже знаєте, основи утворюються атомами металів і гідроксогрупою (ОН -), тому інакше їх називають гідроксидами. Існує кілька класифікацій основ.

1. Стосовно води вони поділяються на:

розчинні,

нерозчинні.

До розчинних основ відносяться гідроксиди лужних та лужноземельних металів, тому їх називають лугами. До цієї групи можна віднести і гідроксид амонію, але він на відміну від перших, є більш слабким електролітом. Підстави, утворені рештою металів у воді не розчиняються. Луги у водному розчині дисоціюються повністю до катіонів металу і аніонів гідроксид - іонів ВІН - . Наприклад: NaOH → Na + + OH - .

2. За взаємодією з іншими хімічними речовинами гідроксиди поділяються на:

основні гідроксиди,

кислотні гідроксиди (кисневмісні кислоти),

амфотерні гідроксиди.

Даний поділ залежить від заряду катіону металу. Коли заряд катіону дорівнює +1 або +2, то гідроксид матиме основні властивості. Амфотерними основами вважаються гідроксиди, катіони металу яких мають заряд, рівний +3 та +4.

Але існує низка винятків:

La(OH) 3 , Bi(OH) 3 , Tl(OH) 3 – основи;

Be (OH) 2 , Sn (OH) 2 , Pb(OH) 2 , Zn(OH) 2 , Ge(OH) 2 - амфотерні основи.

Хімічні властивості основ

Підстави здатні реагувати з кислотами та кислотними оксидами. У ході взаємодії відбувається утворення солей та води:

(ОН) 2 + СО 2 → СО 3 + Н 2 О;

КОН + HCl → KCl + Н2О.

Луги, гідроксид амонію завжди реагують з розчинами солей, тільки у разі утворення нерозчинних основ:

2КОН + FeCl 2 → 2КCl + Fe(ОН) 2;

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

Реакція кислоти з основою називається нейтралізацією. У ході цієї реакції, катіони кислот Н+ та аніони основ ОН- утворюють молекули води. Після чого, середовище розчину стає нейтральним. В результаті починається виділення тепла. У розчинах це веде до поступового нагрівання рідини. У разі міцних розчинів, тепла більш ніж достатньо, щоб рідина почала кипіти. Потрібно пам'ятати, що реакція нейтралізації відбувається досить швидко.

Хімічні властивості амфотерних гідроксидів

Амфотерні основи реагують і з кислотами та лугами. У ході взаємодії відбувається утворення солі та води. При проходженні будь-якої реакції з кислотами, амфотерні основи завжди виявляють властивості типових основ:

Cr(OH) 3 + 3HCl → CrCl 3 + 3H 2 O.

В ході реакції з лугами амфотерні основи здатні виявляти властивості кислот. У процесі сплавлення з лугами утворюється сіль та вода.