Amfoteersed ühendid

Keemia on alati vastandite ühtsus.

Vaata perioodilisustabelit.

Mõned elemendid (peaaegu kõik metallid, millel on oksüdatsiooniaste +1 ja +2) tekivad põhilised oksiidid ja hüdroksiidid. Näiteks moodustab kaalium oksiidi K 2 O ja hüdroksiidi KOH. Neil on põhilised omadused, näiteks koostoime hapetega.

K2O + HCl → KCl + H2O

Mõned elemendid (enamik mittemetalle ja metalle, mille oksüdatsiooniaste on +5, +6, +7) happeline oksiidid ja hüdroksiidid. Happehüdroksiidid on hapnikku sisaldavad happed, neid nimetatakse hüdroksiidideks, kuna nende struktuuris on hüdroksüülrühm, näiteks moodustab väävel happeoksiidi SO 3 ja happehüdroksiidi H 2 SO 4 (väävelhape):

Sellistel ühenditel on happelised omadused, näiteks reageerivad nad alustega:

H2SO4 + 2KOH → K2SO4 + 2H2O

Ja on elemente, mis moodustavad oksiide ja hüdroksiide, millel on nii happelised kui ka aluselised omadused. Seda nähtust nimetatakse amfoteerne . Need oksiidid ja hüdroksiidid keskenduvad selles artiklis. Kõik amfoteersed oksiidid ja hüdroksiidid on vees lahustumatud tahked ained.

Esiteks, kuidas me saame kindlaks teha, kas oksiid või hüdroksiid on amfoteerne? Seal on reegel, veidi meelevaldne, kuid saate seda siiski kasutada:

Amfoteersed hüdroksiidid ja oksiidid moodustuvad oksüdatsiooniastmetes +3 ja +4 metallidest, Näiteks (Al 2 O 3 , Al(Oh) 3 , Fe 2 O 3 , Fe(Oh) 3)

Ja neli erandit:metallidZn , Ole , Pb , Sn moodustavad järgmised oksiidid ja hüdroksiidid:ZnO , Zn ( Oh ) 2 , BeO , Ole ( Oh ) 2 , PbO , Pb ( Oh ) 2 , SnO , Sn ( Oh ) 2 , milles nende oksüdatsiooniaste on +2, kuid vaatamata sellele ilmnevad need ühendid amfoteersed omadused .

Levinumad amfoteersed oksiidid (ja neile vastavad hüdroksiidid): ZnO, Zn(OH) 2, BeO, Be(OH) 2, PbO, Pb(OH) 2, SnO, Sn(OH) 2, Al 2 O 3, Al (OH) 3, Fe 2 O 3, Fe(OH) 3, Cr 2 O 3, Cr(OH) 3.

Amfoteersete ühendite omadusi pole raske meeles pidada: nad interakteeruvad happed ja leelised.

• Hapetega suhtlemisel on kõik lihtne, nendes reaktsioonides käituvad amfoteersed ühendid nagu aluselised:

Al2O3 + 6HCl → 2AlCl3 + 3H2O

ZnO + H 2 SO 4 → ZnSO 4 + H 2 O

BeO + HNO 3 → Be(NO 3 ) 2 + H 2 O

Hüdroksiidid reageerivad samal viisil:

Fe(OH)3 + 3HCl → FeCl3 + 3H2O

Pb(OH)2 + 2HCl → PbCl2 + 2H2O

• Leelistega suhtlemine on veidi keerulisem. Nendes reaktsioonides käituvad amfoteersed ühendid nagu happed ja reaktsiooniproduktid võivad olenevalt tingimustest olla erinevad.

Reaktsioon toimub kas lahuses või võetakse reageerivad ained tahkete ainetena ja sulatatakse.

Aluseliste ühendite koostoime amfoteersete ühenditega ühinemise ajal.

Vaatame tsinkhüdroksiidi näidet. Nagu varem mainitud, interakteeruvad amfoteersed ühendid aluseliste ühenditega ja käituvad nagu happed. Kirjutame tsinkhüdroksiidi Zn (OH) 2 happeks. Happel on vesinik ees, võtame välja: H 2 ZnO 2 . Ja leelise reaktsioon hüdroksiidiga kulgeb nii, nagu oleks see hape. "Happejääk" ZnO 2 2-divalentne:

2K Oh(TV) + H 2 ZnO 2 (tahke) (t, sulandumine) → K 2 ZnO 2 + 2 H 2 O

Saadud ainet K 2 ZnO 2 nimetatakse kaaliummetasinkaadiks (või lihtsalt kaaliumtsinkaadiks). See aine on kaaliumisool ja hüpoteetiline "tsinkhape" H 2 ZnO 2 (selliseid ühendeid pole päris õige nimetada sooladeks, kuid meie enda mugavuse huvides unustame selle). Lihtsalt kirjutage tsinkhüdroksiid nii: H 2 ZnO 2 - pole hea. Kirjutame Zn (OH) 2 nagu tavaliselt, kuid mõtleme (enda mugavuse huvides), et see on "hape":

2KOH (tahke) + Zn (OH) 2 (tahke) (t, sulandumine) → K 2 ZnO 2 + 2H 2 O

Hüdroksiididega, millel on 2 OH-rühma, on kõik sama, mis tsingi puhul:

Be(OH) 2(tv.) + 2NaOH (tv.) (t, fusioon)→ 2H 2O + Na 2 BeO 2 (naatriummetaberüllaat või berüllaat)

Pb(OH) 2 (sol.) + 2NaOH (sol.) (t, fusioon) → 2H 2O + Na 2 PbO 2 (naatriummetaplumbaat või plumbaat)

Kolme OH-rühmaga (Al (OH) 3, Cr (OH) 3, Fe (OH) 3) amfoteersete hüdroksiididega on see veidi erinev.

Vaatame alumiiniumhüdroksiidi näidet: Al (OH) 3, kirjutage see happe kujul: H 3 AlO 3, kuid me ei jäta seda selliseks vormiks, vaid võtame sealt vee välja:

H 3 AlO 3 – H 2 O → HAlO 2 + H 2 O.

See on see "hape" (HAlO 2), millega me töötame:

HAlO 2 + KOH → H 2 O + KAlO 2 (kaaliummetaluminaat või lihtsalt aluminaat)

Kuid alumiiniumhüdroksiidi ei saa kirjutada nii nagu see HAlO 2, me kirjutame seda nagu tavaliselt, kuid me mõtleme siin "hapet":

Al(OH) 3 (lahus.) + KOH (lahust.) (t, fusioon) → 2H 2 O + KAlO 2 (kaaliummetaluminaat)

Sama kehtib ka kroomhüdroksiidi kohta:

Cr(OH)3 → H3CrO3 →HCrO2

Cr(OH) 3(tv.) + KOH (tv.) (t, fusioon) → 2H 2 O + KCrO 2 (kaaliummetakromaat,

KUID MITTE KROMAAT, kromaadid on kroomhappe soolad).

Sama on nelja OH-rühma sisaldavate hüdroksiididega: liigutame vesinikku edasi ja eemaldame vee:

Sn(OH)4 → H4SnO4 → H2SnO3

Pb(OH) 4 → H 4 PbO 4 → H 2 PbO 3

Tuleb meeles pidada, et plii ja tina moodustavad kumbki kaks amfoteerset hüdroksiidi: oksüdatsiooniastmega +2 (Sn (OH) 2, Pb (OH) 2) ja +4 (Sn (OH) 4, Pb (OH) 4 ).

Ja need hüdroksiidid moodustavad erinevaid "sooli":

Oksüdatsiooni olek
Hüdroksiidi valem	Sn(OH)2	Pb(OH)2	Sn(OH)4	Pb(OH)4
Hüdroksiidi kui happe valem	H2SnO2	H2PbO2	H2SnO3	H2PbO3
Sool (kaalium)	K2SnO2	K2PbO2	K2SNO3	K2PbO3
Soola nimi			metastannAT	metablumbAT

Samad põhimõtted nagu tavaliste “soolade” nimetustes, kõrgeimas oksüdatsiooniastmes elemendiks on järelliide AT, vahepealses - IT.

Sellised "soolad" (metakromaadid, metaaluminaadid, metaberülaadid, metatsinkaadid jne) saadakse mitte ainult leeliste ja amfoteersete hüdroksiidide koostoime tulemusena. Need ühendid tekivad alati tugevalt aluselise “maailma” ja amfoteerse (sünteesi käigus) kokkupuutel. See tähendab, et samamoodi nagu amfoteersed hüdroksiidid, reageerivad amfoteersed oksiidid ja metallisoolad, mis moodustavad amfoteersed oksiidid (nõrkade hapete soolad), leelistega. Ja leelise asemel võite võtta tugeva aluselise oksiidi ja leelise moodustava metalli soola (nõrga happe sool).

Koostoimed:

Pidage meeles, et alltoodud reaktsioonid toimuvad fusiooni ajal.

Amfoteerne oksiid tugeva aluselise oksiidiga:

ZnO (tahke) + K 2 O (tahke) (t, sulandumine) → K 2 ZnO 2 (kaaliummetasinkaat või lihtsalt kaaliumtsinkaat)

Amfoteerne oksiid leelisega:

ZnO (tahke) + 2KOH (tahke) (t, sulandumine) → K 2 ZnO 2 + H 2 O

Amfoteerne oksiid nõrga happe soola ja metalliga, mis moodustab leelise:

ZnO (sol.) + K 2 CO 3 (sol.) (t, fusioon) → K 2 ZnO 2 + CO 2

Amfoteerne hüdroksiid tugeva aluselise oksiidiga:

Zn(OH) 2 (tahke) + K 2 O (tahke) (t, sulandumine) → K 2 ZnO 2 + H 2 O

Amfoteerne hüdroksiid leelisega:

Zn (OH) 2 (tahke) + 2KOH (tahke) (t, sulandumine) → K 2 ZnO 2 + 2H 2 O

Amfoteerne hüdroksiid nõrga happe soola ja metalliga, mis moodustab leelise:

Zn (OH) 2 (tahke) + K 2 CO 3 (tahke) (t, sulandumine) → K 2 ZnO 2 + CO 2 + H 2 O

Nõrga happe ja metalli soolad, mis moodustavad tugeva aluselise oksiidiga amfoteerse ühendi:

ZnCO 3 (tahke) + K 2 O (tahke) (t, sulandumine) → K 2 ZnO 2 + CO 2

Nõrga happe ja metalli soolad, mis moodustavad leelisega amfoteerse ühendi:

ZnCO 3 (tahke) + 2KOH (tahke) (t, sulandumine) → K 2 ZnO 2 + CO 2 + H 2 O

Nõrga happe ja metalli soolad, mis moodustavad amfoteerse ühendi nõrga happe soola ja metalliga, mis moodustavad leelise:

ZnCO 3(tv.) + K 2 CO 3(tv.) (t, sulandumine)→ K 2 ZnO 2 + 2CO 2

Allpool on teave amfoteersete hüdroksiidide soolade kohta, ühtse riigieksami kõige levinumad soolad on märgitud punasega.

	Hüdroksiid	Hüdroksiid happena	Happe jääk		Soola nimi
BeO	Ole (OH) 2	H 2 BeO 2	BeO 2 2-	K 2 BeO 2	Metabüllaat (berüllaat)
ZnO	Zn(OH) 2	H 2 ZnO 2	ZnO 2 2-	K 2 ZnO 2	Metasinkaat (tsinkaat)
Al 2 O 3	Al(OH) 3	HAlO 2	AlO 2 —	KAlO 2	Metaaluminaat (aluminaat)
Fe2O3	Fe(OH)3	HFeO2	FeO2 -	KFeO2	Metaferraat (KUID MITTE FERAAT)
	Sn(OH)2	H2SnO2	SnO 2 2-	K2SnO2
	Pb(OH)2	H2PbO2	PbO 2 2-	K2PbO2
SnO2	Sn(OH)4	H2SnO3	SnO 3 2-	K2SNO3	MetastannAT (stannate)
PbO2	Pb(OH)4	H2PbO3	PbO 3 2-	K2PbO3	MetablumAT (plumbat)
Cr2O3	Cr(OH)3	HCrO2	CrO2 -	KCrO2	Metakromaat (KUID MITTE KROMAAT)

Amfoteersete ühendite koostoime ALKALI (siin ainult leelise) lahustega.

Ühtse riigieksami puhul nimetatakse seda "alumiiniumhüdroksiidi (tsink, berüllium jne) lahustamiseks leelisega". See on tingitud amfoteersete hüdroksiidide koostises olevate metallide võimest hüdroksiidioonide liia juuresolekul (leeliselises keskkonnas) need ioonid enda külge kinnitada. Moodustub osake, mille keskel on metall (alumiinium, berüllium jne), mis on ümbritsetud hüdroksiidioonidega. See osake muutub hüdroksiidioonide toimel negatiivse laenguga (aniooniks) ja seda iooni hakatakse nimetama hüdroksoaluminaadiks, hüdroksosinkaadiks, hüdroksoberüllaadiks jne. Lisaks võib protsess kulgeda erineval viisil, metalli saab ümbritseda erinevad numbrid hüdroksiidioonid.

Vaatleme kahte juhtumit: kui metall on ümbritsetud neli hüdroksiidi iooni, ja kui see on ümbritsetud kuus hüdroksiidi iooni.

Kirjutame üles nende protsesside lühendatud ioonvõrrandi:

Al(OH)3 + OH — → Al(OH)4 —

Saadud iooni nimetatakse tetrahüdroksoaluminaadi iooniks. Eesliide "tetra-" lisatakse, kuna hüdroksiidiooni on neli. Tetrahüdroksüaluminaadi ioonil on laeng -, kuna alumiiniumi laeng on 3+ ja neljal hüdroksiidioonil on laeng 4-, on kogusumma -.

Al(OH)3 + 3OH - → Al(OH)6 3-

Selles reaktsioonis moodustunud iooni nimetatakse heksahüdroksoaluminaadi iooniks. Eesliide "hekso-" lisatakse, kuna hüdroksiidiooni on kuus.

On vaja lisada eesliide, mis näitab hüdroksiidioonide arvu. Sest kui kirjutate lihtsalt "hüdroksüaluminaat", pole selge, millist iooni silmas peate: Al (OH) 4 - või Al (OH) 6 3 -.

Leelise reageerimisel amfoteerse hüdroksiidiga moodustub lahuses sool. Mille katioon on leeliseline katioon ja anioon on kompleksioon, mille moodustumist me varem käsitlesime. Anioon on nurksulud.

Al(OH)3 + KOH → K (kaaliumtetrahüdroksoaluminaat)

Al (OH) 3 + 3KOH → K 3 (kaaliumheksahüdroksoaluminaat)

See, millist soola (heksa- või tetra-) tootena kirjutate, ei oma tähtsust. Isegi ühtse riigieksami vastustes on kirjas: "... K 3 (K moodustamine on lubatud." Peaasi, et mitte unustada, et kõik indeksid on õigesti sisestatud. Jälgige tasusid ja hoidke meeles pidada, et nende summa peab olema võrdne nulliga.

Lisaks amfoteersele hüdroksiidile reageerivad amfoteersed oksiidid leelistega. Toode saab olema sama. Ainult siis, kui kirjutate reaktsiooni järgmiselt:

Al 2 O 3 + NaOH → Na

Al 2 O 3 + NaOH → Na 3

Kuid need reaktsioonid ei võrdu teie jaoks. Peate lisama vett vasak pool, interaktsioon toimub lahuses, seal on piisavalt vett ja kõik võrdsustub:

Al2O3 + 2NaOH + 3H2O → 2Na

Al2O3 + 6NaOH + 3H2O → 2Na3

Peale amfoteersete oksiidide ja hüdroksiidide interakteeruvad leeliselahustega mõned eriti aktiivsed metallid, mis moodustavad amfoteerseid ühendeid. Nimelt see: alumiinium, tsink ja berüllium. Tasandamiseks on vett vaja ka vasakul. Ja lisaks on nende protsesside peamine erinevus vesiniku vabanemine:

2Al + 2NaOH + 6H2O → 2Na + 3H 2

2Al + 6NaOH + 6H2O → 2Na3 + 3H2

Allolev tabel näitab kõige levinumaid Ühtse riigieksami näited Amfoteersete ühendite omadused:

Amfoteerne aine		Soola nimi
Al2O3 Al(OH)3		Naatriumtetrahüdroksüaluminaat	Al(OH) 3 + NaOH → Na Al 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O → 2Na 2Al + 2NaOH + 6H 2 O → 2Na + 3H 2
	Na 3	Naatriumheksahüdroksüaluminaat	Al(OH) 3 + 3NaOH → Na 3 Al 2 O 3 + 6NaOH + 3H 2 O → 2Na 3 2Al + 6NaOH + 6H 2 O → 2Na 3 + 3H 2
Zn(OH)2	K2	Naatriumtetrahüdroksosinkaat	Zn(OH) 2 + 2NaOH → Na 2 ZnO + 2NaOH + H 2 O → Na 2 Zn + 2NaOH + 2H 2 O → Na 2 +H 2
	K 4	Naatriumheksahüdroksotsinkaat	Zn(OH) 2 + 4NaOH → Na 4 ZnO + 4NaOH + H 2 O → Na 4 Zn + 4NaOH + 2H 2 O → Na 4 +H 2
Be(OH)2	Li 2	Liitiumtetrahüdroksoberüllaat	Ole (OH) 2 + 2LiOH → Li 2 BeO + 2LiOH + H 2 O → Li 2 Be + 2LiOH + 2H 2 O → Li 2 +H 2
	Li 4	Liitiumheksahüdroksoberülaat	Ole (OH) 2 + 4LiOH → Li 4 BeO + 4LiOH + H 2 O → Li 4 Be + 4LiOH + 2H 2 O → Li 4 +H 2
Cr2O3 Cr(OH)3		Naatriumtetrahüdroksokromaat	Cr(OH) 3 + NaOH → Na Kr 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O → 2Na
	Na 3	Naatriumheksahüdroksokromaat	Cr(OH) 3 + 3NaOH → Na 3 Kr 2 O 3 + 6NaOH + 3H 2 O → 2Na 3
Fe2O3 Fe(OH)3		Naatriumtetrahüdroksoferraat	Fe(OH) 3 + NaOH → Na Fe 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O → 2Na
	Na 3	Naatriumheksahüdroksoferraat	Fe(OH) 3 + 3NaOH → Na 3 Fe 2 O 3 + 6NaOH + 3H 2 O → 2Na 3

Nendes interaktsioonides saadud soolad reageerivad hapetega, moodustades veel kaks soola (antud happe ja kahe metalli soolad):

2Na 3 + 6H 2 NII 4 → 3Na 2 NII 4 +Al 2 (SO 4 ) 3 +12H 2 O

See on kõik! Ei midagi keerulist. Peaasi, et mitte segadusse ajada, pidage meeles, mis sulamisel moodustub ja mis lahuses. Väga sageli tulevad selle teemaga seotud ülesanded kokku B osad.

Enne aluste ja amfoteersete hüdroksiidide keemiliste omaduste arutamist määratlegem selgelt, mis need on?

1) Aluste ehk aluseliste hüdroksiidide hulka kuuluvad metallhüdroksiidid oksüdatsiooniastmes +1 või +2, s.o. mille valemid on kirjutatud kas MeOH või Me(OH) 2. Siiski on erandeid. Seega ei ole hüdroksiidid Zn(OH) 2, Be(OH) 2, Pb(OH) 2, Sn(OH) 2 alused.

2) Amfoteersed hüdroksiidid hõlmavad metallhüdroksiide oksüdatsiooniastmes +3, +4, aga ka erandina hüdroksiidid Zn(OH) 2, Be(OH) 2, Pb(OH) 2, Sn(OH) 2. Metallhüdroksiidid oksüdatsiooniastmes +4, in Ühtse riigieksami ülesanded ei esine, seega ei võeta neid arvesse.

Aluste keemilised omadused

Kõik põhjused on jagatud:

Pidagem meeles, et berüllium ja magneesium ei ole leelismuldmetallid.

Lisaks vees lahustuvusele dissotsieeruvad leelised väga hästi ka vesilahustes, samas kui lahustumatutel alustel on madal dissotsiatsiooniaste.

See erinevus leeliste ja lahustumatute hüdroksiidide lahustuvuses ja dissotsieerumisvõimes põhjustab omakorda märgatavaid erinevusi nende keemilistes omadustes. Seega on leelised keemiliselt aktiivsemad ühendid ja võivad sageli osaleda reaktsioonides, mida lahustumatud alused ei tee.

Aluste koostoime hapetega

Leelised reageerivad absoluutselt kõigi hapetega, isegi väga nõrkade ja lahustumatutega. Näiteks:

Lahustumatud alused reageerivad peaaegu kõigi lahustuvate hapetega, kuid ei reageeri lahustumatu ränihappega:

Tuleb märkida, et nii tugevad kui ka nõrgad alused üldvalemiga Me(OH) 2 võivad happe puudumisel moodustada aluselisi sooli, näiteks:

Koostoime happeoksiididega

Leelised reageerivad kõigi happeliste oksiididega, moodustades soolasid ja sageli vett:

Lahustumatud alused on võimelised reageerima kõigi kõrgemate happeliste oksiididega, mis vastavad stabiilsetele hapetele, näiteks P 2 O 5, SO 3, N 2 O 5, moodustades keskmised soolad:

Me(OH)2 tüüpi lahustumatud alused reageerivad vee juuresolekul ainult süsinikdioksiidiga, moodustades aluselisi sooli. Näiteks:

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

Tänu oma erakordsele inertsusele reageerivad ränidioksiidiga ainult kõige tugevamad alused, leelised. Sel juhul moodustuvad normaalsed soolad. Reaktsioon ei toimu lahustumatute alustega. Näiteks:

Aluste koostoime amfoteersete oksiidide ja hüdroksiididega

Kõik leelised reageerivad amfoteersete oksiidide ja hüdroksiididega. Kui reaktsioon viiakse läbi amfoteerse oksiidi või hüdroksiidi sulatamisel tahke leelisega, põhjustab see reaktsioon vesinikuvabade soolade moodustumist:

Kui kasutatakse leeliste vesilahuseid, moodustuvad hüdroksokomplekssoolad:

Alumiiniumi puhul tekib kontsentreeritud leelise liia toimel Na-soola asemel Na3-sool:

Aluste koostoime sooladega

Mis tahes alus reageerib mis tahes soolaga ainult siis, kui samaaegselt on täidetud kaks tingimust:

1) lähteühendite lahustuvus;

2) sademe või gaasi olemasolu reaktsioonisaaduste hulgas

Näiteks:

Substraatide termiline stabiilsus

Kõik leelised, välja arvatud Ca(OH) 2, on kuumuskindlad ja sulavad ilma lagunemiseta.

Kõik lahustumatud alused ja ka vähelahustuv Ca(OH) 2 lagunevad kuumutamisel. Kaltsiumhüdroksiidi kõrgeim lagunemistemperatuur on umbes 1000 o C:

Lahustumatutes hüdroksiidides on palju rohkem madalad temperatuurid lagunemine. Näiteks vask(II)hüdroksiid laguneb juba temperatuuril üle 70 o C:

Amfoteersete hüdroksiidide keemilised omadused

Amfoteersete hüdroksiidide koostoime hapetega

Amfoteersed hüdroksiidid reageerivad tugevate hapetega:

Amfoteersed metallhüdroksiidid oksüdatsiooniastmes +3, s.o. tüüp Me(OH) 3, ei reageeri selliste hapetega nagu H 2 S, H 2 SO 3 ja H 2 CO 3, kuna soolad, mis võivad selliste reaktsioonide tulemusena tekkida, alluvad pöördumatule hüdrolüüsile. algne amfoteerne hüdroksiid ja vastav hape:

Amfoteersete hüdroksiidide koostoime happeoksiididega

Amfoteersed hüdroksiidid reageerivad kõrgemate oksiididega, mis vastavad stabiilsetele hapetele (SO 3, P 2 O 5, N 2 O 5):

Amfoteersed metallhüdroksiidid oksüdatsiooniastmes +3, s.o. tüüp Me(OH) 3, ei reageeri happeliste oksiididega SO 2 ja CO 2.

Amfoteersete hüdroksiidide koostoime alustega

Aluste hulgas reageerivad amfoteersed hüdroksiidid ainult leelistega. Sel juhul, kui kasutatakse leelise vesilahust, moodustuvad hüdroksokomplekssoolad:

Ja kui amfoteersed hüdroksiidid sulatatakse tahkete leelistega, saadakse nende veevabad analoogid:

Amfoteersete hüdroksiidide koostoime aluseliste oksiididega

Amfoteersed hüdroksiidid reageerivad leelis- ja leelismuldmetallide oksiididega sulatamisel:

Amfoteersete hüdroksiidide termiline lagunemine

Kõik amfoteersed hüdroksiidid on vees lahustumatud ja nagu kõik lahustumatud hüdroksiidid, lagunevad kuumutamisel vastavaks oksiidiks ja veeks.

Hüdroksiidide ja oksiidide amfoteersus (omaduste kahesus). paljude elementide moodustumine avaldub kahte tüüpi soolade moodustumisel. Näiteks alumiiniumhüdroksiidi ja -oksiidi jaoks:

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

Al2O3 + 3H2SO4 = Al2(SO4)3 + 3H2O

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

Al2O3 + 2NaOH(id) = 2NaAlO2 + H2O (sulamas)

Reaktsioonides (a) avaldavad Al(OH)3 ja Al2O3 aluseliste hüdroksiidide ja oksiidide omadusi, st nagu leelised reageerivad hapete ja happeliste oksiididega, moodustades soola, milles alumiinium on Al3+ katioon.

Vastupidi, reaktsioonides (b) täidavad Al(OH)3 ja Al2O3 happeliste hüdroksiidide ja oksiidide funktsiooni, moodustades soola, milles alumiiniumi aatom AlIII on osa anioonist (happejäägist) AlO2−.

Alumiiniumelemendil endal on nendes ühendites metalli ja mittemetalli omadused. Seetõttu on alumiinium amfoteerne element.

Sarnaste omadustega on ka A-rühma elemendid - Be, Ga, Ge, Sn, Pb, Sb, Bi jt, aga ka enamus B-rühma elemente - Cr, Mn, Fe, Zn, Cd jt.

Näiteks tsingi amfoteerset olemust tõestavad järgmised reaktsioonid:

a) Zn(OH)2 + N2O5 = Zn(NO3)2 + H2O

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

b) Zn(OH)2 + Na2O = Na2ZnO2 + H2O

ZnO + 2NaOH(id) = Na2ZnO2 + H2O

Kui amfoteersel elemendil on ühendites mitu oksüdatsiooniastet, siis amfoteersed omadused avalduvad kõige selgemalt vahepealse oksüdatsiooniastme puhul.

Näiteks kroomil on kolm teadaolevat oksüdatsiooniastet: +II, +III ja +VI. CrIII puhul väljenduvad happelised ja aluselised omadused ligikaudu võrdselt, samas kui CrII puhul on ülekaalus aluselised ja CrVI puhul happelised omadused:

CrII → CrO, Cr(OH)2 → CrSO4

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

CrVI → CrO3, H2CrO4 → K2CrO4

Väga sageli eksisteerivad +III oksüdatsiooniastmes elementide amfoteersed hüdroksiidid ka metavormis, näiteks:

AlO(OH) - alumiiniummetahüdroksiid

FeO(OH) on raudmetahüdroksiid (ortovormi "Fe(OH)3" ei eksisteeri).

Amfoteersed hüdroksiidid on vees praktiliselt lahustumatud, kõige mugavam viis nende saamiseks on sadestamine vesilahusest, kasutades nõrka alust - ammoniaakhüdraati:

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

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

Kui seda tüüpi vahetusreaktsioonis kasutatakse liigset leelist, siis alumiiniumhüdroksiid ei sadestu, kuna alumiinium muutub oma amfoteerse olemuse tõttu aniooniks:

Al(OH)3(s) + OH− = −

Näited molekulaarvõrrandid seda tüüpi reaktsioonid:

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

ZnSO4 + 4NaOH(liig) = Na2 + Na2SO4

Saadud soolad klassifitseeritakse kompleksühenditeks (komplekssoolad): nende hulka kuuluvad kompleksanioonid − ja 2−. Nende soolade nimed on:

Na - naatriumtetrahüdroksüaluminaat

Na2 - naatriumtetrahüdroksosinkaat

Alumiiniumi või tsinkoksiidide reaktsioonisaadusi tahke leelisega nimetatakse erinevalt:

NaAlO2 - naatriumdioksoaluminaat (III)

Na2ZnO2 – naatriumdioksotsinkaat(II)

Seda tüüpi komplekssoolade lahuste hapestamine põhjustab komplekssete anioonide hävimise:

− → Al(OH)3 → Al3+

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

Paljude amfoteersete elementide puhul on hüdroksiidide täpsed valemid teadmata, kuna hüdroksiidid, näiteks MnO2 nH2O, Sb2O5 nH2O, sadestuvad hüdroksiidide asemel vesilahusest.

Vabas vormis amfoteersed elemendid interakteeruvad nii tüüpiliste hapete kui ka leelistega:

2Al + 3H2SO4 (lahjend.) = Al2(SO4)3 + H2

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

Mõlemas reaktsioonis moodustuvad soolad ja ühel juhul on kõnealune element osa katioonist ja teisel juhul osa anioonist.

Alumiiniumhalogeniidid tavatingimustes - värvitu kristalne

ained. Alumiiniumhalogeniididest erineb AlF3 omaduste poolest suuresti

oma kolleegidelt. See on tulekindel, vees kergelt lahustuv, keemiliselt

mitteaktiivne. AlF3 tootmise peamine meetod põhineb veevaba HF toimel

Al2O3 või Al puhul:

Al2O3 + 6HF = 2AlF3 + 3H2O

Alumiiniumiühendid kloori, broomi ja joodiga on sulavad, väga

reaktiivne ja hästi lahustuv mitte ainult vees, vaid ka paljudes

orgaanilised lahustid. Interaktsioon alumiiniumhalogeniidid veega

millega kaasneb märkimisväärne soojuse eraldumine. Kõik need on vesilahuses

tugevalt hüdrolüüsitud, kuid erinevalt tüüpilistest happehalogeniididest

mittemetallid, nende hüdrolüüs on mittetäielik ja pöörduv. Olles juba märgatavalt muutlik

tavatingimustes suitsevad AlCl3, AlBr3 ja AlI3 niiskes õhus

(hüdrolüüsi tõttu). Neid saab hankida otsese suhtlemise teel

lihtsad ained.

Komplekssed halogeniidid(halogenometalaadid) sisaldavad kompleksseid anioone, milles halogeeniaatomid on näiteks ligandid. Kaaliumheksakloroplatinaat(IV) K2, naatriumheptafluorotantalaat(V) Na, liitiumheksafluoroarsenaat(V) Li. max. soojus Fluoro-, oksofluoro- ja klorometalaadid on vastupidavad. Sidemete olemuse järgi on ioonsed ühendid lähedased keerukatele halogeniididele. katioonidega NF4+, N2F3+, C1F2+, XeF+ jne.

Paljudele halogeniididele on iseloomulik seos ja polümerisatsioon vedelas ja gaasifaasis koos sildsidemete moodustumisega. max. Sellele on altid I ​​ja II rühma metallihalogeniidid, AlC13, Sb ja siirdemetallide pentafluoriidid ning MOF4 oksofluoriidid. Tuntud on näiteks metall-metall sidemega halogeniidid. Hg2Cl2.

Fluoriidid erinevad oma omaduste poolest oluliselt teistest halogeniididest. Kuid lihtsates halogeniidides on need erinevused vähem väljendunud kui halogeenides endis ja keerukates halogeniidides on need vähem väljendunud kui lihtsates.

Paljud kovalentsed halogeniidid (eriti fluoriidid) sisaldavad näiteks tugevaid Lewise happeid. AsF5, SbF5, BF3, A1C13. Fluoriidid on osa superhapetest. Kõrgemaid halogeniide redutseerivad metallid ja H2, näiteks:

Rühmade V-VIII metallhalogeniidid, välja arvatud Cr ja Mn, redutseeritakse H2 toimel metallideks, näiteks: WF6 + 3H2 -> W + 6HF

Paljud kovalentsed ja ioonsed metallhalogeniidid interakteeruvad üksteisega komplekshalogeniidide moodustamiseks, näiteks: KC1 + TaC15 -> K[TaC16]

Kergemad halogeenid võivad raskemad halogeniidid välja tõrjuda. Hapnik võib oksüdeerida halogeniide, vabastades C12, Br2 ja I2. Üks kovalentsete halogeniidide iseloomulikke reaktsioone on vastastikune. kuumutamisel veega (hüdrolüüs) või selle auruga. (pürohüdrolüüs), mis viib oksiidide moodustumiseni, oksü- või

oksohalogeniidid, hüdroksiidid ja vesinikhalogeniidid. Erandiks on CF4, CC14 ja SF6, mis on kõrgel temperatuuril veeaurule vastupidavad.

Halogeniidid saadakse otse elementidest, interaktsioonist. vesinikhalogeniidid või vesinikhalogeniidid koos elementidega, oksiidid, hüdroksiidid või soolad, samuti vahetuslahused.

Halogeniide kasutatakse laialdaselt tehnoloogias lähteainetena halogeenide, leelismuldmetallide ja leelismuldmetallide tootmisel. metallid, klaaside komponendid jne anorgaanilised. materjalid; need on vahepeal. tooted haruldaste ja teatud värviliste metallide, U, Si, Ge jne tootmisel.

Looduses moodustavad halogeniidid eraldi mineraalide klassid, kuhu kuuluvad fluoriidid (näiteks mineraalid fluoriit, krüoliit) ja kloriidid (sylviit, karnalliit) Broom ja jood sisalduvad teatud mineraalide koostises isomorfsete lisanditena. Märkimisväärses koguses halogeniide leidub merede ja ookeanide vees, soolades ja maa-alustes soolvees. Mõned halogeniidid, nt. NaCl, K.C1, CaC12 on osa elusorganismidest.

Krüoliit(vanakreeka keelest κρύος - härmatis + λίθος - kivi) - haruldane mineraal looduslike fluoriidide klassist, naatriumheksafluoroaluminaat Na3. Kristalliseerub monokliinilises süsteemis; risttahukakujulised kristallid ja kaksikplaadid on haruldased. Moodustab tavaliselt värvituid, valgeid või halle klaasja läikega kristalseid klastreid, mis sisaldavad sageli kvartsi, sideriiti, püriiti, galeniiti, kalkopüriiti, kolumbiiti, kassiteriiti. Võimalik on värvimine orgaaniliste ainete lisanditega.

Nüüd on meetodid välja töötatud kunstliku krüoliidi saamine. See saadakse kunstlikult alumiiniumfluoriidi ja naatriumfluoriidi koostoimel, samuti vesinikfluoriidhappe toimel alumiiniumhüdroksiidile sooda juuresolekul. Seda kasutatakse alumiiniumi elektrolüütilise tootmise protsessis, vesinikfluoriidhappe, klaasi ja emailide tootmisel.

Alum. Alum on koostisega ME(SO4)2 topeltsoolade rühmanimi. 12H2O, kus M on kaalium K, rubiidium Rb, tseesium Cs, ammoonium NH4 ja E on alumiinium Al, kroom Cr, raud Fe ja muud oksüdatsiooniastmes (+III) elemendid, mis annavad soolade dissotsiatsioonil kolmekordselt laetud katioone .

Maarjas lahustub vees hästi, selle vesilahustel on kokkutõmbav, hapu maitse ja hüdrolüüsi tõttu happeline reaktsioon, näiteks:

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

Kuumutamisel sulab maarjas esmalt selles sisalduvas vees ja seejärel kaob see vesi, moodustades veevabad soolad. Edasine kuumutamine muudab maarja metallioksiidide seguks. Alumiinium-kaaliummaarjat saab saada puhastatud alumiiniumsulfaadi tootmisprotsessi muutmisega. Esiteks keedetakse kaoliin väävelhappega. Kui väävelhappe neutraliseerimine on lõppenud, lisatakse reaktorisse naatriumsulfaati, et saada naatriummaarjas. Viimased on oma suure lahustuvuse tõttu lahuses. Pärast lahuse lahjendamist tiheduseni 1,33 g/cm3 eraldatakse see ränidioksiidi sademest, jahutatakse ja segatakse küllastunud kaaliumkloriidi lahusega. Sel juhul sadestub madalal temperatuuril halvasti lahustuv alumiinium-kaaliummaarjas. Pärast alumiinium-kaaliummaarja kristallide eraldamist jäävad emalahusesse lahustuvad lisandid - rauaühendid ja naatriumkloriid 89.

Hüdrolüüsi ajal hüdraatunud alumiiniumioonid kaotavad prootoneid, moodustades järjestikuseid hüdrooksokomplekse. Kui viimane neutraalne kompleks kaotab vee, moodustub lahustumatu hüdroksiid A1(OH)3.

Komplekssed ioonid[A1(H20)5OH]2+ ja [A1(H20)4(OH)2]+ jäävad lahusesse, A1(OH)3 hüdroksiid aga sadestub kohe pärast moodustumist. Sade tekib pH väärtustel > 3. Täiesti enne alumiiniumhüdroksiidi moodustumist hüdrolüüs tekib tekkivate prootonite neutraliseerimisel, näiteks leelisega.

Sügav hüdrolüüs alumiiniumsulfaatsoolasid kasutatakse laialdaselt joogi- ja reovee puhastamiseks. Hüdrolüüsi käigus eralduv hüdronium reageerib tavaliselt vees sisalduvate vesinikkarbonaatidega H30+ + HC03 = CO2 + 2H20. Sel juhul lõpptooted hüdrolüüs on kolloidne alumiiniumhüdroksiid ja süsinikdioksiid.

Alumiiniumhüdroksiidsooli koaguleerumisel tekib mahukas želatiinsete sete, mis püüab kinni hõljuvad osakesed ja bakterid ning kannab need settimispaagi põhja. Vee puhastamiseks vajaliku alumiiniumsulfaadi tarbimine sõltub vee koostisest ja saasteainete hulgast. Alumiiniumsulfaadi annused puhastamiseks looduslikud veed ja reovee eelpuhastusel jäävad need vahemikku 3 kuni 15 mg/l vastavalt A1203 ning asulareovee füüsikalisel ja keemilisel puhastamisel 30-50 mg/l A1203 järgi. Alumiiniumsulfaadi tarbimine peaks tagama piisavalt suure helveste massi moodustumise, mis on vajalik selles sisalduvate saasteainete eemaldamiseks veest. Lahuse pH väärtust tuleks alandada 6,5-7,6-ni, mis vastab alumiiniumhüdroksiidi minimaalsele lahustuvusele vees. Kõrgema või madalama pH väärtuse korral jääb osa alumiiniumist vette lahustunud olekus. Madala leeliselisusega vetes, kui vesinikkarbonaadi sisaldus ei ole eraldunud happe neutraliseerimiseks piisav, ei jõua hüdrolüüsiprotsess lõpule pH tugeva languse tõttu. Aluselisuse suurendamiseks viige hüdrolüüsiprotsess lõpule ja vähendage vees lahustunud alumiiniumi sisaldust, lubi ja sooda viiakse vette samaaegselt koagulandiga.

Kui hüdrolüüsi käigus kogunenud prootoneid ei neutraliseerita, siis hüdrolüüsiprotsess aeglustub, mis viib hüdrolüütilise tasakaalu tekkimiseni, mida saab iseloomustada hüdrolüüsi astme ja konstandiga. Hüdrolüüs alumiiniumsulfaadi lahused, mis on Al2(804)3-s sulfaadioonide asendamise reaktsioon vee dissotsiatsioonil tekkivate OH-ioonidega, saab esitada üldkujul võrrandiga

2A13+ + (3 - -|-) EOG + aOH" + reklaam^ACONTSBOZH --^EOG + reklaam,

kus a on asendusaste ja aluselisus.

See võrrand näitab, et OH-ioonide kontsentratsioon lahuses, st vee dissotsiatsiooniaste, mõjutab nihkumist paremale. Teatavasti on nõrga aluse ja tugeva happega soolade hüdrolüüsiaste k seotud hüdrolüüsikonstandiga A-, soola kontsentratsiooniga (c, mol"l), vee ioonprodukti kw ja dissotsiatsioonikonstandiga. baaskw järgmise seosega:

/g = UkTs = UkiLs.

Kui A-, muutub temperatuuriga vähe, siis ksh suureneb oluliselt, mis põhjustab temperatuuri tõustes oluliselt hüdrolüüsiastme tõusu.

N. I. Eremin tuletas saadud katseandmete põhjal võrrandid lahuse hüdrolüüsiastme sõltuvuse kohta temperatuurist ja kontsentratsioonist

alumiiniumsulfaadi jaoks:

1ек = -2,23 + 0,05с + 0,0036т7 + 18 УЦс, ammooniummaarja puhul:

18 L = -1,19 + 0,29 s + 0,0016 G + 18 ugSh kaaliummaarja jaoks:

\yok= - 1,17 + 0,29 s + 0,00167 + 18 UPs,

naatriummaarja jaoks:

18k = -1,18 + 0,29s + 0,0016t7 + \е UPs.

Nagu nendest võrranditest näha, on kontsentratsiooni mõju hüdrolüüsiastmele maarja puhul olulisem kui alumiiniumsulfaadi puhul.

Bor. Boori saamine. Keemilised omadused. Boori diagonaalne sarnasus räniga. Boorhüdriidid. Diboran. Keemilise sideme omadused diboraani molekulis. Boorhalogeniidid. Boori hapnikuühendid. Booroksiid ja boorhapped. Booraks. Boorhappe valmistamine. Borosilikaatklaasid. Bornoetüüleeter.

Bor- kolmeteistkümnenda rühma element (vananenud klassifikatsiooni järgi - kolmanda rühma peamine alarühm), keemiliste elementide perioodilise süsteemi teine ​​periood aatomnumbriga 5. Tähistatakse sümboliga B (ladina Borum). Vabas olekus on boor värvitu, hall või punane kristalne või tume amorfne aine. Teada on üle 10 boori allotroopse modifikatsiooni, mille moodustumise ja omavahelised üleminekud määrab boori saamise temperatuur

Kviitung. Puhtaim boor saadakse boorhüdriidide pürolüüsi teel. Seda boori kasutatakse pooljuhtmaterjalide ja peenkeemiliste sünteeside tootmiseks.

Metallotermia meetod (tavaliselt redutseerimine magneesiumi või naatriumiga):

Boorbromiidi aurude termiline lagunemine kuumal (1000-1200 °C) volframtraadil vesiniku juuresolekul (Van Arkeli meetod):

Füüsikalised omadused. Äärmiselt kõva aine (teine ​​on teemant, boornitriid (borasoon), boorkarbiid, boor-süsinik-räni sulam, skandium-titaankarbiid). Sellel on nõrkus ja pooljuhtomadused (lai vahe

pooljuht). Booril on suurim tõmbetugevus 5,7 GPa

Looduses leidub boori kahe isotoobi kujul 10B (20%) ja 11B (80%)[.

10B on termiliste neutronite jaoks väga kõrge neeldumisristlõige, mistõttu boorhappes sisalduvat 10B kasutatakse tuumareaktorites reaktsioonivõime kontrollimiseks.

Keemilised omadused. Booriioonid värvivad leegi roheliseks.

Paljude füüsikaliste ja keemiliste omaduste poolest sarnaneb mittemetalliline boor räni.

Keemiliselt on boor üsna inertne ja interakteerub toatemperatuuril ainult fluoriga:

Kuumutamisel reageerib boor teiste halogeenidega trihalogeniidide moodustamiseks, lämmastikuga moodustab boornitriidi BN, fosforiga fosfiidi BP, süsinikuga karbiidid erinev koostis(B4C, B12C3, B13C2). Hapniku atmosfääris või õhus kuumutamisel põleb boor suure soojuseraldusega, moodustades oksiidi B2O3:

Boor ei interakteeru otseselt vesinikuga, kuigi on teada üsna suur hulk erineva koostisega boorhüdriide (boraane), mis saadakse leelis- või leelismuldmetallide boriidide töötlemisel happega:

Tugeval kuumutamisel on booril taastavad omadused. See on võimeline näiteks redutseerima räni või fosforit nende oksiididest:

Seda boori omadust saab seletada booroksiidi B2O3 keemiliste sidemete väga suure tugevusega.

Oksüdeerivate ainete puudumisel on boor leeliselahuste suhtes vastupidav. Kuumas lämmastik- ja väävelhappes ning vees lahustub boor boorhappeks

Booroksiid on tüüpiline happeline oksiid. See reageerib veega, moodustades boorhappe:

Kui boorhape interakteerub leelistega, ei moodustu soolad mitte boorhappest endast - boraatidest (sisaldavad BO33− aniooni), vaid näiteks tetraboraatidest:

Bor- pooljuht, diagonaalne sarnasus räniga:

1) Mõlemad on tulekindlad, tahked pooljuhid. B – hall-must, Si – hall.

11(B) = 8,298 eV; I1(Si)=8,151 eV. Mõlemad ei kipu moodustama katioone.

2) Mõlemad on keemiliselt inertsed (kuigi boor lahustub kuumades oksüdeerivates hapetes. Mõlemad lahustuvad leelistes.

2B + KOH + 2H2O ® 2KBO2 + 3H2

Si + 2KOH + H2O®K2SiO3+ 2H2

3) Kõrgel temperatuuril reageerivad nad metallidega, moodustades boriide ja silitsiide - Ca3B2; Mg2Si - tulekindlad, elektrit juhtivad ühendid.

Boori hapnikuühendid. B2O3 on happeline oksiid (ka SiO2) - mõlemad on polümeersed, klaasjad, ainult B2O3 moodustab lamedaid võrke ja SiO2 kolmemõõtmelisi struktuure. Nende erinevus seisneb selles, et booroksiid hüdraatub kergesti, samas kui liiv (SiO2) teadaolevalt mitte.

H3BO3 - ortoboorhape.

H3BO3 «HBO2+H2Ometaborhape (100°С)

4HBO2 «H2B4O7 + H2Otetraboorhape (140оС) - nõrk, mõlemad Kd

H2B4O7 «2B2O3 + H2O on peaaegu samad – happesoolad puuduvad

Ortoboorhape on nõrk, mõnikord on selle dissotsiatsioon kirjutatud

B(OH)3 + H2O «B(OH)4 + H+

Moodustab alkoholidega estreid: H3BO3+3CH3OH®B(OCH3)3+3H2O

Omadused. Boor on tuntud amorfsel (pruun) ja kristalsel (must) kujul, mp. 2300 °C, bp. 3700 °C, p = 2,34 g/cm3. Boori kristallvõre on väga tugev, mis väljendub selle kõrges kõvaduses, madalas entroopias ja kõrges sulamistemperatuuris. Boori pooljuht. Boori mittemetallilisus vastab tema positsioonile perioodilisustabelis – berülliumi ja süsiniku vahel ning diagonaalselt räni kõrval. Seetõttu on booril sarnasusi mitte ainult alumiiniumiga, vaid ka räniga. Selle positsioonist järeldub ka, et boori ja lämmastiku ühendid peaksid oma elektronstruktuurilt ja omadustelt olema sarnased süsinikuga.

2ВН3 (g) - В2Н6 (g);

delta G= - 126 kJ

3NaBH4+4BF3 ->2B2H6 + 3NaBF4

6H2 (g) + 2ВС13 (g) ->В2Н6 (g) + 6НCl (g)

Diboran B2H6 on energeetiline redutseerija; see süttib õhu käes spontaanselt

В2Н6+3О2 =>В2О3+ЗН2О

Reageerib veega, vabastades vesiniku;

В2Н6+6Н2О =>. 2H3VO3+6H2

Eetrikeskkonnas reageerib B2H6 liitiumhüdriidiga, moodustades boorhüdriid

B2H6+2LiH => 2LiBH4

Sagedamini kui Li kasutavad nad Na, mis saadakse reaktsioonil -

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

B2O3 + ZS => 2B + ZSO

2B2O3+P4O10 => 4BPO4

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

H3BO3 neutraliseerimisel ei ortoboraadid , mis sisaldab (BO3)3- iooni, ja tulemus on tetraboraadid, muude polü boorhapped:

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

Booroksiid B2O3 - booranhüdriid, värvitu, üsna tulekindel klaasjas või kristalne aine, mõru maitsega, dielektrik.

Klaasjas booroksiid on kihilise struktuuriga (kihtide vahe on 0,185 nm), kihtides paiknevad boori aatomid võrdkülgsete kolmnurkade BO3 sees (d BO = 0,145 nm). See modifikatsioon sulab temperatuurivahemikus 325-450 °C ja on kõrge kõvadusega. Seda saadakse boori kuumutamisel õhus temperatuuril 700 °C või ortoboorhappe dehüdreerimisel. Kristalliline B2O3, mis saadakse vee hoolika eemaldamise teel metaboorhappest HBO2, eksisteerib kahes modifikatsioonis – kuusnurkse kristallvõre, temperatuuril 400 °C ja 2200 MPa, muutudes monokliiniliseks.

Tööstuses Booraks saadakse looduslikest boraatidest soodaga sulatamisel . Kui looduslikke boormineraale töödeldakse väävelhappega, boorhape . Boorhappest H3BO3 saadakse kaltsineerimisel oksiid B2O3 ja seejärel redutseeritakse see või booraks aktiivsete metallidega (magneesium või naatrium) vabaks booriks:

B2O3 + 3Mg = 3MgO + 2B,

2Na2B4O7 + 3Na = B + 7NaBO2.

Sel juhul moodustub see halli pulbri kujul. amorfne boor. Kõrge puhtusastmega kristallilist boori on võimalik saada ümberkristallimisel, kuid tööstuses saadakse seda sagedamini sula fluoroboraatide elektrolüüsil või boorbromiidi auru BBr3 termilisel lagundamisel tantaaltraadil, mis on kuumutatud temperatuurini 1000-1500 °C vesiniku juuresolekul:

2BBr3 + 3H2 = 2B + 6HBr

Samuti on võimalik kasutada boorhüdriidide krakkimist:

B4H10 = 4B + 5H2.

Boorhape(ortoboorhape) on nõrk hape, millel on keemiline valem H3BO3. Värvitu, lõhnatu, helveste kujul kristalne aine, sellel on kihiline trikliinivõre, milles happemolekulid on vesiniksidemetega ühendatud lamedaks kihiks, kihid on omavahel ühendatud molekulidevaheliste sidemetega (d = 0,318 nm).

Metaborhape(HBO2) esineb ka värvitute kristallidena. See eksisteerib kolmes modifikatsioonis - kõige stabiilsem γ-HBO2 kuupvõrega, β-HBO2 monokliinilise võrega ja α-HBO2 ortorombilise võrega.

Kuumutamisel ortoboorhape kaotab vett ja muundub esmalt metaboorhappeks, seejärel tetraboorhappeks H2B4O7. Edasisel kuumutamisel dehüdreerub see booranhüdriidiks.

Boorhappel on väga nõrgad happelised omadused. See lahustub vees suhteliselt vähe. Selle happelised omadused ei tulene mitte H+ prootoni abstraktsioonist, vaid hüdroksüülaniooni lisamisest:

Ka = 5,8·10-10 mol/l; pKa = 9,24.

Enamiku teiste hapetega tõrjub see selle soolade lahustest kergesti välja. Selle sooli, mida nimetatakse boraatideks, toodetakse tavaliselt erinevatest polüboorhapetest, kõige sagedamini tetraboorhappest H2B4O7, mis on palju tugevam hape kui ortoboorhape. B(OH)3 näitab väga nõrku amfoteersuse märke, moodustades vähestabiilse boorvesiniksulfaadi B(HSO4)3.

Ortoboorhappe neutraliseerimisel leelistega vesilahustes ei teki (BO3)3− iooni sisaldavad ortoboraadid, kuna ortoboraadid hüdrolüüsitakse peaaegu täielikult liiga madala moodustumise konstandi [B(OH)4]− tõttu. Lahuses moodustuvad teiste polüboorhapete tetraboraadid, metaboraadid või soolad:

Leelise liia korral võivad need muutuda metaboraatideks:

Meta- ja tetraboraadid hüdrolüüsitakse, kuid vähemal määral (antutele vastupidised reaktsioonid).

Boraatide hapendatud vesilahustes saavutatakse järgmised tasakaalud:

Levinuim boorhappesool on naatriumtetraboraatdekahüdraat Na2B4O7 10H2O (tehniline nimetus booraks).

Kuumutamisel lahustab boorhape metallioksiide, moodustades soolad.

Alkoholidega moodustab kontsentreeritud väävelhappe juuresolekul estreid:

Boormetüüleetri B(OCH3)3 teke on kvalitatiivne reaktsioon H3BO3 ja boorhappe sooladele, süütamisel põleb boormetüüleeter kauni erkrohelise leegiga.

Borosilikaatklaas- tavalise koostisega klaas, milles lähteaine aluselised komponendid on asendatud booroksiidiga (B2O3). Sellega saavutatakse suurem keemiline vastupidavus ja madal soojuspaisumistegur – kuni 3,3·10-6 temperatuuril 20 °C parimate proovide puhul. Borosilikaatklaasis on see väga väike, väiksem ainult kvartsklaasis (peaaegu 10 korda). See hoiab ära klaasi pragunemise äkiliste temperatuurimuutuste ajal. See seletab selle kasutamist tulekustutusmaterjalina ja muudel juhtudel, kus on nõutav soojustakistus.

Kasutamine Igapäevaelus lahtisele tulele kööginõude, teekannude valmistamiseks. Seda kasutatakse laboratoorsete klaasnõude materjalina, samuti keemiatööstuses ja muudes tööstusharudes, näiteks soojuselektrijaamade soojusvaheti materjalina. Kasutatakse ka odavate kitarriliugude valmistamiseks. Borosilikaatklaasist saab valmistada ka pipette ICSI ehk blastomeeride biopsia jaoks, mis viiakse läbi implantatsioonieelseks geneetiline diagnostika biopsiarakkude kasutamine geneetilise materjalina. Saadaval on 3 pipetivalikut siseläbimõõduga 4 µm kuni 7,5 µm. Pipeti pikkus on 60–75 mm ja selle kaldenurk on 30°. Pipetid on mõeldud ühekordseks kasutamiseks.

üldised omadused IVA alarühma elemendid. Aatomite struktuur. Oksüdatsiooniseisundid. Levimus ja esinemisvormid looduses. Süsiniku allotroopsed modifikatsioonid. Füüsilised ja keemilised omadused. Musta grafiidi sordid: koks, süsi, tahm.

Rühma IVA elementide üldised omadused IV rühma põhialarühma elementide hulka kuuluvad C, Si, Ge, Sn, Pv. Elektrooniline valem välimine valentsitase nS2np2, see tähendab, et neil on 4 valentselektroni ja need on p elemendid, seega on nad IV rühma peamises alarühmas. ││││ │↓│ np nS Aatomi põhiolekus on kaks elektroni paaris ja kaks paarita. Süsiniku kõige välimises elektronkihis on 2 elektroni, ränil 8 ja Ge, Sn ja Pv igaühes 18 elektroni. Seetõttu ühendatakse Ge, Sn, Pv germaaniumi alarühma (need on täielikud elektroonilised analoogid). Selles p-elementide alamrühmas, nagu ka teistes p-elementide alamrühmades, muutuvad elementide aatomite omadused perioodiliselt.

Seega suureneb alarühmas ülalt alla aatomi raadius, mistõttu ionisatsioonienergia väheneb, seega suureneb elektronide loovutamise võime ja väheneb järsult kalduvus täiendada välist elektronkihti oktetiga, nii et C-st Pb-ni redutseerivad omadused ja metallilised omadused suurenevad ning mittemetallilised omadused vähenevad. Süsinik ja räni on tüüpilised mittemetallid; Ge-l on juba metallilised omadused ja välimus see sarnaneb metalliga, kuigi on pooljuht. Tinal on juba metallilised omadused, mis domineerivad, samas kui plii on tüüpiline metall. Omades 4 valentselektroni, võivad aatomid nende ühendites avaldada oksüdatsiooniastet minimaalsest (-4) maksimaalseni (+4) ja neid iseloomustab isegi S.O.: -4, 0, +2, +4; S.O. = -4 on tüüpiline C ja Si jaoks metallidega. Ühenduse olemus teiste elementidega. Süsinik moodustab ainult kovalentseid sidemeid, räni moodustab samuti valdavalt kovalentseid sidemeid. Tina ja plii jaoks, eriti S.O. = +2, on sideme ioonilisus tüüpilisem (näiteks Рв(NO3)2). Kovalentsuse määrab aatomi valentsstruktuur. Süsinikuaatomil on 4 valentsorbitaali ja maksimaalne kovalentsus on 4. Teiste elementide puhul võib kovalentsus olla suurem kui neli, kuna on olemas valentsi d-alatase (näiteks H2). Hübridiseerimine. Hübridisatsiooni tüüp määratakse valentsorbitaalide tüübi ja arvu järgi. Süsinikul on ainult S- ja p-valentsorbitaalid, seega võib esineda Sp (karbüün, CO2, CS2), Sp2 (grafiit, benseen, COCl2), Sp3 hübridisatsioon (CH4, teemant, CCl4). Räni puhul on kõige iseloomulikum Sp3 hübridisatsioon (SiO2, SiCl4), kuid sellel on valents d-alatase, seega on olemas ka Sp3d2 hübridisatsioon, näiteks H2. PSE IV grupp on D.I. Mendelejevi tabeli keskel. Siin on selgelt näha omaduste järsk muutus mittemetallidelt metallideks. Vaatleme eraldi süsinikku, seejärel räni, seejärel germaaniumi alamrühma elemente.

Atom(kreeka keelest atomos - jagamatu) - ühetuumaline, keemilise elemendi jagamatu osake, aine omaduste kandja. Ained koosnevad aatomitest. Aatom ise koosneb positiivselt laetud tuumast ja negatiivselt laetud elektronipilvest. Üldiselt on aatom elektriliselt neutraalne. Aatomi suuruse määrab täielikult selle elektronpilve suurus, kuna tuuma suurus on elektronpilve suurusega võrreldes tühine. Tuum koosneb Z positiivselt laetud prootonitest (prootoni laeng vastab suvalistes ühikutes +1) ja N neutronist, mis ei kanna laengut (prootoneid ja neutroneid nimetatakse nukleoniteks). Seega määrab tuuma laengu ainult prootonite arv ja see on võrdne elemendi järjekorranumbriga perioodilisustabelis. Tuuma positiivse laengu kompenseerivad negatiivselt laetud elektronid (elektronilaeng -1 suvalistes ühikutes), mis moodustavad elektronipilve. Elektronide arv on võrdne prootonite arvuga. Prootonite ja neutronite massid on võrdsed (vastavalt 1 ja 1 amu). Aatomi massi määrab selle tuuma mass, kuna elektroni mass on ligikaudu 1850 korda väiksem kui prootoni ja neutroni mass ning seda võetakse arvutustes harva arvesse. Neutronite arvu saab määrata aatomi massi ja prootonite arvu vahega (N=A-Z). Keemilise elemendi aatomi tüüp, mille tuum koosneb rangelt teatud arv prootoneid (Z) ja neutroneid (N) nimetatakse nukliidiks.

Kuna peaaegu kogu mass on koondunud aatomi tuumas, kuid selle mõõtmed on aatomi kogumahuga võrreldes tühised, on tuum tavapäraselt aktsepteeritud materiaalne punkt asub aatomi keskmes ja aatomit ennast peetakse elektronide süsteemiks. Keemilises reaktsioonis ei mõjutata aatomi tuuma (v.a tuumareaktsioonid), nagu ka sisemisi elektroonilisi nivoode, vaid selles osalevad ainult välimise elektronkihi elektronid. Sel põhjusel on vaja teada elektroni omadusi ja aatomite elektronkestade moodustumise reegleid.

Oksüdatsiooni olek(oksüdatsiooniarv, formaalne laeng) - tavapärane abiväärtus oksüdatsiooni-, redutseerimis- ja redoksreaktsioonide protsesside registreerimiseks. See näitab molekuli üksiku aatomi oksüdatsiooniastet ja on vaid mugav meetod elektronide ülekande arvestamiseks: see ei ole molekulis oleva aatomi tegelik laeng (vt #Conventions).

Ideed elementide oksüdatsiooniastme kohta on aluseks ja neid kasutatakse klassifitseerimisel keemilised ained, nende omaduste kirjeldamine, ühendite valemite koostamine ja nende rahvusvahelised tiitlid(nomenklatuur). Kuid seda kasutatakse eriti laialdaselt redoksreaktsioonide uurimisel.

Anorgaanilises keemias kasutatakse valentsi mõiste asemel sageli oksüdatsiooniastme mõistet.

Aatomi oksüdatsiooniaste on võrdne aatomile omistatud elektrilaengu arvväärtusega, eeldades, et siduvad elektronide paarid on täielikult kallutatud elektronegatiivsemate aatomite poole (ehk eeldades, et ühend koosneb ainult ioonidest).

Oksüdatsiooniarv vastab elektronide arvule, mis tuleb lisada positiivsele ioonile, et redutseerida see neutraalseks aatomiks, või lahutada negatiivsest ioonist, et oksüdeerida see neutraalseks aatomiks:

Al3+ + 3e− → Al

S2− → S + 2e− (S2− − 2e− → S)

Süsinik- aine kõige rohkem [allikas täpsustamata 1528 päeva] suur hulk allotroopsed modifikatsioonid (üle 8 on juba avastatud).

Süsiniku allotroopsed modifikatsioonid oma omaduste poolest erinevad nad üksteisest kõige radikaalsemalt, pehmest kõvani, läbipaistmatust läbipaistvani, abrasiivsest kuni määrdeni, odavast kuni kallini. Nende allotroopide hulka kuuluvad amorfse süsiniku allotroopid (kivisüsi, tahm), nanovaht, kristalsed allotroobid – nanotoru, teemant, fullereenid, grafiit, lonsdaleiit ja tserafiit.

Süsiniku allotroopide klassifikatsioon aatomitevahelise keemilise sideme olemuse järgi:

Teemant (kuubik)

Lonsdaleite (kuusnurkne teemant)

Fullereenid (C20+)

Nanotorud

Nanokiud

Astralens

Klaasjas süsinik

Kolossaalsed nanotorud

Segatud sp3/sp2 vormid:

Amorfne süsinik

Süsinik nanopungad

Süsinik nanovaht

Muud kujundid: C1 - C2 - C3 - C8

Süsinik(keemiline sümbol - C, lat. Carboneum) - neljateistkümnenda rühma keemiline element (vananenud klassifikatsiooni järgi - neljanda põhialarühm

rühm), keemiliste elementide perioodilisuse tabeli 2. periood. seerianumber 6, aatommass - 12,0107.

Füüsikalised omadused.

Süsinik esineb paljudes allotroopsetes modifikatsioonides, mis on väga mitmekesised füüsikalised omadused. Modifikatsioonide mitmekesisus on tingitud süsiniku võimest moodustada erinevat tüüpi keemilisi sidemeid.

Järgmised elementide oksiidid on amfoteersed peamine alarühmad: BeO, A1 2 O 3, Ga 2 O 3, GeO 2, SnO, SnO 2, PbO, Sb 2 O 3, PoO 2. Amfoteersed hüdroksiidid on järgmised elementide hüdroksiidid peamine alarühmad: Be(OH) 2, A1(OH) 3, Sc(OH) 3, Ga(OH) 3, In(OH) 3, Sn(OH) 2, SnO 2 nH 2 O, Pb(OH) 2, PbO 2 nH 2 O.

Ühe alarühma elementide oksiidide ja hüdroksiidide põhiomadus suureneb koos suurenemisega seerianumber element (kui võrrelda samas oksüdatsiooniastmes elementide oksiide ja hüdroksiide). Näiteks N 2 O 3, P 2 O 3, As 2 O 3 on happelised oksiidid, Sb 2 O 3 on amfoteerne oksiid, Bi 2 O 3 on aluseline oksiid.

Vaatleme hüdroksiidide amfoteerseid omadusi berülliumi ja alumiiniumiühendite näitel.

Alumiiniumhüdroksiidil on amfoteersed omadused, see reageerib nii aluste kui ka hapetega ning moodustab kaks soolade seeriat:

1) milles element A1 on katiooni kujul;

2A1(OH)3 + 6HC1 = 2A1C13 + 6H2O A1(OH)3 + 3H+ = A1 3+ + 3H2O

Selles reaktsioonis toimib A1(OH)3 alusena, moodustades soola, milles alumiinium on A1 3+ katioon;

2) milles element A1 on aniooni osa (aluminaadid).

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

Selles reaktsioonis toimib A1(OH)3 happena, moodustades soola, milles alumiinium on osa AlO 2 – anioonist.

Lahustunud aluminaatide valemid on kirjutatud lihtsustatud viisil, mis tähendab soola dehüdraatimisel tekkivat toodet.

Keemiaalasest kirjandusest võib leida erinevaid valemeid ühendeid, mis tekivad alumiiniumhüdroksiidi lahustamisel leelises: NaA1O 2 (naatriummetaluminaat), Na naatriumtetrahüdroksüaluminaat. Need valemid ei ole üksteisega vastuolus, kuna nende erinevus on seotud nende ühendite erineva hüdratatsiooniastmega: NaA1O 2 · 2H 2 O on Na erinev tähistus. Kui A1(OH)3 lahustatakse liigses leelis, moodustub naatriumtetrahüdroksüaluminaat:

A1(OH)3 + NaOH = Na.

Reaktiivide paagutamisel moodustub naatriummetaluminaat:

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

Seega võime öelda, et vesilahustes on samaaegselt ioone nagu [A1(OH) 4 ] - või [A1(OH) 4 (H 2 O) 2 ] - (juhuks, kui reaktsioonivõrrand on koostatud võttes arvesse võtta hüdratatsioonikest) ja tähistus A1O 2 on lihtsustatud.

Leelistega reageerimise võime tõttu ei saada alumiiniumhüdroksiidi reeglina leelise toimel alumiiniumsoolade lahustele, vaid kasutades ammoniaagilahust:

A1 2 (SO 4) 3 + 6 NH 3 H 2 O = 2A1 (OH) 3 + 3(NH4)2SO4.

Teise perioodi elementide hüdroksiidide hulgas on berülliumhüdroksiidil amfoteersed omadused (berülliumil endal on diagonaalne sarnasus alumiiniumiga).

Hapetega:

Be(OH)2 + 2HC1 = BeC12 + 2H2O.

Põhjustega:

Be(OH)2 + 2NaOH = Na 2 (naatriumtetrahüdroksoberülaat).

Lihtsustatud kujul (kui kujutame ette, et Be(OH) 2 on hape H 2 BeO 2)

Be(OH)2 + 2NaOH (kontsentreeritud kuum) = Na 2 BeO 2 + 2H 2 O.

berüllaat Na

Kõrgematele oksüdatsiooniastmetele vastavate kõrvalrühmade elementide hüdroksiididel on enamasti happelised omadused: näiteks Mn 2 O 7 - HMnO 4; CrO 3 – H 2 CrO 4. Madalamaid oksiide ja hüdroksiide iseloomustab põhiomaduste ülekaal: CrO – Cr(OH) 2; МnО – Mn(OH)2; FeO – Fe(OH)2. Vaheühenditel, mis vastavad oksüdatsiooniastmetele +3 ja +4, on sageli amfoteersed omadused: Cr 2 O 3 – Cr(OH) 3; Fe2О3 – Fe(OH)3. Illustreerime seda mustrit kroomiühendite näitel (tabel 9).

Tabel 9 – Oksiidide ja neile vastavate hüdroksiidide olemuse sõltuvus elemendi oksüdatsiooniastmest

Koostoime hapetega viib soola moodustumiseni, milles kroomi element on katiooni kujul:

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

Cr(III)sulfaat

Koostoime alustega põhjustab soola moodustumist mis kroomi element on osa anioonist:

Cr(OH)3 + 3NaOH = Na3 + 3H2O.

Na heksahüdroksokromaat (III)

Tsinkoksiid ja hüdroksiid ZnO, Zn(OH) 2 on tavaliselt amfoteersed ühendid, Zn(OH) 2 lahustub kergesti hapete ja leeliste lahustes.

Koostoime hapetega viib soola moodustumiseni, milles element tsink on katiooni kujul:

Zn(OH)2 + 2HC1 = ZnCl2 + 2H2O.

Koostoime alustega viib soola moodustumiseni, milles element tsink on osa anioonist. Leelistega suhtlemisel lahendustes moodustuvad tetrahüdroksütsinaadid, sulandumise ajal- tsinkaadid:

Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2.

Või sulatamisel:

Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2ZnO2 + 2H2O.

Tsinkhüdroksiidi valmistatakse sarnaselt alumiiniumhüdroksiidiga.

Alused, amfoteersed hüdroksiidid

Alused on keerulised ained, mis koosnevad metalliaatomitest ja ühest või mitmest hüdroksüülrühmast (-OH). Üldvalem Me +y (OH) y, kus y on hüdroksorühmade arv, mis võrdub metalli Me oksüdatsiooniastmega. Tabelis on näidatud aluste klassifikatsioon.

Leeliste, leelis- ja leelismuldmetallide hüdroksiidide omadused

1. Leeliste vesilahused on katsudes seebised, muudavad indikaatorite värvi: lakmus - sisse Sinine värv, fenoolftaleiin - karmiinpunaseks.

2. Vesilahused dissotsieeruvad:

3. Suhelge hapetega, astudes vahetusreaktsiooni:

Polühappealused võivad anda keskmisi ja aluselisi sooli:

4. Reageerida happeliste oksiididega, moodustades keskkonda ja happelisi sooli, sõltuvalt sellele oksiidile vastava happe aluselisusest:

5. Suhelge amfoteersete oksiidide ja hüdroksiididega:

a) sulandumine:

b) lahendustes:

6. Kui tekib sade või gaas, toimige koos vees lahustuvate sooladega:

Lahustumatud alused (Cr(OH) 2, Mn(OH) 2 jne) interakteeruvad hapetega ja lagunevad kuumutamisel:

Amfoteersed hüdroksiidid

Amfoteersed ühendid on ühendid, mis olenevalt tingimustest võivad olla nii vesiniku katioonide doonorid ja avaldada happelisi omadusi kui ka nende aktseptorid, st omada aluselisi omadusi.

Amfoteersete ühendite keemilised omadused

1. Suheldes tugevate hapetega, on neil põhilised omadused:

Zn(OH)2 + 2HCl = ZnCl2 + 2H2O

2. Suheldes leelistega – tugevate alustega, on neil happelised omadused:

Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2 ( komplekssool)

Al(OH)3 + NaOH = Na ( komplekssool)

Kompleksühendid on need, milles doonor-aktseptor mehhanismi kaudu moodustub vähemalt üks kovalentne side.

Üldine aluste valmistamise meetod põhineb vahetusreaktsioonidel, mille abil on võimalik saada nii lahustumatuid kui ka lahustuvaid aluseid.

CuSO 4 + 2KOH = Cu(OH) 2 ↓ + K 2 SO 4

K 2 CO 3 + Ba(OH) 2 = 2 KOH + BaCO 3 ↓

Kui selle meetodiga saadakse lahustuvad alused, sadestub lahustumatu sool.

Amfoteersete omadustega vees lahustumatute aluste valmistamisel tuleks vältida liigset leelist, kuna amfoteerne alus võib lahustuda, näiteks:

AlCl3 + 4KOH = K[Al(OH)4] + 3KCl

Sellistel juhtudel kasutatakse hüdroksiidide saamiseks ammooniumhüdroksiidi, milles amfoteersed hüdroksiidid ei lahustu:

AlCl 3 + 3NH 3 + ZH 2 O = Al(OH) 3 ↓ + 3NH 4 Cl

Hõbeda ja elavhõbeda hüdroksiidid lagunevad nii kergesti, et vahetusreaktsiooni teel sadestuvad hüdroksiidide asemel oksiidid:

2AgNO 3 + 2KOH = Ag 2 O↓ + H 2 O + 2KNO 3

Tööstuses saadakse leelised tavaliselt kloriidide vesilahuste elektrolüüsil.

2NaCl + 2H2O → ϟ → 2NaOH + H2 + Cl2

Leelisi võib saada ka leelis- ja leelismuldmetallide või nende oksiidide reageerimisel veega.

2Li + 2H2O = 2LiOH + H2

SrO + H2O = Sr(OH)2

Happed

Happed on keerulised ained, mille molekulid koosnevad vesinikuaatomitest, mida saab asendada metalliaatomite ja happejääkidega. Normaalsetes tingimustes võivad happed olla tahked (fosfor-H 3 PO 4; räni H 2 SiO 3) ja vedelad (puhtal kujul on väävelhape H 2 SO 4 vedelik).

Gaasid nagu vesinikkloriid HCl, vesinikbromiid HBr, vesiniksulfiid H 2 S moodustavad vesilahustes vastavad happed. Iga happemolekuli dissotsiatsiooni käigus moodustunud vesinikioonide arv määrab happejäägi (aniooni) laengu ja happe aluselisuse.

Vastavalt hapete ja aluste protolüütiline teooria, Taani keemik Brønsted ja inglise keemik Lowry samaaegselt välja pakkunud hape on aine lahkuminek selle reaktsiooniga prootonid, A alus- aine, mis suudab prootoneid vastu võtta.

hape → alus + H +

Selliste ideede põhjal on selge ammoniaagi põhiomadused, mis tänu üksiku elektronpaari olemasolule lämmastikuaatomi juures võtab hapetega interakteerudes tõhusalt vastu prootoni, moodustades doonor-aktseptor sideme kaudu ammooniumiooni.

HNO 3 + NH 3 ⇆ NH 4 + + NO 3 —

happe alus happe alus

Hapete ja aluste üldisem määratlus pakkus välja Ameerika keemik G. Lewis. Ta väitis, et happe-aluse interaktsioonid on täielikult olemas ei pruugi tekkida prootonite ülekandmisel. Hapete ja aluste määramisel Lewise järgi on peamine roll selles keemilised reaktsioonid antakse elektronide paarid

Nimetatakse katioone, anioone või neutraalseid molekule, mis suudavad vastu võtta üht või mitut elektronide paari Lewise happed.

Näiteks alumiiniumfluoriid AlF 3 on hape, kuna see on võimeline ammoniaagiga suhtlemisel vastu võtma elektronpaari.

AlF 3 + :NH 3 ⇆ :

Katioone, anioone või neutraalseid molekule, mis on võimelised loovutama elektronpaare, nimetatakse Lewise alusteks (ammoniaak on alus).

Lewise definitsioon hõlmab kõiki happe-aluse protsesse, mida varem pakutud teooriates käsitleti. Tabelis võrreldakse praegu kasutatavaid hapete ja aluste määratlusi.

Hapete nomenklatuur

Kuna hapete määratlusi on erinevaid, on nende klassifikatsioon ja nomenklatuur üsna meelevaldsed.

Vesilahuses elimineeruvate vesinikuaatomite arvu järgi jagatakse happed: ühealuseline(nt HF, HNO 2), kahealuseline(H2CO3, H2SO4) ja tribasic(H3PO4).

Happe koostise järgi jagunevad need hapnikuvaba(HCl, H2S) ja hapnikku sisaldav(HClO 4, HNO 3).

Tavaliselt hapnikku sisaldavate hapete nimetused on tuletatud mittemetalli nimest, millele on lisatud lõpud -kai, -vaya, kui mittemetalli oksüdatsiooniaste on võrdne rühmaarvuga. Oksüdatsiooniastme vähenedes muutuvad järelliited (metalli oksüdatsiooniastme vähenemise järjekorras): -läbipaistmatu, roostes, -oviš:

Kui arvestada vesinik-mittemetalli sideme polaarsust perioodis, saame selle sideme polaarsuse kergesti seostada elemendi positsiooniga perioodilises tabelis. Metalliaatomitest, mis kaotavad kergesti valentselektrone, võtavad vesinikuaatomid need elektronid vastu, moodustades stabiilse kaheelektronilise kesta nagu heeliumi aatomi kest ja annavad ioonseid metallhüdriide.

Perioodilise tabeli III-IV rühmade elementide vesinikuühendites moodustavad boor, alumiinium, süsinik ja räni kovalentseid, nõrgalt polaarseid sidemeid vesinikuaatomitega, mis ei ole dissotsiatsioonile kalduvad. V-VII rühmade elementidele Perioodilisustabel perioodi jooksul suureneb mittemetall-vesiniksideme polaarsus koos aatomi laenguga, kuid laengute jaotus tekkivas dipoolis on erinev kui elektrone loovutama kalduvate elementide vesinikühendites. Mittemetalliaatomid, mis vajavad elektronkihi täielikuks täitmiseks mitut elektroni, tõmbavad (polariseerivad) paari siduvaid elektrone, mida tugevamalt, seda suurem on tuumalaeng. Seetõttu muutuvad seerias CH 4 - NH 3 - H 2 O - HF või SiH 4 - PH 3 - H 2 S - HCl sidemed vesinikuaatomitega, jäädes kovalentseks, oma olemuselt polaarsemaks ja vesinikuaatom element-vesiniksideme dipool muutub elektropositiivsemaks. Kui polaarsed molekulid satuvad polaarsesse lahustisse, võib toimuda elektrolüütilise dissotsiatsiooni protsess.

Arutleme hapnikku sisaldavate hapete käitumise üle vesilahustes. Nendel hapetel on H-O-E side ja loomulikult mõjutavad H-O-sideme polaarsust O-E ühendus. Seetõttu dissotsieeruvad need happed reeglina kergemini kui vesi.

H 2 SO 3 + H 2 O ⇆ H 3 O + + HSO 3

HNO 3 + H 2 O ⇆ H 3 O + + NO 3

Vaatame mõnda näidet hapnikku sisaldavate hapete omadused, moodustunud elementidest, mis on võimelised avalduma erineval määral oksüdatsioon. On teada, et hüpokloorhape HClO väga nõrk kloorhape HClO 2 samuti nõrk, kuid tugevam kui hüpokloorne, hüpokloorhape HClO 3 tugev. Perkloorhape HClO 4 on üks kõige tugevam anorgaanilised happed.

Happeliseks dissotsiatsiooniks (koos H-iooni elimineerimisega) on vajalik O-H sideme lõhustamine. Kuidas seletada selle sideme tugevuse vähenemist sarjas HClO - HClO 2 - HClO 3 - HClO 4? Selles seerias suureneb tsentraalse klooriaatomiga seotud hapnikuaatomite arv. Iga kord, kui moodustub uus hapnik-kloori side, tõmmatakse elektrontihedus klooriaatomist ja seega ka O-Cl üksiksidemest. Selle tulemusena lahkub elektrontihedus osaliselt O-H sidemest, mis seetõttu nõrgeneb.

See muster - happeliste omaduste tugevdamine koos keskse aatomi oksüdatsiooniastme suurenemisega - iseloomulik mitte ainult kloorile, vaid ka teistele elementidele. Näiteks lämmastikhape HNO 3, milles lämmastiku oksüdatsiooniaste on +5, on tugevam kui lämmastikhape HNO 2 (lämmastiku oksüdatsiooniaste on +3); väävelhape H 2 SO 4 (S +6) on tugevam kui väävelhape H 2 SO 3 (S +4).

Hapete saamine

1. Saab saada hapnikuvabu happeid mittemetallide otsesel kombineerimisel vesinikuga.

H2 + Cl2 → 2HCl,

H 2 + S ⇆ H 2 S

2. Võib saada mõningaid hapnikku sisaldavaid happeid happeoksiidide koostoime veega.

3. Saab nii hapnikuvabu kui ka hapnikku sisaldavaid happeid metaboolsete reaktsioonide kaudu soolade ja teiste hapete vahel.

BaBr 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2НВr

CuSO 4 + H 2 S = H 2 SO 4 + CuS↓

FeS + H 2 SO 4 (pa zb) = H 2 S + FeSO 4

NaCl (T) + H2SO4 (konts.) = HCl + NaHS04

AgNO 3 + HCl = AgCl↓ + HNO 3

CaCO 3 + 2HBr = CaBr 2 + CO 2 + H 2 O

4. Mõnda hapet on võimalik saada kasutades redoksreaktsioonid.

H 2 O 2 + SO 2 = H 2 SO 4

3P + 5HNO3 + 2H2O = ZN3PO4 + 5NO2

Hapu maitse, mõju indikaatoritele, elektrijuhtivus, koostoime metallide, aluseliste ja amfoteersete oksiidide, aluste ja sooladega, estrite moodustumine alkoholidega – need omadused on omased anorgaanilistele ja orgaanilistele hapetele.

reaktsioone saab jagada kahte tüüpi:

1) on levinud Sest happed reaktsioonid on seotud hüdroniumiooni H 3 O + moodustumisega vesilahustes;

2) spetsiifiline(st iseloomulikud) reaktsioonid spetsiifilised happed.

Vesinikuioon võib siseneda redoks reaktsioon, redutseerimine vesinikuks, samuti liitreaktsioonis negatiivselt laetud või neutraalsete osakestega, millel on üksikud elektronide paarid, s.t. happe-aluse reaktsioonid.

Hapete üldised omadused hõlmavad hapete reaktsioone metallidega pingereas kuni vesinikuni, näiteks:

Zn + 2Н + = Zn 2+ + Н 2

Happe-aluse reaktsioonid hõlmavad reaktsioone aluseliste oksiidide ja alustega, samuti vaheühendite, aluseliste ja mõnikord happeliste sooladega.

2CO3 + 4HBr = 2CuBr2 + CO2 + 3H2O

Mg(HCO 3) 2 + 2HCl = MgCl 2 + 2CO 2 + 2H 2 O

2KHSO3 + H2SO4 = K2SO4 + 2SO2 + 2H2O

Pange tähele, et mitmealuselised happed dissotsieeruvad järk-järgult ja igal järgneval etapil on dissotsiatsioon keerulisem, seetõttu tekivad happe liia korral enamasti happelised soolad, mitte keskmised.

Ca 3 (PO 4) 2 + 4H 3 PO 4 = 3Ca (H 2 PO 4) 2

Na2S + H3PO4 = Na2HPO4 + H2S

NaOH + H 3 PO 4 = NaH 2 PO 4 + H 2 O

KOH + H 2 S = KHS + H 2 O

Esmapilgul võib happesoolade moodustumine tunduda üllatav ühealuseline vesinikfluoriidhape. Seda asjaolu saab aga seletada. Erinevalt kõigist teistest vesinikhalogeniidhapetest on lahustes olev vesinikfluoriidhape osaliselt polümeriseerunud (vesiniksidemete moodustumise tõttu) ja selles võib esineda mitmesuguseid osakesi (HF) X, nimelt H 2 F 2, H 3 F 3 jne.

Happe-aluse tasakaalu erijuhtum - hapete ja aluste reaktsioonid indikaatoritega, mis muudavad nende värvi sõltuvalt lahuse happesusest. Indikaatoreid kasutatakse kvalitatiivses analüüsis hapete ja aluste tuvastamiseks lahendustes.

Kõige sagedamini kasutatavad näitajad on lakmus(V neutraalne keskkond lilla, V hapu - punane, V aluseline - sinine), metüüloranž(V hapu keskkond punane, V neutraalne - oranž, V aluseline - kollane), fenoolftaleiin(V väga aluseline keskkond vaarika punane, V neutraalne ja happeline - värvitu).

Spetsiifilised omadused mitmesugused happed võib olla kahte tüüpi: esiteks reaktsioonid, mis viivad moodustumiseni lahustumatud soolad, ja teiseks, redokstransformatsioonid. Kui H + iooni olemasoluga seotud reaktsioonid on ühised kõikidele hapetele (kvalitatiivsed reaktsioonid hapete tuvastamiseks), kasutatakse üksikute hapete kvalitatiivsete reaktsioonidena spetsiifilisi reaktsioone:

Ag + + Cl - = AgCl (valge sade)

Ba 2+ + SO 4 2- = BaSO 4 (valge sade)

3Ag + + PO 4 3 - = Ag 3 PO 4 (kollane sade)

Mõned hapete spetsiifilised reaktsioonid on tingitud nende redoks-omadustest.

Anoksiidhappeid vesilahuses saab ainult oksüdeerida.

2KMnO4 + 16HCl = 5Сl 2 + 2КСl + 2МnСl 2 + 8Н 2 O

H 2 S + Br 2 = S + 2НВг

Hapnikku sisaldavaid happeid saab oksüdeerida ainult siis, kui nende keskne aatom on madalamas või keskmises oksüdatsiooniastmes, nagu näiteks väävelhappes:

H 2 SO 3 + Cl 2 + H 2 O = H 2 SO 4 + 2 HCl

Paljud hapnikku sisaldavad happed, mille keskaatomil on maksimaalne oksüdatsiooniaste (S +6, N +5, Cr +6), omavad tugevaid oksüdeerivaid aineid. Kontsentreeritud H 2 SO 4 on tugev oksüdeerija.

Cu + 2H 2 SO 4 (konts.) = CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O

Pb + 4HNO 3 = Pb(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

C + 2H 2SO 4 (konts.) = CO 2 + 2SO 2 + 2H 2 O

Tuleks meeles pidada, et:

• Happelahused reageerivad metallidega, mis on elektrokeemilises pingereas vesinikust vasakul, alludes mitmetele tingimustele, millest olulisim on reaktsiooni tulemusena lahustuva soola moodustumine. HNO 3 ja H 2 SO 4 (konts.) interaktsioon metallidega kulgeb erinevalt.

Kontsentreeritud väävelhape külmas passiveerib alumiiniumi, rauda ja kroomi.

• Vees dissotsieeruvad happed vesinikkatioonideks ja happejääkide anioonideks, näiteks:

• Anorgaanilised ja orgaanilised happed reageerivad aluseliste ja amfoteersete oksiididega tingimusel, et moodustub lahustuv sool:

• Mõlemad happed reageerivad alustega. Polüaluselised happed võivad moodustada nii vahe- kui ka happesooli (need on neutraliseerimisreaktsioonid):

• Hapete ja soolade vaheline reaktsioon toimub ainult siis, kui tekib sade või gaas:

H 3 PO 4 koostoime lubjakiviga peatub, kuna pinnale tekib viimane lahustumatu Ca 3 (PO 4) 2 sade.

Lämmastik-HNO 3 ja kontsentreeritud väävel-H 2 SO 4 (konts.) hapete omaduste iseärasused tulenevad asjaolust, et nende interaktsioonis lihtainetega (metallid ja mittemetallid) ei ole oksüdeerijateks H + katioonid. , vaid nitraadi- ja sulfaadiioonid. On loogiline eeldada, et selliste reaktsioonide tulemusena ei moodustu mitte vesinik H2, vaid saadakse muid aineid: tingimata sool ja vesi, samuti üks nitraadi- või sulfaadiioonide redutseerimisproduktidest, sõltuvalt kontsentratsioonist. hapetest, metalli asukoht pingereas ja reaktsioonitingimused (temperatuur, metalli jahvatusaste jne).

Need HNO 3 ja H 2 SO 4 (konts.) keemilise käitumise tunnused illustreerivad selgelt teooria teesi. keemiline struktuur aatomite vastastikusest mõjust ainete molekulides.

Sageli aetakse segi mõisted volatiilsus ja stabiilsus (stabiilsus). Lenduvad happed on happed, mille molekulid lähevad kergesti gaasilisse olekusse, st aurustuvad. Näiteks, vesinikkloriidhape on lenduv, kuid stabiilne stabiilne hape. Ebastabiilsete hapete lenduvust on võimatu hinnata. Näiteks mittelenduv, lahustumatu ränihape laguneb veeks ja SiO 2 -ks. Vesinikkloriid-, lämmastik-, väävel-, fosfor- ja paljude teiste hapete vesilahused on värvitud. Vesilahus kroomhape H 2 CrO 4 on kollase värvusega, mangaanhape HMnO 4 on karmiinpunane.

Võrdlusmaterjal testi sooritamiseks:

Mendelejevi tabel

Lahustuvuse tabel