tärkein › nivelrikko › Amfoteeriset ominaisuudet osoittavat oksidi ja hydroksidi. Amfoteeriset hydroksidit - kaksoisluonteiset aineet

Amfoteeriset ominaisuudet osoittavat oksidi ja hydroksidi. Amfoteeriset hydroksidit - kaksoisluonteiset aineet

1) Reaktioissa happojen kanssa näillä yhdisteillä on emäksisiä ominaisuuksia, kuten tavallisilla emäksillä:

Al (OH) 3 + 3HCl → AlCl3 + 3H20; Zn (OH) 2 + H2S04 → ZnS04 + 2H20.

2) Reaktioissa emästen kanssa amfoteerisilla hydroksidilla on happamia ominaisuuksia ja ne muodostavat suoloja. Tässä tapauksessa amfoteerinen metalli on osa happoanionia. Amfoteeriset metallit voivat muodostaa erilaisia \u200b\u200bhappojäännöksiä reaktio-olosuhteista riippuen:

Vesiliuoksessa:

Al (OH) 3 + 3NaOH → Na3; Zn (OH) 2 + 2NaOH → Na2,

Kiinnitettäessä kiintoaineita:

Al (OH) 3 + NaOH → NaA1O2 + 2H20; Zn (OH) 2 + 2NaOH → Na2 ZnO2 + 2H20

oksidit

Oksidit ovat aineita, jotka koostuvat kahdesta elementistä, joista toinen on happi, joka on hapetustilassa -2. Ominaisuuksiensa perusteella ne jaetaan emäksisiin, amfoteerisiin ja happoihin.

Emäksiset oksidit -nämä ovat metallioksideja, joilla on emäksisiä ominaisuuksia. Näitä ovat useimmat metallioksidit, joiden hapetusolosuhteet ovat +1 ja +2.

Amfoteeriset oksidit- olosuhteista riippuen niillä voi olla emäksisiä tai happamia ominaisuuksia. Näitä ovat useimpien metallien oksidit, joiden hapetustila on +3 ja +4, samoin kuin eräät metallioksidit, joiden hapetustila on +2, esimerkiksi Al203, Cr203, ZnO, BeO.

Happooksidit- Nämä ovat ei-metallioksideja ja metallioksideja, joissa metallin hapetustila on +5 ja korkeampi. Näillä oksideilla on happamia ominaisuuksia ja ne muodostavat happoja.

Emäksisten oksidien ominaisuudet

1) Emäksiset oksidit reagoivat veden kanssa, jos muodostuu liukoista hydroksidia:

CaO + H20 → Ca (OH) 2; Na20 + H20 → 2NaOH.

2) Emäksiset oksidit voivat reagoida happooksidien kanssa:

CaO + SO 3 → CaSO 4; Na 2 O + CO 2 → Na 2 CO 3.

3) Emäksiset oksidit reagoivat happojen kanssa:

MgO + 2HCl → MgCl2 + H20; Na20 + 2HN03 → 2NaN03 + H20.

Amfoteeristen oksidien ominaisuudet

1) Ne reagoivat happojen kanssa, kuten tavalliset emäksiset oksidit:

AI203 + 6HCl → 2AlCl3 + 3H20; ZnO + H2S04 → ZnSO4 + 2H20.

2) Reaktioissa emästen kanssa niillä on happamia ominaisuuksia ja ne muodostavat samat happamat anionit kuin amfoteeriset hydroksidit:

Al203 + 6NaOH + 3H20 → 2Na3;

ZnO + 2NaOH + H20 → Na2.

Kiinnitettäessä kiintoaineita:

Al203 + 2NaOH → 2NaAlO 2 + H20; ZnO + 2NaOH → Na2 ZnO2 + H20.

Happooksidien ominaisuudet

1) Reagoi vedellä, jos saadaan liukoista happoa:

S03 + H20 → H2S04; P 2 O 5 + 3H 2 O → 2H 3 PO 4.

2) Happoksidit voivat reagoida emäksisten oksidien kanssa:

S03 + MgO → CaS04; CO 2 + CaO → CaCO 3.

3) Happoksidit reagoivat emästen kanssa:

S03 + NaOH → Na2S04 + H20; CO 2 + Ca (OH) 2 → CaCO 3 + H20.

suolat

suolat- nämä ovat aineita primaarisen dissosioitumisen aikana, joista ei muodostu H + - ioneja eikä OH - ioneja. Nämä ovat happojen ja emästen vuorovaikutuksen tuotteita.

Esimerkiksi: NaCl \u003d Na + + Cl-;

Ca (HCO3) 2 \u003d Ca2 + + 2HC03-;

AlOH (NO 3) 2 \u003d AlOH 2+ + 2N03 -

Keskisuolat koostuvat anioneista ja kationeista, jotka eivät sisällä H + ja OH - esimerkiksi: Na2S04 - natriumsulfaatti, CaCO3 - kalsiumkarbonaatti. Happosuolat sisältävät vetykationin H +, esimerkiksi: NaHC03 - natriumbikarbonaatti. Emässuolat sisältävät OH-anionia, esimerkiksi (CaOH) 2C03 - kalsiumhydroksikarbonaattia.

Kaikkien suolojen kemiallisille ominaisuuksille on ominaista metaboliset reaktiot.

1) Suolat voivat reagoida happojen kanssa:

a) Vahva happo syrjäyttää heikon hapon suolasta.

Na2Si03 + 2HCl → 2NaCl + H2Si03 ↓.

b) Polybasiinihappo voi reagoida keskisuolansa kanssa muodostaen happamia suoloja.

Na2C03 + H2C03 → 2NaHC03; CuSO 4 + H 2SO 4 → Cu (HSO 4) 2.

2) Liukenevat suolat voivat reagoida liukoisten emästen kanssa, jos reaktio johtaa liukenemattomaan aineeseen:

2NaOH + CuSO 4 → Cu (OH) 2 + + Na2S04;

Ba (OH) 2 + Na2S04 → BaSO4 + + 2NaOH.

3) Kaksi liukoista suolaa voivat reagoida keskenään, jos reaktio johtaa liukenemattomaan aineeseen:

NaCl + AgN03 → NaN03 + AgCl ↓.

4) Suolat voivat reagoida metallien kanssa. Näissä reaktioissa aktiivinen metalli syrjäyttää vähemmän aktiivisen suolansa.

Aihe: Yhdisteiden pääluokat, niiden ominaisuudet ja tyypilliset reaktiot

Oppitunti: amfoteeriset hydroksidit

Kreikan kielestä sana "amfoteros" käännetään "yhdeksi ja toiseksi". Amfoteerisuus on aineen happamien ja emäksisten ominaisuuksien kaksinaisuus. Amfoteerisia kutsutaan hydroksideiksi, joilla olosuhteista riippuen voi olla sekä happamia että emäksisiä ominaisuuksia.

Esimerkki amfoteerisesta hydroksidista on sinkkihydroksidi. Tämän hydroksidin kaava emäksisessä muodossa on Zn (OH) 2. Mutta on mahdollista kirjoittaa hapan muodossa oleva sinkkihydroksidin kaava asettamalla vetyatomit ensin, kuten epäorgaanisten happojen kaavoissa: H2ZnO2 (kuva 1). Sitten ZnO2 2- on happotähde, jonka varaus on 2.

Kuva 1. Sinkkihydroksidikaavat

Amfoteerisen hydroksidin erityispiirre on, että siinä O - H ja Zn - O - sidoksen lujuudet eroavat vähän. Tästä johtuen ominaisuuksien kaksinaisuus. Reaktioissa happojen kanssa, jotka ovat valmiita antamaan vetykationeja, sinkkihydroksidi on edullista hajottaa Zn-O-sidos, jolloin saadaan OH-ryhmä ja se toimii emäksenä. Tällaisten reaktioiden seurauksena muodostuu suoloja, joissa sinkki on kationi, siksi niitä kutsutaan kationisen tyyppisiksi suoloiksi:

Zn (OH) 2 + 2HCl \u003d ZnCl2 + 2H20

(Perus)

Reaktioissa emästen kanssa sinkkihydroksidi toimii hapana, vapauttaen vetyä. Tässä tapauksessa muodostuu anionisen tyyppisiä suoloja (sinkki on osa happojäännöstä - sinaattianioni). Esimerkiksi sulatettaessa sinkkihydroksidia kiinteällä natriumhydroksidilla muodostuu Na2ZnO2 - anionityyppisen natriumsinkkaatin keskimääräinen suola:

H2ZnO2 + 2NaOH (TB.) \u003d Na2ZnO2 + 2H20

(Acid)

Kun ne ovat vuorovaikutuksessa alkalisten liuosten kanssa, amfoteeriset hydroksidit muodostavat liukoisia kompleksisuoloja. Esimerkiksi sinkkihydroksidin vuorovaikutuksessa natriumhydroksidiliuoksen kanssa muodostuu natriumtetrahydroksotsinaattia:

Zn (OH) 2 + 2NaOH \u003d Na2

2- on monimutkainen anioni, joka suljetaan yleensä hakasulkeisiin.

Sinkin hydroksidin amfoteerisuus johtuu siten sinkki-ionien olemassaolon mahdollisuudesta sekä kationien että anionien vesiliuoksessa. Näiden ionien koostumus riippuu väliaineen happamuudesta. Emäksisessä ympäristössä ZnO 2-anionit ovat stabiileja, ja happamassa ympäristössä Zn2 + -kationit ovat stabiileja.

Amfoteeriset hydroksidit ovat veteen liukenemattomia aineita, ja kuumentuessaan ne hajoavat metallioksidiksi ja veteen:

Zn (OH) 2 \u003d ZnO + H20

2Fe (OH) 3 \u003d Fe203 + 3H20

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

Metallin hapetustilan hydroksidissa ja oksidissa tulisi olla sama.

Amfoteeriset hydroksidit ovat veteen liukenemattomia yhdisteitä, joten niitä voidaan saada vaihtoreaktiolla siirtymämetallisuolan ja alkalin liuoksen välillä. Esimerkiksi alumiinihydroksidia muodostuu alumiinikloridin ja natriumhydroksidiliuoksen vuorovaikutuksessa:

AlCl3 + 3NaOH \u003d Al (OH) 3 + 3NaCl

Kun nämä liuokset sulautuvat, muodostuu valkoinen, geelimäinen sakka alumiinihydroksidista (kuva 2).

Mutta samaan aikaan ylimäärää alkalia ei voida sallia, koska amfoteeriset hydroksidit liukenevat alkaliin. Siksi alkalin sijasta on parempi käyttää ammoniakin vesiliuosta. Tämä on heikko emäs, jossa alumiinihydroksidi ei liukene. Kun alumiinikloridi on vuorovaikutuksessa ammoniakin vesiliuoksen kanssa, muodostuu alumiinihydroksidia ja ammoniumkloridia:

AlCl3 + 3NH3. H20 \u003d Al (OH) 3 '+ 3NH4CI

Kuva 2. Alumiinihydroksidin saostumisen muodostuminen

Viitteet

Novoshinsky I.I., Novoshinsky N.S. Chemistry. Oppikirja luokalle 10 yleinen vahvistettu. Profiilitaso. - M .: OOO TID Venäjän sana - RS, 2008. (54 §)
Kuznetsova N. E., Litvinova T. N., Levkin A. N. Kemia: Luokka 11: Oppikirja opiskelijoille yleensä. vahvistettu. (profiilitaso): 2 tunnissa, osa 2. Moskova: Ventana-Graf, 2008. (s. 110-111)
Radetsky A.M. Kemia. Didaktinen materiaali. 10-11 luokkaa. - M .: Koulutus, 2011.
Khomchenko I. D. Kemian tehtävien ja harjoitusten lukio lukion varten. - M .: RIA "Uusi aalto": Kustantaja Umerenkov, 2008.

Esimerkki amfoteerisesta hydroksidista on sinkkihydroksidi. Tämän hydroksidin kaava emäksisessä muodossa on Zn (OH) 2. Mutta on mahdollista kirjoittaa sinkkihydroksidikaava happamaan muotoon asettamalla vetyatomeja ensin, kuten epäorgaanisten happojen kaavoissa: H2ZnO2 (kuva 1). Sitten ZnO22- on happotähde, jonka varaus on 2.

Kuva 1. Sinkkihydroksidikaavat

Zn (OH) 2 + 2HCl \u003d ZnCl2 + 2H20 (emäs)

Reaktioissa emästen kanssa sinkkihydroksidi toimii hapana, vapauttaen vetyä. Tässä tapauksessa muodostuu anionisen tyyppisiä suoloja (sinkki on osa happojäännöstä - sinaattianioni). Esimerkiksi sinkkihydroksidin fuusioinnin aikana kiinteällä natriumhydroksidilla muodostuu Na2ZnO2 - anionityyppisen natriumsinkkaatin keskimääräinen suola:

H2ZnO2 + 2NaOH (TB.) \u003d Na2ZnO2 + 2H2O (happo)

Zn (OH) 2 + 2NaOH \u003d Na2

2- on monimutkainen anioni, joka suljetaan yleensä hakasulkeisiin.

Sinkin hydroksidin amfoteerisuus johtuu siten sinkki-ionien olemassaolon mahdollisuudesta sekä kationien että anionien vesiliuoksessa. Näiden ionien koostumus riippuu väliaineen happamuudesta. ZnO22– anionit ovat stabiileja alkalisessa väliaineessa ja Zn2 + -kationit ovat stabiileja happamassa väliaineessa.

Amfoteeriset hydroksidit ovat veteen liukenemattomia aineita, ja kuumentuessaan ne hajoavat metallioksidiksi ja veteen:

Zn (OH) 2 \u003d ZnO + H20

2Fe (OH) 3 \u003d Fe203 + 3H20

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

Metallin hapetustilan hydroksidissa ja oksidissa tulisi olla sama.

AlCl3 + 3NaOH \u003d Al (OH) 3 + 3NaCl

Kun nämä liuokset sulautuvat, muodostuu valkoinen, geelimäinen sakka alumiinihydroksidista (kuva 2).

AlCl3 + 3NH3. H20 \u003d Al (OH) 3 + + 3NH4CI

Kuva 2. Alumiinihydroksidin saostumisen muodostuminen

Amfoteeriset hydroksidit muodostuvat siirtymävaiheen kemiallisista elementeistä ja niillä on kaksoisominaisuudet, ts. Ne ovat sekä happea että emästä. Saadaan ja vahvistetaan alumiinihydroksidin amfoteerinen luonne.

Saamme in vitro saostuman alumiinihydroksidista. Lisää tämä lisää pieni määrä alkaliliuosta (natriumhydroksidia) alumiinisulfaattiliuokseen, kunnes sakkaa tulee esiin (kuva 1). Huomaa: tässä vaiheessa alkalin ei tulisi olla yli. Tuloksena oleva valkoinen sakka on alumiinihydroksidia:

Al2 (SO4) 3 + 6NaOH \u003d 2Al (OH) 3 + + 3Na2SO4

Seuraavaa koetta varten jaamme saatu sakka kahteen osaan. Sen osoittamiseksi, että alumiinihydroksidilla on happoominaisuuksia, on tarpeen suorittaa sen reaktio alkalien kanssa. Ja päinvastoin, alumiinihydroksidin emäksisten ominaisuuksien osoittamiseksi sekoita se hapolla. Yhdessä koeputkessa, jossa on alumiinihydroksidisaostetta, lisäämme alkaliliuosta - natriumhydroksidia (tällä kertaa otetaan ylimäärä alkalia). Sakka liukenee. Reaktion tuloksena muodostuu kompleksi suola - natriumhydroksoaluminaatti:

Al (OH) 3 + NaOH \u003d Na

Lisää toiseen sedimenttiä sisältävään koeputkeen suolahapon liuos. Myös sakka liukenee. Tämä tarkoittaa, että alumiinihydroksidi reagoi paitsi alkalin, myös hapon kanssa, ts. Sillä on amfoteerisiä ominaisuuksia. Tässä tapauksessa tapahtuu vaihtoreaktio, alumiinikloridia ja vettä muodostuu:

Kokemus nro 3. Natriumvuorovaikutus suolahapon ja hiilidioksidin kanssa

Natlisäämme tipoittain laimennettua suolahappoliuosta. Tarkkailemme alumiinihydroksidin saostumista ja sen myöhempää liukenemista:

Na + HCI \u003d Al (OH) 3 + + NaCl + H20

Al (OH) 3 + 3HCl \u003d AlCl3 + 3H20

Natriumtetrahydroksoaluminaatti on epästabiili ja tuhoutuu happamassa ympäristössä. Katsotaan, tuhoaako kompleksi heikko hiilihappo.

Hiilidioksidi kulkee natriumtetrahydroksoaluminaatin liuoksen läpi. Hiilidioksidia puolestaan \u200b\u200bsaadaan marmorin ja suolahapon välisellä reaktiolla. Jonkin ajan kuluttua muodostuu suspensio alumiiniin liukenemattomalle alumiinihydroksidille, joka ei katoa siirrettäessä edelleen hiilidioksidia.

Na + CO2 \u003d Al (OH) 3 + + NaHC03

Toisin sanoen ylimäärä hiilidioksidia ei liukena alumiinihydroksidia.

lähteet

http://www.youtube.com/watch?t\u003d146&v\u003dEQO8iViXb1s

http://www.youtube.com/watch?t\u003d6&v\u003d85N0v3cQ-lI

esityksen lähde - http://ppt4web.ru/khimija/amfoternye-oksidy-i-gidroksidy.html

http://interneturok.ru/ru/school/chemistry/11-klass

Hydroksidien ja oksidien amfoterisuus (ominaisuuksien kaksinaisuus) monet elementit ilmenevät kahden tyyppisten suolojen muodostumisesta niiden avulla. Esimerkiksi hydroksidille ja alumiinioksidille:

a) 2Al (OH) 3 + 3SO3 \u003d Al2 (S04) 3 + 3H20

Al2O3 + 3H2SO4 \u003d Al2 (SO4) 3 + 3H20

b) 2Al (OH) 3 + Na2O \u003d 2NaAlO2 + 3H20 (sulassa)

Al2O3 + 2NaOH (t) \u003d 2NaAlO2 + H20 (sulassa)

Reaktioissa (a) Al (OH) 3: lla ja A203: lla on emäksisten hydroksidien ja oksidien ominaisuuksia, ts. Ne, kuten alkalit, reagoivat happojen ja happooksidien kanssa muodostaen suolan, jossa alumiini on Al3 + -kationi.

Päinvastoin, reaktioissa (b) Al (OH) 3 ja Al2О3 suorittavat happohydroksidien ja -oksidien funktion muodostaen suolan, jossa alumiiniatomi AlIII on osa anionia (happojäännös) AlО2−.

Alumiinielementillä itsessään on metalli- ja ei-metalliominaisuudet näissä yhdisteissä. Siksi alumiini on amfoteerinen elementti.

A-ryhmien elementeillä - Be, Ga, Ge, Sn, Pb, Sb, Bi ja muilla - on myös samanlaisia \u200b\u200bominaisuuksia, kuten myös useimmissa B-ryhmien elementeissä - Cr, Mn, Fe, Zn, Cd ja muut.

Esimerkiksi sinkin amfoteerisuus osoitetaan sellaisilla reaktioilla:

a) Zn (OH) 2 + N205 \u003d Zn (NO3) 2 + H20

ZnO + 2HN03 \u003d Zn (NO3) 2 + H20

b) Zn (OH) 2 + Na20 \u003d Na2ZnO2 + H20

ZnO + 2NaOH (t) \u003d Na2ZnO2 + H20

Jos amfoteerisella elementillä on useita hapetustiloja yhdisteissä, amfoteeriset ominaisuudet korostuvat voimakkaimmin välituotteen hapetustilaan.

Esimerkiksi kromilla on kolme hapetustilaa: + II, + III ja + VI. CrIII: n tapauksessa happamat ja emäksiset ominaisuudet ovat suunnilleen yhtä ilmeiset, kun taas CrII: ssa emäksiset ominaisuudet ovat vallitsevia, kun taas CrVI: ssä happamat ominaisuudet ovat:

CrII → CrO, Cr (OH) 2 → CrSO4

CrIII → Cr203, Cr (OH) 3 → Cr2 (SO4) 3 tai KCrO2

CrVI → CrO3, H2CrO4 → K2CrO4

Hyvin usein hapetustilassa olevien elementtien amfoteeriset hydroksidit + III esiintyvät myös meta-muodossa, esimerkiksi:

AlO (OH) - alumiinimetahydroksidi

FeO (OH) - raudan metahydroksidi (orto-muotoa "Fe (OH) 3" ei ole).

Amfoteeriset hydroksidit ovat käytännössä liukenemattomia veteen, sopivin tapa saada ne vesipitoisesta liuoksesta käyttäen heikkoa emäs - ammoniakkihydraattia:

Al (NO3) 3 + 3 (NH3 · H2O) \u003d Al (OH) 3 ↓ + 3NH4NO3 (20 ° C)

Al (NO3) 3 + 3 (NH3 · H2O) \u003d AlO (OH) ↓ + 3NH4NO3 + H20 (80 ° C)

Jos käytetään ylimäärää alkalia tämän tyyppisessä vaihtoreaktiossa, alumiinihydroksidi ei saostu, koska alumiini kulkee amfoteerisyydestään johtuen anioniin:

Al (OH) 3 (t) + OH- \u003d -

Esimerkkejä molekyyliyhtälöistä tämän tyyppisille reaktioille:

Al (NO3) 3 + 4NaOH (ylimäärä) \u003d Na + 3NaN03

ZnSO4 + 4NaOH (ylimäärä) \u003d Na2 + Na2SO4

Tuloksena saadut suolat ovat monimutkaisten yhdisteiden joukossa (kompleksisuolat): ne sisältävät kompleksisia anioneja - ja 2−. Näiden suolojen nimet ovat seuraavat:

Na - natriumtetrahydroksoaluminaatti

Na2 - natriumtetrahydroksotsinaatti

Alumiinin tai sinkkioksidien vuorovaikutuksen tuotteita kiinteiden alkalien kanssa kutsutaan eri tavoin:

NaAlO2 - natriumdioksoaluminaatti (III)

Na2ZnO2 - dioksiinisinaatin (II) natrium

Tämän tyyppisten kompleksisten suolojen liuosten happamaksi tekeminen johtaa monimutkaisten anionien tuhoutumiseen:

- → Al (OH) 3 → Al3 +

Esimerkiksi: 2Na + CO2 \u003d 2Al (OH) 3 + + NaHC03

Monille amfoteerisille elementeille hydroksidien tarkkaa kaavaa ei tunneta, koska hydratoituneet oksidit, esimerkiksi MnO2 · nH2O, Sb2O5 · nH2O, tippuvat vesiliuoksesta hydroksidien sijasta.

Vapaassa muodossa olevat amfoteeriset elementit ovat vuorovaikutuksessa sekä tyypillisten happojen että alkalien kanssa:

2Al + 3H2SO4 (haj.) \u003d Al2 (SO4) 3 + H2

2Al + 6H20 + 4NaOH (kons.) \u003d 2Na + 3H2

Molemmissa reaktioissa muodostuu suoloja, ja kyseinen elementti sisältyy kationiin yhdessä tapauksessa ja toisessa anioniin.

Alumiinihalogenidit normaaleissa olosuhteissa, väritön kiteinen

aineita. Alumiinihalogenidien sarjassa AlF3 on ominaisuuksiltaan hyvin erilainen

heidän kollegoistaan. Se on tulenkestävä, liukenee kemiallisesti veteen vähän

toimeton. Tärkein menetelmä AlF3: n tuottamiseksi perustuu vedettömän HF: n vaikutukseen

al2O3: lla tai Al: lla:

AI203 + 6HF \u003d 2AlF3 + 3H20

Alumiiniyhdisteet kloorin, bromin ja heikosti sulavan jodin kanssa, erittäin

reaktiivinen ja hyvin liukoinen paitsi veteen, myös moniin

orgaaniset liuottimet. vuorovaikutus alumiinihalogenidit vedellä

mukana merkittävä lämmön vapautuminen. Vesiliuoksessa ne ovat kaikki

erittäin hydrolysoitunut, mutta toisin kuin tyypilliset happohalogenidit

ei-metalleja, niiden hydrolyysi on epätäydellistä ja palautuvaa. Koska se on jo huomattavasti epävakaa

normaaleissa olosuhteissa AlCl3, AlBr3 ja AlI3 polttavat kosteassa ilmassa

(hydrolyysin takia). Ne voidaan saada suoraan vuorovaikutuksella.

yksinkertaiset aineet.

Kompleksit halogenidit (halogeenimetallit) sisältävät monimutkaisia \u200b\u200banioneja, joissa halogeeniatomit ovat esimerkiksi ligandeja. kaliumheksaklooriplatinaatti (IV) K2, natriumheptafluorotantalaatti (V) Na, litiumheksafluoriarsenaatti (V) Li. Naib. Tavanomainen lämpö. fluori, oksofluori ja kloorimetalaatit omaavat stabiilisuuden. Sidosten luonteen mukaan ioniyhdisteet ovat lähellä komplekseja halogenideja. kationeilla NF4 +, N2F3 +, C1F2 +, XeF + jne.

Monille halogenideille on ominaista assosiaatio ja polymeroituminen neste- ja kaasufaasissa siltojen muodostumisen kanssa. Naib. alttiita tähän ovat ryhmien I ja II metallien halogenidit, A1C13, pentafluoridit Sb ja siirtymämetallit, koostumuksen MOF4 oksofluoridit. Tunnetut halogenidit metalli-metallisidoksella, esim. Hg2Cl2.

Fluoridit eroavat sv-sinissä huomattavasti muista halogenideista. Yksinkertaisissa halogenideissa nämä erot ovat kuitenkin vähemmän ilmeisiä kuin itse halogeeneissä, ja kompleksisissa halogenideissa ne ovat heikompia kuin yksinkertaisissa.

Monet kovalenttiset halogenidit (erityisesti fluoridit) ovat vahvoja Lewis-ryhmiä, esim. AsF5, SbF5, BF3, A1C13. Fluoridit ovat osa superahappoja. Esimerkiksi metallit ja H2 pelkistävät korkeampia halogenideja:

Ryhmien V-VIII metallihalogenidit, paitsi Cr ja Mn, pelkistetään H2: lla metalleiksi, esimerkiksi: WF6 + 3H2 -\u003e W + 6HF

Monet kovalenttiset ja ioniset metallihalogenidit vuorovaikutuksessa toistensa kanssa muodostaen kompleksisia halogenideja, esimerkiksi: KC1 + TaC15 -\u003e K [TaC16]

Kevyemmät halogeenit voivat syrjäyttää raskaammat halogeeneista. Happi voi hapettaa halogenideja vapauttamalla C12, Br2 ja I2. Yksi kovalenttisten halogenidien ominaisalueista on vuorovaikutus. vedellä (hydrolyysi) tai sen höyryllä kuumennettaessa. (pyrohydrolyysi), joka johtaa oksidien, hydroksin tai

oksohalogenidit, hydroksidit ja vetyhalogenidit. Poikkeuksia ovat CF4, CC14 ja SF6, jotka kestävät vesihöyryä korkeissa lämpötiloissa.

Halidit saadaan suoraan alkuaineista, vuorovaikutuksesta. vetyhalogenidi tai vetyhalogenidi-to-t elementtien, oksidien, hydroksidien tai suolojen kanssa, samoin kuin vaihto-pionit.

Halideja käytetään laajasti tekniikassa lähtöaineina halogeenien, alkalien ja maa-alkalimetallien tuotantoon. metallit lasien ja muiden inorgojen komponenteina. aineita; he ovat toisiaan. tuotteet harvinaisten ja tiettyjen ei-rautametallien, U, Si, Ge jne. tuotannossa

Luonnossa halogenidit muodostavat erilliset mineraaliluokat, joissa on fluorideja (esim. Fluoriitti, kryoliittimineraalit) ja klorideja (sylvin, karnalliitti) .Bromi ja jodi ovat osa tiettyjä mineraaleja isomorfisten epäpuhtauksien muodossa. Merkittäviä määriä halogenideja löytyy merien ja valtamerten vedestä, suolasta ja maanalaisesta suolavedellä. Jotkut halogenidit, esim. NaCl, K. C1, CaC12 ovat osa eläviä organismeja.

cryolite(muista kreikkalaisista. κρύος - frost + λίθος - stone) - harvinainen mineraali luonnollisten fluoridien luokasta, natriumheksafluorialuminaatti Na3. Se kiteytyy monokliinisessä syngoniassa; ristikkäiset kiteet ja kaksoislevyt ovat harvinaisia. Muodostaa yleensä värittömiä, valkoisia tai harmaita kiteisiä klustereita lasikiilloituksen kanssa, ja ne sisältävät usein kvartsia, sideriittiä, pyritiä, galenaa, kalkopyriittiä, kolumbiittiä, kasaseriittia. Mahdollista väritystä orgaanisten aineiden epäpuhtauksilla.

Tällä hetkellä kehitetyt menetelmät keinotekoisen kryoliitin saaminen. Keinotekoisesti saatu alumiinifluoridin vuorovaikutuksessa natriumfluoridin kanssa, samoin kuin fluorivetyhapon vaikutuksella alumiinihydroksidiin soodan läsnä ollessa. Sitä käytetään alumiinin elektrolyyttisessä tuotannossa, fluorivetyhapon, lasin ja emalien valmistuksessa.

Alum.Alumiini on ryhmänimi ME (SO4) 2-koostumuksen kaksoissuoloille. 12H2O, jossa M on kalium K, rubidium Rb, cesium Cs, ammonium NH4 ja E on alumiini Al, kromi Cr, rauta Fe ja muut hapetustilassa (+ III) olevat elementit, jotka antavat trichardekationeja suolojen dissosioitumisen yhteydessä.

Alumiini liukenee hyvin veteen, niiden vesiliuoksilla on hydrolyysistä johtuva supistava, hapan maku ja hapan reaktio, esimerkiksi:

3+ + H20<<здесь знак обратимости >\u003e 2+ + H3O +

Kuumennettaessa aluna sulaa ensin niiden sisältämässä vedessä, ja sitten tämä vesi häviää muodostaen vedettömiä suoloja. Lisäkuumennus muuttaa alunan metallioksidiseokseksi. Alumium-kaliumaluna voidaan saada muuttamalla puhdistetun alumiinisulfaatin valmistusprosessia. Ensin keitetään rikkihapon kanssa kaoliini. Rikkihapon neutraloinnin lopussa reaktoriin lisätään natriumsulfaattia natriumalunan tuotannon perusteella. Viimeksi mainitut ovat korkean liukoisuutensa vuoksi liuoksessa. Sen jälkeen kun liuos on laimennettu tiheyteen 1,33 g / cm3, se erotetaan piidioksidisaostumasta, jäähdytetään ja sekoitetaan kyllästetyn kaliumkloridiliuoksen kanssa. Samaan aikaan alumiini-kaliumaluna saostuu huonosti liukenevana alhaisessa lämpötilassa. Alumiini-kaliumalunakiteiden erottamisen jälkeen liuenneet epäpuhtaudet jäävät emäliuokseen - rautayhdisteisiin ja natriumkloridiin 89.

Hydrolysointiprosessissa hydratoidut alumiini-ionit menettävät protoneja muodostaen peräkkäisiä hydro-okso-komplekseja. Kun viimeinen neutraali kompleksi menettää vettä, muodostuu liukenematonta hydroksidia A1 (OH) 3.

Kompleksit ionit [A1 (H20) 5OH] 2+ ja [A1 (H20) 4 (OH) 2] + jäävät liuokseen, kun taas hydroksidi A1 (OH) 3 saostuu heti muodostumisensa jälkeen. Saostuminen tapahtuu, kun pH on\u003e 3. Aluksi alumiinihydroksidin muodostumiseen hydrolyysi etenee muodostuneiden protonien neutraloinnin olosuhteissa, esimerkiksi alkalilla.

Syvä hydrolyysi alumiinisulfaattisuoloja käytetään laajasti juoma- ja jätevesien käsittelyyn. Hydrolyysin aikana vapautuva hydroksonium reagoi bikarbonaattien Н30 + + НС03 \u003d С02 + 2Н20 kanssa, joita esiintyy yleensä vedessä. Tässä tapauksessa hydrolyysin lopputuotteet ovat kolloidinen alumiinihydroksidi ja hiilidioksidi.

Koaguloiden alumiinihydroksidin soolia, saadaan tilava gelatiinimainen saostuma, joka vangitsee suspendoituneet hiukkaset ja bakteerit ja kuljettaa ne kannen pohjaan. Vedenkäsittelyyn tarvittavan alumiinisulfaatin kulutus riippuu vedessä olevien epäpuhtauksien koostumuksesta ja määrästä. Alumiinisulfaatin annokset luonnollisten vesien ja jätevesien esikäsittelyä varten ovat välillä 3 - 15 mg / l A1203: n mukaan, ja yhdyskuntajätevesien fysikaalis-kemiallisessa käsittelyssä saavuttavat 30-50 mg / l A1203: n mukaan. Alumiinisulfaatin käytön tulisi varmistaa riittävän suuren hiutalemassan muodostuminen, joka on välttämätöntä siinä olevien epäpuhtauksien poistamiseksi vedestä. Liuoksen pH tulisi alentaa arvoon 6,5 - 7,6, mikä vastaa alumiinihydroksidin minimiliukoisuutta veteen. Korkeammassa tai matalammassa pH: ssa osa alumiinista pysyy veteen liuenneessa tilassa. Vesillä, joilla on alhainen alkalisuus, kun bikarbonaattien pitoisuus on riittämätöntä vapautuneen hapon neutraloimiseksi, hydrolyysiprosessi ei saavuta loppua pH: n voimakkaan laskun takia. Emäksisyyden lisäämiseksi suorita hydrolyysiprosessi loppuun ja vähennä veteen liuenneen alumiinin pitoisuutta, kalkki ja sooda johdetaan samanaikaisesti koagulantin kanssa.

Jos hydrolyysin aikana kertyneiden protonien neutralointia ei suoriteta, hydrolyysiprosessi hidastuu, mikä johtaa hydrolyyttisen tasapainon alkamiseen, jolle voidaan karakterisoida hydrolyysin aste ja vakio. hydrolyysi alumiinisulfaatin liuokset, joka on A12 (804) 3: n sulfaatti-ionien korvausreaktio veden dissosioitumisen seurauksena muodostuvien OH-ionien kanssa, voidaan esittää yleisesti yhtälöllä

2A13 + + (3 - - | -) EOG + aOH "+ helvetti ^ ACCESSOUR - ^ EOG + helvetti,

missä a on korvaamisen aste ja perusteellisuus.

Tämä yhtälö osoittaa, että OH-ionien konsentraatiolla liuoksessa, ts. Veden dissosioitumisasteella, on ratkaiseva vaikutus siirtymiseen oikealle. Kuten tiedetään, heikon emäksen ja vahvan hapon suolojen kanssa hydrolyysiaste k liittyy hydrolyysivakioon A-, suolakonsentraatioon (s, mol "l), veden ioniseen tuotteeseen ky ja emäksen dissosiaatiovakioon ky seuraavalla suhteella:

/ g \u003d UKC \u003d UKIc.

Jos A- muuttuu vähän lämpötilan mukana, Ksh kasvaa merkittävästi, mikä aiheuttaa hydrolyysiasteen merkittävän nousun lämpötilan noustessa.

N. I. Eremin laski saatujen kokeellisten tietojen perusteella yhtälöt liuoksen hydrolyysiasteen riippuvuudesta lämpötilasta ja konsentraatiosta

alumiinisulfaatille:

1k \u003d - 2,23 + 0,05s + 0,0036t7 + 18 TC, ammoniumalunalle:

18 L \u003d -1,19 + 0,29s + 0,0016G + 18ugSH kaliumalunalle:

\\ yk \u003d - 1,17 + 0,29 s + 0,00167 + 18 uutta,

natriumaluna:

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

Kuten näistä yhtälöistä voidaan nähdä, konsentraation vaikutus alun hydrolyysiasteeseen on merkittävämpi kuin alumiinisulfaatin.

Bor. Boorin saaminen. Kemialliset ominaisuudet. Boorin diagonaalinen samankaltaisuus piin kanssa. Boorihydridit. Diboraani. Kemiallisen sidoksen ominaisuudet diboraanimolekyylissä. Boorihalidit. Boorihappiyhdisteet. Boorioksidi ja boorihapot. Borax. Boorihapon saaminen. Borosilikaattilasit. Boorietyylieetteri.

boori- elementti kolmestatoista ryhmästä (vanhentuneen luokituksen mukaan - kolmannen ryhmän pääryhmä), kemiallisten alkuaineiden jaksollisen järjestelmän toinen jakso, jonka atominumero on 5. Se on merkitty symbolilla B (lat. Borum). Vapaassa tilassa boori on väritön, harmaa tai punainen kiteinen tai tumma amorfinen aine. Yli 10 boorin allotrooppista modifikaatiota tunnetaan, joiden muodostuminen ja keskinäiset muutokset määräytyvät lämpötilan perusteella, jossa boori saatiin

Getting.Puhdas boori saadaan vetyboorien pyrolyysillä. Tällaista booria käytetään puolijohdemateriaalien ja hienokemikaalisten synteesien tuotantoon.

Metallotermimenetelmä (yleensä magnesium- tai natriumpelkistys):

Booribromidin lämpöhajoaminen kuumalla (1000 - 1200 ° C) volframilangalla vedyn läsnä ollessa (Van Arkelin menetelmä):

Fysikaaliset ominaisuudet. Erittäin kiinteä (vain toinen timantista, boorinitridistä (borazon), boorikarbidista, boori-hiili-piiseoksesta, skandium-titaanikarbidista). Sillä on hauraus ja puolijohdeominaisuudet (leveä rako

semiconductor). Boorin vetolujuus on suurin - 5,7 GPa

Luonteeltaan boori on kahden isotoopin 10B (20%) ja 11B (80%) muodossa.

10B: llä on erittäin korkea absorptioprofiili termisillä neutroneilla, joten boorihapon 10B: tä käytetään ydinreaktoreissa reaktiivisuuden kontrolloimiseksi.

Kemialliset ominaisuudet. Boori-ionit värittävät liekin vihreänä.

Ei-metalliboori muistuttaa monissa fysikaalisissa ja kemiallisissa ominaisuuksissa piitä.

Kemiallisesti boori on melko inertti ja huoneenlämpötilassa vuorovaikutuksessa vain fluorin kanssa:

Kuumennettaessa boori reagoi muiden halogeenien kanssa muodostaen trihalogenideja, typen kanssa se muodostaa boorinitridi BN, fosfori-BP-fosfidi, erilaisten koostumusten hiili-karbidien (B4C, B12C3, B13C2) kanssa. Kun happea tai ilmaa lämmitetään, boori palaa suurella määrällä lämpöä ja muodostuu B2O3-oksidia:

Boori ei ole suoraan vuorovaikutuksessa vedyn kanssa, vaikka tunnetaan melko suuri määrä erilaisista koostumuksista boorivetyä (boraaneja), jotka saadaan käsittelemällä alkali- tai maa-alkalimetallien borideja hapolla:

Voimakkaalla lämmityksellä boorilla on vähentäviä ominaisuuksia. Se pystyy esimerkiksi palauttamaan piin tai fosforin niiden oksideista:

Tämä boorin ominaisuus voidaan selittää boorioksidissa B2O3 olevien kemiallisten sidosten erittäin suurella lujuudella.

Hapettimien puuttuessa boori kestää alkaliliuoksia. Kuumissa typpihappo-, rikkihappo- ja vesiregioissa boori liukenee boorihapoksi

Boorioksidi on tyypillinen happooksidi. Se reagoi veden kanssa muodostaen boorihappoa:

Boorihapon ollessa vuorovaikutuksessa alkalien kanssa, ei itse boorihapon suola - boraatit (sisältävät BO33-anionin), mutta esimerkiksi tetraboraatteja syntyy:

boori- puolijohde, diagonaalinen samankaltainen pii:

1) Molemmat ovat tulenkestäviä, kiinteitä puolijohteita. B - harmaa-musta, Si - harmaa.

I1 (B) \u003d 8,298 eV; I1 (Si) \u003d 8,151 eV. Molemmilla ei ole taipumusta kationin muodostumiseen.

2) Molemmat ovat kemiallisesti inerttejä (vaikka boori kuitenkin liukenee kuumiin hapettaviin happoihin. Molemmat liukenevat emäksisiin.

2B + KOH + 2H20 ® 2KBO2 + 3H2

Si + 2KOH + H2O®K2SiO3 + 2H2

3) Korkeissa lämpötiloissa ne reagoivat metallien kanssa muodostaen borideja ja silicideja - Ca3B2; Mg2Si - tulenkestäviä, sähköä johtavia yhdisteitä.

Boorihappiyhdisteet.B2O3 on happooksidi (myös SiO2) - molemmat ovat polymeerisiä, lasimaisia, vain B2O3 muodostaa tasaiset ritilät ja SiO2 - kolmiulotteiset rakenteet. Ero niiden välillä on siinä, että boorioksidi hydratoituu helposti, eikä hiekkaa (SiO2), kuten tiedetään, ole.

H3BO3 - ortoboorihappo.

H3BO3 "HBO2 + H2O-metaboraattihappo (100 ° C)

4HBO2 “H2B4O7 + H2tetraboorihappo (140 ° C) - heikko, molemmat CD

H2B4O7 “2B2O3 + H2O ovat käytännössä samat - ei happosuoloja

Ortoboorihappo on heikko, joskus sen dissosiaatio kirjoitetaan

B (OH) 3 + H20 "B (OH) 4 + H +

Muodostaa estereitä alkoholien kanssa: H3BO3 + 3CH3OH®B (OCH3) 3 + 3H2O

Ominaisuudet.Boori tunnetaan amorfisessa (ruskeassa) ja kiteisessä (mustassa) muodossa, joten pl. 2300 ° C, kp 3700 ° C, p \u003d 2,34 g / cm3. Boorikidehila on erittäin vahva, tämä käy ilmi sen korkeasta kovuudesta, matalasta entropiasta ja korkeasta sulamispisteestä. Boorin puolijohde. Boorin ei-metallisuus luonne vastaa sen asemaa jaksollisessa järjestelmässä - berylliumin ja hiilen välillä ja diagonaalisesti piin vieressä. Siksi boorilla on samankaltaisuus paitsi alumiinin, myös piin kanssa. Asemastaan \u200b\u200bseuraa myös, että booriyhdisteiden typen kanssa tulisi olla hiilessä samanlaisia \u200b\u200bkuin elektroninen rakenne ja ominaisuudet.

2BH3 (g) - B2H6 (g);

delta G \u003d - 126 kJ

3NaBH4 + 4BF3 -\u003e 2В2Н6 + 3NaBF4

6H2 (g) + 2ВС13 (g) -\u003e В2Н6 (g) + 6НСl (g)

diboraani B2H6 on energinen pelkistävä aine; se itsestään syttyy ilmassa

B2N6 + 3O2 \u003d\u003e B2O3 + ZN20

Veden kanssa vuorovaikutuksessa vedyn vapautumisen kanssa;

B2H6 + 6H20 \u003d\u003e. 2H3BO3 + 6H2

Eetteriympäristössä B2H6 reagoi litiumhydridin kanssa muodostaen boorihydridiä

B2H6 + 2LiH \u003d\u003e 2LiBH4

Käytä useammin kuin Li, Na, joka on saatu reaktiolla -

4NaH + B (OCH3) 3 \u003d\u003e Na + 3NaОСН3

B2O3 + ЗС \u003d\u003e 2В + ЗСО

2B2O3 + P4O10 \u003d\u003e 4BPO4

H3BO3 + H20 \u003d\u003e [B (OH) 4] + H

H3BO3: n neutraloinnilla ei muodostu ortoboraatit jotka sisältävät ionia (BO3) 3-, mutta tetraboraattia Muiden polyborihappojen metaboraatit tai suolat:

4H3BO3 + 2NaOH \u003d\u003e Na2BO4 + 7H2O H3BO3 + NaOH \u003d\u003e NaBO2 + 2H2O

Boorioksidi B2O3 - boorihappoanhydridi, väritön, melko tulenkestävä lasinen tai kiteinen, katkeramakuinen, dielektrinen.

Lasimaisella boorioksidilla on kerrosrakenne (kerrosten välinen etäisyys on 0,185 nm); kerroksissa booriatomit sijaitsevat tasasivuisten kolmioiden BO3 (dB-O \u003d 0,145 nm) sisällä. Tämä modifikaatio sulaa lämpötila-alueella 325-450 ° C ja sen kovuus on korkea. Se saadaan kuumentamalla booria ilmassa 700 ° C: ssa tai dehydratoimalla ortoboorihappo. Kiteistä B2O3: ta, joka saadaan poistamalla vesi varovasti HBO2-metabolihaposta, esiintyy kahdessa modifikaatiossa: heksagonaalisella kidehilalla, joka muuttuu monokliiniseksi 400 ° C: n lämpötilassa ja 2200 MPa: ssa.

Teollisuudessa luonnollisista boraateista, jotka sulaavat soodalla, saat booraksia . Kun luonnollisia boorimineraaleja käsitellään rikkihapolla, boorihappo . Boorihaposta H3BO3 saadaan kalsinoimalla B2O3-oksidia, minkä jälkeen se tai booraksi pelkistetään aktiivisilla metalleilla (magnesium tai natrium) vapaaksi booriksi:

B2O3 + 3Mg \u003d 3MgO + 2B,

2Na2B4O7 + 3Na \u003d B + 7NaBO2.

Tässä tapauksessa muodostuu harmaa jauhe amorfinen boori. Erittäin puhdasta kiteistä booria voidaan saada uudelleenkiteyttämällä, mutta teollisuudessa se saadaan useimmiten sulan fluoriboraattien elektrolyysillä tai hajottamalla booribromidin BBr3 höyryt termisesti tantaalilangalla, joka on kuumennettu 1000-1500 ° C: seen vedyn läsnä ollessa:

2BBr3 + 3H2 \u003d 2B + 6HBr

Vetykrakkaus on myös mahdollista:

B4H10 \u003d 4B + 5H2.

Boorihappo (ortoboorihappo) on heikko happo, jonka kemiallinen kaava on H3BO3. Värittömällä kiteisellä aineella, joka on mautonta hiutaleina, on kerrostettu trikliininen hila, jossa happomolekyylit on kytketty vety sidoksilla tasaisiin kerroksiin, kerrokset on kytketty toisiinsa molekyylien välisillä sidoksilla (d \u003d 0,318 nm).

Metaboriinihappo (HBO2) on myös värittömiä kiteitä. Sitä on kolmessa versiossa: vakaisin γ-HBO2, jossa on kuutiomainen hila, β-HBO2, jossa on monokliininen hila, ja α-HBO2, jossa on rombinen hila.

Kuumennettaessa ortoboorihappo menettää vettä ja kulkeutuu ensin metaboliinihapoksi, sitten tetraboorihapoksi H2B4O7. Lisäkuumentamalla se dehydratoidaan boorihappoanhydridiksi.

Boorihapolla on erittäin heikkoja happamia ominaisuuksia.. Se liukenee suhteellisen vähän veteen. Sen happamia ominaisuuksia ei aiheuta H + -protonin poistaminen, vaan hydroksyylianionin lisääminen:

Ka \u003d 5,8 · 10-10 mol / l; pKa \u003d 9,24.

Useimmat muut hapot poistavat sen helposti suolojensa liuoksista. Sen suoloja, joita kutsutaan boraateiksi, tuotetaan yleensä erilaisista polyborihapoista, useimmiten tetraboorihaposta Н2В4О7, joka on paljon vahvempi happo kuin ortoboorihappo. Hyvin heikot merkit amfoteerisesta B (OH) 3 ilmenevät muodostaen epästabiilin boorihydrosulfaatin B (HSO4) 3.

Kun neutraloidaan ortoboorihappo emäksillä, vesipitoisissa liuoksissa ei muodostu (BO3) 3– -ionia sisältäviä ortoboraatteja, koska ortoboraatit hydrolysoituvat melkein kokonaan liian pienen muodostumisvakion [B (OH) 4] - vuoksi. Liuokseen muodostuu tetraboraatteja, muiden moniborihappojen metaboliitteja tai suoloja:

Ylimääräisiä emäksiä, ne voidaan muuttaa metaboliiteiksi:

Meta- ja tetraboraatit hydrolysoituvat, mutta vähemmässä määrin (reaktiot vastakkaiset annetulle).

Boraattien happamaksi tehdyissä vesiliuoksissa muodostuvat seuraavat tasapainot:

Boorihapon yleisin suola on nNa2B4O7 · 10H2O (tekninen nimi - booraks).

Kuumennettaessa boorihappo liuottaa metallioksidit muodostaen suoloja.

Alkoholien kanssa tiivistetyn rikkihapon läsnä ollessa muodostuu estereitä:

Borometyylieetterin B (OCH3) 3 muodostuminen on korkealaatuinen reaktio Н3ВО3: iin ja boorihappojen suoloihin; syttyessään borometyylieetteri palaa kauniilla kirkkaan vihreällä liekillä.

Borosilikaattilasi - lasi tavanomaisesta koostumuksesta, jossa rehun alkaliset komponentit korvataan boorioksidilla (B2O3). Tämä tarjoaa lisääntyneen kemiallisen kestävyyden ja alhaisen lämpölaajenemiskerroimen - jopa 3,3 · 10–6 20 ° C: n lämpötilassa parhaissa näytteissä. Borosilikaattilasissa se on hyvin pieni, vähemmän kuin kvartsilasissa (melkein 10 kertaa). Tämän ansiosta lasi ei voi halkeilla äkillisten lämpötilan muutosten aikana. Tämä johtuu siitä, että sitä käytetään palosuojana ja muissa tapauksissa, kun vaaditaan lämmönkestävyyttä.

käyttöArkielämässä, avotakkien, teekannujen valmistukseen. Sitä käytetään materiaalina laboratoriolasituotteille, samoin kuin kemianteollisuudelle ja muulle teollisuudelle, esimerkiksi lämpövoimalaitosten lämmönvaihtimen materiaaliksi. Käytetään myös halpojen kitaran diojen valmistukseen. Borosilikaattilasia voidaan käyttää myös pipettien valmistukseen blastomeeribiopsian ICSI: lle, joka suoritetaan implantaatiota edeltäväksi geneettiseksi diagnoosiksi käyttämällä biopsiasoluja geneettisenä materiaalina. Pipettivaihtoehtoja on 3, sisähalkaisija 4 - 7,5 um. Pipetin pituus on 60-75 mm ja viistekulma 30 °. Pipetit on tarkoitettu vain kertakäyttöön.

IVA-alaryhmän elementtien yleiset ominaisuudet. Atomien rakenne. Hapetustila. Luonnossa esiintyvyys ja muodot. Hiilen allotrooppiset muunnokset. Fysikaaliset ja kemialliset ominaisuudet. Lajikkeet mustaa grafiittia: koksi, puuhiili, noki.

IVA-ryhmän elementtien yleiset ominaisuudet Ryhmän IV pääryhmän elementteihin kuuluvat C, Si, Ge, Sn, Pv. Ulkoisen valenssitason elektroninen kaava on nS2np2, ts. Niissä on 4 valenssielektronia ja nämä ovat p-elementtejä, joten ne ovat ryhmän IV pääryhmässä. ││││ │ ↓ │ np nS Atomin perustilassa kaksi elektronia on pariksi muodostettu ja kaksi parittomia. Hiilen edellisessä elektronikuoressa on 2 elektronia, pii - 8 ja Ge, Sn, Pb - 18 elektronia. Siksi Ge, Sn ja Pb yhdistetään germaniumin alaryhmään (nämä ovat täydellisiä elektronisia analogeja). Tässä p-elementtien alaryhmässä, kuten muissa p-elementtien alaryhmissä, elementtien atomien ominaisuudet muuttuvat ajoittain.

Niinpä atomisäde kasvaa alaryhmässä ylhäältä alas, siis ionisaatioenergia pienenee, siksi kyky luovuttaa elektroneja kasvaa, ja taipumus täydentää ulkoinen elektronikuori oktettiksi pienenee jyrkästi, joten vähentävät ominaisuudet ja metalliominaisuudet kasvavat C: stä Pb: ksi, ja ei-metalliset ominaisuudet vähenevät. . Hiili ja pii ovat tyypillisiä ei-metalleja, Ge: llä on jo metallisia ominaisuuksia ja ulkonäöltään se muistuttaa metallia, vaikka se onkin puolijohde. Tinalla on jo metallisia ominaisuuksia, ja lyijy on tyypillinen metalli. Koska atomilla on 4 valenssielektronia, niiden yhdisteissä olevat atomit voivat osoittaa hapetustiloja minimistä (-4) maksimiin (+4), ja jopa S.O. ovat niille ominaisia: -4, 0, +2, +4; SO \u003d -4 on ominaista C: lle ja Si: lle metalleilla. Suhteen luonne muihin elementteihin. Hiili muodostaa vain kovalenttisia sidoksia, pii myös muodostaa pääasiassa kovalenttisia sidoksia. Tinaa ja lyijyä, erityisesti S.O. \u003d +2, sidoksen ioninen luonne on ominaisempi (esimerkiksi Pb (NO3) 2). Kovalenssin määrää atomin valenssirakenne. Hiiliatomilla on 4 valenssin orbitaalia ja suurin kovalenssi on 4. Muiden elementtien kohdalla kovalenssi voi olla enemmän kuin neljä, koska valenssin d-alitaso on olemassa (esimerkiksi H2). Hybridisaatio. Hybridisaation tyyppi määräytyy valenssin kiertorajojen tyypin ja lukumäärän mukaan. Hiilellä on vain S- ja p-valenssin kiertoradat, siksi se voi olla Sp (karbiini, CO2, CS2), Sp2 (grafiitti, bentseeni, COCl2), Sp3-hybridisaatio (CH4, timantti, CCl4). Piille tyypillisin Sp3 on hybridisaatio (SiO2, SiCl4), mutta sillä on valenssin d-alitaso, joten tapahtuu myös Sp3d2-hybridisaatio, esimerkiksi H2. Ryhmä IV PSE on keskellä D. Mendeleevin pöytää. Ei-metallien ominaisuuksien jyrkkä muutos metalleiksi on selvästi nähtävissä. Tarkastellaan erikseen hiiltä, \u200b\u200bsitten piitä, sitten germanium-alaryhmän elementtejä.

atomi (kreikkalaisista atomeista - jakamattomat) - kemiallisen alkuaineen yksisydämäinen jakamaton hiukkanen, aineen ominaisuuden kantaja. Aineet koostuvat atomista. Itse atomi koostuu positiivisesti varautuneesta ytimestä ja negatiivisesti varautuneesta elektronipilvestä. Yleensä atomi on sähköisesti neutraali. Atomin koko määritetään täysin sen elektronipilven koosta, koska ytimen koko on merkityksetön verrattuna elektronipilven kokoon. Ydin koostuu Z-positiivisesti varautuneista protoneista (protonivaraus vastaa +1 mielivaltaisissa yksiköissä) ja N-neutroneista, joissa ei ole varausta (protoneja ja neutroneja kutsutaan nukleoneiksi). Siten ydinvaraus määräytyy vain protonien lukumäärän perusteella ja on yhtä suuri kuin jaksollisen taulukon elementin järjestysluku. Ytimen positiivinen varaus kompensoidaan negatiivisesti varautuneilla elektroneilla (elektronivaraus -1 mielivaltaisissa yksiköissä), jotka muodostavat elektronipilven. Elektronien lukumäärä on yhtä suuri kuin protonien lukumäärä. Protonien ja neutronien massat ovat yhtä suuret (vastaavasti 1 ja 1 amu). Atomin massa määräytyy sen ytimen massan perusteella, koska elektronin massa on noin 1850 kertaa pienempi kuin protonin ja neutronin massa ja se otetaan harvoin huomioon laskelmissa. Neutronien lukumäärä voidaan tunnistaa atomin massan ja protonien lukumäärän (N \u003d A-Z) erotuksella. Kemiallisen elementin atomien tyyppiä, jonka ydin koostuu tiukasti määritellystä määrästä protoneja (Z) ja neutroneja (N), kutsutaan nuklidiksi.

Koska melkein koko massa on keskittynyt atomin ytimeen, mutta sen koko on vähäinen verrattuna atomin kokonaistilavuuteen, ydin hyväksytään ehdollisesti materiaalipisteeksi, joka lepää atomin keskellä, ja itse atomia pidetään elektronijärjestelmänä. Kemiallisessa reaktiossa atomin ydin ei vaikuta (paitsi ydinreaktioihin), samoin kuin sisäiset elektroniset tasot, mutta vain ulkoisen elektronikuoren elektronit ovat mukana. Tästä syystä on välttämätöntä tuntea elektronin ominaisuudet ja atomien elektronikuorien muodostumisen säännöt.

Hapetustila (oksidatiivinen lukumäärä, muodollinen varaus) on lisäedellytysmäärä hapettumis-, pelkistys- ja redox-reaktioiden prosessien kirjaamiseksi. Se osoittaa molekyylin yksittäisen atomin hapetustilan ja on vain kätevä menetelmä elektroninsiirron huomioon ottamiseksi: se ei ole molekyylin atomin todellinen varaus (katso # Perinteisyys).

Alkuaineiden hapettumisasteen esitykset ovat perusta ja niitä käytetään kemikaalien luokittelussa, niiden ominaisuuksien kuvauksessa, yhdisteiden kaavojen valmistuksessa ja niiden kansainvälisissä nimissä (nimikkeistö). Mutta sitä käytetään erityisen laajasti redox-reaktioiden tutkimuksessa.

Hapettumisasteen käsitettä käytetään usein epäorgaanisessa kemiassa valenssin käsitteen sijasta.

Atomin hapetustila on yhtä suuri kuin atomille osoitetun sähkövarauksen numeerinen arvo olettaen, että sidoksen suorittavat elektroniparit ovat täysin puolueellisempia kohti enemmän elektroonegatiivisia atomeja (ts. Olettamalla, että yhdiste koostuu vain ioneista).

Hapetustila vastaa elektronien lukumäärää, joka on kiinnitettävä positiiviseen ioniin sen palauttamiseksi neutraaliksi atomiksi, tai poistettava negatiivisesta ionista sen hapettamiseksi neutraaliksi atomiksi:

Al3 + + 3e− → Al

S2− → S + 2e− (S2− - 2e− → S)

hiili - aine, jolla on eniten [lähdettä ei ole määritelty 1528 päivässä] suurimmalla määrällä allotrooppisia muunnelmia (yli 8 on jo löydetty).

Allotrooppiset hiilimuutokset ominaisuuksiltaan ne eroavat radikaalimmin toisistaan \u200b\u200bpehmeästä kovaan, läpinäkymättömästä läpinäkyvään, hankaavasta voiteluaineeseen, edullisesta kalliin. Nämä allotroopit sisältävät hiilen (kivihiili, noki), nanofolun, kiteisten allotrooppien - nanoputkien, timanttien, fullereenien, grafiitin, lonsdaleiitin ja cerafiitin - amorfiset allotroopit.

Hiili-allotrooppien luokittelu atomien välisten kemiallisten sidosten luonteen perusteella:

Timantti (kuutio)

Lonsdaleit (kuusikulmainen timantti)

Fullereenit (C20 +)

nanoputkia

nanokuidut

astraaliruumis

Lasinen hiili

Valtavia nanoputkia

Sekalaiset sp3 / sp2-muodot:

Amorfinen hiili

Hiilinanopodit

Hiilinanoputki

Muut muodot: C1 - C2 - C3 - C8

hiili (kemiallinen symboli - C, lat. carboneum) - neljännentoista ryhmän kemiallinen elementti (vanhentuneen luokituksen mukaan - neljännen ryhmän pääryhmä

ryhmät), kemiallisten alkuaineiden jaksollisen järjestelmän 2. jakso. sarjanumero 6, atomimassa - 12.0107.

Fysikaaliset ominaisuudet.

Hiiltä esiintyy monissa allotrooppisissa muunnelmissa, joilla on hyvin erilaisia \u200b\u200bfysikaalisia ominaisuuksia. Erilaiset modifikaatiot johtuvat hiilen kyvystä muodostaa erityyppisiä kemiallisia sidoksia.

Videotunti 2: Amfoteeriset hydroksidit. kokeiluja

luento: Emästen ja amfoteeristen hydroksidien ominaiset kemialliset ominaisuudet

Hydroksidit ja niiden luokittelu

Kuten jo tiedät, emäkset muodostuvat metalliatomeista ja hydroksoryhmästä (OH -), joten niitä kutsutaan muuten hydroksideiksi. Emäksiä on useita luokituksia.

1. Veden suhteen ne jaetaan:

liukoinen,

liukenematonta.

Liukeneviin emäksiin kuuluvat alkali- ja maa-alkalimetallihydroksidit, minkä vuoksi niitä kutsutaan alkaliksi. Ammoniumhydroksidi voidaan sisällyttää myös tähän ryhmään, mutta toisin kuin edellinen, se on heikompi elektrolyytti. Muiden metallien muodostamat emäkset eivät liukene veteen. Vesipitoisessa liuoksessa olevat alkalit hajoavat täysin metallikationeiksi ja hydroksidi-anioneiksi - OH-ioneiksi. Esimerkiksi: NaOH → Na + + OH - .

2. Muiden kemikaalien kanssa tapahtuvan vuorovaikutuksen perusteella hydroksidit jaetaan:

emäksiset hydroksidit,

happohydroksidit (happea sisältävät hapot),

amfoteeriset hydroksidit.

Tämä jakautuminen riippuu metallikationin varauksesta. Kun kationin varaus on +1 tai +2, hydroksidilla on emäksisiä ominaisuuksia. Amfoteerisia emäksiä pidetään hydroksidina, joiden metallikationien varaus on yhtä suuri kuin +3 ja +4.

Mutta on olemassa useita poikkeuksia:

La (OH) 3, Bi (OH) 3, Tl (OH) 3-emäkset;

Olla (OH) 2, Sn (OH) 2, Pb (OH) 2, Zn (OH) 2, Ge (OH) 2 - amfoteeriset emäkset.

Emästen kemialliset ominaisuudet

Emäkset kykenevät reagoimaan happojen ja happooksidien kanssa. Vuorovaikutuksen aikana muodostuu suoloja ja vettä:

Ba (OH) 2 + CO 2 → BaCO 3 + H20;

KOH + HCl → KCl + H20.

Emäkset, ammoniumhydroksidi reagoivat aina suolaliuosten kanssa, vain jos muodostuu liukenemattomia emäksiä:

2KOH + FeCl2 → 2KCl + Fe (OH) 2;

6NH4OH + Al2 (S04) 3 → 2Al (OH) 3 + 3 (NH4) 2SO 4 .

Hapon reaktiota emäksen kanssa kutsutaan neutraloimiseksi. Tämän reaktion aikana H + -happokationit ja OH-emäsionit muodostavat vesimolekyylejä. Sen jälkeen liuoksen väliaine muuttuu neutraaliksi. Seurauksena lämmöntuotanto alkaa. Ratkaisuissa tämä johtaa nesteen asteittaiseen kuumenemiseen. Vahvojen liuosten tapauksessa lämpöä on enemmän kuin tarpeeksi, jotta neste kiehuu. On muistettava, että neutralointireaktio tapahtuu melko nopeasti.

Amfoteeristen hydroksidien kemialliset ominaisuudet

Amfoteeriset emäkset reagoivat sekä happojen että emästen kanssa. Vuorovaikutuksen aikana muodostuu suolaa ja vettä. Kun reaktio tapahtuu happojen kanssa, amfoteerisilla emäksillä on aina tyypillisten emästen ominaisuudet:

Cr (OH) 3 + 3HCl → CrCl3 + 3H20.

Reaktion aikana alkalien kanssa amfoteeriset emäkset kykenevät osoittamaan happojen ominaisuuksia. Fuusioprosessissa alkalien kanssa muodostuu suolaa ja vettä.

Suosittu luokassa: