Metode i svojstva proizvodnje amfoternih hidroksida. Amfoterni oksidi i hidroksidi: fizička i hemijska svojstva, priprema, primena

Sljedeći oksidi elemenata su amfoterni major podgrupe: BeO, A1 2 O 3, Ga 2 O 3, GeO 2, SnO, SnO 2, PbO, Sb 2 O 3, PoO 2. Amfoterni hidroksidi su sljedeći hidroksidi elemenata major podgrupe: 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.

Osnovni karakter oksida i hidroksida elemenata jedne podgrupe raste sa povećanjem serijski broj element (kada se porede oksidi i hidroksidi elemenata u istom oksidacionom stanju). Na primjer, N 2 O 3, P 2 O 3, As 2 O 3 su kiseli oksidi, Sb 2 O 3 je amfoterni oksid, Bi 2 O 3 je bazični oksid.

Razmotrimo amfoterna svojstva hidroksida na primjeru jedinjenja berilija i aluminija.

Aluminijum hidroksid pokazuje amfoterna svojstva, reaguje i sa bazama i sa kiselinama i formira dve serije soli:

1) kod kojih je element A1 u obliku katjona;

2A1 (OH) 3 + 6HC1 \u003d 2A1C1 3 + 6H 2 O A1 (OH) 3 + 3H + \u003d A1 3+ + 3H 2 O

U ovoj reakciji, A1(OH) 3 funkcionira kao baza, formirajući sol u kojoj je aluminij kation A1 3+;

2) u kojoj je element A1 dio anjona (aluminati).

A1 (OH) 3 + NaOH \u003d NaA1O 2 + 2H 2 O.

U ovoj reakciji, A1(OH) 3 djeluje kao kiselina, formirajući sol u kojoj je aluminij dio AlO 2 - anjona.

Formule rastvorenih aluminata su napisane na pojednostavljen način, a odnose se na proizvod koji nastaje tokom dehidratacije soli.

U hemijskoj literaturi mogu se naći različite formule jedinjenja nastalih rastvaranjem aluminijum hidroksida u lužini: NaA1O 2 (natrijum metaaluminat), Natrijum tetrahidroksoaluminat. Ove formule nisu u suprotnosti jedna s drugom, jer je njihova razlika povezana s različitim stupnjevima hidratacije ovih jedinjenja: NaA1O 2 2H 2 O je različit zapis Na. Kada se A1 (OH) 3 otopi u višku alkalija, nastaje natrijum tetrahidroksoaluminat:

A1 (OH) 3 + NaOH \u003d Na.

Tokom sinterovanja reagensa nastaje natrijum metaaluminat:

A1(OH) 3 + NaOH ==== NaA1O 2 + 2H 2 O.

Dakle, možemo reći da u vodenim rastvorima istovremeno postoje joni kao što su [A1 (OH) 4] - ili [A1 (OH) 4 (H 2 O) 2] - (za slučaj kada se jednačina reakcije sastavlja uzimajući uzimajući u obzir hidratne ljuske), a oznaka A1O 2 je pojednostavljena.

Zbog sposobnosti reakcije s alkalijama, aluminij hidroksid se u pravilu ne dobiva djelovanjem lužine na otopine aluminijevih soli, već se koristi otopina amonijaka:

A1 2 (SO 4) 3 + 6 NH 3 H 2 O \u003d 2A1 (OH) 3 + 3(NH 4) 2 SO 4.

Među hidroksidima elemenata drugog perioda, berilijum hidroksid pokazuje amfoterna svojstva (sama berilij pokazuje dijagonalnu sličnost sa aluminijumom).

sa kiselinama:

Be (OH) 2 + 2HC1 \u003d BeC1 2 + 2H 2 O.

Sa bazama:

Be (OH) 2 + 2NaOH \u003d Na 2 (natrijum tetrahidroksoberilat).

U pojednostavljenom obliku (ako Be (OH) 2 predstavimo kao kiselinu H 2 BeO 2)

Be (OH) 2 + 2NaOH (koncentrirano vruće) \u003d Na 2 BeO 2 + 2H 2 O.

berilat Na

Hidroksidi elemenata sekundarnih podgrupa, koji odgovaraju najvišim oksidacionim stanjima, najčešće imaju kisela svojstva: na primjer, Mn 2 O 7 - HMnO 4; CrO 3 - H 2 CrO 4. Za niže okside i hidrokside karakteristična je dominacija glavnih svojstava: CrO - Cr (OH) 2; MnO - Mn (OH) 2; FeO - Fe (OH) 2. Intermedijarna jedinjenja koja odgovaraju oksidacionim stanjima +3 i +4 često pokazuju amfoterna svojstva: Cr 2 O 3 - Cr (OH) 3; Fe 2 O 3 - Fe (OH) 3. Ovaj obrazac ilustrujemo na primeru jedinjenja hroma (tabela 9).

Tabela 9 - Zavisnost prirode oksida i njihovih odgovarajućih hidroksida od stepena oksidacije elementa

Interakcija s kiselinama dovodi do stvaranja soli u kojoj je element krom u obliku kationa:

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

Cr(III) sulfat

Reakcija sa bazama dovodi do stvaranja soli, u koji element hrom je dio anjona:

Cr (OH) 3 + 3NaOH \u003d Na 3 + 3H 2 O.

heksahidroksohromat(III) Na

Cink oksid i hidroksid ZnO, Zn(OH) 2 su tipično amfoterna jedinjenja, Zn(OH) 2 se lako rastvara u kiselim i alkalnim rastvorima.

Interakcija s kiselinama dovodi do stvaranja soli u kojoj je element cink u obliku kationa:

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

Interakcija sa bazama dovodi do stvaranja soli u kojoj je element cinka u anionu. Pri interakciji sa alkalijama u rješenjima nastaju tetrahidroksozinkati, kada se spoje- cinkati:

Zn(OH) 2 + 2NaOH \u003d Na 2.

Ili prilikom spajanja:

Zn (OH) 2 + 2NaOH \u003d Na 2 ZnO 2 + 2H 2 O.

Cink hidroksid se dobija slično kao aluminijum hidroksid.

Postoje tri glavne klase neorganskih hemijskih jedinjenja: oksidi, hidroksidi i soli. Prvi se dijele u dvije grupe: koji ne stvaraju soli (to uključuje ugljični monoksid, dušikov oksid, dušikov monoksid, itd.) i koji stvaraju soli, koji su, zauzvrat, bazični, kiseli i amfoterni. Hidroksidi se dijele na kiseline, baze i amfoterne. Soli su bazične, kisele, srednje i dvostruke. Amfoterni oksidi i hidroksidi će biti detaljnije opisani u nastavku.

Šta je amfoterno?

To je sposobnost neorganske hemikalije da pokaže i kisela i bazna svojstva, u zavisnosti od uslova reakcije. Supstance koje imaju ovu vrstu osobina mogu uključivati okside i hidrokside. Među prvima se mogu navesti oksid i dioksid kalaja, berilijuma, mangana, cinka, gvožđa (II), (III). Amfoterni hidroksidi su predstavljeni takvim supstancama: berilijum, aluminijum, gvožđe (II) hidroksid, gvožđe, aluminijum metahidroksid, titanijum dihidroksid. Najčešći i najčešće korišteni od gore navedenih spojeva su željezo i aluminij oksid, kao i hidroksidi ovih metala.

Hemijska svojstva amfoternih oksida

Amfoterni oksidi imaju svojstva kiselih i bazičnih jedinjenja. Kao kiseli, mogu stupiti u interakciju sa alkalijama. U ovoj vrsti reakcije nastaju sol i voda. Oni također ulaze u kemijsku reakciju s bazičnim oksidima. Pokazujući svoja osnovna svojstva, stupaju u interakciju s kiselinama, uslijed čega nastaju sol i voda, kao i sa kiselim oksidima, zbog kojih se može dobiti sol.

Primjeri jednadžbi reakcija koje uključuju amfoterne okside

AI 2 O 3 + 2KOH \u003d 2KAIO 2 + H 2 O - ova reakcija pokazuje kisela svojstva amfoternih oksida. 2AÍ 2 O 3 + 6Í = 4AÍSÍ 3 + 3N 2 O; AI 2 O 3 + 3CO 2 \u003d AI 2 (CO 3) 3 - ove jednadžbe služe kao primjer osnovnih kemijskih svojstava takvih oksida.

Hemijska svojstva amfoternih hidroksida

Oni su u stanju da uđu u hemijsku interakciju sa jakim kiselinama i alkalijama, a neke od njih i reaguju sa slabe kiseline. Svi oni, kada su izloženi visokim temperaturama, razlažu se na oksid i vodu. Kada amfoterni hidroksid reaguje sa kiselinom, nastaju so i voda. Svi takvi hidroksidi su netopivi u vodi, stoga mogu reagirati samo s otopinama određenih spojeva, ali ne i sa suhim tvarima.

Fizička svojstva amfoternih oksida, metode za njihovu pripremu i primjenu

Ferum oksid (II) je možda najčešći amfoterni oksid. Postoji nekoliko načina da ga dobijete. Široko se koristi u industriji. Drugi amfoterni oksidi se također koriste u mnogim industrijama, od metalurgije do prehrambene industrije.

Izgled, priprema i upotreba ferum (II) oksida

To je crna čvrsta materija. Njegova kristalna rešetka je slična onoj u jestivoj soli. U prirodi se može naći u obliku minerala vuestita.
Dato hemijsko jedinjenje dobiti četiri Različiti putevi. Prvo— redukcija željeznog oksida (ÍÍ) korištenjem ugljičnog monoksida. Istovremeno, miješanjem iste količine ove dvije tvari, možete dobiti dva dijela željeznog oksida (II) i jedan dio ugljičnog dioksida. Druga metoda dobijanje - interakcija gvožđa sa njegovim oksidima, na primer, ferum (ÍÍ) oksidom, pri čemu se ne stvaraju nusproizvodi.

Međutim, za takvu reakciju potrebno je stvoriti uslove u vidu visoke temperature - 900-1000 stepeni Celzijusa. Treći način- reakcija između željeza i kisika, u ovom slučaju nastaje samo željezni oksid (II). Za izvođenje ovog procesa također će biti potrebno zagrijavanje polaznih materijala. Četvrta metoda prijem je željezni oksalat. Za takvu reakciju potrebna je visoka temperatura kao i vakuum. Kao rezultat, formiraju se ferum (II) oksid, ugljični dioksid i ugljični monoksid u omjeru 1:1:1. Iz navedenog možemo zaključiti da je najjednostavniji i ne zahtijeva posebne uvjete prva metoda za dobivanje ove tvari. Gvozdeni oksid (II) se koristi za topljenje gvožđa, takođe je jedan od sastojaka nekih boja, a koristi se i u procesu crnjenja čelika.

Gvozdeni oksid (III)

To nije ništa manje uobičajen amfoterni oksid od gore opisanog. U normalnim uslovima, to je crveno-braon čvrsta supstanca. U prirodi se može naći u obliku minerala hematita koji se koristi u proizvodnji nakita. U industriji se ova tvar široko koristi: koristi se za bojenje nekih građevinski materijal, kao što su cigla, ploče za popločavanje, itd., u proizvodnji boja, uključujući štampu, i emajla. Također, predmetna supstanca služi kao boja za hranu pod nazivom E172. U hemijskoj industriji koristi se u proizvodnji amonijaka kao katalizator.

Aluminijum oksid

Amfoterni oksidi takođe uključuju aluminijum oksid u svoju listu. Ova supstanca u normalnim uslovima ima čvrsto stanje. Boja ovog oksida je bijela. U prirodi se dio može naći u obliku glinice, kao i safira i rubina. Uglavnom se koristi u hemijskoj industriji kao katalizator. Ali se također koristi u proizvodnji keramike.

cink oksid

Ovo hemijsko jedinjenje je takođe amfoterno. To je bezbojna čvrsta supstanca koja se ne rastvara u vodi. Dobija se uglavnom razgradnjom raznih jedinjenja cinka. Na primjer, njegov nitrat. Time se oslobađaju cink oksid, dušikov dioksid i kisik. Ovu supstancu možete dobiti i razgradnjom cink karbonata. Takvom reakcijom se osim željenog spoja i oslobađa ugljen-dioksid. Također je moguće razgraditi cink hidroksid na njegov oksid i vodu. Da bi se izvršila sva tri gore navedena procesa potrebno je izlaganje visokoj temperaturi. Cink oksid se koristi u raznim industrijama, na primjer, u kemijskoj (kao katalizator) za proizvodnju stakla, u medicini za liječenje oštećenja kože.

berilijum oksid

Dobija se uglavnom termičkom razgradnjom hidroksida ovog elementa. Ovo takođe proizvodi vodu. Ima izgled bezbojne čvrste supstance. Ovaj oksid nalazi svoju primjenu u raznim industrijama kao materijal otporan na toplinu.

Tin oxide

Tamne je boje, ima čvrsto stanje u normalnim uslovima. Moguće ga je dobiti, kao i mnoge druge amfoterne okside, razlaganjem njegovog hidroksida. Kao rezultat, nastaje dotična supstanca i voda. To također zahtijeva izlaganje visokim temperaturama. Ovo jedinjenje se koristi u hemijskoj industriji kao redukciono sredstvo u redoks reakcijama, rjeđe se koristi kao katalizator.

Osobine, priprema i upotreba amfoternih hidroksida

Amfoterni hidroksidi se ne koriste manje od oksida. Zbog svog raznovrsnog hemijskog ponašanja, uglavnom se koriste za dobijanje svih vrsta jedinjenja. Osim toga, željezni hidroksid (bezbojna čvrsta supstanca) se koristi u proizvodnji baterija; aluminijum hidroksid - za prečišćavanje vode; berilijum hidroksid - za dobijanje oksida.

Temelji - Ovo je hemijsko jedinjenje sposobno da formira kovalentnu vezu sa protonom (Brönstedova baza) ili sa slobodnom orbitalom drugog hemijskog jedinjenja (Lewisova baza)

Hemijska svojstva baza

alkalije	Nerastvorljive baze
Promjena boje indikatora
fenolftalein - malina metil narandža - narandžasta lakmus - plava univerzalni indikator - od plave do ljubičaste	ne mijenjaj
Interakcija sa kiselinama (reakcija neutralizacije)
2NaOH+H2SO4=Na2SO4+2H2O2NaOH+H2SO4=Na2SO4+2H2O	Cu(OH)2+2HNO3=Cu(NO3)2+2H2OCu(OH)2+2HNO3=Cu(NO3)2+2H2O
Interakcija sa kiselim oksidima
SO2+2KOH=K2SO3+H2O4SO2+2KOH=K2SO3+H2O4
Interakcija s amfoternim oksidima
Al2O3+6NaOH+3H2O=2Na3Al2O3+6NaOH+3H2O=2Na3 u rastvoru Al2O3+2NaOH=2NaAlO2+H2OAl2O3+2NaOH=2NaAlO2+H2O u talini
Interakcija soli
prosjek (Bertholletovo pravilo): 2NaOH+MgSO4=Mg(OH)2↓+Na2SO42NaOH+MgSO4=Mg(OH)2↓+Na2SO4 NaHCO3+NaOH=Na2CO3+H2ONaHCO3+NaOH=Na2CO3+H2O
Razlaganje grijanjem
ne raspadaju, osim LiOH: 2LiOH−→−−−−−800∘C,H2Li2O+H2O2LiOH→800∘C,H2Li2O+H2O	Cu(OH)2=CuO+H2OCu(OH)2=CuO+H2O
Interakcija sa nemetalima
2NaOH(konc., hladno)+Cl2=NaClO+NaCl+H2O2NaOH(konc., hladno)+Cl2=NaClO+NaCl+H2O 6NaOH(konc., horizont)+3Cl2=NaClO3+5NaCl+3H2O6NaOH(konc., horizont)+3Cl2=NaClO3+5NaCl+3H2O

Metode dobijanja baza

1 . elektroliza vodenih rastvora soli aktivni metali:

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

Prilikom elektrolize metalnih soli, koje stoje u nizu napona do aluminijuma, voda se redukuje na katodi uz oslobađanje gasovitih vodonik i hidroksidnih jona. Kationi metala nastali tokom disocijacije soli formiraju baze sa nastalim hidroksidnim jonima.

2 . interakcija metala sa vodom: 2Na+2H2O=2NaOH+H22Na+2H2O=2NaOH+H2 Ova metoda ne nalazi praktičnu primjenu ni u laboratoriju ni u industriji

3 . interakcija oksida sa vodom: CaO+H2O=Ca(OH)2CaO+H2O=Ca(OH)2

4 . reakcije razmene(mogu se dobiti i rastvorljive i nerastvorljive baze): Ba(OH)2+K2SO4=2KOH+BaSO4↓Ba(OH)2+K2SO4=2KOH+BaSO4↓CuCl2+2NaOH=Cu(OH)2↓+2NaNO3

Amfoterna jedinjenja - Ovo tvari koje, ovisno o uvjetima reakcije, pokazuju kisela ili bazna svojstva.

Amfoterni hidroksidi - tvari nerastvorljive u vodi, a pri zagrijavanju se razlažu na metalni oksid i vodu:

Zn(OH) 2 = ZnO + H 2 O

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

2Al(OH) 3 \u003d Al 2 O 3 + 3H 2 O

Primjer amfoternog hidroksida je cink hidroksid. Formula ovog hidroksida u njegovom osnovnom obliku je Zn(OH) 2 . Ali možete napisati formulu cink hidroksida u kiselom obliku, stavljajući atome vodika na prvo mjesto, kao u formulama neorganskih kiselina: H 2 ZnO 2 (slika 1). Tada će ZnO 2 2- biti kiselinski ostatak sa nabojem od 2-.

Karakteristika amfoternog hidroksida je da se malo razlikuje po snazi O-N konekcije i Zn-O. Otuda i dualnost svojstava. U reakcijama s kiselinama koje su spremne da doniraju vodikove katjone, korisno je da cink hidroksid razbije Zn-O vezu, donirajući OH grupu i djelujući kao baza. Kao rezultat takvih reakcija nastaju soli u kojima je cink kation, pa se nazivaju soli kationskog tipa:

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

Amfoterni oksidi - oksidi koji stvaraju soli, koji, ovisno o uvjetima, pokazuju ili bazična ili kisela svojstva (tj. pokazuju amfoternost). Nastaje od prelaznih metala. Metali u amfoternim oksidima obično pokazuju oksidaciona stanja od III do IV, sa izuzetkom ZnO, BeO, SnO, PbO.

Amfoterni oksidi imaju dvostruku prirodu: mogu komunicirati sa kiselinama i bazama (alkalijama):

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

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

Tipični amfoterni oksidi : H 2 O, BeO, Al 2 O 3 , Cr 2 O 3 , Fe 2 O 3 i sl.

9. Hemijska termodinamika. Pojmovi sistema, entropija, entalpija, toplotni efekat hemijske reakcije, Hesov zakon i njegove posledice. Endoterma i Egzoterma reakcije, 1. i 2. zakon termodinamike, Brzina hemijske reakcije (utjecajući faktori), Vant Hoffovo pravilo, Van't Hoffova jednačina.

Hemijska termodinamika - nauka koja proučava uslove stabilnosti sistema i zakona.

Termodinamika - nauka o makrosistemima.

Termodinamički sistem - makroskopski dio okolnog svijeta u kojem se odvijaju različiti fizički i hemijski procesi.

disperzovanog sistema naziva se heterogeni sistem, u kojem su male čestice jedne faze ravnomjerno raspoređene u zapremini druge faze.

Entropija (Od grčkog entropia) - okret, transformacija. Koncept entropije je prvi put uveden u termodinamiku kako bi se odredila mjera ireverzibilne disipacije energije. Entropija se široko koristi u drugim oblastima nauke: u statističkoj fizici kao mjera vjerovatnoće implementacije bilo kojeg makroskopskog stanja; u teoriji informacija - mjera neizvjesnosti bilo kojeg iskustva (test), koji može imati različite ishode. Sve ove interpretacije entropije imaju duboku unutrašnju vezu.

Entalpija (termalna funkcija, sadržaj toplote) - termodinamički potencijal koji karakteriše stanje sistema u termodinamičkoj ravnoteži kada su pritisak, entropija i broj čestica izabrani kao nezavisne varijable.

Jednostavno rečeno, entalpija je energija koja je dostupna da se pretvori u toplinu pri određenom konstantnom pritisku.

Toplotni efekti su obično naznačeni u termohemijskim jednačinama hemijske reakcije, koristeći vrijednosti entalpije (sadržaja topline) sistema ΔN.

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

Za endotermne reakcije ΔH > 0.

Toplotni efekat hemijske reakcije je toplina koja se oslobađa ili apsorbira za date količine reaktanata.

Toplotni učinak reakcije ovisi o stanju tvari.

Razmotrimo termohemijsku jednadžbu za reakciju vodika sa kiseonikom:

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

Ovaj zapis znači da kada 2 mola vodonika stupe u interakciju sa 1 molom kiseonika, nastaju 2 mola vode u gasovitom stanju. U ovom slučaju se oslobađa 483,6 (kJ) topline.

Hesov zakon - Toplotni efekat hemijske reakcije koja se odvija u izobarično-izotermnim ili izohorno-izotermnim uslovima zavisi samo od vrste i stanja početnih supstanci i produkta reakcije i ne zavisi od načina na koji se odvija.

Posljedice iz Hessovog zakona:

Toplotni efekat reverzne reakcije jednak je toplotnom efektu direktne reakcije suprotnog predznaka, tj. za reakcije

termički efekti koji im odgovaraju povezani su jednakošću

2. Ako kao rezultat niza uzastopnih hemijskih reakcija sistem dođe u stanje koje se potpuno poklapa sa početnim (kružni proces), tada je zbir toplotnih efekata ovih reakcija jednak nuli, tj. za niz reakcija

zbir njihovih termičkih efekata

Entalpija formiranja se podrazumijeva kao toplinski učinak reakcije stvaranja 1 mola tvari iz jednostavnih tvari. Obično se koriste standardne entalpije formiranja. Označavaju se ili (često se izostavlja jedan od indeksa; f - iz engleske formacije).

Prvi zakon termodinamike - Promjena unutrašnja energija sistem prilikom njegovog prelaska iz jednog stanja u drugo jednak je zbiru rada spoljnih sila i količine toplote prenete sistemu

Prema prvom zakonu termodinamike, rad se može obaviti samo pomoću topline ili nekog drugog oblika energije. Stoga se rad i količina topline mjere u istim jedinicama - džulima (kao i energija).

gdje je ΔU promjena unutrašnje energije, A je rad vanjskih sila, Q je količina topline koja se prenosi na sistem.

Drugi zakon termodinamike - Nije moguć nijedan proces čiji bi jedini rezultat bio prenos toplote sa hladnijeg tela na toplije

Van't Hoffovo pravilo navodi da se za svakih 10° porasta temperature brzina kemijske reakcije povećava 2-4 puta.

Jednačina koja opisuje ovo pravilo je: (\displaystyle ~V_(2)=V_(1)\cdot \gamma ^(\frac (T_(2)-T_(1))(10)))

gdje je V 2 brzina reakcije na temperaturi t 2, a V 1 brzina reakcije na temperaturi t 1;

ɣ je temperaturni koeficijent brzine reakcije. (ako je, na primjer, jednako 2, tada će se brzina reakcije povećati za 2 puta kada temperatura poraste za 10 stepeni).

Endotermne reakcije - hemijske reakcije praćene apsorpcijom toplote. Za endotermne reakcije, promjena entalpije i unutrašnje energije je pozitivna (\displaystyle \Delta H>0)(\displaystyle \Delta U>0), tako da produkti reakcije sadrže više energije od originalnih komponenti.

Endotermne reakcije uključuju:

reakcije redukcije metala iz oksida,

elektroliza (apsorbuje se električna energija),

elektrolitička disocijacija (na primjer, otapanje soli u vodi),

jonizacija,

eksplozija vode - isporučuje se s malom količinom vode veliki broj toplota se troši na trenutno zagrevanje i fazni prelazak tečnosti u pregrejanu paru, dok se unutrašnja energija povećava i manifestuje se u vidu dve energije pare – intramolekularne termičke i intermolekulskog potencijala.

fotosinteza.

egzotermna reakcija - hemijska reakcija praćena oslobađanjem toplote. Suprotnost endotermnoj reakciji.

Tema: Glavne klase spojeva, njihova svojstva i tipične reakcije

Lekcija: Amfoterni hidroksidi

WITH grčki riječ "amphoteros" je prevedena kao "jedan i drugi". Amfoternost je dualnost kiselinsko-baznih svojstava supstance. Hidroksidi se nazivaju amfoterni, koji, ovisno o uvjetima, mogu pokazati i kisela i bazična svojstva.

Rice. 1. Formule cink hidroksida

Karakteristika amfoternog hidroksida je da se malo razlikuje u jačini O-H i Zn-O veza. Otuda i dualnost svojstava. U reakcijama s kiselinama koje su spremne da doniraju vodikove katjone, korisno je da cink hidroksid razbije Zn-O vezu, donirajući OH grupu i djelujući kao baza. Kao rezultat takvih reakcija nastaju soli u kojima je cink kation, pa se nazivaju soli kationskog tipa:

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

(baza)

U reakcijama s alkalijama, cink hidroksid djeluje kao kiselina, oslobađajući vodik. U ovom slučaju nastaju soli anionskog tipa (cink je dio kiselinskog ostatka - cinkatni anion). Na primjer, kada se cink hidroksid spoji sa čvrstim natrijum hidroksidom, nastaje Na 2 ZnO 2 - prosječna sol anionskog tipa natrijevog cinkata:

H 2 ZnO 2 + 2NaOH (TV.) = Na 2 ZnO 2 + 2H 2 O

(kiselina)

U interakciji sa alkalnim rastvorima, amfoterni hidroksidi formiraju rastvorljive kompleksne soli. Na primjer, kada cink hidroksid reagira s otopinom natrijum hidroksida, nastaje natrijum tetrahidroksozinkat:

Zn(OH) 2 + 2NaOH \u003d Na 2

2- je složeni anjon, koji se obično stavlja u uglaste zagrade.

Dakle, amfoternost cink hidroksida je posljedica mogućnosti postojanja jona cinka u vodenom rastvoru u sastavu i kationa i anjona. Sastav ovih jona zavisi od kiselosti sredine. IN alkalnom okruženju ZnO 2 2- anioni su stabilni, a Zn 2+ kationi su stabilni u kiseloj sredini.

Amfoterni hidroksidi su tvari netopive u vodi, a kada se zagrijavaju, razlažu se na metalni oksid i vodu:

Zn(OH) 2 = ZnO + H 2 O

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

2Al(OH) 3 \u003d Al 2 O 3 + 3H 2 O

Stupanj oksidacije metala u hidroksidu i oksidu trebao bi biti isti.

Amfoterni hidroksidi su jedinjenja netopiva u vodi, pa se mogu dobiti reakcijom razmene između rastvora soli prelaznog metala i alkalija. Na primjer, aluminij hidroksid nastaje interakcijom otopina aluminij hlorida i natrijevog hidroksida:

AlCl 3 + 3NaOH = Al(OH) 3 ↓ + 3NaCl

Kada se ovi rastvori iscede, formira se beli želeasti talog aluminijum hidroksida (slika 2).

Ali u isto vrijeme, ne može se dozvoliti višak alkalija, jer se amfoterni hidroksidi otapaju u alkalijama. Stoga je umjesto alkalije bolje koristiti vodeni rastvor amonijaka. To je slaba baza u kojoj se aluminijum hidroksid ne rastvara. Kada aluminijum hlorid reaguje sa vodeni rastvor amonijak stvara aluminijum hidroksid i amonijum hlorid:

AlCl 3 + 3NH 3. H 2 O \u003d Al (OH) 3 ↓ + 3NH 4 Cl

Rice. 2. Taloženje aluminijum hidroksida

Bibliografija

Novoshinsky I. I., Novoshinskaya N. S. Hemija. Udžbenik za 10. razred opšteg jezika. inst. nivo profila. - M .: DOO "TID" Ruska reč- RS", 2008. (§54)
Kuznjecova N. E., Litvinova T. N., Levkin A. N. Hemija: 11. razred: udžbenik za učenike uopšte. inst. (profilni nivo): za 2 sata 2. dio M.: Ventana-Graf, 2008. (str. 110-111)
Radetsky A.M. hemija. didaktički materijal. 10-11 razredi. - M.: Obrazovanje, 2011.
Khomchenko I. D. Zbirka zadataka i vježbi iz hemije za srednja škola. - M.: RIA "Novi talas": Izdavač Umerenkov, 2008.

Video lekcija 2: amfoterni hidroksidi. Iskustva

Predavanje: Karakteristične hemijske osobine baza i amfoternih hidroksida

Hidroksidi i njihova klasifikacija

Kao što već znate, baze formiraju atomi metala i hidrokso grupa (OH -), pa se inače nazivaju hidroksidi. Postoji nekoliko klasifikacija baza.

1. U odnosu na vodu, dijele se na:

rastvorljiv,

nerastvorljiv.

Rastvorljive baze uključuju hidrokside alkalnih i zemnoalkalnih metala, pa se nazivaju alkalijama. Amonijum hidroksid se takođe može pripisati istoj grupi, ali za razliku od prvog, on je slabiji elektrolit. Baze formirane od drugih metala ne otapaju se u vodi. Alkalije u vodi p-re potpuno disociraju na katjone metala i hidroksidne anjone - OH - ione. Na primjer: NaOH → Na + + OH - .

2. U interakciji sa drugima hemikalije hidroksidi se dijele na:

bazični hidroksidi,

kiseli hidroksidi (kiseline koje sadrže kiseonik),

amfoterni hidroksidi.

Ova podjela zavisi od naboja metalnog kationa. Kada je naboj kationa +1 ili +2, tada će hidroksid imati osnovna svojstva. Hidroksidi se smatraju amfoternim bazama, čiji metalni kationi imaju naboj jednako +3 i +4.

Ali postoji niz izuzetaka:

La(OH) 3 , Bi(OH) 3 , Tl(OH) 3 su baze;

Be (OH) 2, Sn (OH) 2, Pb (OH) 2, Zn (OH) 2, Ge (OH) 2 - amfoterne baze.

Hemijska svojstva baza

Baze su sposobne da reaguju sa kiselinama i kiselim oksidima. Tokom interakcije dolazi do stvaranja soli i vode:

Ba (OH) 2 + CO 2 → BaCO 3 + H 2 O;

KOH + HCl → KCl + H 2 O.

Alkalije, amonijum hidroksid uvek reaguju sa rastvorima soli, samo u slučaju stvaranja nerastvorljivih baza:

2KOH + FeCl 2 → 2KCl + Fe (OH) 2;

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

Reakcija kiseline sa bazom naziva se neutralizacija. Tokom ove reakcije, H+ kiseli kationi i OH-bazni anioni formiraju molekule vode. Nakon toga medij otopine postaje neutralan. Kao rezultat, oslobađa se toplina. U rastvorima to dovodi do postepenog zagrevanja tečnosti. U slučaju jakih rastvora, toplote je više nego dovoljno da tečnost proključa. Mora se imati na umu da se reakcija neutralizacije događa prilično brzo.

Hemijska svojstva amfoternih hidroksida

Amfoterne baze reaguju i sa kiselinama i sa alkalijama. Tokom interakcije nastaju so i voda. Prilikom bilo kakve reakcije s kiselinama, amfoterne baze uvijek pokazuju svojstva tipičnih baza:

Cr(OH) 3 + 3HCl → CrCl 3 + 3H 2 O.

Tokom reakcije sa alkalijama, amfoterne baze su u stanju da ispolje svojstva kiselina. U procesu fuzije sa alkalijama nastaju sol i voda.