Nomenklatur basischer Hydroxide, chemische Eigenschaften amphoterer Hydroxide. Lektion „Amphotere Hydroxide“
Amphoterizität (Dualität der Eigenschaften) von Hydroxiden und Oxiden vieler Elemente äußert sich in der Bildung von zwei Arten von Salzen. Zum Beispiel für Aluminiumhydroxid und -oxid:
a) 2Al(OH)3 + 3SO3 = Al2(SO4)3 + 3H2O
Al2O3 + 3H2SO4 = Al2(SO4)3 + 3H2O
b) 2Al(OH)3 + Na2O = 2NaAlO2 + 3H2O (in Schmelze)
Al2O3 + 2NaOH(s) = 2NaAlO2 + H2O (in Schmelze)
In den Reaktionen (a) weisen Al(OH)3 und Al2O3 die Eigenschaften basischer Hydroxide und Oxide auf, das heißt, sie reagieren wie Alkalien mit Säuren und sauren Oxiden und bilden ein Salz, in dem Aluminium das Al3+-Kation ist.
Im Gegensatz dazu erfüllen Al(OH)3 und Al2O3 in den Reaktionen (b) die Funktion saurer Hydroxide und Oxide und bilden ein Salz, in dem das Aluminiumatom AlIII Teil des Anions (Säurerests) AlO2− ist.
Das Element Aluminium selbst weist in diesen Verbindungen die Eigenschaften eines Metalls und eines Nichtmetalls auf. Daher ist Aluminium ein amphoteres Element.
Elemente der A-Gruppe – Be, Ga, Ge, Sn, Pb, Sb, Bi und andere – sowie die meisten Elemente der B-Gruppe – Cr, Mn, Fe, Zn, Cd und andere – haben ebenfalls ähnliche Eigenschaften.
Die amphotere Natur von Zink wird beispielsweise durch folgende Reaktionen nachgewiesen:
a) Zn(OH)2 + N2O5 = Zn(NO3)2 + H2O
ZnO + 2HNO3 = Zn(NO3)2 + H2O
b) Zn(OH)2 + Na2O = Na2ZnO2 + H2O
ZnO + 2NaOH(s) = Na2ZnO2 + H2O
Wenn ein amphoteres Element in Verbindungen mehrere Oxidationsstufen aufweist, kommen amphotere Eigenschaften am deutlichsten zum Ausdruck mittlerer Abschluss Oxidation.
Chrom hat beispielsweise drei bekannte Oxidationsstufen: +II, +III und +VI. Bei CrIII sind die sauren und basischen Eigenschaften ungefähr gleich ausgeprägt, während bei CrII die basischen Eigenschaften und bei CrVI die sauren Eigenschaften überwiegen:
CrII → CrO, Cr(OH)2 → CrSO4
CrIII → Cr2O3, Cr(OH)3 → Cr2(SO4)3 oder KCrO2
CrVI → CrO3, H2CrO4 → K2CrO4
Sehr oft liegen amphotere Hydroxide von Elementen in der Oxidationsstufe +III auch in Metaform vor, zum Beispiel:
AlO(OH) – Aluminiummetahydroxid
FeO(OH) ist Eisenmetahydroxid (die ortho-Form „Fe(OH)3“ existiert nicht).
Amphotere Hydroxide sind in Wasser praktisch unlöslich; der bequemste Weg, sie zu erhalten, ist die Fällung aus einer wässrigen Lösung mit einer schwachen Base – Ammoniakhydrat:
Al(NO3)3 + 3(NH3 H2O) = Al(OH)3↓ + 3NH4NO3 (20 °C)
Al(NO3)3 + 3(NH3 H2O) = AlO(OH)↓ + 3NH4NO3 + H2O (80 °C)
Wenn bei einer solchen Austauschreaktion ein Überschuss an Alkalien verwendet wird, fällt Aluminiumhydroxid nicht aus, da sich Aluminium aufgrund seiner amphoteren Natur in ein Anion umwandelt:
Al(OH)3(s) + OH− = −
Beispiele molekulare Gleichungen Reaktionen dieser Art:
Al(NO3)3 + 4NaOH(Überschuss) = Na + 3NaNO3
ZnSO4 + 4NaOH (Überschuss) = Na2 + Na2SO4
Die resultierenden Salze werden als komplexe Verbindungen (Komplexsalze) klassifiziert: Sie umfassen komplexe Anionen − und 2−. Die Namen dieser Salze sind:
Na - Natriumtetrahydroxyaluminat
Na2 – Natriumtetrahydroxozinkat
Die Reaktionsprodukte von Aluminium- oder Zinkoxiden mit festem Alkali werden unterschiedlich genannt:
NaAlO2 – Natriumdioxoaluminat(III)
Na2ZnO2 – Natriumdioxocincat(II)
Die Ansäuerung von Lösungen komplexer Salze dieser Art führt zur Zerstörung komplexer Anionen:
− → Al(OH)3 → Al3+
Zum Beispiel: 2Na + CO2 = 2Al(OH)3↓ + NaHCO3
Für viele amphotere Elemente sind die genauen Formeln der Hydroxide unbekannt, da aus einer wässrigen Lösung hydratisierte Oxide, beispielsweise MnO2 nH2O, Sb2O5 nH2O, anstelle von Hydroxiden ausfallen.
Amphotere Elemente in freier Form interagieren sowohl mit typischen Säuren als auch mit Laugen:
2Al + 3H2SO4(verd.) = Al2(SO4)3 + H2
2Al + 6H2O + 4NaOH(konz.) = 2Na + 3H2
Bei beiden Reaktionen entstehen Salze, wobei das jeweilige Element im einen Fall Teil des Kations und im zweiten Fall Teil des Anions ist.
Aluminiumhalogenide unter normalen Bedingungen - farblos kristallin
Substanzen. Unter den Aluminiumhalogeniden unterscheidet sich AlF3 stark in seinen Eigenschaften
von ihren Kollegen. Es ist feuerfest und chemisch leicht wasserlöslich
inaktiv. Die Hauptmethode zur Herstellung von AlF3 basiert auf der Einwirkung von wasserfreiem HF
auf Al2O3 oder Al:
Al2O3 + 6HF = 2AlF3 + 3H2O
Aluminiumverbindungen mit Chlor, Brom und Jod sind sehr schmelzbar
reaktiv und gut löslich nicht nur in Wasser, sondern auch in vielen anderen
organische Lösungsmittel. Interaktion Aluminiumhalogenide mit Wasser
begleitet von einer erheblichen Wärmeabgabe. Alle liegen in wässriger Lösung vor
stark hydrolysiert, aber im Gegensatz zu typischen Säurehalogeniden
Bei Nichtmetallen ist ihre Hydrolyse unvollständig und reversibel. Es ist bereits spürbar volatil
Unter normalen Bedingungen rauchen AlCl3, AlBr3 und AlI3 in feuchter Luft
(aufgrund der Hydrolyse). Sie können durch direkte Interaktion erhalten werden
einfache Substanzen.
Komplexe Halogenide(Halogenmetallate) enthalten komplexe Anionen, in denen beispielsweise Halogenatome Liganden sind. Kaliumhexachloroplatinat(IV) K2, Natriumheptafluortantalat(V) Na, Lithiumhexafluorarsenat(V) Li. max. Thermal- Fluor-, Oxofluor- und Chlormetallate sind beständig. Aufgrund der Art der Bindungen ähneln ionische Verbindungen komplexen Halogeniden. mit Kationen NF4+, N2F3+, C1F2+, XeF+ usw.
Viele Halogenide zeichnen sich durch Assoziation und Polymerisation in der Flüssig- und Gasphase unter Bildung von Brückenbindungen aus. max. Hierzu neigen Metallhalogenide der Gruppen I und II, AlC13, Sb und Übergangsmetallpentafluoride sowie MOF4-Oxofluoride. Bekannt sind beispielsweise Halogenide mit Metall-Metall-Bindung. Hg2Cl2.
Fluoride unterscheiden sich in ihren Eigenschaften deutlich von anderen Halogeniden. Bei einfachen Halogeniden sind diese Unterschiede jedoch weniger ausgeprägt als bei den Halogenen selbst, und bei komplexen Halogeniden sind sie weniger ausgeprägt als bei einfachen.
Viele kovalente Halogenide (insbesondere Fluoride) enthalten beispielsweise starke Lewis-Säuren. AsF5, SbF5, BF3, A1C13. Fluoride sind Bestandteil von Supersäuren. Höhere Halogenide werden durch Metalle und H2 reduziert, zum Beispiel:
Metallhalogenide der Gruppen V-VIII, außer Cr und Mn, werden durch H2 zu Metallen reduziert, zum Beispiel: WF6 + 3H2 -> W + 6HF
Viele kovalente und ionische Metallhalogenide interagieren miteinander und bilden komplexe Halogenide, zum Beispiel: KC1 + TaC15 -> K[TaC16]
Leichtere Halogene können schwerere Halogenide verdrängen. Sauerstoff kann Halogenide oxidieren und dabei C12, Br2 und I2 freisetzen. Eine der charakteristischen Reaktionen kovalenter Halogenide ist gegenseitig. mit Wasser (Hydrolyse) oder dessen Dampf beim Erhitzen. (Pyrohydrolyse), was zur Bildung von Oxiden, Oxy-bzw
Oxohalogenide, Hydroxide und Halogenwasserstoffe. Ausnahmen bilden CF4, CC14 und SF6, die bei hohen Temperaturen wasserdampfbeständig sind.
Halogenide werden direkt aus Elementen durch Wechselwirkung gewonnen. Halogenwasserstoffe oder Halogenwasserstoffe mit Elementen, Oxiden, Hydroxiden oder Salzen sowie Austauschlösungen.
Halogenide werden in der Technik häufig als Ausgangsstoffe für die Herstellung von Halogenen, Alkali- und Erdalkalimetallen verwendet. Metalle, als Bestandteile von Gläsern etc. anorganisch. Materialien; sie liegen dazwischen. Produkte bei der Herstellung seltener und bestimmter Nichteisenmetalle, U, Si, Ge usw.
In der Natur bilden Halogenide eigene Mineralklassen, zu denen Fluoride (zum Beispiel die Mineralien Fluorit, Kryolith) und Chloride (Sylvit, Carnallit) gehören. Brom und Jod sind in der Zusammensetzung bestimmter Mineralien in Form isomorpher Verunreinigungen enthalten. Erhebliche Mengen an Halogeniden sind im Wasser von Meeren und Ozeanen, in Salzen und unterirdischen Solen enthalten. Einige Halogenide, z.B. NaCl, K.C1, CaC12 sind Bestandteile lebender Organismen.
Kryolith(aus dem Altgriechischen κρύος – Frost + λίθος – Stein) – ein seltenes Mineral aus der Klasse der natürlichen Fluoride, Natriumhexafluoraluminat Na3. Kristallisiert im monoklinen System; Quaderkristalle und Zwillingsplatten sind selten. Bildet normalerweise farblose, weiße oder graue Kristallcluster mit glasigem Glanz, die häufig Quarz, Siderit, Pyrit, Bleiglanz, Chalkopyrit, Kolumbit und Kassiterit enthalten. Eine Einfärbung mit Verunreinigungen organischer Stoffe ist möglich.
Methoden wurden inzwischen entwickelt Gewinnung von künstlichem Kryolith. Es wird künstlich durch die Wechselwirkung von Aluminiumfluorid mit Natriumfluorid sowie durch die Einwirkung von Flusssäure auf Aluminiumhydroxid in Gegenwart von Soda gewonnen. Es wird bei der elektrolytischen Herstellung von Aluminium, bei der Herstellung von Flusssäure, Glas und Emails verwendet.
Alaun. Alaun ist die Gruppenbezeichnung für Doppelsalze der Zusammensetzung ME(SO4)2. 12H2O, wobei M für Kalium K, Rubidium Rb, Cäsium Cs, Ammonium NH4 und E für Aluminium Al, Chrom Cr, Eisen Fe und andere Elemente im Oxidationszustand (+III) steht, die bei der Dissoziation von Salzen dreifach geladene Kationen ergeben .
Alaun ist gut wasserlöslich; seine wässrigen Lösungen haben einen adstringierenden, säuerlichen Geschmack und reagieren durch Hydrolyse sauer, zum Beispiel:
3+ + H2O<<здесь знак обратимости >> 2+ + H3O+
Beim Erhitzen schmilzt Alaun zunächst in dem darin enthaltenen Wasser, dann geht dieses Wasser verloren und es bilden sich wasserfreie Salze. Durch weiteres Erhitzen wird das Alaun in eine Mischung aus Metalloxiden umgewandelt. Aluminium-Kalium-Alaun kann durch Modifizierung des Herstellungsprozesses von gereinigtem Aluminiumsulfat gewonnen werden. Zunächst wird Kaolin mit Schwefelsäure gekocht. Nachdem die Neutralisation der Schwefelsäure abgeschlossen ist, wird Natriumsulfat in den Reaktor gegeben, um Natriumalaun zu erhalten. Letztere liegen aufgrund ihrer hohen Löslichkeit in Lösung. Nach Verdünnung der Lösung auf eine Dichte von 1,33 g/cm3 wird sie vom Silica-Niederschlag getrennt, abgekühlt und mit einer gesättigten Kaliumchloridlösung vermischt. Dabei fällt Aluminium-Kalium-Alaun aus, das bei niedrigen Temperaturen schwer löslich ist. Nach der Trennung der Aluminium-Kalium-Alaun-Kristalle verbleiben in der Mutterlösung lösliche Verunreinigungen – Eisenverbindungen und Natriumchlorid 89.
Während der Hydrolyse Hydratisierte Aluminiumionen verlieren Protonen und bilden aufeinanderfolgende Hydro-Oxo-Komplexe. Wenn der letzte neutrale Komplex Wasser verliert, entsteht das unlösliche Hydroxid A1(OH)3.
Komplexe Ionen[A1(H20)5OH]2+ und [A1(H20)4(OH)2]+ bleiben in Lösung, während A1(OH)3-Hydroxid unmittelbar nach seiner Bildung ausfällt. Bei pH-Werten > 3 kommt es zur Ausfällung. Vollständig vor der Bildung von Aluminiumhydroxid Hydrolyse erfolgt unter der Bedingung der Neutralisation der entstehenden Protonen, beispielsweise mit Alkali.
Tiefe Hydrolyse Aluminiumsulfatsalze werden häufig zur Reinigung von Trink- und Getränken verwendet Abwasser. Bei der Hydrolyse freigesetztes Hydronium reagiert mit den üblicherweise im Wasser enthaltenen Bicarbonaten H30+ + HC03 = CO2 + 2H20. In diesem Fall sind die Endprodukte der Hydrolyse kolloidales Aluminiumhydroxid und Kohlendioxid.
Wenn das Aluminiumhydroxid-Sol koaguliert, entsteht ein voluminöses gelatineartiges Sediment, das suspendierte Partikel und Bakterien einfängt und zum Boden des Absetzbehälters transportiert. Der für die Wasserreinigung erforderliche Verbrauch an Aluminiumsulfat hängt von der Zusammensetzung und Menge der Schadstoffe im Wasser ab. Dosen Aluminiumsulfat zur Reinigung natürliche Gewässer und für die Vorbehandlung von Abwasser liegen sie gemäß A1203 zwischen 3 und 15 mg/l und für die physikalische und chemische Behandlung von kommunalem Abwasser erreichen sie gemäß A1203 30-50 mg/l. Der Verbrauch von Aluminiumsulfat soll die Bildung einer ausreichend großen Flockenmasse gewährleisten, die notwendig ist, um darin enthaltene Verunreinigungen aus dem Wasser zu entfernen. Der pH-Wert der Lösung sollte auf 6,5–7,6 gesenkt werden, was der Mindestlöslichkeit von Aluminiumhydroxid in Wasser entspricht. Bei höheren oder niedrigeren pH-Werten verbleibt ein Teil des Aluminiums in gelöstem Zustand im Wasser. Wenn in Gewässern mit geringer Alkalität der Bikarbonatgehalt nicht ausreicht, um die freigesetzte Säure zu neutralisieren, wird der Hydrolyseprozess aufgrund eines starken pH-Abfalls nicht abgeschlossen. Um die Alkalität zu erhöhen, den Hydrolyseprozess abzuschließen und den Gehalt an gelöstem Aluminium im Wasser zu reduzieren, werden dem Wasser gleichzeitig mit dem Gerinnungsmittel Kalk und Soda zugesetzt.
Werden die bei der Hydrolyse angesammelten Protonen nicht neutralisiert, verlangsamt sich der Hydrolyseprozess, was zur Entstehung eines hydrolytischen Gleichgewichts führt, das durch den Grad und die Konstante der Hydrolyse charakterisiert werden kann. Hydrolyse Lösungen von Aluminiumsulfat, bei denen es sich um die Reaktion des Ersatzes von Sulfat-Ionen in Al2(804)3 durch OH-Ionen handelt, die durch die Dissoziation von Wasser entstehen, können in allgemeiner Form durch die Gleichung dargestellt werden
2A13+ + (3 - -|-) EOG + aOH" + ad^ACONTSBOZH --^EOG + ad,
wobei a der Grad und die Basizität der Substitution ist.
Diese Gleichung zeigt, dass die Konzentration der OH-Ionen in der Lösung, also der Grad der Dissoziation von Wasser, einen entscheidenden Einfluss auf die Rechtsverschiebung hat. Bekanntlich hängt der Hydrolysegrad k bei Salzen mit einer schwachen Base und einer starken Säure von der Hydrolysekonstante A-, der Salzkonzentration (c, mol"l), dem ionischen Produkt von Wasser kw und der Dissoziationskonstante ab der Basis kw durch die folgende Beziehung:
/g = UkTs = UkiLs.
Ändert sich A- mit der Temperatur kaum, dann steigt ksh deutlich an, was zu einem deutlichen Anstieg des Hydrolysegrades mit steigender Temperatur führt.
N. I. Eremin leitete auf der Grundlage der erhaltenen experimentellen Daten Gleichungen für die Abhängigkeit des Hydrolysegrades einer Lösung von Temperatur und Konzentration ab
für Aluminiumsulfat:
1ek = - 2,23 + 0,05с + 0,0036т7 + 18 УЦс, für Ammoniumalaun:
18 L = -1,19 +0,29s+ 0,0016G + 18ugSh für Kaliumalaun:
\yok= - 1,17 + 0,29s + 0,00167 + 18 UPs,
für Natriumalaun:
18k = - 1,18 + 0,29s + 0,0016t7 + \е UPs.
Wie aus diesen Gleichungen ersichtlich ist, ist der Einfluss der Konzentration auf den Hydrolysegrad bei Alaun stärker ausgeprägt als bei Aluminiumsulfat.
Bor. Bor gewinnen. Chemische Eigenschaften. Diagonale Ähnlichkeit von Bor zu Silizium. Borhydride. Diboran. Merkmale der chemischen Bindung im Diboranmolekül. Borhalogenide. Sauerstoffverbindungen von Bor. Boroxid und Borsäuren. Borax. Herstellung von Borsäure. Borosilikatgläser. Bornoethylether.
Bor- Element der dreizehnten Gruppe (nach der veralteten Klassifikation - die Hauptuntergruppe der dritten Gruppe), die zweite Periode des Periodensystems chemische Elemente mit der Ordnungszahl 5. Gekennzeichnet durch das Symbol B (lateinisch: Borum). Im freien Zustand ist Bor eine farblose, graue oder rote kristalline oder dunkle amorphe Substanz. Es sind mehr als 10 allotrope Modifikationen des Bors bekannt, deren Bildung und gegenseitige Übergänge durch die Temperatur bestimmt werden, bei der das Bor gewonnen wurde
Quittung. Das reinste Bor wird durch Pyrolyse von Borhydriden gewonnen. Dieses Bor wird zur Herstellung von Halbleitermaterialien und für feinchemische Synthesen verwendet.
Metallothermie-Methode (meist Reduktion mit Magnesium oder Natrium):
Thermische Zersetzung von Borbromiddampf an einem heißen (1000–1200 °C) Wolframdraht in Gegenwart von Wasserstoff (Van-Arkel-Methode):
Physikalische Eigenschaften. Eine extrem harte Substanz (nach Diamant, Bornitrid (Borazon), Borcarbid, Bor-Kohlenstoff-Silizium-Legierung, Scandium-Titancarbid). Besitzt Zerbrechlichkeit und Halbleitereigenschaften (große Lücke).
Halbleiter). Bor hat die höchste Zugfestigkeit von 5,7 GPa
In der Natur kommt Bor in Form der beiden Isotope 10B (20 %) und 11B (80 %) vor[.
10B hat einen sehr hohen Absorptionsquerschnitt für thermische Neutronen, daher wird 10B in Borsäure in Kernreaktoren zur Steuerung der Reaktivität verwendet.
Chemische Eigenschaften. Borionen färben die Flamme grün.
In vielen physikalischen und chemischen Eigenschaften ähnelt das Nichtmetall Bor Silizium.
Chemisch gesehen ist Bor recht inert und interagiert bei Raumtemperatur nur mit Fluor:
Beim Erhitzen reagiert Bor mit anderen Halogenen zu Trihalogeniden, mit Stickstoff bildet es Bornitrid BN, mit Phosphor - Phosphid BP, mit Kohlenstoff - Carbide unterschiedlicher Zusammensetzung (B4C, B12C3, B13C2). Beim Erhitzen in einer Sauerstoffatmosphäre oder an der Luft verbrennt Bor unter großer Wärmeabgabe und bildet das Oxid B2O3:
Bor interagiert nicht direkt mit Wasserstoff, obwohl dies durchaus bekannt ist große Nummer Borhydride (Borane) unterschiedlicher Zusammensetzung, erhalten durch Behandlung von Boriden von Alkali- oder Erdalkalimetallen mit Säure:
Bei starker Erhitzung zeigt Bor regenerierende Eigenschaften. Es ist beispielsweise in der Lage, Silizium oder Phosphor aus ihren Oxiden zu reduzieren:
Diese Eigenschaft von Bor lässt sich durch die sehr hohe Stärke der chemischen Bindungen im Boroxid B2O3 erklären.
In Abwesenheit von Oxidationsmitteln ist Bor gegenüber alkalischen Lösungen beständig. In heißer Salpeter- und Schwefelsäure sowie in Königswasser löst sich Bor unter Bildung von Borsäure
Boroxid ist ein typisches saures Oxid. Es reagiert mit Wasser unter Bildung von Borsäure:
Wenn Borsäure mit Alkalien interagiert, entstehen nicht Salze der Borsäure selbst – Borate (die das BO33−-Anion enthalten), sondern Tetraborate, zum Beispiel:
Bor- Halbleiter, diagonale Ähnlichkeit zu Silizium:
1) Beide sind feuerfeste, feste Halbleiter. B – grau-schwarz, Si – grau.
I1(B)=8,298 eV; I1(Si)=8,151 eV. Beide neigen nicht zur Kationenbildung.
2) Beide sind chemisch inert (obwohl sich Bor in heißen oxidierenden Säuren löst). Beide lösen sich in Alkalien.
2B + KOH + 2H2O ® 2KBO2 + 3H2
Si + 2KOH + H2O®K2SiO3+ 2H2
3) Bei hohen Temperaturen reagieren sie mit Metallen und bilden Boride und Silizide – Ca3B2; Mg2Si – feuerfeste, elektrisch leitfähige Verbindungen.
Sauerstoffverbindungen von Bor. B2O3 ist ein saures Oxid (auch SiO2) – beide sind polymer, glasartig, nur B2O3 bildet flache Netzwerke, und SiO2 bildet dreidimensionale Strukturen. Der Unterschied zwischen ihnen besteht darin, dass Boroxid leicht hydratisiert, während Sand (SiO2) dies bekanntermaßen nicht tut.
H3BO3 – Orthoborsäure.
H3BO3«HBO2+H2Ometaborsäure (100 °C)
4HBO2 «H2B4O7 + H2Otetraborsäure (140 °C) – schwach, beide Kd
H2B4O7 «2B2O3 + H2O sind fast gleich – keine sauren Salze
Orthoborsäure ist schwach, manchmal wird ihre Dissoziation beschrieben
B(OH)3 + H2O « B(OH)4 + H+
Bildet Ester mit Alkoholen: H3BO3+3CH3OH®B(OCH3)3+3H2O
Eigenschaften. Bor ist in amorpher (braun) und kristalliner (schwarz) Form bekannt, Fp. 2300°C, Kp. 3700 °C, p = 2,34 g/cm3. Das Kristallgitter von Bor ist sehr stabil, was sich in seiner hohen Härte, geringen Entropie und seinem hohen Schmelzpunkt widerspiegelt. Bor-Halbleiter. Die Nichtmetallizität von Bor entspricht seiner Stellung im Periodensystem – zwischen Beryllium und Kohlenstoff und diagonal neben Silizium. Daher weist Bor nicht nur Ähnlichkeiten mit Aluminium, sondern auch mit Silizium auf. Aus seiner Position folgt auch, dass Bor Verbindungen mit Stickstoff sein müssen elektronische Struktur und ähnliche Eigenschaften wie Kohlenstoff.
2ВН3(g) - В2Н6(g);
Delta G= - 126 kJ
3NaBH4+4BF3 ->2B2H6 + 3NaBF4
6H2 (g) + 2ВС13 (g) ->В2Н6 (g) + 6НCl (g)
Diboran B2H6 ist ein energiereiches Reduktionsmittel; es entzündet sich spontan an der Luft
В2Н6+3О2 =>В2О3+ЗН2О
Reagiert mit Wasser unter Freisetzung von Wasserstoff;
В2Н6+6Н2О =>. 2H3VO3+6H2
Im Ethermedium reagiert B2H6 mit Lithiumhydrid unter Bildung Borhydrid
B2H6+2LiH => 2LiBH4
Sie verwenden häufiger als Li Na, das durch die Reaktion erhalten wird –
4NaH + B(OCH3)3 => Na + 3NaOCH3
B2O3 + ZS => 2B + ZSO
2B2O3+P4O10 => 4BPO4
H3BO3+H2O => [B(OH)4] + H
Bei der Neutralisierung von H3BO3, nein Orthoborate , das das (BO3)3--Ion enthält, und das Ergebnis ist Tetraborate, Metaborate oder Salze anderer Polyborsäuren:
4H3BO3 + 2NaOH => Na2BO4 + 7H2O H3BO3 + NaOH => NaBO2 + 2H2O
Boroxid B2O3 – Borsäureanhydrid, farblos, eher feuerfest glasig oder kristalline Substanz bitterer Geschmack, dielektrisch.
Glasartiges Boroxid hat eine Schichtstruktur (der Abstand zwischen den Schichten beträgt 0,185 nm); in den Schichten befinden sich Boratome innerhalb gleichseitiger Dreiecke BO3 (d BO = 0,145 nm). Diese Modifikation schmilzt im Temperaturbereich von 325–450 °C und weist eine hohe Härte auf. Es wird durch Erhitzen von Bor an der Luft auf 700 °C oder durch Dehydratisierung von Orthoborsäure gewonnen. Kristallines B2O3, das durch sorgfältige Wasserabspaltung aus Metaborsäure HBO2 gewonnen wird, liegt in zwei Modifikationen vor – mit einem hexagonalen Kristallgitter, das bei 400 °C und 2200 MPa in ein monoklines Gitter übergeht.
In der Industrie Borax wird aus natürlichen Boraten durch Fusion mit Soda gewonnen . Wenn natürliche Bormineralien mit Schwefelsäure behandelt werden, Borsäure . Aus Borsäure H3BO3 wird durch Kalzinierung das Oxid B2O3 gewonnen und anschließend wird es oder Borax mit aktiven Metallen (Magnesium oder Natrium) zu freiem Bor reduziert:
B2O3 + 3Mg = 3MgO + 2B,
2Na2B4O7 + 3Na = B + 7NaBO2.
In diesem Fall liegt es in Form eines grauen Pulvers vor. amorphes Bor. Hochreines kristallines Bor kann durch Umkristallisation gewonnen werden, in der Industrie wird es jedoch häufiger durch Elektrolyse geschmolzener Fluorborate oder thermische Zersetzung von Borbromiddampf BBr3 auf einem auf 1000–1500 °C erhitzten Tantaldraht in Gegenwart von Wasserstoff gewonnen:
2BBr3 + 3H2 = 2B + 6HBr
Es ist auch möglich, Borhydride zu spalten:
B4H10 = 4B + 5H2.
Borsäure(Orthoborsäure) ist eine schwache Säure mit der chemischen Formel H3BO3. Es handelt sich um eine farblose, geruchlose, kristalline Substanz in Form von Flocken mit einem geschichteten triklinen Gitter, in dem Säuremoleküle durch Wasserstoffbrückenbindungen zu flachen Schichten verbunden sind. Die Schichten sind durch intermolekulare Bindungen (d = 0,318 nm) miteinander verbunden.
Metaborsäure(HBO2) kommt auch als farblose Kristalle vor. Es existiert in drei Modifikationen – der stabilsten γ-HBO2 mit kubischem Gitter, β-HBO2 mit monoklinem Gitter und α-HBO2 mit orthorhombischem Gitter.
Beim Erhitzen Orthoborsäure verliert Wasser und wandelt sich zunächst in Metaborsäure, dann in Tetraborsäure H2B4O7 um. Bei weiterer Erhitzung dehydriert es zu Borsäureanhydrid.
Borsäure weist sehr schwach saure Eigenschaften auf. Es ist in Wasser relativ schwer löslich. Seine sauren Eigenschaften beruhen nicht auf der Abspaltung des H+-Protons, sondern auf der Zugabe eines Hydroxylanions:
Ka = 5,8·10−10 mol/l; pKa = 9,24.
Es wird durch die meisten anderen Säuren leicht aus Lösungen seiner Salze verdrängt. Seine Salze, Borate genannt, werden normalerweise aus verschiedenen Polyborsäuren hergestellt, am häufigsten aus Tetraborsäure H2B4O7, die eine viel stärkere Säure als Orthoborsäure ist. B(OH)3 zeigt sehr schwache Anzeichen von Amphoterität und bildet wenig stabiles Borhydrogensulfat B(HSO4)3.
Bei der Neutralisation von Orthoborsäure mit Alkalien in wässrigen Lösungen entstehen keine Orthoborate, die das (BO3)3−-Ion enthalten, da Orthoborate aufgrund der zu niedrigen Bildungskonstante [B(OH)4]− nahezu vollständig hydrolysiert werden. In Lösung entstehen Tetraborate, Metaborate oder Salze anderer Polyborsäuren:
Mit einem Überschuss an Alkali können sie in Metaborate umgewandelt werden:
Meta- und Tetraborate werden hydrolysiert, jedoch in geringerem Maße (Reaktionen entgegengesetzt zu den angegebenen).
In angesäuerten wässrigen Lösungen von Boraten stellen sich folgende Gleichgewichte ein:
Das am häufigsten vorkommende Borsäuresalz ist Natriumtetraborat-Decahydrat Na2B4O7 · 10H2O (technischer Name Borax).
Beim Erhitzen löst Borsäure Metalloxide und bildet Salze.
Mit Alkoholen bildet es in Gegenwart konzentrierter Schwefelsäure Ester:
Bildung von Bormethylether B(OCH3)3 ist eine qualitative Reaktion auf H3BO3 und Borsäuresalze; beim Entzünden brennt Bormethylether mit einer schönen hellgrünen Flamme.
Borosilikatglas- Glas mit normaler Zusammensetzung, bei dem die alkalischen Bestandteile im Ausgangsmaterial durch Boroxid (B2O3) ersetzt sind. Dadurch werden eine erhöhte chemische Beständigkeit und ein niedriger Wärmeausdehnungskoeffizient erreicht – bis zu 3,3·10−6 bei 20 °C für die besten Proben. Bei Borosilikatglas ist es sehr klein; nur bei Quarzglas ist es kleiner (fast zehnmal). Dies verhindert, dass das Glas bei plötzlichen Temperaturschwankungen bricht. Dies erklärt seine Verwendung als Brandbekämpfungsmaterial und in anderen Fällen, in denen Wärmebeständigkeit erforderlich ist.
Verwendung Im Alltag zur Herstellung von Kochgeschirr für offenes Feuer, Teekannen. Es wird als Material für Laborglaswaren sowie für verwendet Chemieindustrie und anderen Industrien, beispielsweise als Wärmetauschermaterial für Wärmekraftwerke. Wird auch zur Herstellung günstiger Gitarren-Slides verwendet. Aus Borosilikatglas können auch Pipetten für ICSI, die Blastomerbiopsie, hergestellt werden, die zur Präimplantation durchgeführt wird genetische Diagnostik Verwendung von Biopsiezellen als genetisches Material. Es gibt 3 Pipettenoptionen mit Innendurchmessern von 4 µm bis 7,5 µm. Die Pipettenlänge reicht von 60 bis 75 mm und hat einen Abschrägungswinkel von 30°. Pipetten sind für den einmaligen Gebrauch bestimmt.
allgemeine Charakteristiken Elemente der IVA-Untergruppe. Die Struktur der Atome. Oxidationsstufen. Prävalenz und Vorkommensformen in der Natur. Allotrope Modifikationen von Kohlenstoff. Körperlich und Chemische Eigenschaften. Sorten von schwarzem Graphit: Koks, Holzkohle, Ruß
Allgemeine Merkmale von Gruppen-IVA-Elementen Zu den Elementen der Hauptuntergruppe der Gruppe IV gehören C, Si, Ge, Sn, Pv. Elektronische Formeläußeres Valenzniveau nS2np2, das heißt, sie haben 4 Valenzelektronen und dies sind p-Elemente, daher gehören sie zur Hauptuntergruppe der Gruppe IV. ││││ │↓│ np nS Im Grundzustand eines Atoms sind zwei Elektronen gepaart und zwei ungepaart. Die äußerste Elektronenhülle von Kohlenstoff hat 2 Elektronen, Silizium hat 8 und Ge, Sn, Pv haben jeweils 18 Elektronen. Daher werden Ge, Sn, Pv in der Germanium-Untergruppe zusammengefasst (dies sind vollständige elektronische Analoga). In dieser Untergruppe der p-Elemente ändern sich wie in anderen Untergruppen der p-Elemente die Eigenschaften der Atome der Elemente periodisch.
Somit nimmt von oben nach unten in der Untergruppe der Atomradius zu, die Ionisierungsenergie nimmt also ab, die Fähigkeit zur Elektronenabgabe nimmt zu und die Tendenz, die äußere Elektronenhülle zum Oktett zu ergänzen, nimmt stark ab, also von C zu Pb reduzierende Eigenschaften und metallische Eigenschaften nehmen zu, und die nichtmetallischen Eigenschaften nehmen ab. Kohlenstoff und Silizium sind typische Nichtmetalle; Ge weist bereits metallische Eigenschaften auf und Aussehen es ähnelt Metall, obwohl es ein Halbleiter ist. Zinn verfügt bereits über überwiegend metallische Eigenschaften, während Blei ein typisches Metall ist. Mit 4 Valenzelektronen können Atome in ihren Verbindungen Oxidationsstufen von minimal (-4) bis maximal (+4) aufweisen und sind durch gerade S.O. gekennzeichnet: -4, 0, +2, +4; ALSO. = -4 ist typisch für C und Si mit Metallen. Die Art der Verbindung mit anderen Elementen. Kohlenstoff bildet ausschließlich kovalente Bindungen, auch Silizium bildet überwiegend kovalente Bindungen. Für Zinn und Blei, insbesondere in S.O. = +2, die ionische Natur der Bindung ist typischer (zum Beispiel Рв(NO3)2). Die Kovalenz wird durch die Valenzstruktur eines Atoms bestimmt. Das Kohlenstoffatom hat 4 Valenzorbitale und die maximale Kovalenz beträgt 4. Bei anderen Elementen kann die Kovalenz mehr als vier betragen, da es eine Valenz-D-Unterebene gibt (z. B. H2). Hybridisierung. Die Art der Hybridisierung wird durch die Art und Anzahl der Valenzorbitale bestimmt. Kohlenstoff hat nur S- und p-Valenzorbitale, daher kann es zu Sp (Carbin, CO2, CS2), Sp2 (Graphit, Benzol, COCl2) und Sp3-Hybridisierung (CH4, Diamant, CCl4) kommen. Für Silizium ist das charakteristischste Sp3 die Hybridisierung (SiO2, SiCl4), aber es hat eine Valenz-d-Unterebene, daher gibt es auch Sp3d2-Hybridisierung, beispielsweise H2. Gruppe IV der PSE steht in der Mitte der Tabelle von D. I. Mendeleev. Hier ist deutlich ein starker Eigenschaftswechsel von Nichtmetallen zu Metallen zu erkennen. Betrachten wir zunächst Kohlenstoff, dann Silizium und dann Elemente der Germanium-Untergruppe.
Atom(vom griechischen Atomos – unteilbar) – ein einkerniges, unteilbares Teilchen eines chemischen Elements, ein Träger der Eigenschaften eines Stoffes. Stoffe bestehen aus Atomen. Das Atom selbst besteht aus einem positiv geladenen Kern und einer negativ geladenen Elektronenwolke. Im Allgemeinen ist das Atom elektrisch neutral. Die Größe eines Atoms wird vollständig durch die Größe seiner Elektronenwolke bestimmt, da die Größe des Kerns im Vergleich zur Größe der Elektronenwolke vernachlässigbar ist. Der Kern besteht aus Z positiv geladenen Protonen (die Ladung eines Protons entspricht +1 in willkürlichen Einheiten) und N Neutronen, die keine Ladung tragen (Protonen und Neutronen werden Nukleonen genannt). Somit wird die Ladung des Kerns nur durch die Anzahl der Protonen bestimmt und ist gleich der Ordnungszahl des Elements im Periodensystem. Positive Ladung Der Kern wird durch negativ geladene Elektronen (Elektronenladung -1 in willkürlichen Einheiten) kompensiert, die eine Elektronenwolke bilden. Die Anzahl der Elektronen ist gleich der Anzahl der Protonen. Die Massen von Protonen und Neutronen sind gleich (1 bzw. 1 amu). Die Masse eines Atoms wird durch die Masse seines Kerns bestimmt, da die Masse eines Elektrons etwa 1850-mal kleiner ist als die Masse eines Protons und Neutrons und bei Berechnungen selten berücksichtigt wird. Die Anzahl der Neutronen kann durch die Differenz zwischen der Masse eines Atoms und der Anzahl der Protonen (N=A-Z) bestimmt werden. Eine Atomart eines chemischen Elements mit einem Kern, der aus einer genau definierten Anzahl von Protonen (Z) und Neutronen (N) besteht, wird als Nuklid bezeichnet.
Da fast die gesamte Masse im Kern eines Atoms konzentriert ist, seine Abmessungen jedoch im Vergleich zum Gesamtvolumen des Atoms vernachlässigbar sind, wird der Kern herkömmlicherweise als ruhender materieller Punkt im Zentrum des Atoms und als Atom selbst angesehen wird als ein System von Elektronen betrachtet. Bei einer chemischen Reaktion wird der Atomkern nicht beeinflusst (außer Kernreaktionen), sowie interne elektronische Ebenen, und nur Elektronen der äußeren Elektronenhülle sind beteiligt. Aus diesem Grund ist es notwendig, die Eigenschaften des Elektrons und die Regeln für die Bildung der Elektronenhüllen von Atomen zu kennen.
Oxidationszustand(Oxidationszahl, Formalladung) – ein konventioneller Hilfswert zur Aufzeichnung der Prozesse von Oxidation, Reduktion und Redoxreaktionen. Es gibt den Oxidationszustand eines einzelnen Atoms eines Moleküls an und ist nur eine praktische Methode zur Erklärung des Elektronentransfers: Es ist nicht die wahre Ladung eines Atoms im Molekül (siehe #Konventionen).
Vorstellungen über den Oxidationsgrad von Elementen bilden die Grundlage und werden bei der Klassifizierung chemischer Stoffe, der Beschreibung ihrer Eigenschaften, der Zusammenstellung von Verbindungsformeln und ihren internationalen Namen (Nomenklatur) verwendet. Besonders häufig wird es jedoch bei der Untersuchung von Redoxreaktionen eingesetzt.
Der Begriff der Oxidationsstufe wird in der anorganischen Chemie häufig anstelle des Begriffs der Wertigkeit verwendet.
Der Oxidationszustand eines Atoms entspricht dem Zahlenwert elektrische Ladung, einem Atom unter der Annahme zugeordnet, dass die bindenden Elektronenpaare vollständig auf elektronegativere Atome ausgerichtet sind (d. h. unter der Annahme, dass die Verbindung nur aus Ionen besteht).
Die Oxidationszahl entspricht der Anzahl an Elektronen, die einem positiven Ion hinzugefügt werden müssen, um es zu einem neutralen Atom zu reduzieren, oder von einem negativen Ion abgezogen werden müssen, um es zu einem neutralen Atom zu oxidieren:
Al3+ + 3e− → Al
S2− → S + 2e− (S2− − 2e− → S)
Kohlenstoff- Stoff mit den meisten [Quelle nicht angegeben 1528 Tage] eine große Anzahl allotrope Modifikationen (mehr als 8 wurden bereits entdeckt).
Allotrope Modifikationen von Kohlenstoff In ihren Eigenschaften unterscheiden sie sich grundlegend voneinander, von weich bis hart, undurchsichtig bis transparent, abrasiv bis schmierend, günstig bis teuer. Zu diesen Allotropen gehören amorphe Kohlenstoffallotrope (Kohle, Ruß), Nanoschaum, kristalline Allotrope – Nanoröhren, Diamant, Fullerene, Graphit, Lonsdaleit und Ceraphit.
Klassifizierung von Kohlenstoffallotropen nach der Art der chemischen Bindung zwischen Atomen:
Diamant (Würfel)
Lonsdaleit (sechseckiger Diamant)
Fullerene (C20+)
Nanoröhren
Nanofasern
Astralene
Glasiger Kohlenstoff
Kolossale Nanoröhren
Gemischte sp3/sp2-Formen:
Amorpher Kohlenstoff
Kohlenstoff-Nanoknospen
Kohlenstoff-Nanoschaum
Andere Formen: C1 - C2 - C3 - C8
Kohlenstoff(chemisches Symbol - C, lat. Carboneum) - chemisches Element der vierzehnten Gruppe (nach der veralteten Klassifikation - die Hauptuntergruppe der vierten).
Gruppe), 2. Periode des Periodensystems der chemischen Elemente. Seriennummer 6, Atommasse - 12.0107.
Physikalische Eigenschaften.
Kohlenstoff kommt in vielen allotropen Modifikationen mit sehr unterschiedlichen Formen vor physikalische Eigenschaften. Die Vielfalt der Modifikationen ist auf die Bildungsfähigkeit von Kohlenstoff zurückzuführen chemische Bindungen verschiedene Typen.
Amphoter Dabei handelt es sich um sogenannte Hydroxide, die je nach Bedingungen entweder die Eigenschaften von Basen oder Säuren aufweisen.
Zu den amphoteren Hydroxiden gehören:
Be(OH) 2 , Zn(OH) 2 , A1(OH) 3 , Cr(OH) 3 , Sn(OH) 2 , Pb(OH) 2
und einige andere.
Amphotere Hydroxide reagieren:
A) mit Säuren,
Zum Beispiel:
A1(OH) 3 + ZNS1 = A1C1 3 + ZN 2 O,
Zn(OH) 2 + H 2 SO 4 = ZnSO 4 + 2H 2 O;
b) mit Säureoxiden,
2A1(OH) 3 +3SiO 2 A1 2 (SiO 3) 3 + ZH 2 O.
Bei diesen Reaktionen weisen amphotere Hydroxide die Eigenschaften von Basen auf .
V) mit Gründen,
Beim Verschmelzen von Feststoffen entstehen Salze.
Zum Beispiel:
A1(OH) 3 + NaOH fest. 
NaÀ1O 2 + 2H 2 O,
Zn(OH) 2 + 2KON tv. 
K 2 ZnO 2 + 2H 2 O.
Bei diesen Reaktionen weisen amphotere Hydroxide die Eigenschaften von Säuren auf.
Bei Reaktionen mit wässrigen Lösungen von Alkalien entstehen die entsprechenden Komplexverbindungen.
Zum Beispiel:
A1(OH) 3 + NaOH-Lösung = Na[A1(OH) 4 ],
Natriumtetrahydroxyaluminat
Zn(OH) 2 + 2KOH-Lösung = K 2
Kaliumtetrahydroxozinkat
G) Mit basische Oxide :
2Cr(OH) 3 + K 2 O 
2KCrO2 + 3H2O.
Bei dieser Reaktion weist das amphotere Hydroxid saure Eigenschaften auf. Die Reaktion erfolgt durch Verschmelzung der Reaktanten.
Methoden zur Erlangung von Basen
1. Eine übliche Methode zur Herstellung von Basen ist die LösungsaustauschreaktionSalze mit Alkalilösung. Durch die Wechselwirkung entstehen eine neue Base und ein neues Salz.
Zum Beispiel:
CuSO 4 + 2KOH = Cu(OH) 2 ↓ + K 2 SO 4,
K 2 CO 3 + Ba(OH) 2 = 2KOH + BaCO 3 ↓.
Mit dieser Methode können sowohl unlösliche als auch lösliche Basen hergestellt werden.
2. Alkalien können durch Reaktion von Alkali- und Erdalkalimetallen mit Wasser gewonnen werden.
Zum Beispiel:
2Na + 2H 2 O = 2NaOH + H 2,
Ca + 2H 2 O = Ca (OH) 2 + H 2.
3. Alkalien können auch durch Reaktion von Oxiden von Alkali- und Erdalkalimetallen mit Wasser gewonnen werden.
Zum Beispiel:
Na 2 O + H 2 O = 2 NaOH,
CaO+H 2 O = Ca(OH) 2.
4.Bei der Alkalitechnik erhält manElektrolyse von Salzlösungen(zum Beispiel Chloride).
Zum Beispiel:
2NaС1 + 2Н 2 О 
2NaOH + H 2 + C1 2.
Anwendungsgebiete von Basen
Natrium- und Kaliumhydroxide (NaOH und KOH) werden zur Reinigung von Erdölprodukten, zur Herstellung von Seife, Kunstseide, Papier, in der Textil- und Lederindustrie usw. verwendet. Alkalien sind in Lösungen zur chemischen Entfettung von Eisen und einigen enthalten Nichteisenmetalloberflächen vor dem Auftragen von Schutz- und Dekorbeschichtungen.
Kalium-, Calcium- und Bariumhydroxide werden in der Ölindustrie zur Herstellung inhibierter Bohrflüssigkeiten verwendet, die das Bohren instabiler Bohrflüssigkeiten ermöglichen Felsen. Das Einspritzen von Alkalilösungen in die Formation trägt dazu bei, die Ölgewinnung aus produktiven Formationen zu steigern.
Eisen(III), Calcium- und Natriumhydroxide werden als Reagenzien zur Reinigung von Gasen aus Schwefelwasserstoff verwendet.
Gelöschter Kalk Ca(OH) 2 wird als Inhibitor der Metallkorrosion unter dem Einfluss von Meerwasser sowie als Reagenz zur Entfernung der Wasserhärte und zur Reinigung von Heizöl zur Herstellung von Schmierölen verwendet.
Aluminium- und Eisen(III)-hydroxide werden als Flockungsmittel zur Wasserreinigung sowie zur Aufbereitung von Bohrspülungen eingesetzt.
Thema: Hauptklassen von Verbindungen, ihre Eigenschaften und typische Reaktionen
Lektion: Amphotere Hydroxide
Aus dem Griechischen wird das Wort „amphoteros“ mit „beide“ übersetzt. Amphoterizität ist die Dualität der Säure-Base-Eigenschaften einer Substanz. Amphotere Hydroxide sind solche, die je nach Bedingungen sowohl saure als auch basische Eigenschaften aufweisen können.
Ein Beispiel für ein amphoteres Hydroxid ist Zinkhydroxid. Die Formel dieses Hydroxids in seiner Hauptform lautet Zn(OH) 2. Aber Sie können die Formel von Zinkhydroxid in Säureform schreiben und dabei Wasserstoffatome an die erste Stelle setzen, wie in den Formeln anorganischer Säuren: H 2 ZnO 2 (Abb. 1). Dann ist ZnO 2 2- ein saurer Rest mit einer Ladung von 2-.
Reis. 1. Formeln für Zinkhydroxid
Ein Merkmal von amphoterem Hydroxid ist, dass es sich kaum in der Stärke unterscheidet O-N-Verbindungen und Zn-O. Daher die Dualität der Eigenschaften. Bei Reaktionen mit Säuren, die bereit sind, Wasserstoffkationen abzugeben, ist es vorteilhaft, dass Zinkhydroxid die Zn-O-Bindung aufbricht, eine OH-Gruppe abgibt und als Base fungiert. Als Ergebnis solcher Reaktionen entstehen Salze, in denen Zink ein Kation ist, daher werden sie als kationische Salze bezeichnet:
Zn(OH) 2 + 2HCl = ZnCl 2 + 2H 2 O
(Base)
Bei Reaktionen mit Alkalien wirkt Zinkhydroxid als Säure und gibt Wasserstoff ab. Dabei entstehen Salze vom anionischen Typ (Zink ist Teil des sauren Restes – des Zinkatanions). Wenn beispielsweise Zinkhydroxid mit festem Natriumhydroxid verschmolzen wird, entsteht Na 2 ZnO 2 – ein durchschnittliches Salz des anionischen Typs Natriumzinkat:
H 2 ZnO 2 + 2NaOH (TV.) = Na 2 ZnO 2 + 2H 2 O
(Säure)
Amphotere Hydroxide bilden bei Wechselwirkung mit Alkalilösungen lösliche Komplexsalze. Wenn beispielsweise Zinkhydroxid mit einer Natriumhydroxidlösung reagiert, entsteht Natriumtetrahydroxozinkat:
Zn(OH) 2 + 2NaOH = Na 2
2- ist ein komplexes Anion, das normalerweise in eckige Klammern eingeschlossen wird.
Somit beruht die Amphoterizität von Zinkhydroxid auf der Möglichkeit des Vorhandenseins von Zinkionen in einer wässrigen Lösung sowohl als Teil von Kationen als auch von Anionen. Die Zusammensetzung dieser Ionen hängt vom Säuregehalt des Mediums ab. ZnO 2 2-Anionen sind in einer alkalischen Umgebung und in stabil saure Umgebung Zn 2+-Kationen sind stabil.
Amphotere Hydroxide sind wasserunlösliche Substanzen und zerfallen beim Erhitzen in Metalloxid und Wasser:
Zn(OH) 2 = ZnO + H 2 O
2Fe(OH) 3 = Fe 2 O 3 + 3H 2 O
2Al(OH) 3 = Al 2 O 3 + 3H 2 O
Der Oxidationsgrad des Metalls im Hydroxid und Oxid muss gleich sein.
Amphotere Hydroxide sind wasserunlösliche Verbindungen und können daher durch eine Austauschreaktion zwischen einer Lösung eines Übergangsmetallsalzes und einem Alkali erhalten werden. Aluminiumhydroxid entsteht beispielsweise durch die Reaktion von Lösungen aus Aluminiumchlorid und Natriumhydroxid:
AlCl 3 + 3NaOH = Al(OH) 3 ↓ + 3NaCl
Beim Ablassen dieser Lösungen bildet sich ein weißer, geleeartiger Niederschlag aus Aluminiumhydroxid (Abb. 2).
Gleichzeitig darf jedoch kein Alkaliüberschuss zugelassen werden, da sich amphotere Hydroxide in Alkalien lösen. Daher ist es besser, anstelle von Alkali eine wässrige Ammoniaklösung zu verwenden. Es handelt sich um eine schwache Base, in der sich Aluminiumhydroxid nicht löst. Wenn Aluminiumchlorid mit einer wässrigen Ammoniaklösung reagiert, entstehen Aluminiumhydroxid und Ammoniumchlorid:
AlCl 3 + 3NH 3 . H 2 O = Al(OH) 3 ↓ + 3NH 4 Cl
Reis. 2. Bildung eines Aluminiumhydroxid-Niederschlags
Referenzliste
- Novoshinsky I. I., Novoshinskaya N. S. Chemie. Lehrbuch für die Allgemeinbildung der 10. Klasse. Einrichtung Profilebene. - M.: LLC „TID“ Russisches Wort- RS“, 2008. (§54)
- Kuznetsova N. E., Litvinova T. N., Levkin A. N. Chemie: 11. Klasse: Lehrbuch für Schüler der Allgemeinbildung. Einrichtung (Profilebene): in 2 Teilen. Teil 2. M.: Ventana-Graf, 2008. (S. 110-111)
- Radetsky A.M. Chemie. Didaktisches Material. 10-11 Klassen. - M.: Bildung, 2011.
- Khomchenko I. D. Sammlung von Problemen und Übungen in Chemie für die weiterführende Schule. - M.: RIA „New Wave“: Verlag Umerenkov, 2008.
Video-Tutorial 2: Amphotere Hydroxide. Experimente
Vorlesung: Charakteristische chemische Eigenschaften von Basen und amphoteren Hydroxiden
Hydroxide und ihre Klassifizierung
Wie Sie bereits wissen, werden Basen aus Metallatomen und einer Hydroxogruppe (OH-) gebildet, daher werden sie auch Hydroxide genannt. Es gibt verschiedene Klassifizierungen von Basen.
1. In Bezug auf Wasser werden sie unterteilt in:
löslich,
unlöslich.
ZU lösliche Basen Dazu gehören Hydroxide von Alkali- und Erdalkalimetallen, weshalb sie Alkalien genannt werden. Zu dieser Gruppe gehört auch Ammoniumhydroxid, das jedoch im Gegensatz zu ersterem ein schwächerer Elektrolyt ist. Von anderen Metallen gebildete Basen lösen sich nicht in Wasser. Alkalien in einer wässrigen Lösung dissoziieren vollständig zu Metallkationen und Hydroxidanionen – OH – Ionen. Zum Beispiel: NaOH → Na + + OH - .
2. Aufgrund ihrer Wechselwirkung mit anderen Chemikalien werden Hydroxide unterteilt in:
basische Hydroxide,
Säurehydroxide (sauerstoffhaltige Säuren),
amphotere Hydroxide.
Diese Aufteilung hängt von der Ladung des Metallkations ab. Wenn die Ladung des Kations +1 oder +2 beträgt, hat das Hydroxid basische Eigenschaften. Als amphotere Basen gelten Hydroxide, deren Metallkationen eine Ladung von +3 und +4 haben.
Es gibt jedoch eine Reihe von Ausnahmen:
La(OH) 3 , Bi(OH) 3 , Tl(OH) 3 – Basen;
Be (OH) 2 , Sn (OH) 2 , Pb (OH) 2 , Zn (OH) 2 , Ge (OH) 2 sind amphotere Basen.
Chemische Eigenschaften von Basen
Basen können mit Säuren und Säureoxiden reagieren. Bei der Wechselwirkung entstehen Salze und Wasser:
Ba(OH) 2 + CO 2 → BaCO 3 + H 2 O;
KOH + HCl → KCl + H 2 O.
Alkalien und Ammoniumhydroxid reagieren immer mit Salzlösungen, nur unter Bildung unlöslicher Basen:
2KOH + FeCl 2 → 2KCl + Fe(OH) 2;
6NH 4 OH + Al 2 (SO 4) 3 → 2Al(OH) 3 + 3(NH 4) 2SO 4 .
Die Reaktion einer Säure mit einer Base nennt man Neutralisation. Bei dieser Reaktion bilden die sauren Kationen H+ und die basischen Anionen OH- Wassermoleküle. Danach wird das Lösungsmedium neutral. Dadurch beginnt Wärme freigesetzt zu werden. In Lösungen führt dies zu einer allmählichen Erwärmung der Flüssigkeit. Bei starken Lösungen reicht die Hitze mehr als aus, um die Flüssigkeit zum Kochen zu bringen. Es muss daran erinnert werden, dass die Neutralisationsreaktion ziemlich schnell abläuft.
Chemische Eigenschaften amphoterer Hydroxide
Amphotere Basen reagieren sowohl mit Säuren als auch mit Laugen. Bei der Wechselwirkung entstehen Salz und Wasser. Bei jeder Reaktion mit Säuren weisen amphotere Basen stets die Eigenschaften typischer Basen auf:
Cr(OH) 3 + 3HCl → CrCl 3 + 3H 2 O.
Bei der Reaktion mit Alkalien können amphotere Basen die Eigenschaften von Säuren zeigen. Bei der Fusion mit Alkalien entstehen Salz und Wasser.
Es gibt drei Hauptklassen anorganischer chemischer Verbindungen: Oxide, Hydroxide und Salze. Die ersten werden in zwei Gruppen eingeteilt: nicht salzbildend (dazu gehören Kohlenmonoxid, Lachgas, Stickstoffmonoxid usw.) und salzbildend, die wiederum basisch, sauer und amphoter sind. Hydroxide werden in Säuren, Basen und amphotere unterteilt. Es gibt basische, saure, mittlere und doppelte Salze. Im Folgenden wird näher darauf eingegangen amphotere Oxide und Hydroxide.
Was ist Amphoterizität?
Dies ist die Fähigkeit einer anorganischen Chemikalie, abhängig von den Reaktionsbedingungen sowohl saure als auch basische Eigenschaften zu zeigen. Zu den Stoffen mit dieser Eigenschaft können Oxide und Hydroxide gehören. Zu den ersten zählen die Oxide und Dioxide von Zinn, Beryllium, Mangan, Zink, Eisen (II), (III). Amphotere Hydroxide werden durch die folgenden Substanzen repräsentiert: Beryllium, Aluminium, Eisen(II)-hydroxid, Eisen- und Aluminiummetahydroxid, Titandihydroxidoxid. Die häufigsten und am häufigsten verwendeten der oben aufgeführten Verbindungen sind Eisen- und Aluminiumoxid sowie Hydroxide dieser Metalle.
Chemische Eigenschaften amphoterer Oxide
Amphotere Oxide haben sowohl die Eigenschaften saurer als auch basischer Verbindungen. Da sie sauer sind, können sie mit Alkalien interagieren. Bei dieser Art von Reaktion entstehen Salz und Wasser. Sie treten auch ein chemische Reaktion mit basischen Oxiden. Sie zeigen ihre basischen Eigenschaften und interagieren mit Säuren unter Bildung von Salz und Wasser sowie mit sauren Oxiden, wodurch Salz gewonnen werden kann.
Beispiele für Reaktionsgleichungen mit amphoteren Oxiden
AI 2 O 3 + 2KOH = 2KAIO 2 + H 2 O – diese Reaktion zeigt die sauren Eigenschaften amphoterer Oxide. 2АІ 2 О 3 + 6НСІ = 4АІСІ 3 + 3Н 2 О; АІ 2 О 3 + 3СО 2 = АІ2(СО 3) 3 – diese Gleichungen dienen als Beispiel für die grundlegenden chemischen Eigenschaften solcher Oxide.
Chemische Eigenschaften amphoterer Hydroxide
Sie sind in der Lage, sowohl mit starken Säuren als auch mit Laugen chemisch zu reagieren, einige von ihnen reagieren auch mit schwachen Säuren. Sie alle zerfallen bei hohen Temperaturen in Oxid und Wasser. Wenn ein amphoteres Hydroxid mit einer Säure reagiert, entstehen Salz und Wasser. Alle diese Hydroxide sind wasserunlöslich und können daher nur mit Lösungen bestimmter Verbindungen reagieren, nicht jedoch mit Trockensubstanzen.
Physikalische Eigenschaften amphoterer Oxide, Methoden zu ihrer Herstellung und Anwendung
Ferum(II)-oxid ist vielleicht das häufigste amphotere Oxid. Es gibt einige Möglichkeiten, es zu erhalten. Es wird häufig in der Industrie eingesetzt. Auch andere amphotere Oxide werden in vielen Branchen eingesetzt: von der Metallurgie bis zur Lebensmittelindustrie.
Aussehen, Herstellung und Verwendung von Ferum(II)oxid
Es ist ein schwarzer Feststoff. Sein Kristallgitter ähnelt dem von Speisesalz. Es kommt in der Natur als Mineral Wüstit vor.
Diese chemische Verbindung wird durch vier erhalten verschiedene Wege. Erste— Reduktion von Eisen(III)-oxid mit Kohlenmonoxid. In diesem Fall erhält man durch Mischen der gleichen Menge dieser beiden Stoffe zwei Teile Eisen(II)-oxid und einen Teil Kohlendioxid. Zweite Methode Zubereitung - die Wechselwirkung von Eisen mit seinen Oxiden, beispielsweise Ferum(III)-oxid, ohne die Bildung von Nebenprodukten.
Für eine solche Reaktion ist es jedoch notwendig, Bedingungen in der Form zu schaffen hohe Temperatur— 900-1000 Grad Celsius. Dritter Weg- eine Reaktion zwischen Eisen und Sauerstoff, in diesem Fall entsteht nur Eisen(II)-oxid. Zur Durchführung dieses Prozesses ist außerdem eine Erhitzung der Ausgangsstoffe erforderlich. Vierte Methode Es entsteht Eisenoxalat. Diese Reaktion erfordert hohe Temperaturen sowie ein Vakuum. Dabei entstehen Ferum(II)-oxid, Kohlendioxid und Kohlenmonoxid im Verhältnis 1:1:1. Aus dem oben Gesagten können wir schließen, dass das einfachste und unnötigste ist spezielle Bedingungen ist die erste Methode zur Gewinnung dieser Substanz. Eisen(II)-oxid wird zum Schmelzen von Gusseisen verwendet; es ist außerdem Bestandteil einiger Farbstoffe und wird beim Schwärzen von Stahl verwendet.
Eisen(III)-oxid
Dies ist ein nicht weniger verbreitetes amphoteres Oxid als das oben beschriebene. Bei normale Bedingungen Es handelt sich um eine feste Substanz mit rotbrauner Farbe. In der Natur kommt es in Form des Minerals Hämatit vor, das zur Herstellung von Schmuck verwendet wird. In der Industrie wird dieser Stoff häufig verwendet: Er wird zum Färben einiger Baumaterialien wie Ziegeln verwendet. Pflastersteine usw., bei der Herstellung von Farben, einschließlich Druckfarben, und Emails. Der betreffende Stoff dient auch als Lebensmittelfarbstoff namens E172. IN Chemieindustrie Es wird bei der Herstellung von Ammoniak als Katalysator verwendet.
Aluminium Oxid
Zu den amphoteren Oxiden zählt auch Aluminiumoxid. Dieser Stoff hat unter normalen Bedingungen einen festen Zustand. Die Farbe dieses Oxids ist weiß. In der Natur kommt ein Teil davon in Form von Aluminiumoxid sowie in Form von Saphir und Rubin vor. Wird hauptsächlich in der chemischen Industrie als Katalysator verwendet. Aber auch bei der Herstellung von Keramik wird es verwendet.
Zinkoxid
Diese chemische Verbindung ist auch amphoter. Dieser farblose Feststoff ist in Wasser unlöslich. Es wird hauptsächlich durch die Zersetzung verschiedener Zinkverbindungen gewonnen. Zum Beispiel sein Nitrat. Dabei werden Zinkoxid, Stickstoffdioxid und Sauerstoff freigesetzt. Sie können diesen Stoff auch durch die Zersetzung von Zinkcarbonat gewinnen. Bei dieser Reaktion wird neben der gewünschten Verbindung auch Kohlendioxid freigesetzt. Es ist auch möglich, dass Zinkhydroxid in sein Oxid und Wasser zerfällt. Um alle drei oben genannten Prozesse durchzuführen, ist eine Einwirkung hoher Temperaturen erforderlich. Zinkoxid wird in verschiedenen Branchen eingesetzt, beispielsweise in der chemischen Industrie (als Katalysator) zur Glasherstellung, in der Medizin zur Behandlung von Hautfehlern.
Berylliumoxid
Es wird hauptsächlich durch thermische Zersetzung des Hydroxids dieses Elements gewonnen. Dabei entsteht auch Wasser. Es sieht aus wie eine feste, farblose Substanz. Dieses Oxid findet als hitzebeständiges Material in verschiedenen Branchen Anwendung.
Zinnoxid
Es hat eine dunkle Farbe und ist unter normalen Bedingungen fest. Es kann wie viele andere amphotere Oxide durch Zersetzung seines Hydroxids gewonnen werden. Dabei entstehen der betreffende Stoff und Wasser. Dies erfordert auch die Einwirkung hoher Temperaturen. Diese Verbindung wird in der chemischen Industrie als Reduktionsmittel bei Redoxreaktionen und seltener als Katalysator verwendet.
Eigenschaften, Herstellung und Anwendung amphoterer Hydroxide
Amphotere Hydroxide werden nicht weniger häufig verwendet als Oxide. Aufgrund ihres vielseitigen chemischen Verhaltens werden sie hauptsächlich zur Herstellung von Verbindungen aller Art verwendet. Darüber hinaus wird Eisenhydroxid (ein farbloser Feststoff) bei der Herstellung von Batterien verwendet; Aluminiumhydroxid – zur Wasserreinigung; Berylliumhydroxid – um Oxid zu erhalten.
