Amphotere Metalloxide und -hydroxide. Amphotere Oxide und Hydroxide: physikalische und chemische Eigenschaften, Herstellung, Anwendung

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, zum Beispiel 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

Verbindungen von Aluminium 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 Halogeniden.

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 zur 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, die in Form isomorpher Verunreinigungen in der Zusammensetzung bestimmter Mineralien enthalten sind. 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, Columbit und Kassiterit enthalten. Verfärbungen durch Verunreinigungen organischer Stoffe sind 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 steht 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 aufgrund der 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 wird Aluminium-Kalium-Alaun in das Sediment freigesetzt, das bei Kälte schlecht löslich ist. hohe Temperatur. 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 Abwasser verwendet. 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 = UkTss = 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- ein Element der dreizehnten Gruppe (gemäß der veralteten Klassifikation - die Hauptuntergruppe der dritten Gruppe), der zweiten Periode des Periodensystems chemischer Elemente mit der Ordnungszahl 5. Gekennzeichnet mit dem 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 mit 5,7 GPa die höchste Zugfestigkeit

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 – grauschwarz, 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 in 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

Häufiger als Li verwenden sie 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, existiert in zwei Modifikationen – mit einer hexagonalen Kristallgitter, bei 400 °C und 2200 MPa, wird monoklin.

In der Industrie Borax wird aus natürlichen Boraten durch Fusion mit Soda gewonnen . Wenn natürliche Bormineralien mit Schwefelsäure behandelt werden, entsteht es 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 auf 1000–1500 °C erhitztem 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 Salz der Borsäure 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 Zünden 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. In Borosilikatglas ist es sehr klein; nur in Quarzglas ist es kleiner (fast zehnmal). Dies verhindert, dass das Glas bei plötzlichen Temperaturschwankungen bricht. Dies erklärt seinen Einsatz 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 die chemische Industrie und andere Industrien verwendet, 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. Physikalische 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 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 von PSE steht in der Mitte von D.I. Mendelejews Tisch. Hier ist deutlich ein starker Eigenschaftswechsel von Nichtmetallen zu Metallen zu erkennen. Betrachten wir getrennt 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 Kern eines Atoms (außer bei Kernreaktionen) nicht beeinflusst, ebenso wie die inneren elektronischen Ebenen, sondern nur die Elektronen der äußeren Elektronenhülle. 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

Astralens

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 + ZN 2 O.

Bei diesen Reaktionen weisen amphotere Hydroxide die Eigenschaften von Basen auf .

V) mit Gründen,

Beim Verschmelzen fester Stoffe entstehen Salze.

Zum Beispiel:

A1(OH) 3 + NaOH tv. 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 basischen Oxiden:

2Cr(OH) 3 + K 2 O 2KCrO2 + 3H2O.

Bei dieser Reaktion weist das amphotere Hydroxid saure Eigenschaften auf. Die Reaktion erfolgt durch Verschmelzen 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.

Gründe dafür - Dies ist eine chemische Verbindung, die eine kovalente Bindung mit einem Proton (Brønsted-Base) oder mit einem freien Orbital einer anderen chemischen Verbindung (Lewis-Base) eingehen kann.

Chemische Eigenschaften von Basen

Alkalien	Unlösliche Basen
Ändern der Farbe der Indikatoren
Phenolphthalein - Himbeere Methylorange - Orange Lackmusblau Universalindikator - von Blau bis Lila	ändere dich nicht
Wechselwirkung mit Säuren (Neutralisationsreaktion)
2NaOH+H2SO4=Na2SO4+2H2O2NaOH+H2SO4=Na2SO4+2H2O	Cu(OH)2+2HNO3=Cu(NO3)2+2H2OCu(OH)2+2HNO3=Cu(NO3)2+2H2O
Wechselwirkung mit Säureoxiden
SO2+2KOH=K2SO3+H2O4SO2+2KOH=K2SO3+H2O4
Wechselwirkung mit amphoteren Oxiden
Al2O3+6NaOH+3H2O=2Na3Al2O3+6NaOH+3H2O=2Na3 in Lösung Al2O3+2NaOH=2NaAlO2+H2OAl2O3+2NaOH=2NaAlO2+H2O in der Schmelze
Wechselwirkung mit Salzen
Durchschnitt (Berthollet-Regel): 2NaOH+MgSO4=Mg(OH)2↓+Na2SO42NaOH+MgSO4=Mg(OH)2↓+Na2SO4 NaHCO3+NaOH=Na2CO3+H2ONaHCO3+NaOH=Na2CO3+H2O
Hitzezersetzung
zersetzen sich nicht, außer LiOH: 2LiOH−→−−−−−800∘C,H2Li2O+H2O2LiOH→800∘C,H2Li2O+H2O	Cu(OH)2=CuO+H2OCu(OH)2=CuO+H2O
Wechselwirkung mit Nichtmetallen
2NaOH(konz., kalt)+Cl2=NaClO+NaCl+H2O2NaOH(konz., kalt)+Cl2=NaClO+NaCl+H2O 6NaOH(konz., hor.)+3Cl2=NaClO3+5NaCl+3H2O6NaOH(konz., hor.)+3Cl2=NaClO3+5NaCl+3H2O

Methoden zur Erlangung von Basen

1 . Elektrolyse wässriger Salzlösungen Aktive Metalle:

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

Bei der Elektrolyse von Metallsalzen in der Spannungsreihe bis hin zu Aluminium wird an der Kathode Wasser unter Freisetzung von Wasserstoffgas und Hydroxidionen reduziert. Bei der Dissoziation des Salzes entstehende Metallkationen bilden mit den entstehenden Hydroxidionen Basen.

2 . Wechselwirkung von Metallen mit Wasser: 2Na+2H2O=2NaOH+H22Na+2H2O=2NaOH+H2 Diese Methode hat weder im Labor noch in der Industrie eine praktische Anwendung

3 . Wechselwirkung von Oxiden mit Wasser: CaO+H2O=Ca(OH)2CaO+H2O=Ca(OH)2

4 . Austauschreaktionen(sowohl lösliche als auch unlösliche Basen können erhalten werden): Ba(OH)2+K2SO4=2KOH+BaSO4↓Ba(OH)2+K2SO4=2KOH+BaSO4↓ CuCl2+2NaOH=Cu(OH)2↓+2NaNO3

Amphotere Verbindungen - Das Stoffe, die je nach Reaktionsbedingungen saure oder basische Eigenschaften aufweisen.

Amphotere Hydroxide – wasserunlösliche Stoffe, die beim Erhitzen in Metalloxide und Wasser zerfallen:

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

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-.

Ein Merkmal von amphoterem Hydroxid ist, dass es sich in der Stärke der O-H- und Zn-O-Bindungen kaum unterscheidet. 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

Amphotere Oxide - salzbildende Oxide, die je nach Bedingungen entweder basische oder saure Eigenschaften aufweisen (also amphoter wirken). Gebildet durch Übergangsmetalle. Metalle in amphoteren Oxiden weisen normalerweise Oxidationsstufen von III bis IV auf, mit Ausnahme von ZnO, BeO, SnO, PbO.

Amphotere Oxide haben einen doppelten Charakter: Sie können mit Säuren und Basen (Laugen) interagieren:

Al 2 Ö 3 + 6HCl = 2AlCl 3 + 3 Std 2 Ö,

Al 2 Ö 3 + 2NaOH + 3H 2 O = 2Na.

Typische amphotere Oxide : H 2 O, BeO, Al 2 Ö 3 , Cr 2 Ö 3 , Fe 2 Ö 3 usw.

9. Chemische Thermodynamik. Konzepte eines Systems, Entropie, Enthalpie, thermischer Effekt einer chemischen Reaktion, Hess-Gesetz und seine Folgerung. Endotherme und Exotherme von Reaktionen, 1. und 2. Hauptsatz der Thermodynamik, Geschwindigkeit chemischer Reaktionen (Einflussfaktoren), Van't-Hoff-Regel, Van't-Hoff-Gleichung.

Chemische Thermodynamik – eine Wissenschaft, die die Bedingungen der Stabilität von Systemen und Gesetzen untersucht.

Thermodynamik – Wissenschaft der Makrosysteme.

Thermodynamisches System - ein makroskopischer Teil der umgebenden Welt, in dem verschiedene physikalische und chemische Prozesse ablaufen.

Verteiltes System nennt man ein heterogenes System, in dem kleine Partikel einer Phase gleichmäßig im Volumen einer anderen Phase verteilt sind.

Entropie (aus dem Griechischen entropia) – Wendung, Transformation. Der Begriff der Entropie wurde erstmals in der Thermodynamik eingeführt, um das Maß für die irreversible Energiedissipation zu bestimmen. Entropie wird in anderen Bereichen der Wissenschaft häufig verwendet: in der statistischen Physik als Maß für die Wahrscheinlichkeit des Auftretens eines makroskopischen Zustands; In der Informationstheorie ein Maß für die Unsicherheit einer Erfahrung (Test), die zu unterschiedlichen Ergebnissen führen kann. Alle diese Interpretationen der Entropie haben eine tiefe innere Verbindung.

Enthalpie (thermische Funktion, Wärmeinhalt) - thermodynamisches Potential, das den Zustand des Systems im thermodynamischen Gleichgewicht charakterisiert, wenn Druck, Entropie und Teilchenzahl als unabhängige Variablen gewählt werden.

Einfach ausgedrückt ist Enthalpie die Energie, die bei einem bestimmten konstanten Druck zur Umwandlung in Wärme zur Verfügung steht.

Es ist üblich, thermische Effekte in thermochemischen Gleichungen chemischer Reaktionen anhand der Werte der Enthalpie (Wärmeinhalt) des Systems ΔH anzugeben.

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

Für endotherme Reaktionen gilt ΔH > 0.

Thermischer Effekt einer chemischen Reaktion ist die Wärme, die bei gegebenen Mengen reagierender Stoffe freigesetzt oder aufgenommen wird.

Die thermische Wirkung einer Reaktion hängt vom Zustand der Stoffe ab.

Betrachten Sie die thermochemische Gleichung für die Reaktion von Wasserstoff mit Sauerstoff:

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

Dieser Eintrag bedeutet, dass bei der Reaktion von 2 Mol Wasserstoff mit 1 Mol Sauerstoff 2 Mol Wasser im gasförmigen Zustand entstehen. Dabei werden 483,6 (kJ) Wärme freigesetzt.

Hesssches Gesetz - Die thermische Wirkung einer unter isobar-isothermen oder isochor-isothermen Bedingungen durchgeführten chemischen Reaktion hängt nur von der Art und dem Zustand der Ausgangsstoffe und Reaktionsprodukte und nicht vom Weg ihres Auftretens ab.

Folgerungen aus dem Hessschen Gesetz:

Der thermische Effekt der Rückreaktion ist gleich dem thermischen Effekt der Hinreaktion mit umgekehrtem Vorzeichen, d. h. für Reaktionen

Die ihnen entsprechenden thermischen Wirkungen hängen durch die Gleichheit zusammen

2. Kommt das System durch eine Reihe aufeinanderfolgender chemischer Reaktionen in einen Zustand, der vollständig mit dem Ausgangszustand übereinstimmt (Kreisprozess), dann ist die Summe der thermischen Effekte dieser Reaktionen Null, d.h. für eine Reihe von Reaktionen

die Summe ihrer thermischen Wirkungen

Unter Bildungsenthalpie versteht man die thermische Wirkung der Bildungsreaktion von 1 Mol eines Stoffes aus einfachen Stoffen. Üblicherweise werden Standardbildungsenthalpien verwendet. Sie werden mit oder bezeichnet (häufig wird einer der Indizes weggelassen; f – aus der englischen Formation).

Erster Hauptsatz der Thermodynamik - Die Änderung der inneren Energie des Systems beim Übergang von einem Zustand in einen anderen entspricht dem Arbeitsaufwand äußere Kräfte und die an das System übertragene Wärmemenge

Nach dem ersten Hauptsatz der Thermodynamik kann Arbeit nur durch Wärme oder eine andere Energieform verrichtet werden. Folglich werden Arbeit und Wärmemenge in den gleichen Einheiten gemessen – Joule (sowie Energie).

Dabei ist ΔU die Änderung der inneren Energie, A die Arbeit äußerer Kräfte und Q die an das System übertragene Wärmemenge.

Zweiter Hauptsatz der Thermodynamik - Ein Prozess ist unmöglich, dessen einziges Ergebnis die Übertragung von Wärme von einem kälteren Körper auf einen heißeren wäre

Van't Hoffs Regel besagt, dass sich die Geschwindigkeit einer chemischen Reaktion mit jedem Temperaturanstieg um 10° um das Zwei- bis Vierfache erhöht.

Die Gleichung, die diese Regel beschreibt, lautet:(\displaystyle ~V_(2)=V_(1)\cdot \gamma ^(\frac (T_(2)-T_(1))(10)))

wobei V 2 die Reaktionsgeschwindigkeit bei der Temperatur t 2 und V 1 die Reaktionsgeschwindigkeit bei der Temperatur t 1 ist;

ɣ ist der Temperaturkoeffizient der Reaktionsgeschwindigkeit. (Wenn es beispielsweise gleich 2 ist, erhöht sich die Reaktionsgeschwindigkeit um das Zweifache, wenn die Temperatur um 10 Grad steigt).

Endotherme Reaktionen - chemische Reaktionen, die mit der Aufnahme von Wärme einhergehen. Bei endothermen Reaktionen haben die Änderung der Enthalpie und der inneren Energie positive Werte (\displaystyle \Delta H>0)(\displaystyle \Delta U>0), sodass die Reaktionsprodukte mehr Energie enthalten als die Ausgangskomponenten.

Zu den endothermen Reaktionen gehören:

Reduktionsreaktionen von Metallen aus Oxiden,

Elektrolyse (elektrische Energie wird absorbiert),

elektrolytische Dissoziation (zum Beispiel Auflösung von Salzen in Wasser),

Ionisation,

Wasserexplosion – einer kleinen Menge Wasser zugeführt große Menge Wärme wird für die sofortige Erwärmung und den Phasenübergang der Flüssigkeit in überhitzten Dampf aufgewendet, während die innere Energie zunimmt und sich in Form von zwei Dampfenergien manifestiert – intramolekulares thermisches und intermolekulares Potenzial.

Photosynthese.

Exotherme Reaktion - eine chemische Reaktion, die mit der Freisetzung von Wärme einhergeht. Das Gegenteil einer endothermen Reaktion.

Basen, amphotere Hydroxide

Basen sind komplexe Substanzen, die aus Metallatomen und einer oder mehreren Hydroxylgruppen (-OH) bestehen. Die allgemeine Formel lautet Me +y (OH) y, wobei y die Anzahl der Hydroxogruppen gleich der Oxidationsstufe des Metalls Me ist. Die Tabelle zeigt die Klassifizierung der Basen.

Eigenschaften von Alkalien, Hydroxiden von Alkali- und Erdalkalimetallen

1. Wässrige Alkalilösungen fühlen sich seifig an und verändern die Farbe der Indikatoren: Lackmus – blau, Phenolphthalein – purpurrot.

2. Wässrige Lösungen dissoziieren:

3. Mit Säuren interagieren und eine Austauschreaktion eingehen:

Polysäurebasen können mittlere und basische Salze ergeben:

4. Reagieren Sie mit sauren Oxiden und bilden Sie je nach Basizität der diesem Oxid entsprechenden Säure mittlere und saure Salze:

5. Wechselwirkung mit amphoteren Oxiden und Hydroxiden:

a) Fusion:

b) in Lösungen:

6. Wechselwirkung mit wasserlöslichen Salzen, wenn sich ein Niederschlag oder Gas bildet:

Unlösliche Basen(Cr(OH) 2, Mn(OH) 2 usw.) interagieren mit Säuren und zersetzen sich beim Erhitzen:

Amphotere Hydroxide

Amphotere Verbindungen sind Verbindungen, die je nach Bedingungen sowohl Donatoren von Wasserstoffkationen sein können und saure Eigenschaften aufweisen, als auch deren Akzeptoren, d. h. basische Eigenschaften aufweisen.

Chemische Eigenschaften amphoterer Verbindungen

1. Durch die Wechselwirkung mit starken Säuren weisen sie basische Eigenschaften auf:

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

2. Durch die Wechselwirkung mit Alkalien – starken Basen – weisen sie saure Eigenschaften auf:

Zn(OH) 2 + 2NaOH = Na 2 ( komplexes Salz)

Al(OH) 3 + NaOH = Na ( komplexes Salz)

Komplexe Verbindungen sind solche, bei denen mindestens eine kovalente Bindung durch einen Donor-Akzeptor-Mechanismus gebildet wird.

Die allgemeine Methode zur Herstellung von Basen basiert auf Austauschreaktionen, durch die sowohl unlösliche als auch lösliche Basen erhalten werden können.

CuSO 4 + 2KOH = Cu(OH) 2 ↓ + K 2 SO 4

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

Wenn auf diese Weise lösliche Basen gewonnen werden, fällt ein unlösliches Salz aus.

Bei der Herstellung wasserunlöslicher Basen mit amphoteren Eigenschaften sollte überschüssiges Alkali vermieden werden, da es zum Auflösen der amphoteren Base kommen kann, zum Beispiel:

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

In solchen Fällen wird Ammoniumhydroxid verwendet, um Hydroxide zu erhalten, in denen sich amphotere Hydroxide nicht lösen:

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

Silber- und Quecksilberhydroxide zersetzen sich so leicht, dass beim Versuch, sie durch Austauschreaktion zu gewinnen, anstelle von Hydroxiden Oxide ausfallen:

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

In der Industrie werden Alkalien üblicherweise durch Elektrolyse wässriger Chloridlösungen gewonnen.

2NaCl + 2H 2 O → ϟ → 2NaOH + H 2 + Cl 2

Alkalien können auch durch Reaktion von Alkali- und Erdalkalimetallen oder deren Oxiden mit Wasser gewonnen werden.

2Li + 2H 2 O = 2LiOH + H 2

SrO + H 2 O = Sr(OH) 2

Säuren

Säuren sind komplexe Stoffe, deren Moleküle aus Wasserstoffatomen bestehen, die durch Metallatome und saure Reste ersetzt werden können. Unter normalen Bedingungen können Säuren fest (Phosphorsäure H 3 PO 4; Silizium H 2 SiO 3) und flüssig (in reiner Form die Flüssigkeit ist Schwefelsäure (H 2 SO 4).

Gase wie Chlorwasserstoff HCl, Bromwasserstoff HBr, Schwefelwasserstoff H 2 S bilden in wässrigen Lösungen die entsprechenden Säuren. Die Anzahl der Wasserstoffionen, die jedes Säuremolekül während der Dissoziation bildet, bestimmt die Ladung des Säurerests (Anion) und die Basizität der Säure.

Entsprechend protolytische Theorie der Säuren und Basen, Wie der dänische Chemiker Brønsted und der englische Chemiker Lowry gleichzeitig vorgeschlagen haben, ist eine Säure eine Substanz abspalten mit dieser Reaktion Protonen, A Basis- eine Substanz, die es kann Protonen annehmen.

Säure → Base + H +

Basierend auf solchen Ideen ist es klar grundlegende Eigenschaften von Ammoniak, das aufgrund des Vorhandenseins eines einzelnen Elektronenpaars am Stickstoffatom bei Wechselwirkung mit Säuren effektiv ein Proton aufnimmt und über eine Donor-Akzeptor-Bindung ein Ammoniumion bildet.

HNO 3 + NH 3 ⇆ NH 4 + + NO 3 —

Säure-Base-Säure-Base

Mehr allgemeine Definition Säuren und Basen vorgeschlagen vom amerikanischen Chemiker G. Lewis. Er schlug vor, dass Säure-Base-Wechselwirkungen vollständig sind treten bei der Übertragung von Protonen nicht zwangsläufig auf. Bei der Bestimmung von Säuren und Basen nach Lewis liegt die Hauptrolle in chemische Reaktionen gegeben ist Elektronenpaare

Als Kationen werden Anionen oder neutrale Moleküle bezeichnet, die ein oder mehrere Elektronenpaare aufnehmen können Lewis-Säuren.

Beispielsweise ist Aluminiumfluorid AlF 3 eine Säure, da es bei Wechselwirkung mit Ammoniak ein Elektronenpaar aufnehmen kann.

AlF 3 + :NH 3 ⇆ :

Kationen, Anionen oder neutrale Moleküle, die Elektronenpaare abgeben können, werden Lewis-Basen genannt (Ammoniak ist eine Base).

Lewis‘ Definition deckt alle Säure-Base-Prozesse ab, die in zuvor vorgeschlagenen Theorien berücksichtigt wurden. Die Tabelle vergleicht die derzeit verwendeten Definitionen von Säuren und Basen.

Nomenklatur der Säuren

Weil dort sind verschiedene Definitionen Säuren, ihre Klassifizierung und Nomenklatur sind eher willkürlich.

Entsprechend der Anzahl der in einer wässrigen Lösung eliminierbaren Wasserstoffatome werden Säuren eingeteilt einbasisch(z. B. HF, HNO 2), dibasisch(H 2 CO 3, H 2 SO 4) und tribasisch(H 3 PO 4).

Je nach Zusammensetzung der Säure werden sie unterteilt in Sauerstofffrei(HCl, H 2 S) und sauerstoffhaltig(HClO 4, HNO 3).

Gewöhnlich Namen sauerstoffhaltiger Säuren sind abgeleitet vom Namen des Nichtmetalls mit dem Zusatz der Endungen -kai, -vaya, wenn die Oxidationsstufe des Nichtmetalls gleich der Gruppennummer ist. Mit abnehmender Oxidationsstufe ändern sich die Suffixe (in der Reihenfolge der abnehmenden Oxidationsstufe des Metalls): -undurchsichtig, rostig, -undurchsichtig:

Wenn wir die Polarität der Wasserstoff-Nichtmetall-Bindung innerhalb einer Periode betrachten, können wir die Polarität dieser Bindung leicht mit der Position des Elements im Periodensystem in Beziehung setzen. Von Metallatomen, die leicht Valenzelektronen verlieren, nehmen Wasserstoffatome diese Elektronen auf, bilden eine stabile Zwei-Elektronen-Hülle wie die Hülle eines Heliumatoms und ergeben ionische Metallhydride.

In Wasserstoffverbindungen von Elementen der Gruppen III–IV des Periodensystems bilden Bor, Aluminium, Kohlenstoff und Silizium kovalente, schwach polare Bindungen mit Wasserstoffatomen, die nicht zur Dissoziation neigen. Für Elemente der Gruppen V-VII Periodensystem Innerhalb einer Periode nimmt die Polarität der Nichtmetall-Wasserstoff-Bindung mit der Ladung des Atoms zu, aber die Ladungsverteilung im resultierenden Dipol ist anders als in Wasserstoffverbindungen von Elementen, die dazu neigen, Elektronen abzugeben. Nichtmetallische Atome, die zur Vervollständigung der Elektronenhülle mehrere Elektronen benötigen, ziehen ein Bindungselektronenpaar umso stärker an (polarisieren), je größer die Kernladung ist. Daher werden in der Reihe CH 4 - NH 3 - H 2 O - HF oder SiH 4 - PH 3 - H 2 S - HCl Bindungen mit Wasserstoffatomen, obwohl sie kovalent bleiben, polarerer Natur und das Wasserstoffatom in der Der Dipol zwischen Element und Wasserstoffbindung wird elektropositiver. Befinden sich polare Moleküle in einem polaren Lösungsmittel, kann es zu einem Prozess der elektrolytischen Dissoziation kommen.

Lassen Sie uns das Verhalten sauerstoffhaltiger Säuren in wässrigen Lösungen diskutieren. Diese Säuren haben N-O-E-Verbindung und natürlich wird die Polarität der H-O-Bindung beeinflusst O-E-Verbindung. Daher dissoziieren diese Säuren normalerweise leichter als Wasser.

H 2 SO 3 + H 2 O ⇆ H 3 O + + HSO 3

HNO 3 + H 2 O ⇆ H 3 O + + NO 3

Schauen wir uns ein paar Beispiele an Eigenschaften sauerstoffhaltiger Säuren, gebildet aus Elementen, die unterschiedliche Oxidationsgrade aufweisen können. Es ist bekannt, dass hypochlorige Säure HClO sehr schwach auch chlorige Säure HClO 2 schwach, aber stärker als hypochlorige, hypochlorige Säure HClO 3 stark. Perchlorsäure HClO 4 ist eine davon das stärkste anorganische Säuren.

Für die saure Dissoziation (unter Abspaltung des H-Ions) ist die Spaltung der O-H-Bindung notwendig. Wie lässt sich die Abnahme der Stärke dieser Bindung in der Reihe HClO – HClO 2 – HClO 3 – HClO 4 erklären? In dieser Reihe nimmt die Anzahl der Sauerstoffatome zu, die mit dem zentralen Chloratom verbunden sind. Jedes Mal, wenn eine neue Sauerstoff-Chlor-Bindung gebildet wird, wird die Elektronendichte vom Chloratom und damit von der O-Cl-Einfachbindung abgezogen. Dadurch verlässt die Elektronendichte teilweise die O-H-Bindung, die dadurch geschwächt wird.

Dieses Muster - Verstärkung der sauren Eigenschaften mit zunehmendem Oxidationsgrad des Zentralatoms - charakteristisch nicht nur für Chlor, sondern auch für andere Elemente. Beispielsweise ist Salpetersäure HNO 3, in der die Oxidationsstufe von Stickstoff +5 beträgt, stärker als salpetrige Säure HNO 2 (die Oxidationsstufe von Stickstoff beträgt +3); Schwefelsäure H 2 SO 4 (S +6) ist stärker als schweflige Säure H 2 SO 3 (S +4).

Säuren gewinnen

1. Es können sauerstofffreie Säuren gewonnen werden durch direkte Verbindung von Nichtmetallen mit Wasserstoff.

H 2 + Cl 2 → 2HCl,

H 2 + S ⇆ H 2 S

2. Es können einige sauerstoffhaltige Säuren gewonnen werden Wechselwirkung von Säureoxiden mit Wasser.

3. Es können sowohl sauerstofffreie als auch sauerstoffhaltige Säuren gewonnen werden durch Stoffwechselreaktionen zwischen Salzen und anderen Säuren.

BaBr 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2НВr

CuSO 4 + H 2 S = H 2 SO 4 + CuS↓

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

NaCl (T) + H 2 SO 4 (konz.) = HCl + NaHSO 4

AgNO 3 + HCl = AgCl↓ + HNO 3

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

4. Einige Säuren können mit gewonnen werden Redoxreaktionen.

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

3P + 5HNO 3 + 2H 2 O = ZN 3 PO 4 + 5NO 2

Saurer Geschmack, Wirkung auf Indikatoren, elektrische Leitfähigkeit, Wechselwirkung mit Metallen, basischen und amphoteren Oxiden, Basen und Salzen, Bildung von Estern mit Alkoholen – diese Eigenschaften sind anorganischen und organischen Säuren gemeinsam.

kann in zwei Arten von Reaktionen unterteilt werden:

1) sind üblich Für Säuren Reaktionen sind mit der Bildung von Hydroniumionen H 3 O + in wässrigen Lösungen verbunden;

2) Spezifisch(d. h. charakteristische) Reaktionen bestimmte Säuren.

Das Wasserstoffion kann eindringen Redox Reaktion, Reduktion zu Wasserstoff, sowie in einer zusammengesetzten Reaktion mit negativ geladenen oder neutralen Teilchen mit freien Elektronenpaaren, also in Säure-Base-Reaktionen.

ZU allgemeine Eigenschaften Säuren umfassen Reaktionen von Säuren mit Metallen in der Spannungsreihe bis hin zu Wasserstoff, zum Beispiel:

Zn + 2Н + = Zn 2+ + Н 2

Säure-Base-Reaktionen umfassen Reaktionen mit basischen Oxiden und Basen sowie mit intermediären, basischen und manchmal sauren Salzen.

2 CO 3 + 4HBr = 2CuBr 2 + CO 2 + 3H 2 O

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

2KHSO 3 + H 2 SO 4 = K 2 SO 4 + 2SO 2 + 2H 2 O

Beachten Sie, dass mehrbasige Säuren schrittweise dissoziieren und die Dissoziation bei jedem weiteren Schritt schwieriger ist. Daher werden bei einem Säureüberschuss am häufigsten saure Salze gebildet, nicht durchschnittliche.

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

Na 2 S + H 3 PO 4 = Na 2 HPO 4 + H 2 S

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

KOH + H 2 S = KHS + H 2 O

Auf den ersten Blick mag die Bildung saurer Salze überraschend erscheinen einbasisch Fluorwasserstoffsäure. Diese Tatsache lässt sich jedoch erklären. Im Gegensatz zu allen anderen Halogenwasserstoffsäuren ist Flusssäure in Lösungen teilweise polymerisiert (aufgrund der Bildung von Wasserstoffbrückenbindungen) und es können verschiedene Partikel (HF) X darin vorhanden sein, nämlich H 2 F 2, H 3 F 3 usw.

Ein Sonderfall des Säure-Basen-Gleichgewichts - Reaktionen von Säuren und Basen mit Indikatoren, die je nach Säuregehalt der Lösung ihre Farbe ändern. Indikatoren werden in der qualitativen Analyse zum Nachweis von Säuren und Basen eingesetzt in Lösungen.

Die am häufigsten verwendeten Indikatoren sind Lackmus(V neutral Umfeld lila, V sauer - Rot, V alkalisch - blau), Methylorange(V sauer Umfeld Rot, V neutral - orange, V alkalisch - gelb), Phenolphthalein(V stark alkalisch Umfeld himbeerrot, V neutral und sauer - farblos).

Spezifische Eigenschaften Es gibt zwei Arten verschiedener Säuren: erstens Reaktionen, die zur Bildung führen unlösliche Salze, und zweitens, Redoxtransformationen. Wenn die mit der Anwesenheit des H + -Ions verbundenen Reaktionen allen Säuren gemeinsam sind (qualitative Reaktionen zum Nachweis von Säuren), werden spezifische Reaktionen als qualitative Reaktionen für einzelne Säuren verwendet:

Ag + + Cl - = AgCl (weißer Niederschlag)

Ba 2+ + SO 4 2- = BaSO 4 (weißer Niederschlag)

3Ag + + PO 4 3 - = Ag 3 PO 4 (gelber Niederschlag)

Einige spezifische Reaktionen von Säuren sind auf ihre Redoxeigenschaften zurückzuführen.

Anoxische Säuren in wässriger Lösung können nur oxidiert werden.

2KMnO 4 + 16HCl = 5Сl 2 + 2КСl + 2МnСl 2 + 8Н 2 O

H 2 S + Br 2 = S + 2НВг

Sauerstoffhaltige Säuren können nur oxidiert werden, wenn sich das Zentralatom in ihnen in einer niedrigeren oder mittleren Oxidationsstufe befindet, wie zum Beispiel in schwefliger Säure:

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

Viele sauerstoffhaltige Säuren, bei denen das Zentralatom die maximale Oxidationsstufe aufweist (S +6, N +5, Cr +6), weisen die Eigenschaften starker Oxidationsmittel auf. Konzentriertes H 2 SO 4 ist ein starkes Oxidationsmittel.

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

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

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

Es sollte daran erinnert werden, dass:

• Saure Lösungen reagieren mit Metallen, die sich in der elektrochemischen Spannungsreihe links von Wasserstoff befinden, unter einer Reihe von Bedingungen, von denen die wichtigste die Bildung eines löslichen Salzes als Ergebnis der Reaktion ist. Die Wechselwirkung von HNO 3 und H 2 SO 4 (konz.) mit Metallen verläuft unterschiedlich.

Konzentrierte Schwefelsäure passiviert in der Kälte Aluminium, Eisen und Chrom.

• In Wasser zerfallen Säuren in Wasserstoffkationen und Anionen von Säureresten, zum Beispiel:

• Anorganische und organische Säuren reagieren mit basischen und amphoteren Oxiden, sofern ein lösliches Salz entsteht:

• Beide Säuren reagieren mit Basen. Mehrbasische Säuren können sowohl Zwischen- als auch Säuresalze bilden (das sind Neutralisationsreaktionen):

• Die Reaktion zwischen Säuren und Salzen findet nur statt, wenn ein Niederschlag oder ein Gas entsteht:

Die Wechselwirkung von H 3 PO 4 mit Kalkstein wird aufgrund der Bildung des letzten unlöslichen Niederschlags von Ca 3 (PO 4) 2 auf der Oberfläche beendet.

Die Besonderheiten der Eigenschaften von Salpetersäure HNO 3 und konzentrierter Schwefelsäure H 2 SO 4 (konz.) beruhen auf der Tatsache, dass bei der Wechselwirkung mit einfachen Substanzen (Metallen und Nichtmetallen) die Oxidationsmittel keine H + -Kationen sind , sondern Nitrat- und Sulfationen. Es ist logisch zu erwarten, dass bei solchen Reaktionen kein Wasserstoff H2 entsteht, sondern andere Stoffe: notwendigerweise Salz und Wasser sowie je nach Konzentration eines der Produkte der Reduktion von Nitrat- oder Sulfationen von Säuren, die Stellung des Metalls in der Spannungsreihe und Reaktionsbedingungen (Temperatur, Grad der Metallmahlung usw.).

Diese Merkmale des chemischen Verhaltens von HNO 3 und H 2 SO 4 (konz.) veranschaulichen deutlich die These der Theorie chemische Strukturüber die gegenseitige Beeinflussung von Atomen in Stoffmolekülen.

Die Begriffe Volatilität und Stabilität (Stabilität) werden oft verwechselt. Flüchtige Säuren sind Säuren, deren Moleküle leicht in einen gasförmigen Zustand übergehen, also verdampfen. Zum Beispiel, Salzsäure ist eine flüchtige, aber stabile, stabile Säure. Es ist unmöglich, die Flüchtigkeit instabiler Säuren zu beurteilen. Beispielsweise zerfällt nichtflüchtige, unlösliche Kieselsäure in Wasser und SiO 2. Wässrige Lösungen von Salz-, Salpeter-, Schwefel-, Phosphorsäure und einer Reihe anderer Säuren sind farblos. Eine wässrige Lösung von Chromsäure H 2 CrO 4 hat eine gelbe Farbe und Mangansäure HMnO 4 ist purpurrot.

Referenzmaterial zur Durchführung des Tests:

Mendelejew-Tisch

Löslichkeitstabelle

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. Durch die Interaktion mit anderen Chemikalien Hydroxide werden 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 bei 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 Neutralisierungsreaktion 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.