Womit reagieren amphotere Hydroxide? Beispiele für Reaktionsgleichungen mit amphoteren Oxiden. Eigenschaften amphoterer Oxide

Amphotere Verbindungen

Chemie ist immer eine Einheit von Gegensätzen.

Schauen Sie sich das Periodensystem an.

Es bilden sich einige Elemente (fast alle Metalle mit den Oxidationsstufen +1 und +2). Basic Oxide und Hydroxide. Kalium bildet beispielsweise das Oxid K 2 O und das Hydroxid KOH. Sie weisen basische Eigenschaften auf, beispielsweise die Wechselwirkung mit Säuren.

K2O + HCl → KCl + H2O

Es bilden sich einige Elemente (die meisten Nichtmetalle und Metalle mit den Oxidationsstufen +5, +6, +7). sauer Oxide und Hydroxide. Saure Hydroxide sind sauerstoffhaltige Säuren, sie werden Hydroxide genannt, weil sie in ihrer Struktur eine Hydroxylgruppe haben, zum Beispiel bildet Schwefel Säureoxid SO 3 und Säurehydroxid H 2 SO 4 (Schwefelsäure):

Solche Verbindungen weisen saure Eigenschaften auf, sie reagieren beispielsweise mit Basen:

H2SO4 + 2KOH → K2SO4 + 2H2O

Und es gibt Elemente, die Oxide und Hydroxide bilden, die sowohl saure als auch basische Eigenschaften aufweisen. Dieses Phänomen nennt man amphoter . Es sind diese Oxide und Hydroxide, auf die wir uns in diesem Artikel konzentrieren werden. Alle amphoteren Oxide und Hydroxide sind wasserunlösliche Feststoffe.

Erstens: Wie können wir feststellen, ob ein Oxid oder Hydroxid amphoter ist? Es gibt eine Regel, die etwas willkürlich ist, aber Sie können sie trotzdem verwenden:

Amphotere Hydroxide und Oxide werden von Metallen in den Oxidationsstufen +3 und +4 gebildet, Zum Beispiel (Al 2 Ö 3 , Al(OH) 3 , Fe 2 Ö 3 , Fe(OH) 3)

Und vier Ausnahmen:MetalleZn , Sei , Pb , Sn bilden folgende Oxide und Hydroxide:ZnO , Zn ( OH ) 2 , BeO , Sei ( OH ) 2 , PbO , Pb ( OH ) 2 , SnO , Sn ( OH ) 2 , in dem sie eine Oxidationsstufe von +2 aufweisen, diese Verbindungen weisen jedoch trotzdem eine Oxidationsstufe auf amphotere Eigenschaften .

Die häufigsten amphoteren Oxide (und ihre entsprechenden Hydroxide): ZnO, Zn(OH) 2, BeO, Be(OH) 2, PbO, Pb(OH) 2, SnO, Sn(OH) 2, Al 2 O 3, Al (OH) 3, Fe 2 O 3, Fe(OH) 3, Cr 2 O 3, Cr(OH) 3.

Die Eigenschaften amphoterer Verbindungen sind nicht schwer zu merken: Sie interagieren mit Säuren und Laugen.

• Bei der Wechselwirkung mit Säuren ist alles einfach; bei diesen Reaktionen verhalten sich amphotere Verbindungen wie basische:

Al 2 O 3 + 6HCl → 2AlCl 3 + 3H 2 O

ZnO + H 2 SO 4 → ZnSO 4 + H 2 O

BeO + HNO 3 → Be(NO 3 ) 2 + H 2 O

Hydroxide reagieren auf die gleiche Weise:

Fe(OH) 3 + 3HCl → FeCl 3 + 3H 2 O

Pb(OH) 2 + 2HCl → PbCl 2 + 2H 2 O

• Etwas komplizierter ist die Wechselwirkung mit Alkalien. Bei diesen Reaktionen verhalten sich amphotere Verbindungen wie Säuren und die Reaktionsprodukte können je nach Bedingungen unterschiedlich sein.

Entweder findet die Reaktion in Lösung statt, oder die reagierenden Stoffe werden als Feststoffe genommen und verschmolzen.

Wechselwirkung basischer Verbindungen mit amphoteren während der Fusion.

Schauen wir uns das Beispiel Zinkhydroxid an. Wie bereits erwähnt, interagieren amphotere Verbindungen mit basischen Verbindungen und verhalten sich wie Säuren. Schreiben wir also Zinkhydroxid Zn (OH) 2 als Säure. Die Säure hat vorne Wasserstoff, nehmen wir ihn heraus: H 2 ZnO 2 . Und die Reaktion des Alkalis mit dem Hydroxid verläuft wie bei einer Säure. „Säurerest“ ZnO 2 2-zweiwertig:

2K OH(Fernseher) + H 2 ZnO 2(fest) (t, Fusion)→ K 2 ZnO 2 + 2 H 2 Ö

Die resultierende Substanz K 2 ZnO 2 wird Kaliummetazinkat (oder einfach Kaliumzinkat) genannt. Bei dieser Substanz handelt es sich um ein Salz aus Kalium und der hypothetischen „Zinksäure“ H 2 ZnO 2 (es ist nicht ganz richtig, solche Verbindungen als Salze zu bezeichnen, aber der Bequemlichkeit halber vergessen wir das). Schreiben Sie Zinkhydroxid einfach so: H 2 ZnO 2 – nicht gut. Wir schreiben Zn (OH) 2 wie üblich, meinen aber (für unsere eigene Bequemlichkeit), dass es eine „Säure“ ist:

2KOH (fest) + Zn (OH) 2(fest) (t, Fusion) → K 2 ZnO 2 + 2H 2 O

Bei Hydroxiden, die über 2 OH-Gruppen verfügen, ist alles wie bei Zink:

Be(OH) 2(tv.) + 2NaOH (tv.) (t, Fusion) → 2H 2 O + Na 2 BeO 2 (Natriummetaberyllat oder Beryllat)

Pb(OH) 2 (Lösung) + 2NaOH (Lösung) (t, Fusion) → 2H 2 O + Na 2 PbO 2 (Natriummetaplumbat oder Plumbat)

Bei amphoteren Hydroxiden mit drei OH-Gruppen (Al(OH)3, Cr(OH)3, Fe(OH)3) ist das etwas anders.

Schauen wir uns das Beispiel Aluminiumhydroxid an: Al (OH) 3, schreiben Sie es in Form einer Säure: H 3 AlO 3, aber wir belassen es nicht in dieser Form, sondern nehmen das Wasser dort heraus:

H 3 AlO 3 – H 2 O → HAlO 2 + H 2 O.

Mit dieser „Säure“ (HAlO 2) arbeiten wir:

HAlO 2 + KOH → H 2 O + KAlO 2 (Kaliummetaaluminat oder einfach Aluminat)

Aber Aluminiumhydroxid kann nicht so geschrieben werden HAlO 2, wir schreiben es wie üblich, aber wir meinen dort „Säure“:

Al(OH) 3(solv.) + KOH (solv.) (t, Fusion)→ 2H 2 O + KAlO 2 (Kaliummetaaluminat)

Das Gleiche gilt für Chromhydroxid:

Cr(OH) 3 → H 3 CrO 3 → HCrO 2

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

ABER NICHT CHROMAT, Chromate sind Salze der Chromsäure.

Das Gleiche gilt für Hydroxide mit vier OH-Gruppen: Wir bewegen Wasserstoff vorwärts und entfernen Wasser:

Sn(OH) 4 → H 4 SnO 4 → H 2 SnO 3

Pb(OH) 4 → H 4 PbO 4 → H 2 PbO 3

Es ist zu beachten, dass Blei und Zinn jeweils zwei amphotere Hydroxide bilden: mit einer Oxidationsstufe von +2 (Sn (OH) 2, Pb (OH) 2) und +4 (Sn (OH) 4, Pb (OH) 4). ).

Und diese Hydroxide bilden verschiedene „Salze“:

Oxidationszustand
Hydroxidformel	Sn(OH)2	Pb(OH)2	Sn(OH)4	Pb(OH)4
Formel von Hydroxid als Säure	H2SnO2	H2PbO2	H2SnO3	H2PbO3
Salz (Kalium)	K2SnO2	K2PbO2	K2SNO3	K2PbO3
Name des Salzes			metastannAT	metablumbAT

Es gelten die gleichen Prinzipien wie bei den Namen gewöhnlicher „Salze“, das Element in der höchsten Oxidationsstufe ist das Suffix AT, in der Zwischenstufe - IT.

Solche „Salze“ (Metachromate, Metaaluminate, Metaberyllate, Metazinkate usw.) entstehen nicht nur durch die Wechselwirkung von Alkalien und amphoteren Hydroxiden. Diese Verbindungen entstehen immer dann, wenn eine stark basische „Welt“ und eine amphotere (bei der Fusion) in Kontakt kommen. Das heißt, genauso wie amphotere Hydroxide reagieren amphotere Oxide und Metallsalze, die amphotere Oxide (Salze schwacher Säuren) bilden, mit Alkalien. Und anstelle eines Alkalis können Sie ein starkes basisches Oxid und ein Salz des Metalls nehmen, das das Alkali bildet (ein Salz einer schwachen Säure).

Interaktionen:

Denken Sie daran, dass die folgenden Reaktionen während der Fusion auftreten.

Amphoteres Oxid mit stark basischem Oxid:

ZnO (fest) + K 2 O (fest) (t, Fusion) → K 2 ZnO 2 (Kaliummetzinkat oder einfach Kaliumzinkat)

Amphoteres Oxid mit Alkali:

ZnO (fest) + 2KOH (fest) (t, Fusion) → K 2 ZnO 2 + H 2 O

Amphoteres Oxid mit einem Salz einer schwachen Säure und einem Metall, das ein Alkali bildet:

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

Amphoteres Hydroxid mit stark basischem Oxid:

Zn(OH) 2 (fest) + K 2 O (fest) (t, Fusion) → K 2 ZnO 2 + H 2 O

Amphoteres Hydroxid mit Alkali:

Zn (OH) 2 (fest) + 2KOH (fest) (t, Fusion) → K 2 ZnO 2 + 2H 2 O

Amphoteres Hydroxid mit einem Salz einer schwachen Säure und einem Metall, das ein Alkali bildet:

Zn (OH) 2(fest) + K 2 CO 3(fest) (t, Fusion) → K 2 ZnO 2 + CO 2 + H 2 O

Salze einer schwachen Säure und eines Metalls, die mit einem starken basischen Oxid eine amphotere Verbindung bilden:

ZnCO 3 (fest) + K 2 O (fest) (t, Fusion) → K 2 ZnO 2 + CO 2

Salze einer schwachen Säure und eines Metalls, die mit einem Alkali eine amphotere Verbindung bilden:

ZnCO 3 (fest) + 2KOH (fest) (t, Fusion) → K 2 ZnO 2 + CO 2 + H 2 O

Salze einer schwachen Säure und eines Metalls, die mit einem Salz einer schwachen Säure und eines Metalls, die ein Alkali bilden, eine amphotere Verbindung bilden:

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

Nachfolgend finden Sie Informationen zu Salzen amphoterer Hydroxide; die häufigsten im Einheitlichen Staatsexamen sind rot markiert.

	Hydroxid	Hydroxid als Säure	Säurerückstände		Name des Salzes
BeO	Sei(OH) 2	H 2 BeO 2	BeO 2 2-	K 2 BeO 2	Metaberyllat (Beryllat)
ZnO	Zn(OH) 2	H 2 ZnO 2	ZnO 2 2-	K 2 ZnO 2	Metazinkat (Zinkat)
Al 2 Ö 3	Al(OH) 3	Heiligenschein 2	AlO 2 —	KAlO 2	Metaaluminat (Aluminat)
Fe2O3	Fe(OH) 3	HFeO2	FeO2 -	KFeO2	Metaferrat (ABER NICHT FERRAT)
	Sn(OH)2	H2SnO2	SnO 2 2-	K2SnO2
	Pb(OH)2	H2PbO2	PbO 2 2-	K2PbO2
SnO2	Sn(OH)4	H2SnO3	SnO 3 2-	K2SNO3	MetastannAT (Stannat)
PbO2	Pb(OH)4	H2PbO3	PbO 3 2-	K2PbO3	MetablumAT (Plumbat)
Cr2O3	Cr(OH)3	HCrO2	CrO2 -	KCrO2	Metachromat (ABER NICHT CHROMAT)

Wechselwirkung amphoterer Verbindungen mit Lösungen von ALKALI (hier nur Alkali).

Im Einheitlichen Staatsexamen wird dies als „Auflösen von Aluminiumhydroxid (Zink, Beryllium usw.) mit Alkali“ bezeichnet. Dies ist auf die Fähigkeit von Metallen in der Zusammensetzung amphoterer Hydroxide zurückzuführen, diese Ionen in Gegenwart eines Überschusses an Hydroxidionen (in einem alkalischen Medium) an sich selbst zu binden. Es entsteht ein Partikel mit einem Metall (Aluminium, Beryllium usw.) im Zentrum, das von Hydroxidionen umgeben ist. Dieses Teilchen wird durch Hydroxidionen negativ geladen (Anion), und dieses Ion wird Hydroxoaluminat, Hydroxyzinkat, Hydroxoberyllat usw. genannt. Darüber hinaus kann der Prozess auf unterschiedliche Weise ablaufen: Das Metall kann von einer unterschiedlichen Anzahl von Hydroxidionen umgeben sein.

Wir werden zwei Fälle betrachten: wenn das Metall umgeben ist vier Hydroxidionen, und wenn es umzingelt ist sechs Hydroxidionen.

Schreiben wir die verkürzte Ionengleichung für diese Prozesse auf:

Al(OH) 3 + OH — → Al(OH) 4 —

Das resultierende Ion wird Tetrahydroxoalumination genannt. Das Präfix „Tetra-“ wird hinzugefügt, weil es vier Hydroxidionen gibt. Das Tetrahydroxyalumination hat eine Ladung -, da Aluminium eine Ladung von 3+ trägt und vier Hydroxidionen eine Ladung von 4- haben, beträgt die Gesamtladung -.

Al(OH) 3 + 3OH - → Al(OH) 6 3-

Das bei dieser Reaktion gebildete Ion wird Hexahydroxoalumination genannt. Das Präfix „hexo-“ wird hinzugefügt, da es sechs Hydroxidionen gibt.

Es muss ein Präfix hinzugefügt werden, das die Anzahl der Hydroxidionen angibt. Denn wenn Sie einfach „Hydroxyaluminat“ schreiben, ist nicht klar, welches Ion Sie meinen: Al (OH) 4 - oder Al (OH) 6 3-.

Wenn ein Alkali mit einem amphoteren Hydroxid reagiert, bildet sich in der Lösung ein Salz. Das Kation ist ein Alkalikation und das Anion ist ein komplexes Ion, dessen Bildung wir bereits besprochen haben. Das Anion ist eckige Klammern.

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

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

Welche Art von Salz (Hexa- oder Tetra-) Sie als Produkt schreiben, spielt keine Rolle. Sogar in den Antworten zum Einheitlichen Staatsexamen steht geschrieben: „... K 3 (die Bildung von K ist zulässig.“ Wichtig ist, nicht zu vergessen, darauf zu achten, dass alle Indizes korrekt eingegeben werden. Behalten Sie die Gebühren im Auge und bewahren Sie sie auf Beachten Sie, dass ihre Summe gleich Null sein muss.

Neben amphoteren Hydroxiden reagieren auch amphotere Oxide mit Alkalien. Das Produkt wird das gleiche sein. Nur wenn Sie die Reaktion so schreiben:

Al 2 O 3 + NaOH → Na

Al 2 O 3 + NaOH → Na 3

Aber diese Reaktionen werden für Sie nicht ausgeglichen. Sie müssen auf der linken Seite Wasser hinzufügen, da die Wechselwirkung in Lösung stattfindet, dort genügend Wasser vorhanden ist und alles ausgeglichen wird:

Al 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O → 2Na

Al 2 O 3 + 6NaOH + 3H 2 O → 2Na 3

Neben amphoteren Oxiden und Hydroxiden interagieren einige besonders aktive Metalle, die amphotere Verbindungen bilden, mit Alkalilösungen. Nämlich diese: Aluminium, Zink und Beryllium. Zum Ausgleich wird auch links Wasser benötigt. Darüber hinaus besteht der Hauptunterschied zwischen diesen Prozessen in der Freisetzung von Wasserstoff:

2Al + 2NaOH + 6H 2 O → 2Na + 3H 2

2Al + 6NaOH + 6H 2 O → 2Na 3 + 3H 2

Die folgende Tabelle zeigt die häufigsten Beispiele für die Eigenschaften amphoterer Verbindungen im Einheitlichen Staatsexamen:

Amphotere Substanz		Name des Salzes
Al2O3 Al(OH) 3		Natriumtetrahydroxyaluminat	Al(OH) 3 + NaOH → Na Al 2 Ö 3 + 2NaOH + 3H 2 O → 2Na 2Al + 2NaOH + 6H 2 O → 2Na + 3H 2
	Nein 3	Natriumhexahydroxyaluminat	Al(OH) 3 + 3NaOH → Na 3 Al 2 Ö 3 + 6NaOH + 3H 2 O → 2Na 3 2Al + 6NaOH + 6H 2 O → 2Na 3 + 3H 2
Zn(OH)2	K2	Natriumtetrahydroxozinkat	Zn(OH) 2 + 2NaOH → Na 2 ZnO + 2NaOH + H 2 O → Na 2 Zn + 2NaOH + 2H 2 O → Na 2 +H 2
	K 4	Natriumhexahydroxozinkat	Zn(OH) 2 + 4NaOH → Na 4 ZnO + 4NaOH + H 2 O → Na 4 Zn + 4NaOH + 2H 2 O → Na 4 +H 2
Be(OH)2	Li 2	Lithiumtetrahydroxoberyllat	Sei(OH) 2 + 2LiOH → Li 2 BeO + 2LiOH + H 2 O → Li 2 Sei + 2LiOH + 2H 2 O → Li 2 +H 2
	Li 4	Lithiumhexahydroxoberyllat	Sei(OH) 2 + 4LiOH → Li 4 BeO + 4LiOH + H 2 O → Li 4 Sei + 4LiOH + 2H 2 O → Li 4 +H 2
Cr2O3 Cr(OH)3		Natriumtetrahydroxochromat	Cr(OH) 3 + NaOH → Na Cr 2 Ö 3 + 2NaOH + 3H 2 O → 2Na
	Nein 3	Natriumhexahydroxochromat	Cr(OH) 3 + 3NaOH → Na 3 Cr 2 Ö 3 + 6NaOH + 3H 2 O → 2Na 3
Fe2O3 Fe(OH) 3		Natriumtetrahydroxoferrat	Fe(OH) 3 + NaOH → Na Fe 2 Ö 3 + 2NaOH + 3H 2 O → 2Na
	N / A 3	Natriumhexahydroxoferrat	Fe(OH) 3 + 3NaOH → Na 3 Fe 2 Ö 3 + 6NaOH + 3H 2 O → 2Na 3

Die bei diesen Wechselwirkungen entstehenden Salze reagieren mit Säuren und bilden zwei weitere Salze (Salze einer bestimmten Säure und zweier Metalle):

2Na 3 + 6H 2 ALSO 4 → 3Na 2 ALSO 4 + Al 2 (ALSO 4 ) 3 +12H 2 Ö

Das ist alles! Nichts Kompliziertes. Die Hauptsache ist, nicht zu verwechseln, sondern sich daran zu erinnern, was während der Fusion entsteht und was in Lösung ist. Sehr oft stoßen Aufgaben zu diesem Thema B Teile.

Es gibt Hydroxide, die je nach Bedingungen sowohl mit Säuren als auch mit Basen reagieren. Diese Verbindungen mit dualer Natur werden amphotere Hydroxide genannt. Sie werden wie alle Basen aus einem Metallkation und einem Hydroxidion gebildet. Nur solche Hydroxide, die die folgenden Metalle enthalten, haben die Fähigkeit, als Säuren und Basen zu wirken: Be, Zn, Al, Pb, Sn, Ga, Cd, Fe, Cr(III) usw. Wie aus dem Periodensystem D ersichtlich ist . UND. Laut Mendelejew bilden Hydroxide mit dualer Natur Metalle, die den Nichtmetallen am nächsten kommen. Es wird angenommen, dass es sich bei solchen Elementen um Übergangsformen handelt und die Einteilung in Metalle und Nichtmetalle recht willkürlich ist.

Amphotere Hydroxide sind feste, pulverförmige, feinkristalline Substanzen, die meist weiß sind, in Wasser unlöslich sind und den Strom nur schwach leiten (schwache Elektrolyte). Einige dieser Basen können sich jedoch in Säuren und Laugen lösen. Die Dissoziation von „Doppelverbindungen“ in wässrigen Lösungen erfolgt je nach Art der Säuren und Basen. Dies liegt daran, dass die Haltekraft zwischen Metall- und Sauerstoffatomen (Me-O) sowie zwischen Sauerstoff- und Wasserstoffatomen (O-H) praktisch gleich ist, d. h. Me - O - H. Daher werden diese Bindungen gleichzeitig aufgebrochen und diese Substanzen werden in H+-Kationen und OH--Anionen dissoziieren.

Amphoteres Hydroxid – Be(OH) 2 – hilft dabei, die duale Natur dieser Verbindungen zu bestätigen. Betrachten wir die Wechselwirkung von Berylliumhydroxid mit einer Säure und einer Base.

1. Be(OH) 2 + 2HCl -BeCl 2 +2H 2 O.

2. Be(OH) 2 + 2KOH - K 2 - Kaliumtetrahydroxoberyllat.

Im ersten Fall findet eine Neutralisationsreaktion statt, die zur Bildung von Salz und Wasser führt. Im zweiten Fall ist das Reaktionsprodukt das. Die Neutralisationsreaktion ist ausnahmslos für alle Hydroxide typisch, die Wechselwirkung mit ihresgleichen ist jedoch nur für amphotere typisch. Solche dualen Eigenschaften werden auch andere amphotere Verbindungen aufweisen – Oxide und die Metalle selbst, aus denen sie gebildet werden.

Andere chemische Eigenschaften solcher Hydroxide sind für alle Basen charakteristisch:

1. Thermische Zersetzung, Reaktionsprodukte – das entsprechende Oxid und Wasser: Be(OH) 2 -BeO+H 2 O.

Sie müssen auch bedenken, dass es Substanzen gibt, mit denen amphotere Hydroxide nicht interagieren, d. h. funktioniert nicht, das hier:

1. Nichtmetalle;
2. Metalle;
3. unlösliche Basen;
4. amphotere Hydroxide.
5. mittlere Salze.

Diese Verbindungen werden durch Fällung der entsprechenden Salzlösungen mit Alkali erhalten:

BeCl 2 + 2KOH - Be(OH) 2 + 2KCl.

Salze einiger Elemente bilden bei dieser Reaktion ein Hydrat, dessen Eigenschaften fast vollständig denen von Hydroxiden mit dualer Natur entsprechen. Die Basen selbst mit dualen Eigenschaften sind Teil der Mineralien, in deren Form sie in der Natur vorkommen (Bauxit, Goethit usw.).

Amphotere Hydroxide sind also solche, die je nach Art der mit ihnen reagierenden Substanz als Basen oder Säuren wirken können. Am häufigsten handelt es sich um amphotere Oxide, die das entsprechende Metall enthalten (ZnO-Zn(OH) 2; BeO - Be(OH) 2) usw.).

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 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

(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 stabil und Zn 2+-Kationen sind in einer sauren Umgebung 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

1. Novoshinsky I. I., Novoshinskaya N. S. Chemie. Lehrbuch für die Allgemeinbildung der 10. Klasse. Einrichtung Profilebene. - M.: LLC TID „Russisches Wort – RS“, 2008. (§54)
2. 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)
3. Radetsky A.M. Chemie. Didaktisches Material. 10-11 Klassen. - M.: Bildung, 2011.
4. Khomchenko I. D. Sammlung von Problemen und Übungen in Chemie für die weiterführende Schule. - M.: RIA „New Wave“: Verlag Umerenkov, 2008.

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, mit deren Hilfe sowohl unlösliche als auch lösliche Basen gewonnen 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 sein (in reiner Form ist Schwefelsäure H 2 SO 4 eine Flüssigkeit).

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, Gleichzeitig vom dänischen Chemiker Brønsted und dem englischen Chemiker Lowry vorgeschlagen, 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

Allgemeinere Definition von 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 Lewis-Bestimmung von Säuren und Basen spielen chemische Reaktionen die Hauptrolle 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 umfasst alle Säure-Base-Prozesse, die in zuvor vorgeschlagenen Theorien berücksichtigt wurden. Die Tabelle vergleicht die derzeit verwendeten Definitionen von Säuren und Basen.

Nomenklatur der Säuren

Da es unterschiedliche Definitionen von Säuren gibt, sind deren Klassifizierung und Nomenklatur 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 leiten sich vom Namen des Nichtmetalls mit der Ergänzung der Endungen -kai ab, -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, -eiförmig:

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. Bei Elementen der Gruppen V–VII des Periodensystems nimmt innerhalb einer Periode 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 neigen dazu, 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 eine H-O-E-Bindung und natürlich wird die Polarität der H-O-Bindung durch die O-E-Bindung beeinflusst. Daher dissoziieren diese Säuren in der Regel 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, d.h. Säure-Base-Reaktionen.

Zu den allgemeinen Eigenschaften von Säuren gehören 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. Mehrbasige 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 Position 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 chemischen Strukturtheorie über 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. Salzsäure ist beispielsweise eine flüchtige, aber 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

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 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 Metalloxid 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 + 3H 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, thermische Wirkung 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 eines Systems beim Übergang von einem Zustand in einen anderen ist gleich der Summe der Arbeit äußerer Kräfte und der auf das System übertragenen 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 mit jedem Temperaturanstieg um 10° die Geschwindigkeit einer chemischen Reaktion um das 2- bis 4-fache zunimmt.

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.

Endotherme Reaktionen umfassen:

Reduktionsreaktionen von Metallen aus Oxiden,

Elektrolyse (elektrische Energie wird absorbiert),

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

Ionisation,

Explosion von Wasser – eine große Wärmemenge, die einer kleinen Wassermenge zugeführt wird, 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 – intramolekulare Wärme und intermolekulares Potenzial.

Photosynthese.

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