Welche Metalle ergeben amphotere Hydroxide. Wechselwirkung mit Säureoxiden. Wechselwirkung von amphoteren Hydroxiden mit Basen

Amphoterität (Dualität der Eigenschaften) von Hydroxiden und Oxiden viele Elemente manifestiert sich in der Bildung von zwei Arten von Salzen. Zum Beispiel für Hydroxid und Aluminiumoxid:

a) 2Al(OH)3 + 3SO3 = Al2(SO4)3 + 3H2O

Al2О3 + 3H2SO4 = Al2(SO4)3 + 3H2O

b) 2Al(OH)3 + Na2O = 2NaAlO2 + 3H2O (in Schmelze)

Al2O3 + 2NaOH(t) = 2NaAlO2 + H2O (in Schmelze)

In den Reaktionen (a) zeigen Al(OH)3 und Al2O3 die Eigenschaften basischer Hydroxide und Oxide, dh sie reagieren wie Alkalien mit Säuren und sauren Oxiden und bilden ein Salz, in dem Aluminium das Al3+-Kation ist.

Im Gegensatz dazu wirken Al(OH)3 und Al2O3 in den Reaktionen (b) als saure Hydroxide und Oxide und bilden ein Salz, in dem das Aluminiumatom AlIII Teil des Anions (Säurerest) AlO2− ist.

Das Element Aluminium selbst weist in diesen Verbindungen die Eigenschaften eines Metalls und eines Nichtmetalls auf. Daher ist Aluminium ein amphoteres Element.

Ähnliche Eigenschaften haben auch Elemente der A-Gruppen - Be, Ga, Ge, Sn, Pb, Sb, Bi und andere, sowie die meisten Elemente der B-Gruppen - Cr, Mn, Fe, Zn, Cd und andere.

Die Amphoterität von Zink wird beispielsweise durch folgende Reaktionen bewiesen:

a) Zn(OH)2 + N2O5 = Zn(NO3)2 + H2O

ZnO + 2HNO3 = Zn(NO3)2 + H2O

b) Zn(OH)2 + Na2O = Na2ZnO2 + H2O

ZnO + 2NaOH(t) = Na2ZnO2 + H2O

Wenn ein amphoteres Element in Verbindungen mehrere Oxidationsstufen aufweist, dann sind die amphoteren Eigenschaften für eine mittlere Oxidationsstufe am ausgeprägtesten.

Beispielsweise hat Chrom drei bekannte Oxidationsstufen: +II, +III und +VI. Bei CrIII werden saure und basische Eigenschaften ungefähr gleich ausgedrückt, während bei CrII das Vorherrschen basischer Eigenschaften beobachtet wird und bei CrVI - saure Eigenschaften:

CrII → CrO, Cr(OH)2 → CrSO4

CrIII → Cr2O3, Cr(OH)3 → Cr2(SO4)3 oder KCrO2

CrVI → CrO3, H2CrO4 → K2CrO4

Sehr häufig existieren amphotere Hydroxide von Elementen der Oxidationsstufe +III auch in der Metaform, zum Beispiel:

AlO(OH) - Aluminiummetahydroxid

FeO(OH) - Eisenmetahydroxid (die ortho-Form "Fe(OH)3" existiert nicht).

Amphotere Hydroxide sind in Wasser praktisch unlöslich. Der bequemste Weg, sie zu erhalten, besteht darin, sie mit einer schwachen Base - Ammoniakhydrat - aus einer wässrigen Lösung auszufällen:

Al(NO3)3 + 3(NH3 H2O) = Al(OH)3↓ + 3NH4NO3 (20 °C)

Al(NO3)3 + 3(NH3 H2O) = AlO(OH)↓ + 3NH4NO3 + H2O (80 °C)

Verwendet man bei einer solchen Austauschreaktion einen Überschuss an Alkalien, fällt Aluminiumhydroxid nicht aus, da Aluminium aufgrund seiner Amphoterität in ein Anion übergeht:

Al(OH)3(t) + OH− = −

Beispiele für Molekulargleichungen für Reaktionen dieser Art:

Al(NO3)3 + 4NaOH(Überschuss) = Na + 3NaNO3

ZnSO4 + 4NaOH (Überschuss) = Na2 + Na2SO4

Die entstehenden Salze zählen zu den Komplexverbindungen (Komplexsalzen): Sie umfassen komplexe Anionen − und 2−. Die Namen dieser Salze lauten wie folgt:

Na - Natriumtetrahydroxoaluminat

Na2 - Natriumtetrahydroxozinkat

Die Produkte der Wechselwirkung von Aluminium- oder Zinkoxiden mit festem Alkali werden unterschiedlich genannt:

NaAlO2 - Natriumdioxoaluminat(III)

Na2ZnO2 - Natriumdioxozinkat(II)

Das Ansäuern von Lösungen solcher Komplexsalze 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 von Hydroxiden unbekannt, da hydratisierte Oxide anstelle von Hydroxiden aus einer wässrigen Lösung ausfallen, z. B. MnO2 nH2O, Sb2O5 nH2O.

Amphotere Elemente in ihrer freien Form interagieren sowohl mit typischen Säuren als auch mit Laugen:

2Al + 3H2SO4(dez.) = Al2(SO4)3 + H2

2Al + 6H2O + 4NaOH (konz.) = 2Na + 3H2

Bei beiden Reaktionen werden Salze gebildet, und das betrachtete Element ist in einem Fall Teil des Kations und im zweiten Fall Teil des Anions.

Aluminiumhalogenide unter normalen Bedingungen - farblos kristallin

Substanzen. In der Reihe der Aluminiumhalogenide unterscheidet sich AlF3 stark in seinen Eigenschaften

von ihren Kollegen. Es ist feuerfest, chemisch leicht löslich in Wasser

inaktiv. Das Hauptverfahren zur Gewinnung von AlF3 basiert auf der Einwirkung von wasserfreiem HF

auf Al2O3 oder Al:

Al2O3 + 6HF = 2AlF3 + 3H2O

Aluminiumverbindungen mit Chlor, Brom und Jod sind sehr gut schmelzbar

reaktiv und gut löslich nicht nur in Wasser, sondern auch in vielen

organische Lösungsmittel. Interaktion Aluminiumhalogenide mit Wasser

begleitet von einer erheblichen Wärmefreisetzung. Alle von ihnen in wässriger Lösung

stark hydrolysiert, aber anders als typische Säurehalogenide

Nichtmetalle, ihre Hydrolyse ist unvollständig und reversibel. Bereits merklich volatil

Unter normalen Bedingungen rauchen AlCl3, AlBr3 und AlI3 in feuchter Luft

(durch Hydrolyse). Sie können durch direkte Interaktion erhalten werden

einfache Substanzen.

Komplexe Halogenide(Halogenometallate) 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 stabil. Ionische Verbindungen sind aufgrund der Art der Bindungen komplexen Halogeniden nahe. mit Kationen NF4+, N2F3+, C1F2+, XeF+, etc.

Viele Halogenide sind durch Assoziation und Polymerisation in der Flüssig- und Gasphase unter Ausbildung von Brückenbindungen gekennzeichnet. max. Halogenide von Metallen der Gruppen I und II, A1C13, Pentafluoride von Sb und Übergangsmetallen, Oxofluoride der Zusammensetzung MOF4 sind dafür anfällig. Bekannt sind beispielsweise Metall-Metallhalogenide. Hg2Cl2.

Fluoride unterscheiden sich in St. Sie deutlich von anderen Halogeniden. Bei einfachen Halogeniden sind diese Unterschiede jedoch weniger ausgeprägt als bei den Halogenen selbst und bei komplexen Halogeniden schwächer als bei einfachen.

Viele kovalente Halogenide (insbesondere Fluoride) sind 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, um komplexe Halogenide zu bilden, zum Beispiel: KC1 + TaC15 -> K[TaC16]

Die leichteren Halogene können die schwereren von den Halogeniden verdrängen. Sauerstoff kann Halogenide unter Freisetzung von C12, Br2 und I2 oxidieren. Einer der charakteristischen Bezirke kovalenter Halogenide-gegenseitig. mit Wasser (Hydrolyse) oder seinen Dämpfen beim Erhitzen. (Pyrohydrolyse), was zur Bildung von Oxiden, Oxy- oder

Oxohalogenide, Hydroxide und Halogenwasserstoffe. Ausnahmen sind CF4, CC14 und SF6, die bei hohen Temperaturen wasserdampfbeständig sind.

Halogenide werden direkt aus den Elementen erhalten, Wechselwirkung. Halogenwasserstoffe oder Halogenwasserstoff zu-t mit Elementen, Oxiden, Hydroxiden oder Salzen, sowie p-tionen austauschen.

Die Halogenide werden in der Technik vielfach als Ausgangsstoffe zur Herstellung von Halogenen, Alkali- und Erdalkalimetallen verwendet. Metalle, als Bestandteile von Gläsern etc. anorg. Materialien; sie liegen dazwischen. Produkte bei der Herstellung von seltenen und bestimmten Nichteisenmetallen, U, Si, Ge usw.

Halogenide bilden in der Natur eigene Mineralklassen, in denen Fluoride (z. B. die Minerale Fluorit, Kryolith) und Chloride (Sylvit, Carnallit) vertreten sind, Brom und Jod sind in Form isomorpher Verunreinigungen Bestandteil einiger Minerale. Bedeutende Mengen an Halogeniden sind im Wasser der Meere und Ozeane, in Salz und unterirdischen Solen enthalten. Einige Halogenide, z. NaCl, K.C1, CaC12, sind Bestandteil lebender Organismen.

Kryolith(von anderen griechischen κρύος - Frost + λίθος - Stein) - ein seltenes Mineral aus der Klasse der natürlichen Fluoride, Natriumhexafluoroaluminat Na3. Kristallisiert in einer monoklinen Syngonie; Quaderkristalle und Zwillingsplatten sind selten. Es bildet normalerweise farblose, weiße oder graue kristalline Aggregate mit einem glasigen Glanz, die oft Quarz, Siderit, Pyrit, Bleiglanz, Chalkopyrit, Kolumbit und Kassiterit enthalten. Eine Verfärbung durch Verunreinigungen organischer Substanzen ist möglich.

Derzeit entwickelte Methoden Beschaffung von künstlichem Kryolith. Künstlich hergestellt durch Wechselwirkung von Aluminiumfluorid mit Natriumfluorid sowie Einwirkung von Flusssäure auf Aluminiumhydroxid in Gegenwart von Soda. Es wird bei der elektrolytischen Herstellung von Aluminium, bei der Herstellung von Flusssäure, Glas und Emaille verwendet.

Alaun. Alaun ist eine Gruppenbezeichnung für Doppelsalze der Zusammensetzung ME(SO4)2. 12H2O, wobei M Kalium K, Rubidium Rb, Cäsium Cs, Ammonium NH4 und E Aluminium Al, Chrom Cr, Eisen Fe und andere Elemente in der Oxidationsstufe (+ III) sind, die während der Dissoziation von Salzen drei geladene Kationen ergeben .

Alaun ist gut wasserlöslich, seine wässrigen Lösungen haben einen adstringierenden sauren Geschmack und eine saure Reaktion aufgrund von Hydrolyse, zum Beispiel:

3+ + H2O<<здесь знак обратимости >> 2+ + H3O+

Beim Erhitzen schmilzt Alaun zuerst in dem darin enthaltenen Wasser, und dann geht dieses Wasser verloren und bildet wasserfreie Salze. Weiteres Erhitzen wandelt das Alaun in eine Mischung aus Metalloxiden um. Aluminiumoxid-Kaliumalaun kann durch Modifizieren des Herstellungsverfahrens von gereinigtem Aluminiumsulfat erhalten werden. Zunächst wird Kaolin mit Schwefelsäure gekocht. Nach Abschluss der Neutralisation der Schwefelsäure wird Natriumsulfat in den Reaktor gegeben, um Natriumalaun zu erhalten. Letztere sind aufgrund ihrer hohen Löslichkeit in Lösung. Nachdem die Lösung auf eine Dichte von 1,33 g/cm³ verdünnt worden ist, wird sie von dem Siliciumdioxidniederschlag getrennt, gekühlt und mit einer gesättigten Kaliumchloridlösung gemischt. Gleichzeitig wird Aluminium-Kalium-Alaun ausgefällt, der bei niedrigen Temperaturen schlecht löslich ist. In der Mutterlauge verbleiben nach Abtrennung der Aluminium-Kalium-Alaun-Kristalle 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, wird das unlösliche Hydroxid Al(OH)3 gebildet.

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 zur Bildung von Aluminiumhydroxid Hydrolyse verläuft unter der Bedingung der Neutralisation der gebildeten Protonen, beispielsweise mit Alkali.

Tiefe Hydrolyse Salze von Aluminiumsulfat werden in großem Umfang zur Reinigung von Trink- und Abwasser verwendet. Während der Hydrolyse freigesetztes Hydronium reagiert mit Bicarbonaten H30 + + HC03 = CO2 + 2H20, die normalerweise in Wasser enthalten sind. In diesem Fall sind die Endprodukte der Hydrolyse kolloidales Aluminiumhydroxid und Kohlendioxid.

Bei der Koagulation des Aluminiumhydroxid-Sols entsteht ein voluminöser gallertartiger Niederschlag, der Schwebstoffe und Bakterien auffängt und auf den Sumpfboden trägt. Der für die Wasserreinigung benötigte Verbrauch an Aluminiumsulfat hängt von der Zusammensetzung und Menge der Schadstoffe im Wasser ab. Dosen von Aluminiumsulfat zur Reinigung von natürlichen Gewässern und zur Nachbehandlung von Abwasser schwanken zwischen 3 und 15 mg/l gemäß A1203, und für die physikalische und chemische Behandlung von kommunalem Abwasser erreichen sie 30-50 mg/l gemäß A1203. Der Verbrauch von Aluminiumsulfat soll für die Bildung einer ausreichend großen Flockenmasse sorgen, die notwendig ist, um Schadstoffe aus dem Wasser zu entfernen. Der pH-Wert der Lösung sollte auf 6,5–7,6 gesenkt werden, was der minimalen Wasserlöslichkeit von Aluminiumhydroxid entspricht. Bei einem höheren oder niedrigeren pH-Wert verbleibt ein Teil des Aluminiums gelöst im Wasser. In Gewässern mit geringer Alkalität, wenn der Bikarbonatgehalt nicht ausreicht, um die freigesetzte Säure zu neutralisieren, kommt der Hydrolyseprozess aufgrund eines starken Abfalls des pH-Werts nicht zu seinem Ende. Um die Alkalinität zu erhöhen, den Hydrolyseprozess zu vervollständigen und den Gehalt an gelöstem Aluminium im Wasser zu reduzieren, werden Kalk und Soda gleichzeitig mit dem Gerinnungsmittel dem Wasser zugesetzt.

Wird die Neutralisation der bei der Hydrolyse angesammelten Protonen nicht durchgeführt, verlangsamt sich der Hydrolyseprozess, was zum Einsetzen eines hydrolytischen Gleichgewichts führt, das durch den Grad und die Konstante der Hydrolyse charakterisiert werden kann. Hydrolyse Lösungen von Aluminiumsulfat, die die Reaktion der Substitution von Sulfationen in Al2 (804) 3 durch OH-Ionen ist, die aufgrund der Dissoziation von Wasser gebildet werden, können in allgemeiner Form durch die Gleichung dargestellt werden

2À13+ + (3 - -|-) EOG + aOH" + ad^ACONTSBOZH --^EOG + hell,

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 Wasserdissoziation, einen entscheidenden Einfluss auf die Rechtsverschiebung hat. Bei Salzen mit einer schwachen Base und einer starken Säure ist bekanntlich der Hydrolysegrad k mit der Hydrolysekonstante A-, der Salzkonzentration (s, mol "l), dem Ionenprodukt des Wassers kyu und der Dissoziationskonstante verknüpft der Basis kb durch die folgende Beziehung:

/r \u003d UkTss \u003d UkiLs.

Ändert sich A- mit der Temperatur wenig, so steigt ksh deutlich an, was zu einer deutlichen Erhöhung des Hydrolysegrades mit steigender Temperatur führt.

N. I. Eremin leitete auf der Grundlage der erhaltenen experimentellen Daten Gleichungen für die Abhängigkeit des Hydrolysegrades der Lösung von Temperatur und Konzentration ab

für Aluminiumsulfat:

1e k \u003d - 2,23 + 0,05 s + 0,0036t7 + 18 UTS, für Ammoniumalaun:

18 L \u003d -1,19 + 0,29c + 0,0016G + 18ygSh für Kaliumalaun:

\ek \u003d - 1,17 + 0,29 s + 0,00167 + 18 USV,

für Natriumalaun:

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

Wie aus diesen Gleichungen ersichtlich ist, ist der Effekt der Konzentration auf den Hydrolysegrad bei Alaun signifikanter als bei Aluminiumsulfat.

Bor. Bor erhalten. Chemische Eigenschaften. Diagonale Ähnlichkeit zwischen Bor und Silizium. Borhydride. Diboran. Merkmale der chemischen Bindung im Diboranmolekül. Borhalogenide. Sauerstoffverbindungen des Bors. Boroxid und Borsäuren. Bura. Borsäure erhalten. Gläser aus Borosilikat. Borethylether.

Bor- ein Element der dreizehnten Gruppe (nach veralteter Klassifizierung - die Hauptuntergruppe der dritten Gruppe), die zweite Periode des Periodensystems der chemischen Elemente mit der Ordnungszahl 5. Es wird mit dem Symbol B (lat. Borum) bezeichnet. . Im freien Zustand ist Bor eine farblose, graue oder rote kristalline oder dunkle amorphe Substanz. Es sind mehr als 10 allotrope Modifikationen von Bor bekannt, deren Bildung und gegenseitige Übergänge durch die Temperatur bestimmt werden, bei der Bor erhalten wurde

Kassenbon. Das reinste Bor wird durch Pyrolyse von Borhydriden gewonnen. Solches Bor wird für die Herstellung von Halbleitermaterialien und feinchemische Synthesen verwendet.

Methode der Metallothermie (häufiger Reduktion mit Magnesium oder Natrium):

Thermische Zersetzung von Borbromiddämpfen an einem heißen (1000-1200 °C) Wolframdraht in Gegenwart von Wasserstoff (Van-Arkel-Verfahren):

Physikalische Eigenschaften. Extrem harte Substanz (nach Diamant, Bornitrid (Borazon), Borcarbid, Bor-Kohlenstoff-Silizium-Legierung, Scandium-Titan-Carbid). Hat Sprödigkeit und Halbleitereigenschaften (Wide-Gap

Halbleiter). Bor hat die höchste Zugfestigkeit von 5,7 GPa

In der Natur kommt Bor in Form der beiden Isotope 10B (20%) und 11B (80%) vor[.

10 V haben einen sehr hohen Absorptionsquerschnitt für thermische Neutronen, daher werden 10 V 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 dem Silizium.

Chemisch ist Bor eher inert und wechselwirkt nur mit Fluor bei Raumtemperatur:

Beim Erhitzen reagiert Bor mit anderen Halogenen zu Trihalogeniden, mit Stickstoff zu Bornitrid BN, mit Phosphor zu Phosphid BP, mit Kohlenstoff zu Carbiden unterschiedlicher Zusammensetzung (B4C, B12C3, B13C2). Beim Erhitzen in einer Sauerstoffatmosphäre oder an Luft verbrennt Bor unter großer Wärmefreisetzung, es entsteht Oxid B2O3:

Bor wechselwirkt nicht direkt mit Wasserstoff, obwohl eine ziemlich große Anzahl von Borhydriden (Boranen) verschiedener Zusammensetzung bekannt ist, die durch Behandlung von Alkali- oder Erdalkalimetallboriden mit Säure erhalten werden:

Bei starker Erwärmung zeigt Bor reduzierende Eigenschaften. Er ist beispielsweise in der Lage, Silizium oder Phosphor aus ihren Oxiden wiederherzustellen:

Diese Eigenschaft von Bor lässt sich durch die sehr hohe Stärke der chemischen Bindungen im Boroxid B2O3 erklären.

In Abwesenheit von Oxidationsmitteln ist Bor gegen die Einwirkung von Alkalilösungen beständig. Bor löst sich in heißer Salpetersäure, Schwefelsäure und Königswasser zu Borsäure auf.

Boroxid ist ein typisches saures Oxid. Es reagiert mit Wasser zu Borsäure:

Wenn Borsäure mit Alkalien wechselwirkt, werden Salze nicht der Borsäure selbst - Borate (mit dem Anion BO33−), sondern Tetraborate - gebildet, zum Beispiel:

Bor- Halbleiter, diagonale Ähnlichkeit mit Silizium:

1) Beide sind feuerfeste, feste Halbleiter. B - grau-schwarz, Si- grau.

I1(B)=8,298 eV; I1(Si)=8,151 eV. Beide neigen nicht zur Bildung von Kationen.

2) Beide sind chemisch inert (obwohl sich Bor immer noch in heißen oxidierenden Säuren löst. Beide lösen sich in Alkalien auf.

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 des Bors. B2O3 - Säureoxid (auch SiO2) - beide polymer, glasig, nur B2O3 bildet flache Netzwerke und SiO2 - dreidimensionale Strukturen. Der Unterschied zwischen ihnen besteht darin, dass Boroxid leicht hydratisiert wird, Sand (SiO2) dagegen bekanntlich nicht.

H3BO3- Orthoborsäure.

H3BO3«HBO2+H2O Metaborsäure (100оС)

4HBO2 "H2B4O7 + H2Otetraborsäure (140 ° C) - schwach, beide Kd

H2B4O7 "2B2O3 + H2O sind praktisch gleich - keine Säuresalze

Orthoborsäure ist schwach, manchmal wird ihre Dissoziation geschrieben

B(OH)3 + H2O « B(OH)4 + H+

Bildet mit Alkoholen Ester: H3BO3+3CH3OH®B(OCH3)3+3H2O

Eigenschaften. Bor ist in amorpher (brauner) und kristalliner (schwarzer) Form bekannt, Fp. 2300°C, Kp. 3700 °C, p = 2,34 g/cm3. Das Kristallgitter von Bor ist sehr stark, dies äußert sich in seiner hohen Härte, niedrigen Entropie und seinem hohen Schmelzpunkt. Bor-Halbleiter. Die Nichtmetallizität von Bor entspricht seiner Position im Periodensystem – zwischen Beryllium und Kohlenstoff und diagonal neben Silizium. Daher zeigt Bor nicht nur Ähnlichkeiten mit Aluminium, sondern auch mit Silizium. Aus seiner Position folgt auch, dass die Verbindungen von Bor mit Stickstoff in elektronischer Struktur und Eigenschaften ähnlich wie Kohlenstoff sein sollten.

2BH3(g)-B2H6(g);

delta G= - 126 kJ

3NaBH4+4BF3 ->2В2Н6 + 3NaBF4

6H2 (g) + 2BC13 (g) -> B2H6 (g) + 6HCl (g)

DiboranВ2Н6 - ein energetisches Reduktionsmittel, das sich spontan an der Luft entzündet

B2H6 + 3O2 => B2O3 + ZH2O

Es interagiert mit Wasser unter Freisetzung von Wasserstoff;

B2H6 + 6H2O =>. 2H3BO3+6H2

In einer Ätherumgebung reagiert B2H6 mit Lithiumhydrid und bildet sich 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

Eine Neutralisation von H3BO3 bildet sich nicht Orthoborate , enthaltend das Ion (BO3) 3-, und werden erhalten Tetraborate, Metaborate oder Salze anderer Polyborsäuren:

4H3BO3 + 2NaOH => Na2BO4 + 7H2O H3BO3 + NaOH => NaBO2 + 2H2O

Boroxid B2O3 - Borsäureanhydrid, farblose, ziemlich feuerfeste glasige oder kristalline Substanz mit bitterem Geschmack, Dielektrikum.

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 B-O = 0,145 nm). Diese Modifikation schmilzt im Temperaturbereich von 325-450 °C und hat eine hohe Härte. Es wird durch Erhitzen von Bor an 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 einem hexagonalen Kristallgitter, bei 400 ° C und 2200 MPa wird es zu einem monoklinen.

In der Industrie Borax wird aus natürlichen Boraten durch Fusion mit Soda gewonnen . Wenn natürliche Borminerale mit Schwefelsäure behandelt werden, Borsäure . Aus Borsäure H3BO3 wird durch Kalzinieren das Oxid B2O3 gewonnen und anschließend mit Aktivmetallen (Magnesium oder Natrium) zu freiem Bor reduziert:

B2O3 + 3Mg = 3MgO + 2B,

2Na2B4O7 + 3Na = B + 7NaBO2.

In diesem Fall in Form eines grauen Pulvers, amorphes Bor. Hochreines kristallines Bor kann durch Umkristallisation erhalten werden, in der Industrie wird es jedoch häufiger durch Elektrolyse von geschmolzenen Fluorboraten oder thermische Zersetzung von BBr3-Borbromiddampf an einem auf 1000-1500 ° C erhitzten Tantaldraht in Gegenwart von Wasserstoff erhalten:

2BBr3 + 3H2 = 2B + 6HBr

Es ist auch möglich, Borcracken zu verwenden:

B4H10 = 4B + 5H2.

Borsäure(Orthoborsäure) ist eine schwache Säure mit der chemischen Formel H3BO3. Eine farblose kristalline Substanz in Form von Flocken, geruchlos, hat ein geschichtetes triklines Gitter, in dem Säuremoleküle durch Wasserstoffbrückenbindungen in flachen Schichten verbunden sind, die Schichten sind durch intermolekulare Bindungen (d = 0,318 nm) miteinander verbunden.

Metaborsäure(HBO2) ist ebenfalls ein farbloser Kristall. Es existiert in drei Modifikationen - das stabilste γ-HBO2 mit einem kubischen Gitter, β-HBO2 mit einem monoklinen Gitter und α-HBO2 mit einem rhombischen Gitter.

Beim Erhitzen Orthoborsäure verliert Wasser und geht zuerst in Metaborsäure, dann in Tetraborsäure H2B4O7 über. Beim weiteren Erhitzen dehydriert es zu Borsäureanhydrid.

Borsäure weist sehr schwache Säureeigenschaften auf.. Es ist relativ wenig wasserlöslich. Seine sauren Eigenschaften beruhen nicht auf der Abspaltung des H + -Protons, sondern auf der Addition eines Hydroxylanions:

Ka = 5,8·10−10 mol/l; pKa = 9,24.

Es wird leicht durch die meisten anderen Säuren aus Lösungen seiner Salze verdrängt. Seine Salze, Borate genannt, werden normalerweise aus verschiedenen Polyborsäuren hergestellt, am häufigsten Tetraborsäure H2B4O7, die eine viel stärkere Säure als Orthoborsäure ist. B(OH)3 zeigt sehr schwache Anzeichen von Amphoterizität und bildet ein wenig stabiles Borhydrosulfat B(HSO4)3.

Bei der Neutralisation von Orthoborsäure mit Alkalien in wässrigen Lösungen werden Orthoborate mit dem (BO3)3–-Ion nicht gebildet, da Orthoborate aufgrund der zu niedrigen [B(OH)4]–-Bildungskonstante fast 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 Ausmaß (Umkehrreaktionen zu den angegebenen).

In angesäuerten wässrigen Lösungen von Boraten stellen sich folgende Gleichgewichte ein:

Das häufigste Salz der Borsäure ist Natriumtetraborat-Decahydrat Na2B4O7 · 10H2O (technischer Name - Borax).

Beim Erhitzen löst Borsäure Metalloxide auf und bildet Salze.

Mit Alkoholen in Gegenwart von konzentrierter Schwefelsäure bildet Ester:

Bildung von Bormethylether B(OCH3)3 ist eine qualitative Reaktion auf H3BO3 und Salze von Borsäuren; wenn es gezündet wird, brennt Methylborether mit einer schönen hellgrünen Flamme.

Borosilikatglas- Glas der üblichen Zusammensetzung, bei dem die alkalischen Bestandteile im Ausgangsmaterial durch Boroxid (B2O3) ersetzt sind. Dadurch wird eine erhöhte chemische Beständigkeit und ein niedriger Wärmeausdehnungskoeffizient erreicht – bis zu 3,3 · 10−6 bei 20 °C für die besten Proben. Bei Borosilikatglas ist er sehr klein, nur bei Quarzglas ist er kleiner (fast 10 mal). Dadurch wird verhindert, dass das Glas bei plötzlichen Temperaturänderungen bricht. Dies liegt an seiner Verwendung als Feuer und in anderen Fällen, in denen thermische Stabilität erforderlich ist.

Verwendungszweck Im Alltag zur Herstellung von Geschirr für offenes Feuer, Teekannen. Es wird als Material für Laborglas, aber auch für die chemische Industrie und andere Industrien verwendet, beispielsweise als Wärmetauschermaterial für Blockheizkraftwerke. Wird auch verwendet, um billige Gitarren-Slides herzustellen. Borosilikatglas kann auch zur Herstellung von Pipetten für die ICSI, die Blastomerenbiopsie, verwendet werden, die für die genetische Präimplantationsdiagnostik unter Verwendung von Biopsiezellen als genetisches Material durchgeführt wird. Es gibt 3 Pipettenoptionen mit Innendurchmessern von 4 µm bis 7,5 µm. Die Pipette ist 60 bis 75 mm lang und hat einen Neigungswinkel von 30°. Pipetten sind für den einmaligen Gebrauch bestimmt.

Allgemeine Eigenschaften der Elemente der IVA-Untergruppe. Die Struktur der Atome. Oxidationsgrade. Verbreitung und Fundformen in der Natur. Allotrope Modifikationen von Kohlenstoff. Physikalische und chemische Eigenschaften. Sorten von schwarzem Graphit: Koks, Holzkohle, Ruß.

Allgemeine Eigenschaften der Elemente der IVA-Gruppe Zu den Elementen der Hauptuntergruppe der Gruppe IV gehören C, Si, Ge, Sn, Pv. Die elektronische Formel des externen Valenzniveaus lautet nS2np2, dh 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 sind Ge, Sn, Pv in der Germanium-Untergruppe vereint (dies sind vollständige elektronische Analoga). In dieser Untergruppe von p-Elementen sowie in anderen Untergruppen von p-Elementen ändern sich die Eigenschaften von Atomen von Elementen periodisch.

Somit nimmt von oben nach unten in der Untergruppe der Radius des Atoms zu, also nimmt die Ionisationsenergie ab, sodass die Fähigkeit, Elektronen abzugeben, zunimmt, und die Tendenz, die äußere Elektronenhülle zu einem Oktett zu vervollständigen, nimmt stark ab, also von C nach Pb, reduzierende Eigenschaften und metallische Eigenschaften nehmen zu und nichtmetallische Eigenschaften nehmen ab . Kohlenstoff und Silizium sind typische Nichtmetalle, Ge hat bereits metallische Eigenschaften und sieht aus wie ein Metall, obwohl es ein Halbleiter ist. Bei Zinn überwiegen bereits metallische Eigenschaften und Blei ist ein typisches Metall. Mit 4 Valenzelektronen können Atome in ihren Verbindungen Oxidationsstufen vom Minimum (-4) bis zum Maximum (+4) aufweisen, und sie sind durch gleichmäßige S.O. gekennzeichnet: -4, 0, +2, +4; ALSO. = -4 ist typisch für C und Si mit Metallen. Die Art der Beziehung zu anderen Elementen. Kohlenstoff bildet nur kovalente Bindungen aus, Silizium bildet ebenfalls überwiegend kovalente Bindungen aus. Für Zinn und Blei, insbesondere in S.O. = +2, ist die ionische Natur der Bindung charakteristischer (z. B. Рв(NO3)2). Die Kovalenz wird durch die Valenzstruktur des Atoms bestimmt. Das Kohlenstoffatom hat 4 Valenzorbitale und die maximale Kovalenz ist 4. Bei anderen Elementen kann die Kovalenz größer als vier sein, da es eine Valenz-d-Unterebene gibt (z. B. H2). Hybridisierung. Die Art der Hybridisierung wird durch Art und Anzahl der Valenzorbitale bestimmt. Kohlenstoff hat nur S- und p-Valenzorbitale, daher kann es zu Sp (Karabiner, CO2, CS2), Sp2 (Graphit, Benzol, COCl2), Sp3-Hybridisierung (CH4, Diamant, CCl4) kommen. Für Silizium ist die charakteristischste Sp3-Hybridisierung (SiO2, SiCl4), aber es hat eine Valenz-d-Unterebene, also gibt es auch eine Sp3d2-Hybridisierung, zum Beispiel H2. Gruppe IV der PSE ist die Tabellenmitte von D. I. Mendeleev. Hier ist deutlich eine starke Änderung der Eigenschaften von Nichtmetallen zu Metallen zu erkennen. Wir werden Kohlenstoff, dann Silizium und dann Elemente der Germanium-Untergruppe separat betrachten.

Atom(vom griechischen Atomos - unteilbar) - ein einkerniges, unteilbares Teilchen eines chemischen Elements, Träger der Eigenschaften einer Substanz. 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 Protonenladung 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 Seriennummer des Elements im Periodensystem. Die positive Ladung des Kerns 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 geringer ist als die Masse eines Protons und eines Neutrons und bei Berechnungen selten berücksichtigt wird. Die Anzahl der Neutronen ergibt sich aus der Differenz zwischen der Masse eines Atoms und der Anzahl der Protonen (N=A-Z). Die Art der Atome 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 bedingt als ein materieller Punkt angesehen, der im Zentrum des Atoms ruht, und das Atom selbst ist es als Elektronensystem betrachtet. Bei einer chemischen Reaktion ist der Kern eines Atoms (außer bei Kernreaktionen) nicht betroffen, ebenso wie die inneren elektronischen Niveaus, sondern es sind nur die Elektronen der äußeren Elektronenhülle beteiligt. Aus diesem Grund ist es notwendig, die Eigenschaften eines Elektrons und die Regeln für die Bildung von Elektronenhüllen von Atomen zu kennen.

Oxidationsgrad(Oxidationszahl, Formalladung) - ein konditionaler Hilfswert zur Erfassung der Prozesse von Oxidations-, Reduktions- und Redoxreaktionen. Sie gibt den Oxidationszustand eines einzelnen Atoms eines Moleküls an und ist nur eine bequeme Methode zur Berücksichtigung des Elektronentransfers: Sie ist nicht die wahre Ladung eines Atoms in einem Molekül (siehe #Konvention).

Die Vorstellungen über den Oxidationsgrad von Elementen bilden die Grundlage und werden bei der Klassifizierung von Chemikalien, der Beschreibung ihrer Eigenschaften, der Aufstellung von Formeln für Verbindungen und ihrer internationalen Bezeichnungen (Nomenklatur) verwendet. Aber es wird besonders häufig bei der Untersuchung von Redoxreaktionen verwendet.

Der Begriff der Oxidationsstufe wird in der anorganischen Chemie häufig anstelle des Begriffs der Wertigkeit verwendet.

Der Oxidationszustand eines Atoms ist gleich dem numerischen Wert der dem Atom zugeschriebenen elektrischen Ladung, unter der Annahme, dass die Elektronenpaare, die die Bindung ausführen, vollständig zu elektronegativeren Atomen vorgespannt sind (d. h. basierend auf der Annahme, dass die Verbindung besteht nur von Ionen).

Die Oxidationsstufe entspricht der Anzahl der Elektronen, die einem positiven Ion hinzugefügt werden müssen, um es zu einem neutralen Atom zu reduzieren, oder einem negativen Ion entnommen werden müssen, um es zu einem neutralen Atom zu oxidieren:

Al3+ + 3e− → Al

S2− → S + 2e− (S2− − 2e− → S)

Kohlenstoff- eine Substanz mit den [Quelle nicht angegeben 1528 Tagen] einer großen Anzahl allotroper Modifikationen (mehr als 8 wurden bereits entdeckt).

Allotrope Modifikationen von Kohlenstoff ihre Eigenschaften unterscheiden sich am radikalsten voneinander, von weich bis hart, opak bis transparent, abrasiv bis schmierend, preiswert bis teuer. Diese Allotrope umfassen amorphe Allotrope von Kohlenstoff (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

Astralen

glasiger Kohlenstoff

Kolossale Nanoröhren

Gemischte sp3/sp2 Formen:

amorpher Kohlenstoff

Nanonieren aus Kohlenstoff

Kohlenstoff-Nanoschaum

Andere Formen: C1 - C2 - C3 - C8

Kohlenstoff(chemisches Symbol - C, lat. Carboneum) - ein chemisches Element der vierzehnten Gruppe (nach veralteter Klassifizierung - die Hauptuntergruppe der vierten

Gruppe), die 2. Periode des Periodensystems der chemischen Elemente. Seriennummer 6, Atommasse - 12.0107.

Physikalische Eigenschaften.

Kohlenstoff existiert in vielen allotropen Modifikationen mit sehr unterschiedlichen physikalischen Eigenschaften. Die Vielfalt der Modifikationen ist auf die Fähigkeit von Kohlenstoff zurückzuführen, chemische Bindungen verschiedener Art zu bilden.

Aus dem Griechischen wird das Wort "amphoteros" mit "das eine und das andere" übersetzt. Amphoterität ist die Dualität der Säure-Base-Eigenschaften einer Substanz. Hydroxide werden als amphoter bezeichnet, 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 Grundform ist Zn(OH)2. Aber Sie können die Formel von Zinkhydroxid in Säureform schreiben, wobei Wasserstoffatome an erster Stelle stehen, wie in den Formeln anorganischer Säuren: H2ZnO2 (Abb. 1). Dann ist ZnO22- ein saurer Rest mit einer Ladung von 2-.

Reis. 1. Formeln von Zinkhydroxid

Amphoteres Hydroxid zeichnet sich dadurch aus, 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, wenn Zinkhydroxid die Zn-O-Bindung bricht, eine OH-Gruppe abgibt und als Base wirkt. Als Ergebnis solcher Reaktionen werden Salze gebildet, in denen Zink ein Kation ist, daher werden sie als Salze des kationischen Typs bezeichnet:

Zn(OH)2 + 2HCl = ZnCl2 + 2H2O (Basis)

Bei Reaktionen mit Alkalien wirkt Zinkhydroxid als Säure unter Abgabe von Wasserstoff. In diesem Fall werden Salze vom anionischen Typ gebildet (Zink ist Teil des Säurerests - das Zinkatanion). Wenn beispielsweise Zinkhydroxid mit festem Natriumhydroxid verschmolzen wird, entsteht Na2ZnO2 - das durchschnittliche Salz des anionischen Typs Natriumzinkat:

H2ZnO2 + 2NaOH(TV.) = Na2ZnO2 + 2H2O (Säure)

Amphotere Hydroxide bilden bei Wechselwirkung mit Alkalilösungen lösliche Komplexsalze. Wenn beispielsweise Zinkhydroxid mit einer Natronlauge reagiert, entsteht Natriumtetrahydroxozinkat:

Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2

2- ist ein komplexes Anion, das normalerweise in eckige Klammern eingeschlossen ist.

Somit ist die Amphoterizität von Zinkhydroxid auf die Möglichkeit des Vorhandenseins von Zinkionen in einer wässrigen Lösung in der Zusammensetzung von sowohl Kationen als auch Anionen zurückzuführen. Die Zusammensetzung dieser Ionen hängt vom Säuregrad des Mediums ab. ZnO22-Anionen sind in einer alkalischen Umgebung stabil und Zn2+-Kationen sind in einer sauren Umgebung stabil.

Amphotere Hydroxide sind wasserunlösliche Substanzen und zerfallen beim Erhitzen in Metalloxid und Wasser:

Zn(OH)2 = ZnO + H2O

2Fe(OH)3 = Fe2O3 + 3H2O

2Al(OH)3 = Al2O3 + 3H2O

Der Oxidationsgrad des Metalls im Hydroxid und Oxid sollte gleich sein.

Amphotere Hydroxide sind wasserunlösliche Verbindungen, daher können sie durch eine Austauschreaktion zwischen einer Lösung eines Übergangsmetallsalzes und einem Alkali erhalten werden. Beispielsweise entsteht Aluminiumhydroxid durch die Wechselwirkung von Lösungen von Aluminiumchlorid und Natriumhydroxid:

AlCl3 + 3NaOH = Al(OH)3↓ + 3NaCl

Wenn diese Lösungen abgelassen werden, 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 ist eine schwache Base, in der sich Aluminiumhydroxid nicht auflöst. Wenn Aluminiumchlorid mit einer wässrigen Ammoniaklösung reagiert, werden Aluminiumhydroxid und Ammoniumchlorid gebildet:

AlCl3+ 3NH3. H2O = Al(OH)3↓ + 3NH4Cl

Reis. 2. Ausfällung von Aluminiumhydroxid

Amphotere Hydroxide werden durch chemische Übergangselemente gebildet und weisen duale Eigenschaften auf, das heißt, sie sind sowohl eine Säure als auch eine Base. Wir erhalten und bestätigen die amphotere Natur von Aluminiumhydroxid.

Wir erhalten einen Niederschlag von Aluminiumhydroxid in einem Reagenzglas. Geben Sie dazu eine kleine Menge Alkalilösung (Natronlauge) in die Aluminiumsulfatlösung, bis ein Niederschlag auftritt (Abb. 1). Bitte beachten Sie: Zu diesem Zeitpunkt sollte das Alkali nicht im Überschuss vorhanden sein. Der resultierende weiße Niederschlag ist Aluminiumhydroxid:

Al2(SO4)3 + 6NaOH = 2Al(OH)3↓ + 3Na2SO4

Für das nächste Experiment werden wir den resultierenden Niederschlag in zwei Teile teilen. Um zu beweisen, dass Aluminiumhydroxid die Eigenschaften einer Säure aufweist, ist es notwendig, seine Reaktion mit einem Alkali durchzuführen. Um die basischen Eigenschaften von Aluminiumhydroxid zu beweisen, mischen Sie es umgekehrt mit Säure. Fügen Sie in einem Reagenzglas mit einem Niederschlag von Aluminiumhydroxid eine Lösung von Alkali hinzu - Natriumhydroxid (diesmal wird ein Überschuss an Alkali genommen). Der Niederschlag löst sich auf. Als Ergebnis der Reaktion entsteht ein komplexes Salz - Natriumhydroxoaluminat:

Al(OH)3 + NaOH = Na

Gießen Sie Salzsäurelösung in das zweite Reagenzglas mit Sediment. Auch der Niederschlag löst sich auf. Das bedeutet, dass Aluminiumhydroxid nicht nur mit Alkali, sondern auch mit Säure reagiert, also amphotere Eigenschaften zeigt. In diesem Fall schreitet die Austauschreaktion fort, Aluminiumchlorid und Wasser werden gebildet:

Experiment Nr. 3. Wechselwirkung von Natriumtetrahydroxoaluminatlösung mit Salzsäure und Kohlendioxid

Wir werden eine verdünnte Salzsäurelösung tropfenweise zu einer Lösung von Natriumhydroxoaluminat geben. Wir beobachten die Ausfällung von Aluminiumhydroxid und seine anschließende Auflösung:

Na + HCl = Al(OH)3¯ + NaCl + H2O

Al(OH)3+ 3HCl = AlCl3 + 3H2O

Natriumtetrahydroxoaluminat ist instabil und zersetzt sich in saurer Umgebung. Mal sehen, ob schwache Kohlensäure den Komplex zerstört.

Wir werden Kohlendioxid durch eine Lösung von Natriumtetrahydroxoaluminat leiten. Kohlendioxid wiederum wird durch die Reaktion zwischen Marmor und Salzsäure gewonnen. Nach einiger Zeit bildet sich eine Suspension von wasserunlöslichem Aluminiumhydroxid, die beim weiteren Durchleiten von Kohlendioxid nicht verschwindet.

Na + CO2= Al(OH)3¯ + NaHCO3

Das heißt, überschüssiges Kohlendioxid löst kein Aluminiumhydroxid.

Quellen

http://www.youtube.com/watch?t=146&v=EQO8iViXb1s

http://www.youtube.com/watch?t=6&v=85N0v3cQ-lI

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

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

Es gibt drei Hauptklassen von anorganischen chemischen Verbindungen: Oxide, Hydroxide und Salze. Erstere werden in zwei Gruppen eingeteilt: nicht salzbildende (dazu gehören Kohlenmonoxid, Lachgas, Stickstoffmonoxid usw.) und salzbildende, die wiederum basisch, sauer und amphoter sind. Hydroxide werden in Säuren, Basen und Amphotere unterteilt. Salze sind basisch, sauer, mittel und doppelt. Amphotere Oxide und Hydroxide werden nachstehend ausführlicher beschrieben.

Was ist amphoter?

Es ist die Fähigkeit einer anorganischen Chemikalie, abhängig von den Reaktionsbedingungen sowohl saure als auch basische Eigenschaften zu zeigen. Substanzen, die diese Art von Merkmal aufweisen, können Oxide und Hydroxide umfassen. Unter den ersteren kann man das Oxid und Dioxid von Zinn, Beryllium, Mangan, Zink, Eisen (II), (III) nennen. Amphotere Hydroxide werden durch solche Substanzen dargestellt: Beryllium, Aluminium, Eisen (II) -hydroxid, Eisen, Aluminiummetahydroxid, Titandihydroxid. Die gebräuchlichsten und am häufigsten verwendeten der oben aufgeführten Verbindungen sind Eisen- und Aluminiumoxid sowie Hydroxide dieser Metalle.

Chemische Eigenschaften amphoterer Oxide

Amphotere Oxide haben sowohl die Eigenschaften saurer als auch basischer Verbindungen. Da sie sauer sind, können sie mit Alkalien interagieren. Bei dieser Art von Reaktion werden Salz und Wasser gebildet. Sie gehen auch mit basischen Oxiden eine chemische Reaktion ein. Sie zeigen ihre grundlegenden Eigenschaften und interagieren mit Säuren, wodurch Salz und Wasser gebildet werden, sowie mit Säureoxiden, wodurch Salz gewonnen werden kann.

Beispiele für Reaktionsgleichungen mit amphoteren Oxiden

AI 2 O 3 + 2KOH \u003d 2KAIO 2 + H 2 O - diese Reaktion zeigt die sauren Eigenschaften von amphoteren Oxiden. 2АІ 2 О 3 + 6НІ = 4АІСІ 3 + 3Н 2 О; AI 2 O 3 + 3CO 2 \u003d AI 2 (CO 3) 3 - diese Gleichungen dienen als Beispiel für die grundlegenden chemischen Eigenschaften solcher Oxide.

Chemische Eigenschaften amphoterer Hydroxide

Sie können sowohl mit starken Säuren als auch mit Laugen chemische Wechselwirkungen eingehen, teilweise reagieren sie auch mit schwachen Säuren. Alle von ihnen zersetzen sich, wenn sie hohen Temperaturen ausgesetzt werden, in Oxid und Wasser. Wenn amphoteres Hydroxid mit Säure reagiert, werden Salz und Wasser gebildet. Alle diese Hydroxide sind in Wasser unlöslich, daher können sie nur mit Lösungen bestimmter Verbindungen reagieren, nicht jedoch mit Trockensubstanzen.

Physikalische Eigenschaften amphoterer Oxide, Verfahren zu ihrer Herstellung und Anwendung

Ferumoxid (II) ist vielleicht das häufigste amphotere Oxid. Es gibt einige Möglichkeiten, es zu bekommen. Es ist in der Industrie weit verbreitet. Andere amphotere Oxide werden ebenfalls in vielen Industrien verwendet, von der Metallurgie bis zur Lebensmittelindustrie.

Aussehen, Zubereitung und Verwendung von Ferum(II)-oxid

Es ist ein schwarzer Feststoff. Sein Kristallgitter ähnelt dem von Speisesalz. In der Natur kommt es in Form des Minerals Wüstit vor.
Diese chemische Verbindung wird auf vier verschiedene Arten gewonnen. Der Erste— Reduktion von Eisenoxid (ІІІ) mit Kohlenmonoxid. Gleichzeitig können Sie durch Mischen der gleichen Menge dieser beiden Substanzen zwei Teile Eisenoxid (II) und einen Teil Kohlendioxid erhalten. Zweite Methode erhalten - die Wechselwirkung von Eisen mit seinen Oxiden, beispielsweise Eisenoxid (ІІІ), während keine Nebenprodukte gebildet werden.

Für eine solche Reaktion müssen jedoch Bedingungen in Form einer hohen Temperatur von 900 bis 1000 Grad Celsius geschaffen werden. Dritter Weg- die Reaktion zwischen Eisen und Sauerstoff, in diesem Fall wird nur Eisenoxid (II) gebildet. Zur Durchführung dieses Verfahrens ist auch eine Erwärmung der Ausgangsmaterialien erforderlich. Die vierte Methode Empfangen ist Eisenoxalat. Eine solche Reaktion erfordert eine hohe Temperatur sowie ein Vakuum. Dabei entstehen Ferum(II)oxid, Kohlendioxid und Kohlenmonoxid im Verhältnis 1:1:1. Aus dem oben Gesagten können wir schließen, dass die einfachste Methode zur Gewinnung dieser Substanz die einfachste ist und keine besonderen Bedingungen erfordert. Eisenoxid (II) wird zum Schmelzen von Eisen verwendet, es ist auch eine der Komponenten einiger Farbstoffe und wird beim Schwärzen von Stahl verwendet.

Eisenoxid (III)

Es ist kein weniger verbreitetes amphoteres Oxid als das oben beschriebene. Unter normalen Bedingungen ist es ein rotbrauner Feststoff. In der Natur kommt es in Form des Minerals Hämatit vor, das zur Herstellung von Schmuck verwendet wird. In der Industrie ist diese Substanz weit verbreitet: Sie wird zum Färben einiger Baumaterialien wie Ziegel, Pflastersteine ​​usw. bei der Herstellung von Farben, einschließlich Druckfarben, und Emaille verwendet. Außerdem dient der betreffende Stoff als Lebensmittelfarbstoff namens E172. In der chemischen Industrie wird es bei der Herstellung von Ammoniak als Katalysator eingesetzt.

Aluminium Oxid

Amphotere Oxide enthalten auch Aluminiumoxid in ihrer Liste. Diese Substanz hat unter normalen Bedingungen einen festen Zustand. Die Farbe dieses Oxids ist weiß. In der Natur kommt ein Teil davon in Form von Tonerde sowie Saphir und Rubin vor. Es wird hauptsächlich in der chemischen Industrie als Katalysator eingesetzt. Es wird aber auch bei der Herstellung von Keramik verwendet.

Zinkoxid

Auch diese chemische Verbindung ist amphoter. Es ist ein farbloser Feststoff, der sich nicht in Wasser auflöst. Es wird hauptsächlich durch die Zersetzung verschiedener Zinkverbindungen gewonnen. Zum Beispiel sein Nitrat. Dabei werden Zinkoxid, Stickstoffdioxid und Sauerstoff freigesetzt. Sie können diese Substanz auch durch die Zersetzung von Zinkcarbonat erhalten. Bei dieser Reaktion wird neben der gewünschten Verbindung auch Kohlendioxid freigesetzt. Es ist auch möglich, Zinkhydroxid in sein Oxid und Wasser zu zerlegen. Um alle drei der oben genannten Prozesse durchzuführen, ist es erforderlich, sie einer hohen Temperatur auszusetzen. Zinkoxid wird in verschiedenen Industrien verwendet, zum Beispiel in der Chemie (als Katalysator) zur Herstellung von Glas, in der Medizin zur Behandlung von Hautfehlern.

Berylliumoxid

Es wird hauptsächlich durch thermische Zersetzung des Hydroxids dieses Elements erhalten. Dabei entsteht auch Wasser. Es hat das Aussehen eines farblosen Feststoffs. Dieses Oxid findet seine Anwendung in verschiedenen Industrien als hitzebeständiges Material.

Zinnoxid

Es hat eine dunkle Farbe, hat unter normalen Bedingungen einen festen Zustand. Es ist wie viele andere amphotere Oxide durch Zersetzung seines Hydroxids erhältlich. Als Ergebnis werden der betreffende Stoff und Wasser gebildet. Dies erfordert auch die Einwirkung hoher Temperaturen. Diese Verbindung wird in der chemischen Industrie als Reduktionsmittel bei Redoxreaktionen verwendet, seltener als Katalysator.

Eigenschaften, Herstellung und Verwendung von amphoteren Hydroxiden

Amphotere Hydroxide werden nicht weniger häufig verwendet als Oxide. Aufgrund ihres vielseitigen chemischen Verhaltens werden sie hauptsächlich zur Gewinnung von Verbindungen aller Art verwendet. Außerdem wird Eisenhydroxid (ein farbloser Feststoff) bei der Herstellung von Batterien verwendet; Aluminiumhydroxid - zur Wasserreinigung; Berylliumhydroxid - um Oxid zu erhalten.

Videolektion 2: amphotere Hydroxide. Erfahrungen

Vorlesung: Charakteristische chemische Eigenschaften von Basen und amphoteren Hydroxiden

Hydroxide und ihre Klassifizierung

Wie Sie bereits wissen, bestehen Basen aus Metallatomen und einer Hydroxogruppe (OH -), daher werden sie auch als Hydroxide bezeichnet. Es gibt mehrere Klassifikationen von Basen.

1. In Bezug auf Wasser werden sie unterteilt in:

löslich,

unlöslich.

Zu den löslichen Basen gehören Hydroxide von Alkali- und Erdalkalimetallen, daher werden sie Alkalien genannt. Ammoniumhydroxid kann ebenfalls derselben Gruppe zugeordnet werden, ist aber im Gegensatz zu ersterem ein schwächerer Elektrolyt. Von anderen Metallen gebildete Basen lösen sich nicht in Wasser. Alkalien in Wasser dissoziieren vollständig zu Metallkationen und Hydroxidanionen - OH - Ionen. Zum Beispiel: NaOH → Na + + OH - .

2. Durch Wechselwirkung mit anderen Chemikalien werden Hydroxide unterteilt in:

basische Hydroxide,

Säurehydroxide (sauerstoffhaltige Säuren),

amphotere Hydroxide.

Diese Teilung hängt von der Ladung des Metallkations ab. Wenn die Ladung des Kations +1 oder +2 ist, hat das Hydroxid basische Eigenschaften. Hydroxide gelten als amphotere Basen, deren Metallkationen eine Ladung von +3 und +4 haben.

Aber es gibt eine Reihe von Ausnahmen:

La(OH) 3 , Bi(OH) 3 , Tl(OH) 3 sind Basen;

Be (OH) 2, Sn (OH) 2, Pb (OH) 2, Zn (OH) 2, Ge (OH) 2 - amphotere Basen.

Chemische Eigenschaften von Basen

Basen können mit Säuren und sauren Oxiden reagieren. Während der Wechselwirkung kommt es zur Bildung von Salzen und Wasser:

Ba(OH) 2 + CO 2 → BaCO 3 + H 2 O;

KOH + HCl → KCl + H 2 O.

Alkalien, 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. Während dieser Reaktion bilden H+-Säurekationen und OH-Basenanionen Wassermoleküle. Danach wird das Lösungsmedium neutral. Dadurch wird Wärme freigesetzt. In Lösungen führt dies zu einer allmählichen Erwärmung der Flüssigkeit. Bei starken Lösungen ist mehr als genug Hitze vorhanden, um die Flüssigkeit zum Sieden zu bringen. Es muss daran erinnert werden, dass die Neutralisationsreaktion ziemlich schnell erfolgt.

Chemische Eigenschaften amphoterer Hydroxide

Amphotere Basen reagieren sowohl mit Säuren als auch mit Laugen. Bei der Wechselwirkung entstehen Salz und Wasser. Amphotere Basen zeigen bei jeder Reaktion mit Säuren immer die Eigenschaften typischer Basen:

Cr(OH) 3 + 3HCl → CrCl 3 + 3H 2 O.

Amphotere Basen können bei der Reaktion mit Alkalien die Eigenschaften von Säuren zeigen. Bei der Fusion mit Alkalien entstehen Salz und Wasser.

Bevor wir die chemischen Eigenschaften von Basen und amphoteren Hydroxiden diskutieren, wollen wir klar definieren, was es ist?

1) Basen oder basische Hydroxide umfassen Metallhydroxide in der Oxidationsstufe +1 oder +2, d. h. deren Formeln entweder als MeOH oder als Me(OH) 2 geschrieben werden. Es gibt jedoch Ausnahmen. Die Hydroxide Zn (OH) 2, Be (OH) 2, Pb (OH) 2, Sn (OH) 2 gehören also nicht zu den Basen.

2) Amphotere Hydroxide umfassen Metallhydroxide in den Oxidationsstufen +3, +4 und als Ausnahmen die Hydroxide Zn (OH) 2, Be (OH) 2, Pb (OH) 2, Sn (OH) 2. Metallhydroxide in der Oxidationsstufe +4 sind in den USE-Zuweisungen nicht enthalten und werden daher nicht berücksichtigt.

Chemische Eigenschaften von Basen

Alle Basen sind unterteilt in:

Denken Sie daran, dass Beryllium und Magnesium keine Erdalkalimetalle sind.

Neben der Wasserlöslichkeit dissoziieren Alkalien auch sehr gut in wässrigen Lösungen, während unlösliche Basen einen geringen Dissoziationsgrad aufweisen.

Dieser Unterschied in der Löslichkeit und Dissoziationsfähigkeit zwischen Alkalien und unlöslichen Hydroxiden führt wiederum zu merklichen Unterschieden in ihren chemischen Eigenschaften. So sind insbesondere Alkalien chemisch aktivere Verbindungen und können oft solche Reaktionen eingehen, die unlösliche Basen nicht eingehen.

Reaktion von Basen mit Säuren

Alkalien reagieren mit absolut allen Säuren, auch mit sehr schwachen und unlöslichen. Zum Beispiel:

Unlösliche Basen reagieren mit fast allen löslichen Säuren, reagieren nicht mit unlöslicher Kieselsäure:

Zu beachten ist, dass sowohl starke als auch schwache Basen mit der allgemeinen Formel der Form Me (OH) 2 bei Säuremangel basische Salze bilden können, zum Beispiel:

Wechselwirkung mit Säureoxiden

Alkalien reagieren mit allen sauren Oxiden zu Salzen und oft Wasser:

Unlösliche Basen können mit allen höheren Säureoxiden, die stabilen Säuren entsprechen, z. B. P 2 O 5, SO 3, N 2 O 5, unter Bildung mittlerer Salze reagieren1:

Unlösliche Basen der Form Me(OH) 2 reagieren in Gegenwart von Wasser mit Kohlendioxid ausschließlich unter Bildung basischer Salze. Zum Beispiel:

Cu(OH) 2 + CO 2 = (CuOH) 2 CO 3 + H 2 O

Mit Siliziumdioxid reagieren aufgrund seiner außergewöhnlichen Reaktionsträgheit nur die stärksten Basen, Alkalien. In diesem Fall werden normale Salze gebildet. Mit unlöslichen Basen läuft die Reaktion nicht ab. Zum Beispiel:

Wechselwirkung von Basen mit amphoteren Oxiden und Hydroxiden

Alle Alkalien reagieren mit amphoteren Oxiden und Hydroxiden. Wenn die Reaktion durch Verschmelzen eines amphoteren Oxids oder Hydroxids mit einem festen Alkali durchgeführt wird, führt eine solche Reaktion zur Bildung von wasserstofffreien Salzen:

Wenn wässrige Lösungen von Alkalien verwendet werden, werden Hydroxo-Komplexsalze gebildet:

Bei Aluminium entsteht unter Einwirkung eines Überschusses an konzentriertem Alkali anstelle des Na-Salzes das Na 3 -Salz:

Die Wechselwirkung von Basen mit Salzen

Jede Base reagiert mit jedem Salz nur, wenn zwei Bedingungen gleichzeitig erfüllt sind:

1) Löslichkeit der Ausgangsverbindungen;

2) das Vorhandensein eines Niederschlags oder Gases unter den Reaktionsprodukten

Zum Beispiel:

Thermische Stabilität von Basen

Alle Alkalien, außer Ca(OH) 2 , sind hitzebeständig und schmelzen ohne Zersetzung.

Alle unlöslichen Basen sowie schwerlösliches Ca (OH) 2 zersetzen sich beim Erhitzen. Die höchste Zersetzungstemperatur für Calciumhydroxid liegt bei etwa 1000 o C:

Unlösliche Hydroxide haben viel niedrigere Zersetzungstemperaturen. So zersetzt sich beispielsweise Kupfer(II)hydroxid bereits bei Temperaturen über 70 o C:

Chemische Eigenschaften amphoterer Hydroxide

Wechselwirkung von amphoteren Hydroxiden mit Säuren

Amphotere Hydroxide reagieren mit starken Säuren:

Amphotere Metallhydroxide in der Oxidationsstufe +3, d.h. Typ Me (OH) 3, reagieren nicht mit Säuren wie H 2 S, H 2 SO 3 und H 2 CO 3 aufgrund der Tatsache, dass Salze, die als Ergebnis solcher Reaktionen gebildet werden könnten, einer irreversiblen Hydrolyse unterliegen ursprüngliches amphoteres Hydroxid und entsprechende Säure:

Wechselwirkung von amphoteren Hydroxiden mit sauren Oxiden

Amphotere Hydroxide reagieren mit höheren Oxiden, die stabilen Säuren entsprechen (SO 3, P 2 O 5, N 2 O 5):

Amphotere Metallhydroxide in der Oxidationsstufe +3, d.h. Typ Me (OH) 3, reagieren nicht mit Säureoxiden SO 2 und CO 2.

Wechselwirkung von amphoteren Hydroxiden mit Basen

Von den Basen reagieren amphotere Hydroxide nur mit Alkalien. Wenn in diesem Fall eine wässrige Alkalilösung verwendet wird, werden Hydroxokomplexsalze gebildet:

Und wenn amphotere Hydroxide mit festen Alkalien verschmolzen werden, werden ihre wasserfreien Analoga erhalten:

Wechselwirkung amphoterer Hydroxide mit basischen Oxiden

Amphotere Hydroxide reagieren beim Schmelzen mit Oxiden von Alkali- und Erdalkalimetallen:

Thermische Zersetzung von amphoteren Hydroxiden

Alle amphoteren Hydroxide sind in Wasser unlöslich und zersetzen sich wie alle unlöslichen Hydroxide beim Erhitzen in das entsprechende Oxid und Wasser.