هیدروکسیدهای آمفوتریک با چه چیزی واکنش نشان می دهند؟ نمونه هایی از معادلات واکنش شامل اکسیدهای آمفوتریک. خواص اکسیدهای آمفوتریک

ترکیبات آمفوتریک

شیمی همیشه وحدت اضداد است.

به جدول تناوبی نگاه کنید.

برخی از عناصر (تقریباً همه فلزات دارای حالت اکسیداسیون +1 و +2) تشکیل می شوند پایه ایاکسیدها و هیدروکسیدها به عنوان مثال، پتاسیم اکسید K 2 O و هیدروکسید KOH را تشکیل می دهد. آنها خواص اساسی مانند برهمکنش با اسیدها را نشان می دهند.

K2O + HCl → KCl + H2O

برخی از عناصر (بیشتر نافلزات و فلزات با حالت های اکسیداسیون +5، +6، +7) تشکیل می شوند اسیدیاکسیدها و هیدروکسیدها هیدروکسیدهای اسیدی اسیدهای حاوی اکسیژن هستند، آنها را هیدروکسید می نامند زیرا در ساختار خود یک گروه هیدروکسیل دارند، به عنوان مثال، گوگرد اکسید اسید SO 3 و هیدروکسید اسید H 2 SO 4 (اسید سولفوریک) را تشکیل می دهد.

چنین ترکیباتی خواص اسیدی از خود نشان می دهند، به عنوان مثال با بازها واکنش می دهند:

H2SO4 + 2KOH → K2SO4 + 2H2O

و عناصری وجود دارند که اکسیدها و هیدروکسیدهایی را تشکیل می دهند که هم خاصیت اسیدی و هم خاصیت بازی را از خود نشان می دهند. این پدیده نامیده می شود آمفوتریک . این اکسیدها و هیدروکسیدها هستند که توجه ما را در این مقاله جلب می کنند. تمام اکسیدهای آمفوتریک و هیدروکسیدها جامدات نامحلول در آب هستند.

اول، چگونه می توانیم تشخیص دهیم که یک اکسید یا هیدروکسید آمفوتر است؟ یک قانون وجود دارد، کمی دلخواه، اما هنوز هم می توانید از آن استفاده کنید:

هیدروکسیدها و اکسیدهای آمفوتریک توسط فلزات در حالت اکسیداسیون +3 و +4 تشکیل می شوند.، مثلا (ال 2 O 3 , ال(اوه) 3 , Fe 2 O 3 , Fe(اوه) 3)

و چهار استثنا:فلزاتروی , بودن , سرب , Sn اکسیدها و هیدروکسیدهای زیر را تشکیل می دهند:ZnO , روی ( اوه ) 2 , BeO , بودن ( اوه ) 2 , PbO , سرب ( اوه ) 2 , SnO , Sn ( اوه ) 2 ، که در آن حالت اکسیداسیون +2 را نشان می دهند، اما با وجود این، این ترکیبات از خود نشان می دهند خواص آمفوتریک .

رایج ترین اکسیدهای آمفوتریک (و هیدروکسیدهای مربوط به آنها): 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.

یادآوری خواص ترکیبات آمفوتریک دشوار نیست: آنها با آنها تعامل دارند اسیدها و قلیاها.

• هنگام تعامل با اسیدها، همه چیز در این واکنش ها ساده است، ترکیبات آمفوتریک مانند ترکیبات اساسی رفتار می کنند.

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 + H2 O

هیدروکسیدها به همین ترتیب واکنش نشان می دهند:

Fe(OH) 3 + 3HCl → FeCl 3 + 3H 2 O

Pb(OH) 2 + 2HCl → PbCl 2 + 2H 2 O

• تعامل با قلیاها کمی پیچیده تر است. در این واکنش ها، ترکیبات آمفوتریک مانند اسیدها رفتار می کنند و بسته به شرایط، محصولات واکنش می توانند متفاوت باشند.

یا واکنش در محلول رخ می دهد یا مواد واکنش دهنده به صورت جامد گرفته شده و ذوب می شوند.

برهمکنش ترکیبات اساسی با ترکیبات آمفوتریک در طی همجوشی.

بیایید به مثال هیدروکسید روی نگاه کنیم. همانطور که قبلا ذکر شد، ترکیبات آمفوتریک با ترکیبات اساسی برهمکنش می کنند و مانند اسیدها رفتار می کنند. بنابراین بیایید روی هیدروکسید روی (OH) 2 را به عنوان اسید بنویسیم. اسید در جلو هیدروژن دارد، بیایید آن را بیرون بیاوریم: H 2 ZnO 2 . و واکنش قلیایی با هیدروکسید به گونه ای انجام می شود که گویی یک اسید است. "باقی مانده اسید" ZnO 2 2 دو ظرفیتی:

2K اوه(تلویزیون) + اچ 2 ZnO 2 (جامد) (t، همجوشی) → K 2 ZnO 2 + 2 اچ 2 O

ماده به دست آمده K 2 ZnO 2 را متازینکات پتاسیم (یا به سادگی زینکات پتاسیم) می نامند. این ماده نمک پتاسیم و "اسید روی" فرضی H 2 ZnO 2 است (کاملاً صحیح نیست که چنین ترکیباتی را نمک بنامیم ، اما برای راحتی خود ما آن را فراموش خواهیم کرد). فقط هیدروکسید روی را به این صورت بنویسید: H 2 ZnO 2 - خوب نیست. ما طبق معمول Zn (OH) 2 را می نویسیم، اما منظور ما (برای راحتی خود) این است که "اسید" است:

2KOH (جامد) + روی (OH) 2 (جامد) (t، همجوشی) → K 2 ZnO 2 + 2H 2 O

با هیدروکسیدها که دارای 2 گروه OH هستند، همه چیز مانند روی خواهد بود:

Be(OH) 2 (tv.) + 2NaOH (tv.) (t، همجوشی)→ 2H 2 O + Na 2 BeO 2 (سدیم متابریلات یا بریلات)

Pb(OH) 2 (sol.) + 2NaOH (sol.) (t، همجوشی) → 2H 2 O + Na 2 PbO 2 (سدیم متاپلومات، یا plumbate)

با هیدروکسیدهای آمفوتریک با سه گروه OH (Al (OH) 3، Cr (OH) 3، Fe (OH) 3) کمی متفاوت است.

بیایید به مثال هیدروکسید آلومینیوم نگاه کنیم: Al (OH) 3، آن را به شکل اسید بنویسید: H 3 AlO 3، اما آن را به این شکل رها نمی کنیم، بلکه آب را از آنجا خارج می کنیم:

H 3 AlO 3 – H 2 O → HAlO 2 + H 2 O.

این "اسید" (HAlO 2) است که ما با آن کار می کنیم:

HAlO 2 + KOH → H 2 O + KAlO 2 (متاآلومینات پتاسیم یا به سادگی آلومینات)

اما هیدروکسید آلومینیوم را نمی توان مانند HAlO 2 نوشت، ما آن را طبق معمول می نویسیم، اما در آنجا به معنای "اسید" است:

Al(OH) 3 (حلول) + KOH (حلول) (t، همجوشی) → 2H 2 O + KAlO 2 (متاآلومینات پتاسیم)

همین امر در مورد هیدروکسید کروم نیز صدق می کند:

Cr(OH) 3 → H 3 CrO 3 → HCrO 2

Cr(OH) 3 (tv.) + KOH (tv.) (t، همجوشی)→ 2H2O + KCrO2 (متاکرومات پتاسیم،

اما نه کرومات، کرومات ها نمک های اسید کرومیک هستند).

در مورد هیدروکسیدهای حاوی چهار گروه OH یکسان است: هیدروژن را به جلو حرکت می دهیم و آب را خارج می کنیم:

Sn(OH) 4 → H 4 SnO 4 → H 2 SnO 3

Pb(OH) 4 → H 4 PbO 4 → H 2 PbO 3

باید به خاطر داشت که سرب و قلع هر کدام دو هیدروکسید آمفوتریک تشکیل می دهند: با حالت اکسیداسیون 2+ (Sn (OH) 2، سرب (OH) 2)، و +4 (Sn (OH) 4، سرب (OH) 4. ).

و این هیدروکسیدها "نمک"های مختلفی را تشکیل می دهند:

حالت اکسیداسیون
فرمول هیدروکسید	Sn(OH)2	Pb(OH)2	Sn(OH)4	Pb(OH)4
فرمول هیدروکسید به عنوان اسید	H2SnO2	H2PbO2	H2SnO3	H2PbO3
نمک (پتاسیم)	K2SNO2	K2PbO2	K2SNO3	K2PbO3
نام نمک			metastannAT	metablumbAT

همان اصولی که در نام نمک های معمولی وجود دارد، عنصر در بالاترین حالت اکسیداسیون پسوند AT است، در حد متوسط ​​- IT.

چنین "نمک ها" (متاکرومات ها، متاآلومینات ها، متابریلات ها، متازینکات ها و غیره) نه تنها در نتیجه برهم کنش قلیاها و هیدروکسیدهای آمفوتریک به دست می آیند. این ترکیبات همیشه زمانی تشکیل می‌شوند که یک «جهان» قویاً پایه و یک جهان آمفوتریک (در طول همجوشی) با هم تماس پیدا کنند. یعنی همانند هیدروکسیدهای آمفوتریک، اکسیدهای آمفوتریک و نمک های فلزی که اکسیدهای آمفوتریک (نمک اسیدهای ضعیف) را تشکیل می دهند با قلیاها واکنش می دهند. و به جای یک قلیایی، می توانید یک اکسید بازی قوی و یک نمک از فلز که قلیایی را تشکیل می دهد (نمک یک اسید ضعیف) بگیرید.

فعل و انفعالات:

به یاد داشته باشید، واکنش های زیر در طول همجوشی رخ می دهد.

اکسید آمفوتریک با اکسید بازی قوی:

ZnO (جامد) + K 2 O (جامد) (t، همجوشی) → K2 ZnO2 (متازینکات پتاسیم یا به سادگی روی پتاسیم)

اکسید آمفوتریک با قلیایی:

ZnO (جامد) + 2KOH (جامد) (t، همجوشی) → K 2 ZnO 2 + H 2 O

اکسید آمفوتریک با نمک اسید ضعیف و فلزی که قلیایی را تشکیل می دهد:

ZnO (نمونه) + K 2 CO 3 (نول) (t، همجوشی) → K 2 ZnO 2 + CO 2

هیدروکسید آمفوتریک با اکسید بازی قوی:

Zn(OH) 2 (جامد) + K 2 O (جامد) (t، همجوشی) → K 2 ZnO 2 + H 2 O

هیدروکسید آمفوتریک با قلیایی:

روی (OH) 2 (جامد) + 2KOH (جامد) (t، همجوشی) → K 2 ZnO 2 + 2H 2 O

هیدروکسید آمفوتریک با نمک اسید ضعیف و فلزی که قلیایی را تشکیل می دهد:

روی (OH) 2 (جامد) + K2 CO 3 (جامد) (t، همجوشی) → K 2 ZnO 2 + CO 2 + H 2 O

نمک های یک اسید ضعیف و یک فلز تشکیل دهنده یک ترکیب آمفوتریک با اکسید بازی قوی:

ZnCO 3 (جامد) + K 2 O (جامد) (t، همجوشی) → K 2 ZnO 2 + CO 2

نمک های اسید ضعیف و فلزی که با یک ماده قلیایی ترکیب آمفوتری ایجاد می کند:

ZnCO 3 (جامد) + 2KOH (جامد) (t، همجوشی) → K 2 ZnO 2 + CO 2 + H 2 O

نمک های اسید ضعیف و فلز تشکیل دهنده ترکیب آمفوتریک با نمک اسید ضعیف و فلز تشکیل دهنده قلیایی:

ZnCO 3 (tv.) + K 2 CO 3 (tv.) (t، همجوشی) → K 2 ZnO 2 + 2CO 2

در زیر اطلاعاتی در مورد نمک های هیدروکسیدهای آمفوتر وجود دارد که رایج ترین آنها در آزمون یکپارچه با رنگ قرمز مشخص شده است.

	هیدروکسید	هیدروکسید به عنوان اسید	باقی مانده اسید		نام نمک
BeO	Be(OH) 2	اچ 2 BeO 2	BeO 2 2-	ک 2 BeO 2	متابریلات (بریلات)
ZnO	روی (OH) 2	اچ 2 ZnO 2	ZnO 2 2-	ک 2 ZnO 2	متازینکات (زینکات)
ال 2 O 3	Al(OH) 3	HAlO 2	الو 2 —	KAlO 2	متا آلومینات (آلومینات)
Fe2O3	Fe(OH) 3	HFeO2	FeO2 -	KFeO2	متافرات (اما نه فرات)
	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 (stannate)
PbO2	Pb(OH)4	H2PbO3	PbO 3 2-	K2PbO3	MetablumAT (plumbat)
Cr2O3	Cr(OH)3	HCrO2	CrO2 -	KCrO2	متاکرومات (اما نه کرومات)

برهمکنش ترکیبات آمفوتریک با محلول های قلیایی (در اینجا فقط قلیایی ها).

در آزمون یکپارچه ایالت به این "انحلال هیدروکسید آلومینیوم (روی، بریلیم و غیره) با قلیایی گفته می شود. این به دلیل توانایی فلزات در ترکیب هیدروکسیدهای آمفوتریک در حضور بیش از حد یون های هیدروکسید (در یک محیط قلیایی) برای اتصال این یون ها به خود است. یک ذره با یک فلز (آلومینیوم، بریلیم و غیره) در مرکز تشکیل می شود که توسط یون های هیدروکسید احاطه شده است. این ذره به دلیل یون های هیدروکسید دارای بار منفی (آنیون) می شود و این یون هیدروکسوآلومینات، هیدروکسی زینکات، هیدروکسوبریلات و غیره نامیده می شود.

ما دو مورد را در نظر خواهیم گرفت: زمانی که فلز احاطه شده است چهار یون هیدروکسید، و زمانی که آن را احاطه کرده است شش یون هیدروکسید.

اجازه دهید معادله یونی مختصر این فرآیندها را بنویسیم:

Al(OH) 3 + OH — → Al(OH) 4 —

یون حاصل را یون تتراهیدروکسوآلومینات می نامند. پیشوند "tetra-" اضافه شده است زیرا چهار یون هیدروکسید وجود دارد. یون تتراهیدروکسی آلومینات دارای بار است - زیرا آلومینیوم دارای بار 3+ است و چهار یون هیدروکسید دارای بار 4- هستند که کل آن - است.

Al(OH) 3 + 3OH - → Al(OH) 6 3-

یون تشکیل شده در این واکنش را یون هگزا هیدروکسوآلومینات می نامند. پیشوند "هگزو-" اضافه شده است زیرا شش یون هیدروکسید وجود دارد.

لازم است یک پیشوند اضافه کنید که تعداد یون های هیدروکسید را نشان می دهد. زیرا اگر به سادگی بنویسید «هیدروکسی‌آلومینات»، مشخص نیست که منظورتان کدام یون است: Al (OH) 4 - یا Al (OH) 6 3-.

هنگامی که یک قلیایی با یک هیدروکسید آمفوتریک واکنش می دهد، نمکی در محلول تشکیل می شود. که کاتیون آن یک کاتیون قلیایی و آنیون یک یون پیچیده است که قبلاً در مورد تشکیل آن صحبت کردیم. آنیون است براکت های مربع.

Al (OH) 3 + KOH → K (تترا هیدروکسوآلومینات پتاسیم)

Al (OH) 3 + 3KOH → K 3 (هگزا هیدروکسوآلومینات پتاسیم)

چه نوع نمکی (هگزا یا تترا) به عنوان محصول می نویسید مهم نیست. حتی در پاسخ های آزمون یکپارچه دولتی نوشته شده است: "... K 3 (تشکیل K مجاز است." نکته اصلی این است که مطمئن شوید همه شاخص ها به درستی وارد شده اند. هزینه ها را پیگیری کنید و در نظر داشته باشید که مجموع آنها باید برابر با صفر باشد.

علاوه بر هیدروکسیدهای آمفوتریک، اکسیدهای آمفوتریک با قلیاها واکنش می دهند. محصول همان خواهد بود. فقط در صورتی که واکنش را اینگونه بنویسید:

Al 2 O 3 + NaOH → Na

Al 2 O 3 + NaOH → Na 3

اما این واکنش ها برای شما یکسان نخواهد بود. شما باید آب را به سمت چپ اضافه کنید، زیرا فعل و انفعال در محلول رخ می دهد، آب کافی در آنجا وجود دارد و همه چیز یکسان می شود:

Al 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O → 2Na

Al 2 O 3 + 6NaOH + 3H 2 O → 2Na 3

علاوه بر اکسیدها و هیدروکسیدهای آمفوتریک، برخی از فلزات به ویژه فعال که ترکیبات آمفوتریک را تشکیل می دهند با محلول های قلیایی برهم کنش می کنند. یعنی این: آلومینیوم، روی و بریلیم. برای یکسان کردن، آب نیز در سمت چپ مورد نیاز است. و علاوه بر این، تفاوت اصلی بین این فرآیندها آزاد شدن هیدروژن است:

2Al + 2NaOH + 6H 2 O → 2Na + 3H 2

2Al + 6NaOH + 6H 2 O → 2Na 3 + 3H 2

جدول زیر متداول ترین نمونه های خواص ترکیبات آمفوتریک را در آزمون یکپارچه دولتی نشان می دهد:

ماده آمفوتریک		نام نمک
Al2O3 Al(OH)3		سدیم تترا هیدروکسی آلومینات	Al(OH) 3 + NaOH → Na ال 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O → 2Na 2Al + 2NaOH + 6H 2 O → 2Na + 3H 2
	Na 3	هگزا هیدروکسی آلومینات سدیم	Al(OH) 3 + 3 NaOH → Na 3 ال 2 O 3 + 6 NaOH + 3H 2 O → 2Na 3 2Al + 6NaOH + 6H 2 O → 2Na 3 + 3 ساعت 2
Zn(OH)2	K2	سدیم تتراهیدروکسوزینکات	روی (OH) 2 + 2NaOH → Na 2 ZnO + 2NaOH + H 2 O → Na 2 روی + 2 NaOH + 2H 2 O → Na 2 +H 2
	K 4	هگزا هیدروکسوزینکات سدیم	روی (OH) 2 + 4 NaOH → Na 4 ZnO + 4NaOH + H 2 O → Na 4 روی + 4 NaOH + 2H 2 O → Na 4 +H 2
Be(OH)2	لی 2	لیتیوم تتراهیدروکسوبریلات	Be(OH) 2 + 2LiOH → Li 2 BeO + 2LiOH + H 2 O → Li 2 Be + 2LiOH + 2H 2 O → Li 2 +H 2
	لی 4	لیتیوم هگزا هیدروکسوبریلات	Be(OH) 2 + 4LiOH → Li 4 BeO + 4LiOH + H 2 O → Li 4 Be + 4LiOH + 2H 2 O → Li 4 +H 2
Cr2O3 Cr(OH)3		سدیم تتراهیدروکسوکرومات	Cr(OH) 3 + NaOH → Na Cr 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O → 2Na
	Na 3	هگزا هیدروکسوکرومات سدیم	Cr(OH) 3 + 3 NaOH → Na 3 Cr 2 O 3 + 6 NaOH + 3H 2 O → 2Na 3
Fe2O3 Fe(OH) 3		سدیم تتراهیدروکسوفرات	Fe(OH) 3 + NaOH → Na Fe 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O → 2Na
	Na 3	هگزا هیدروکسوفرات سدیم	Fe(OH) 3 + 3 NaOH → Na 3 Fe 2 O 3 + 6 NaOH + 3H 2 O → 2Na 3

نمک های به دست آمده در این واکنش ها با اسیدها واکنش داده و دو نمک دیگر (نمک های یک اسید معین و دو فلز) را تشکیل می دهند:

2Na 3 + 6 ساعت 2 بنابراین 4 → 3Na 2 بنابراین 4 + ال 2 (بنابراین 4 ) 3 +12 ساعت 2 O

همین! هیچ چیز پیچیده ای نیست. نکته اصلی این است که اشتباه نگیرید، به یاد داشته باشید که در طی همجوشی چه چیزی تشکیل می شود و چه چیزی در محلول است. اغلب اوقات، تکالیف در مورد این موضوع پیش می آید بقطعات.

هیدروکسیدهایی وجود دارند که بسته به شرایط هم با اسیدها و هم با بازها واکنش می دهند. این ترکیبات دارای ماهیت دوگانه، هیدروکسیدهای آمفوتریک نامیده می شوند. آنها مانند همه بازها توسط یک کاتیون فلزی و یک یون هیدروکسید تشکیل می شوند. فقط آن دسته از هیدروکسیدهایی که حاوی فلزات زیر هستند توانایی عمل به عنوان اسید و باز را دارند: Be، Zn، Al، Pb، Sn، Ga، Cd، Fe، Cr(III) و غیره. همانطور که از جدول تناوبی D مشاهده می شود. و. مندلیف، هیدروکسیدهایی با ماهیت دوگانه فلزاتی را تشکیل می دهند که نزدیکترین آنها به غیر فلزات است. اعتقاد بر این است که چنین عناصری اشکال انتقالی هستند و تقسیم به فلزات و غیر فلزات کاملاً دلخواه است.

هیدروکسیدهای آمفوتریک مواد جامد، پودری و ریز کریستالی هستند که اغلب به رنگ سفید، نامحلول در آب و جریان ضعیف (الکترولیت های ضعیف) هستند. با این حال، برخی از این بازها می توانند در اسیدها و قلیاها حل شوند. تفکیک "ترکیبات دوگانه" در محلول های آبی با توجه به نوع اسیدها و بازها صورت می گیرد. این به این دلیل است که نیروی نگهدارنده بین اتم های فلز و اکسیژن (Me-O) و بین اتم های اکسیژن و هیدروژن (O-H) عملاً برابر است، یعنی. Me - O - H. بنابراین، این پیوندها به طور همزمان شکسته می شوند و این مواد به کاتیون های H+ و آنیون های OH- تجزیه می شوند.

هیدروکسید آمفوتریک - Be(OH) 2 - به تایید ماهیت دوگانه این ترکیبات کمک می کند. بیایید برهمکنش هیدروکسید بریلیم با یک اسید و یک باز را در نظر بگیریم.

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

2. Be(OH) 2 + 2KOH - K 2 - تتراهیدروکسوبریلات پتاسیم.

در حالت اول واکنش خنثی سازی صورت می گیرد که نتیجه آن تشکیل نمک و آب است. در مورد دوم، محصول واکنش خواهد بود. واکنش خنثی سازی برای همه هیدروکسیدها بدون استثنا است، اما برهمکنش با نوع خود فقط برای انواع آمفوتریک است. چنین خواص دوگانه ای توسط سایر ترکیبات آمفوتریک - اکسیدها و خود فلزاتی که از آنها تشکیل شده اند نیز نشان داده می شود.

سایر خواص شیمیایی چنین هیدروکسیدهایی برای همه پایه ها مشخص می شود:

1. تجزیه حرارتی، محصولات واکنش - اکسید و آب مربوطه: Be(OH) 2 -BeO+H2O.

همچنین باید به یاد داشته باشید که موادی وجود دارند که هیدروکسیدهای آمفوتریک با آنها تعامل ندارند، به عنوان مثال. کار نمی کند، این:

1. غیر فلزات؛
2. فلزات؛
3. پایه های نامحلول؛
4. هیدروکسیدهای آمفوتریک
5. نمک های متوسط

این ترکیبات از ته نشین شدن محلول های نمک مربوطه با قلیایی به دست می آیند:

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

نمک های برخی از عناصر در طی این واکنش یک هیدرات تشکیل می دهند که خواص آن تقریباً به طور کامل با هیدروکسیدهایی با طبیعت دوگانه مطابقت دارد. خود بازها با خواص دوگانه در ترکیب مواد معدنی قرار می گیرند که به شکل آنها در طبیعت یافت می شوند (بوکسیت، گوتیت و غیره).

بنابراین، هیدروکسیدهای آمفوتریک آنهایی هستند که بسته به ماهیت ماده ای که با آنها واکنش می دهد، می توانند به عنوان باز یا اسید عمل کنند. اغلب آنها با اکسیدهای آمفوتریک حاوی فلز مربوطه (ZnO-Zn(OH) 2؛ BeO - Be(OH) 2) و غیره مطابقت دارند.

موضوع: کلاس های اصلی ترکیبات، خواص آنها و واکنش های معمولی

درس: هیدروکسیدهای آمفوتریک

از یونانی، کلمه "amphoteros" به "هر دو" ترجمه شده است. آمفوتریک بودن دوگانگی خواص اسید-باز یک ماده است. هیدروکسیدهای آمفوتریک آنهایی هستند که بسته به شرایط می توانند خواص اسیدی و بازی را از خود نشان دهند.

نمونه ای از هیدروکسید آمفوتریک هیدروکسید روی است. فرمول این هیدروکسید در شکل اصلی آن Zn(OH) 2 است. اما می توانید فرمول هیدروکسید روی را به شکل اسید بنویسید و اتم های هیدروژن را در وهله اول قرار دهید، مانند فرمول اسیدهای معدنی: H 2 ZnO 2 (شکل 1). سپس ZnO 2 2- یک باقیمانده اسیدی با بار 2- خواهد بود.

برنج. 1. فرمول های هیدروکسید روی

یکی از ویژگی های هیدروکسید آمفوتریک این است که تفاوت کمی در استحکام پیوندهای O-H و Zn-O دارد. از این رو دوگانگی خواص. در واکنش‌هایی با اسیدهایی که آماده اهدای کاتیون‌های هیدروژن هستند، برای هیدروکسید روی سودمند است که پیوند Zn-O را بشکند، یک گروه OH اهدا کند و به عنوان یک باز عمل کند. در نتیجه چنین واکنش هایی نمک هایی تشکیل می شوند که روی یک کاتیون است، بنابراین به آنها نمک های کاتیونی می گویند:

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

(پایه)

در واکنش با قلیاها، هیدروکسید روی به عنوان یک اسید عمل می کند و هیدروژن می دهد. در این حالت نمک هایی از نوع آنیونی تشکیل می شود (روی بخشی از باقی مانده اسیدی است - آنیون روی). به عنوان مثال، هنگامی که هیدروکسید روی با هیدروکسید سدیم جامد ذوب می شود، Na 2 ZnO 2 تشکیل می شود - یک نمک متوسط ​​از نوع آنیونی روی سدیم:

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

(اسید)

هنگام تعامل با محلول های قلیایی، هیدروکسیدهای آمفوتریک نمک های پیچیده محلول را تشکیل می دهند. به عنوان مثال، هنگامی که هیدروکسید روی با محلول هیدروکسید سدیم واکنش می دهد، سدیم تتراهیدروکسوزینکات تشکیل می شود:

Zn(OH) 2 + 2NaOH = Na 2

2- آنیون پیچیده ای است که معمولاً در براکت های مربعی محصور می شود.

بنابراین آمفوتریک بودن هیدروکسید روی به دلیل احتمال وجود یون روی در محلول آبی به عنوان بخشی از کاتیون ها و آنیون ها است. ترکیب این یون ها به اسیدیته محیط بستگی دارد. آنیونهای ZnO 2 2- در محیط قلیایی و کاتیونهای Zn 2+ در محیط اسیدی پایدار هستند.

هیدروکسیدهای آمفوتریک مواد نامحلول در آب هستند و هنگامی که گرم می شوند به اکسید فلز و آب تجزیه می شوند:

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

درجه اکسیداسیون فلز در هیدروکسید و اکسید باید یکسان باشد.

هیدروکسیدهای آمفوتریک ترکیباتی نامحلول در آب هستند، بنابراین می توان آنها را با واکنش تبادلی بین محلول نمک فلز واسطه و قلیایی به دست آورد. به عنوان مثال، هیدروکسید آلومینیوم از واکنش محلول های کلرید آلومینیوم و هیدروکسید سدیم تشکیل می شود:

AlCl 3 + 3 NaOH = Al(OH) 3 ↓ + 3 NaCl

هنگامی که این محلول ها تخلیه می شوند، یک رسوب سفید ژله مانند از هیدروکسید آلومینیوم تشکیل می شود (شکل 2).

اما در عین حال نمی توان زیاد قلیایی را مجاز کرد، زیرا هیدروکسیدهای آمفوتریک در قلیاها حل می شوند. بنابراین به جای قلیا بهتر است از محلول آبی آمونیاک استفاده شود. این یک پایه ضعیف است که در آن هیدروکسید آلومینیوم حل نمی شود. هنگامی که کلرید آلومینیوم با محلول آبی آمونیاک واکنش می دهد، هیدروکسید آلومینیوم و کلرید آمونیوم تشکیل می شود:

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

برنج. 2. تشکیل رسوب هیدروکسید آلومینیوم

کتابشناسی - فهرست کتب

1. Novoshinsky I. I.، Novoshinskaya N. S. شیمی. کتاب درسی آموزش عمومی پایه دهم. استقرار سطح نمایه - M.: LLC TID "Russian Word - RS"، 2008. (§54)
2. Kuznetsova N. E.، Litvinova T. N.، Levkin A. N. شیمی: کلاس یازدهم: کتاب درسی برای دانش آموزان آموزش عمومی. استقرار (سطح مشخصات): در 2 قسمت قسمت 2. M.: Ventana-Graf, 2008. (ص 110-111)
3. رادتسکی A.M. علم شیمی. مطالب آموزشی پایه های 10-11. - م.: آموزش و پرورش، 2011.
4. Khomchenko I. D. مجموعه ای از مسائل و تمرینات شیمی برای دبیرستان. - M.: RIA "موج جدید": ناشر Umerenkov، 2008.

بازها، هیدروکسیدهای آمفوتریک

بازها مواد پیچیده ای هستند که از اتم های فلز و یک یا چند گروه هیدروکسیل (-OH) تشکیل شده اند. فرمول کلی Me +y (OH) y است که y تعداد گروه های هیدروکسی برابر با حالت اکسیداسیون فلز Me است. جدول طبقه بندی پایه ها را نشان می دهد.

خواص قلیایی ها، هیدروکسیدهای فلزات قلیایی و قلیایی خاکی

1. محلول های آبی قلیایی ها صابون هستند و رنگ شاخص ها را تغییر می دهند: تورنسل - آبی، فنل فتالئین - زرشکی.

2. محلول های آبی تفکیک می کنند:

3. تعامل با اسیدها، وارد شدن به یک واکنش تبادلی:

بازهای پلی اسیدی می توانند نمک های متوسط ​​و اساسی بدهند:

4. با اکسیدهای اسیدی واکنش داده و بسته به باز بودن اسید مربوط به این اکسید، نمک های متوسط ​​و اسیدی تشکیل می دهند:

5. برهمکنش با اکسیدهای آمفوتریک و هیدروکسیدها:

الف) همجوشی:

ب) در محلول ها:

6. در صورت تشکیل رسوب یا گاز با نمکهای محلول در آب برهمکنش دهید:

بازهای نامحلول (Cr(OH) 2، Mn(OH) 2، و غیره) با اسیدها برهمکنش می کنند و وقتی گرم می شوند تجزیه می شوند:

هیدروکسیدهای آمفوتریک

ترکیبات آمفوتریک ترکیباتی هستند که بسته به شرایط می توانند هم دهنده کاتیون های هیدروژن باشند و هم خاصیت اسیدی داشته باشند و هم پذیرنده های آنها، یعنی خواص بازی را از خود نشان دهند.

خواص شیمیایی ترکیبات آمفوتریک

1. در تعامل با اسیدهای قوی، آنها خواص اساسی را نشان می دهند:

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

2. در تعامل با قلیاها - بازهای قوی، خواص اسیدی از خود نشان می دهند:

روی (OH) 2 + 2 NaOH = Na 2 ( نمک پیچیده)

Al(OH) 3 + NaOH = Na ( نمک پیچیده)

ترکیبات پیچیده آنهایی هستند که در آنها حداقل یک پیوند کووالانسی توسط مکانیسم دهنده - گیرنده ایجاد می شود.

روش کلی تهیه بازها بر اساس واکنش های مبادله ای است که از طریق آن می توان بازهای نامحلول و محلول را به دست آورد.

CuSO 4 + 2KOH = Cu(OH) 2 ↓ + K 2 SO 4

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

هنگامی که بازهای محلول با این روش به دست می آید، نمک نامحلول رسوب می کند.

هنگام تهیه بازهای نامحلول در آب با خاصیت آمفوتریک، باید از قلیایی اضافی اجتناب شود، زیرا ممکن است انحلال پایه آمفوتریک رخ دهد، به عنوان مثال:

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

در چنین مواردی از هیدروکسید آمونیوم برای به دست آوردن هیدروکسیدها استفاده می شود که در آن هیدروکسیدهای آمفوتریک حل نمی شوند:

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

هیدروکسیدهای نقره و جیوه به قدری آسان تجزیه می شوند که هنگام تلاش برای به دست آوردن آنها با واکنش تبادلی، به جای هیدروکسیدها، اکسیدها رسوب می کنند:

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

در صنعت، قلیایی ها معمولاً از الکترولیز محلول های آبی کلریدها به دست می آیند.

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

قلیاها را می توان از واکنش فلزات قلیایی و قلیایی خاکی یا اکسیدهای آنها با آب نیز بدست آورد.

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

SrO + H 2 O = Sr(OH) 2

اسیدها

اسیدها مواد پیچیده ای هستند که مولکول های آنها از اتم های هیدروژن تشکیل شده است که می توانند با اتم های فلزی و باقی مانده های اسیدی جایگزین شوند. در شرایط عادی، اسیدها می توانند جامد (فسفریک H 3 PO 4؛ سیلیکون H 2 SiO 3 ) و مایع (در شکل خالص آن، اسید سولفوریک H 2 SO 4 یک مایع خواهد بود).

گازهایی مانند هیدروژن کلرید HCl، هیدروژن برومید HBr، سولفید هیدروژن H 2 S اسیدهای مربوطه را در محلول های آبی تشکیل می دهند. تعداد یون های هیدروژن که توسط هر مولکول اسید در حین تفکیک تشکیل می شود، بار باقیمانده اسید (آنیون) و بازی بودن اسید را تعیین می کند.

مطابق با نظریه اولیه اسیدها و بازها،به طور همزمان توسط شیمیدان دانمارکی برونستد و شیمیدان انگلیسی لوری پیشنهاد شده است، اسید یک ماده است. جدا شدنبا این واکنش پروتون هاآ اساس- ماده ای که می تواند پروتون ها را می پذیرد

اسید → باز + H +

بر اساس چنین ایده هایی روشن است خواص اساسی آمونیاک،که به دلیل وجود یک جفت الکترون تنها در اتم نیتروژن، به طور موثری یک پروتون را هنگام برهمکنش با اسیدها می پذیرد و از طریق پیوند دهنده-گیرنده یک یون آمونیوم تشکیل می دهد.

HNO 3 + NH 3 ⇆ NH 4 + + NO 3 —

اسید باز اسید باز

تعریف کلی تر اسیدها و بازهاپیشنهاد شده توسط شیمیدان آمریکایی G. Lewis. او پیشنهاد کرد که فعل و انفعالات اسید و باز کاملاً وجود دارد لزوماً با انتقال پروتون ها اتفاق نمی افتد.در تعیین اسیدها و بازها توسط لوئیس، نقش اصلی در واکنش های شیمیایی توسط جفت الکترون

کاتیون ها، آنیون ها یا مولکول های خنثی که می توانند یک یا چند جفت الکترون را بپذیرند نامیده می شوند اسیدهای لوئیس

به عنوان مثال، آلومینیوم فلوراید AlF 3 یک اسید است، زیرا قادر به پذیرش یک جفت الکترون در هنگام تعامل با آمونیاک است.

AlF 3 + :NH 3 ⇆ :

کاتیون ها، آنیون ها یا مولکول های خنثی که قادر به اهدای جفت الکترون هستند، بازهای لوئیس نامیده می شوند (آمونیاک یک باز است).

تعریف لوئیس تمام فرآیندهای اسید-باز را در نظر گرفته شده توسط تئوری های پیشنهادی قبلی پوشش می دهد. جدول تعاریف اسیدها و بازهایی را که در حال حاضر استفاده می شود مقایسه می کند.

نامگذاری اسیدها

از آنجایی که تعاریف مختلفی از اسیدها وجود دارد، طبقه بندی و نامگذاری آنها نسبتاً دلخواه است.

با توجه به تعداد اتم های هیدروژن که در یک محلول آبی قادر به حذف هستند، اسیدها به دو دسته تقسیم می شوند تک پایه(به عنوان مثال HF، HNO 2)، دو پایه(H 2 CO 3, H 2 SO 4 ) و سه پایه(H 3 PO 4).

با توجه به ترکیب اسید، آنها به دو دسته تقسیم می شوند بدون اکسیژن(HCl, H 2 S) و حاوی اکسیژن(HClO 4، HNO 3).

معمولا نام اسیدهای حاوی اکسیژناز نام غیر فلزی با اضافه کردن انتهای -kai گرفته شده است، -وایا،اگر حالت اکسیداسیون غیرفلز برابر با عدد گروه باشد. با کاهش حالت اکسیداسیون، پسوندها تغییر می کنند (به ترتیب کاهش حالت اکسیداسیون فلز): مات، زنگ زده، مات:

اگر قطبیت پیوند هیدروژن- غیر فلز را در یک دوره در نظر بگیریم، به راحتی می‌توانیم قطبیت این پیوند را با موقعیت عنصر در جدول تناوبی مرتبط کنیم. از اتم های فلزی که به راحتی الکترون های ظرفیت را از دست می دهند، اتم های هیدروژن این الکترون ها را می پذیرند و یک پوسته دو الکترونی پایدار مانند پوسته اتم هلیوم تشکیل می دهند و هیدریدهای فلزی یونی می دهند.

در ترکیبات هیدروژنی عناصر گروه III-IV جدول تناوبی، بور، آلومینیوم، کربن و سیلیکون با اتم های هیدروژن پیوندهای کووالانسی و ضعیف قطبی تشکیل می دهند که مستعد تجزیه نیستند. برای عناصر گروه های V-VII جدول تناوبی، در یک دوره، قطبیت پیوند غیرفلز-هیدروژن با بار اتم افزایش می یابد، اما توزیع بارها در دوقطبی حاصل از ترکیبات هیدروژنی عناصر متفاوت است. تمایل به اهدای الکترون دارند. اتم‌های غیرفلزی که برای تکمیل لایه الکترونی به چندین الکترون نیاز دارند، یک جفت الکترون پیوندی را جذب می‌کنند (قطبی می‌کنند) هر چه قوی‌تر باشد، بار هسته‌ای بیشتر باشد. بنابراین در سری های CH 4 - NH 3 - H 2 O - HF یا SiH 4 - PH 3 - H 2 S - HCl پیوندهای با اتم های هیدروژن در حالی که کووالانسی می مانند طبیعت قطبی تر می شوند و اتم هیدروژن در دوقطبی پیوند عنصر-هیدروژن الکترومثبت تر می شود. اگر مولکول های قطبی خود را در یک حلال قطبی بیابند، فرآیند تفکیک الکترولیتی می تواند رخ دهد.

اجازه دهید رفتار اسیدهای حاوی اکسیژن در محلول های آبی را مورد بحث قرار دهیم. این اسیدها دارای پیوند H-O-E هستند و طبیعتاً قطبیت پیوند H-O تحت تأثیر پیوند O-E است. بنابراین، این اسیدها معمولاً راحتتر از آب تجزیه می شوند.

H 2 SO 3 + H 2 O ⇆ H 3 O + + HSO 3

HNO 3 + H 2 O ⇆ H 3 O + + NO 3

بیایید به چند نمونه نگاه کنیم خواص اسیدهای حاوی اکسیژن،توسط عناصری تشکیل شده است که قادر به نمایش درجات مختلف اکسیداسیون هستند. مشخص است که هیپوکلرو اسید HClO خیلی ضعیفاسید کلر HClO 2 نیز ضعیف،اما قوی تر از هیپوکلرو اسید هیپوکلرو HClO 3 قویاسید پرکلریک HClO 4 یکی از قوی تریناسیدهای معدنی

برای تفکیک اسیدی (با حذف یون H)، برش پیوند O-H ضروری است. چگونه می توان کاهش استحکام این پیوند را در سری HClO - HClO 2 - HClO 3 - HClO 4 توضیح داد؟ در این سری تعداد اتم های اکسیژن مرتبط با اتم کلر مرکزی افزایش می یابد. هر بار که یک پیوند اکسیژن-کلر جدید تشکیل می شود، چگالی الکترون از اتم کلر و در نتیجه از پیوند تک O-Cl گرفته می شود. در نتیجه، چگالی الکترون تا حدی از پیوند O-H خارج می شود که در نتیجه ضعیف می شود.

این الگو - تقویت خواص اسیدی با افزایش درجه اکسیداسیون اتم مرکزی - مشخصه نه تنها کلر، بلکه سایر عناصر است.به عنوان مثال، اسید نیتریک HNO 3، که در آن حالت اکسیداسیون نیتروژن +5 است، قوی تر از اسید نیتروژن HNO 2 است (وضعیت اکسیداسیون نیتروژن +3 است). اسید سولفوریک H 2 SO 4 (S + 6) قوی تر از اسید سولفوریک H 2 SO 3 (S + 4) است.

به دست آوردن اسیدها

1. اسیدهای بدون اکسیژن را می توان به دست آورد با ترکیب مستقیم غیر فلزات با هیدروژن.

H 2 + Cl 2 → 2HCl،

H 2 + S ⇆ H 2 S

2. برخی از اسیدهای حاوی اکسیژن را می توان به دست آورد برهمکنش اکسیدهای اسید با آب.

3. هم اسیدهای بدون اکسیژن و هم اسیدهای حاوی اکسیژن را می توان به دست آورد توسط واکنش های متابولیکبین نمک ها و سایر اسیدها

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 (conc) = HCl + NaHSO 4

AgNO 3 + HCl = AgCl↓ + HNO 3

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

4. برخی از اسیدها را می توان با استفاده از واکنش های ردوکس

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

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

طعم ترش، تأثیر بر شاخص ها، هدایت الکتریکی، برهمکنش با فلزات، اکسیدهای پایه و آمفوتریک، بازها و نمک ها، تشکیل استرها با الکل ها - این خواص برای اسیدهای معدنی و آلی مشترک است.

را می توان به دو نوع واکنش تقسیم کرد:

1) معمول هستندبرای اسیدهاواکنش ها با تشکیل یون هیدرونیوم H 3 O + در محلول های آبی همراه است.

2) خاصواکنش های (یعنی مشخصه). اسیدهای خاص

یون هیدروژن می تواند وارد شود ردوکسواکنش، کاهش به هیدروژن، و همچنین در یک واکنش ترکیبیبا ذرات باردار منفی یا خنثی که دارای جفت های تک الکترون هستند، یعنی در واکنش های اسید و باز

خواص کلی اسیدها شامل واکنش اسیدها با فلزات در سری ولتاژ تا هیدروژن است، به عنوان مثال:

Zn + 2Н + = Zn 2 + + Н 2

واکنش های اسید-باز شامل واکنش با اکسیدها و بازهای بازی و همچنین با نمک های میانی، بازی و گاهی اسیدی است.

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

توجه داشته باشید که اسیدهای پلی بازیک به صورت پلکانی تفکیک می شوند و در هر مرحله بعدی تفکیک دشوارتر است، بنابراین، با اسید بیش از حد، نمک های اسیدی اغلب به جای نمک های متوسط ​​تشکیل می شوند.

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

در نگاه اول، تشکیل نمک های اسیدی ممکن است شگفت انگیز به نظر برسد تک پایهاسید هیدروفلوریک. با این حال، این واقعیت قابل توضیح است. بر خلاف سایر اسیدهای هیدروهالیک، اسید هیدروفلوئوریک موجود در محلول ها تا حدی پلیمریزه شده است (به دلیل تشکیل پیوندهای هیدروژنی) و ذرات مختلفی (HF) X ممکن است در آن وجود داشته باشد، یعنی H 2 F 2، H 3 F 3 و غیره.

یک مورد خاص از تعادل اسید و باز - واکنش اسیدها و بازها با شاخص هایی که بسته به اسیدیته محلول رنگ آنها را تغییر می دهد. از اندیکاتورها در تجزیه و تحلیل کیفی برای تشخیص اسیدها و بازها استفاده می شوددر راه حل ها

پرکاربردترین اندیکاتورها هستند تورنسل(V خنثیمحیط رنگ بنفش، V ترش - قرمز، V قلیایی - آبی)، متیل نارنجی(V ترشمحیط قرمز، V خنثی - نارنجی، V قلیایی - زرد)، فنل فتالئین(V بسیار قلیاییمحیط قرمز تمشکی، V خنثی و اسیدی - بی رنگ).

خواص خاصاسیدهای مختلف می توانند دو نوع باشند: اول، واکنش هایی که منجر به تشکیل می شوند نمک های نامحلول،و ثانیاً تبدیلات ردوکساگر واکنش های مرتبط با حضور یون H + برای همه اسیدها مشترک باشد (واکنش های کیفی برای تشخیص اسیدها)، واکنش های خاص به عنوان واکنش های کیفی برای اسیدهای منفرد استفاده می شود:

Ag + + Cl - = AgCl (رسوب سفید)

Ba 2 + + SO 4 2- = BaSO 4 (رسوب سفید)

3Ag + + PO 4 3 - = Ag 3 PO 4 (رسوب زرد)

برخی از واکنش های خاص اسیدها به دلیل خواص اکسیداسیون و کاهش آنها است.

اسیدهای آنوکسیک در یک محلول آبی فقط می توانند اکسید شوند.

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

H 2 S + Br 2 = S + 2НВг

اسیدهای حاوی اکسیژن را می توان تنها در صورتی اکسید کرد که اتم مرکزی موجود در آنها در حالت اکسیداسیون پایین تر یا متوسط ​​باشد، به عنوان مثال، در اسید سولفوره:

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

بسیاری از اسیدهای حاوی اکسیژن، که در آنها اتم مرکزی حداکثر حالت اکسیداسیون را دارد (S + 6، N + 5، Cr + 6)، خواص اکسید کننده قوی را نشان می دهند. H 2 SO 4 غلیظ یک عامل اکسید کننده قوی است.

Cu + 2H 2 SO 4 (conc) = CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O

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

C + 2H 2 SO 4 (conc) = CO 2 + 2SO 2 + 2H 2 O

لازم به یادآوری است که:

• محلول های اسیدی با فلزاتی که در سمت چپ هیدروژن در سری ولتاژ الکتروشیمیایی قرار دارند، تحت شرایطی واکنش می دهند که مهمترین آنها تشکیل نمک محلول در نتیجه واکنش است. برهمکنش HNO 3 و H 2 SO 4 (مجموع) با فلزات به طور متفاوتی انجام می شود.

اسید سولفوریک غلیظ در سرما، آلومینیوم، آهن و کروم را غیرفعال می کند.

• در آب، اسیدها به کاتیونهای هیدروژن و آنیونهای باقیمانده اسید تجزیه می شوند، به عنوان مثال:

• اسیدهای معدنی و آلی با اکسیدهای بازی و آمفوتر واکنش می دهند، مشروط بر اینکه نمک محلول تشکیل شود:

• هر دو اسید با بازها واکنش می دهند. اسیدهای پلی بازیک می توانند نمک های واسطه و اسیدی را تشکیل دهند (اینها واکنش های خنثی سازی هستند):

• واکنش بین اسیدها و نمک ها تنها در صورتی رخ می دهد که یک رسوب یا گاز تشکیل شود:

برهمکنش H 3 PO 4 با سنگ آهک به دلیل تشکیل آخرین رسوب نامحلول Ca 3 (PO 4) 2 روی سطح متوقف می شود.

ویژگی های اسیدهای نیتریک HNO 3 و سولفوریک غلیظ H 2 SO 4 (مجموع) به این دلیل است که وقتی آنها با مواد ساده (فلزات و غیرفلزات) برهم کنش می کنند، عوامل اکسید کننده کاتیون H + نخواهد بود. ، اما یون های نیترات و سولفات. منطقی است انتظار داشته باشیم که در نتیجه چنین واکنش هایی، هیدروژن H2 تشکیل نشود، بلکه مواد دیگری نیز به دست می آیند: لزوما نمک و آب، و همچنین یکی از محصولات کاهش یون های نیترات یا سولفات، بسته به غلظت. اسیدها، موقعیت فلز در سری ولتاژ و شرایط واکنش (دما، درجه آسیاب فلز و غیره).

این ویژگی های رفتار شیمیایی HNO 3 و H 2 SO 4 (مجموع) به وضوح تز نظریه ساختار شیمیایی در مورد تأثیر متقابل اتم ها در مولکول های مواد را نشان می دهد.

مفاهیم نوسان و ثبات (پایداری) اغلب اشتباه گرفته می شوند. اسیدهای فرار اسیدهایی هستند که مولکولهای آنها به راحتی به حالت گازی یعنی تبخیر می شوند. به عنوان مثال، اسید کلریدریک یک اسید فرار اما پایدار است. قضاوت در مورد فرار اسیدهای ناپایدار غیرممکن است. به عنوان مثال، اسید سیلیسیک غیرفرار و نامحلول به آب و SiO 2 تجزیه می شود. محلول های آبی هیدروکلریک، نیتریک، سولفوریک، فسفریک و تعدادی دیگر از اسیدها بی رنگ هستند. محلول آبی اسید کرومیک H 2 CrO 4 به رنگ زرد است و اسید منگنز HMnO 4 زرشکی است.

مواد مرجع برای شرکت در آزمون:

جدول مندلیف

جدول حلالیت

زمینه - این یک ترکیب شیمیایی است که می تواند با یک پروتون (پایه برونستد) یا با یک مدار خالی از یک ترکیب شیمیایی دیگر (باز لوئیس) پیوند کووالانسی ایجاد کند.

خواص شیمیایی پایه ها

مواد قلیایی	پایه های نامحلول
تغییر رنگ نشانگرها
فنل فتالئین - تمشک متیل اورنج - نارنجی آبی تورنسل نشانگر جهانی - از آبی تا بنفش	تغییر نکن
برهمکنش با اسیدها (واکنش خنثی سازی)
2NaOH+H2SO4=Na2SO4+2H2O2NaOH+H2SO4=Na2SO4+2H2O	Cu(OH)2+2HNO3=Cu(NO3)2+2H2OCu(OH)2+2HNO3=Cu(NO3)2+2H2O
برهمکنش با اکسیدهای اسیدی
SO2+2KOH=K2SO3+H2O4SO2+2KOH=K2SO3+H2O4
برهمکنش با اکسیدهای آمفوتریک
Al2O3+6NaOH+3H2O=2Na3Al2O3+6NaOH+3H2O=2Na3 در محلول Al2O3+2NaOH=2NaAlO2+H2OAl2O3+2NaOH=2NaAlO2+H2O در مذاب
تعامل با نمک ها
متوسط ​​(قانون برتوله): 2NaOH+MgSO4=Mg(OH)2↓+Na2SO42NaOH+MgSO4=Mg(OH)2↓+Na2SO4 NaHCO3+NaOH=Na2CO3+H2ONaHCO3+NaOH=Na2CO3+H2O
تجزیه حرارتی
تجزیه نمی شود، به جز LiOH: 2LiOH−→−−−−800∘C،H2Li2O+H2O2LiOH→800∘C،H2Li2O+H2O	Cu(OH)2=CuO+H2OCu(OH)2=CuO+H2O
تعامل با غیر فلزات
2NaOH(مغلط، سرد)+Cl2=NaClO+NaCl+H2O2NaOH(مجموع، سرد)+Cl2=NaClO+NaCl+H2O 6NaOH(conc., hor.)+3Cl2=NaClO3+5NaCl+3H2O6NaOH(conc., hor.)+3Cl2=NaClO3+5NaCl+3H2O

روش های بدست آوردن پایه ها

1 . الکترولیز محلول های آبی نمکفلزات فعال:

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

در طول الکترولیز نمک های فلزی در سری ولتاژ تا آلومینیوم، آب در کاتد با آزاد شدن گاز هیدروژن و یون های هیدروکسید کاهش می یابد. کاتیون‌های فلزی که در حین تفکیک نمک تشکیل می‌شوند، با یون‌های هیدروکسید حاصل، باز تشکیل می‌دهند.

2 . برهمکنش فلزات با آب: 2Na+2H2O=2NaOH+H22Na+2H2O=2NaOH+H2 این روش چه در آزمایشگاه و چه در صنعت کاربرد عملی ندارد.

3 . برهمکنش اکسیدها با آب: CaO+H2O=Ca(OH)2CaO+H2O=Ca(OH)2

4 . واکنش های مبادله ای(هم بازهای محلول و هم نامحلول را می توان بدست آورد): Ba(OH)2+K2SO4=2KOH+BaSO4↓Ba(OH)2+K2SO4=2KOH+BaSO4↓ CuCl2+2NaOH=Cu(OH)2↓+2NaNO3

ترکیبات آمفوتریک - اینموادی که بسته به شرایط واکنش، خواص اسیدی یا بازی از خود نشان می دهند.

هیدروکسیدهای آمفوتریک - مواد نامحلول در آب و با حرارت دادن به اکسید فلز و آب تجزیه می شوند:

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

نمونه ای از هیدروکسید آمفوتریک هیدروکسید روی است. فرمول این هیدروکسید در شکل اصلی آن Zn(OH) 2 است. اما می توانید فرمول هیدروکسید روی را به شکل اسید بنویسید و اتم های هیدروژن را در وهله اول قرار دهید، مانند فرمول اسیدهای معدنی: H 2 ZnO 2 (شکل 1). سپس ZnO 2 2- یک باقیمانده اسیدی با بار 2- خواهد بود.

یکی از ویژگی های هیدروکسید آمفوتریک این است که تفاوت کمی در استحکام پیوندهای O-H و Zn-O دارد. از این رو دوگانگی خواص. در واکنش‌هایی با اسیدهایی که آماده اهدای کاتیون‌های هیدروژن هستند، برای هیدروکسید روی سودمند است که پیوند Zn-O را بشکند، یک گروه OH اهدا کند و به عنوان یک باز عمل کند. در نتیجه چنین واکنش هایی نمک هایی تشکیل می شوند که روی یک کاتیون است، بنابراین به آنها نمک های کاتیونی می گویند:

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

اکسیدهای آمفوتریک - اکسیدهای تشکیل دهنده نمک که بسته به شرایط، خواص بازی یا اسیدی از خود نشان می دهند (یعنی آمفوتریکی از خود نشان می دهند). توسط فلزات واسطه تشکیل شده است. فلزات در اکسیدهای آمفوتریک معمولاً حالت اکسیداسیون از III تا IV را نشان می دهند، به استثنای ZnO، BeO، SnO، PbO.

اکسیدهای آمفوتریک ماهیت دوگانه دارند: آنها می توانند با اسیدها و بازها (قلیاها) تعامل کنند:

ال 2 O 3 + 6HCl = 2AlCl 3 + 3 ساعت 2 ای،

ال 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O = 2 Na.

اکسیدهای آمفوتریک معمولی : H 2 O، BeO، Al 2 O 3 ، کر 2 O 3 ، Fe 2 O 3 و غیره.

9. ترمودینامیک شیمیایی. مفاهیم یک سیستم، آنتروپی، آنتالپی، اثر حرارتی یک واکنش شیمیایی، قانون هس و نتیجه آن. گرما و گرمازا واکنش ها، قوانین اول و دوم ترمودینامیک، سرعت واکنش شیمیایی (عوامل موثر)، قانون وانت هاف، معادله وانت هاف.

ترمودینامیک شیمیایی - علمی که شرایط پایداری سیستم ها و قوانین را مطالعه می کند.

ترمودینامیک - علم کلان سیستم ها

سیستم ترمودینامیکی - بخشی ماکروسکوپی از دنیای اطراف که در آن فرآیندهای فیزیکی و شیمیایی مختلف رخ می دهد.

سیستم پراکنده به سیستم ناهمگنی گفته می شود که در آن ذرات کوچک یک فاز به طور مساوی در حجم فاز دیگر توزیع شده اند.

آنتروپی (از یونانی entropia) - چرخش، دگرگونی. مفهوم آنتروپی برای اولین بار در ترمودینامیک برای تعیین اندازه گیری اتلاف انرژی برگشت ناپذیر مطرح شد. آنتروپی به طور گسترده در سایر زمینه های علم استفاده می شود: در فیزیک آماری به عنوان معیاری برای احتمال وقوع هر حالت ماکروسکوپی. در نظریه اطلاعات، معیاری برای عدم قطعیت هر تجربه (آزمون) است که می تواند نتایج متفاوتی داشته باشد. همه این تفاسیر آنتروپی یک ارتباط درونی عمیق دارند.

آنتالپی (تابع حرارتی، محتوای گرما) - پتانسیل ترمودینامیکی که وضعیت سیستم را در تعادل ترمودینامیکی هنگام انتخاب فشار، آنتروپی و تعداد ذرات به عنوان متغیرهای مستقل مشخص می کند.

به زبان ساده، آنتالپی انرژی است که برای تبدیل شدن به گرما در یک فشار ثابت مشخص در دسترس است.

مرسوم است که اثرات حرارتی را در معادلات ترموشیمیایی واکنش های شیمیایی با استفاده از مقادیر آنتالپی (محتوای گرما) سیستم ΔH نشان دهیم.

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

برای واکنش های گرماگیر ΔH > 0.

اثر حرارتی یک واکنش شیمیایی گرمای آزاد شده یا جذب شده برای مقادیر معینی از مواد واکنش دهنده است.

اثر حرارتی یک واکنش به وضعیت مواد بستگی دارد.

بیایید معادله ترموشیمیایی واکنش هیدروژن با اکسیژن را در نظر بگیریم:

2اچ 2 (جی)+O 2 (جی)= 2اچ 2 O(جی)، ΔH=−483.6kJ

این ورودی به این معنی است که وقتی 2 مول هیدروژن با 1 مول اکسیژن واکنش می دهد، 2 مول آب در حالت گازی تشکیل می شود. در این حالت 483.6 (کیلوژول) گرما آزاد می شود.

قانون هس - اثر حرارتی یک واکنش شیمیایی انجام شده در شرایط ایزوباریک- همدما یا ایزوکوریک- همدما فقط به نوع و حالت مواد اولیه و محصولات واکنش بستگی دارد و به مسیر وقوع آن بستگی ندارد.

نتیجه قانون هس:

اثر حرارتی واکنش معکوس برابر است با اثر حرارتی واکنش رو به جلو با علامت مخالف، یعنی. برای واکنش ها

اثرات حرارتی مربوط به آنها با برابری مرتبط است

2. اگر در نتیجه یک سری واکنش های شیمیایی متوالی، سیستم به حالتی برسد که کاملاً با حالت اولیه منطبق باشد (فرایند دایره ای)، مجموع اثرات حرارتی این واکنش ها صفر است، یعنی. برای تعدادی از واکنش ها

مجموع اثرات حرارتی آنها

آنتالپی تشکیل به عنوان اثر حرارتی واکنش تشکیل 1 مول از یک ماده از مواد ساده درک می شود. معمولاً از آنتالپی های استاندارد تشکیل استفاده می شود. آنها مشخص شده اند یا (اغلب یکی از شاخص ها حذف می شود؛ f - از شکل گیری انگلیسی).

قانون اول ترمودینامیک - تغییر انرژی درونی یک سیستم در هنگام گذار از حالتی به حالت دیگر برابر است با مجموع کار نیروهای خارجی و مقدار گرمای منتقل شده به سیستم.

طبق قانون اول ترمودینامیک، کار فقط با گرما یا نوع دیگری از انرژی قابل انجام است. در نتیجه، کار و مقدار گرما در واحدهای یکسان - ژول (و همچنین انرژی) اندازه گیری می شود.

که در آن ΔU تغییر در انرژی داخلی، A کار نیروهای خارجی، Q مقدار گرمای منتقل شده به سیستم است.

قانون دوم ترمودینامیک - فرآیندی غیرممکن است که تنها نتیجه آن انتقال گرما از جسم سردتر به جسم گرمتر باشد

قانون وانت هاف بیان می کند که با هر 10 درجه افزایش دما، سرعت یک واکنش شیمیایی 2 تا 4 برابر افزایش می یابد.

معادله ای که این قانون را توصیف می کند: (\displaystyle ~V_(2)=V_(1)\cdot \gamma ^(\frac (T_(2)-T_(1))(10)))

که در آن V 2 سرعت واکنش در دمای t 2 و V 1 سرعت واکنش در دمای t 1 است.

ɣ ضریب دمایی سرعت واکنش است. (مثلاً اگر برابر با 2 باشد، با افزایش دما 10 درجه، سرعت واکنش 2 برابر افزایش می یابد).

واکنش های گرماگیر - واکنش های شیمیایی همراه با جذب گرما. برای واکنش های گرماگیر، تغییر در آنتالپی و انرژی داخلی دارای مقادیر مثبت هستند (\displaystyle \Delta H>0)(\displaystyle \Delta U>0)، بنابراین محصولات واکنش حاوی انرژی بیشتری نسبت به اجزای شروع هستند.

واکنش های گرماگیر عبارتند از:

واکنش های کاهشی فلزات از اکسیدها،

الکترولیز (انرژی الکتریکی جذب می شود)

تفکیک الکترولیتی (به عنوان مثال، انحلال نمک در آب)،

یونیزاسیون،

انفجار آب - مقدار زیادی از گرمای عرضه شده به مقدار کمی آب صرف گرمایش آنی و تبدیل فاز مایع به بخار فوق گرم می شود، در حالی که انرژی داخلی افزایش می یابد و خود را به شکل دو انرژی بخار - حرارتی درون مولکولی نشان می دهد. و پتانسیل بین مولکولی

فتوسنتز

واکنش گرمازا - یک واکنش شیمیایی همراه با آزاد شدن گرما. برعکس یک واکنش گرماگیر.