چه فلزاتی هیدروکسیدهای آمفوتری می دهند؟ برهمکنش با اکسیدهای اسیدی برهمکنش هیدروکسیدهای آمفوتریک با بازها

آمفوتریکی (دوگانگی خواص) هیدروکسیدها و اکسیدهابسیاری از عناصر در تشکیل دو نوع نمک آشکار می شود. به عنوان مثال، برای هیدروکسید و اکسید آلومینیوم:

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

Al2O3 + 3H2SO4 = Al2(SO4)3 + 3H2O

ب) 2Al(OH)3 + Na2O = 2NaAlO2 + 3H2O (در مذاب)

Al2O3 + 2NaOH(s) = 2NaAlO2 + H2O (در مذاب)

در واکنش های (a)، Al(OH)3 و Al2O3 خواص هیدروکسیدها و اکسیدهای بازی را از خود نشان می دهند، یعنی مانند قلیاها با اسیدها و اکسیدهای اسیدی واکنش می دهند و نمکی را تشکیل می دهند که در آن آلومینیوم کاتیون Al3+ است.

برعکس، در واکنش های (b) Al(OH)3 و Al2O3 عملکرد هیدروکسیدها و اکسیدهای اسیدی را انجام می دهند و نمکی را تشکیل می دهند که در آن اتم آلومینیوم AlIII بخشی از آنیون (باقی مانده اسید) AlO2- است.

خود عنصر آلومینیوم خواص یک فلز و یک غیرفلز را در این ترکیبات نشان می دهد. بنابراین، آلومینیوم یک عنصر آمفوتریک است.

عناصر گروه A - Be، Ga، Ge، Sn، Pb، Sb، Bi و دیگران، و همچنین اکثر عناصر گروه B - Cr، Mn، Fe، Zn، Cd و دیگران نیز دارای خواص مشابه هستند.

به عنوان مثال، ماهیت آمفوتریک روی با واکنش های زیر ثابت می شود:

الف) Zn(OH)2 + N2O5 = Zn(NO3)2 + H2O

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

ب) Zn(OH)2 + Na2O = Na2ZnO2 + H2O

ZnO + 2NaOH(s) = Na2ZnO2 + H2O

اگر یک عنصر آمفوتریک دارای چندین حالت اکسیداسیون در ترکیبات باشد، آنگاه خواص آمفوتریک به وضوح برای یک حالت اکسیداسیون میانی آشکار می شود.

به عنوان مثال، کروم دارای سه حالت اکسیداسیون شناخته شده است: +II، +III و +VI. در مورد CrIII، خواص اسیدی و بازی تقریباً به طور مساوی بیان می شود، در حالی که در CrII ویژگی های اساسی غالب است، و در CrVI - خواص اسیدی:

CrII → CrO، Cr(OH)2 → CrSO4

CrIII → Cr2O3، Cr(OH)3 → Cr2(SO4)3 یا KCrO2

CrVI → CrO3، H2CrO4 → K2CrO4

اغلب، هیدروکسیدهای آمفوتریک عناصر در حالت اکسیداسیون III + به شکل متا نیز وجود دارند، به عنوان مثال:

AlO(OH) - متا هیدروکسید آلومینیوم

FeO(OH) متا هیدروکسید آهن است (شکل ارتو "Fe(OH)3" وجود ندارد).

هیدروکسیدهای آمفوتریک عملاً در آب نامحلول هستند.

Al(NO3)3 + 3 (NH3 H2O) = Al(OH)3↓ + 3NH4NO3 (20 درجه سانتیگراد)

Al(NO3)3 + 3 (NH3 H2O) = AlO(OH)↓ + 3NH4NO3 + H2O (80 درجه سانتیگراد)

اگر در یک واکنش تبادلی از این نوع از مقدار زیادی قلیایی استفاده شود، هیدروکسید آلومینیوم رسوب نمی‌کند، زیرا آلومینیوم به دلیل ماهیت آمفوتری خود به آنیون تبدیل می‌شود:

Al(OH)3(s) + OH- = -

نمونه هایی از معادلات مولکولی برای واکنش هایی از این نوع:

Al(NO3)3 + 4NaOH (زیاد) = Na + 3NaNO3

ZnSO4 + 4NaOH (زیاد) = Na2 + Na2SO4

نمک های به دست آمده به عنوان ترکیبات پیچیده (نمک های پیچیده) طبقه بندی می شوند: آنها شامل آنیون های پیچیده - و 2- هستند. نام این نمک ها عبارتند از:

سدیم تترا هیدروکسوآلومینات سدیم

Na2 - سدیم تتراهیدروکسوزینکات

محصولات واکنش اکسیدهای آلومینیوم یا روی با قلیایی جامد را متفاوت می نامند:

NaAlO2 - سدیم دی اکسوآلومینات (III)

Na2ZnO2 - سدیم دیوکسوسینکات (II)

اسیدی شدن محلول های نمک های پیچیده از این نوع منجر به تخریب آنیون های پیچیده می شود:

− → Al(OH)3 → Al3+

به عنوان مثال: 2Na + CO2 = 2Al(OH)3↓ + NaHCO3

برای بسیاری از عناصر آمفوتریک، فرمول دقیق هیدروکسیدها ناشناخته است، زیرا اکسیدهای هیدراته، به عنوان مثال MnO2 nH2O، Sb2O5 nH2O، به جای هیدروکسیدها از محلول آبی رسوب می کنند.

عناصر آمفوتریک به شکل آزاد با اسیدهای معمولی و قلیاها تعامل دارند:

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

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

در هر دو واکنش نمک ها تشکیل می شوند و عنصر مورد نظر در یک مورد بخشی از کاتیون و در حالت دوم بخشی از آنیون است.

هالیدهای آلومینیومدر شرایط عادی - کریستالی بی رنگ

مواد در میان هالیدهای آلومینیوم، AlF3 از نظر خواص بسیار متفاوت است

از همتایان خود نسوز است، از نظر شیمیایی کمی در آب حل می شود

غیر فعال. روش اصلی برای تولید AlF3 بر اساس عمل HF بی آب است

روی Al2O3 یا Al:

Al2O3 + 6HF = 2AlF3 + 3H2O

ترکیبات آلومینیوم با کلر، برم و ید قابل ذوب هستند، بسیار

واکنش پذیر و بسیار محلول نه تنها در آب، بلکه در بسیاری از آنها نیز می باشد

حلال های آلی اثر متقابل هالیدهای آلومینیوم با آب

همراه با آزاد شدن قابل توجه گرما. همه آنها در محلول آبی هستند

بسیار هیدرولیز شده، اما بر خلاف هالیدهای اسید معمولی

غیر فلزات، هیدرولیز آنها ناقص و برگشت پذیر است. در حال حاضر به طرز محسوسی فرار است

در شرایط عادی، AlCl3، AlBr3 و AlI3 در هوای مرطوب دود می کنند

(به دلیل هیدرولیز). آنها را می توان با تعامل مستقیم به دست آورد

مواد ساده

هالیدهای پیچیده(هالوژنومتالات ها) حاوی آنیون های پیچیده ای هستند که برای مثال اتم های هالوژن لیگاند هستند. پتاسیم هگزا کلروپلاتینات (IV) K2، هپتا فلوروتانتالات سدیم (V) Na، لیتیوم هگزافلوئوروآرسنات (V) Li. حداکثر حرارتی فلوئورو، اکسوفلوئورو و کلرومتالات ها مقاوم هستند. از نظر ماهیت پیوندها، ترکیبات یونی به هالیدهای پیچیده نزدیک هستند. با کاتیون های NF4+، N2F3+، C1F2+، XeF+ و غیره.

بسیاری از هالیدها با ارتباط و پلیمریزاسیون در فازهای مایع و گاز با تشکیل پیوندهای پل مشخص می شوند. حداکثر متال هالیدهای گروه I و II، AlC13، Sb و پنتافلوریدهای فلزات واسطه و اکسوفلووریدهای MOF4 مستعد این هستند. به عنوان مثال، هالیدهای با پیوند فلز-فلز شناخته شده اند. Hg2Cl2.

فلورایدها به طور قابل توجهی از نظر خواص با سایر هالیدها متفاوت هستند. با این حال، در هالیدهای ساده این تفاوت ها نسبت به خود هالوژن ها کمتر است و در هالیدهای پیچیده کمتر از هالوژن های ساده مشخص می شود.

به عنوان مثال، بسیاری از هالیدهای کووالانسی (به ویژه فلوریدها) دارای اسیدهای لوئیس قوی هستند. AsF5، SbF5، BF3، A1C13. فلورایدها بخشی از سوپراسیدها هستند. هالیدهای بالاتر توسط فلزات و H2 احیا می شوند، به عنوان مثال:

هالیدهای فلزی گروه های V-VIII، به جز کروم و منگنز، توسط H2 به فلزات احیا می شوند، به عنوان مثال: WF6 + 3H2 -> W + 6HF

بسیاری از هالیدهای فلزی کووالانسی و یونی با یکدیگر تعامل می کنند و هالیدهای پیچیده تشکیل می دهند، به عنوان مثال: KC1 + TaC15 -> K[TaC16]

هالوژن های سبک تر می توانند هالیدهای سنگین تر را جابجا کنند. اکسیژن می تواند هالیدها را اکسید کند و C12، Br2 و I2 آزاد کند. یکی از واکنش های مشخصه هالیدهای کووالانسی متقابل است. با آب (هیدرولیز) یا بخار آن هنگام گرم شدن. (پیروهیدرولیز)، منجر به تشکیل اکسیدها، اکسی یا

اگزوهالیدها، هیدروکسیدها و هالیدهای هیدروژن. استثناها عبارتند از CF4، CC14 و SF6 که در دماهای بالا در برابر بخار آب مقاوم هستند.

هالیدها به طور مستقیم از عناصر، تعامل به دست می آیند. هالیدهای هیدروژن یا هالیدهای هیدروژن با عناصر، اکسیدها، هیدروکسیدها یا نمکها و همچنین محلولهای تبادلی.

هالیدها به طور گسترده در فناوری به عنوان مواد اولیه برای تولید هالوژن، قلیایی و خاک قلیایی استفاده می شوند. فلزات، به عنوان اجزای شیشه، و غیره غیر آلی. مواد؛ آنها در بین هستند. محصولات در تولید فلزات غیرآهنی کمیاب و خاص، U، Si، Ge و غیره.

در طبیعت، هالیدها کلاس های جداگانه ای از مواد معدنی را تشکیل می دهند که شامل فلوریدها (به عنوان مثال، کانی های فلوریت، کرایولیت) و کلریدها (سیلویت، کارنالیت) در ترکیب کانی های خاص به شکل ناخالصی های ایزومورف هستند. مقادیر قابل توجهی هالیدها در آب دریاها و اقیانوس ها، نمک و آب نمک های زیرزمینی وجود دارد. برخی از هالیدها، به عنوان مثال. NaCl، K.C1، CaC12 بخشی از موجودات زنده هستند.

کرایولیت(از یونانی باستان κρύος - یخبندان + λίθος - سنگ) - یک ماده معدنی کمیاب از کلاس فلوریدهای طبیعی، سدیم هگزافلوئوروآلومینات Na3. در سیستم مونوکلینیک متبلور می شود. بلورهای مکعبی و صفحات دوقلو نادر هستند. معمولاً خوشه های کریستالی بی رنگ، سفید یا خاکستری با درخشش شیشه ای، اغلب حاوی کوارتز، سیدریت، پیریت، گالن، کالکوپیریت، کلمبیت، کاسیتریت تشکیل می دهد. رنگ آمیزی با ناخالصی های مواد آلی امکان پذیر است.

اکنون روش‌هایی توسعه یافته است به دست آوردن کرایولیت مصنوعی به طور مصنوعی از برهمکنش فلوراید آلومینیوم با فلوراید سدیم و همچنین اثر هیدروفلوئوریک اسید بر روی هیدروکسید آلومینیوم در حضور سودا به دست می آید. در فرآیند تولید الکترولیتی آلومینیوم، در تولید اسید هیدروفلوئوریک، شیشه و لعاب استفاده می شود.

زاج.آلوم نام گروه نمک های مضاعف ترکیب ME(SO4)2 است. 12H2O، که در آن M پتاسیم K، روبیدیم Rb، سزیم Cs، آمونیوم NH4، و E آلومینیوم Al، کروم کروم، آهن آهن و سایر عناصر در حالت اکسیداسیون (+III) است که در طی تفکیک نمک‌ها کاتیون‌های دارای بار سه‌گانه می‌دهند. .

زاج بسیار محلول در آب است.

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

زمانی که زاج گرم می شود ابتدا در آب موجود در آن ذوب می شود و سپس این آب از بین می رود و نمک های بی آب تشکیل می دهد. حرارت دادن بیشتر، آلوم را به مخلوطی از اکسیدهای فلزی تبدیل می کند. آلوم آلومینیوم پتاسیم را می توان با اصلاح فرآیند تولید سولفات آلومینیوم خالص به دست آورد. ابتدا کائولن با اسید سولفوریک پخته می شود. پس از خنثی سازی اسید سولفوریک، سولفات سدیم به راکتور اضافه می شود تا آلوم سدیم به دست آید. دومی ها به دلیل حلالیت زیاد در محلول هستند. پس از رقیق شدن محلول به دانسیته 1.33 گرم بر سانتی متر مکعب، از رسوب سیلیس جدا شده، سرد شده و با محلول اشباع کلرید پتاسیم مخلوط می شود. در این حالت، آلوم آلومینیوم-پتاسیم که در دماهای پایین به خوبی حل نمی شود، رسوب می کند. پس از جداسازی کریستال های آلوم آلومینیوم پتاسیم، ناخالصی های محلول در محلول مادر باقی می ماند - ترکیبات آهن و کلرید سدیم 89.

در طول هیدرولیزیون های آلومینیوم هیدراته پروتون ها را از دست می دهند و کمپلکس های متوالی هیدرو-اکسو را تشکیل می دهند. هنگامی که آخرین کمپلکس خنثی آب را از دست می دهد، هیدروکسید نامحلول A1(OH)3 تشکیل می شود.

یون های پیچیده[A1(H20)5OH]2+ و [A1(H20)4(OH)2]+ در محلول باقی می مانند، در حالی که هیدروکسید A1(OH)3 بلافاصله پس از تشکیل رسوب می کند. بارش در مقادیر pH > 3 رخ می دهد. کاملاً قبل از تشکیل هیدروکسید آلومینیوم هیدرولیز در شرایط خنثی سازی پروتون های حاصل، به عنوان مثال با قلیایی، رخ می دهد.

هیدرولیز عمیقنمک های سولفات آلومینیوم به طور گسترده ای برای تصفیه آب آشامیدنی و فاضلاب استفاده می شود. هیدرونیوم آزاد شده در طی هیدرولیز با بی کربنات های H30+ + HC03 = CO2 + 2H20 معمولاً در آب واکنش می دهد. در این حالت، محصولات نهایی هیدرولیز، هیدروکسید آلومینیوم کلوئیدی و دی اکسید کربن هستند.

هنگامی که سل هیدروکسید آلومینیوم منعقد می شود، یک رسوب ژلاتینی حجیم به دست می آید که ذرات معلق و باکتری ها را گرفته و به کف مخزن ته نشینی می برد. مصرف سولفات آلومینیوم مورد نیاز برای تصفیه آب به ترکیب و میزان آلاینده های موجود در آب بستگی دارد. دوز سولفات آلومینیوم برای تصفیه آبهای طبیعی و تصفیه پساب فاضلاب طبق A1203 بین 3 تا 15 میلی گرم در لیتر است و برای تصفیه فیزیکوشیمیایی فاضلاب شهری طبق A1203 به 30 تا 50 میلی گرم در لیتر می رسد. مصرف سولفات آلومینیوم باید تشکیل یک توده به اندازه کافی بزرگ از پوسته ها را تضمین کند که برای حذف آلاینده های موجود در آن از آب ضروری است. مقدار pH محلول باید به 6.5-7.6 کاهش یابد که مربوط به حداقل حلالیت هیدروکسید آلومینیوم در آب است. در مقادیر pH بالاتر یا پایین تر، مقداری آلومینیوم به صورت محلول در آب باقی می ماند. در آب های با قلیاییت کم، زمانی که محتوای بی کربنات برای خنثی کردن اسید آزاد شده کافی نباشد، فرآیند هیدرولیز به دلیل کاهش شدید pH به پایان نمی رسد. برای افزایش قلیائیت، تکمیل فرآیند هیدرولیز و کاهش محتوای آلومینیوم محلول در آب، آهک و سودا به طور همزمان با منعقد کننده وارد آب می شوند.

اگر پروتون های انباشته شده در طول هیدرولیز خنثی نشوند، فرآیند هیدرولیز کند می شود که منجر به شروع تعادل هیدرولیتیک می شود که می تواند با درجه و ثابت هیدرولیز مشخص شود. هیدرولیز محلول‌های سولفات آلومینیوم که واکنش جایگزینی یون‌های سولفات در Al2(804)3 با یون‌های OH تشکیل‌شده در اثر تفکیک آب است، را می‌توان به صورت کلی با معادله نشان داد.

2A13+ + (3 - -|-) EOG + aOH" + ad^ACONTSBOZH --^EOG + ad,

که در آن a درجه و اساس جایگزینی است.

این معادله نشان می‌دهد که غلظت یون‌های OH- در محلول، یعنی درجه تفکیک آب، تأثیر تعیین‌کننده‌ای بر جابجایی به سمت راست دارد. همانطور که مشخص است، برای نمک هایی با باز ضعیف و اسید قوی، درجه هیدرولیز k به ثابت هیدرولیز A-، غلظت نمک (c, mol"l)، محصول یونی آب کیلووات و ثابت تفکیک مربوط می شود. از پایه kw با رابطه زیر:

/g = UkTss = UkiLs.

اگر A- با دما کمی تغییر کند، ksh به طور قابل توجهی افزایش می یابد که باعث افزایش قابل توجهی در درجه هیدرولیز با افزایش دما می شود.

N.I. Eremin بر اساس داده های تجربی به دست آمده معادلاتی را برای وابستگی درجه هیدرولیز یک محلول به دما و غلظت بدست آورد.

برای سولفات آلومینیوم:

1ek = - 2.23 + 0.05s + 0.0036t7 + 18 UЦs، برای آلوم آمونیوم:

18 L = -1.19 + 0.29s+ 0.0016G + 18ugSh برای آلوم پتاسیم:

\yok= - 1.17 + 0.29s + 0.00167 + 18 UP،

برای زاج سدیم:

18k = - 1.18 + 0.29s + 0.0016t7 + \е UPs.

همانطور که از این معادلات مشاهده می شود، تأثیر غلظت بر درجه هیدرولیز برای آلوم بیشتر از سولفات آلومینیوم است.

بور. به دست آوردن بور خواص شیمیایی. شباهت مورب بور به سیلیکون. هیدریدهای بور دیبوران. ویژگی های پیوند شیمیایی در مولکول دی بوران. هالیدهای بور ترکیبات اکسیژن بور. اکسید بور و اسیدهای بوریک. بوراکس. تهیه اسید بوریک. لیوان بوروسیلیکات. بورنوتیل اتر.

بور- عنصری از گروه سیزدهم (طبق طبقه بندی قدیمی - زیرگروه اصلی گروه سوم)، دوره دوم سیستم تناوبی عناصر شیمیایی با عدد اتمی 5. با نماد B (لاتین Borum) مشخص می شود. در حالت آزاد، بور یک ماده بی رنگ، خاکستری یا قرمز کریستالی یا بی شکل تیره است. بیش از 10 تغییر آلوتروپیک بور شناخته شده است که تشکیل و انتقال متقابل آنها با دمایی که بور در آن به دست آمده تعیین می شود.

اعلام وصول.خالص ترین بور از تجزیه در اثر حرارت بوروهیدریدها به دست می آید. این بور برای تولید مواد نیمه هادی و سنتزهای شیمیایی خوب استفاده می شود.

روش متالوترمی (معمولاً کاهش با منیزیم یا سدیم):

تجزیه حرارتی بخار برومید بور روی سیم تنگستن داغ (1200-1000 درجه سانتیگراد) در حضور هیدروژن (روش ون آرکل):

مشخصات فیزیکی. یک ماده بسیار سخت (در رتبه دوم بعد از الماس، نیترید بور (بورازون)، کاربید بور، آلیاژ بور-کربن-سیلیکون، کاربید اسکاندیم-تیتانیوم). دارای شکنندگی و خواص نیمه هادی (شکاف وسیع

نیمه هادی). بور دارای بالاترین استحکام کششی با 5.7 گیگا پاسکال است

در طبیعت، بور به شکل دو ایزوتوپ 10B (20%) و 11B (80%) یافت می‌شود.

10B دارای سطح مقطع جذب بسیار بالایی برای نوترون های حرارتی است، بنابراین 10B در اسید بوریک در راکتورهای هسته ای برای کنترل واکنش پذیری استفاده می شود.

خواص شیمیایی. یون های بور شعله را سبز رنگ می کنند.

در بسیاری از خواص فیزیکی و شیمیایی، بور غیرفلزی شبیه سیلیکون است.

از نظر شیمیایی، بور کاملاً بی اثر است و در دمای اتاق فقط با فلوئور برهمکنش دارد:

هنگامی که گرم می شود، بور با سایر هالوژن ها واکنش می دهد تا تری هالیدها را تشکیل دهد، با نیتروژن، نیترید بور BN، با فسفر - فسفید BP، با کربن - کاربیدهای ترکیبات مختلف (B4C، B12C3، B13C2) تشکیل می دهد. هنگامی که بور در اتمسفر اکسیژن یا هوا گرم می شود، بور با انتشار گرمای زیادی می سوزد و اکسید B2O3 را تشکیل می دهد:

بور به طور مستقیم با هیدروژن برهمکنش نمی کند، اگرچه تعداد نسبتاً زیادی از بوروهیدریدها (بوران ها) با ترکیبات مختلف شناخته شده است که از تیمار بوریدهای فلزات قلیایی یا قلیایی خاکی با اسید به دست می آید:

هنگامی که بور به شدت گرم می شود، خواص ترمیمی از خود نشان می دهد. به عنوان مثال، قادر به کاهش سیلیکون یا فسفر از اکسیدهای آنها است:

این خاصیت بور را می توان با استحکام بسیار بالای پیوندهای شیمیایی در اکسید بور B2O3 توضیح داد.

در غیاب عوامل اکسید کننده، بور در برابر محلول های قلیایی مقاوم است. بور در اسیدهای نیتریک و سولفوریک داغ و در آبزیان حل می شود و اسید بوریک را تشکیل می دهد.

اکسید بور یک اکسید اسیدی معمولی است. با آب واکنش می دهد و اسید بوریک را تشکیل می دهد:

هنگامی که اسید بوریک با قلیاها تعامل می کند، نمک ها نه از خود اسید بوریک - بورات ها (حاوی آنیون BO33-) بلکه از تترابورات ها تشکیل می شوند، برای مثال:

بور- نیمه هادی، شباهت مورب به سیلیکون:

1) هر دو نسوز، جامد، نیمه هادی هستند. B - خاکستری سیاه، Si - خاکستری.

I1(B)=8.298 eV; I1(Si)=8.151 eV. هر دو تمایلی به تشکیل کاتیون ندارند.

2) هر دو از نظر شیمیایی بی اثر هستند (اگرچه بور در اسیدهای اکسید کننده داغ حل می شود. هر دو در قلیاها حل می شوند.

2B + KOH + 2H2O ® 2KBO2 + 3H2

Si + 2KOH + H2O®K2SiO3+ 2H2

3) در دماهای بالا آنها با فلزات واکنش می دهند و بوریدها و سیلیسیدها را تشکیل می دهند - Ca3B2 - ترکیبات نسوز و رسانای الکتریکی.

ترکیبات اکسیژن بور. B2O3 یک اکسید اسیدی است (SiO2 نیز) - هر دو پلیمری، شیشه ای هستند، فقط B2O3 شبکه های مسطح را تشکیل می دهد و SiO2 ساختارهای سه بعدی را تشکیل می دهد. تفاوت بین آنها در این است که اکسید بور به راحتی هیدراته می شود، در حالی که شن (SiO2) شناخته شده نیست.

H3BO3 - اسید ارتوبوریک.

H3BO3«HBO2+H2Ometaboric acid (100oС)

4HBO2 «H2B4O7 + اسید H2Otetraboric (140оС) - ضعیف، هر دو Kd

H2B4O7 «2B2O3 + H2O تقریباً یکسان هستند - بدون نمک اسیدی

اسید ارتوبوریک ضعیف است، گاهی اوقات تفکیک آن نوشته می شود

B(OH)3 + H2O «B(OH)4 + H+

تشکیل استرها با الکل ها: H3BO3+3CH3OH®B(OCH3)3+3H2O

خواص.بور به اشکال آمورف (قهوه ای) و کریستالی (سیاه)، mp. 2300 درجه سانتیگراد، bp. 3700 درجه سانتی گراد، p = 2.34 گرم بر سانتی متر مکعب. شبکه کریستالی بور بسیار قوی است که در سختی بالا، آنتروپی کم و نقطه ذوب بالا منعکس می شود. نیمه هادی بور. غیرفلزی بودن بور مربوط به موقعیت آن در جدول تناوبی - بین بریلیم و کربن و مورب در کنار سیلیکون است. بنابراین، بور نه تنها با آلومینیوم، بلکه با سیلیکون نیز شباهت هایی نشان می دهد. از موقعیت آن نیز چنین استنباط می شود که ترکیبات بور با نیتروژن باید از نظر ساختار و خواص الکترونیکی مشابه کربن باشند.

2ВН3 (g) - В2Н6 (g)؛

دلتا G= - 126 کیلوژول

3NaBH4+4BF3 ->2B2H6 + 3NaBF4

6H2 (گرم) + 2ВС13 (گرم) -> В2Н6 (گرم) + 6НCl (گرم)

دیبوران B2H6 یک عامل کاهش دهنده انرژی است که به طور خود به خود در هوا مشتعل می شود

В2Н6+3О2 =>В2О3+ЗН2О

با آب واکنش می دهد و هیدروژن آزاد می کند.

В2Н6+6Н2О =>. 2H3VO3+6H2

در محیط اتر، B2H6 با لیتیوم هیدرید واکنش داده و تشکیل می شود بوروهیدرید

B2H6+2LiH => 2LiBH4

آنها بیشتر از Li از Na استفاده می کنند که از واکنش به دست می آید -

4NaH + B(OCH3)3 => Na + 3NaOCH3

B2O3 + ZS => 2B + ZSO

2B2O3+P4O10 => 4BPO4

H3BO3+H2O => [B(OH)4] + H

هنگام خنثی سازی H3BO3، نه ارتوبورات ها ، حاوی یون (BO3)3- و نتیجه آن است تترابورات ها، متابورات ها یا نمک های دیگر پلی بوریک اسیدها:

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

اکسید بور B2O3 - انیدرید بوریک، بی رنگ، ماده شیشه ای یا کریستالی نسبتا نسوز با طعم تلخ، دی الکتریک.

اکسید بور شیشه ای دارای ساختار لایه ای است (فاصله بین لایه ها 0.185 نانومتر است، اتم های بور در داخل مثلث متساوی الاضلاع BO3 قرار دارند (d BO = 0.145 نانومتر). این اصلاح در محدوده دمایی 325-450 درجه سانتی گراد ذوب می شود و سختی بالایی دارد. با گرم کردن بور در هوا در دمای 700 درجه سانتیگراد یا با آبگیری اسید ارتوبوریک به دست می آید. B2O3 کریستالی که با حذف دقیق آب از اسید متابوریک HBO2 به دست می آید، در دو تغییر وجود دارد - با یک شبکه کریستالی شش ضلعی، که در دمای 400 درجه سانتیگراد و 2200 مگاپاسکال به یک شبکه مونوکلینیک تبدیل می شود.

در صنعت بوراکس از بورات های طبیعی از ترکیب شدن با سودا به دست می آید . هنگامی که مواد معدنی بور طبیعی با اسید سولفوریک درمان می شوند، تشکیل می شود اسید بوریک . از اسید بوریک H3BO3، اکسید B2O3 از طریق کلسینه به دست می آید و سپس آن یا بوراکس با فلزات فعال (منیزیم یا سدیم) به بور آزاد کاهش می یابد:

B2O3 + 3Mg = 3MgO + 2B،

2Na2B4O7 + 3Na = B + 7NaBO2.

در این حالت به صورت پودر خاکستری شکل می گیرد. بور آمورف بور کریستالی با خلوص بالا را می توان از طریق تبلور مجدد به دست آورد، اما در صنعت بیشتر از طریق الکترولیز فلوئوروبورات های مذاب یا تجزیه حرارتی بخار برومید بور BBr3 روی سیم تانتالیوم گرم شده در دمای 1000-1500 درجه سانتی گراد در حضور هیدروژن به دست می آید:

2BBr3 + 3H2 = 2B + 6HBr

همچنین می توان از کراکینگ بوروهیدریدها استفاده کرد:

B4H10 = 4B + 5H2.

اسید بوریک(اسید ارتوبوریک) یک اسید ضعیف با فرمول شیمیایی H3BO3 است. یک ماده بی رنگ، بی بو و کریستالی به شکل پولک، دارای یک شبکه تری کلینیک لایه ای است که در آن مولکول های اسید توسط پیوندهای هیدروژنی به لایه های مسطح متصل می شوند، لایه ها توسط پیوندهای بین مولکولی به یکدیگر متصل می شوند (d = 0.318 نانومتر).

اسید متابوریک(HBO2) نیز به صورت کریستال های بی رنگ رخ می دهد. این در سه تغییر وجود دارد - پایدارترین γ-HBO2 با یک شبکه مکعبی، β-HBO2 با یک شبکه مونوکلینیک و α-HBO2 با یک شبکه اورتورومبیک.

وقتی گرم می شود اسید ارتوبوریک آب را از دست می دهد و ابتدا به اسید متابوریک و سپس به اسید تترابوریک H2B4O7 تبدیل می شود. با حرارت دادن بیشتر، آن را به انیدرید بوریک تبدیل می کند.

اسید بوریک خواص اسیدی بسیار ضعیفی از خود نشان می دهد. نسبتاً کمی در آب محلول است. خواص اسیدی آن به دلیل انتزاع پروتون H+ نیست، بلکه به دلیل افزودن یک آنیون هیدروکسیل است:

کا = 5.8·10-10 مول در لیتر. pKa = 9.24.

به راحتی توسط اکثر اسیدهای دیگر از محلول نمک های خود جابجا می شود. نمک‌های آن که بورات‌ها نامیده می‌شوند، معمولاً از اسیدهای پلی‌بوریک مختلف تولید می‌شوند که اغلب تترابوریک H2B4O7 است که اسیدی بسیار قوی‌تر از اسید ارتوبوریک است. B(OH)3 علائم بسیار ضعیفی از آمفوتریسیته را نشان می دهد و هیدروژن سولفات بور B(HSO4)3 را با ثبات پایین تشکیل می دهد.

هنگامی که اسید ارتوبوریک با مواد قلیایی در محلول‌های آبی خنثی می‌شود، ارتوبورات‌های حاوی یون (BO3)3- تشکیل نمی‌شوند، زیرا ارتوبورات‌ها تقریباً به طور کامل به دلیل ثابت تشکیل بسیار کم [B(OH)4]- هیدرولیز می‌شوند. تترابورات ها، متابورات ها یا نمک های دیگر اسیدهای پلی بوریک در محلول تشکیل می شوند:

با مقدار زیاد قلیایی می توان آنها را به متابورات تبدیل کرد:

متا و تترابورات ها هیدرولیز می شوند، اما به میزان کمتری (واکنش هایی برخلاف واکنش های داده شده).

در محلول های آبی اسیدی شده بورات ها، تعادل های زیر برقرار است:

رایج ترین نمک اسید بوریک سدیم تترابورات دکاهیدرات Na2B4O7·10H2O (نام فنی - بوراکس) است.

هنگامی که اسید بوریک گرم می شود، اکسیدهای فلزی را حل می کند و نمک تشکیل می دهد.

با الکل ها در حضور اسید سولفوریک غلیظ استرها را تشکیل می دهد:

تشکیل بور متیل اتر B(OCH3)3یک واکنش کیفی به H3BO3 و نمک های اسید بوریک است که در هنگام مشتعل شدن، بور متیل اتر با شعله سبز روشن می سوزد.

شیشه بوروسیلیکاتی- لیوانی از ترکیب منظم، که در آن اجزای قلیایی موجود در ماده اولیه با اکسید بور (B2O3) جایگزین می شود. این باعث افزایش مقاومت شیمیایی و ضریب انبساط حرارتی کم می شود - تا 3.3·10-6 در 20 درجه سانتی گراد برای بهترین نمونه ها. در شیشه بوروسیلیکات فقط در شیشه کوارتز کوچکتر است (تقریباً 10 برابر). این کار از ترک خوردن شیشه در هنگام تغییرات دمایی ناگهانی جلوگیری می کند. این امر استفاده از آن را به عنوان یک ماده آتش نشانی و در موارد دیگری که مقاومت حرارتی مورد نیاز است توضیح می دهد.

استفادهدر زندگی روزمره، برای ساخت ظروف پخت و پز برای آتش باز، قوری. به عنوان ماده ای برای ظروف شیشه ای آزمایشگاهی و همچنین برای صنایع شیمیایی و سایر صنایع، به عنوان مثال، به عنوان ماده مبدل حرارتی برای نیروگاه های حرارتی استفاده می شود. همچنین برای ساخت اسلایدهای گیتار ارزان استفاده می شود. شیشه بوروسیلیکات همچنین می تواند برای ساخت پیپت برای ICSI، بیوپسی بلاستومر، که برای تشخیص ژنتیکی قبل از کاشت با استفاده از سلول های بیوپسی به عنوان ماده ژنتیکی انجام می شود، استفاده شود. 3 گزینه پیپت با قطر داخلی از 4 میکرومتر تا 7.5 میکرومتر وجود دارد. طول پیپت بین 60 تا 75 میلی متر و دارای زاویه اریب 30 درجه است. پیپت ها برای یک بار مصرف در نظر گرفته شده اند.

مشخصات کلی عناصر زیر گروه IVA. ساختار اتم ها حالت های اکسیداسیون شیوع و اشکال وقوع در طبیعت. اصلاحات آلوتروپیک کربن خواص فیزیکی و شیمیایی. انواع گرافیت سیاه: کک، زغال چوب، دوده.

مشخصات کلی عناصر گروه IVAعناصر زیرگروه اصلی گروه IV شامل C، Si، Ge، Sn، Pv است. فرمول الکترونیکی سطح ظرفیت بیرونی nS2np2 است، یعنی 4 الکترون ظرفیت دارند و اینها عناصر p هستند، بنابراین در زیر گروه اصلی گروه IV قرار دارند. ││││ │↓│ np nS در حالت پایه یک اتم، دو الکترون جفت و دو الکترون جفت نشده هستند. بیرونی ترین پوسته الکترونی کربن دارای 2 الکترون، سیلیکون دارای 8 الکترون و Ge، Sn، Pv هر کدام دارای 18 الکترون است. بنابراین، Ge، Sn، Pv در زیر گروه ژرمانیوم ترکیب می شوند (اینها آنالوگ های الکترونیکی کامل هستند). در این زیرگروه از عناصر p، مانند سایر زیر گروه‌های عناصر p، خواص اتم‌های عناصر به صورت دوره‌ای تغییر می‌کنند.

بنابراین، از بالا به پایین در زیرگروه، شعاع اتمی افزایش می‌یابد، بنابراین انرژی یونیزاسیون کاهش می‌یابد، بنابراین توانایی اهدای الکترون افزایش می‌یابد، و تمایل به تکمیل لایه الکترونی بیرونی به اکتت به شدت کاهش می‌یابد، بنابراین از C به Pb خواص کاهنده و خواص فلزی افزایش می یابد و خواص غیرفلزی کاهش می یابد. کربن و سیلیکون از جنس غیر فلزات معمولی هستند. قلع در حال حاضر دارای خواص فلزی است که غالب است، در حالی که سرب یک فلز معمولی است. با داشتن 4 الکترون ظرفیتی، اتم‌ها در ترکیبات خود می‌توانند حالت‌های اکسیداسیون را از حداقل (4-) تا حداکثر (4+) نشان دهند، و آنها با S.O.: -4، 0، +2، +4 مشخص می‌شوند. بنابراین. = -4 برای C و Si با فلزات معمولی است. ماهیت ارتباط با عناصر دیگر. کربن فقط پیوندهای کووالانسی را تشکیل می دهد، سیلیکون نیز عمدتاً پیوندهای کووالانسی را تشکیل می دهد. برای قلع و سرب، به ویژه در S.O. = +2، ماهیت یونی پیوند معمولی تر است (به عنوان مثال Рв(NO3)2). کووالانسی توسط ساختار ظرفیت یک اتم تعیین می شود. اتم کربن دارای 4 اوربیتال ظرفیتی و حداکثر کووالانسی 4 است. برای عناصر دیگر، کووالانسی می تواند بیش از چهار باشد، زیرا ظرفیت d زیرسطح وجود دارد (به عنوان مثال، H2). هیبریداسیون. نوع هیبریداسیون بر اساس نوع و تعداد اوربیتال های ظرفیت تعیین می شود. کربن فقط دارای اوربیتال های S و P است، بنابراین می تواند Sp (کاربین، CO2، CS2)، Sp2 (گرافیت، بنزن، COCl2)، هیبریداسیون Sp3 (CH4، الماس، CCl4) وجود داشته باشد. برای سیلیکون، مشخصه ترین Sp3 هیبریداسیون است (SiO2، SiCl4)، اما دارای ظرفیت d زیرسطح است، بنابراین هیبریداسیون Sp3d2 نیز وجود دارد، به عنوان مثال، H2. گروه چهارم PSE وسط جدول مندلیف است. تغییر شدید خواص از غیر فلزات به فلزات در اینجا به وضوح قابل مشاهده است. اجازه دهید به طور جداگانه کربن، سپس سیلیکون، سپس عناصر زیر گروه ژرمانیوم را در نظر بگیریم.

اتم(از یونانی atomos - غیر قابل تقسیم) - یک ذره تک هسته ای و غیر قابل تقسیم یک عنصر شیمیایی، حامل خواص یک ماده. مواد از اتم ها تشکیل شده اند. خود اتم از یک هسته با بار مثبت و یک ابر الکترونی با بار منفی تشکیل شده است. به طور کلی، اتم از نظر الکتریکی خنثی است. اندازه یک اتم کاملاً با اندازه ابر الکترونی آن تعیین می شود، زیرا اندازه هسته در مقایسه با اندازه ابر الکترونی ناچیز است. هسته از پروتون های با بار مثبت Z (بار پروتون مطابق با 1+ در واحدهای دلخواه است) و نوترون های N که باری ندارند (پروتون ها و نوترون ها را نوکلئون می نامند) تشکیل شده است. بنابراین، بار هسته فقط با تعداد پروتون ها تعیین می شود و برابر با عدد ترتیبی عنصر در جدول تناوبی است. بار مثبت هسته توسط الکترون هایی با بار منفی جبران می شود (بار الکترون -1 در واحدهای دلخواه)، که یک ابر الکترونی را تشکیل می دهند. تعداد الکترون ها برابر با تعداد پروتون ها است. جرم پروتون ها و نوترون ها برابر است (به ترتیب 1 و 1 amu). جرم یک اتم با جرم هسته آن تعیین می شود، زیرا جرم یک الکترون تقریباً 1850 برابر کمتر از جرم پروتون و نوترون است و به ندرت در محاسبات در نظر گرفته می شود. تعداد نوترون ها را می توان با تفاوت بین جرم یک اتم و تعداد پروتون ها (N=A-Z) تعیین کرد. نوعی از اتم یک عنصر شیمیایی با هسته ای متشکل از تعداد مشخصی از پروتون ها (Z) و نوترون ها (N) هسته نامیده می شود.

از آنجایی که تقریباً کل جرم در هسته یک اتم متمرکز است، اما ابعاد آن در مقایسه با حجم کل اتم ناچیز است، هسته به طور معمول به عنوان یک نقطه مادی در حال استراحت در مرکز اتم و خود اتم پذیرفته می شود. به عنوان سیستمی از الکترون ها در نظر گرفته می شود. در یک واکنش شیمیایی، هسته یک اتم (به جز واکنش‌های هسته‌ای) مانند سطوح الکترونیکی داخلی تحت تأثیر قرار نمی‌گیرد، اما فقط الکترون‌های لایه بیرونی الکترونی درگیر هستند. به همین دلیل شناخت خواص الکترون و قوانین تشکیل لایه های الکترونی اتم ها ضروری است.

حالت اکسیداسیون(شماره اکسیداسیون، بار رسمی) - یک مقدار متعارف کمکی برای ثبت فرآیندهای اکسیداسیون، کاهش و واکنش های ردوکس. این حالت اکسیداسیون یک اتم مجزا از یک مولکول را نشان می دهد و تنها یک روش مناسب برای محاسبه انتقال الکترون است: بار واقعی یک اتم در مولکول نیست (به #کنوانسیون ها مراجعه کنید).

ایده هایی در مورد درجه اکسیداسیون عناصر اساس را تشکیل می دهد و در طبقه بندی مواد شیمیایی، توصیف خواص آنها، تدوین فرمول ترکیبات و نام های بین المللی آنها (نامگذاری) استفاده می شود. اما بخصوص در مطالعه واکنش های ردوکس کاربرد وسیعی دارد.

مفهوم حالت اکسیداسیون اغلب در شیمی معدنی به جای مفهوم ظرفیت استفاده می شود.

حالت اکسیداسیون یک اتم برابر با مقدار عددی بار الکتریکی اختصاص داده شده به اتم است، با این فرض که جفت الکترون های پیوندی کاملاً به سمت اتم های الکترونگاتیو بیشتر سوگیری دارند (یعنی با فرض اینکه ترکیب فقط از یون ها تشکیل شده است).

عدد اکسیداسیون مربوط به تعداد الکترون هایی است که باید به یک یون مثبت اضافه شود تا آن را به یک اتم خنثی کاهش دهد، یا از یک یون منفی کم کرد تا آن را به یک اتم خنثی اکسید کرد:

Al3+ + 3e− → Al

S2− → S + 2e− (S2− − 2e− → S)

کربن- ماده ای با بیشترین [منبع مشخص نشده 1528 روز] تعداد زیادی تغییرات آلوتروپیک (بیش از 8 مورد قبلاً کشف شده است).

اصلاحات آلوتروپیک کربناز نظر خواص، آنها به شدت با یکدیگر متفاوت هستند، از نرم تا سخت، مات تا شفاف، ساینده تا روان کننده، ارزان تا گران. این آلوتروپ ها شامل آلوتروپ های کربن آمورف (زغال سنگ، دوده)، نانوفوم، آلوتروپ های کریستالی - نانولوله، الماس، فولرن ها، گرافیت، لونسدالیت و سرافیت می باشند.

طبقه بندی آلوتروپ های کربن بر اساس ماهیت پیوند شیمیایی بین اتم ها:

الماس (مکعب)

Lonsdaleite (الماس شش ضلعی)

فولرن (C20+)

نانولوله ها

نانوالیاف

Astralens

کربن شیشه ای

نانولوله های عظیم

اشکال مخلوط sp3/sp2:

کربن آمورف

نانو غنچه های کربنی

نانوفوم کربنی

اشکال دیگر: C1 - C2 - C3 - C8

کربن(نماد شیمیایی - C، lat. Carboneum) - عنصر شیمیایی گروه چهاردهم (طبق طبقه بندی قدیمی - زیر گروه اصلی چهارم

گروه)، دوره دوم جدول تناوبی عناصر شیمیایی. شماره سریال 6، جرم اتمی - 12.0107.

مشخصات فیزیکی.

کربن در انواع آلوتروپ ها با خواص فیزیکی بسیار متنوع وجود دارد. تنوع تغییرات به دلیل توانایی کربن برای تشکیل پیوندهای شیمیایی از انواع مختلف است.

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 اسیدی بنویسید و اتم های هیدروژن را در وهله اول قرار دهید، مانند فرمول اسیدهای معدنی: H2ZnO2 (شکل 1). سپس ZnO22- 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 به وجود می آیند که در آنها روی یک کاتیون است، بنابراین به آنها نمک های کاتیونی می گویند:

Zn(OH)2 + 2HCl = ZnCl2 + 2H2O (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 شوند (روی بخشی از باقی مانده اسیدی است - آنیون روی). به عنوان مثال، هنگامی که هیدروکسید روی با هیدروکسید سدیم جامد ذوب می شود، Na2ZnO2 تشکیل می شود، یک نمک متوسط ​​آنیونی روی سدیم:

H2ZnO2 + 2NaOH (TV) = Na2ZnO2 + 2H2O (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 = Na2

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 ZnO22- در محیط قلیایی و کاتیونهای Zn2+ 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 + H2O

2Fe(OH)3 = Fe2O3 + 3H2O

2Al(OH)3 = Al2O3 + 3H2O

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:

AlCl3 + 3NaOH = Al(OH)3↓ + 3NaCl

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:

AlCl3 + 3NH3. H2O = Al(OH) 3↓ + 3NH4Cl

برنج. 2. تشکیل رسوب هیدروکسید آلومینیوم

هیدروکسیدهای آمفوتریک توسط عناصر شیمیایی انتقالی تشکیل می شوند و خواص دوگانه ای از خود نشان می دهند، یعنی هم اسید و هم باز هستند. اجازه دهید ماهیت آمفوتریک هیدروکسید آلومینیوم را بدست آوریم و تأیید کنیم.

اجازه دهید یک رسوب از هیدروکسید آلومینیوم در یک لوله آزمایش به دست آوریم. برای انجام این کار، مقدار کمی محلول قلیایی (هیدروکسید سدیم) را به محلول سولفات آلومینیوم اضافه کنید تا رسوب ظاهر شود (شکل 1). لطفا توجه داشته باشید: در این مرحله قلیایی نباید بیش از حد باشد. رسوب سفید حاصله هیدروکسید آلومینیوم است:

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

برای آزمایش بعدی، رسوب حاصل را به دو قسمت تقسیم کنید. برای اثبات اینکه هیدروکسید آلومینیوم خواص یک اسید را نشان می دهد، لازم است آن را با یک قلیایی واکنش دهید. برعکس، برای اثبات خواص اساسی هیدروکسید آلومینیوم، بیایید آن را با اسید مخلوط کنیم. در یک لوله آزمایش با رسوب هیدروکسید آلومینیوم، محلول قلیایی - هیدروکسید سدیم را اضافه کنید (این بار قلیایی اضافی بگیرید). رسوب حل می شود. در نتیجه واکنش، نمک پیچیده ای تشکیل می شود - هیدروکسی لومینات سدیم:

Al(OH)3 + NaOH = Na

محلول اسید کلریدریک را همراه با رسوب در لوله آزمایش دوم بریزید. رسوب نیز حل می شود. این بدان معنی است که هیدروکسید آلومینیوم نه تنها با قلیایی، بلکه با اسید نیز واکنش می دهد، یعنی خاصیت آمفوتریک را نشان می دهد. در این مورد، یک واکنش تبادل رخ می دهد، کلرید آلومینیوم و آب تشکیل می شود:

آزمایش شماره 3. برهمکنش محلول تتراهیدروکسوآلومینات سدیم با اسید کلریدریک و دی اکسید کربن

محلول رقیق اسید هیدروکلریک را قطره قطره به محلول هیدروکسوآلومینات سدیم اضافه می کنیم. ما رسوب هیدروکسید آلومینیوم و انحلال بعدی آن را مشاهده می کنیم:

Na + HCl = Al(OH) 3¯ + NaCl + H2O

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

سدیم تترا هیدروکسی آلومینات ناپایدار است و در محیط اسیدی از بین می رود. بیایید ببینیم که آیا اسید کربنیک ضعیف مجموعه را از بین می برد یا خیر.

دی اکسید کربن را از محلول سدیم تترا هیدروکسی آلومینات عبور می دهیم. دی اکسید کربن نیز به نوبه خود از واکنش بین سنگ مرمر و اسید هیدروکلریک به دست می آید. پس از مدتی سوسپانسیونی از هیدروکسید آلومینیوم نامحلول در آب تشکیل می شود که با عبور بیشتر دی اکسید کربن از بین نمی رود.

Na + CO2 = Al(OH)3¯ + NaHCO3

یعنی دی اکسید کربن اضافی، هیدروکسید آلومینیوم را حل نمی کند.

منابع

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

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

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

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

سه دسته اصلی از ترکیبات شیمیایی معدنی وجود دارد: اکسیدها، هیدروکسیدها و نمکها. دسته اول به دو گروه غیر نمک ساز (اینها شامل مونوکسید کربن، اکسید نیتروژن، مونوکسید نیتروژن و غیره) و نمک ساز تقسیم می شوند که به نوبه خود بازی، اسیدی و آمفوتریک هستند. هیدروکسیدها به اسیدها، بازها و آمفوتریک تقسیم می شوند. نمک های بازی، اسیدی، متوسط ​​و مضاعف وجود دارد. اکسیدهای آمفوتریک و هیدروکسیدها در زیر با جزئیات بیشتر توضیح داده خواهند شد.

آمفوتریکی چیست؟

این توانایی یک ماده شیمیایی معدنی برای نشان دادن هر دو ویژگی اسیدی و بازی، بسته به شرایط واکنش است. موادی که این نوع ویژگی را دارند ممکن است شامل اکسیدها و هیدروکسیدها باشند. در میان اولین ها می توان به اکسید و دی اکسید قلع، بریلیم، منگنز، روی، آهن (II)، (III) اشاره کرد. هیدروکسیدهای آمفوتریک با مواد زیر نشان داده می شوند: بریلیم، آلومینیوم، هیدروکسید آهن (II)، متا هیدروکسید آهن و آلومینیوم، دی هیدروکسید اکسید تیتانیوم. رایج ترین و پرکاربردترین ترکیبات ذکر شده در بالا، آهن و اکسید آلومینیوم و همچنین هیدروکسیدهای این فلزات است.

خواص شیمیایی اکسیدهای آمفوتریک

اکسیدهای آمفوتریک دارای هر دو ویژگی ترکیبات اسیدی و بازی هستند. به عنوان اسیدی، آنها می توانند با قلیاها تعامل داشته باشند. در این نوع واکنش نمک و آب تشکیل می شود. آنها همچنین با اکسیدهای اساسی واکنش شیمیایی می دهند. با نمایش خواص اساسی خود، آنها با اسیدها تعامل دارند و در نتیجه نمک و آب و همچنین با اکسیدهای اسیدی تشکیل می شوند که به همین دلیل می توان نمک به دست آورد.

نمونه هایی از معادلات واکنش شامل اکسیدهای آمفوتریک

AI 2 O 3 + 2KOH = 2KAIO 2 + H 2 O - این واکنش خواص اسیدی اکسیدهای آمفوتریک را نشان می دهد. 2АІ 2 О 3 + 6НІ = 4АІСІ 3 + 3Н 2 О; АІ 2 О 3 + 3СО 2 = АІ2(СО 3) 3 - این معادلات به عنوان نمونه ای از خواص شیمیایی اساسی چنین اکسیدهایی هستند.

خواص شیمیایی هیدروکسیدهای آمفوتریک

آنها قادر به واکنش شیمیایی با اسیدهای قوی و قلیایی هستند و برخی از آنها نیز با اسیدهای ضعیف واکنش نشان می دهند. همه آنها وقتی در معرض دمای بالا قرار می گیرند به اکسید و آب تجزیه می شوند. هنگامی که یک هیدروکسید آمفوتریک با یک اسید واکنش می دهد، نمک و آب تشکیل می شود. همه این هیدروکسیدها در آب نامحلول هستند و بنابراین فقط می توانند با محلول های ترکیبات خاص واکنش دهند، اما نه با مواد خشک.

خواص فیزیکی اکسیدهای آمفوتریک، روش های تهیه و کاربرد آنها

اکسید فروم (II) شاید رایج ترین اکسید آمفوتریک باشد. راه های زیادی برای به دست آوردن آن وجود دارد. به طور گسترده در صنعت استفاده می شود. سایر اکسیدهای آمفوتریک نیز در بسیاری از صنایع مورد استفاده قرار می گیرند: از متالورژی گرفته تا صنایع غذایی.

شکل ظاهری، تهیه و استفاده از اکسید فروم (II).

جامد سیاه رنگ است. شبکه کریستالی آن شبیه به نمک خوراکی است. می توان آن را به عنوان ماده معدنی wustite در طبیعت یافت.
این ترکیب شیمیایی به چهار روش مختلف به دست می آید. اولین- کاهش اکسید آهن (III) با استفاده از مونوکسید کربن. در این صورت با مخلوط کردن همین مقدار از این دو ماده می توان دو قسمت اکسید آهن (II) و یک قسمت دی اکسید کربن بدست آورد. روش دومآماده سازی - برهمکنش آهن با اکسیدهای آن، به عنوان مثال، اکسید فرو (III)، بدون تشکیل هیچ گونه محصول جانبی.

با این حال، برای چنین واکنشی لازم است شرایطی به شکل دمای بالا - 900-1000 درجه سانتیگراد ایجاد شود. راه سوم- یک واکنش بین آهن و اکسیژن، در این حالت فقط اکسید آهن (II) تشکیل می شود. برای انجام این فرآیند، گرم کردن مواد اولیه نیز مورد نیاز خواهد بود. روش چهارمبه دست آمده اگزالات آهن است. این واکنش به دمای بالا و همچنین خلاء نیاز دارد. در نتیجه، اکسید فرو (II)، دی اکسید کربن و مونوکسید کربن به نسبت 1:1:1 تشکیل می شود. با توجه به آنچه در بالا نوشته شد می توان نتیجه گرفت که ساده ترین و بدون نیاز به شرایط خاص اولین روش بدست آوردن این ماده است. از اکسید آهن (II) برای ذوب چدن استفاده می شود.

اکسید آهن (III).

این اکسید آمفوتریک کمتر از آنچه در بالا توضیح داده شد، نیست. در شرایط عادی، این ماده جامد با رنگ قرمز قهوه ای است. در طبیعت می توان آن را به شکل هماتیت معدنی یافت که در ساخت جواهرات استفاده می شود. در صنعت، این ماده به طور گسترده ای مورد استفاده قرار می گیرد: برای رنگ آمیزی برخی از مصالح ساختمانی مانند آجر، سنگ فرش و غیره در ساخت رنگ ها از جمله رنگ های چاپی و مینا استفاده می شود. ماده مورد بحث به عنوان رنگ خوراکی به نام E172 نیز عمل می کند. در صنایع شیمیایی در تولید آمونیاک به عنوان کاتالیزور استفاده می شود.

اکسید آلومینیوم

اکسیدهای آمفوتریک نیز اکسید آلومینیوم را در فهرست خود قرار می دهند. این ماده در شرایط عادی حالت جامد دارد. رنگ این اکسید سفید است. در طبیعت بخشی از آن را می توان به صورت آلومینا و همچنین یاقوت کبود و یاقوت سرخ یافت. به طور عمده در صنایع شیمیایی به عنوان کاتالیزور استفاده می شود. اما در ساخت سرامیک نیز کاربرد دارد.

اکسید روی

این ترکیب شیمیایی نیز آمفوتریک است. این جامد بی رنگ در آب نامحلول است. عمدتاً از طریق تجزیه ترکیبات مختلف روی به دست می آید. مثلا نیترات آن. این باعث آزاد شدن اکسید روی، دی اکسید نیتروژن و اکسیژن می شود. همچنین می توانید این ماده را از طریق تجزیه کربنات روی استخراج کنید. در این واکنش علاوه بر ترکیب مورد نظر، دی اکسید کربن نیز آزاد می شود. همچنین ممکن است هیدروکسید روی به اکسید و آب آن تجزیه شود. برای انجام هر سه فرآیند فوق، قرار گرفتن در معرض دمای بالا مورد نیاز است. اکسید روی در صنایع مختلف، به عنوان مثال، در صنایع شیمیایی (به عنوان کاتالیزور) برای ساخت شیشه، در پزشکی برای درمان عیوب پوست استفاده می شود.

اکسید بریلیم

عمدتاً با تجزیه حرارتی هیدروکسید این عنصر به دست می آید. این نیز آب تولید می کند. این ماده جامد و بی رنگ به نظر می رسد. این اکسید به عنوان یک ماده مقاوم در برابر حرارت کاربرد خود را در صنایع مختلف پیدا می کند.

اکسید قلع

رنگ تیره دارد و در شرایط عادی جامد است. می توان آن را مانند بسیاری از اکسیدهای آمفوتریک دیگر از طریق تجزیه هیدروکسید آن به دست آورد. در نتیجه ماده مورد نظر و آب تشکیل می شود. این نیز مستلزم قرار گرفتن در معرض دمای بالا است. این ترکیب در صنایع شیمیایی به عنوان یک عامل کاهنده در واکنش های ردوکس و کمتر به عنوان کاتالیزور استفاده می شود.

خواص، تهیه و کاربرد هیدروکسیدهای آمفوتریک

هیدروکسیدهای آمفوتریک کمتر از اکسیدها استفاده می شوند. به دلیل رفتار شیمیایی همه کاره آنها، عمدتاً برای تهیه انواع ترکیبات استفاده می شود. علاوه بر این، هیدروکسید آهن (یک جامد بی رنگ) در ساخت باتری ها استفاده می شود. هیدروکسید آلومینیوم - برای تصفیه آب؛ هیدروکسید بریلیوم - برای به دست آوردن اکسید.

فیلم آموزشی 2: هیدروکسیدهای آمفوتریک آزمایش

سخنرانی: خواص شیمیایی مشخصه بازها و هیدروکسیدهای آمفوتریک

هیدروکسیدها و طبقه بندی آنها

همانطور که می دانید، بازها توسط اتم های فلز و یک گروه هیدروکسی (OH -) تشکیل می شوند، بنابراین آنها را هیدروکسید می نامند. چندین طبقه بندی از پایه ها وجود دارد.

1. در رابطه با آب به دو دسته تقسیم می شوند:

محلول،

نامحلول

بازهای محلول شامل هیدروکسیدهای فلزات قلیایی و قلیایی خاکی هستند که به همین دلیل به آنها قلیایی می گویند. هیدروکسید آمونیوم نیز می تواند در این گروه قرار گیرد، اما برخلاف اولی، الکترولیت ضعیف تری است. بازهای تشکیل شده توسط فلزات دیگر در آب حل نمی شوند. قلیاها در یک محلول آبی به طور کامل به کاتیون های فلزی و آنیون های هیدروکسید - یون های OH - تجزیه می شوند. به عنوان مثال: NaOH → Na + + OH - .

2. بر اساس برهمکنش آنها با سایر مواد شیمیایی، هیدروکسیدها به موارد زیر تقسیم می شوند:

هیدروکسیدهای اساسی،

هیدروکسیدهای اسیدی (اسیدهای حاوی اکسیژن)،

هیدروکسیدهای آمفوتریک

این تقسیم به بار کاتیون فلز بستگی دارد. هنگامی که بار کاتیون +1 یا +2 باشد، هیدروکسید دارای خواص اساسی خواهد بود. بازهای آمفوتر هیدروکسیدهایی هستند که کاتیون های فلزی آنها دارای بار 3+ و 4+ هستند.

اما تعدادی استثنا وجود دارد:

La(OH) 3، Bi(OH) 3، Tl(OH) 3 – بازها.

Be (OH) 2، Sn (OH) 2، Pb (OH) 2، Zn (OH) 2، Ge (OH) 2 بازهای آمفوتریک هستند.

خواص شیمیایی پایه ها

بازها قادر به واکنش با اسیدها و اکسیدهای اسیدی هستند. در طول تعامل، نمک ها و آب تشکیل می شوند:

Ba(OH) 2 + CO 2 → BaCO 3 + H 2 O;

KOH + HCl → KCl + H 2 O.

قلیایی ها و هیدروکسید آمونیوم همیشه با محلول های نمک واکنش می دهند، فقط در صورت تشکیل بازهای نامحلول:

2KOH + FeCl 2 → 2KCl + Fe(OH) 2;

6NH 4 OH + Al 2 (SO 4) 3 → 2Al(OH) 3 + 3 (NH 4) 2SO 4 .

واکنش اسید با باز خنثی سازی نامیده می شود. در طی این واکنش، کاتیون های اسیدی H+ و آنیون های باز OH- مولکول های آب را تشکیل می دهند. پس از آن، محیط محلول خنثی می شود. در نتیجه گرما شروع به آزاد شدن می کند. در محلول ها، این منجر به گرم شدن تدریجی مایع می شود. در مورد محلول های قوی، حرارت بیش از حد کافی است تا مایع شروع به جوشیدن کند. باید به خاطر داشت که واکنش خنثی سازی بسیار سریع اتفاق می افتد.

خواص شیمیایی هیدروکسیدهای آمفوتریک

بازهای آمفوتریک هم با اسیدها و هم با قلیاها واکنش می دهند. در طول تعامل، نمک و آب تشکیل می شود. هنگام انجام هر واکنشی با اسیدها، بازهای آمفوتریک همیشه خواص بازهای معمولی را نشان می دهند:

Cr(OH) 3 + 3HCl → CrCl 3 + 3H 2 O.

در طی واکنش با قلیاها، بازهای آمفوتریک قادر به نشان دادن خواص اسیدها هستند. در فرآیند همجوشی با قلیاها، نمک و آب تشکیل می شود.

قبل از بحث در مورد خواص شیمیایی بازها و هیدروکسیدهای آمفوتریک، اجازه دهید به وضوح تعریف کنیم که آنها چیست؟

1) بازها یا هیدروکسیدهای بازی شامل هیدروکسیدهای فلزی در حالت اکسیداسیون +1 یا +2 هستند، یعنی. که فرمول های آن به صورت MeOH یا Me(OH) 2 نوشته می شود. با این حال، استثناهایی وجود دارد. بنابراین، هیدروکسیدهای Zn(OH) 2، Be(OH) 2، Pb(OH) 2، Sn(OH) 2 باز نیستند.

2) هیدروکسیدهای آمفوتریک شامل هیدروکسیدهای فلزی در حالت اکسیداسیون +3، +4 و همچنین، به عنوان استثناء، هیدروکسیدهای Zn(OH) 2، Be(OH) 2، Pb(OH) 2، Sn(OH) 2 هستند. هیدروکسیدهای فلزی در حالت اکسیداسیون +4 در تکالیف Unified State Examination یافت نمی شوند، بنابراین در نظر گرفته نمی شوند.

خواص شیمیایی پایه ها

همه زمینه ها به موارد زیر تقسیم می شوند:

بیاد داشته باشیم که بریلیم و منیزیم فلزات قلیایی خاکی نیستند.

قلیاها علاوه بر محلول بودن در آب، در محلول های آبی نیز به خوبی تفکیک می شوند، در حالی که بازهای نامحلول درجه تفکیک کمی دارند.

این تفاوت در حلالیت و توانایی تفکیک بین قلیایی ها و هیدروکسیدهای نامحلول، به نوبه خود منجر به تفاوت های قابل توجه در خواص شیمیایی آنها می شود. بنابراین، به طور خاص، قلیاها ترکیبات شیمیایی فعال تری هستند و اغلب قادرند وارد واکنش هایی شوند که بازهای نامحلول نمی توانند وارد شوند.

برهمکنش بازها با اسیدها

قلیاها با تمام اسیدها، حتی اسیدهای بسیار ضعیف و نامحلول، واکنش نشان می دهند. مثلا:

بازهای نامحلول تقریباً با تمام اسیدهای محلول واکنش می دهند، اما با اسید سیلیسیک نامحلول واکنش نمی دهند:

لازم به ذکر است که هر دو باز قوی و ضعیف با فرمول کلی فرم Me(OH) 2 می توانند در صورت کمبود اسید نمک های اساسی تشکیل دهند، به عنوان مثال:

برهمکنش با اکسیدهای اسیدی

قلیاها با تمام اکسیدهای اسیدی واکنش می دهند و نمک و اغلب آب تشکیل می دهند:

بازهای نامحلول قادر به واکنش با تمام اکسیدهای اسید بالاتر مربوط به اسیدهای پایدار هستند، به عنوان مثال، P 2 O 5، SO 3، N 2 O 5، برای تشکیل نمک های متوسط:

بازهای نامحلول از نوع Me(OH) 2 در حضور آب منحصراً با دی اکسید کربن واکنش می دهند و نمک های اساسی را تشکیل می دهند. مثلا:

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

به دلیل بی اثر بودن استثنایی، تنها قوی ترین بازها، قلیایی ها، با دی اکسید سیلیکون واکنش می دهند. در این حالت نمک های معمولی تشکیل می شوند. واکنش با بازهای نامحلول رخ نمی دهد. مثلا:

برهمکنش بازها با اکسیدهای آمفوتریک و هیدروکسیدها

همه قلیاها با اکسیدهای آمفوتریک و هیدروکسیدها واکنش می دهند. اگر واکنش با ذوب یک اکسید آمفوتریک یا هیدروکسید با یک قلیایی جامد انجام شود، این واکنش منجر به تشکیل نمک های بدون هیدروژن می شود:

اگر از محلول های آبی قلیایی استفاده شود، نمک های هیدروکسو کمپلکس تشکیل می شوند:

در مورد آلومینیوم، در اثر مقدار زیاد قلیایی غلیظ، به جای نمک Na، نمک Na 3 تشکیل می شود:

برهمکنش بازها با نمک ها

هر پایه تنها در صورتی با هر نمکی واکنش نشان می دهد که دو شرط به طور همزمان برآورده شود:

1) حلالیت ترکیبات اولیه؛

2) وجود رسوب یا گاز در میان محصولات واکنش

مثلا:

پایداری حرارتی بسترها

همه قلیاها به جز Ca(OH) 2 در برابر حرارت مقاوم هستند و بدون تجزیه ذوب می شوند.

تمام بازهای نامحلول و همچنین Ca(OH) 2 کمی محلول در هنگام گرم شدن تجزیه می شوند. بالاترین دمای تجزیه هیدروکسید کلسیم حدود 1000 درجه سانتیگراد است:

هیدروکسیدهای نامحلول دمای تجزیه بسیار پایین تری دارند. به عنوان مثال، هیدروکسید مس (II) قبلاً در دمای بالاتر از 70 درجه سانتیگراد تجزیه می شود:

خواص شیمیایی هیدروکسیدهای آمفوتریک

برهمکنش هیدروکسیدهای آمفوتریک با اسیدها

هیدروکسیدهای آمفوتریک با اسیدهای قوی واکنش می دهند:

هیدروکسیدهای فلزی آمفوتر در حالت اکسیداسیون +3، یعنی. نوع Me(OH) 3، با اسیدهایی مانند H 2 S، H 2 SO 3 و H 2 CO 3 واکنش نشان نمی دهد، زیرا نمک هایی که می توانند در نتیجه چنین واکنش هایی تشکیل شوند، در معرض هیدرولیز برگشت ناپذیر هستند. هیدروکسید آمفوتریک اصلی و اسید مربوطه:

برهمکنش هیدروکسیدهای آمفوتریک با اکسیدهای اسیدی

هیدروکسیدهای آمفوتریک با اکسیدهای بالاتر، که مربوط به اسیدهای پایدار است (SO 3، P 2 O 5، N 2 O 5 ) واکنش نشان می دهند:

هیدروکسیدهای فلزی آمفوتر در حالت اکسیداسیون +3، یعنی. نوع Me(OH) 3، با اکسیدهای اسیدی SO 2 و CO 2 واکنش نشان ندهید.

برهمکنش هیدروکسیدهای آمفوتریک با بازها

در بین بازها، هیدروکسیدهای آمفوتریک فقط با قلیاها واکنش می دهند. در این حالت، اگر از محلول آبی قلیایی استفاده شود، نمک های هیدروکسو کمپلکس تشکیل می شود:

و هنگامی که هیدروکسیدهای آمفوتریک با قلیاهای جامد ذوب می شوند، آنالوگ های بی آب آنها به دست می آید:

برهمکنش هیدروکسیدهای آمفوتریک با اکسیدهای بازی

هیدروکسیدهای آمفوتریک زمانی که با اکسیدهای فلزات قلیایی و قلیایی خاکی ذوب می شوند واکنش نشان می دهند:

تجزیه حرارتی هیدروکسیدهای آمفوتریک

تمام هیدروکسیدهای آمفوتریک در آب نامحلول هستند و مانند هر هیدروکسید نامحلول دیگری با حرارت دادن به اکسید و آب مربوطه تجزیه می شوند.