3.4 одержання та властивості амфотерних гідроксидів. Взаємодія амфотерних гідроксидів із основними оксидами
Перш ніж міркувати про хімічні властивості основ та амфотерних гідроксидів, давайте чітко визначимо, що це таке?
1) До основ або основним гідроксидам відносять гідроксиди металів у ступені окислення +1 чи +2, тобто. формули яких записуються або як MeOH або як Me(OH) 2 . Проте є винятки. Так, гідроксиди Zn(OH) 2 , Be(OH) 2 , Pb(OH) 2 , Sn(OH) 2 до основ не належать.
2) До амфотерних гідроксидів відносять гідроксиди металів у ступені окислення +3,+4, а також як винятки гідроксиди Zn(OH) 2 , Be(OH) 2 , Pb(OH) 2 , Sn(OH) 2 . Гідроксиди металів у ступені окислення +4, у завданнях ЄДІ не зустрічаються, тому не розглядатимуться.
Хімічні властивості основ
Усі підстави поділяють на:
Нагадаємо, що берилій та магній до лужноземельних металів не належать.
Крім того, що луги розчиняються у воді, вони також дуже добре дисоціюють у водних розчинах, у той час як нерозчинні основи мають низький ступінь дисоціації.
Така відмінність у розчинності та здатності до дисоціації у лугів та нерозчинних гідроксидів призводить, у свою чергу, до помітних відмінностей у їх хімічних властивостях. Так, зокрема, луги є більш хімічно активними сполуками і нерідко здатні вступати в ті реакції, які не вступають нерозчинні основи.
Взаємодія основ із кислотами
Луги реагують абсолютно з усіма кислотами, навіть дуже слабкими та нерозчинними. Наприклад:
Нерозчинні основи реагують практично з усіма розчинними кислотами, не реагують з нерозчинною кремнієвою кислотою:
Слід зазначити, що як сильні, так і слабкі основи із загальною формулою виду Me(OH) 2 можуть утворювати основні солі при нестачі кислоти, наприклад:
Взаємодія з кислотними оксидами
Луги реагують з усіма кислотними оксидами, при цьому утворюються солі та часто вода:
Нерозчинні основи здатні реагувати з усіма вищими кислотними оксидами, відповідними стійким кислотам, наприклад, P 2 O 5 , SO 3 , N 2 O 5 з утворенням середніх соле1:
Нерозчинні основи виду Me(OH) 2 реагують у присутності води з вуглекислим газом виключно з утворенням основних солей. Наприклад:
Cu(OH) 2 + CO 2 = (CuOH) 2 CO 3 + H 2 O
З діоксидом кремнію, зважаючи на його виняткову інертність, реагують лише найсильніші основи — луги. У цьому утворюються нормальні солі. З нерозчинними основами реакція не йде. Наприклад:
Взаємодія основ з амфотерними оксидами та гідроксидами
Всі луги реагують з амфотерними оксидами та гідроксидами. Якщо реакцію проводять, сплавляючи амфотерний оксид або гідроксид з твердим лугом, така реакція призводить до утворення безводневих солей:
Якщо ж використовують водні розчини лугів, то утворюються гідроксокомплексні солі:
У разі алюмінію при дії надлишку концентрованого лугу замість солі Na утворюється сіль Na 3 :
Взаємодія основ із солями
Будь-яка підстава реагує з будь-якою сіллю лише за дотримання одночасно двох умов:
1) розчинність вихідних сполук;
2) наявність осаду чи газу серед продуктів реакції
Наприклад:
Термічна стійкість основ
Всі луги, крім Ca(OH) 2 , стійкі до нагрівання та плавляться без розкладання.
Усі нерозчинні основи, а також малорозчинний Ca(OH) 2 при нагріванні розкладаються. Найбільш висока температура розкладання у гідроксиду кальцію – близько 1000 o C:
Нерозчинні гідроксиди мають набагато нижчі температури розкладання. Так, наприклад, гідроксид міді (II) розкладається вже при температурі вище 70 o C:
Хімічні властивості амфотерних гідроксидів
Взаємодія амфотерних гідроксидів із кислотами
Амфотерні гідроксиди реагують із сильними кислотами:
Амфотерні гідроксиди металів у ступені окислення +3, тобто. виду Me(OH) 3, не реагують з такими кислотами, як H 2 S, H 2 SO 3 і H 2 СO 3 через те, що солі, які могли б утворитися в результаті таких реакцій, схильні до незворотного гідролізу до вихідного амфотерного гідроксиду і відповідної кислоти:
Взаємодія амфотерних гідроксидів із кислотними оксидами
Амфотерні гідроксиди реагують з вищими оксидами, яким відповідають стійкі кислоти (SO 3 , P 2 O 5 , N 2 O 5):
Амфотерні гідроксиди металів у ступені окислення +3, тобто. виду Me(OH) 3 не реагують з кислотними оксидами SO 2 і С 2 .
Взаємодія амфотерних гідроксидів з основами
З основ амфотерні гідроксиди реагують лише з лугами. При цьому, якщо використовується водний розчин лугу, то утворюються гідроксокомплексні солі:
А при сплавленні амфотерних гідроксидів з твердими лугами виходять їх безводні аналоги:
Взаємодія амфотерних гідроксидів із основними оксидами
Амфотерні гідроксиди реагують при сплавленні з оксидами лужних та лужноземельних металів:
Термічне розкладання амфотерних гідроксидів
Всі амфотерні гідроксиди не розчиняються у воді і, як і будь-які нерозчинні гідроксиди, розкладаються при нагріванні на відповідний оксид і воду.
З грецької мови слово «amphoteros» перекладається як «той та інший». Амфотерність – це двоїстість кислотно-основних властивостей речовини. Амфотерні називають гідроксиди, які в залежності від умов можуть проявляти як кислотні, так і основні властивості.
Прикладом амфотерного гідроксиду може бути гідроксид цинку. Формула цього гідроксиду в основній формі - Zn(OH)2. Але можна записати формулу гідроксиду цинку в кислотній формі, поставивши перше місце атоми водню, як і формулах неорганічних кислот: H2ZnO2 (Рис. 1). Тоді ZnO22- буде кислотним залишком із зарядом 2-.
Мал. 1. Формули гідроксиду цинку
Особливістю амфотерного гідроксиду і те, що у ньому мало різняться по міцності зв'язку О-Н і Zn-O. Звідси і двоїстість властивостей. У реакціях з кислотами, готовими віддати катіони водню, гідроксиду цинку вигідно розривати зв'язок Zn-O, віддаючи ОН-групу і виступаючи в ролі основи. В результаті таких реакцій утворюються солі, в яких цинк є катіоном, тому їх називають солями катіонного типу:
Zn(OH)2 + 2HCl = ZnCl2 + 2H2O (підстава)
У реакціях з лугами гідроксид цинку виступає як кислоти, віддаючи водень. У цьому утворюються солі аніонного типу (цинк входить до складу кислотного залишку - аніону цинкату). Наприклад, при сплавленні гідроксиду цинку з твердим гідроксидом натрію утворюється Na2ZnO2 - середня сіль аніонного типу цинкат натрію:
H2ZnO2 + 2NaOH(ТВ.) = Na2ZnO2 + 2H2O (кислота)
При взаємодії з розчинами лугів амфотерні гідроксиди утворюють комплексні розчинні солі. Наприклад, при взаємодії гідроксиду цинку з розчином гідроксиду натрію утворюється тетрагидроксоцинкат натрію:
Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2
2 - складний аніон, який прийнято укладати в квадратні дужки.
Таким чином, амфотерність гідроксиду цинку обумовлена можливістю існування іонів цинку у водному розчині у складі як катіонів, так і аніонів. Склад цих іонів залежить від кислотності середовища. У лужному середовищі стійкі аніони ZnO22-, а кислотному середовищі стійкі катіони Zn2+.
Амфотерні гідроксиди - нерозчинні у воді речовини, і при нагріванні вони розкладаються на оксид металу та воду:
Zn(OH)2 = ZnO + H2O
2Fe(OH)3 = Fe2O3 + 3H2O
2Al(OH)3 = Al2O3 + 3H2O
Ступінь окислення металу в гідроксиді та оксиді має бути однаковим.
Амфотерні гідроксиди - нерозчинні у воді сполуки, тому їх можна отримати реакції обміну між розчином солі перехідного металу і лугом. Наприклад, гідроксид алюмінію утворюється при взаємодії розчинів хлориду алюмінію та гідроксиду натрію:
AlCl3 + 3NaOH = Al(OH)3↓ + 3NaCl
При зливанні даних розчинів утворюється білий желеподібний осад гідроксиду алюмінію (рис. 2).
Але при цьому не можна допустити надлишку лугу, адже амфотерні гідроксиди розчиняються у лугах. Тому замість лугу краще використовувати водний розчин аміаку. Це слабка основа, в якій гідроксид алюмінію не розчиняється. При взаємодії хлориду алюмінію з водним розчином аміаку утворюється гідроксид алюмінію та хлорид амонію:
AlCl3+3NH3. H2O = Al(OH)3↓ + 3NH4Cl
Мал. 2. Утворення осаду гідроксиду алюмінію
Амфотерні гідроксиди утворені перехідними хімічними елементами та виявляють подвійні властивості, тобто є одночасно і кислотою, і основою. Отримаємо та підтвердимо амфотерний характер гідроксиду алюмінію.
Отримаємо в пробірці осад гідроксиду алюмінію. Для цього до розчину сульфату алюмінію приллємо невелику кількість розчину лугу (гідроксиду натрію) до появи осаду (рис. 1). Зверніть увагу: на даному етапі луг не повинен бути надлишком. Отриманий осад білого кольору - це гідроксид алюмінію:
Al2(SO4)3 + 6NaOH = 2Al(OH)3↓ + 3Na2SO4
Для наступного досвіду розділимо одержаний осад на дві частини. Щоб довести, що гідроксид алюмінію виявляє властивості кислоти, треба провести його реакцію із лугом. І навпаки, для доказу основних властивостей гідроксиду алюмінію змішаємо його із кислотою. В одну пробірку з осадом гідроксиду алюмінію приливаємо розчин лугу - натрію гідроксиду (цього разу береться надлишок лугу). Осад розчиняється. В результаті реакції утворюється комплексна сіль - гідроксоалюмінат натрію:
Al(OH)3 + NaOH = Na
У другу пробірку з осадом приллємо розчин соляної кислоти. Осад теж розчиняється. Отже, гідроксид алюмінію реагує як зі лугом, а й кислотою, т. е. виявляє амфотерні властивості. В даному випадку протікає реакція обміну, утворюються хлорид алюмінію та вода:
Досвід № 3. Взаємодія розчину тетрагідроксоалюмінінату натрію з соляною кислотою та вуглекислим газом
До розчину гідроксоалюмінату натрію додаватимемо краплями розведений розчин соляної кислоти. Спостерігаємо випадання осаду гідроксиду алюмінію та його наступне розчинення:
Na + HCl = Al(OH)3 + NaCl + H2O
Al(OH)3+ 3HCl = AlCl3 + 3H2O
Тетрагідроксоалюмінат натрію нестійкий і в кислому середовищі руйнується. Подивимося, чи руйнує комплекс слабка вугільна кислота.
Через розчин тетрагідроксоалюмінату натрію пропускатимемо вуглекислий газ. Вуглекислий газ, у свою чергу, отримуємо по реакції між мармуром та соляною кислотою. Через деякий час утворюється завис нерозчинного у воді гідроксиду алюмінію, яка при подальшому пропусканні вуглекислого газу не зникає.
Na + CO2 = Al(OH)3 + NaHCO3
Т. е. надлишок вуглекислоти не розчиняє гідроксид алюмінію.
Джерела
http://www.youtube.com/watch?t=146&v=EQO8iViXb1s
http://www.youtube.com/watch?t=6&v=85N0v3cQ-lI
джерело презентації - http://ppt4web.ru/khimija/amfoternye-oksidy-i-gidroksidy.html
http://interneturok.ru/ru/school/chemistry/11-klass
Підстави, амфотерні гідроксиди
Підстави - це складні речовини, що складаються з атомів металу та однієї або кількох гідроксогруп (-OH). Загальна формула Me + y (OH) y , де - число гідроксогруп, рівне ступеня окислення металу Me. У таблиці представлено класифікацію підстав.
Властивості лугів гідроксидів лужних та лужноземельних металів
1. Водні розчини лугів милі на дотик, змінюють забарвлення індикаторів: лакмусу – у синій колір, фенолфталеїну – у малиновий.
2. Водні розчини дисоціюють:
3. Взаємодіють із кислотами, вступаючи у реакцію обміну:
Багатокислотні основи можуть давати середні та основні солі:
4. Взаємодіють із кислотними оксидами, утворюючи середні та кислі солі залежно від основності кислоти, що відповідає цьому оксиду:
5. Взаємодіють з амфотерними оксидами та гідроксидами:
а) сплавлення:
б) у розчинах:
6. Взаємодіють із розчинними у воді солями, якщо утворюється осад або газ:
Нерозчинні основи (Cr(OH) 2 , Mn(OH) 2 та ін.) взаємодіють з кислотами та розкладаються при нагріванні:
Амфотерні гідроксиди
Амфотерними називають сполуки, які в залежності від умов можуть бути як донорами катіонів водню та виявляти кислотні властивості, так і їх акцепторами, тобто виявляти основні властивості.
Хімічні властивості амфотерних сполук
1. Взаємодіючи із сильними кислотами, вони виявляють основні властивості:
Zn(OH) 2 + 2HCl = ZnCl 2 + 2H 2 O
2. Взаємодіючи з лугами - сильними основами, вони виявляють кислотні властивості:
Zn(OH) 2 + 2NaOH = Na 2 ( комплексна сіль)
Al(OH) 3 + NaOH = Na ( комплексна сіль)
Комплексними називають сполуки, у яких хоча б один ковалентний зв'язок утворився за донорно-акцепторним механізмом.
Загальний метод отримання основ базується на реакціях обміну, за допомогою яких можуть бути отримані як нерозчинні, так і розчинні основи.
CuSО 4 + 2КОН = Cu(OH) 2 ↓ + K 2 SО 4
До 2 СО 3 + (ОН) 2 = 2 КОН + BaCO 3 ↓
При отриманні цим методом розчинних основ осад випадає нерозчинна сіль.
При отриманні нерозчинних у воді основ, що володіють амфотерними властивостями, слід уникати надлишку лугу, оскільки може відбутися розчинення амфотерної основи, наприклад:
АlСl 3 + 4КОН = К [Аl(ОН) 4] + 3КСl
У подібних випадках для отримання гідроксидів використовують гідроксид амонію, в якому амфотерні гідроксиди не розчиняються:
АlСl 3 + 3NH 3 + ДТ 2 О = Аl(ОН) 3 ↓ + 3NH 4 Cl
Гідроксиди срібла і ртуті настільки легко розкладаються, що при спробі отримання обмінної реакцією замість гідроксидів випадають оксиди:
2AgNО 3 + 2КОН = Ag 2 О↓ + Н 2 О + 2KNO 3
У промисловості луги зазвичай одержують електроліз водних розчинів хлоридів.
2NaCl + 2Н 2 Про → ϟ → 2NaOH + H 2 + Cl 2
Луги можна також одержати взаємодією лужних та лужноземельних металів або їх оксидів із водою.
2Li + 2Н 2 О = 2LiOH + Н 2
SrO + Н 2 О = Sr(OH) 2
Кислоти
Кислотами називаються складні речовини, молекули яких складаються з атомів водню, здатних заміщатися на атоми металу, та кислотних залишків. За звичайних умов кислоти можуть бути твердими (фосфорна H 3 PO 4 ; кремнієва H 2 SiO 3) та рідкими (у чистому вигляді рідиною буде сірчана кислота H 2 SO 4).
Такі гази, як хлороводень HCl, бромоводень HBr, сірководень H 2 S у водних розчинах утворюють відповідні кислоти. Числом іонів водню, що утворюються кожною молекулою кислоти при дисоціації, визначається заряд кислотного залишку (аніону) та основність кислоти.
Згідно протолітичної теорії кислот та основ,запропонованої одночасно датським хіміком Бренстедом та англійським хіміком Лоурі, кислотою називають речовину, відщеплюючепри даній реакції протони,а основою- речовина, здатна приймати протони.
кислота → основа + Н +
На основі таких уявлень зрозумілі основні властивості аміаку,який завдяки наявності неподіленої електронної пари при атомі азоту ефективно приймає протон при взаємодії з кислотами, утворюючи іон амонію у вигляді донорноакцепторного зв'язку.
HNO 3 + NH 3 ⇆ NH 4 + + NO 3
кислота основа кислота основа
Більш загальне визначення кислот та основзапропонував американський хімік Г. Льюїс. Він припустив, що кислотно-основні взаємодії зовсім не обов'язково відбуваються з перенесенням для тону.У визначенні кислот та основ за Льюїсом основна роль у хімічних реакціях відводиться електронних пар.
Катіони, аніони або нейтральні молекули, здатні прийняти одну або кілька пар електронів, називають кислотами Льюїса.
Так, наприклад, фторид алюмінію AlF 3 - це кислота, оскільки він здатний приймати електронну пару при взаємодії з аміаком.
AlF 3 + :NH 3 ⇆ :
Катіони, аніони або нейтральні молекули, здатні віддавати електронні пари, називають основами Льюїса (аміак - основа).
Визначення Льюїса охоплює всі кислотно-основні процеси, що розглядалися раніше запропонованими теоріями. У таблиці зіставлені визначення кислот та основ, що використовуються в даний час.
Номенклатура кислот
Оскільки існують різні визначення кислот, їхня класифікація та номенклатура досить умовні.
За кількістю атомів водню, здатних до відщеплення у водному розчині, кислоти ділять на одноосновні(наприклад, HF, HNO 2), двоосновні(H 2 CO 3 , H 2 SO 4) та триосновні(Н 3 Р0 4).
За складом кислоти ділять на безкисневі(НСl, H 2 S) та кисневмісні(НСlO 4 , HNO 3).
Зазвичай назви кисневмісних кислотвиробляються від назви неметалу з додаванням закінчень, -ва,якщо ступінь окислення неметалу дорівнює номеру групи. У міру зниження ступеня окиснення суфікси змінюються (у порядку зменшення ступеня окиснення металу): -овата, іста, -оватиста:
Якщо розглянути полярність зв'язку водень-неметал в межах періоду, можна пов'язати полярність цього зв'язку з положенням елемента в Періодичній системі. Від атомів металів, що легко втрачають валентні електрони, атоми водню приймають ці електрони, утворюючи стійку двоелектронну оболонку типу оболонки атома гелію, і дають іонні гідриди металів.
У водневих сполуках елементів III-IV груп періодичної системи бору, алюмінію, вуглецю, кремнію утворюють ковалентні, слабополярні зв'язки з атомами водню, не схильні до дисоціації. Для елементів V-VII груп Періодичної системи в межах періоду полярність зв'язку неметалл-водень збільшується із зарядом атома, але розподіл зарядів у диполі, що виникає, інше, ніж у водневих сполуках елементів, схильних віддавати електрони. Атоми неметалів, які мають для завершення електронної оболонки необхідно кілька електронів, відтягують себе (поляризують) пару електронів зв'язку тим більше, що більше заряд ядра. Тому в рядах СН 4 - NH 3 - Н 2 O - HF або SiH 4 - PH 3 - H 2 S - НСl зв'язки з атомами водню, залишаючись ковалентними, набувають більш полярного характеру, а атом водню в диполі зв'язку елемент-водень стає більш електропозитивним. Якщо полярні молекули опиняються у полярному розчиннику, може відбуватися процес електролітичної дисоціації.
Обговоримо поведінку кисневмісних кислот у водних розчинах. У цих кислот є зв'язок Н-О-Е та, природно, на полярність зв'язку Н-О впливає зв'язок О-Е. Тому ці кислоти дисоціюють, зазвичай, легше, ніж вода.
H 2 SO 3 + H 2 O ⇆ H з O + + HSO 3
HNO 3 + H 2 O ⇆ H з O + + NO 3
На кількох прикладах розглянемо властивості кисневмісних кислот,утворених елементами, які здатні виявляти різний ступінь окислення. Відомо що хлорноваста кислотаНСlO дуже слабка,хлориста кислота НСlO 2 також слабка,але сильніше хлорнуватистої, хлорнувата кислота НСlO 3 сильна.Хлорна кислота НСlO 4 - одна з найсильнішихнеорганічних кислот.
Для дисоціації за кислотним типом (з відщепленням іона Н) необхідний розрив зв'язку О-Н. Як можна пояснити зменшення міцності цього зв'язку в ряді НСlO-НСlO2-НСlO3-НСClO4? У цьому ряду збільшується кількість атомів кисню, пов'язаних із центральним атомом хлору. Щоразу, коли утворюється новий зв'язок кисню з хлором, від атома хлору, отже, і від одинарного зв'язку О-Cl відтягується електронна щільність. В результаті електронна щільність частково уникає і зв'язку О-Н, який через це послаблюється.
Така закономірність - посилення кислотних властивостей з зростанням ступеня окиснення центрального атома - характерна як для хлору, але й інших елементів.Наприклад, азотна кислота HNO 3 , в якій ступінь окислення азоту +5, сильніша, ніж азотиста кислота HNO 2 (ступінь окислення азоту +3); сірчана кислота H 2 SO 4 (S +6) сильніша, ніж сірчиста кислота H 2 SO 3 (S +4).
Отримання кислот
1. Безкисневі кислоти можуть бути отримані при безпосередньому з'єднанні неметалів з воднем.
Н 2 + Сl 2 → 2НСl,
H 2 + S ⇆ H 2 S
2. Деякі кисневмісні кислоти можуть бути отримані взаємодією кислотних оксидів із водою.
3. Як безкисневі, так і кисневмісні кислоти можна отримати щодо реакцій обмінуміж солями та іншими кислотами.
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 зб) = H 2 S+FeSO 4
NaCl (T) + H 2 SO 4(кінець) = HCl + NaHSO 4
AgNO 3 + HCl = AgCl↓ + HNO 3
CaCO 3 + 2HBr = CaBr 2 + CO 2 + H 2 O
4. Деякі кислоти можуть бути отримані за допомогою окисно-відновних реакцій
Н 2 O 2 + SO 2 = H 2 SO 4
3Р + 5HNO 3 + 2Н 2 O = ДТ 3 РO 4 + 5NO 2
Кислий смак, дія на індикатори, електрична провідність, взаємодія з металами, основними та амфотерними оксидами, основами та солями, утворення складних ефірів зі спиртами – ці властивості є загальними для неорганічних та органічних кислот.
можна розділити на два типи реакцій:
1) загальнідля кислотреакції пов'язані з утворенням у водних розчинах іона гідроксонію Н 3 O +;
2) специфічні(т. е. характерні) реакції конкретні кислоти.
Іон водню може вступати в окислювачно-відновлювальніреакції, відновлюючись до водню, а також у реакції сполукиз негативно зарядженими або нейтральними частинками, що мають неподілені пари електронів, тобто кислотно-основні реакції.
До загальних властивостей кислот відносяться реакції кислот з металами, що стоять в ряду напруги до водню, наприклад:
Zn + 2Н + = Zn 2+ + Н 2
До кислотно-основних реакцій відносяться реакції з основними оксидами та основами, а також із середніми, основними, а іноді і кислими солями.
2 CO 3 + 4HBr = 2CuBr 2 + CO 2 + 3Н 2 O
Mg(HCO 3) 2 + 2НСl = MgCl 2 + 2СO 2 + 2Н 2 O
2KHSO 3 + H 2 SO 4 = K 2 SO 4 + 2SO 2 + 2H 2 O
Зауважимо, що багатоосновні кислоти дисоціюють ступінчасто, причому кожному наступному щаблі дисоціація проходить важче, тому при надлишку кислоти найчастіше утворюються кислі солі, а чи не середні.
Са 3 (РО 4) 2 + 4Н 3 Р0 4 = 3Са(Н 2 Р0 4) 2
Na 2 S + Н 3 РО 4 = Na 2 HPO 4 + H 2 S
NaOH + H 3 PO 4 = NaH 2 PO 4 + Н 2 O
КОН + H 2 S = KHS + Н 2 O
На перший погляд, може здатися дивним утворення кислих солей. одноосновнийфтороводородною (плавиковою) кислотою. Однак цей факт можна пояснити. На відміну від інших галогеноводородних кислот плавикова кислота в розчинах частково полімеризована (завдяки утворенню водневих зв'язків) і в ній можуть бути різні частинки (HF) X , а саме H 2 F 2 , H 3 F 3 і т. д.
Частковий випадок кислотно-основної рівноваги - реакції кислот та основ з індикаторами, які змінюють своє забарвлення залежно від кислотності розчину. Індикатори використовуються в якісному аналізі для виявлення кислот та основу розчинах.
Найпоширеніші індикатори - лакмус(у нейтральноюсередовищі Фіолетовий колір,в кислий - червоний,в лужний - синій), метилоранж(у кислийсередовищі червоний,в нейтральною - помаранчевий,в лужний - жовтий), фенолфталеїн(у сильнолужнийсередовищі малиново-червоний,в нейтральною та кислою - безбарвний).
Специфічні властивостірізних кислот можуть бути двох типів: по-перше, реакції, що призводять до утворення нерозчинних солей,і, по-друге, окисно-відновні перетворення.Якщо реакції, пов'язані з наявністю у них іона Н + , загальні для всіх кислот (якісні реакції для виявлення кислот), специфічні реакції використовуються як якісні на окремі кислоти:
Ag + + Cl - = AgCl (білий осад)
2+ + SO 4 2- = BaSO 4(білий осад)
3Ag + + PO 4 3 - = Ag 3 PO 4 (жовтий осад)
Деякі специфічні реакції кислот обумовлені їх окислювально-відновними властивостями.
Безкисневі кислоти у водному розчині можуть лише окислюватися.
2КМnO 4 + 16НСl = 5Сl 2 + 2КСl + 2МnСl 2 + 8Н 2 O
H 2 S + Вг 2 = S + 2НВг
Кисень містять кислоти можуть окислюватися тільки в тому випадку, якщо центральний атом в них знаходиться в нижчому або проміжному ступені окислення, як, наприклад, в сірчистій кислоті:
H 2 SO 3 + Сl 2 + Н 2 O = H 2 SO 4 + 2НСl
Багато кисневмісних кислот, в яких центральний атом має максимальний ступінь окислення (S +6 , N +5 , Сг +6), виявляють властивості сильних окислювачів. Концентрована H2SO4 - сильний окислювач.
Сu + 2H 2 SO 4(кінець) = CuSO 4 + SO 2 + 2Н 2 O
Pb + 4HNO 3 = Pb(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O
C + 2H 2 SO 4(конц) = CO 2 + 2SO 2 + 2H 2 O
Слід запам'ятати, що:
- Розчини кислот реагують з металами, що стоять в електрохімічному ряду напруг лівіше водню, за дотримання ряду умов, найважливішим з яких є утворення в результаті реакції розчинної солі. Взаємодія HNO 3 та Н 2 SO 4 (конц.) з металами протікає інакше.
Концентрована сірчана кислота на холоді пасивує алюміній, залізо, хром.
- У воді кислоти дисоціюють на катіони водню та аніони кислотних залишків, наприклад:
- Неорганічні та органічні кислоти взаємодіють з основними та амфотерними оксидами за умови, що утворюється розчинна сіль:
- І ті, й інші кислоти вступають у реакцію з основами. Багатоосновні кислоти можуть утворювати як середні, так і кислі солі (це реакції нейтралізації):
- Реакція між кислотами та солями йде тільки в тому випадку, якщо утворюється осад або газ:
Взаємодія H 3 PO 4 з вапняком припиниться через утворення на поверхні останнього нерозчинного осаду Ca 3 (PO 4) 2 .
Особливості властивостей азотної HNO 3 і концентрованої сірчаної H 2 SO 4 (конц.) кислот обумовлені тим, що при їх взаємодії з простими речовинами (металами та неметалами) окислювачами виступатимуть не катіони H + , а нітрат-і сульфат-іони. Логічно очікувати, що в результаті таких реакцій утворюється не водень H 2 , а виходять інші речовини: обов'язково сіль і вода, а також один із продуктів відновлення нітрат- або сульфат-іонів залежно від концентрації кислот, положення металу в ряді напружень та умов реакції (температури, ступеня подрібненості металу тощо).
Ці особливості хімічної поведінки HNO 3 та H 2 SO 4 (конц.) наочно ілюструють тезу теорії хімічної будови про взаємний вплив атомів у молекулах речовин.
Часто плутають поняття леткість та стійкість (стабільність). Летучими називають кислоти, молекули яких легко переходять у газоподібний стан, тобто випаровуються. Наприклад, соляна кислота є летючою, але стійкою, стабільною кислотою. Про летючість нестабільних кислот не можна судити. Наприклад, нелетюча, нерозчинна кремнієва кислота розкладається на воду та SiO 2 . Водні розчини соляної, азотної, сірчаної, фосфорної та інших кислот не мають забарвлення. Водний розчин хромової кислоти H 2 CrO 4 має жовте забарвлення, марганцевої кислоти HMnO 4 - малинове.
Довідковий матеріал для проходження тестування:
таблиця Менделєєва
Таблиця розчинності
Амфотерними називаються такі гідроксиди, які в залежності від умов виявляють властивості або основ або кислот.
До амфотерних гідроксидів відносяться:
Ве(ОН) 2 , Zn(ОН) 2 , А1(ОН) 3 , Сr(ОН) 3 , Sn(ОН) 2 , Рb(OH) 2
та деякі інші.
Амфотерні гідроксиди реагують:
а) з кислотами,
Наприклад:
А1(ВІН) 3 + ЗНС1 = А1С1 3 + ЗН 2 О,
Zn(ОН) 2 + Н 2 SО 4 = ZnSO 4 + 2Н 2 О;
б) з кислотними оксидами,
2А1(ВІН) 3 +3SiO 2 А1 2 (SiO 3) 3 + ДТ 2 О.
У цих реакціях амфотерні гідроксиди виявляють властивості основ. .
в) з основами,
при сплавленні твердих речовин утворюються солі.
Наприклад:
А1(ВІН) 3 + NaОН тб. 
NaА1O 2 + 2Н 2 О,
Zn(ОН) 2 + 2КОН тв. 
До 2 ZnO 2 + 2H 2 O.
У цих реакціях амфотерні гідроксиди виявляють властивості кислот.
У реакціях із водними розчинами лугів утворюються відповідні комплексні сполуки.
Наприклад:
А1(ОН) 3 + NaОН розчин = Na[А1(OH) 4 ],
тетрагідроксоалюмінат натрію
Zn(ОН) 2 + 2КОН розчин = K 2
тетрагідроксоцінкат калію
г) з основними оксидами:
2Cr(OH) 3 + K 2 O 
2KCrO 2 + 3H 2 O.
У цій реакції амфотерний гідроксид виявляє кислотні властивості. Реакція протікає під час сплавлення реагентів.
Способи отримання підстав
1. Загальним способом отримання основ є реакція обміну розчинусолі з розчином лугу. При взаємодії утворюється нова основа та нова сіль.
Наприклад:
CuSO 4 + 2КОН = Cu(OH) 2 ↓ + К 2 SО 4 ,
K 2 CO 3 +(ОН) 2 = 2КОН + СО 3 ↓.
Цим методом можуть бути отримані як нерозчинні, так і розчинні основи.
2. Луги можна отримати взаємодією лужних та лужноземельних металів з водою.
Наприклад:
2Nа +2Н 2 О = 2NаОН + Н 2 ,
Са +2Н 2 О = Са(ОН) 2 + Н 2.
3. Луги можуть бути отримані також взаємодією оксидів лужних та лужноземельних металів з водою.
Наприклад:
Nа 2 Про + Н 2 О = 2NаОН,
СаО+Н 2 О = Са(ОН) 2 .
4.У техніці луги отримуютьелектроліз розчинів солей(Наприклад, хлоридів).
Наприклад:
2NaС1 + 2Н2О 
2NаОН + Н 2 + С1 2 .
Області застосування основ
Гідроксиди натрію і калію (NаОН і КОН) використовуються для очищення нафтопродуктів, для виробництва мила, штучного шовку, паперу, застосовуються в текстильній та шкіряній промисловості та ін. декоративні покриття.
Гідроксиди калію, кальцію, барію застосовуються у нафтовій промисловості для приготування інгібованих бурових розчинів, що дозволяють розбурювати нестійкі гірські породи. Закачування в пласт розчинів лугів сприяє підвищенню нафтовіддачі продуктивних пластів.
Гідроксиди заліза (III), кальцію та натрію використовуються як реагенти для очищення газів від сірководню.
Гашене вапно Са(ОН) 2 застосовується як інгібітор корозії металів під дією морської води, а також як реагент для усунення жорсткості води та очищення мазуту, що йде на приготування мастил.
Гідроксиди алюмінію та заліза (III) використовуються як флокулянти для очищення води, а також для приготування бурових розчинів.
Амфотерність (подвійність властивостей) гідроксидів та оксидівбагатьох елементів проявляється у освіті ними двох типів солей. Наприклад, для гідроксиду та оксиду алюмінію:
а) 2Al(OH)3 + 3SO3 = Al2(SO4)3 + 3H2O
Al2О3 + 3H2SO4 = Al2(SO4)3 + 3H2O
б) 2Al(OH)3 + Na2O = 2NaAlO2 + 3H2O (у розплаві)
Al2О3 + 2NaOH(т) = 2NaAlO2 + H2O (у розплаві)
У реакціях (а) Al(OH)3 і Al2О3 виявляють властивості основних гідроксидів і оксидів, тобто вони подібно до лугів реагують з кислотами і кислотними оксидами, утворюючи сіль, в якій алюміній є катіоном Al3+.
Навпаки, у реакціях (б) Al(OH)3 та Al2О3 виконують функцію кислотних гідроксидів та оксидів, утворюючи сіль, в якій атом алюмінію AlIII входить до складу аніону (кислотного залишку) AlО2−.
Сам елемент алюміній виявляє у цих сполуках властивості металу та неметалу. Отже, алюміній – амфотерний елемент.
Подібні властивості мають елементи А-груп - Be, Ga, Ge, Sn, Pb, Sb, Bi та інші, а також більшість елементів Б-груп - Cr, Mn, Fe, Zn, Cd та інші.
Наприклад, амфотерність цинку доводять такі реакції:
а) Zn(OH)2 + N2O5 = Zn(NO3)2 + H2O
ZnO + 2HNO3 = Zn(NO3)2 + H2O
б) Zn(OH)2 + Na2O = Na2ZnO2 + H2O
ZnO + 2NaOH(т) = Na2ZnO2 + H2O
Якщо амфотерний елемент має у з'єднаннях кілька ступенів окиснення, то амфотерні властивості найяскравіше виявляються для проміжного ступеня окиснення.
Наприклад, у хрому відомі три ступені окислення: +II, +III та +VI. У випадку CrIII кислотні та основні властивості виражені приблизно в рівній мірі, тоді як у CrII спостерігається переважання основних властивостей, а у CrVI - кислотних властивостей:
CrII → CrO, Cr(OH)2 → CrSO4
CrIII → Cr2O3, Cr(OH)3 → Cr2(SO4)3 або KCrO2
CrVI → CrO3, H2CrO4 → K2CrO4
Дуже часто амфотерні гідроксиди елементів у ступені окислення +III існують також у мета-формі, наприклад:
AlO(OH) - метагідроксід алюмінію
FeO(OH) - метагідроксід заліза (орто-форма "Fe(OH)3" не існує).
Амфотерні гідроксиди практично нерозчинні у воді, найбільш зручний спосіб їх отримання - осадження з водного розчину за допомогою слабкої основи - аміаку гідрату:
Al(NO3)3 + 3(NH3 · H2O) = Al(OH)3↓ + 3NH4NO3 (20 °C)
Al(NO3)3 + 3(NH3 · H2O) = AlO(OH)↓ + 3NH4NO3 + H2O (80 °C)
У разі використання надлишку лугів в обмінній реакції подібного типу гідроксид алюмінію не осаджуватиметься, оскільки алюміній через свою амфотерність переходить в аніон:
Al(OH)3(т) + OH− = −
Приклади молекулярних рівнянь реакцій цього типу:
Al(NO3)3 + 4NaOH(надлишок) = Na + 3NaNO3
ZnSO4 + 4NaOH(надлишок) = Na2 + Na2SO4
Солі, що утворюються, належать до комплексних сполук (комплексних солей): вони включають комплексні аніони − і 2−. Назви цих солей такі:
Na - тетрагідроксоалюмінат натрію
Na2 - тетрагідроксоцінкат натрію
Продукти взаємодії оксидів алюмінію або цинку з твердим лугом називаються по-іншому:
NaAlO2 - діоксоалюмінат(III) натрію
Na2ZnO2 - діоксоцінкат(II) натрію
Підкислення розчинів комплексних солей цього типу призводить до руйнування комплексних аніонів:
− → Al(OH)3 → Al3+
Наприклад: 2Na + CO2 = 2Al(OH)3↓ + NaHCO3
Для багатьох амфотерних елементів точні формули гідроксидів є відомими, оскільки з водного розчину замість гідроксидів випадають гідратовані оксиди, наприклад MnO2 · nH2O, Sb2O5 · nH2O.
Амфотерні елементи у вільному вигляді взаємодіють як з типовими кислотами, так і з лугами:
2Al + 3H2SO4(розб.) = Al2(SO4)3 + H2
2Al + 6H2O + 4NaOH(конц.) = 2Na + 3H2
В обох реакціях утворюються солі, причому аналізований елемент в одному випадку входить до складу катіону, а в другому - до складу аніону.
Галогеніди алюмініюу звичайних умовах - безбарвні кристалічні
речовини. У ряді галогенідів алюмінію AlF3 сильно відрізняється за властивостями
від аналогів. Він тугоплавок, мало розчиняється у воді, хімічно
неактивний. Основний спосіб отримання AlF3 заснований на дії безводного HF
на Al2O3 або Al:
Al2O3 + 6HF = 2AlF3 + 3H2O
З'єднання алюмінію з хлором, бромом і йодом легкоплавки
реакційноздатні і добре розчиняються не тільки у воді, а й у багатьох
органічні розчинники. Взаємодія галогенідів алюмінію з водою
супроводжується значним виділенням тепла. У водному розчині всі вони
сильно гідролізовані, але на відміну від типових кислотних галогенідів
їх гідроліз неповний і оборотний. Будучи помітно леткими вже
за звичайних умов, AlCl3, AlBr3 та AlI3 димлять у вологому повітрі
(Внаслідок гідролізу). Вони можуть бути отримані прямою взаємодією
найпростіших речовин.
Комплексні галогеніди(Галогенометалати) містять комплексні аніони, в яких брало атоми галогенів є лігандами, напр. гексахлороплатинат(IV) каліюK2, гептафторотанталат(V) натрію Na, гексафтороарсенат(V) літію Li. наиб. терміч. стійкістю мають фторо-, оксофторо- та хлорометалати. За характером зв'язків до комплексних галогенідів близькі іонні сполуки. з катіонами NF4+, N2F3+, C1F2+, XeF+ та ін.
Для багатьох галогенідів характерні асоціація та полімеризація в рідкій та газовій фазах з утворенням місткових зв'язків. наиб. схильні до цього галогенідиметалів I та II груп, А1С13, пентафториди Sb та перехідних металів, оксофториди складу MOF4. Відомі галогеніди зі зв'язком метал – метал, напр. Hg2Cl2.
Фториди значно відрізняються за св-вам від ін. галогенідів. Однак у простих галогеніда ці відмінності виражені менш різко, ніж у самих галогенах, а в комплексних галогеніда-слабше, ніж у простих.
Багато ковалентні галогеніди (особливо фториди)-сильні к-ти Льюїса, напр. AsF5, SbF5, BF3, A1C13. Фториди входять до складу надкислот. Вищі галогеніди відновлюються металами та Н2, напр.:
Галогеніди металів V-VIII груп, крім Сr та Мn, відновлюються Н2 до металів, напр.: WF6 + 3Н2 -> W + 6HF
Багато ковалентних та іонних галогенідів металів взаємодіють між собою з утворенням комплексних галогенідів, напр.: КС1 + ТаС15 -> К[ТаС16]
Більш легкі галогени можуть витісняти більш важкі галогеніди. Кисень може окислювати галогеніди з виділенням С12, Вr2 та I2. Одна з характерних р-цій ковалентних галогенідів-взаємод. з водою (гідроліз) або її парами при нагр. (пірогідроліз), що призводить до утворення оксидів, окси- або
оксогалогенідів, гідроксидів та галогеноводородів. Виняток становлять CF4, CC14 і SF6, стійкі до пар води при високих т-рах.
Галогеніди одержують безпосередньо з елементів, взаємодій. галогеноводородів чи галогеноводородних к-т з елементами, оксидами, гідроксидами чи солями, і навіть обмінними р-циями.
Галогеніди широко використовують у техніці як вихідні в-ва для отримання галогенів, лужних і щел.-зем. металів, як компоненти скла та ін. неорг. матеріалів; вони проміж. продуктами у виробництві рідкісних і деяких кольорових металів, U, Si, Ge та ін.
У природі галогеніди утворюють окремі класи мінералів, в яких брало представлені фториди (напр., мінерали флюорит, кріоліт) і хлориди (сильвін, карналіт). Бром і йод входять до складу деяких мінералів у вигляді ізоморфних домішок. Значні кількості галогенідів містяться у воді морів і океанів, в соляних і підземних розсолах. деякі галогеніди, напр. NaCl, К.С1, СаС12 входять до складу живих організмів.
Кріоліт(від др.-грец. κρύος – мороз + λίθος – камінь) – рідкісний мінерал із класу природних фторидів, гексафтороалюмінат натрію Na3. Кристалізується у моноклінній сингонії; кубоподібні кристали та двійникові пластини зустрічаються рідко. Зазвичай утворює безбарвні, білі або сірі кристалічні скупчення зі скляним блиском, часто містять кварц, сидерит, пірит, галеніт, халькопірит, колумбіт, каситерит. Можливе фарбування домішками органічних речовин.
В даний час розроблено методи отримання штучного кріоліту Штучно виходить шляхом взаємодії фториду алюмінію з натрію фторидом, а також дією плавикової кислоти на гідроксид алюмінію в присутності соди. Використовується в процесі електролітичного одержання алюмінію, у виробництві плавикової кислоти, скла та емалей.
Квасці.Галька - групова назва подвійних солей складу МЕ(SO4)2 . 12H2O, де М - калій K, рубідій Rb, цезій Cs, амоній NH4, а Е - алюміній Al, хром Cr, залізо Fe та інші елементи ступеня окислення (+III), що дають при дисоціації солей тризарядні катіони.
Гальця добре розчиняються у воді, їх водні розчини мають в'яжучий кислуватий смак і кислу реакцію через гідроліз, наприклад:
3+ + H2O<<здесь знак обратимости >> 2+ + H3O+
При нагріванні галун спочатку плавляться в воді, що міститься в них, а потім цю воду втрачають, утворюючи безводні солі. Подальше нагрівання перетворює галун на суміш оксидів металів. Алюмо-калієві галун можуть бути отримані при видозміні процесу виробництва очищеного сульфату алюмінію. Спочатку виробляють варіння каоліну із сірчаною кислотою. Після закінчення нейтралізації сірчаної кислоти реактор додають сульфат натрію з розрахунку отримання натрієвих галунів. Останні, внаслідок своєї великої розчинності, перебувають у розчині. Після розведення розчину до густини 1,33 г/см3 його відокремлюють від осаду кремнезему, охолоджують і змішують з насиченим розчином калію хлориду. При цьому в осад виділяються алюмо-калієві галун, погано розчинні при невисокій температурі. У маточному розчині після відділення кристалів алюмо-калієвих галунів залишаються розчинні домішки - сполуки заліза та хлорид натрію 89.
У процесі гідролізугідратовані іони алюмінію втрачають протони, утворюючи послідовні гідро-оксо-комплекси. Коли останній нейтральний комплекс втрачає воду, утворюється нерозчинний гідроксид А1(ОН)3.
Комплексні іони[А1(Н20)5ОН]2+ та [А1(Н20)4(ОН)2]+ залишаються в розчині, тоді як гідроксид А1(ОН)3 осаджується відразу після свого утворення. Осадження відбувається при значеннях рН > 3. Повністю до утворення гідроксиду алюмінію гідроліз протікає за умови нейтралізації протонів, що утворюються, наприклад лугом.
Глибокий гідролізсолі сірчанокислого алюмінію широко застосовують для очищення питних та стічних вод. Виділяється при гідролізі гідроксоній вступає в реакцію з бікарбонатами Н30+ + НС03 = С02 + 2Н20, що зазвичай містяться у воді. У цьому випадку кінцевими продуктами гідролізу є колоїдний гідроксид алюмінію та вуглекислота.
При коагуляції золю гідроксиду алюмінію виходить об'ємистий драглистий осад, який захоплює зважені частки і бактерії і захоплює їх на дно відстійника. Витрата сірчанокислого алюмінію, необхідний для очищення води, залежить від складу та кількості забруднень, що знаходяться у воді. Дози сірчанокислого алюмінію для очищення природних вод і для очищення стічних вод коливаються в межах 3 - 15 мг/л по А1203, а для фізико-хімічного очищення міських стічних вод досягають 30-50 мг/л по А1203. Витрата сірчанокислого алюмінію повинен забезпечити утворення досить великої маси пластівців, що необхідно для вилучення з води забруднень, що знаходяться в ній. Значення рН розчину має бути знижено до 6,5-7,6, що відповідає мінімальній розчинності у воді гідроксиду алюмінію. При більшому чи меншому значенні рН частина алюмінію залишається у воді у розчиненому стані. У водах з малою лужністю, коли вміст бікарбонатів недостатньо для нейтралізації кислоти, що виділяється, процес гідролізу через сильне зниження рН не доходить до кінця. Для підвищення лужності, завершення процесу гідролізу та зменшення вмісту у воді розчиненого алюмінію у воду одночасно з коагулян1 том вводять вапно і соду.
Якщо не проводити нейтралізацію протонів, що накопичуються при гідролізі, то процес гідролізу сповільнюється, що призводить до настання гідролітичної рівноваги, яке може бути охарактеризовано ступенем і константою гідролізу. Гідроліз розчинів сірчанокислого алюмінію, який є реакцією заміщення сульфатних іонів А12(804)3 іонами ВІН", що утворюються за рахунок дисоціації води, може бути представлений у загальному вигляді рівнянням
2А13+ + (3 - -|-) ЕОГ + аОН" + пекло^АЦОНЦБОЖ --^ЕОГ + пекло,
де а - ступінь та основність заміщення.
Це рівняння показує, що вирішальний вплив на зсув праворуч надає концентрація іонів ВІН-в розчині, тобто ступінь дисоціації води. Як відомо, для солей зі слабкою основою і сильною кислотою ступінь гідролізу до пов'язана з константою гідролізу А-, концентрацією солі (с, моль"л), іонним добутком води кю і константою дисоціації основи до наступним співвідношенням:
/г = УкЦс = УкіЛ'с.
Якщо А-мало змінюється з температурою, то кш збільшується значно, що і викликає суттєве зростання ступеня гідролізу з підвищенням температури.
Н. І. Єрьомін на підставі отриманих експериментальних даних вивів рівняння залежності ступеня гідролізу розчину від температури та концентрації
для сірчанокислого алюмінію:
1е к = - 2,23 + 0,05с + 0,0036т7 + 18 УЦс, для амонієвих галунів:
18 Л = -1,19 +0,29с + 0,0016Г + 18угщ для калієвих галунів:
\ ек = - 1,17 + 0,29 с + 0,00167 + 18 УПс,
для натрієвих галунів:
18к = - 1,18 + 0,29с + 0,0016т7 + УПс.
Як видно з цих рівнянь, вплив концентрації на ступінь гідролізу для галунів більш значний, ніж сірчанокислого алюмінію.
Бір. Одержання бору. Хімічні властивості. Діагональна схожість бору з кремнієм. Гіриди бору. Діборан. Особливості хімічного зв'язку у молекулі диборана. Галогеніди бору. Кисневі сполуки бору. Оксид бору та борні кислоти. Бура. Одержання борної кислоти. Боросилікатне скло. Борноетиловий ефір.
Бор- елемент тринадцятої групи (за застарілою класифікацією - головною підгрупою третьої групи), другого періоду періодичної системи хімічних елементів з атомним номером 5. Позначається символом B (лат. Borum). У вільному стані бор - безбарвна, сіра або червона кристалічна або темна аморфна речовина. Відомо більше 10 алотропних модифікацій бору, освіта та взаємні переходи яких визначаються температурою, при якій бор було отримано.
Отримання.Найбільш чистий бір одержують піролізом бороводнів. Такий бір використовується для напівпровідникових матеріалів і тонких хімічних синтезів.
Метод металотермії (частіше відновлення магнієм або натрієм):
Термічне розкладання парів броміду бору на розпеченому (1000-1200 °C) вольфрамовому дроті у присутності водню (метод Ван-Аркеля):
Фізичні властивості. Надзвичайно тверда речовина (поступається тільки алмазу, нітриду бору (боразону), карбіду бору, сплаву бор-вуглець-кремній, карбіду скандію-титану). Має крихкість і напівпровідникові властивості (широкозонний.
напівпровідник). У бору найвища межа міцності на розрив 5,7 ГПа
У природі бор знаходиться у вигляді двох ізотопів 10В (20%) та 11В (80%) [.
10В має дуже високий переріз поглинання теплових нейтронів, тому 10В у складі борної кислоти застосовується в атомних реакторах регулювання реактивності.
Хімічні властивості. Іони бору фарбують полум'я у зелений колір.
За багатьма фізичними та хімічними властивостями неметалл бор нагадує кремній.
Хімічно бор досить інертний і при кімнатній температурі взаємодіє тільки з фтором:
При нагріванні бор реагує з іншими галогенами з утворенням тригалогенідів, азотом утворює нітрид бору BN, з фосфором - фосфід BP, з вуглецем - карбіди різного складу (B4C, B12C3, B13C2). При нагріванні в атмосфері кисню або на повітрі бор згоряє з великим виділенням теплоти, утворюється оксид B2O3:
З воднем бор безпосередньо не взаємодіє, хоча відомо досить велике число бороводнів (боранів) різного складу, одержуваних при обробці боридів лужних або лужноземельних металів кислотою:
При сильному нагріванні бор виявляє відновлювальні властивості. Він здатний, наприклад, відновити кремній або фосфор з їх оксидів:
Ця властивість бору можна пояснити дуже високою міцністю хімічних зв'язків в оксиді бору B2O3.
За відсутності окислювачів бор стійкий до дії розчинів лугів. У гарячій азотній, сірчаній кислотах та в царській горілці бор розчиняється з утворенням борної кислоти
Оксид бору – типовий кислотний оксид. Він реагує з водою з утворенням борної кислоти:
При взаємодії борної кислоти з лугами виникають солі не самої борної кислоти - борати (які містять аніон BO33−), а тетраборати, наприклад:
Бор- напівпровідник, діагональна схожість із кремнієм:
1) Обидва тугоплавкі, тверді напівпровідники. В – сіро-чорний, Si-сірий.
I1(B)=8.298 еВ; I1 (Si) = 8.151 еВ. Обидва не схильні до утворення катіонів.
2) Обидва хімічно інертні (хоча бор таки розчиняється в гарячих кислотах-окислювачах. Обидва розчиняються в лугах.
2B + KOH + 2H2O ® 2KBO2 + 3H2
Si + 2KOH + H2O®K2SiO3+ 2H2
3) При високих температурах реагують з металами, утворюючи бориди та силіциди - Ca3B2; Mg2Si - тугоплавкі, електропровідні сполуки.
Кисневі сполуки бору.В2О3 - кислотний оксид (SiO2 теж) - обидва полімерні, склоподібні, тільки В2О3 утворює плоскі сітки, а SiO2 - тривимірні структури. Відмінність між ними полягає в тому, що оксид бору легко гідратується, а пісок (SiO2), як відомо, немає.
H3BO3 - ортоборна кислота.
H3BO3«HBO2+H2Oметаборна кислота (100оС)
4HBO2«H2B4O7+H2Oтетраборна кислота (140оС) - слабка, обидві Кд
H2B4O7«2B2O3+H2O практично однакові - немає кислих солей
Ортоборна кислота слабка, іноді її дисоціацію пишуть
B(OH)3 + H2O B(OH)4 + H+
Утворює складні ефіри зі спиртами: H3BO3+3CH3OH®B(OCH3)3+3H2O
Властивості.Бор відомий в аморфній (коричневій) та кристалічній (чорній) формах, т.пл. 2300 ° С, т.кип. 3700 ° С, р = 2,34 г/см3. Кристалічна решітка бору дуже міцна, це проявляється у його високій твердості, низькій ентропії, та високій температурі плавлення. Бор-напівпровідник. Неметалічність бору відповідає його положенню в періодичній системі - між бериллієм і вуглецем і по діагоналі - поруч із кремнієм. Тому у бору проявляється схожість не лише з алюмінієм, а й із кремнієм. З його положення випливає також, що сполуки бору з азотом мають бути за електронною будовою та властивостями схожі на вуглець.
2ВН3(г) - В2Н6(г);
дельта G = - 126 кДж
3NaBH4+4BF3 ->2В2Н6 + 3NaBF4
6H2(г) + 2ВС13(г) ->В2Н6(г) + 6НСl(г)
ДіборанВ2Н6 – енергійний відновник, на повітрі він самозаймається
В2Н6+3О2 =>В2О3+ЗН2О
З водою взаємодіє із виділенням водню;
В2Н6+6Н2О =>. 2Н3ВО3+6Н2
У середу ефіру В2Н6 реагує з гідридом літію, утворюючи борогідрид
B2H6+2LiH => 2LiBH4
Частіше, ніж Li, використовують Na, одержуваний по реакції-
4NaH + B(OCH3)3 => Na + 3NаОСН3
В2О3 + ЗС => 2В + ЗСО
2B2O3+P4O10 => 4BPO4
Н3ВО3+Н2O => [В(ОН)4] + H
При нейтралізації Н3ВО3 не утворюються ортоборати , що містять іон (ВО3)3-, а виходять тетраборати, метаборати або солі інших поліборних кислот:
4Н3ВО3+2NаОН => Na2BO4 + 7Н2О Н3ВО3 +NaOH=>NaBO2 + 2Н2О
Оксид бору B2O3 - ангідрид борної кислоти, безбарвна, досить тугоплавка склоподібна або кристалічна речовина гіркого смаку, діелектрик.
Склоподібний оксид бору має шарувату структуру (відстань між шарами 0.185 нм), у шарах атоми бору розташовані всередині рівносторонніх трикутників ВО3 (d В-О=0.145 нм). Ця модифікація плавиться в інтервалі температур 325-450 ° C і має високу твердість. Вона виходить при нагріванні бору на повітрі 700 ° C або зневоднення ортоборної кислоти. Кристалічний В2О3, який одержують обережним відщепленням води від метаборної кислоти НВО2, існує у двох модифікаціях - з гексагональними кристалічними гратами, при 400 °C і 2200 МПа переходить в моноклинну.
У промисловості з природних боратів сплавленням з содою отримують буру . При обробці природних мінералів бору сірчаною кислотою утворюється Борна кислота . З борної кислоти H3BO3 прожарюванням отримують оксид B2O3, а потім його або буру відновлюють активними металами (магнієм або натрієм) до вільного бору:
B2O3 + 3Mg = 3MgO + 2B,
2Na2B4O7 + 3Na = B + 7NaBO2.
При цьому у вигляді сірого порошку утворюється аморфний бор. Кристалічний бір високої чистоти можна отримати перекристалізацією, але в промисловості його частіше одержують електролізом розплавлених фтороборатів або термічним розкладанням пари броміду бору BBr3 на розпеченому до 1000-1500 °C танталовому дроті в присутності водню:
2BBr3 + 3H2 = 2B + 6HBr
Можливе також використання крекінгу бороводнів:
В4H10 = 4B + 5H2.
Борна кислота(ортоборна кислота) – слабка кислота, що має хімічну формулу H3BO3. Безбарвна кристалічна речовина у вигляді лусочок без запаху, має шаруваті триклінні ґрати, в яких молекули кислоти з'єднані водневими зв'язками в плоскі шари, шари з'єднані між собою міжмолекулярними зв'язками (d= 0,318 нм).
Метаборна кислота(HBO2) також є безбарвними кристалами. Вона існує в трьох модифікаціях - найбільш стійкою γ-НВО2 з кубічною решіткою, β-НВО2 з моноклинною решіткою та α-НВО2 з ромбічними ґратами.
При нагріванні ортоборна кислота втрачає воду і спочатку переходить у метаборну кислоту, потім у тетраборну H2B4O7. При подальшому нагріванні зневоднюється до борного ангідриду.
Борна кислота виявляє дуже слабкі кислотні властивості. Вона порівняно мало розчинна у воді. Її кислотні властивості обумовлені не відщепленням протону Н+, а приєднанням гідроксильного аніону:
Ka = 5.8 · 10-10 моль/л; pKa = 9.24.
Вона легко витісняється із розчинів своїх солей більшістю інших кислот. Солі її, звані боратами, виробляються зазвичай від різних поліборних кислот, найчастіше - тетраборної Н2В4О7, яка є значно сильнішою кислотою, ніж ортоборна. Дуже слабкі ознаки амфотерності B(OH)3 виявляє, утворюючи малостійкий гідросульфат бору(HSO4)3.
При нейтралізації ортоборної кислоти лугами у водних розчинах не утворюються ортоборати, що містять іон (ВО3)3-, оскільки ортоборати гідролізуються практично повністю, внаслідок занадто малої константи освіти [В(ОН)4]-. У розчині утворюються тетраборати, метаборати або солі інших поліборних кислот:
Надлишком лугу вони можуть бути переведені в метаборати:
Мета- та тетраборати гідролізуються, але меншою мірою (реакції, зворотні наведеним).
У підкислених водних розчинах боратів встановлюються такі рівноваги:
Найбільш поширеною сіллю борної кислоти є декагідрат тетраборату натрію Na2B4O7 10H2O (технічна назва - бура).
При нагріванні борна кислота розчиняє оксиди металів утворюючи солі.
Зі спиртами в присутності концентрованої сірчаної кислоти утворює ефіри:
Утворення борнометилового ефіру В(ОСН3)3є якісною реакцією на Н3ВО3 та солі борних кислот, при підпалюванні борнометиловий ефір горить гарним яскраво-зеленим полум'ям.
Боросилікатне скло- скло звичайного складу, в якому замінюють лужні компоненти у вихідній сировині на окис бору (B2O3). Цим досягається підвищена хімічна стійкість і малий коефіцієнт температурного розширення - до 3,3 10-6 при 20 ° C у кращих зразків. У боросилікатного скла він дуже малий, менше лише у кварцового скла (майже в 10 разів). Це дозволяє склу не тріскатись при різких змінах температури. Цим зумовлено його застосування як протипожежний та в інших випадках, коли необхідна термічна стійкість.
ВикористанняУ побуті для виготовлення посуду для відкритого вогню, заварювальних чайників. Застосовується як матеріал для лабораторного посуду, а також для хімічної промисловості та інших галузей, наприклад, як матеріал теплообмінника для теплових електростанцій. Також застосовується виготовлення дешевих гітарних слайдів. Також боросилікатне скло може застосовуватися для виготовлення піпеток для ІКСІ, біопсії бластомера, яка проводиться для передімплантаційної генетичної діагностики з використанням як генетичного матеріалу біопсійних клітин. Існує 3 варіанти піпеток із внутрішнім діаметром від 4 µм до 7,5 µм. Довжина піпетки становить від 60 до 75 мм та має кут скосу 30°. Піпетки призначені для одноразового використання.
Загальна характеристика елементів підгрупи IVA. Будова атомів. Ступені окиснення. Поширеність та форми знаходження в природі. Алотропні модифікації вуглецю. Фізичні та хімічні властивості. Різновиди чорного графіту: кокс, деревне вугілля, сажа.
Загальна характеристика елементів IVA групиДо елементів головної підгрупи IV групи відносяться C, Si, Ge, Sn, Pв. Електронна формула зовнішнього валентного рівня nS2np2, тобто мають 4 валентні електрони і це р - елементи, тому знаходяться в головній підгрупі IV групи. ││││ │↓│ np nS В основному стані атома два електрони спарені, а два – неспарені. Передня електронна оболонка вуглецю має 2 електрони, кремнію – 8, а Ge, Sn, Pв – по 18 електронів. Тому Ge, Sn, Pв об'єднані в підгрупу германію (це повні електронні аналоги). У цій підгрупі р – елементів, як та інших підгрупах р–элементов, властивості атомів елементів змінюються періодично.
Таким чином, зверху вниз у підгрупі радіус атома збільшується, тому енергія іонізації зменшується, тому здатність віддавати електрони збільшується, а тенденція до доповнення зовнішньої електронної оболонки до октету різко зменшується, тому від С до Рв збільшуються відновлювальні властивості та металеві властивості, а неметалеві властивості зменшуються . Вуглець і кремній - типові неметали, у Ge вже з'являються металеві властивості і на вигляд він схожий на метал, хоча і є напівпровідником. У олова вже металеві властивості переважають, а свинець – типовий метал. Маючи 4 валентні електрони, атоми у своїх сполуках можуть виявляти ступеня окислення від мінімальної (-4) до максимальної (+4), причому для них характерні парні С.О.: -4, 0, +2, +4; С.О. = -4 характерна С і Si з металами. Характер зв'язку з іншими елементами. Вуглець утворює лише ковалентні зв'язки, кремній теж переважно утворює ковалентні зв'язки. Для олова та свинцю, особливо у С.О. = +2, характерніший іонний характер зв'язку (наприклад, Рв(NO3)2). Ковалентність визначається валентною структурою атома. У атома вуглецю 4 валентні орбіталі і максимальна ковалентність дорівнює 4. В інших елементів ковалентність може бути більшою за чотири, оскільки є валентний d-підрівень (наприклад, H2). Гібридизація. Тип гібридизації визначається типом та числом валентних орбіталей. У вуглецю є лише S- і р-валентні орбіталі, тому може бути Sp (карбін, CO2, CS2), Sp2 (графіт, бензол, COCl2), Sp3-гібридизація (CH4, алмаз, CCl4). Для кремнію найхарактерніша Sp3 – гібридизація (SiO2, SiCl4), але має валентний d-підрівень, тому є також Sp3d2-гібридизація, наприклад, H2. IV група ПСЕ – це середина таблиці Д.І.Менделєєва. Тут яскраво простежується різка зміна властивостей від неметалів до металів. Окремо розглянемо вуглець, потім кремній, потім елементи підгрупи германію.
атом(від грецького atomos – неподільний) – одноядерна, неподільна частка хімічного елемента, носій властивості речовини. Речовини складаються з атомів. Сам атом складається з позитивно зарядженого ядра і негативно зарядженої електронної хмари. Загалом атом електронейтральний. Розмір атома повністю визначається розміром його електронної хмари, оскільки розмір ядра мізерно малий у порівнянні з розміром електронної хмари. Ядро складається з Z позитивно заряджених протонів (заряд протона відповідає +1 в умовних одиницях) та N нейтронів, які не несуть на собі заряду (протони та нейтрони називають нуклонами). Таким чином, заряд ядра визначаться лише кількістю протонів і дорівнює порядковому номеру елемента таблиці Менделєєва. Позитивний заряд ядра компенсується негативно зарядженими електронами (заряд електрона -1 в умовних одиницях), які формують електронну хмару. Кількість електронів дорівнює кількості протонів. Маси протонів і нейтронів рівні (відповідно 1 та 1 а.е.м.). Маса атома визначаться масою його ядра, оскільки маса електрона приблизно 1850 разів менше маси протона і нейтрона й у розрахунках рідко враховується. Кількість нейтронів можна дізнатися з різниці між масою атома і кількістю протонів (N=A-Z). Вигляд атомів будь-якого хімічного елемента з ядром, що складається з певного числа протонів (Z) і нейтронів (N) називається нуклідом.
Оскільки в ядрі атома зосереджена практично вся маса, але його розміри мізерно малі в порівнянні із загальним обсягом атома, то ядро умовно приймається матеріальною точкою в центрі атома, а сам атом розглядається як система електронів. При хімічній реакції ядро атома не торкається (крім ядерних реакцій), як і внутрішні електронні рівні, а беруть участь лише електрони зовнішньої електронної оболонки. З цієї причини необхідно знати властивості електрона та правила формування електронних оболонок атомів.
Ступінь окислення(окислювальне число, формальний заряд) - допоміжна умовна величина для запису процесів окислення, відновлення та окисно-відновних реакцій. Вона вказує на стан окислення окремого атома молекули і є лише зручним методом обліку перенесення електронів: вона не є справжнім зарядом атома в молекулі (див. #Умовність).
Уявлення про ступінь окислення елементів покладено в основу та використовуються при класифікації хімічних речовин, опис їх властивостей, складанні формул сполук та їх міжнародних назв (номенклатури). Але особливо широко воно застосовується щодо окислювально-відновних реакцій.
Поняття ступінь окислення часто використовують у неорганічній хімії замість поняття валентності.
Ступінь окислення атома дорівнює чисельній величині електричного заряду, що приписується атому в припущенні, що електронні пари, що здійснюють зв'язок, повністю зміщені в бік більш негативних атомів (тобто виходячи з припущення, що з'єднання складається тільки з іонів).
Ступінь окислення відповідає числу електронів, яке слід приєднати до позитивного іону, щоб відновити його до нейтрального атома, або відібрати від негативного іона, щоб окислити його до нейтрального атома:
Al3+ + 3e− → Al
S2− → S + 2e− (S2− − 2e− → S)
Вуглець- речовина з найбільшим [джерело не вказано 1528 днів] великим числом алотропічних модифікацій (більше 8 вже виявлено).
Алотропні модифікації вуглецюза своїми властивостями найбільш радикально відрізняються один від одного, від м'якого до твердого, непрозорого до прозорого, абразивного до мастила, недорогого до дорогого. Ці алотропи включають аморфні алотропи вуглецю (вугілля, сажа), нанопена, кристалічні алотропи - нанотрубка, алмаз, фулерени, графіт, лонсдейліт та церафіт.
Класифікація алотропів вуглецю за характером хімічного зв'язку між атомами:
Алмаз (куб)
Лонсдейліт (гексагональний алмаз)
Фулерени (C20+)
Нанотрубки
Нановолокна
Астралени
Скловуглець
Колосальні нанотрубки
Змішані sp3/sp2 форми:
Аморфний вуглець
Вуглецеві нанопочки
Вуглецева нанопіна
Інші форми: C1 - C2 - C3 - C8
Вуглерод(хімічний символ - C, лат. Carboneum) - хімічний елемент чотирнадцятої групи (за застарілою класифікацією - головною підгрупою четвертою)
групи), 2-го періоду періодичної системи хімічних елементів. порядковий номер 6, атомна маса – 12,0107.
Фізичні властивості.
Вуглець існує в багатьох алотропних модифікацій з дуже різноманітними фізичними властивостями. Різноманітність модифікацій обумовлено здатністю вуглецю утворювати хімічні зв'язки різного типу.
