Studimi i vetive të hidroksideve amfoterike. Vetitë kimike të përbërjeve amfoterike

Nga greqishtja, fjala "amphoteros" përkthehet si "të dyja". Amfotericiteti është dyfishimi i vetive acido-bazike të një substance. Hidroksidet amfoterike janë ato që, në varësi të kushteve, mund të shfaqin veti acidike dhe bazike.

Një shembull i një hidroksidi amfoterik është hidroksidi i zinkut. Formula e këtij hidroksidi në formën e tij kryesore është Zn(OH)2. Por ju mund të shkruani formulën e hidroksidit të zinkut në formë acidi, duke vënë atomet e hidrogjenit në radhë të parë, si në formulat e acideve inorganike: H2ZnO2 (Fig. 1). Atëherë ZnO22- do të jetë një mbetje acidike me ngarkesë 2-.

Oriz. 1. Formulat e hidroksidit të zinkut

Një tipar i hidroksidit amfoterik është se ai ndryshon pak në forcën e lidhjeve O-H dhe Zn-O. Prandaj dualiteti i vetive. Në reaksionet me acide që janë gati të dhurojnë katione hidrogjeni, është e dobishme që hidroksidi i zinkut të thyejë lidhjen Zn-O, duke dhuruar një grup OH dhe duke vepruar si bazë. Si rezultat i reaksioneve të tilla, formohen kripëra në të cilat zinku është një kation, prandaj ato quhen kripëra kationike:

Zn(OH)2 + 2HCl = ZnCl2 + 2H2O (bazë)

Në reaksionet me alkalet, hidroksidi i zinkut vepron si një acid, duke dhënë hidrogjen. Në këtë rast, formohen kripëra të tipit anionik (zinku është pjesë e mbetjes acidike - anion zinkat). Për shembull, kur hidroksidi i zinkut shkrihet me hidroksid të ngurtë të natriumit, formohet Na2ZnO2, një kripë mesatare anionike e zinkatit të natriumit:

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

Kur ndërveprojnë me tretësirat alkaline, hidroksidet amfoterike formojnë kripëra komplekse të tretshme. Për shembull, kur hidroksidi i zinkut reagon me një zgjidhje të hidroksidit të natriumit, formohet tetrahidroksozinkat natriumi:

Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2

2- është një anion kompleks, i cili zakonisht mbyllet në kllapa katrore.

Kështu, amfoteriteti i hidroksidit të zinkut është për shkak të mundësisë së ekzistencës së joneve të zinkut në një tretësirë ​​ujore si pjesë e kationeve dhe anioneve. Përbërja e këtyre joneve varet nga aciditeti i mediumit. Anionet ZnO22- janë të qëndrueshme në një mjedis alkalik, dhe kationet Zn2+ janë të qëndrueshme në një mjedis acid.

Hidroksidet amfoterike janë substanca të patretshme në ujë dhe kur nxehen ato dekompozohen në oksid metali dhe ujë:

Zn(OH)2 = ZnO + H2O

2Fe(OH)3 = Fe2O3 + 3H2O

2Al(OH)3 = Al2O3 + 3H2O

Shkalla e oksidimit të metalit në hidroksid dhe oksid duhet të jetë e njëjtë.

Hidroksidet amfoterike janë komponime të patretshme në ujë, kështu që ato mund të përftohen nga një reaksion shkëmbimi midis një tretësire të një kripe të metalit kalimtar dhe një alkali. Për shembull, hidroksidi i aluminit formohet nga reaksioni i zgjidhjeve të klorurit të aluminit dhe hidroksidit të natriumit:

AlCl3 + 3NaOH = Al(OH)3↓ + 3NaCl

Kur këto tretësira kullohen, formohet një precipitat i bardhë në formë pelte të hidroksidit të aluminit (Fig. 2).

Por në të njëjtën kohë, një tepricë e alkalit nuk mund të lejohet, sepse hidroksidet amfoterike treten në alkalet. Prandaj, në vend të alkalit, është më mirë të përdorni një zgjidhje ujore të amoniakut. Është një bazë e dobët në të cilën hidroksidi i aluminit nuk tretet. Kur kloruri i aluminit reagon me një zgjidhje ujore të amoniakut, formohen hidroksidi i aluminit dhe kloruri i amonit:

AlCl3+ 3NH3. H2O = Al(OH)3↓ + 3NH4Cl

Oriz. 2. Formimi i precipitatit të hidroksidit të aluminit

Hidroksidet amfoterike formohen nga elementet kimike në tranzicion dhe shfaqin veti të dyfishta, d.m.th., ato janë edhe acid edhe bazë. Le të marrim dhe konfirmojmë natyrën amfoterike të hidroksidit të aluminit.

Le të marrim një precipitat të hidroksidit të aluminit në një epruvetë. Për ta bërë këtë, shtoni një sasi të vogël tretësirë ​​alkali (hidroksid natriumi) në tretësirën e sulfatit të aluminit derisa të shfaqet një precipitat (Fig. 1). Ju lutemi vini re: në këtë fazë alkali nuk duhet të jetë i tepërt. Precipitati i bardhë që rezulton është hidroksid alumini:

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

Për eksperimentin tjetër, ndani precipitatin që rezulton në dy pjesë. Për të vërtetuar se hidroksidi i aluminit shfaq vetitë e një acidi, është e nevojshme të reagohet me një alkali. Në të kundërt, për të vërtetuar vetitë themelore të hidroksidit të aluminit, le ta përziejmë atë me acid. Në një provëz me një precipitat të hidroksidit të aluminit, shtoni një zgjidhje të alkalit - hidroksidit të natriumit (këtë herë merrni alkalin e tepërt). Precipitati tretet. Si rezultat i reagimit, formohet një kripë komplekse - hidroksialuminat natriumi:

Al(OH)3 + NaOH = Na

Hidhni një tretësirë ​​të acidit klorhidrik në epruvetën e dytë me sedimentin. Edhe precipitati tretet. Kjo do të thotë që hidroksidi i aluminit reagon jo vetëm me alkalin, por edhe me acidin, pra shfaq veti amfoterike. Në këtë rast, ndodh një reaksion shkëmbimi, klorur alumini dhe uji formohen:

Eksperimenti nr. 3. Ndërveprimi i një tretësire të tetrahidroksoaluminatit të natriumit me acid klorhidrik dhe dioksid karboni

Tretësirës së hidroksaluminatit të natriumit do t'i shtojmë pikë-pikë një tretësirë ​​të holluar të acidit klorhidrik. Ne vëzhgojmë reshjet e hidroksidit të aluminit dhe shpërbërjen e tij pasuese:

Na + HCl = Al(OH)3¯ + NaCl + H2O

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

Tetrahidroksialuminati i natriumit është i paqëndrueshëm dhe shkatërrohet në një mjedis acid. Le të shohim nëse acidi karbonik i dobët e shkatërron kompleksin.

Ne do të kalojmë dioksidin e karbonit përmes një tretësire të tetrahidroksialuminatit të natriumit. Dioksidi i karbonit, nga ana tjetër, merret nga reaksioni midis mermerit dhe acidit klorhidrik. Pas ca kohësh, formohet një pezullim i hidroksidit të aluminit të patretshëm në ujë, i cili nuk zhduket me kalimin e mëtejshëm të dioksidit të karbonit.

Na + CO2= Al(OH)3¯ + NaHCO3

Kjo do të thotë, dioksidi i tepërt i karbonit nuk e shpërndan hidroksidin e aluminit.

Burimet

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

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

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

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

Arsyet - Ky është një përbërje kimike që mund të formojë një lidhje kovalente me një proton (bazë Brønsted) ose me një orbital të zbrazët të një përbërje tjetër kimike (bazë Lewis)

Vetitë kimike të bazave

Metodat për marrjen e bazave

1 . elektroliza e tretësirave ujore të kripës metale aktive:

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

Gjatë elektrolizës së kripërave të metaleve në serinë e tensionit deri në alumin, uji reduktohet në katodë me lëshimin e gazit të hidrogjenit dhe joneve hidroksid. Kationet metalike të formuara gjatë shpërbërjes së kripës formojnë baza me jonet hidroksid që rezultojnë.

2 . ndërveprimi i metaleve me ujin: 2Na+2H2O=2NaOH+H22Na+2H2O=2NaOH+H2 Kjo metodë nuk ka zbatim praktik as në laborator, as në industri.

3 . ndërveprimi i oksideve me ujin: CaO+H2O=Ca(OH)2CaO+H2O=Ca(OH)2

4 . reagimet e shkëmbimit(mund të përftohen edhe baza të tretshme edhe të patretshme): Ba(OH)2+K2SO4=2KOH+BaSO4↓Ba(OH)2+K2SO4=2KOH+BaSO4↓ CuCl2+2NaOH=Cu(OH)2↓+2NaNO3

Komponimet amfoterike - Kjo substanca që, në varësi të kushteve të reaksionit, shfaqin veti acidike ose bazike.

Hidroksidet amfoterike - substancat e patretshme në ujë dhe kur nxehen ato dekompozohen në oksid metali dhe ujë:

Zn(OH) 2 = ZnO + H 2 O

2Fe(OH) 3 = Fe 2 O 3 + 3H 2 O

2Al(OH) 3 = Al 2 O 3 + 3H 2 O

Një shembull i një hidroksidi amfoterik është hidroksidi i zinkut. Formula e këtij hidroksidi në formën e tij kryesore është Zn(OH) 2. Por ju mund të shkruani formulën e hidroksidit të zinkut në formë acidi, duke vënë atomet e hidrogjenit në radhë të parë, si në formulat e acideve inorganike: H 2 ZnO 2 (Fig. 1). Atëherë ZnO 2 2- do të jetë një mbetje acidike me ngarkesë 2-.

Një tipar i hidroksidit amfoterik është se ai ndryshon pak në forcën e lidhjeve O-H dhe Zn-O. Prandaj dualiteti i vetive. Në reaksionet me acide që janë gati të dhurojnë katione hidrogjeni, është e dobishme që hidroksidi i zinkut të thyejë lidhjen Zn-O, duke dhuruar një grup OH dhe duke vepruar si bazë. Si rezultat i reaksioneve të tilla, formohen kripëra në të cilat zinku është një kation, prandaj ato quhen kripëra kationike:

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

Oksidet amfoterike - oksidet që formojnë kripëra që, në varësi të kushteve, shfaqin veti bazike ose acidike (d.m.th., shfaqin amfoterizëm). Formohet nga metalet kalimtare. Metalet në oksidet amfoterike zakonisht shfaqin gjendje oksidimi nga III në IV, me përjashtim të ZnO, BeO, SnO, PbO.

Oksidet amfoterike kanë një natyrë të dyfishtë: ato mund të ndërveprojnë me acidet dhe bazat (alkalet):

Al 2 O 3 + 6HCl = 2AlCl 3 + 3 H 2 O

Al 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O = 2Na.

Oksidet amfoterike tipike : H 2 O, BeO, Al 2 O 3 , Kr 2 O 3 , Fe 2 O 3 etj.

9. Termodinamika kimike. Konceptet e një sistemi, entropia, entalpia, efekti termik i një reaksioni kimik, ligji i Hesit dhe pasojat e tij. Endotermia dhe ekzotermia e reaksioneve, ligjet 1 dhe 2 të termodinamikës, Shpejtësia e reaksionit kimik (faktorët që ndikojnë), rregulli i Van't Hoff, ekuacioni i Van't Hoff.

Termodinamika kimike – një shkencë që studion kushtet e stabilitetit të sistemeve dhe ligjeve.

Termodinamika – shkenca e makrosistemeve.

Sistemi termodinamik - një pjesë makroskopike e botës përreth në të cilën ndodhin procese të ndryshme fizike dhe kimike.

Sistemi i shpërndarë quhet një sistem heterogjen në të cilin grimcat e vogla të një faze janë të shpërndara në mënyrë të barabartë në vëllimin e një faze tjetër.

Entropia (Nga greqishtja entropia) - kthesë, shndërrim. Koncepti i entropisë u prezantua për herë të parë në termodinamikë për të përcaktuar masën e shpërndarjes së pakthyeshme të energjisë. Entropia përdoret gjerësisht në fusha të tjera të shkencës: në fizikën statistikore si masë e probabilitetit të shfaqjes së ndonjë gjendje makroskopike; në teorinë e informacionit, një masë e pasigurisë së çdo përvoje (testi), e cila mund të ketë rezultate të ndryshme. Të gjitha këto interpretime të entropisë kanë një lidhje të thellë të brendshme.

Entalpia (funksioni termik, përmbajtja e nxehtësisë) - potenciali termodinamik që karakterizon gjendjen e sistemit në ekuilibrin termodinamik kur zgjedh presionin, entropinë dhe numrin e grimcave si variabla të pavarur.

E thënë thjesht, entalpia është ajo energji që është e disponueshme për t'u shndërruar në nxehtësi me një presion të caktuar konstant.

Është e zakonshme të tregohen efektet termike në ekuacionet termokimike të reaksioneve kimike duke përdorur vlerat e entalpisë (përmbajtjes së nxehtësisë) të sistemit ΔH.

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

Për reaksionet endotermike ΔH > 0.

Efekti termik i një reaksioni kimik është nxehtësia e çliruar ose e përthithur për sasi të dhëna të substancave që reagojnë.

Efekti termik i një reaksioni varet nga gjendja e substancave.

Merrni parasysh ekuacionin termokimik për reaksionin e hidrogjenit me oksigjenin:

Kjo hyrje do të thotë se kur 2 mole hidrogjen reagojnë me 1 mol oksigjen, 2 mole ujë formohen në gjendje të gaztë. Në këtë rast, lirohet 483.6 (kJ) nxehtësi.

Ligji i Hesit - Efekti termik i një reaksioni kimik të kryer në kushte izobarike-izotermike ose izokorik-izotermale varet vetëm nga lloji dhe gjendja e materialeve fillestare dhe produkteve të reaksionit dhe nuk varet nga rruga e shfaqjes së tij.

Pasojat nga ligji i Hesit:

Efekti termik i reaksionit të kundërt është i barabartë me efektin termik të reaksionit përpara me shenjën e kundërt, d.m.th. për reagimet

efektet termike që u korrespondojnë janë të lidhura me barazinë

2. Nëse si rezultat i një sërë reaksionesh kimike të njëpasnjëshme sistemi vjen në një gjendje që përkon plotësisht me atë fillestare (proces rrethor), atëherë shuma e efekteve termike të këtyre reaksioneve është zero, d.m.th. për një sërë reagimesh

shuma e efekteve të tyre termike

Entalpia e formimit kuptohet si efekt termik i reaksionit të formimit të 1 mol të një substance nga substanca të thjeshta. Zakonisht përdoren entalpitë standarde të formimit. Ato përcaktohen ose (shpesh një nga indekset hiqet; f - nga formimi anglisht).

Ligji i parë i termodinamikës - Ndryshimi i energjisë së brendshme të një sistemi gjatë kalimit të tij nga një gjendje në tjetrën është i barabartë me shumën e punës së forcave të jashtme dhe sasinë e nxehtësisë së transferuar në sistem.

Sipas ligjit të parë të termodinamikës, puna mund të bëhet vetëm nga nxehtësia ose ndonjë formë tjetër e energjisë. Rrjedhimisht, puna dhe sasia e nxehtësisë maten në të njëjtat njësi - joule (si dhe energjia).

ku ΔU është ndryshimi i energjisë së brendshme, A është puna e forcave të jashtme, Q është sasia e nxehtësisë që transferohet në sistem.

Ligji i dytë i termodinamikës - Një proces është i pamundur, rezultati i vetëm i të cilit do të ishte transferimi i nxehtësisë nga një trup më i ftohtë në një trup më të nxehtë

Rregulli i Van't Hoff thotë se me çdo 10° rritje të temperaturës, shpejtësia e një reaksioni kimik rritet me 2-4 herë.

Ekuacioni që përshkruan këtë rregull është:(\displaystyle ~V_(2)=V_(1)\cdot \gamma ^(\frac (T_(2)-T_(1))(10)))

ku V 2 është shpejtësia e reaksionit në temperaturën t 2 , dhe V 1 është shpejtësia e reaksionit në temperaturën t 1 ;

ɣ është koeficienti i temperaturës së shpejtësisë së reaksionit.

(nëse është e barabartë me 2, për shembull, atëherë shpejtësia e reagimit do të rritet 2 herë kur temperatura rritet me 10 gradë). Reaksionet endotermike

- reaksionet kimike të shoqëruara me thithjen e nxehtësisë. Për reaksionet endotermike, ndryshimi në entalpinë dhe energjinë e brendshme kanë vlera pozitive (\displaystyle \Delta H>0)(\displaystyle \Delta U>0), kështu që produktet e reagimit përmbajnë më shumë energji se përbërësit fillestarë.

Reaksionet endotermike përfshijnë:

reaksionet e reduktimit të metaleve nga oksidet,

elektrolizë (energjia elektrike absorbohet),

shpërbërja elektrolitike (për shembull, shpërbërja e kripërave në ujë),

shpërthimi i ujit - një sasi e madhe nxehtësie e furnizuar me një sasi të vogël uji harxhohet për ngrohjen e menjëhershme dhe kalimin fazor të lëngut në avull të mbinxehur, ndërsa energjia e brendshme rritet dhe manifestohet në formën e dy energjive të avullit - termike intramolekulare. dhe potencialin ndërmolekular.

fotosinteza.

Reaksion ekzotermik - një reaksion kimik i shoqëruar nga çlirimi i nxehtësisë. E kundërta e një reaksioni endotermik.

Bazat, hidroksidet amfoterike

Bazat janë substanca komplekse të përbëra nga atome metali dhe një ose më shumë grupe hidroksil (-OH). Formula e përgjithshme është Me +y (OH) y, ku y është numri i grupeve hidrokso i barabartë me gjendjen e oksidimit të metalit Me. Tabela tregon klasifikimin e bazave.

Vetitë e alkaleve, hidroksideve të metaleve alkaline dhe alkaline tokësore

1. Tretësirat ujore të alkaleve janë me sapun në prekje dhe ndryshojnë ngjyrën e treguesve: lakmus - blu, fenolftaleinë - purpur.

2. Tretësirat ujore disociojnë:

3. Ndërveproni me acidet, duke hyrë në një reaksion shkëmbimi:

Bazat poliacid mund të japin kripëra mesatare dhe bazë:

4. Reagojnë me oksidet acide, duke formuar kripëra mesatare dhe acide në varësi të bazicitetit të acidit që i korrespondon këtij oksidi:

5. Ndërveproni me oksidet dhe hidroksidet amfoterike:

a) bashkimi:

b) në tretësirë:

6. Ndërveproni me kripërat e tretshme në ujë nëse formohet një precipitat ose gaz:

Bazat e patretshme (Cr(OH) 2, Mn(OH) 2, etj.) ndërveprojnë me acidet dhe dekompozohen kur nxehen:

Hidroksidet amfoterike

Komponimet amfoterike janë komponime që, në varësi të kushteve, mund të jenë edhe dhurues të kationeve të hidrogjenit dhe të shfaqin veti acidike, edhe pranuesit e tyre, d.m.th., të shfaqin veti bazike.

Vetitë kimike të përbërjeve amfoterike

1. Duke ndërvepruar me acide të forta, ato shfaqin veti themelore:

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

2. Duke ndërvepruar me alkalet - baza të forta, ato shfaqin veti acidike:

Zn(OH) 2 + 2NaOH = Na 2 ( kripë komplekse)

Al(OH) 3 + NaOH = Na ( kripë komplekse)

Komponimet komplekse janë ato në të cilat të paktën një lidhje kovalente formohet nga një mekanizëm dhurues-pranues.

Metoda e përgjithshme për përgatitjen e bazave bazohet në reaksionet e shkëmbimit, me anë të të cilave mund të përftohen baza të patretshme dhe të tretshme.

CuSO 4 + 2KOH = Cu(OH) 2 ↓ + K 2 SO 4

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

Kur bazat e tretshme fitohen me këtë metodë, një kripë e patretshme precipiton.

Gjatë përgatitjes së bazave të patretshme në ujë me veti amfoterike, duhet të shmanget alkali i tepërt, pasi mund të ndodhë shpërbërja e bazës amfoterike, për shembull:

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

Në raste të tilla, hidroksidi i amonit përdoret për të marrë hidrokside, në të cilat hidroksidet amfoterike nuk treten:

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

Hidroksidet e argjendit dhe të merkurit dekompozohen aq lehtë sa që kur përpiqen t'i përftojnë ato me reaksion shkëmbimi, në vend të hidroksideve, precipitojnë oksidet:

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

Në industri, alkalet zakonisht përftohen nga elektroliza e solucioneve ujore të klorureve.

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

Alkalet mund të përftohen gjithashtu duke reaguar me ujë të metaleve alkaline dhe alkaline tokësore ose oksideve të tyre.

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

SrO + H2O = Sr(OH) 2

Acidet

Acidet janë substanca komplekse, molekulat e të cilave përbëhen nga atome hidrogjeni që mund të zëvendësohen nga atomet metalike dhe mbetjet acidike. Në kushte normale, acidet mund të jenë të ngurtë (fosforik H 3 PO 4; silic H 2 SiO 3) dhe të lëngshëm (në formën e tij të pastër, acidi sulfurik H 2 SO 4 do të jetë një lëng).

Gazrat si klorur hidrogjeni HCl, hidrogjen bromi HBr, sulfuri i hidrogjenit H 2 S formojnë acidet përkatëse në tretësirat ujore. Numri i joneve të hidrogjenit të formuar nga secila molekulë acidi gjatë disociimit përcakton ngarkesën e mbetjes së acidit (anionit) dhe bazën e acidit.

Sipas teoria protolitike e acideve dhe bazave, propozuar njëkohësisht nga kimisti danez Brønsted dhe kimisti anglez Lowry, një acid është një substancë duke u ndarë me këtë reagim protonet, A bazë- një substancë që mund pranojnë protonet.

acid → bazë + H +

Bazuar në ide të tilla, është e qartë vetitë themelore të amoniakut, i cili, për shkak të pranisë së një çifti elektronik të vetëm në atomin e azotit, pranon në mënyrë efektive një proton kur ndërvepron me acidet, duke formuar një jon amoniumi përmes një lidhje dhuruese-pranuese.

HNO 3 + NH 3 ⇆ NH 4 + + NO 3 —

bazë acid bazë acid

Përkufizim më i përgjithshëm i acideve dhe bazave propozuar nga kimisti amerikan G. Lewis. Ai sugjeroi që ndërveprimet acid-bazë janë plotësisht nuk ndodhin domosdoshmërisht me transferimin e protoneve. Në përcaktimin e Lewis të acideve dhe bazave, rolin kryesor në reaksionet kimike e luan çifte elektronike

Quhen katione, anione ose molekula neutrale që mund të pranojnë një ose më shumë çifte elektronesh Acidet Lewis.

Për shembull, fluori i aluminit AlF 3 është një acid, pasi është në gjendje të pranojë një çift elektronik kur ndërvepron me amoniak.

AlF 3 + :NH 3 ⇆ :

Kationet, anionet ose molekulat neutrale të afta të dhurojnë çifte elektronike quhen baza Lewis (amoniaku është një bazë).

Përkufizimi i Lewis mbulon të gjitha proceset acid-bazë të konsideruara nga teoritë e propozuara më parë. Tabela krahason përkufizimet e acideve dhe bazave të përdorura aktualisht.

Nomenklatura e acideve

Meqenëse ekzistojnë përkufizime të ndryshme të acideve, klasifikimi dhe nomenklatura e tyre janë mjaft arbitrare.

Sipas numrit të atomeve të hidrogjenit që mund të eliminohen në një tretësirë ​​ujore, acidet ndahen në monobazike(p.sh. HF, HNO 2), dybazike(H 2 CO 3, H 2 SO 4) dhe tribazike(H 3 PO 4).

Sipas përbërjes së acidit, ato ndahen në pa oksigjen(HCl, H2S) dhe që përmbajnë oksigjen(HClO 4, HNO 3).

Zakonisht emrat e acideve që përmbajnë oksigjen rrjedhin nga emri i jometalit me shtimin e mbaresave -kai, -vaya, nëse gjendja e oksidimit të jometalit është e barabartë me numrin e grupit. Ndërsa gjendja e oksidimit zvogëlohet, prapashtesat ndryshojnë (në rend të uljes së gjendjes së oksidimit të metalit): -opak, i ndryshkur, -ovish:

Nëse marrim parasysh polaritetin e një lidhjeje hidrogjen-jometal brenda një periudhe, ne mund ta lidhim lehtësisht polaritetin e kësaj lidhjeje me pozicionin e elementit në Tabelën Periodike. Nga atomet e metaleve, të cilët humbasin lehtësisht elektronet e valencës, atomet e hidrogjenit i pranojnë këto elektrone, duke formuar një shtresë të qëndrueshme dy-elektronike si lëvozhga e një atomi të heliumit dhe japin hidride metalike jonike.

Në përbërjet hidrogjenore të elementeve të grupeve III-IV të Tabelës Periodike, bor, alumin, karboni dhe silikoni formojnë lidhje kovalente, dobët polare me atome hidrogjeni që nuk janë të prirura për shkëputje. Për elementët e grupeve V-VII të tabelës periodike, brenda një periudhe, polariteti i lidhjes jometal-hidrogjen rritet me ngarkesën e atomit, por shpërndarja e ngarkesave në dipolin që rezulton është e ndryshme se në përbërjet hidrogjenore të elementeve që priren të dhurojnë elektrone. Atomet jometale, të cilat kërkojnë disa elektrone për të kompletuar shtresën e elektroneve, tërheqin (polarizojnë) një palë elektronesh lidhëse sa më fort, aq më e madhe ngarkesa bërthamore. Prandaj, në serinë CH 4 - NH 3 - H 2 O - HF ose SiH 4 - PH 3 - H 2 S - HCl, lidhjet me atomet e hidrogjenit, duke mbetur kovalente, bëhen më polare në natyrë dhe atomi i hidrogjenit në dipoli element-lidhje hidrogjeni bëhet më elektropozitiv. Nëse molekulat polare e gjejnë veten në një tretës polar, mund të ndodhë një proces i disociimit elektrolitik.

Le të diskutojmë sjelljen e acideve që përmbajnë oksigjen në tretësirat ujore. Këto acide kanë një lidhje H-O-E dhe, natyrisht, polariteti i lidhjes H-O ndikohet nga lidhja O-E. Prandaj, këto acide zakonisht shpërndahen më lehtë se uji.

H 2 SO 3 + H 2 O ⇆ H 3 O + + HSO 3

HNO 3 + H 2 O ⇆ H 3 O + + NO 3

Le të shohim disa shembuj vetitë e acideve që përmbajnë oksigjen, të formuara nga elementë që janë në gjendje të shfaqin shkallë të ndryshme oksidimi. Dihet se acid hipoklorik HClO shumë i dobët acid klorur HClO 2 gjithashtu i dobët, por më i fortë se acidi hipoklor, hipoklor HClO 3 të fortë. Acidi perklorik HClO 4 është një nga më i forti acidet inorganike.

Për shpërbërjen acidike (me eliminimin e jonit H), është e nevojshme ndarja e lidhjes O-H. Si mund ta shpjegojmë uljen e forcës së kësaj lidhjeje në serinë HClO - HClO 2 - HClO 3 - HClO 4? Në këtë seri, numri i atomeve të oksigjenit të lidhur me atomin qendror të klorit rritet. Sa herë që formohet një lidhje e re oksigjen-klor, dendësia e elektroneve nxirret nga atomi i klorit, dhe për rrjedhojë nga lidhja e vetme O-Cl. Si rezultat, dendësia e elektroneve pjesërisht largohet nga lidhja O-H, e cila si rezultat dobësohet.

Ky model - forcimi i vetive acidike me rritjen e shkallës së oksidimit të atomit qendror - karakteristike jo vetëm e klorit, por edhe e elementeve të tjera. Për shembull, acidi nitrik HNO 3, në të cilin gjendja e oksidimit të azotit është +5, është më i fortë se acidi azotik HNO 2 (gjendja e oksidimit të azotit është +3); acidi sulfurik H 2 SO 4 (S +6) është më i fortë se acidi sulfurik H 2 SO 3 (S +4).

Marrja e acideve

1. Mund të përftohen acide pa oksigjen nga kombinimi i drejtpërdrejtë i jometaleve me hidrogjenin.

H2 + Cl2 → 2HCl,

H 2 + S ⇆ H 2 S

2. Mund të përftohen disa acide që përmbajnë oksigjen ndërveprimi i oksideve të acidit me ujin.

3. Mund të përftohen edhe acide pa oksigjen edhe ato që përmbajnë oksigjen nga reaksionet metabolike ndërmjet kripërave dhe acideve të tjera.

BaBr 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2НВr

CuSO 4 + H 2 S = H 2 SO 4 + CuS↓

FeS + H 2 SO 4 (pa zb) = H 2 S + FeSO 4

NaCl (T) + H 2 SO 4 (konc) = HCl + NaHSO 4

AgNO 3 + HCl = AgCl↓ + HNO 3

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

4. Disa acide mund të përftohen duke përdorur reaksionet redoks.

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

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

Shija e thartë, efekti në tregues, përçueshmëria elektrike, ndërveprimi me metalet, oksidet bazike dhe amfoterike, bazat dhe kripërat, formimi i estereve me alkoolet - këto veti janë të zakonshme për acidet inorganike dhe organike.

mund të ndahet në dy lloje reaksionesh:

1) të përgjithshme Për acidet reaksionet shoqërohen me formimin e jonit të hidroniumit H 3 O + në tretësirat ujore;

2) specifike reaksione (d.m.th. karakteristike). acide specifike.

Joni i hidrogjenit mund të hyjë në redoks reaksion, duke u reduktuar në hidrogjen, si dhe në një reaksion të përbërë me grimca të ngarkuara negativisht ose neutrale që kanë çifte të vetme elektronesh, d.m.th reaksionet acido-bazike.

Karakteristikat e përgjithshme të acideve përfshijnë reaksionet e acideve me metale në serinë e tensionit deri në hidrogjen, për shembull:

Zn + 2Н + = Zn 2+ + Н 2

Reaksionet acido-bazike përfshijnë reaksionet me oksidet dhe bazat bazike, si dhe me kripërat e ndërmjetme, bazike dhe ndonjëherë acidike.

2 CO 3 + 4HBr = 2CuBr 2 + CO 2 + 3H 2 O

Mg(HCO 3) 2 + 2HCl = MgCl 2 + 2CO 2 + 2H 2 O

2KHSO 3 + H 2 SO 4 = K 2 SO 4 + 2SO 2 + 2H 2 O

Vini re se acidet polibazike shpërndahen hap pas hapi, dhe në çdo hap pasues disociimi është më i vështirë, prandaj, me një tepricë të acidit, më së shpeshti formohen kripëra acide, sesa ato mesatare.

Ca 3 (PO 4) 2 + 4H 3 PO 4 = 3Ca (H 2 PO 4) 2

Na 2 S + H 3 PO 4 = Na 2 HPO 4 + H 2 S

NaOH + H 3 PO 4 = NaH 2 PO 4 + H 2 O

KOH + H 2 S = KHS + H 2 O

Në pamje të parë, formimi i kripërave acidike mund të duket i habitshëm monobazike acid hidrofluorik. Megjithatë, ky fakt mund të shpjegohet. Ndryshe nga të gjitha acidet e tjera hidrohalike, acidi hidrofluorik në tretësirë ​​është pjesërisht i polimerizuar (për shkak të formimit të lidhjeve hidrogjenore) dhe në të mund të jenë të pranishme grimca të ndryshme (HF) X, përkatësisht H 2 F 2, H 3 F 3, etj.

Një rast i veçantë i ekuilibrit acid-bazë - reaksionet e acideve dhe bazave me tregues që ndryshojnë ngjyrën e tyre në varësi të aciditetit të tretësirës. Treguesit përdoren në analizat cilësore për të zbuluar acidet dhe bazat në zgjidhje.

Treguesit më të përdorur janë lakmus(V neutrale mjedisi vjollcë, V i thartë - e kuqe, V alkaline - blu), portokalli metil(V i thartë mjedisi e kuqe, V neutrale - portokalli, V alkaline - e verdhë), fenolftaleinë(V shumë alkaline mjedisi mjedra e kuqe, V neutral dhe acid - pa ngjyrë).

Vetitë specifike acide të ndryshme mund të jenë dy llojesh: së pari, reaksionet që çojnë në formimin kripëra të patretshme, dhe së dyti, transformimet redoks. Nëse reaksionet që lidhen me praninë e jonit H + janë të përbashkëta për të gjitha acidet (reaksionet cilësore për zbulimin e acideve), reaksionet specifike përdoren si reaksione cilësore për acidet individuale:

Ag + + Cl - = AgCl (precipitat i bardhë)

Ba 2+ + SO 4 2- = BaSO 4 (precipitat i bardhë)

3Ag + + PO 4 3 - = Ag 3 PO 4 (precipitat i verdhë)

Disa reaksione specifike të acideve janë për shkak të vetive të tyre redoks.

Acidet anoksike në një tretësirë ​​ujore mund të oksidohen vetëm.

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

H 2 S + Br 2 = S + 2НВг

Acidet që përmbajnë oksigjen mund të oksidohen vetëm nëse atomi qendror në to është në një gjendje oksidimi më të ulët ose të ndërmjetëm, si, për shembull, në acidin sulfurik:

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

Shumë acide që përmbajnë oksigjen, në të cilat atomi qendror ka gjendjen maksimale të oksidimit (S +6, N +5, Cr +6), shfaqin vetitë e agjentëve të fortë oksidues. H 2 SO 4 i koncentruar është një agjent i fortë oksidues.

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

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

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

Duhet mbajtur mend se:

• Tretësirat e acidit reagojnë me metalet që janë në të majtë të hidrogjenit në serinë e tensionit elektrokimik, duke iu nënshtruar një sërë kushtesh, më e rëndësishmja prej të cilave është formimi i një kripe të tretshme si rezultat i reaksionit. Ndërveprimi i HNO 3 dhe H 2 SO 4 (konc.) me metalet vazhdon ndryshe.

Acidi sulfurik i përqendruar në të ftohtë pasivizon aluminin, hekurin dhe kromin.

• Në ujë, acidet shpërndahen në katione hidrogjeni dhe anione të mbetjeve acide, për shembull:

• Acidet inorganike dhe organike reagojnë me oksidet bazike dhe amfoterike, me kusht që të formohet një kripë e tretshme:

• Të dy acidet reagojnë me bazat. Acidet polibazike mund të formojnë kripëra të ndërmjetme dhe acide (këto janë reaksione neutralizimi):

• Reagimi midis acideve dhe kripërave ndodh vetëm nëse formohet një precipitat ose gaz:

Ndërveprimi i H 3 PO 4 me gurin gëlqeror do të ndalet për shkak të formimit të precipitatit të fundit të patretshëm të Ca 3 (PO 4) 2 në sipërfaqe.

Veçoritë e vetive të HNO 3 nitrik dhe acideve sulfurik të përqendruar H 2 SO 4 (konc.) janë për faktin se kur ato ndërveprojnë me substanca të thjeshta (metale dhe jometale), agjentët oksidues nuk do të jenë kationet H + , por jonet e nitrateve dhe sulfateve. Është logjike të pritet që si rezultat i reaksioneve të tilla të mos formohet hidrogjen H2, por të përftohen substanca të tjera: domosdoshmërisht kripë dhe ujë, si dhe një nga produktet e reduktimit të joneve të nitrateve ose sulfatit, në varësi të përqendrimit. të acideve, pozicioni i metalit në serinë e tensionit dhe kushtet e reaksionit (temperatura, shkalla e bluarjes së metaleve etj.).

Këto veçori të sjelljes kimike të HNO 3 dhe H 2 SO 4 (konc.) ilustrojnë qartë tezën e teorisë së strukturës kimike për ndikimin reciprok të atomeve në molekulat e substancave.

Konceptet e paqëndrueshmërisë dhe stabilitetit (stabilitetit) shpesh ngatërrohen. Acidet e avullueshme janë acide molekulat e të cilave kalojnë lehtësisht në gjendje të gaztë, domethënë avullojnë. Për shembull, acidi klorhidrik është një acid i paqëndrueshëm, por i qëndrueshëm. Është e pamundur të gjykohet paqëndrueshmëria e acideve të paqëndrueshme. Për shembull, acidi silicik jo i paqëndrueshëm, i patretshëm zbërthehet në ujë dhe SiO2. Tretësirat ujore të acideve klorhidrik, nitrik, sulfurik, fosforik dhe një sërë acidesh të tjera janë të pangjyrë. Një tretësirë ​​ujore e acidit kromik H 2 CrO 4 ka ngjyrë të verdhë, dhe acidi i manganit HMnO 4 është i kuq.

Materiali referues për marrjen e testit:

Tabela periodike

Tabela e tretshmërisë

1) Në reaksionet me acidet, këto komponime shfaqin veti themelore si bazat e zakonshme:

Al(OH) 3 + 3HCl → AlCl 3 + 3H 2 O; Zn(OH) 2 + H 2 SO 4 → ZnSO 4 + 2H 2 O.

2) Në reaksionet me bazat, hidroksidet amfoterike shfaqin veti acidike dhe formojnë kripëra. Në këtë rast, metali amfoterik është pjesë e anionit acid. Metalet amfoterike mund të formojnë mbetje të ndryshme acide në varësi të kushteve të reagimit:

Në tretësirë ​​ujore:

Al(OH) 3 + 3NaOH → Na 3; Zn(OH) 2 + 2NaOH → Na 2,

Gjatë shkrirjes së lëndëve të ngurta:

Al(OH) 3 + NaOH → NaAlO 2 + 2H 2 O; Zn(OH) 2 + 2NaOH →Na 2 ZnO 2 + 2H 2 O

Oksidet

Oksidet janë substanca që përbëhen nga dy elementë, njëri prej të cilëve është oksigjeni, i cili është në gjendje oksidimi -2. Sipas vetive ndahen në bazike, amfoterike dhe acidike.

Oksidet bazë - Këto janë okside metalike me veti themelore. Këto përfshijnë shumicën e oksideve të metaleve me gjendje oksidimi +1 dhe +2.

Oksidet amfoterike– në varësi të kushteve, ato mund të shfaqin veti bazike ose acidike. Këto përfshijnë oksidet e shumicës së metaleve me gjendje oksidimi +3 dhe +4, si dhe disa okside metali me gjendje oksidimi +2, për shembull Al 2 O 3, Cr 2 O 3, ZnO, BeO.

Oksidet acide- këto janë okside të jometaleve dhe oksideve të metaleve në të cilat gjendja e oksidimit të metalit është +5 ose më e lartë. Këto okside kanë veti acidike dhe formojnë acide.

Vetitë e oksideve bazike

1) Oksidet bazë reagojnë me ujin nëse formohet një hidroksid i tretshëm:

CaO + H2O → Ca(OH) 2; Na 2 O + H 2 O → 2NaOH.

2) Oksidet bazë mund të reagojnë me oksidet acide:

CaO + SO 3 → CaSO 4; Na 2 O + CO 2 → Na 2 CO 3 .

3) Oksidet bazë reagojnë me acidet:

MgO + 2HCl → MgCl 2 + H 2 O; Na 2 O + 2HNO 3 → 2NaNO 3 + H 2 O.

Vetitë e oksideve amfoterike

1) Ata reagojnë me acidet si oksidet bazike të zakonshme:

Al 2 O 3 + 6HCl → 2AlCl 3 + 3H 2 O; ZnO + H 2 SO 4 → ZnSO 4 + 2H 2 O.

2) Në reaksionet me bazat, ato shfaqin veti acidike dhe formojnë të njëjtat anione acidike si hidroksidet amfoterike:

Al 2 O 3 + 6NaOH + 3H 2 O → 2Na 3;

ZnO + 2NaOH + H 2 O → Na 2.

Gjatë shkrirjes së lëndëve të ngurta:

Al 2 O 3 + 2NaOH → 2NaAlO 2 + H 2 O; ZnO + 2NaOH →Na 2 ZnO 2 + H 2 O.

Vetitë e oksideve të acidit

1) Reagoni me ujë nëse fitohet një acid i tretshëm:

SO 3 + H 2 O → H 2 SO 4; P 2 O 5 + 3H 2 O → 2H 3 PO 4.

2) Oksidet acidike mund të reagojnë me oksidet bazë:

SO 3 + MgO → CaSO 4; CO 2 + CaO → CaCO 3 .

3) Oksidet acidike reagojnë me bazat:

SO 3 + NaOH → Na 2 SO 4 + H 2 O; CO 2 + Ca(OH) 2 → CaCO 3 + H 2 O.

Kripërat

Kripërat- këto janë substanca, gjatë shpërbërjes parësore të të cilave nuk formohen as jone H + dhe as jone OH -. Këto janë produkte të bashkëveprimit të acideve dhe bazave.

Për shembull: NaCl=Na + +Cl - ;

Ca(HCO3)2 =Ca2+ +2HCO3-;

AlOH(NO 3) 2 =AlOH 2+ +2NO 3 -

Kripërat e mesme përbëhen nga anione dhe katione që nuk përmbajnë H + dhe OH -, për shembull: Na 2 SO 4 - sulfat natriumi, CaCO 3 - karbonat kalciumi. Kripërat acide përmbajnë kationin e hidrogjenit H +, për shembull: NaHCO 3 - bikarbonat natriumi. Kripërat bazë përmbajnë OH - anion, për shembull (CaOH) 2 CO 3 - hidroksikarbonat kalciumi.

Vetitë kimike të të gjitha kripërave karakterizohen nga reaksionet e shkëmbimit.

1) Kripërat mund të reagojnë me acidet:

a) Një acid i fortë zhvendos një acid të dobët nga kripa e tij.

Na 2 SiO 3 + 2HCl → 2NaCl + H 2 SiO 3 ↓.

b) Një acid polibazik mund të reagojë me kripën e tij të mesme për të formuar kripëra acide.

Na 2 CO 3 + H 2 CO 3 → 2NaHCO 3 ; CuSO 4 + H 2 SO 4 → Cu(HSO 4) 2.

2) Kripërat e tretshme mund të reagojnë me bazat e tretshme nëse reaksioni rezulton në një substancë të patretshme:

2NaOH + CuSO 4 → Cu(OH) 2 ↓ + Na 2 SO 4 ;

Ba(OH) 2 + Na 2 SO 4 → BaSO 4 ↓ + 2NaOH.

3) Dy kripëra të tretshme mund të reagojnë me njëra-tjetrën nëse reaksioni rezulton në një substancë të patretshme:

NaCl + AgNO 3 → NaNO 3 + AgCl↓.

4) Kripërat mund të reagojnë me metalet. Në këto reaksione, metali aktiv zhvendos metalin më pak aktiv nga kripa e tij.

Ka hidrokside që reagojnë si me acidet ashtu edhe me bazat, në varësi të kushteve. Këto komponime që shfaqin një natyrë të dyfishtë quhen hidrokside amfoterike. Ato formohen nga një kation metalik dhe një jon hidroksid, si të gjitha bazat. Vetem ato hidrokside qe permbajne metalet e meposhtme kane aftesine te veprojne si acide dhe baza: Be, Zn, Al, Pb, Sn, Ga, Cd, Fe, Cr(III), etj. Siç mund te shihet nga Tabela Periodike D. DHE. Mendelejevi, hidroksidet me natyrë të dyfishtë formojnë metale, të cilat janë më afër jometaleve. Besohet se elementë të tillë janë forma kalimtare, dhe ndarja në metale dhe jometale është mjaft arbitrare.

Hidroksidet amfoterike janë substanca të ngurta, pluhur, kristalore të imta, të cilat më së shpeshti kanë ngjyrë të bardhë, të patretshme në ujë dhe përçojnë dobët rrymë (elektrolite të dobëta). Megjithatë, disa nga këto baza mund të treten në acide dhe alkale. Disociimi i "përbërjeve të dyfishta" në tretësirat ujore ndodh sipas llojit të acideve dhe bazave. Kjo për faktin se forca mbajtëse ndërmjet atomeve të metalit dhe oksigjenit (Me—O) dhe ndërmjet atomeve të oksigjenit dhe hidrogjenit (O-H) është praktikisht e barabartë, d.m.th. Me - O - H. Prandaj, këto lidhje do të thyhen njëkohësisht, dhe këto substanca do të shpërndahen në katione H+ dhe anione OH-.

Hidroksidi amfoterik - Be(OH) 2 - do të ndihmojë në konfirmimin e natyrës së dyfishtë të këtyre përbërjeve. Le të shqyrtojmë ndërveprimin e hidroksidit të beriliumit me një acid dhe një bazë.

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

2. Be(OH) 2 + 2KOH - K 2 - tetrahidroksoberillat kaliumi.

Në rastin e parë, zhvillohet një reaksion neutralizimi, rezultati i të cilit është formimi i kripës dhe ujit. Në rastin e dytë, produkti i reaksionit do të jetë reaksioni i neutralizimit është tipik për të gjitha hidroksidet pa përjashtim, por ndërveprimi me llojin e tyre është tipik vetëm për ato amfoterike. Veti të tilla të dyfishta do të shfaqen edhe nga komponime të tjera amfoterike - oksidet dhe vetë metalet nga të cilat janë formuar.

Vetitë e tjera kimike të hidroksideve të tilla do të jenë karakteristike për të gjitha bazat:

1. Zbërthimi termik, produktet e reaksionit - oksidi përkatës dhe uji: Be(OH) 2 -BeO+H 2 O.

Ju gjithashtu duhet të mbani mend se ka substanca me të cilat hidroksidet amfoterike nuk ndërveprojnë, d.m.th. nuk funksionon, kjo:

1. jometalet;
2. metale;
3. bazat e patretshme;
4. hidroksidet amfoterike.
5. kripëra mesatare.

Këto komponime fitohen nga precipitimi i tretësirave përkatëse të kripës me alkali:

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

Kripërat e disa elementeve gjatë këtij reaksioni formojnë një hidrat, vetitë e të cilit pothuajse plotësisht korrespondojnë me ato të hidroksideve me natyrë të dyfishtë. Vetë bazat me veti të dyfishta përfshihen në përbërjen e mineraleve, në formën e të cilave gjenden në natyrë (boksit, getit etj.).

Pra, hidroksidet amfoterike janë ato që, në varësi të natyrës së substancës që reagon me to, mund të veprojnë si baza ose acide. Më shpesh ato korrespondojnë me oksidet amfoterike që përmbajnë metalin përkatës (ZnO-Zn(OH) 2; BeO - Be(OH) 2), etj.).