Amfoterik hidroksitlerin özelliklerinin incelenmesi. Amfoterik bileşiklerin kimyasal özellikleri

Yunancadan “amfoteros” kelimesi “her ikisi” olarak çevrilmiştir. Amfoterlik, bir maddenin asit-baz özelliklerinin ikiliğidir. Amfoterik hidroksitler, koşullara bağlı olarak hem asidik hem de bazik özellikler sergileyebilenlerdir.

Amfoterik hidroksitin bir örneği çinko hidroksittir. Bu hidroksitin ana formundaki formülü Zn(OH)2'dir. Ancak çinko hidroksitin formülünü, inorganik asitlerin formüllerinde olduğu gibi hidrojen atomlarını ilk sıraya koyarak asit formunda yazabilirsiniz: H2ZnO2 (Şekil 1). O zaman ZnO22-, 2- yüklü asidik bir kalıntı olacaktır.

Pirinç. 1. Çinko hidroksit formülleri

Amfoterik hidroksitin bir özelliği, O-H ve Zn-O bağlarının kuvvetinde çok az farklılık göstermesidir. Dolayısıyla özelliklerin ikiliği. Hidrojen katyonları vermeye hazır asitlerle reaksiyonlarda çinko hidroksitin Zn-O bağını kırması, bir OH grubu vermesi ve baz görevi görmesi avantajlıdır. Bu tür reaksiyonlar sonucunda çinkonun katyon olduğu tuzlar oluşur, bu nedenle bunlara katyonik tuzlar denir:

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

Alkalilerle reaksiyonlarda çinko hidroksit asit görevi görerek hidrojen açığa çıkarır. Bu durumda, anyonik tipte tuzlar oluşur (çinko, asidik kalıntının bir parçasıdır - çinkoat anyonu). Örneğin, çinko hidroksit katı sodyum hidroksit ile birleştirildiğinde, Na2ZnO2 oluşur; sodyum çinkoatın anyonik bir orta tuzu:

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

Alkali çözeltilerle etkileşime girdiğinde amfoterik hidroksitler çözünebilir kompleks tuzlar oluşturur. Örneğin çinko hidroksit, bir sodyum hidroksit çözeltisiyle reaksiyona girdiğinde sodyum tetrahidroksozinkat oluşur:

Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2

2- genellikle köşeli parantez içine alınmış karmaşık bir anyondur.

Bu nedenle, çinko hidroksitin amfoterisitesi, hem katyonların hem de anyonların bir parçası olarak sulu bir çözeltide çinko iyonlarının bulunma olasılığından kaynaklanmaktadır. Bu iyonların bileşimi ortamın asitliğine bağlıdır. ZnO22- anyonları alkali ortamda stabildir ve Zn2+ katyonları asidik ortamda stabildir.

Amfoterik hidroksitler suda çözünmeyen maddelerdir ve ısıtıldıklarında metal oksit ve suya ayrışırlar:

Zn(OH)2 = ZnO + H2O

2Fe(OH)3 = Fe2O3 + 3H2O

2Al(OH)3 = Al2O3 + 3H2O

Metalin hidroksit ve oksit içindeki oksidasyon derecesi aynı olmalıdır.

Amfoterik hidroksitler suda çözünmeyen bileşiklerdir, dolayısıyla bir geçiş metal tuzu çözeltisi ile bir alkali arasındaki değişim reaksiyonuyla elde edilebilirler. Örneğin, alüminyum hidroksit, alüminyum klorür ve sodyum hidroksit çözeltilerinin etkileşimi sonucu oluşur:

AlCl3 + 3NaOH = Al(OH)3↓ + 3NaCl

Bu çözeltiler boşaltıldığında beyaz jöle benzeri bir alüminyum hidroksit çökeltisi oluşur (Şekil 2).

Ancak aynı zamanda, amfoterik hidroksitler alkalilerde çözündüğü için fazla alkaliye izin verilemez. Bu nedenle alkali yerine sulu bir amonyak çözeltisi kullanmak daha iyidir. Alüminyum hidroksitin çözünmediği zayıf bir bazdır. Alüminyum klorür sulu bir amonyak çözeltisi ile reaksiyona girdiğinde alüminyum hidroksit ve amonyum klorür oluşur:

AlCl3+ 3NH3. H2O = Al(OH)3↓ + 3NH4Cl

Pirinç. 2. Alüminyum hidroksit çökeltisinin oluşumu

Amfoterik hidroksitler, geçiş kimyasal elementleri tarafından oluşturulur ve ikili özellikler sergiler; yani hem asit hem de bazdırlar. Alüminyum hidroksitin amfoterik yapısını elde edip doğrulayalım.

Bir test tüpünde alüminyum hidroksit çökeltisi elde edelim. Bunu yapmak için, bir çökelti oluşana kadar alüminyum sülfat çözeltisine az miktarda alkali çözelti (sodyum hidroksit) ekleyin (Şekil 1). Lütfen dikkat: Bu aşamada alkali fazla olmamalıdır. Ortaya çıkan beyaz çökelti alüminyum hidroksittir:

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

Bir sonraki deney için elde edilen çökeltiyi iki parçaya bölün. Alüminyum hidroksitin asit özellikleri gösterdiğini kanıtlamak için onu bir alkali ile reaksiyona sokmak gerekir. Tam tersine, alüminyum hidroksitin temel özelliklerini kanıtlamak için onu asitle karıştıralım. Alüminyum hidroksit çökeltisi olan bir test tüpüne bir alkali - sodyum hidroksit çözeltisi ekleyin (bu sefer fazla alkali alın). Çökelti çözünür. Reaksiyonun bir sonucu olarak karmaşık bir tuz oluşur - sodyum hidroksialüminat:

Al(OH)3 + NaOH = Na

Tortuyla birlikte ikinci test tüpüne bir hidroklorik asit çözeltisi dökün. Çökelti de çözünür. Bu, alüminyum hidroksitin yalnızca alkali ile değil aynı zamanda asitle de reaksiyona girdiği, yani amfoterik özellikler gösterdiği anlamına gelir. Bu durumda bir değişim reaksiyonu meydana gelir, alüminyum klorür ve su oluşur:

Deney No. 3. Bir sodyum tetrahidroksoalüminat çözeltisinin hidroklorik asit ve karbon dioksit ile etkileşimi

Sodyum hidroksoalüminat çözeltisine seyreltik bir hidroklorik asit çözeltisini damla damla ekleyeceğiz. Alüminyum hidroksitin çökelmesini ve ardından çözünmesini gözlemliyoruz:

Na + HCl = Al(OH)3¯ + NaCl + H2O

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

Sodyum tetrahidroksialüminat kararsızdır ve asidik bir ortamda yok edilir. Bakalım zayıf karbonik asit kompleksi yok edecek mi?

Karbondioksiti bir sodyum tetrahidroksialüminat çözeltisinden geçireceğiz. Mermer ile hidroklorik asit arasındaki reaksiyondan karbondioksit elde edilir. Bir süre sonra, karbondioksitin daha fazla geçmesiyle kaybolmayan, suda çözünmeyen bir alüminyum hidroksit süspansiyonu oluşur.

Na + CO2= Al(OH)3¯ + NaHCO3

Yani fazla karbondioksit alüminyum hidroksiti çözmez.

Kaynaklar

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

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

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

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

Sebepler - Bu, bir protonla (Brønsted bazı) veya başka bir kimyasal bileşiğin boş yörüngesiyle (Lewis bazı) kovalent bağ oluşturabilen kimyasal bir bileşiktir.

Bazların kimyasal özellikleri

Baz elde etme yöntemleri

1 . sulu tuz çözeltilerinin elektrolizi aktif metaller:

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

Alüminyuma kadar gerilim serisindeki metal tuzlarının elektrolizi sırasında hidrojen gazı ve hidroksit iyonlarının açığa çıkmasıyla katotta su indirgenir. Tuzun bazları ayrıştırması sırasında oluşan metal katyonları, ortaya çıkan hidroksit iyonlarıyla birlikte oluşur.

2 . metallerin su ile etkileşimi: 2Na+2H2O=2NaOH+H22Na+2H2O=2NaOH+H2 Bu yöntemin laboratuvarda veya endüstride pratik bir uygulaması yoktur.

3 . Oksitlerin su ile etkileşimi: CaO+H2O=Ca(OH)2CaO+H2O=Ca(OH)2

4 . değişim reaksiyonları(hem çözünür hem de çözünmez bazlar elde edilebilir): Ba(OH)2+K2SO4=2KOH+BaSO4↓Ba(OH)2+K2SO4=2KOH+BaSO4↓ CuCl2+2NaOH=Cu(OH)2↓+2NaNO3

Amfoterik bileşikler - Bu reaksiyon koşullarına bağlı olarak asidik veya bazik özellikler sergileyen maddeler.

Amfoterik hidroksitler – suda çözünmeyen maddelerdir ve ısıtıldıklarında metal oksit ve suya ayrışırlar:

Zn(OH)2 = ZnO + H20

2Fe(OH)3 = Fe203 + 3H20

2Al(OH)3 = Al203 + 3H20

Amfoterik hidroksitin bir örneği çinko hidroksittir. Bu hidroksitin ana formundaki formülü Zn(OH)2'dir. Ancak çinko hidroksitin formülünü, inorganik asitlerin formüllerinde olduğu gibi hidrojen atomlarını ilk sıraya koyarak asit formunda yazabilirsiniz: H2ZnO2 (Şekil 1). O zaman ZnO 2 2-, 2- yüklü asidik bir kalıntı olacaktır.

Amfoterik hidroksitin bir özelliği, O-H ve Zn-O bağlarının gücünde çok az farklılık göstermesidir. Dolayısıyla özelliklerin ikiliği. Hidrojen katyonları vermeye hazır asitlerle reaksiyonlarda çinko hidroksitin Zn-O bağını kırması, bir OH grubu vermesi ve baz görevi görmesi avantajlıdır. Bu tür reaksiyonlar sonucunda çinkonun katyon olduğu tuzlar oluşur, bu nedenle bunlara katyonik tuzlar denir:

Zn(OH)2 + 2HCl = ZnCl2 + 2H20

Amfoterik oksitler - koşullara bağlı olarak bazik veya asidik özellikler sergileyen (yani amfoterisite sergileyen) tuz oluşturucu oksitler. Geçiş metallerinden oluşur. Amfoterik oksitlerdeki metaller, ZnO, BeO, SnO, PbO hariç, genellikle III'ten IV'e kadar oksidasyon durumları sergiler.

Amfoterik oksitler ikili bir yapıya sahiptirler: asitler ve bazlar (alkaliler) ile etkileşime girebilirler:

Al 2 O 3 + 6HCl = 2AlCl 3 + 3 saat 2 O,

Al 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 Ö = 2Na.

Tipik amfoterik oksitler : H 2 O, BeO, Al 2 O 3 , Cr 2 O 3 , Fe 2 O 3 vesaire.

9. Kimyasal termodinamik. Sistem kavramları, entropi, entalpi, kimyasal reaksiyonun termal etkisi, Hess kanunu ve sonuçları. Reaksiyonların endotermi ve ekzotermi, Termodinamiğin 1. ve 2. kanunları, Kimyasal reaksiyon hızı (etkileyen faktörler), Van't Hoff kuralı, Van't Hoff denklemi.

Kimyasal termodinamik – sistemlerin ve yasaların istikrar koşullarını inceleyen bir bilim.

Termodinamik – makrosistem bilimi.

Termodinamik sistem - Çeşitli fiziksel ve kimyasal süreçlerin meydana geldiği çevredeki dünyanın makroskobik kısmı.

Dağınık sistem Bir fazın küçük parçacıklarının başka bir fazın hacminde eşit şekilde dağıldığı heterojen sistem denir.

Entropi (Yunanca entropia'dan) - dönüş, dönüşüm. Entropi kavramı ilk kez termodinamikte geri dönüşü olmayan enerji dağılımının ölçüsünü belirlemek için tanıtıldı. Entropi bilimin diğer alanlarında yaygın olarak kullanılmaktadır: istatistiksel fizikte herhangi bir makroskobik durumun ortaya çıkma olasılığının bir ölçüsü olarak; bilgi teorisinde, farklı sonuçlara sahip olabilecek herhangi bir deneyimin (testin) belirsizliğinin ölçüsü. Entropinin tüm bu yorumlarının derin bir iç bağlantısı vardır.

Entalpi (termal fonksiyon, ısı içeriği) - bağımsız değişkenler olarak basınç, entropi ve parçacık sayısını seçerken sistemin termodinamik dengedeki durumunu karakterize eden termodinamik potansiyel.

Basitçe söylemek gerekirse entalpi, belirli bir sabit basınçta ısıya dönüştürülebilen enerjidir.

ΔH sisteminin entalpi (ısı içeriği) değerlerini kullanarak kimyasal reaksiyonların termokimyasal denklemlerinde termal etkileri belirtmek gelenekseldir.

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

Endotermik reaksiyonlar için ΔH > 0.

Kimyasal reaksiyonun termal etkisi tepkimeye giren maddelerin belirli miktarları için salınan veya emilen ısıdır.

Bir reaksiyonun termal etkisi maddelerin durumuna bağlıdır.

Hidrojenin oksijenle reaksiyonu için termokimyasal denklemi düşünün:

Bu giriş, 2 mol hidrojenin 1 mol oksijenle reaksiyona girmesi durumunda gaz halinde 2 mol suyun oluştuğu anlamına gelir. Bu durumda 483,6 (kJ) ısı açığa çıkar.

Hess yasası - İzobarik-izotermal veya izokorik-izotermal koşullar altında gerçekleştirilen bir kimyasal reaksiyonun termal etkisi, yalnızca başlangıç ​​malzemelerinin ve reaksiyon ürünlerinin türüne ve durumuna bağlıdır ve oluşma yoluna bağlı değildir.

Hess yasasının sonuçları:

Ters reaksiyonun termal etkisi, ters işaretli ileri reaksiyonun termal etkisine eşittir, yani. reaksiyonlar için

bunlara karşılık gelen termal etkiler eşitlikle ilişkilidir

2. Bir dizi ardışık kimyasal reaksiyonun sonucu olarak sistem, başlangıçtaki durumla (dairesel süreç) tamamen örtüşen bir duruma gelirse, bu reaksiyonların termal etkilerinin toplamı sıfırdır, yani. bir dizi reaksiyon için

termal etkilerinin toplamı

Oluşum entalpisi, basit maddelerden 1 mol maddenin oluşma reaksiyonunun termal etkisi olarak anlaşılmaktadır. Genellikle standart oluşum entalpileri kullanılır. Bunlar belirlenir veya (genellikle endekslerden biri atlanır; f - İngilizce oluşumundan).

Termodinamiğin birinci yasası - Bir sistemin bir durumdan diğerine geçişi sırasında iç enerjisindeki değişiklik, dış kuvvetlerin işinin ve sisteme aktarılan ısı miktarının toplamına eşittir.

Termodinamiğin birinci yasasına göre iş yalnızca ısı veya başka bir enerji türüyle yapılabilir. Sonuç olarak, iş ve ısı miktarı aynı birimlerde - joule (aynı zamanda enerji) cinsinden ölçülür.

burada ΔU iç enerjideki değişimdir, A dış kuvvetlerin işidir, Q sisteme aktarılan ısı miktarıdır.

Termodinamiğin ikinci yasası - Tek sonucu ısının daha soğuk bir cisimden daha sıcak bir cisme aktarılması olan bir süreç imkansızdır.

Van't Hoff kuralı sıcaklığın her 10° artmasıyla kimyasal reaksiyon hızının 2-4 kat arttığını belirtmektedir.

Bu kuralı açıklayan denklem şu şekildedir:(\displaystyle ~V_(2)=V_(1)\cdot \gamma ^(\frac (T_(2)-T_(1))(10)))

burada V2, t2 sıcaklığındaki reaksiyon hızıdır ve V1, t1 sıcaklığındaki reaksiyon hızıdır;

ɣ reaksiyon hızının sıcaklık katsayısıdır.

(örneğin 2'ye eşitse sıcaklık 10 derece arttığında reaksiyon hızı 2 kat artacaktır). Endotermik reaksiyonlar

- ısı emiliminin eşlik ettiği kimyasal reaksiyonlar. Endotermik reaksiyonlar için entalpi ve iç enerjideki değişim pozitif değerlere sahiptir (\displaystyle \Delta H>0)(\displaystyle \Delta U>0), dolayısıyla reaksiyon ürünleri başlangıç ​​bileşenlerinden daha fazla enerji içerir.

Endotermik reaksiyonlar şunları içerir:

metallerin oksitlerden indirgenme reaksiyonları,

elektroliz (elektrik enerjisi emilir),

elektrolitik ayrışma (örneğin tuzların suda çözünmesi),

su patlaması - az miktarda suya sağlanan büyük miktarda ısı, sıvının anlık ısıtılması ve aşırı ısıtılmış buhara faz geçişi için harcanırken, iç enerji artar ve iki buhar enerjisi şeklinde kendini gösterir - molekül içi termal ve moleküller arası potansiyel.

fotosentez.

Ekzotermik reaksiyon - ısı salınımının eşlik ettiği kimyasal bir reaksiyon. Endotermik reaksiyonun tersi.

Bazlar, amfoterik hidroksitler

Bazlar, metal atomları ve bir veya daha fazla hidroksil grubundan (-OH) oluşan karmaşık maddelerdir. Genel formül Me +y (OH) y'dir; burada y, Me metalinin oksidasyon durumuna eşit hidrokso gruplarının sayısıdır. Tablo bazların sınıflandırılmasını göstermektedir.

Alkalilerin özellikleri, alkali ve alkali toprak metallerin hidroksitleri

1. Alkalilerin sulu çözeltileri dokunulduğunda sabunludur ve göstergelerin rengini değiştirir: turnusol - mavi, fenolftalein - koyu kırmızı.

2. Sulu çözeltiler ayrışır:

3. Bir değişim reaksiyonuna girerek asitlerle etkileşime geçin:

Poliasit bazlar orta ve bazik tuzlar verebilir:

4. Asidik oksitlerle reaksiyona girerek, bu okside karşılık gelen asidin bazlığına bağlı olarak ortam ve asidik tuzlar oluşturur:

5. Amfoterik oksitler ve hidroksitlerle etkileşime geçin:

a) füzyon:

b) çözümlerde:

6. Bir çökelti veya gaz oluşması durumunda suda çözünür tuzlarla etkileşime geçin:

Çözünmeyen bazlar (Cr(OH) 2, Mn(OH) 2, vb.) asitlerle etkileşime girer ve ısıtıldığında ayrışır:

Amfoterik hidroksitler

Amfoterik bileşikler, koşullara bağlı olarak hem hidrojen katyonlarının donörü olabilen hem de asidik özellikler sergileyen ve bunların alıcıları, yani temel özellikler sergileyen bileşiklerdir.

Amfoterik bileşiklerin kimyasal özellikleri

1. Güçlü asitlerle etkileşime girerek temel özellikler sergilerler:

Zn(OH)2 + 2HCl = ZnCl2 + 2H20

2. Alkalilerle etkileşime girerek - güçlü bazlar, asidik özellikler sergilerler:

Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2 ( karmaşık tuz)

Al(OH)3 + NaOH = Na ( karmaşık tuz)

Kompleks bileşikler, en az bir kovalent bağın bir verici-alıcı mekanizması tarafından oluşturulduğu bileşiklerdir.

Baz hazırlamanın genel yöntemi, hem çözünmeyen hem de çözünür bazların elde edilebildiği değişim reaksiyonlarına dayanmaktadır.

CuS04 + 2KOH = Cu(OH)2 ↓ + K2S04

K2C03 + Ba(OH)2 = 2 KOH + BaCO3 ↓

Bu yöntemle çözünür bazlar elde edildiğinde çözünmeyen bir tuz çökelir.

Amfoterik özelliklere sahip suda çözünmeyen bazlar hazırlanırken, amfoterik bazın çözünmesi meydana gelebileceğinden aşırı alkaliden kaçınılmalıdır, örneğin:

AlCl3 + 4KOH = K[Al(OH)4] + 3KCl

Bu gibi durumlarda, amfoterik hidroksitlerin çözünmediği hidroksitleri elde etmek için amonyum hidroksit kullanılır:

AlCl3 + 3NH3 + ZH20 = Al(OH)3 ↓ + 3NH4Cl

Gümüş ve cıva hidroksitleri o kadar kolay ayrışır ki, bunları değişim reaksiyonuyla elde etmeye çalışırken hidroksitler yerine oksitler çöker:

2AgNO3 + 2KOH = Ag2O↓ + H2O + 2KNO3

Endüstride alkaliler genellikle sulu klorür çözeltilerinin elektrolizi ile elde edilir.

2NaCl + 2H20 → ϟ → 2NaOH + H2 + Cl2

Alkaliler ayrıca alkali ve alkali toprak metallerinin veya bunların oksitlerinin su ile reaksiyona sokulmasıyla da elde edilebilir.

2Li + 2H20 = 2LiOH + H2

SrO + H2O = Sr(OH)2

Asitler

Asitler, molekülleri metal atomları ve asidik kalıntılarla değiştirilebilen hidrojen atomlarından oluşan karmaşık maddelerdir. Normal koşullar altında asitler katı (fosforik H3PO4; silikon H2SiO3) ve sıvı (saf formunda sülfürik asit H2S04 sıvı olacaktır) olabilir.

Hidrojen klorür HCl, hidrojen bromür HBr, hidrojen sülfür H2S gibi gazlar sulu çözeltilerde karşılık gelen asitleri oluşturur. Ayrışma sırasında her bir asit molekülünün oluşturduğu hidrojen iyonlarının sayısı, asit kalıntısının (anyon) yükünü ve asidin bazlığını belirler.

Buna göre asit ve bazların protolitik teorisi, Danimarkalı kimyager Brønsted ve İngiliz kimyager Lowry tarafından eş zamanlı olarak önerilen asit, bir maddedir. ayrılmak bu tepkiyle protonlar, A temel- yapabilen bir madde Protonları kabul edin.

asit → baz + H +

Bu tür fikirlere dayanarak, açıktır amonyağın temel özellikleri, nitrojen atomunda yalnız bir elektron çiftinin varlığı nedeniyle, asitlerle etkileşime girdiğinde etkili bir şekilde bir proton kabul eder ve bir donör-alıcı bağı yoluyla bir amonyum iyonu oluşturur.

HNO3 + NH3 ⇆ NH4 + + NO3 —

asit baz asit baz

Asitlerin ve bazların daha genel tanımı Amerikalı kimyager G. Lewis tarafından önerildi. Asit-baz etkileşimlerinin tamamen gerçekleştiğini öne sürdü. mutlaka protonların transferi ile oluşmaz. Asit ve bazların Lewis tayininde kimyasal reaksiyonlarda ana rol şu şekilde oynanır: elektron çiftleri

Bir veya daha fazla elektron çiftini kabul edebilen katyon, anyon veya nötr moleküllere denir. Lewis asitleri.

Örneğin alüminyum florür AlF3 bir asittir, çünkü amonyakla etkileşime girdiğinde bir elektron çiftini kabul edebilir.

AlF3 + :NH3 ⇆ :

Elektron çifti verebilen katyonlar, anyonlar veya nötr moleküllere Lewis bazları denir (amonyak bir bazdır).

Lewis'in tanımı daha önce önerilen teoriler tarafından dikkate alınan tüm asit-baz süreçlerini kapsar. Tabloda halihazırda kullanılan asit ve bazların tanımları karşılaştırılmaktadır.

Asitlerin isimlendirilmesi

Asitlerin farklı tanımları olduğundan, bunların sınıflandırılması ve isimlendirilmesi oldukça keyfidir.

Sulu bir çözeltide elimine edilebilen hidrojen atomlarının sayısına göre asitler ikiye ayrılır: tek bazlı(örneğin HF, HNO 2), dibazik(H2C03, H2S04) ve tribazik(H3P04).

Asidin bileşimine göre ikiye ayrılırlar: oksijensiz(HCl, H2S) ve oksijen içeren(HClO4, HNO3).

Genellikle oksijen içeren asitlerin isimleri metal olmayanın adından -kai son ekinin eklenmesiyle türetilir, -vaya, ametalin oksidasyon durumu grup numarasına eşitse. Oksidasyon durumu azaldıkça son ekler değişir (metalin oksidasyon durumunun azalmasına göre): -opak, paslı, -ovat:

Bir periyot içindeki hidrojen-ametal bağının polaritesini dikkate alırsak, bu bağın polaritesini elementin Periyodik Tablodaki konumuyla kolaylıkla ilişkilendirebiliriz. Değerlik elektronlarını kolayca kaybeden metal atomlarından hidrojen atomları bu elektronları kabul ederek helyum atomunun kabuğuna benzer iki elektronlu kararlı bir kabuk oluşturur ve iyonik metal hidritleri verir.

Periyodik Tablonun III-IV gruplarının elementlerinin hidrojen bileşiklerinde bor, alüminyum, karbon ve silikon, ayrışmaya eğilimli olmayan hidrojen atomlarıyla kovalent, zayıf polar bağlar oluşturur. Periyodik Tablonun V-VII gruplarının elemanları için, bir periyot içinde, ametal-hidrojen bağının polaritesi atomun yüküyle birlikte artar, ancak ortaya çıkan dipoldeki yüklerin dağılımı, elementlerin hidrojen bileşiklerinden farklıdır. elektron verme eğilimindedir. Elektron kabuğunu tamamlamak için birkaç elektrona ihtiyaç duyan metal olmayan atomlar, bir çift bağ elektronunu ne kadar güçlü çekerse (polarize ederse) nükleer yük o kadar büyük olur. Bu nedenle, CH4 - NH3 - H2O - HF veya SiH4 - PH3 - H2S - HC1 serisinde, hidrojen atomlarıyla bağlar kovalent kalarak doğada daha polar hale gelir ve hidrojen atomu element-hidrojen bağı dipolü daha elektropozitif hale gelir. Polar moleküller kendilerini polar bir çözücü içinde bulursa, bir elektrolitik ayrışma süreci meydana gelebilir.

Oksijen içeren asitlerin sulu çözeltilerdeki davranışını tartışalım. Bu asitlerin bir H-O-E bağı vardır ve doğal olarak H-O bağının polaritesi O-E bağından etkilenir. Bu nedenle, bu asitler kural olarak sudan daha kolay ayrışır.

H 2 SO 3 + H 2 Ö ⇆ H 3 O + + HSO 3

HNO 3 + H 2 O ⇆ H 3 O + + NO 3

Birkaç örneğe bakalım oksijen içeren asitlerin özellikleri, Farklı derecelerde oksidasyon gösterebilen elementlerden oluşur. biliniyor ki hipokloröz asit HClO çok zayıf klorlu asit HClO 2 ayrıca zayıf, ancak hipokloröz, hipokloröz asit HClO3'ten daha güçlüdür güçlü. Perklorik asit HClO 4 aşağıdakilerden biridir en güçlü inorganik asitler.

Asidik ayrışma için (H iyonunun ortadan kaldırılmasıyla), O-H bağının bölünmesi gereklidir. HClO - HClO 2 - HClO 3 - HClO 4 serisinde bu bağın kuvvetinin azalmasını nasıl açıklayabiliriz? Bu seride merkezi klor atomuna bağlı oksijen atomlarının sayısı artar. Her yeni oksijen-klor bağı oluştuğunda, elektron yoğunluğu klor atomundan ve dolayısıyla O-Cl tekli bağından çekilir. Sonuç olarak elektron yoğunluğu O-H bağını kısmen terk eder ve sonuç olarak zayıflar.

Bu model - merkezi atomun oksidasyon derecesinin artmasıyla asidik özelliklerin güçlendirilmesi - sadece klorun değil aynı zamanda diğer elementlerin de karakteristiğidir.Örneğin, nitrojenin oksidasyon durumunun +5 olduğu nitrik asit HNO 3, nitröz asit HNO 2'den daha güçlüdür (nitrojenin oksidasyon durumu +3'tür); sülfürik asit H2S04 (S +6), sülfürik asit H2S03'ten (S +4) daha güçlüdür.

Asitlerin elde edilmesi

1. Oksijensiz Asitler Elde Edilebilir metal olmayanların hidrojenle doğrudan birleştirilmesiyle.

H2 + Cl2 → 2HCl,

H 2 + S ⇆ H 2 S

2. Oksijen içeren bazı asitler elde edilebilir asit oksitlerin su ile etkileşimi.

3. Hem oksijensiz hem de oksijen içeren asitler elde edilebilir metabolik reaksiyonlarla tuzlar ve diğer asitler arasında.

BaBr 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2НВr

CuSO 4 + H 2 S = H 2 SO 4 + CuS↓

FeS + H2S04 (pa zb) = H2S + FeS04

NaCl (T) + H2S04 (kons.) = HCl + NaHSO4

AgNO3 + HCl = AgCl↓ + HNO3

CaCO3 + 2HBr = CaBr2 + C02 + H20

4. Bazı asitler kullanılarak elde edilebilir redoks reaksiyonları.

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

3P + 5HNO3 + 2H20 = ZN3PO4 + 5NO2

Ekşi tat, göstergeler üzerindeki etki, elektriksel iletkenlik, metallerle etkileşim, bazik ve amfoterik oksitler, bazlar ve tuzlar, alkollerle ester oluşumu - bu özellikler inorganik ve organik asitler için ortaktır.

iki tür reaksiyona ayrılabilir:

1) genelİçin asitler reaksiyonlar sulu çözeltilerde hidronyum iyonu H3O+ oluşumuyla ilişkilidir;

2) özel(yani karakteristik) reaksiyonlar spesifik asitler.

Hidrojen iyonu girebilir redoks reaksiyon, hidrojene indirgenme ve bileşik bir reaksiyonda yalnız elektron çiftlerine sahip negatif yüklü veya nötr parçacıklarla, yani. asit-baz reaksiyonları.

Asitlerin genel özellikleri, asitlerin hidrojene kadar voltaj serisindeki metallerle reaksiyonlarını içerir, örneğin:

Zn + 2Н + = Zn 2+ + Н 2

Asit-baz reaksiyonları, bazik oksitler ve bazların yanı sıra ara, bazik ve bazen asidik tuzlarla reaksiyonları içerir.

2 CO3 + 4HBr = 2CuBr2 + C02 + 3H20

Mg(HCO3)2 + 2HCl = MgCl2 + 2CO2 + 2H2O

2KHSO3 + H2SO4 = K2SO4 + 2SO2 + 2H2O

Polibazik asitlerin adım adım ayrıştığını ve sonraki her adımda ayrışmanın daha zor olduğunu, bu nedenle aşırı asitle ortalama olanlardan ziyade asidik tuzların çoğunlukla oluştuğunu unutmayın.

Ca3 (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 + H3PO4 = NaH2PO4 + H20

KOH + H2S = KHS + H20

İlk bakışta asit tuzlarının oluşumu şaşırtıcı görünebilir tek bazlı hidroflorik asit. Ancak bu gerçek açıklanabilir. Diğer tüm hidrohalik asitlerin aksine, çözeltilerdeki hidroflorik asit kısmen polimerize edilir (hidrojen bağlarının oluşması nedeniyle) ve içinde çeşitli parçacıklar (HF) X, yani H2F2, H3F3, vb. mevcut olabilir.

Asit-baz dengesinin özel bir durumu - asitlerin ve bazların, çözeltinin asitliğine bağlı olarak rengini değiştiren göstergelerle reaksiyonları. Göstergeler nitel analizde asitleri ve bazları tespit etmek için kullanılırçözümlerde.

En sık kullanılan göstergeler şunlardır: turnusol(V doğalçevre mor, V ekşi - kırmızı, V alkalin - mavi), metil turuncu(V ekşiçevre kırmızı, V doğal - turuncu, V alkalin - sarı), fenolftalein(V son derece alkaliçevre ahududu kırmızısı, V nötr ve asidik - renksiz).

Belirli özellikler farklı asitler iki tipte olabilir: birincisi, oluşuma yol açan reaksiyonlar çözünmeyen tuzlar, ve ikincisi, redoks dönüşümleri. H + iyonunun varlığıyla ilişkili reaksiyonlar tüm asitler için ortaksa (asitlerin tespiti için nitel reaksiyonlar), bireysel asitler için nitel reaksiyonlar olarak spesifik reaksiyonlar kullanılır:

Ag + + Cl - = AgCl (beyaz çökelti)

Ba 2+ + SO 4 2- = BaSO 4 (beyaz çökelti)

3Ag + + PO 4 3 - = Ag 3 PO 4 (sarı çökelti)

Asitlerin bazı spesifik reaksiyonları redoks özelliklerinden kaynaklanmaktadır.

Sulu bir çözeltideki anoksik asitler yalnızca oksitlenebilir.

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

H 2 S + Br 2 = S + 2НВг

Oksijen içeren asitler, yalnızca içlerindeki merkezi atomun, örneğin sülfürik asitte olduğu gibi, daha düşük veya orta bir oksidasyon durumunda olması durumunda oksitlenebilir:

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

Merkez atomunun maksimum oksidasyon durumuna (S +6, N +5, Cr +6) sahip olduğu birçok oksijen içeren asit, güçlü oksitleyici ajanların özelliklerini gösterir. Konsantre H 2 SO 4 güçlü bir oksitleyici ajandır.

Cu + 2H 2 SO 4 (kons.) = CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O

Pb + 4HNO3 = Pb(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O

C + 2H 2 SO 4 (kons.) = CO 2 + 2SO 2 + 2H 2 O

Şunu unutmamak gerekir:

• Asit çözeltileri, elektrokimyasal voltaj serisinde hidrojenin solundaki metallerle, bir dizi koşula bağlı olarak reaksiyona girer; bunlardan en önemlisi, reaksiyon sonucunda çözünür bir tuzun oluşmasıdır. HNO 3 ve H 2 SO 4'ün (kons.) metallerle etkileşimi farklı şekilde ilerler.

Soğuktaki konsantre sülfürik asit alüminyum, demir ve kromu pasifleştirir.

• Suda asitler hidrojen katyonlarına ve asit kalıntılarının anyonlarına ayrışır, örneğin:

• İnorganik ve organik asitler, çözünür bir tuz oluşması koşuluyla bazik ve amfoterik oksitlerle reaksiyona girer:

• Her iki asit de bazlarla reaksiyona girer. Polibazik asitler hem ara hem de asit tuzları oluşturabilir (bunlar nötrleştirme reaksiyonlarıdır):

• Asitler ve tuzlar arasındaki reaksiyon yalnızca bir çökelti veya gaz oluştuğunda meydana gelir:

H3PO4'ün kireçtaşı ile etkileşimi, yüzeyde çözünmeyen son Ca3 (PO4) 2 çökeltisinin oluşması nedeniyle duracaktır.

Nitrik HNO 3 ve konsantre sülfürik H 2 SO 4 (kons.) asitlerin özelliklerinin özellikleri, basit maddelerle (metaller ve metal olmayanlar) etkileşime girdiklerinde oksitleyici maddelerin H + katyonları olmayacağı gerçeğinden kaynaklanmaktadır. ancak nitrat ve sülfat iyonları. Bu tür reaksiyonların bir sonucu olarak hidrojen H2'nin oluşmamasını, ancak başka maddelerin elde edilmesini beklemek mantıklıdır: konsantrasyona bağlı olarak mutlaka tuz ve suyun yanı sıra nitrat veya sülfat iyonlarının indirgenmesinin ürünlerinden biri. asitlerin miktarı, metalin gerilim serisindeki konumu ve reaksiyon koşulları (sıcaklık, metalin öğütülme derecesi vb.).

HNO3 ve H2SO4'ün (kons.) kimyasal davranışının bu özellikleri, kimyasal yapı teorisinin, madde moleküllerindeki atomların karşılıklı etkisi hakkındaki tezini açıkça göstermektedir.

Volatilite ve stabilite (istikrar) kavramları sıklıkla karıştırılmaktadır. Uçucu asitler, molekülleri kolayca gaz haline geçen, yani buharlaşan asitlerdir. Örneğin hidroklorik asit uçucu fakat kararlı bir asittir. Kararsız asitlerin uçuculuğunu yargılamak imkansızdır. Örneğin uçucu olmayan, çözünmeyen silisik asit, suya ve Si02'ye ayrışır. Hidroklorik, nitrik, sülfürik, fosforik ve diğer bazı asitlerin sulu çözeltileri renksizdir. Sulu bir kromik asit H2CrO4 çözeltisi sarı renktedir ve manganez asit HMn04 koyu kırmızıdır.

Sınava girmek için referans materyali:

Periyodik tablo

Çözünürlük tablosu

1) Asitlerle reaksiyonlarda bu bileşikler sıradan bazlar gibi temel özellikler sergiler:

Al(OH)3 + 3HCl → AlCl3 + 3H20; Zn(OH)2 + H2S04 → ZnS04 + 2H20.

2) Amfoterik hidroksitler bazlarla reaksiyona girerek asidik özellikler göstererek tuzlar oluştururlar. Bu durumda amfoterik metal asit anyonunun bir parçasıdır. Amfoterik metaller reaksiyon koşullarına bağlı olarak farklı asit kalıntıları oluşturabilir:

Sulu çözeltide:

Al(OH)3 + 3NaOH → Na3; Zn(OH)2 + 2NaOH →Na2,

Katıları eritirken:

Al(OH)3 + NaOH → NaAlO2 + 2H20; Zn(OH)2 + 2NaOH →Na2ZnO2 + 2H20

Oksitler

Oksitler, biri oksijen olan ve -2 oksidasyon durumunda olan iki elementten oluşan maddelerdir. Özelliklerine göre bazik, amfoterik ve asidik olarak ayrılırlar.

Temel oksitler – Bunlar temel özelliklere sahip metal oksitlerdir. Bunlar +1 ve +2 oksidasyon durumlarına sahip metal oksitlerin çoğunu içerir.

Amfoterik oksitler– Koşullara bağlı olarak bazik veya asidik özellikler gösterebilirler. Bunlar, oksidasyon durumu +3 ve +4 olan çoğu metalin oksitlerinin yanı sıra +2 oksidasyon durumuna sahip bazı metal oksitleri, örneğin Al203, Cr203, ZnO, BeO'yu içerir.

Asidik oksitler– bunlar metal olmayan oksitler ve metalin oksidasyon durumunun +5 veya daha yüksek olduğu metal oksitlerdir. Bu oksitler asidik özelliklere sahiptir ve asitler oluşturur.

Bazik oksitlerin özellikleri

1) Bazik oksitler, çözünür bir hidroksit oluştuğunda suyla reaksiyona girer:

CaO + H20 → Ca(OH)2; Na20 + H20 → 2NaOH.

2) Bazik oksitler asidik oksitlerle reaksiyona girebilir:

CaO + S03 → CaS04; Na20 + C02 → Na2C03 .

3) Bazik oksitler asitlerle reaksiyona girer:

MgO + 2HCl → MgCl2 + H20; Na20 + 2HNO3 → 2NaNO3 + H20.

Amfoterik oksitlerin özellikleri

1) Sıradan bazik oksitler gibi asitlerle reaksiyona girerler:

Al203 + 6HCl → 2AlCl3 + 3H20; ZnO + H2S04 → ZnS04 + 2H2O.

2) Bazlarla reaksiyonlarda asidik özellikler gösterirler ve amfoterik hidroksitlerle aynı asidik anyonları oluştururlar:

Al203 + 6NaOH + 3H20 → 2Na3;

ZnO + 2NaOH + H20 → Na2.

Katıları eritirken:

Al203 + 2NaOH → 2NaAlO2 + H20; ZnO + 2NaOH →Na2ZnO2 + H20.

Asit oksitlerin özellikleri

1) Çözünür bir asit elde edilirse suyla reaksiyona girer:

S03 + H20 → H2S04; P 2 Ö 5 + 3H 2 Ö → 2H 3 PO 4.

2) Asidik oksitler bazik oksitlerle reaksiyona girebilir:

S03 + MgO → CaS04; CO 2 + CaO → CaCO 3 .

3) Asidik oksitler bazlarla reaksiyona girer:

S03 + NaOH → Na2S04 + H20; C02 + Ca(OH)2 → CaC03 + H20.

Tuzlar

Tuzlar- bunlar birincil ayrışma sırasında ne H + iyonlarının ne de OH - iyonlarının oluşmadığı maddelerdir. Bunlar asit ve bazların etkileşiminin ürünleridir.

Örneğin: NaCl=Na + +Cl - ;

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

AlOH(NO3)2 =AlOH2+ +2NO3 -

Orta tuzlar, H + ve OH - içermeyen anyonlardan ve katyonlardan oluşur, örneğin: Na2S04 - sodyum sülfat, CaC03 - kalsiyum karbonat. Asit tuzları H + hidrojen katyonunu içerir, örneğin: NaHC03 - sodyum bikarbonat. Bazik tuzlar OH - anyonunu içerir, örneğin (CaOH)2C03 - kalsiyum hidroksikarbonat.

Tüm tuzların kimyasal özellikleri değişim reaksiyonları ile karakterize edilir.

1) Tuzlar asitlerle reaksiyona girebilir:

a) Kuvvetli bir asit, zayıf bir asidi tuzundan uzaklaştırır.

Na2Si03 + 2HCl → 2NaCl + H2Si03 ↓.

b) Bir polibazik asit, orta tuzuyla reaksiyona girerek asit tuzları oluşturabilir.

Na2C03 + H2C03 → 2NaHC03; CuS04 + H2S04 → Cu(HSO4) 2.

2) Reaksiyon çözünmeyen bir maddeyle sonuçlanırsa, çözünür tuzlar çözünür bazlarla reaksiyona girebilir:

2NaOH + CuS04 → Cu(OH)2 ↓ + Na2S04;

Ba(OH)2 + Na2S04 → BaS04 ↓ + 2NaOH.

3) Reaksiyon çözünmeyen bir maddeyle sonuçlanırsa, iki çözünür tuz birbiriyle reaksiyona girebilir:

NaCl + AgNO3 → NaNO3 + AgCl↓.

4) Tuzlar metallerle reaksiyona girebilir. Bu reaksiyonlarda aktif metal, daha az aktif olan metali tuzundan uzaklaştırır.

Koşullara bağlı olarak hem asitlerle hem de bazlarla reaksiyona giren hidroksitler vardır. İkili bir doğa sergileyen bu bileşiklere amfoterik hidroksitler denir. Tüm bazlar gibi bir metal katyonu ve bir hidroksit iyonundan oluşurlar. Yalnızca aşağıdaki metalleri içeren hidroksitler asit ve baz olarak hareket etme özelliğine sahiptir: Be, Zn, Al, Pb, Sn, Ga, Cd, Fe, Cr(III), vb. Periyodik Tablo D'den görülebileceği gibi . VE. Mendeleev'e göre, ikili doğaya sahip hidroksitler, metal olmayanlara en yakın olan metalleri oluşturur. Bu tür elementlerin ara formlar olduğuna ve metallere ve metal olmayanlara bölünmenin oldukça keyfi olduğuna inanılmaktadır.

Amfoterik hidroksitler katı, toz halinde, ince kristalli maddelerdir; çoğunlukla beyaz renktedir, suda çözünmez ve akımı zayıf bir şekilde iletir (zayıf elektrolitler). Ancak bu bazların bazıları asitlerde ve alkalilerde çözünebilir. Sulu çözeltilerde “ikili bileşiklerin” ayrışması asitlerin ve bazların türüne göre gerçekleşir. Bunun nedeni, metal ve oksijen atomları (Me-O) ile oksijen ve hidrojen atomları (O-H) arasındaki tutma kuvvetinin pratik olarak eşit olmasıdır; Me - O - H. Dolayısıyla bu bağlar aynı anda kırılacak ve bu maddeler H+ katyonlarına ve OH- anyonlarına ayrışacaktır.

Amfoterik hidroksit - Be(OH) 2 - bu bileşiklerin ikili yapısının doğrulanmasına yardımcı olacaktır. Berilyum hidroksitin bir asit ve bir baz ile etkileşimini ele alalım.

1. Be(OH)2 + 2HCl-BeCl2 +2H20.

2. Be(OH)2 + 2KOH - K2 - potasyum tetrahidroksoberilat.

İlk durumda, sonucu tuz ve su oluşumu olan bir nötrleştirme reaksiyonu meydana gelir. İkinci durumda, reaksiyon ürünü şöyle olacaktır: Nötralizasyon reaksiyonu istisnasız tüm hidroksitler için tipiktir, ancak kendi türleriyle etkileşim yalnızca amfoterik olanlar için tipiktir. Bu tür ikili özellikler aynı zamanda diğer amfoterik bileşikler - oksitler ve onları oluşturan metaller tarafından da sergilenecektir.

Bu tür hidroksitlerin diğer kimyasal özellikleri tüm bazların karakteristik özelliği olacaktır:

1. Termal bozunma, reaksiyon ürünleri - karşılık gelen oksit ve su: Be(OH)2 -BeO+H2O.

Ayrıca amfoterik hidroksitlerin etkileşime girmediği maddeler olduğunu da hatırlamanız gerekir; çalışmıyor, bu:

1. metal olmayanlar;
2. metaller;
3. çözünmeyen bazlar;
4. amfoterik hidroksitler.
5. orta tuzlar.

Bu bileşikler, karşılık gelen tuz çözeltilerinin alkali ile çökeltilmesiyle elde edilir:

BeCl2 + 2KOH - Be(OH)2 + 2KCl.

Bu reaksiyon sırasında bazı elementlerin tuzları, özellikleri neredeyse tamamen ikili yapıya sahip hidroksitlerin özelliklerine tekabül eden bir hidrat oluşturur. Çift özelliklere sahip bazlar, doğada bulundukları formda (boksit, götit vb.) Minerallerin bileşimine dahil edilir.

Dolayısıyla amfoterik hidroksitler, kendileriyle reaksiyona giren maddenin doğasına bağlı olarak baz veya asit görevi görebilenlerdir. Çoğu zaman karşılık gelen metali (ZnO-Zn(OH) 2; BeO - Be(OH) 2), vb.) içeren amfoterik oksitlere karşılık gelirler.