Amfoterik hidroksitler ve oksitler. Amfoterik bileşikler

Video eğitimi 2: Amfoterik hidroksitler. Deneyler

Ders: karakteristik Kimyasal özellikler bazlar ve amfoterik hidroksitler

Hidroksitler ve sınıflandırılması

Bildiğiniz gibi bazlar metal atomlarından ve bir hidrokso grubundan (OH -) oluşur, bu nedenle bunlara hidroksit adı da verilir. Bazların çeşitli sınıflandırmaları vardır.

1. Su ile ilgili olarak ikiye ayrılırlar:

çözünür,

çözünmez.

Çözünür bazlar, alkali ve alkali toprak metallerinin hidroksitlerini içerir, bu yüzden bunlara alkaliler denir. Amonyum hidroksit de bu gruba dahil edilebilir ancak öncekinden farklı olarak daha zayıf bir elektrolittir. Diğer metallerin oluşturduğu bazlar suda çözünmez. Sulu bir çözeltideki alkaliler tamamen metal katyonlarına ve hidroksit anyonlarına - OH - iyonlarına ayrışır. Örneğin: NaOH → Na + + OH - .

2. Diğer kimyasallarla etkileşimlerine bağlı olarak hidroksitler ikiye ayrılır:

bazik hidroksitler,

asit hidroksitler (oksijen içeren asitler),

amfoterik hidroksitler.

Bu bölünme metal katyonunun yüküne bağlıdır. Katyonun yükü +1 veya +2 ​​olduğunda hidroksit bazik özelliklere sahip olacaktır. Amfoterik bazlar, metal katyonları +3 ve +4 yüke sahip olan hidroksitlerdir.

Ancak bir takım istisnalar vardır:

La(OH)3, Bi(OH)3, Tl(OH)3 – bazlar;

Be (OH)2 , Sn(OH)2 , Pb(OH)2 , Zn(OH)2 , Ge(OH)2 amfoterik bazlardır.

Bazların kimyasal özellikleri

Bazlar asitlerle ve asit oksitlerle reaksiyona girebilir. Etkileşim sırasında tuzlar ve su oluşur:

Ba(OH)2 + C02 → BaC03 + H20;

KOH + HCl → KCl + H20.

Alkaliler ve amonyum hidroksit, yalnızca çözünmeyen bazların oluşması durumunda her zaman tuz çözeltileriyle reaksiyona girer:

2KOH + FeCl2 → 2KCl + Fe(OH)2;

6NH4OH + Al2 (S04) 3 → 2Al(OH)3 + 3(NH4)2SO 4 .

Bir asidin bir bazla reaksiyonuna nötrleşme denir. Bu reaksiyon sırasında asit katyonları H+ ve baz anyonları OH- su moleküllerini oluşturur. Bundan sonra çözelti ortamı nötr hale gelir. Sonuç olarak ısı açığa çıkmaya başlar. Çözeltilerde bu, sıvının kademeli olarak ısınmasına yol açar. Güçlü çözeltiler söz konusu olduğunda ısı, sıvının kaynamaya başlaması için fazlasıyla yeterlidir. Nötralizasyon reaksiyonunun oldukça hızlı gerçekleştiği unutulmamalıdır.

Amfoterik hidroksitlerin kimyasal özellikleri

Amfoterik bazlar hem asitlerle hem de alkalilerle reaksiyona girer. Etkileşim sırasında tuz ve su oluşur. Asitlerle herhangi bir reaksiyona girdiğinde amfoterik bazlar her zaman tipik bazların özelliklerini gösterir:

Cr(OH)3 + 3HCl → CrCl3 + 3H20.

Alkalilerle reaksiyon sırasında amfoterik bazlar asitlerin özelliklerini sergileyebilir. Alkalilerle füzyon sürecinde tuz ve su oluşur.

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 DI. 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, çoğunlukla beyaz renkte olan, suda çözünmeyen ve zayıf bir şekilde akım ileten (zayıf elektrolitler) katı, toz halinde, ince kristalli maddelerdir. 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 etkileşimi yalnızca amfoterik olanlar için tipiktir. Bu tür ikili özellikler aynı zamanda diğer amfoterik bileşikler - oksitler ve bunların oluşturulduğu metallerin kendileri 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.

İnorganik kimyasal bileşiklerin üç ana sınıfı vardır: oksitler, hidroksitler ve tuzlar. Birincisi iki gruba ayrılır: tuz oluşturmayan (bunlar arasında karbon monoksit, nitröz oksit, nitrojen monoksit vb. bulunur) ve tuz oluşturan, bunlar da bazik, asidik ve amfoteriktir. Hidroksitler asitlere, bazlara ve amfoterik olarak ayrılır. Bazik, asidik, orta ve çift tuzlar vardır. Amfoterik oksitler ve hidroksitler aşağıda daha ayrıntılı olarak açıklanacaktır.

Amfoterlik nedir?

Bu, inorganik bir kimyasalın reaksiyon koşullarına bağlı olarak hem asidik hem de bazik özellikler sergileme yeteneğidir. Bu tür özelliğe sahip maddeler arasında oksitler ve hidroksitler bulunabilir. Bunlardan ilki kalay, berilyum, manganez, çinko, demir (II), (III) oksit ve dioksitidir. Amfoterik hidroksitler aşağıdaki maddelerle temsil edilir: berilyum, alüminyum, demir (II) hidroksit, demir ve alüminyum metahidroksit, titanyum dihidroksit-oksit. Yukarıda sıralanan bileşiklerin en yaygın ve sıklıkla kullanılanları demir ve alüminyum oksit ile bu metallerin hidroksitleridir.

Amfoterik oksitlerin kimyasal özellikleri

Amfoterik oksitler hem asidik hem de bazik bileşiklerin özelliklerine sahiptir. Asidik oldukları için alkalilerle etkileşime girebilirler. Bu tip reaksiyonlarda tuz ve su oluşur. Ayrıca bazik oksitlerle kimyasal olarak reaksiyona girerler. Temel özelliklerini sergileyerek asitlerle etkileşime girerek tuz ve su oluşumunun yanı sıra tuzun elde edilebileceği asidik oksitlerle sonuçlanırlar.

Amfoterik oksitleri içeren reaksiyon denklemlerinin örnekleri

AI 2 O 3 + 2KOH = 2KAIO 2 + H 2 O - bu reaksiyon amfoterik oksitlerin asidik özelliklerini gösterir. 2АІ 2 О 3 + 6НІ = 4АІСІ 3 + 3Н 2 О; АІ 2 О 3 + 3СО 2 = АІ2(СО 3) 3 - bu denklemler, bu tür oksitlerin temel kimyasal özelliklerine bir örnek teşkil eder.

Amfoterik hidroksitlerin kimyasal özellikleri

Hem güçlü asitlerle hem de alkalilerle kimyasal olarak reaksiyona girebilirler ve bazıları zayıf asitlerle de reaksiyona girebilirler. Hepsi yüksek sıcaklıklara maruz kaldığında oksit ve suya ayrışır. Amfoterik hidroksit bir asitle reaksiyona girdiğinde tuz ve su oluşur. Bu tür hidroksitlerin tümü suda çözünmez ve bu nedenle yalnızca belirli bileşiklerin çözeltileriyle reaksiyona girebilir, ancak kuru maddelerle reaksiyona giremez.

Amfoterik oksitlerin fiziksel özellikleri, hazırlanma ve uygulama yöntemleri

Ferum(II) oksit belki de en yaygın amfoterik oksittir. Bunu elde etmenin pek çok yolu var. Endüstride yaygın olarak kullanılmaktadır. Diğer amfoterik oksitler de metalurjiden gıda endüstrisine kadar birçok endüstride kullanılmaktadır.

Ferum (II) oksidin görünümü, hazırlanması ve kullanımı

Siyah bir katıdır. Kristal kafesi sofra tuzununkine benzer. Doğada wustit minerali olarak bulunur.
Verilen kimyasal bileşik dört farklı yolla elde edilir. Birinci- karbon monoksit kullanılarak demir (III) oksidin indirgenmesi. Bu durumda bu iki maddeyi aynı miktarda karıştırarak iki kısım demir (II) oksit ve bir kısım karbondioksit elde edebilirsiniz. İkinci yöntem hazırlık - herhangi bir yan ürün oluşmadan demirin oksitleri, örneğin ferum (III) oksit ile etkileşimi.

Bununla birlikte, böyle bir reaksiyon için, 900-1000 santigrat derece gibi yüksek sıcaklık şeklinde koşullar yaratmak gerekir. Üçüncü yol- demir ve oksijen arasındaki reaksiyon, bu durumda sadece demir (II) oksit oluşur. Uygulamaya bu süreç Başlangıç ​​maddelerinin ısıtılması da gerekli olacaktır. Dördüncü yöntem elde edilen demir oksalattır. Bu reaksiyon yüksek sıcaklıkların yanı sıra vakum gerektirir. Sonuç olarak 1:1:1 oranında ferum (II) oksit, karbondioksit ve karbon monoksit oluşur. Yukarıda yazılanlardan, en basit ve özel şartlar gerektirmeyen bu maddeyi elde etmenin ilk yöntemi olduğu sonucuna varabiliriz. Demir (II) oksit, dökme demirin eritilmesinde kullanılır; aynı zamanda bazı boyaların bileşenlerinden biridir ve çeliğin karartılması işleminde kullanılır.

Demir(III) oksit

Bu, yukarıda açıklanandan daha az yaygın olan amfoterik oksit değildir. Şu tarihte: normal koşullar kırmızı-kahverengi renkte katı bir maddedir. Doğada mücevher üretiminde kullanılan hematit minerali formunda bulunabilir. Endüstride bu madde alındı geniş uygulama: Bazılarını renklendirmek için kullanılır Yapı malzemeleri Baskı dahil boya ve emaye imalatında tuğla, kaldırım levhaları vb. Söz konusu madde aynı zamanda E172 adı verilen gıda boyası görevi de görüyor. Kimya endüstrisinde amonyak üretiminde katalizör olarak kullanılır.

Alüminyum oksit

Amfoterik oksitler ayrıca listelerinde alüminyum oksit içerir. Bu madde normal koşullar altında katı haldedir. Bu oksidin rengi beyazdır. Doğada bir kısmı alümina, safir ve yakut şeklinde bulunabilir. Esas olarak kullanılır kimyasal endüstri bir katalizör olarak. Ancak seramik imalatında da kullanılır.

Çinko oksit

Bu kimyasal bileşik aynı zamanda amfoteriktir. Bu renksiz katı suda çözünmez. Esas olarak çeşitli çinko bileşiklerinin ayrışması yoluyla elde edilir. Örneğin nitrat. Bu çinko oksit, nitrojen dioksit ve oksijeni serbest bırakır. Bu maddeyi çinko karbonatın ayrışması yoluyla da elde edebilirsiniz. Bu reaksiyonda istenilen bileşiğe ek olarak karbondioksit de açığa çıkar. Çinko hidroksitin oksit ve suya ayrışması da mümkündür. Yukarıdaki işlemlerin üçünün de gerçekleştirilebilmesi için yüksek sıcaklığa maruz kalmak gerekir. Çinko oksit çeşitli endüstrilerde, örneğin kimya endüstrisinde (katalizör olarak), cam üretiminde, tıpta cilt kusurlarının tedavisinde kullanılır.

Berilyum oksit

Esas olarak bu elementin hidroksitinin termal ayrışmasıyla elde edilir. Bu aynı zamanda su da üretir. Katı, renksiz bir maddeye benziyor. Bu oksit, ısıya dayanıklı bir malzeme olarak çeşitli endüstrilerde uygulama alanı bulur.

Kalay oksit

Var koyu renk, normal koşullar altında katı bir duruma sahiptir. Diğer birçok amfoterik oksit gibi hidroksitin ayrışması yoluyla elde edilebilir. Bunun sonucunda söz konusu madde ve su oluşur. Bu aynı zamanda yüksek sıcaklığa maruz kalmayı da gerektirir. Bu bileşik kimya endüstrisinde redoks reaksiyonlarında indirgeyici madde olarak kullanılır ve daha az yaygın olarak katalizör olarak kullanılır.

Amfoterik hidroksitlerin özellikleri, hazırlanması ve uygulanması

Amfoterik hidroksitler oksitlerden daha az yaygın olarak kullanılmaz. Çok yönlü kimyasal davranışları nedeniyle esas olarak her türlü bileşiğin hazırlanmasında kullanılırlar. Ayrıca pillerin üretiminde demir hidroksit (renksiz bir katı) kullanılır; alüminyum hidroksit - su arıtma için; berilyum hidroksit - oksit elde etmek için.

Hidroksitlerin ve oksitlerin amfoterisitesi (özelliklerin ikiliği) Birçok elementin birleşimi iki tip tuzun oluşumunda kendini gösterir. Örneğin alüminyum hidroksit ve oksit için:

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

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

b) 2Al(OH)3 + Na2O = 2NaAlO2 + 3H2O (erimiş halde)

Al2O3 + 2NaOH(ler) = 2NaAlO2 + H2O (erimiş halde)

(a) reaksiyonlarında Al(OH)3 ve Al2O3, bazik hidroksitlerin ve oksitlerin özelliklerini gösterirler, yani alkaliler gibi asitler ve asidik oksitlerle reaksiyona girerek alüminyumun Al3+ katyonu olduğu bir tuz oluştururlar.

Aksine, (b) reaksiyonlarında Al(OH)3 ve Al2O3, asidik hidroksitlerin ve oksitlerin işlevini yerine getirerek, alüminyum atomu AlIII'ün anyonun (asit kalıntısı) AlO2− parçası olduğu bir tuz oluşturur.

Alüminyum elementinin kendisi bu bileşiklerde bir metalin ve bir metal olmayanın özelliklerini sergiler. Bu nedenle alüminyum amfoterik bir elementtir.

A grubu elementleri - Be, Ga, Ge, Sn, Pb, Sb, Bi ve diğerleri ve çoğu B grubu elementi - Cr, Mn, Fe, Zn, Cd ve diğerleri de benzer özelliklere sahiptir.

Örneğin çinkonun amfoterik yapısı aşağıdaki reaksiyonlarla kanıtlanmıştır:

a) Zn(OH)2 + N2O5 = Zn(NO3)2 + H2O

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

b) Zn(OH)2 + Na2O = Na2ZnO2 + H2O

ZnO + 2NaOH(ler) = Na2ZnO2 + H2O

Amfoterik bir elementin bileşiklerde birden fazla oksidasyon durumu varsa, amfoterik özellikler en açık şekilde bir ara oksidasyon durumunda ortaya çıkar.

Örneğin kromun bilinen üç oksidasyon durumu vardır: +II, +III ve +VI. CrIII durumunda, asidik ve bazik özellikler yaklaşık olarak eşit olarak ifade edilirken, CrII'de temel özelliklerin üstünlüğü ve CrVI'da - asidik özellikler vardır:

CrII → CrO, Cr(OH)2 → CrSO4

CrIII → Cr2O3, Cr(OH)3 → Cr2(SO4)3 veya KCrO2

CrVI → CrO3, H2CrO4 → K2CrO4

Çoğu zaman, +III oksidasyon durumundaki elementlerin amfoterik hidroksitleri meta formda da bulunur, örneğin:

AlO(OH) - alüminyum metahidroksit

FeO(OH) demir metahidroksittir ("Fe(OH)3" orto formu mevcut değildir).

Amfoterik hidroksitler pratik olarak suda çözünmez; bunları elde etmenin en uygun yolu, zayıf bir baz - amonyak hidrat kullanılarak sulu bir çözeltiden çökeltmektir:

Al(NO3)3 + 3(NH3 H2O) = Al(OH)3↓ + 3NH4NO3 (20 °C)

Al(NO3)3 + 3(NH3 H2O) = AlO(OH)↓ + 3NH4NO3 + H2O (80 °C)

Bu tür bir değişim reaksiyonunda fazla miktarda alkali kullanılırsa, alüminyum amfoterik yapısından dolayı bir anyona dönüştüğü için alüminyum hidroksit çökelmeyecektir:

Al(OH)3(s) + OH− = −

Bu tür reaksiyonlar için moleküler denklem örnekleri:

Al(NO3)3 + 4NaOH(fazla) = Na + 3NaNO3

ZnSO4 + 4NaOH(fazla) = Na2 + Na2SO4

Ortaya çıkan tuzlar karmaşık bileşikler (karmaşık tuzlar) olarak sınıflandırılır: karmaşık anyonları - ve 2− içerirler. Bu tuzların isimleri:

Na - sodyum tetrahidroksialüminat

Na2 - sodyum tetrahidroksozinkat

Alüminyum veya çinko oksitlerin katı alkali ile reaksiyon ürünleri farklı şekilde adlandırılır:

NaAlO2 - sodyum dioksoalüminat(III)

Na2ZnO2 - sodyum dioksosinkat(II)

Bu tip karmaşık tuzların çözeltilerinin asitleştirilmesi, karmaşık anyonların tahrip olmasına yol açar:

− → Al(OH)3 → Al3+

Örneğin: 2Na + CO2 = 2Al(OH)3↓ + NaHCO3

Birçok amfoterik element için, hidratlı oksitler, örneğin MnO2 nH2O, Sb2O5 nH2O, hidroksitler yerine sulu bir çözeltiden çökeldiğinden, hidroksitlerin kesin formülleri bilinmemektedir.

Serbest formdaki amfoterik elementler hem tipik asitlerle hem de alkalilerle etkileşime girer:

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

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

Her iki reaksiyonda da tuzlar oluşur ve söz konusu element bir durumda katyonun, ikinci durumda ise anyonun bir parçasıdır.

Alüminyum halojenürler normal koşullar altında - renksiz kristal

maddeler. Alüminyum halojenürler arasında AlF3'ün özellikleri büyük ölçüde farklılık gösterir.

meslektaşlarından. Refrakterdir, suda az çözünür, kimyasal olarak

aktif değil. AlF3 üretmenin ana yöntemi susuz HF'nin etkisine dayanmaktadır.

Al2O3 veya Al üzerinde:

Al2O3 + 6HF = 2AlF3 + 3H2O

Klor, brom ve iyotlu alüminyum bileşikleri eriyebilir, çok

Sadece suda değil aynı zamanda birçok suda reaktif ve yüksek oranda çözünür.

organik çözücüler. Etkileşim alüminyum halojenürler su ile

önemli bir ısı salınımı eşlik eder. Hepsi sulu çözeltide

yüksek oranda hidrolize edilmiştir, ancak tipik asit halojenürlerden farklı olarak

metal olmayanların hidrolizi eksiktir ve geri dönüşümlüdür. Zaten gözle görülür derecede değişken olmak

normal koşullar altında AlCl3, AlBr3 ve AlI3 sigara içiyor nemli hava

(hidroliz nedeniyle). Doğrudan etkileşim yoluyla elde edilebilirler

basit maddeler.

Kompleks halojenürler(halojenometalatlar), örneğin halojen atomlarının ligand olduğu karmaşık anyonlar içerir. Potasyum heksakloroplatinat(IV) K2, sodyum heptaflorotantalat(V) Na, lityum heksafloroarsenat(V) Li. maks. termal Floro-, oksofloro- ve klorometalatlar dirençlidir. Bağların doğası gereği iyonik bileşikler karmaşık halojenürlere yakındır. NF4+, N2F3+, C1F2+, XeF+ vb. katyonlarla.

Birçok halojenür, sıvı ve gaz fazlarında köprü bağlarının oluşmasıyla birleşme ve polimerizasyonla karakterize edilir. maks. Grup I ve II metal halojenürler, AlC13, Sb ve geçiş metali pentaflorürler ve MOF4 oksoflorürler buna eğilimlidir. Örneğin metal-metal bağına sahip halojenürler bilinmektedir. Hg2Cl2.

Florürler özellikleri bakımından diğer halojenürlerden önemli ölçüde farklılık gösterir. Bununla birlikte, basit halojenürlerde bu farklılıklar halojenlerin kendisinden daha az belirgindir ve karmaşık halojenürlerde ise basit olanlardan daha az belirgindir.

Örneğin birçok kovalent halojenür (özellikle florürler) güçlü Lewis asitlerine sahiptir. AsF5, SbF5, BF3, A1C13. Florürler süper asitlerin bir parçasıdır. Daha yüksek halojenürler metaller ve H2 tarafından indirgenir, örneğin:

Cr ve Mn dışındaki V-VIII gruplarının metal halojenürleri H2 ile metallere indirgenir, örneğin: WF6 + 3H2 -> W + 6HF

Birçok kovalent ve iyonik metal halojenür birbiriyle etkileşime girerek karmaşık halojenürler oluşturur, örneğin: KC1 + TaC15 -> K[TaC16]

Daha hafif halojenler daha ağır halojenürlerin yerini alabilir. Oksijen halojenürleri oksitleyerek C12, Br2 ve I2'yi açığa çıkarabilir. Kovalent halojenürlerin karakteristik reaksiyonlarından biri karşılıklıdır. su (hidroliz) veya ısıtıldığında buharı ile. (pirohidroliz), oksitlerin, oksi- veya

oksohalojenürler, hidroksitler ve hidrojen halojenürler. Yüksek sıcaklıklarda su buharına dayanıklı CF4, CC14 ve SF6 istisnadır.

Halojenürler doğrudan elementlerden, etkileşimlerden elde edilir. elementler, oksitler, hidroksitler veya tuzlarla hidrojen halojenürler veya hidrojen halojenürlerin yanı sıra değişim çözeltileri.

Halojenürler teknolojide halojen, alkalin ve alkali toprak üretimi için başlangıç ​​malzemeleri olarak yaygın şekilde kullanılmaktadır. metaller, cam bileşenleri vb. inorganiktir. malzemeler; aradalar. Nadir ve bazı demir dışı metallerin (U, Si, Ge vb.) üretiminde kullanılan ürünler.

Doğada halojenürler oluşur ayrı sınıflar florürler (örneğin, florit, kriyolit mineralleri) ve klorürler (silvit, karnalit) içeren mineraller Brom ve iyot, bazı minerallerin bileşimine izomorfik safsızlıklar formunda dahil edilir. Deniz ve okyanus sularında, tuzlarda ve yer altı tuzlu sularında önemli miktarlarda halojenür bulunur. Bazı halojenürler, ör. NaCl, K.C1, CaC12 canlı organizmaların bir parçasıdır.

Kriyolit(eski Yunanca κρύος - don + λίθος - taş) - doğal florürler sınıfından nadir bir mineral olan sodyum heksafloroalüminat Na3. Monoklinik sistemde kristalleşir; küboid kristaller ve ikiz plakalar nadirdir. Genellikle camsı parlaklığa sahip renksiz, beyaz veya gri kristal kümeler oluşturur; genellikle kuvars, siderit, pirit, galen, kalkopirit, kolumbit, kasiterit içerir. Organik maddelerin safsızlıklarıyla renklendirme mümkündür.

Artık yöntemler geliştirildi yapay kriyolit elde edilmesi. Alüminyum florürün sodyum florür ile etkileşimi ve ayrıca hidroflorik asidin soda varlığında alüminyum hidroksit üzerindeki etkisi ile yapay olarak elde edilir. Alüminyumun elektrolitik üretimi sürecinde, hidroflorik asit, cam ve emaye üretiminde kullanılır.

Mezun.Şap, ME(SO4)2 bileşiminin çift tuzlarının grup adıdır. 12H2O, burada M potasyum K, rubidyum Rb, sezyum Cs, amonyum NH4 ve E alüminyum Al, krom Cr, demir Fe ve tuzların ayrışması sırasında üç kat yüklü katyonlar veren oksidasyon durumundaki (+III) diğer elementlerdir .

Şap suda oldukça çözünür; sulu çözeltileri buruk, ekşi bir tada sahiptir ve hidroliz nedeniyle asidik bir reaksiyona sahiptir, örneğin:

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

Şap ısıtıldığında önce içerdiği suda erir, daha sonra bu su kaybolarak susuz tuzlar oluşturur. Daha fazla ısıtma şapı bir metal oksit karışımına dönüştürür. Alüminyum-potasyum şap, saflaştırılmış alüminyum sülfatın üretim prosesinin değiştirilmesiyle elde edilebilir. Kaolin ilk önce sülfürik asitle pişirilir. Sülfürik asidin nötralizasyonu tamamlandıktan sonra, sodyum şap elde etmek için reaktöre sodyum sülfat ilave edilir. İkincisi, yüksek çözünürlükleri nedeniyle çözelti halindedir. Çözelti 1,33 g/cm3 yoğunluğa kadar seyreltildikten sonra silika çökeltisinden ayrılır, soğutulur ve doymuş potasyum klorür çözeltisi ile karıştırılır. Bu durumda düşük sıcaklıklarda çözünürlüğü zayıf olan alüminyum-potasyum şap çökelir. Alüminyum-potasyum şap kristallerinin ayrılmasından sonra, ana çözeltide çözünebilir safsızlıklar kalır - demir bileşikleri ve sodyum klorür 89.

Hidroliz sırasında hidratlanmış alüminyum iyonları protonlarını kaybederek ardışık hidro-okso kompleksleri oluşturur. Son nötr kompleks su kaybettiğinde çözünmeyen hidroksit A1(OH)3 oluşur.

Karmaşık iyonlar[A1(H20)5OH]2+ ve [A1(H20)4(OH)2]+ çözeltide kalırken, A1(OH)3 hidroksit oluşumundan hemen sonra çöker. pH > 3 değerlerinde yağış meydana gelir. Tamamen alüminyum hidroksit oluşumundan önce hidroliz ortaya çıkan protonların, örneğin alkali ile nötrleştirilmesi koşulu altında meydana gelir.

Derin hidroliz Alüminyum sülfat tuzları içme ve içme suyunun saflaştırılmasında yaygın olarak kullanılmaktadır. Atıksu. Hidroliz sırasında açığa çıkan hidronyum, genellikle suda bulunan H30+ + HC03 = CO2 + 2H20 bikarbonatlarıyla reaksiyona girer. Bu durumda nihai ürünler hidroliz kolloidal alüminyum hidroksit ve karbondioksittir.

Alüminyum hidroksit solu pıhtılaştığında, asılı parçacıkları ve bakterileri yakalayan ve bunları çökeltme tankının tabanına taşıyan hacimli jelatinimsi bir çökelti elde edilir. Suyun arıtılması için gerekli olan alüminyum sülfat tüketimi, sudaki kirletici maddelerin bileşimine ve miktarına bağlıdır. Doğal suların saflaştırılması ve atık suyun sonradan arıtılması için alüminyum sülfat dozları A1203'e göre 3 ila 15 mg/l arasında değişir ve kentsel atık suyun fizikokimyasal arıtımı için A1203'e göre 30-50 mg/l'ye ulaşır. Alüminyum sülfat tüketimi, içindeki kirletici maddelerin sudan uzaklaştırılması için gerekli olan yeterince büyük bir pul kütlesinin oluşumunu sağlamalıdır. Çözeltinin pH değeri, alüminyum hidroksitin sudaki minimum çözünürlüğüne karşılık gelen 6,5-7,6'ya düşürülmelidir. Daha yüksek veya daha düşük pH değerlerinde, bir miktar alüminyum suda çözünmüş halde kalır. Alkaliliği düşük sularda, bikarbonat içeriği açığa çıkan asidi nötralize etmeye yetmediğinde, pH'ın güçlü bir şekilde düşmesi nedeniyle hidroliz işlemi tamamlanmaz. Alkaliniteyi arttırmak, hidroliz işlemini tamamlamak ve sudaki çözünmüş alüminyum içeriğini azaltmak için, pıhtılaştırıcıyla aynı anda suya kireç ve soda verilir.

Hidroliz sırasında biriken protonlar nötralize edilmezse, hidroliz süreci yavaşlar, bu da hidrolizin derecesi ve sabiti ile karakterize edilebilen hidrolitik dengenin başlamasına yol açar. Hidroliz Al2(804)3'teki sülfat iyonlarının suyun ayrışması nedeniyle oluşan OH iyonları ile değiştirilmesi reaksiyonu olan alüminyum sülfat çözeltileri genel formda denklem ile temsil edilebilir

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

burada a, ikamenin derecesi ve temelliğidir.

Bu denklem, çözeltideki OH-iyonlarının konsantrasyonunun, yani suyun ayrışma derecesinin sağa kayma üzerinde belirleyici bir etkiye sahip olduğunu göstermektedir. Bilindiği gibi zayıf baz ve kuvvetli asit içeren tuzlar için hidroliz derecesi k, hidroliz sabiti A-, tuz konsantrasyonu (c, mol"l), suyun iyonik ürünü kw ve ayrışma sabiti ile ilişkilidir. kw tabanının aşağıdaki ilişkiyle hesaplanması:

/g = UkTs = UkiLs.

A- sıcaklıkla çok az değişiyorsa ksh önemli ölçüde artar, bu da artan sıcaklıkla hidroliz derecesinde önemli bir artışa neden olur.

N. I. Eremin, elde edilen deneysel verilere dayanarak, bir çözeltinin hidroliz derecesinin sıcaklığa ve konsantrasyona bağımlılığı için denklemler türetmiştir.

alüminyum sülfat için:

1ек = - 2,23 + 0,05с + 0,0036т7 + 18 УЦс, amonyum şapı için:

Potasyum şap için 18 L = -1,19 +0,29s+ 0,0016G + 18ugSh:

\yok= - 1,17 + 0,29s + 0,00167 + 18 UP,

sodyum şap için:

18k = - 1,18 + 0,29s + 0,0016t7 + \е UPs.

Bu denklemlerden görülebileceği gibi konsantrasyonun hidroliz derecesi üzerindeki etkisi alüminyum sülfata göre şap için daha önemlidir.

Bor. Bor elde etmek. Kimyasal özellikler. Borun silikona çapraz benzerliği. Bor hidrürler. Diboran. Diboran molekülündeki kimyasal bağın özellikleri. Bor halojenürler. Borun oksijen bileşikleri. Bor oksit ve borik asitler. Boraks. Borik asitin hazırlanması. Borosilikat camlar. Bornoetil eter.

bor- on üçüncü grubun elemanı (eski sınıflandırmaya göre - üçüncü grubun ana alt grubu), periyodik tablonun ikinci periyodu kimyasal elementler atom numarası 5'tir. B sembolüyle gösterilir (Latince: Borum). Serbest halde bor renksiz, gri veya kırmızı kristal veya koyu amorf bir maddedir. Borun 10'dan fazla allotropik modifikasyonu bilinmektedir; bunların oluşumu ve karşılıklı geçişleri, borun elde edildiği sıcaklığa göre belirlenir.

Fiş. En saf bor, borhidrürlerin pirolizi ile elde edilir. Bu bor, yarı iletken malzemelerin üretiminde ve ince kimyasal sentezlerde kullanılır.

Metalotermi yöntemi (genellikle magnezyum veya sodyum ile indirgeme):

Hidrojen varlığında sıcak (1000-1200 °C) tungsten tel üzerinde bor bromür buharının termal ayrışması (Van Arkel yöntemi):

Fiziki ozellikleri. Son derece sert bir madde (elmas, bor nitrür (borazon), bor karbür, bor-karbon-silikon alaşımı, skandiyum-titanyum karbürden sonra ikinci). Kırılganlık ve yarı iletken özelliklere sahiptir (geniş aralıklı)

yarı iletken). Bor 5,7 GPa ile en yüksek çekme dayanımına sahiptir

Doğada bor, 10B (%20) ve 11B (%80) olmak üzere iki izotop halinde bulunur.

10B çok yüksek bir termal nötron absorpsiyon kesitine sahiptir, bu nedenle borik asitte 10B kullanılır. nükleer reaktörler Reaktiviteyi düzenlemek için.

Kimyasal özellikler. Bor iyonları alevi yeşile boyar.

Birçok fiziksel ve kimyasal özellik bakımından ametal bor silikona benzer.

Kimyasal olarak bor oldukça inerttir ve oda sıcaklığında yalnızca flor ile etkileşime girer:

Bor ısıtıldığında diğer halojenlerle reaksiyona girerek trihalidler oluşturur, nitrojen ile bor nitrür BN oluşturur, fosfor - fosfit BP ile, çeşitli bileşimlerdeki karbon - karbürlerle (B4C, B12C3, B13C2). Bor, oksijen atmosferinde veya havada ısıtıldığında büyük bir ısı salınımıyla yanar ve B2O3 oksitini oluşturur:

Bor, hidrojen ile doğrudan etkileşime girmez, ancak alkali veya alkali toprak metallerinin borürlerinin asitle işlenmesiyle elde edilen, çeşitli bileşimlerdeki oldukça fazla sayıda borohidrür (boran) bilinmesine rağmen:

Bor kuvvetli bir şekilde ısıtıldığında onarıcı özellikler sergiler. Örneğin silikon veya fosforu oksitlerinden indirgeme yeteneğine sahiptir:

Borun bu özelliği, bor oksit B2O3'teki kimyasal bağların çok yüksek mukavemeti ile açıklanabilir.

Oksitleyici maddelerin yokluğunda bor, alkali çözeltilere karşı dayanıklıdır. Sıcak nitrik ve sülfürik asitlerde ve kral suyunda bor, borik asit oluşturmak üzere çözünür

Bor oksit tipik bir asidik oksittir. Borik asit oluşturmak için suyla reaksiyona girer:

Borik asit alkalilerle etkileşime girdiğinde, borik asidin kendisinden tuzlar oluşmaz - boratlar (BO33− anyonunu içerir), ancak tetraboratlar, örneğin:

bor- yarı iletken, silikonla çapraz benzerlik:

1) Her ikisi de refrakter, katı, yarı iletkendir. B – gri-siyah, Si – gri.

I1(B)=8,298 eV; I1(Si)=8,151 eV. Her ikisi de katyon oluşturma eğiliminde değildir.

2) Her ikisi de kimyasal olarak inerttir (her ne kadar bor sıcak oksitleyici asitlerde çözünse de, her ikisi de alkalilerde çözünür).

2B + KOH + 2H2O® 2KBO2 + 3H2

Si + 2KOH + H2O®K2SiO3+ 2H2

3) Yüksek sıcaklıklarda metallerle reaksiyona girerek borürler ve silisitler - Ca3B2; Mg2Si - refrakter, elektriksel olarak iletken bileşikler oluştururlar.

Borun oksijen bileşikleri. B2O3 asidik bir oksittir (SiO2 de) - her ikisi de polimeriktir, camsıdır, yalnızca B2O3 düz ağlar oluşturur ve SiO2 üç boyutlu yapılar oluşturur. Aralarındaki fark, bor oksidin kolayca hidratlaşması, kumun (SiO2) ise bunu yapmamasıdır.

H3BO3 - ortoborik asit.

H3BO3«HBO2+H2Ometaborik asit (100оС)

4HBO2 «H2B4O7 + H2Otetraborik asit (140оС) - zayıf, her ikisi de Kd

H2B4O7 «2B2O3 + H2O neredeyse aynıdır - asit tuzları yoktur

Ortoborik asit zayıftır, bazen ayrışması yazılır

B(OH)3 + H2O « B(OH)4 + H+

Alkollerle esterler oluşturur: H3BO3+3CH3OH®B(OCH3)3+3H2O

Özellikler. Bor amorf (kahverengi) ve kristal (siyah) formlarda bilinmektedir, mp. 2300°C, kn. 3700°C, p = 2,34 g/cm3. Borun kristal kafesi çok güçlüdür ve bu da yüksek sertliği, düşük entropisi ve yüksek erime noktasından kaynaklanmaktadır. Bor yarı iletkeni. Borun metalik olmaması, periyodik tablodaki berilyum ile karbon arasındaki ve silikonun çapraz olarak yanındaki konumuna karşılık gelir. Bu nedenle bor sadece alüminyumla değil aynı zamanda silikonla da benzerlik göstermektedir. Konumundan ayrıca boron nitrojen bileşiklerinin elektronik yapı ve özellikler bakımından karbona benzer olması gerektiği sonucu çıkar.

2ВН3(g) - В2Н6(g);

delta G= - 126 kJ

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

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

Diboran B2H6 enerjik bir indirgeyici maddedir; havada kendiliğinden tutuşur

В2Н6+3О2 =>В2О3+ЗН2О

Hidrojen açığa çıkarmak için suyla reaksiyona girer;

В2Н6+6Н2О =>. 2H3VO3+6H2

Eter ortamında B2H6, lityum hidrit ile reaksiyona girerek şunları oluşturur: borohidrit

B2H6+2LiH => 2LiBH4

Li'den daha sık olarak reaksiyonla elde edilen Na'yı kullanırlar -

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

B2O3 + ZS => 2B + ZSO

2B2O3+P4O10 => 4BPO4

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

H3BO3'ü nötralize ederken hayır ortoboratlar (BO3)3- iyonunu içerir ve sonuç şu şekildedir: tetraboratlar, diğer poliborik asitlerin metaboratları veya tuzları:

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

Bor oksit B2O3 - borik anhidrit, renksiz, oldukça refrakter camsı veya acı tadı olan kristalimsi bir madde, dielektrik.

Camsı bor oksit katmanlı bir yapıya sahiptir (katmanlar arasındaki mesafe 0,185 nm'dir), katmanlarda bor atomları eşkenar üçgenler BO3 (d BO = 0,145 nm) içinde bulunur. Bu modifikasyon 325-450 °C sıcaklık aralığında erir ve yüksek sertliğe sahiptir. Borun havada 700 °C'de ısıtılmasıyla veya ortoborik asidin dehidrasyonuyla elde edilir. Metaborik asit HBO2'den suyun dikkatli bir şekilde uzaklaştırılmasıyla elde edilen kristal B2O3, iki modifikasyon halinde mevcuttur - 400 °C ve 2200 MPa'da monoklinik bir kafese dönüşen altıgen bir kristal kafes ile.

Endüstride Boraks, doğal boratların soda ile eritilmesiyle elde edilir. . Doğal bor mineralleri sülfürik asit ile muamele edildiğinde borik asit . Borik asit H3BO3'ten kalsinasyon yoluyla B2O3 oksit elde edilir ve daha sonra boraks veya boraks aktif metallerle (magnezyum veya sodyum) serbest bora indirgenir:

B2O3 + 3Mg = 3MgO + 2B,

2Na2B4O7 + 3Na = B + 7NaB02.

Bu durumda gri bir toz halinde oluşur. amorf bor. Yüksek saflıkta kristal bor yeniden kristalleştirme yoluyla elde edilebilir, ancak endüstride daha çok erimiş floroboratların elektrolizi veya hidrojen varlığında 1000-1500 °C'ye ısıtılan tantal tel üzerinde bor bromür buharı BBr3'ün termal ayrışmasıyla elde edilir:

2BBr3 + 3H2 = 2B + 6HBr

Borhidrürlerin parçalanmasının kullanılması da mümkündür:

B4H10 = 4B + 5H2.

Borik asit(ortoborik asit) H3BO3 kimyasal formülüne sahip zayıf bir asittir. Pul formunda renksiz, kokusuz, kristalimsi bir madde, asit moleküllerinin hidrojen bağlarıyla düz katmanlara bağlandığı, katmanların birbirine moleküller arası bağlarla bağlandığı katmanlı bir triklinik kafese sahiptir (d = 0.318 nm).

Metaborik asit(HBO2) ayrıca renksiz kristaller halinde de oluşur. Üç modifikasyonda mevcuttur - kübik kafesli en kararlı γ-HBO2, monoklinik kafesli β-HBO2 ve ortorombik kafesli α-HBO2.

Isıtıldığında ortoborik asit suyunu kaybederek önce metaborik asite, sonra tetraborik asit H2B4O7'ye dönüşür. Daha fazla ısıtıldığında borik anhidrite dönüşür.

Borik asit çok zayıf asidik özellikler sergiler. Suda nispeten az çözünür. Asidik özellikleri H+ protonunun çıkarılmasından değil, bir hidroksil anyonu eklenmesinden kaynaklanmaktadır:

Ka = 5,8·10−10 mol/l; pKa = 9,24.

Kendi tuzlarının çözeltilerinden diğer asitlerin çoğu tarafından kolaylıkla yer değiştirir. Borat adı verilen tuzları genellikle çeşitli poliborik asitlerden, çoğunlukla da ortoborik asitten çok daha güçlü bir asit olan tetraborik H2B4O7'den üretilir. B(OH)3 çok zayıf amfoterisite işaretleri göstererek düşük kararlı bor hidrojen sülfat B(HSO4)3 oluşturur.

Ortoborik asit, sulu çözeltilerde alkalilerle nötrleştirildiğinde, (BO3)3− iyonunu içeren ortoboratlar oluşmaz, çünkü ortoboratlar, çok düşük oluşum sabiti [B(OH)4]- nedeniyle neredeyse tamamen hidrolize edilir. Çözeltide tetraboratlar, metaboratlar veya diğer poliborik asitlerin tuzları oluşur:

Fazla alkali ile metaboratlara dönüştürülebilirler:

Meta- ve tetraboratlar hidrolize edilir, ancak daha az oranda (verilenlerin tersi reaksiyonlar).

Boratların asitlendirilmiş sulu çözeltilerinde aşağıdaki dengeler kurulur:

En yaygın borik asit tuzu sodyum tetraborat dekahidrat Na2B4O7 10H2O'dur (teknik adı boraks).

Borik asit ısıtıldığında metal oksitleri çözerek tuzlar oluşturur.

Konsantre sülfürik asit varlığında alkollerle esterler oluşturur:

Bor metil eter B(OCH3)3 oluşumu H3BO3 ve borik asit tuzlarına karşı kalitatif bir reaksiyondur; ateşlendiğinde bor metil eter güzel, parlak yeşil bir alevle yanar.

Borosilikat cam- hammaddedeki alkalin bileşenlerin bor oksit (B2O3) ile değiştirildiği normal bileşimli cam. Bu, artırılmış kimyasal direnç ve en iyi numuneler için 20 °C'de 3,3·10−6'ya kadar düşük bir termal genleşme katsayısı sağlar. Borosilikat camda çok küçüktür, sadece kuvars cam(neredeyse 10 kez). Bu, ani sıcaklık değişimlerinde camın çatlamasını önler. Bu, yangınla mücadele malzemesi olarak ve termal direncin gerekli olduğu diğer durumlarda kullanımını açıklamaktadır.

Kullanım Günlük yaşamda, açık ateş için tencere, çaydanlık yapmak için. Laboratuar cam eşyalarının yanı sıra kimya endüstrisi ve diğer endüstriler için, örneğin termik santraller için ısı eşanjörü malzemesi olarak kullanılır. Ayrıca ucuz gitar slaytları yapmak için de kullanılır. Borosilikat cam, genetik materyal olarak biyopsi hücrelerini kullanarak preimplantasyon genetik tanı amacıyla gerçekleştirilen ICSI, blastomer biyopsisi için pipet yapımında da kullanılabilir. İç çapları 4 µm'dan 7,5 µm'a kadar 3 pipet seçeneği mevcuttur. Pipet uzunluğu 60 ile 75 mm arasında değişir ve 30° eğim açısına sahiptir. Pipetler tek kullanımlıktır.

Genel özellikleri IVA alt grubunun elemanları. Atomların yapısı. Oksidasyon durumları. Doğada yaygınlığı ve oluşum biçimleri. Karbonun allotropik modifikasyonları. Fiziksel ve kimyasal özellikler. Siyah grafit çeşitleri: kok, kömür, is.

Grup IVA elemanlarının genel özellikleri Grup IV'ün ana alt grubunun elemanları arasında C, Si, Ge, Sn, Pv bulunur. Dış değerlik seviyesinin elektronik formülü nS2np2'dir, yani 4 değerlik elektronuna sahiptirler ve bunlar p elementleridir, dolayısıyla IV. grubun ana alt grubunda yer alırlar. ││││ │↓│ np nS Bir atomun temel durumunda, iki elektron eşleşmiş, iki elektron ise eşleşmemiştir. Karbonun en dıştaki elektron kabuğunda 2 elektron, silikonda 8 elektron ve Ge, Sn, Pv'nin her birinde 18 elektron bulunur. Bu nedenle Ge, Sn, Pv germanyum alt grubunda birleştirilir (bunlar tam elektronik analoglardır). P-elementlerinin bu alt grubunda, diğer p-elementlerinin alt gruplarında olduğu gibi, elementlerin atomlarının özellikleri periyodik olarak değişir.

Böylece, alt grupta yukarıdan aşağıya atom yarıçapı artar, dolayısıyla iyonlaşma enerjisi azalır, böylece elektron verme yeteneği artar ve dış elektron kabuğunu oktete ekleme eğilimi keskin bir şekilde azalır, böylece C'den Pb'ye doğru indirgeyici özellikler ve metalik özellikler artar ve metalik olmayan özellikler azalır. Karbon ve silikon tipik metal olmayan maddelerdir; Ge zaten metalik özellikler sergiler ve dış görünüş yarı iletken olmasına rağmen metale benzer. Kalay zaten baskın olan metalik özelliklere sahipken, kurşun tipik bir metaldir. Bileşiklerindeki atomlar 4 değerlik elektronuna sahip olduğundan minimum (-4)'ten maksimum (+4)'e kadar oksidasyon durumları sergileyebilir ve hatta S.O.: -4, 0, +2, +4 ile karakterize edilirler; BU YÜZDEN. = -4 metalli C ve Si için tipiktir. Diğer unsurlarla bağlantının niteliği. Karbon yalnızca kovalent bağlar oluşturur, silikon da ağırlıklı olarak kovalent bağlar oluşturur. Kalay ve kurşun için, özellikle S.O. = +2 ise bağın iyonik yapısı daha tipiktir (örneğin Рв(NO3)2). Kovalentlik, bir atomun değerlik yapısına göre belirlenir. Karbon atomunun 4 değerlik yörüngesi vardır ve maksimum kovalans 4'tür. Diğer elementler için kovalentlik, bir d-alt düzeyi (örneğin H2) olduğundan dörtten fazla olabilir. Hibridizasyon. Hibritleşmenin türü, değerlik yörüngelerinin türü ve sayısına göre belirlenir. Karbonun yalnızca S ve p değerlik yörüngeleri vardır, dolayısıyla Sp (karbin, CO2, CS2), Sp2 (grafit, benzen, COCl2), Sp3 hibridizasyonu (CH4, elmas, CCl4) olabilir. Silikon için en karakteristik Sp3 hibridizasyondur (SiO2, SiCl4), ancak bunun bir değerlik d-alt düzeyi vardır, dolayısıyla Sp3d2 hibridizasyonu da vardır, örneğin H2. PSE'nin IV. Grubu, D.I. Mendeleev'in tablosunun ortasıdır. Burada metal olmayanlardan metallere doğru özelliklerde keskin bir değişiklik açıkça görülmektedir. Ayrı ayrı karbonu, sonra silikonu, sonra da germanyum alt grubunun elementlerini ele alalım.

Atom(Yunan atomlarından - bölünmez) - bir kimyasal elementin tek nükleer, bölünmez parçacığı, bir maddenin özelliklerinin taşıyıcısı. Maddeler atomlardan oluşur. Atomun kendisi pozitif yüklü bir çekirdek ve negatif yüklü bir elektron bulutundan oluşur. Genel olarak atom elektriksel olarak nötrdür. Bir atomun boyutu tamamen elektron bulutunun boyutuna göre belirlenir, çünkü çekirdeğin boyutu, elektron bulutunun boyutuna kıyasla ihmal edilebilir düzeydedir. Çekirdek, Z pozitif yüklü protondan (bir protonun yükü isteğe bağlı birimlerde +1'e karşılık gelir) ve yük taşımayan N nötrondan (protonlar ve nötronlara nükleon denir) oluşur. Böylece çekirdeğin yükü yalnızca proton sayısıyla belirlenir ve periyodik tablodaki elementin sıra numarasına eşittir. Çekirdeğin pozitif yükü, bir elektron bulutu oluşturan negatif yüklü elektronlar (isteğe bağlı birimlerde elektron yükü -1) tarafından telafi edilir. Elektron sayısı proton sayısına eşittir. Proton ve nötronların kütleleri eşittir (sırasıyla 1 ve 1 amu). Bir atomun kütlesi, çekirdeğinin kütlesi tarafından belirlenir, çünkü bir elektronun kütlesi, bir proton ve nötronun kütlesinden yaklaşık 1850 kat daha azdır ve hesaplamalarda nadiren dikkate alınır. Nötron sayısı, bir atomun kütlesi ile proton sayısı arasındaki fark (N=A-Z) ile belirlenebilir. Kesinlikle oluşan bir çekirdeğe sahip bir kimyasal elementin atom türü belli bir sayı Protonlara (Z) ve nötronlara (N) nüklid denir.

Kütlenin neredeyse tamamı atomun çekirdeğinde yoğunlaştığından, ancak boyutları atomun toplam hacmiyle karşılaştırıldığında ihmal edilebilir olduğundan, çekirdek geleneksel olarak kabul edilir. maddi nokta atomun merkezinde yer alır ve atomun kendisi bir elektron sistemi olarak kabul edilir. Kimyasal reaksiyon sırasında atomun çekirdeği etkilenmez (ancak nükleer reaksiyonlar) ve dahili elektronik seviyelerin yanı sıra yalnızca dış elektron kabuğunun elektronları da katılır. Bu nedenle elektronun özelliklerini ve atomların elektron kabuklarının oluşum kurallarını bilmek gerekir.

Paslanma durumu(oksidasyon numarası, resmi yük) - oksidasyon, indirgeme ve redoks reaksiyonlarının işlemlerini kaydetmek için yardımcı bir geleneksel değer. Bir molekülün tek bir atomunun oksidasyon durumunu gösterir ve elektron transferini hesaplamak için yalnızca uygun bir yöntemdir: moleküldeki bir atomun gerçek yükü değildir (bkz. #Konvansiyonlar).

Elementlerin oksidasyon durumuna ilişkin fikirler temeli oluşturur ve sınıflandırmada kullanılır. kimyasal maddeler, özelliklerinin tanımlanması, bileşiklerin formüllerinin hazırlanması ve bunların uluslararası unvanlar(isimlendirme). Ancak özellikle redoks reaksiyonlarının incelenmesinde yaygın olarak kullanılmaktadır.

Oksidasyon durumu kavramı sıklıkla kullanılır. inorganik kimya değerlik kavramı yerine.

Bir atomun oksidasyon durumu, bağlanan elektron çiftlerinin tamamen daha elektronegatif atomlara doğru yöneldiği varsayılarak (yani bileşiğin yalnızca iyonlardan oluştuğu varsayılarak), atoma atanan elektrik yükünün sayısal değerine eşittir.

Oksidasyon numarası, pozitif bir iyonu nötr bir atoma indirgemek için ona eklenmesi gereken veya onu nötr bir atoma oksitlemek için negatif bir iyondan çıkarılması gereken elektron sayısına karşılık gelir:

Al3+ + 3e− → Al

S2− → S + 2e− (S2− − 2e− → S)

Karbon- en fazla [kaynak belirtilmemiş 1528 gün] içeren madde Büyük bir sayı allotropik modifikasyonlar (8'den fazlası zaten keşfedilmiştir).

Karbonun allotropik modifikasyonlarıözellikleri bakımından, yumuşaktan serte, opaktan şeffafa, aşındırıcıdan yağlayıcıya, ucuzdan pahalıya kadar birbirlerinden radikal biçimde farklılık gösterirler. Bu allotroplar arasında amorf karbon allotropları (kömür, kurum), nanoköpük, kristal allotroplar - nanotüp, elmas, fullerenler, grafit, lonsdaleit ve serafit bulunur.

Karbon allotroplarının atomlar arasındaki kimyasal bağın doğasına göre sınıflandırılması:

Elmas (küp)

Lonsdaleite (altıgen elmas)

Fullerenler (C20+)

Nanotüpler

Nanolifler

Astralenler

Camsı karbon

Devasa nanotüpler

Karışık sp3/sp2 formları:

Amorf karbon

Karbon nanobudakları

Karbon nanoköpüğü

Diğer şekiller: C1 - C2 - C3 - C8

Karbon(kimyasal sembol - C, enlem. Carboneum) - on dördüncü grubun kimyasal elementi (eski sınıflandırmaya göre - dördüncünün ana alt grubu)

grubu), kimyasal elementlerin periyodik tablosunun 2. periyodu. seri numarası 6, atom kütlesi - 12.0107.

Fiziki ozellikleri.

Karbon, çok çeşitli fiziksel özelliklere sahip çeşitli allotroplarda bulunur. Modifikasyonların çeşitliliği, karbonun farklı tipte kimyasal bağlar oluşturma yeteneğinden kaynaklanmaktadır.

Bazlar, amfoterik hidroksitler

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

Alkalilerin özellikleri, alkali ve alkali toprak metallerinin 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

Daha genel tanım Asitler ve bazlar Amerikalı kimyager G. Lewis tarafından önerildi. Asit-baz etkileşimlerinin tamamen gerçekleştiğini öne sürdü. mutlaka protonların transferi ile oluşmaz. Lewis'e göre asit ve bazların belirlenmesinde asıl rol kimyasal reaksiyonlar verilmiş 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 kapsamaktadır. 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, metal olmayanın oksidasyon durumu grup numarasına eşitse. Oksidasyon durumu azaldıkça son ekler değişir (metalin oksidasyon durumunun azalmasına göre): -opak, paslı, -ovish:

Hidrojen-ametal bağının bir periyot içindeki 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 aşağıdakilerden etkilenir: O-E bağlantısı. 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.

Asit tipi ayrışma için (H iyonunun ortadan kaldırılmasıyla), bir kopma gereklidir O-N bağlantıları. 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 desen - 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) yaygındırİçin 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 parçacıklar ile; asit-baz reaksiyonları.

İLE Genel Özellikler asitler, 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 ikinci olarak, 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 son çözünmeyen 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, gerilim serisinde metalin konumu ve reaksiyon koşulları (sıcaklık, metalin öğütülme derecesi vb.).

HNO 3 ve H 2 SO 4'ün (kons.) kimyasal davranışının bu özellikleri, teorinin tezini açıkça göstermektedir. kimyasal yapı Maddelerin moleküllerindeki atomların karşılıklı etkisi hakkında.

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. Su çözümü kromik asit H 2 CrO 4 sarı renktedir, manganez asit HMnO 4 ise koyu kırmızıdır.

Sınava girmek için referans materyali:

Mendeleev tablosu

Çözünürlük tablosu