amfoteerne nimetatakse sellisteks hüdroksiidideks, mis olenevalt tingimustest avaldavad kas aluste või hapete omadusi.

Amfoteersed hüdroksiidid hõlmavad:

Ve (OH) 2, Zn (OH) 2, A1 (OH) 3, Cr (OH) 3, Sn (OH) 2, Pb (OH) 2

ja mõned teised.

Amfoteersed hüdroksiidid reageerida:

a) hapetega

Näiteks:

A1 (OH) 3 + ZNS1 \u003d A1C1 3 + ZN 2 O,

Zn (OH) 2 + H 2SO 4 \u003d ZnSO 4 + 2H 2 O;

b) happeoksiididega,

2A1 (OH) 3 + 3SiO 2 A1 2 (SiO 3) 3 + ZH 2 O.

Nendes reaktsioonides avaldavad amfoteersed hüdroksiidid aluste omadusi .

sisse) alustega,

kui tahked ained sulavad, tekivad soolad.

Näiteks:

A1 (OH) 3 + NaOH tv. NaA1O2 + 2H2O,

Zn(OH) 2 + 2KOH tv. K 2 ZnO 2 + 2H 2 O.

Nendes reaktsioonides avaldavad amfoteersed hüdroksiidid hapete omadusi.

Reaktsioonides leeliste vesilahustega tekivad vastavad kompleksühendid.

Näiteks:

A1 (OH) 3 + NaOH lahus \u003d Na [A1 (OH) 4],

naatriumtetrahüdroksoaluminaat

Zn (OH) 2 + 2KOH lahus \u003d K 2

kaaliumtetrahüdroksosinkaat

G) aluseliste oksiididega:

2Cr(OH)3 + K2O 2KCrO2 + 3H2O.

Selles reaktsioonis on amfoteersel hüdroksiidil happelised omadused. Reaktsioon kulgeb reagentide sulandumise teel.

Aluste saamise meetodid

1. Levinud meetod aluste valmistamiseks on lahusevahetusreaktsioonsool leeliselahusega. Interaktsioonil moodustub uus alus ja uus sool.

Näiteks:

CuSO 4 + 2KOH \u003d Cu (OH) 2 ↓ + K 2 SO 4,

K 2 CO 3 + Ba (OH) 2 \u003d 2KOH + VaCO 3 ↓.

Selle meetodiga saab saada nii lahustumatuid kui ka lahustuvaid aluseid.

2. Leeliseid saab saada leelis- ja leelismuldmetallide reageerimisel veega..

Näiteks:

2Na + 2H 2O \u003d 2NaOH + H2,

Ca + 2H 2O \u003d Ca (OH) 2 + H2.

3. Leelisi võib saada ka leelis- ja leelismuldmetallide oksiidide koostoimel veega.

Näiteks:

Na2O + H2O \u003d 2NaOH,

CaO + H2O \u003d Ca (OH) 2.

4.Tehnikas leelise saadaksesoolalahuste elektrolüüs(näiteks kloriidid).

Näiteks:

2NaС1 + 2Н 2 О
2NaOH + H2 + C1 2.

Aluste kasutusvaldkonnad

Naatrium- ja kaaliumhüdroksiide (NaOH ja KOH) kasutatakse naftasaaduste puhastamiseks, seebi, viskoosi, paberi tootmiseks ning tekstiili- ja nahatööstus Leelised on osa lahendustest, mis on ette nähtud mustade ja mõnede värviliste metallide pindade keemiliseks rasvatustamiseks enne kaitse- ja dekoratiivkatte pealekandmist.

Kaalium-, kaltsium-, baariumhüdroksiide kasutatakse õlitööstuses inhibeeritud puurimisvedelike valmistamiseks, mis võimaldavad puurida ebastabiilseid. kivid. Leeliselahuste süstimine kihistu soodustab produktiivsete moodustiste õlitagastuse suurenemist.

Raua (III), kaltsiumi ja naatriumi hüdroksiide kasutatakse reagentidena gaasi puhastamiseks vesiniksulfiidist.

Hüdrateeritud lubi Ca(OH) 2 kasutatakse metallide korrosiooni inhibiitorina merevee toimel, samuti määrdeõlide valmistamisel kasutatava vee kareduse eemaldamise ja kütteõli puhastamise reaktiivina.

Alumiinium- ja raud(III)hüdroksiide kasutatakse flokulantidena vee puhastamisel, samuti puurimisvedelike valmistamisel.

Enne aluste ja amfoteersete hüdroksiidide keemiliste omaduste arutamist määratleme selgelt, mis see on?

1) Aluste ehk aluseliste hüdroksiidide hulka kuuluvad metallhüdroksiidid oksüdatsiooniastmes +1 või +2, s.o. mille valemid on kirjutatud kas MeOH või Me(OH) 2 kujul. Siiski on erandeid. Seega hüdroksiidid Zn (OH) 2, Be (OH) 2, Pb (OH) 2, Sn (OH) 2 aluste hulka ei kuulu.

2) Amfoteersed hüdroksiidid hõlmavad metallhüdroksiide oksüdatsiooniastmes +3, +4 ja erandina hüdroksiidid Zn (OH) 2, Be (OH) 2, Pb (OH) 2, Sn (OH) 2. Metallhüdroksiidid oksüdatsiooniastmes +4, in KASUTADA ülesandeid ei vasta, seega ei arvestata.

Aluste keemilised omadused

Kõik alused on jagatud järgmisteks osadeks:

Tuletage meelde, et berüllium ja magneesium ei ole leelismuldmetallid.

Lisaks vees lahustuvusele dissotsieeruvad leelised väga hästi ka vesilahustes, samas kui lahustumatutel alustel on madal dissotsiatsiooniaste.

See erinevus leeliste ja lahustumatute hüdroksiidide lahustuvuses ja dissotsieerumisvõimes põhjustab omakorda märgatavaid erinevusi nende keemilistes omadustes. Seega on leelised keemiliselt aktiivsemad ühendid ja on sageli võimelised osalema sellistes reaktsioonides, millesse lahustumatud alused ei osale.

Aluste reaktsioon hapetega

Leelised reageerivad absoluutselt kõigi hapetega, isegi väga nõrkade ja lahustumatutega. Näiteks:

Lahustumatud alused reageerivad peaaegu kõigi lahustuvate hapetega, ei reageeri lahustumatu ränihappega:

Tuleb märkida, et nii tugevad kui ka nõrgad alused üldvalemiga Me (OH) 2 võivad happe puudumisega moodustada aluselisi sooli, näiteks:

Koostoime happeoksiididega

Leelised reageerivad kõigi happeliste oksiididega, moodustades soolasid ja sageli vett:

Lahustumatud alused on võimelised reageerima kõigi kõrgemate happeliste oksiididega, mis vastavad stabiilsetele hapetele, näiteks P 2 O 5, SO 3, N 2 O 5, moodustades keskmised soolad1:

Vormi Me (OH) 2 lahustumatud alused reageerivad vee juuresolekul süsinikdioksiidiga eranditult aluseliste soolade moodustumisega. Näiteks:

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

Ränidioksiidiga reageerivad selle erakordse inertsuse tõttu ainult kõige tugevamad alused, leelised. Sel juhul moodustuvad normaalsed soolad. Reaktsioon ei toimu lahustumatute alustega. Näiteks:

Aluste koostoime amfoteersete oksiidide ja hüdroksiididega

Kõik leelised reageerivad amfoteersete oksiidide ja hüdroksiididega. Kui reaktsioon viiakse läbi amfoteerse oksiidi või hüdroksiidi sulatamisel tahke leelisega, põhjustab selline reaktsioon vesinikuvabade soolade moodustumist:

Kui kasutatakse leeliste vesilahuseid, tekivad hüdroksokomplekssoolad:

Alumiiniumi puhul tekib kontsentreeritud leelise liia toimel Na-soola asemel Na3-sool:

Aluste koostoime sooladega

Iga alus reageerib mis tahes soolaga ainult siis, kui samaaegselt on täidetud kaks tingimust:

1) lähteühendite lahustuvus;

2) sademe või gaasi olemasolu reaktsioonisaaduste hulgas

Näiteks:

Aluste termiline stabiilsus

Kõik leelised, välja arvatud Ca(OH) 2, on kuumuskindlad ja sulavad ilma lagunemiseta.

Kõik lahustumatud alused ja ka vähelahustuv Ca (OH) 2 lagunevad kuumutamisel. Kaltsiumhüdroksiidi kõrgeim lagunemistemperatuur on umbes 1000 o C:

Lahustumatutes hüdroksiidides on palju rohkem madalad temperatuurid lagunemine. Nii näiteks laguneb vask(II)hüdroksiid juba temperatuuril üle 70 o C:

Amfoteersete hüdroksiidide keemilised omadused

Amfoteersete hüdroksiidide koostoime hapetega

Amfoteersed hüdroksiidid reageerivad tugevate hapetega:

Amfoteersed metallhüdroksiidid oksüdatsiooniastmes +3, s.o. tüüp Me (OH) 3, ei reageeri selliste hapetega nagu H 2 S, H 2 SO 3 ja H 2 CO 3, kuna soolad, mis võivad selliste reaktsioonide tulemusena tekkida, alluvad pöördumatult hüdrolüüsile. algne amfoteerne hüdroksiid ja vastav hape:

Amfoteersete hüdroksiidide koostoime happeoksiididega

Amfoteersed hüdroksiidid reageerivad kõrgemate oksiididega, mis vastavad stabiilsetele hapetele (SO 3, P 2 O 5, N 2 O 5):

Amfoteersed metallhüdroksiidid oksüdatsiooniastmes +3, s.o. tüüp Me (OH) 3, ei reageeri happeoksiididega SO 2 ja CO 2.

Amfoteersete hüdroksiidide koostoime alustega

Alustest reageerivad amfoteersed hüdroksiidid ainult leelistega. Sel juhul, kui kasutatakse leelise vesilahust, tekivad hüdroksokomplekssoolad:

Ja kui amfoteersed hüdroksiidid sulatatakse tahkete leelistega, saadakse nende veevabad analoogid:

Amfoteersete hüdroksiidide koostoime aluseliste oksiididega

Amfoteersed hüdroksiidid reageerivad leelis- ja leelismuldmetallide oksiididega sulatamisel:

Amfoteersete hüdroksiidide termiline lagunemine

Kõik amfoteersed hüdroksiidid on vees lahustumatud ja nagu kõik lahustumatud hüdroksiidid, lagunevad kuumutamisel vastavaks oksiidiks ja veeks.

Alused, amfoteersed hüdroksiidid

Alused on keerulised ained, mis koosnevad metalliaatomitest ja ühest või mitmest hüdroksorühmast (-OH). Üldvalem Me + y (OH) y, kus y on hüdroksorühmade arv, mis võrdub metalli Me oksüdatsiooniastmega. Tabelis on näidatud aluste klassifikatsioon.

Leelis- ja leelismuldmetallide leelishüdroksiidide omadused

1. Leeliste vesilahused on katsudes seebised, muudavad indikaatorite värvi: lakmus - sisse Sinine värv, fenoolftaleiin - karmiinpunases.

2. Vesilahused dissotsieeruvad:

3. Suhelge hapetega, astudes vahetusreaktsiooni:

Polühappealused võivad anda vahe- ja aluselisi sooli:

4. Interakteeruvad happeoksiididega, moodustades keskkonda ja happesooli, olenevalt sellele oksiidile vastava happe aluselisusest:

5. Suhelge amfoteersete oksiidide ja hüdroksiididega:

a) sulandumine:

b) lahendustes:

6. Reageerige vees lahustuvate sooladega, kui tekib sade või gaas:

Lahustumatud alused (Cr (OH) 2, Mn (OH) 2 jne) interakteeruvad hapetega ja lagunevad kuumutamisel:

Amfoteersed hüdroksiidid

Amfoteersteks nimetatakse ühendeid, mis olenevalt tingimustest võivad olla nii vesiniku katioonide doonorid ja omada happelisi omadusi kui ka nende aktseptorid, st omada aluselisi omadusi.

Amfoteersete ühendite keemilised omadused

1. Suheldes tugevate hapetega, paljastavad need peamised omadused:

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

2. Suheldes leelistega – tugevate alustega, on neil happelised omadused:

Zn (OH) 2 + 2NaOH \u003d Na 2 ( komplekssool)

Al (OH) 3 + NaOH \u003d Na ( komplekssool)

Ühendeid nimetatakse kompleksideks, milles doonor-aktseptor mehhanismi kaudu tekkis vähemalt üks kovalentne side.

Üldine aluste saamise meetod põhineb vahetusreaktsioonidel, mille abil on võimalik saada nii lahustumatuid kui ka lahustuvaid aluseid.

CuSO 4 + 2KOH \u003d Cu (OH) 2 ↓ + K 2 SO 4

K 2 CO 3 + Ba (OH) 2 \u003d 2 KOH + BaCO 3 ↓

Kui selle meetodiga saadakse lahustuvad alused, sadestub lahustumatu sool.

Amfoteersete omadustega vees lahustumatute aluste saamisel tuleks vältida leelise liiast, kuna amfoteerne alus võib lahustuda, näiteks:

AlCl 3 + 4KOH \u003d K [Al (OH) 4] + 3KSl

Sellistel juhtudel kasutatakse ammooniumhüdroksiidi hüdroksiidide saamiseks, milles amfoteersed hüdroksiidid ei lahustu:

AlCl 3 + 3NH 3 + ZH 2 O \u003d Al (OH) 3 ↓ + 3NH 4 Cl

Hõbeda ja elavhõbeda hüdroksiidid lagunevad nii kergesti, et kui proovite neid vahetusreaktsiooniga saada, sadestuvad hüdroksiidide asemel oksiidid:

2AgNO 3 + 2KOH \u003d Ag 2 O ↓ + H 2 O + 2KNO 3

Tööstuses saadakse leelised tavaliselt kloriidide vesilahuste elektrolüüsil.

2NaCl + 2H2O → ϟ → 2NaOH + H2 + Cl2

Leelisi võib saada ka leelis- ja leelismuldmetallide või nende oksiidide reageerimisel veega.

2Li + 2H2O \u003d 2LiOH + H2

SrO + H2O \u003d Sr (OH) 2

happed

Happeid nimetatakse kompleksaineteks, mille molekulid koosnevad metalliaatomitega asendatavatest vesinikuaatomitest ja happejääkidest. Normaaltingimustes võivad happed olla tahked (fosfor-H 3 PO 4; räni-H 2 SiO 3) ja vedelad (in puhtal kujul vedelik on väävelhape H 2 SO 4).

Gaasid nagu vesinikkloriid HCl, vesinikbromiid HBr, vesiniksulfiid H 2 S moodustavad vesilahustes vastavad happed. Iga happemolekuli dissotsiatsiooni käigus moodustunud vesinikioonide arv määrab happejäägi (aniooni) laengu ja happe aluselisuse.

Vastavalt hapete ja aluste protolüütiline teooria, Taani keemiku Bronstedi ja inglise keemiku Lowry samaaegselt välja pakutud hape on aine lahkuminek selle reaktsiooniga prootonid, a alus- aine, mis on võimeline saavad prootoneid.

hape → alus + H +

Nende ideede põhjal on selge ammoniaagi põhiomadused, mis tänu üksiku elektronpaari olemasolule lämmastikuaatomi juures võtab hapetega interakteerudes tõhusalt vastu prootoni, moodustades doonor-aktseptor sideme kaudu ammooniumiooni.

HNO 3 + NH 3 ⇆ NH 4 + + NO 3 -

happe alus happe alus

Rohkem üldine määratlus happed ja alused pakkus välja Ameerika keemik G. Lewis. Ta väitis, et happe-aluse koostoimed on üsna suured ei pruugi tekkida prootoniülekandega. Hapete ja aluste määramisel Lewise järgi on keemilistes reaktsioonides põhiroll elektrooniline aur.

Nimetatakse katioone, anioone või neutraalseid molekule, mis suudavad vastu võtta üht või mitut elektronide paari Lewise happed.

Näiteks alumiiniumfluoriid AlF 3 on hape, kuna see on võimeline ammoniaagiga suhtlemisel vastu võtma elektronpaari.

AlF 3 + :NH 3 ⇆ :

Katioonid, anioonid või neutraalsed molekulid, mis on võimelised annetama elektronide paarid, nimetatakse Lewise alusteks (ammoniaak on alus).

Lewise definitsioon hõlmab kõiki happe-aluse protsesse, mida on käsitletud eelnevalt pakutud teooriates. Tabelis võrreldakse praegu kasutatavaid hapete ja aluste määratlusi.

Hapete nomenklatuur

Kuna hapete määratlusi on erinevaid, on nende klassifikatsioon ja nomenklatuur üsna meelevaldsed.

Vastavalt vesinikuaatomite arvule, mis on võimelised vesilahuses jagunema, jagatakse happed: ühealuseline(nt HF, HNO 2), kahealuseline(H2CO3, H2SO4) ja tribasic(H 3 RO 4).

Vastavalt koostisele jaguneb hape anoksiline(HCl, H2S) ja hapnikku sisaldav(HClO4, HNO3).

Tavaliselt hapnikurikka hapete nimetused tuletatud mittemetalli nimest, millele on lisatud lõpud -kai, -tee, kui mittemetalli oksüdatsiooniaste on võrdne rühmaarvuga. Oksüdatsiooniastme vähenedes muutuvad järelliited (metalli oksüdatsiooniastme vähenemise järjekorras): - ovaalne, ististaya, - ovaalne:

Kui arvestada vesinik-mittemetalli sideme polaarsust perioodis, saame selle sideme polaarsuse hõlpsasti seostada elemendi positsiooniga perioodilises tabelis. Metalliaatomitest, mis kaotavad kergesti valentselektrone, võtavad vesinikuaatomid need elektronid vastu, moodustades stabiilse kaheelektronilise kesta, nagu heeliumi aatomi kest, ja annavad ioonseid metallhüdriide.

Perioodilise süsteemi III-IV rühmade elementide vesinikuühendites moodustavad boor, alumiinium, süsinik, räni kovalentseid, nõrgalt polaarseid sidemeid vesinikuaatomitega, mis ei ole dissotsiatsioonile kalduvad. Perioodilise süsteemi V-VII rühmade elementide puhul suureneb perioodi jooksul mittemetall-vesiniksideme polaarsus koos aatomi laenguga, kuid laengute jaotus tekkivas dipoolis on erinev kui vesinikuühendites. elemendid, mis kipuvad elektrone loovutama. Mittemetallide aatomid, milles elektronkihi täiendamiseks on vaja mitut elektroni, tõmbavad enda poole (polariseerivad) sideme elektronide paari, mida tugevam, seda suurem on tuuma laeng. Seetõttu muutuvad seerias CH 4 - NH 3 - H 2 O - HF või SiH 4 - PH 3 - H 2 S - Hcl sidemed vesinikuaatomitega, jäädes kovalentseks, polaarsemaks ja vesinikuaatom elemendis- vesiniksideme dipool muutub elektropositiivsemaks. Kui polaarsed molekulid on polaarses lahustis, võib toimuda elektrolüütilise dissotsiatsiooni protsess.

Arutleme hapnikku sisaldavate hapete käitumise üle vesilahustes. Nendel hapetel on N-O-E ühendus ja loomulikult mõjutab H-O sideme polaarsust O-E ühendus. Seetõttu dissotsieeruvad need happed reeglina kergemini kui vesi.

H 2 SO 3 + H 2 O ⇆ H s O + + HSO 3

HNO 3 + H 2 O ⇆ H s O + + NO 3

Vaatame mõnda näidet hapnikuga küllastunud hapete omadused, mille moodustavad elemendid, mis on võimelised avaldama erinevaid oksüdatsiooniastmeid. On teada, et hüpokloorhape HClO väga nõrk vesinikkloriidhape HClO 2 ka nõrk kuid tugevam kui hüpokloorne, hüpokloorhape HclO 3 tugev. Perkloorhape HClO 4 on üks kõige tugevam anorgaanilised happed.

Dissotsiatsioon vastavalt happetüübile (koos H-iooni elimineerimisega) nõuab pausi O-N ühendused. Kuidas seletada selle sideme tugevuse vähenemist sarjas HClO - HClO 2 - HClO 3 - HClO 4? Selles seerias suureneb tsentraalse klooriaatomiga seotud hapnikuaatomite arv. Iga kord, kui see moodustub uus ühendus hapnik klooriga, saadakse elektrontihedus klooriaatomist ja seega ka üksiksidemest O-Cl. Selle tulemusena lahkub elektrontihedus osaliselt О-Н sidemest, mis seetõttu nõrgeneb.

Selline muster - happeliste omaduste tugevdamine koos keskaatomi oksüdatsiooniastme suurenemisega - iseloomulik mitte ainult kloorile, vaid ka teistele elementidele. Näiteks lämmastikhape HNO 3 , milles lämmastiku oksüdatsiooniaste on +5, on tugevam kui lämmastikhape HNO 2 (lämmastiku oksüdatsiooniaste on +3); väävelhape H 2 SO 4 (S +6) on tugevam kui väävelhape H 2 SO 3 (S +4).

Hapete saamine

1. Anoksiidhappeid on võimalik saada mittemetallide otseses kombinatsioonis vesinikuga.

H2 + Cl2 → 2HCl,

H 2 + S ⇆ H 2 S

2. Võib saada mõningaid hapnikurikkaid happeid happeoksiidide koostoime veega.

3. Võib saada nii anoksilisi kui ka hapnikurikkaid happeid vastavalt vahetusreaktsioonidele soolade ja teiste hapete vahel.

BaBr 2 + H 2 SO 4 \u003d BaSO 4 ↓ + 2HBr

CuSO 4 + H 2 S \u003d H 2 SO 4 + CuS ↓

FeS + H 2 SO 4 (pa zb) \u003d H 2 S + FeSO 4

NaCl (T) + H2SO4 (konts.) = HCl + NaHS04

AgNO 3 + HCl = AgCl↓ + HNO 3

CaCO 3 + 2HBr \u003d CaBr 2 + CO 2 + H 2 O

4. Mõnda hapet on võimalik saada kasutades redoksreaktsioonid.

H 2 O 2 + SO 2 \u003d H 2 SO 4

3P + 5HNO 3 + 2H 2 O \u003d ZH 3 PO 4 + 5NO 2

Hapu maitse, toime indikaatoritele, elektrijuhtivus, interaktsioon metallide, aluseliste ja amfoteersete oksiidide, aluste ja sooladega, estrite moodustumine alkoholidega – need omadused on omased anorgaanilistele ja orgaanilistele hapetele.

reaktsioonid võib jagada kahte tüüpi:

1) üldine jaoks happed reaktsioonid on seotud hüdroniumiooni H 3 O + moodustumisega vesilahustes;

2) spetsiifiline(st iseloomulikud) reaktsioonid spetsiifilised happed.

Vesinikuioon võib siseneda redoks reaktsioonid, redutseerimine vesinikuks, samuti liitreaktsioonis negatiivselt laetud või neutraalsete osakestega, millel on üksikud elektronide paarid, st happe-aluse reaktsioonid.

To üldised omadused happed hõlmavad hapete reaktsioone metallidega pingereas kuni vesinikuni, näiteks:

Zn + 2Н + = Zn 2+ + Н 2

Happe-aluse reaktsioonid hõlmavad reaktsioone aluseliste oksiidide ja alustega, samuti keskmiste, aluseliste ja mõnikord happeliste sooladega.

2 CO 3 + 4HBr \u003d 2CuBr 2 + CO 2 + 3H 2 O

Mg (HCO 3) 2 + 2HCl \u003d MgCl 2 + 2CO 2 + 2H 2 O

2KHSO 3 + H 2 SO 4 \u003d K 2 SO 4 + 2SO 2 + 2H 2 O

Pange tähele, et mitmealuselised happed dissotsieeruvad järk-järgult ja igal järgmisel etapil on dissotsiatsioon keerulisem, seetõttu tekivad happe liia korral enamasti happelised soolad, mitte keskmised.

Ca 3 (PO 4) 2 + 4H 3 PO 4 \u003d 3Ca (H 2 PO 4) 2

Na2S + H3PO4 = Na2HPO4 + H2S

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

KOH + H 2 S \u003d KHS + H 2 O

Esmapilgul võib happeliste soolade moodustumine tunduda üllatav. ühealuseline vesinikfluoriid (vesinikfluoriid) hape. Seda asjaolu saab aga seletada. Erinevalt kõigist teistest vesinikhalogeniidhapetest on vesinikfluoriidhape lahustes osaliselt polümeriseerunud (vesiniksidemete moodustumise tõttu) ja selles võivad esineda erinevad osakesed (HF) X, nimelt H 2 F 2, H 3 F 3 jne.

Happe-aluse tasakaalu erijuhtum - hapete ja aluste reaktsioonid indikaatoritega, mis muudavad värvi sõltuvalt lahuse happesusest. Indikaatoreid kasutatakse kvalitatiivses analüüsis hapete ja aluste tuvastamiseks lahendustes.

Kõige sagedamini kasutatavad näitajad on lakmus(sisse neutraalne keskkond lilla, sisse hapu - punane, sisse aluseline - sinine), metüüloranž(sisse hapu keskkond punane, sisse neutraalne - oranž, sisse aluseline - kollane), fenoolftaleiin(sisse tugevalt aluseline keskkond karmiinpunane, sisse neutraalne ja happeline - värvitu).

Spetsiifilised omadused erinevad happed võivad olla kahte tüüpi: esiteks moodustumiseni viivad reaktsioonid lahustumatud soolad, ja teiseks redokstransformatsioonid. Kui H + iooni olemasoluga seotud reaktsioonid on ühised kõikidele hapetele (kvalitatiivsed reaktsioonid hapete tuvastamiseks), kasutatakse üksikute hapete kvalitatiivsete reaktsioonidena spetsiifilisi reaktsioone:

Ag + + Cl - = AgCl (valge sade)

Ba 2+ + SO 4 2- \u003d BaSO 4 (valge sade)

3Ag + + PO 4 3 - = Ag 3 PO 4 (kollane sade)

Mõned hapete spetsiifilised reaktsioonid on tingitud nende redoksomadustest.

Anoksiidhapped vesilahuses võivad ainult oksüdeeruda.

2KMnO4 + 16HCl \u003d 5Cl2 + 2KCl + 2MnCl2 + 8H2O

H 2 S + Br 2 \u003d S + 2HBg

Hapnikku sisaldavaid happeid saab oksüdeerida ainult siis, kui nende keskne aatom on madalamas või keskmises oksüdatsiooniastmes, nagu näiteks väävelhappes:

H 2 SO 3 + Cl 2 + H 2 O \u003d H 2 SO 4 + 2HCl

Paljud hapnikku sisaldavad happed, mille keskaatomil on maksimaalne oksüdatsiooniaste (S +6, N +5, Cr +6), omavad tugevaid oksüdeerivaid aineid. Kontsentreeritud H 2 SO 4 on tugev oksüdeerija.

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

Pb + 4HNO 3 \u003d Pb (NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

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

Tuleks meeles pidada, et:

• Happelahused reageerivad metallidega, mis on elektrokeemilises pingereas vesinikust vasakul, alludes mitmetele tingimustele, millest olulisim on reaktsiooni tulemusena lahustuva soola moodustumine. HNO 3 ja H 2 SO 4 (konts.) interaktsioon metallidega kulgeb erinevalt.

Kontsentreeritud väävelhape külmas passiveerib alumiiniumi, rauda, ​​kroomi.

• Vees dissotsieeruvad happed vesinikkatioonideks ja happejääkide anioonideks, näiteks:

• Anorgaanilised ja orgaanilised happed interakteeruvad aluseliste ja amfoteersete oksiididega eeldusel, et moodustub lahustuv sool:

• Nii need kui ka teised happed reageerivad alustega. Polüaluselised happed võivad moodustada nii keskmisi kui ka happelisi sooli (need on neutraliseerimisreaktsioonid):

• Hapete ja soolade reaktsioon toimub ainult siis, kui moodustub sade või gaas:

H 3 PO 4 koostoime lubjakiviga peatub, kuna pinnale tekib viimane lahustumatu sade Ca 3 (PO 4) 2.

Lämmastik-HNO 3 ja kontsentreeritud väävelhapete H 2 SO 4 (konts.) omaduste omadused tulenevad asjaolust, et nende interaktsioonis lihtsate ainetega (metallid ja mittemetallid) ei esine H + katioone, vaid nitraate ja sulfaate. ioonid toimivad oksüdeerivate ainetena. On loogiline eeldada, et selliste reaktsioonide tulemusena ei moodustu vesinik H2, vaid saadakse muid aineid: tingimata sool ja vesi, samuti üks nitraadi- või sulfaadioonide redutseerimisproduktidest, olenevalt hapete kontsentratsioon, metalli asend pingereas ja reaktsioonitingimused (temperatuur, metalli peenus jne).

Need HNO 3 ja H 2 SO 4 (konts.) keemilise käitumise tunnused illustreerivad selgelt teooria teesi. keemiline struktuur aatomite vastastikusest mõjust ainete molekulides.

Sageli aetakse segi mõisted volatiilsus ja stabiilsus (stabiilsus). Lenduvaid happeid nimetatakse hapeteks, mille molekulid lähevad kergesti gaasilisse olekusse ehk aurustuvad. Näiteks vesinikkloriidhape on lenduv, kuid püsiv stabiilne hape. Ebastabiilsete hapete lenduvust ei saa hinnata. Näiteks mittelenduv, lahustumatu ränihape laguneb veeks ja SiO 2 -ks. Vesinikkloriid-, lämmastik-, väävel-, fosfor- ja paljude teiste hapete vesilahused on värvitud. Kroomihappe H 2 CrO 4 vesilahus on kollane, permangaanhape HMnO 4 on vaarikas.

Võrdlusmaterjal testi sooritamiseks:

perioodilisustabel

Lahustuvuse tabel

Hüdroksiidide ja oksiidide amfoteersus (omaduste kahesus). paljud elemendid avalduvad kahte tüüpi soolade moodustumisel. Näiteks hüdroksiidi ja alumiiniumoksiidi jaoks:

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

Al2О3 + 3H2SO4 = Al2(SO4)3 + 3H2O

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

Al2O3 + 2NaOH(t) = 2NaAlO2 + H2O (sulamas)

Reaktsioonides (a) avaldavad Al(OH)3 ja Al2O3 aluseliste hüdroksiidide ja oksiidide omadusi, see tähendab, et nad reageerivad nagu leelised hapete ja happeliste oksiididega, moodustades soola, milles alumiinium on Al3+ katioon.

Vastupidi, reaktsioonides (b) toimivad Al(OH)3 ja Al2O3 happeliste hüdroksiidide ja oksiididena, moodustades soola, milles alumiiniumi aatom AlIII on osa anioonist (happejäägist) AlO2−.

Alumiiniumelemendil endal on nendes ühendites metalli ja mittemetalli omadused. Seetõttu on alumiinium amfoteerne element.

Sarnastel omadustel on ka A-rühmade elemendid - Be, Ga, Ge, Sn, Pb, Sb, Bi jt, samuti enamik B-rühmade elemente - Cr, Mn, Fe, Zn, Cd jt.

Näiteks tsingi amfoteersust tõestavad järgmised reaktsioonid:

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

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

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

ZnO + 2NaOH(t) = Na2ZnO2 + H2O

Kui amfoteersel elemendil on ühendites mitu oksüdatsiooniastet, siis on amfoteersed omadused kõige enam väljendunud vahepealse oksüdatsiooniastme puhul.

Näiteks kroomil on kolm teadaolevat oksüdatsiooniastet: +II, +III ja +VI. CrIII puhul väljendatakse happelisi ja aluselisi omadusi ligikaudu ühikutes võrdselt, samas kui CrII-s on ülekaalus aluselised omadused ja CrVI-s - happelised omadused:

CrII → CrO, Cr(OH)2 → CrSO4

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

CrVI → CrO3, H2CrO4 → K2CrO4

Väga sageli esinevad +III oksüdatsiooniastmes elementide amfoteersed hüdroksiidid ka metavormis, näiteks:

AlO(OH) - alumiiniummetahüdroksiid

FeO(OH) - raudmetahüdroksiid (ortovormi "Fe(OH)3" ei eksisteeri).

Amfoteersed hüdroksiidid on vees praktiliselt lahustumatud, kõige mugavam viis nende saamiseks on sadestada vesilahusest, kasutades nõrka alust - ammoniaakhüdraati:

Al(NO3)3 + 3(NH3H2O) = Al(OH)3↓ + 3NH4NO3 (20 °C)

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

Kui seda tüüpi vahetusreaktsioonis kasutatakse liigset leelist, siis alumiiniumhüdroksiid ei sadestu, kuna alumiinium läheb oma amfoteersuse tõttu aniooniks:

Al(OH)3(t) + OH− = −

Näited molekulaarvõrrandid seda tüüpi reaktsioonid:

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

ZnSO4 + 4NaOH(liig) = Na2 + Na2SO4

Saadud soolad kuuluvad kompleksühendite (komplekssoolade) hulka: nende hulka kuuluvad kompleksanioonid − ja 2−. Nende soolade nimetused on järgmised:

Na - naatriumtetrahüdroksoaluminaat

Na2 - naatriumtetrahüdroksosinkaat

Alumiiniumi või tsinkoksiidide ja tahke leelisega koostoime tooteid nimetatakse erinevalt:

NaAlO2 - naatriumdioksoaluminaat (III)

Na2ZnO2 – naatriumdioksotsinkaat(II)

Seda tüüpi komplekssoolade lahuste hapestamine põhjustab komplekssete anioonide hävimise:

− → Al(OH)3 → Al3+

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

Paljude amfoteersete elementide puhul pole hüdroksiidide täpsed valemid teada, kuna vesilahusest sadestuvad hüdroksiidide asemel hüdraatoksiidid, näiteks MnO2 · nH2O, Sb2O5 · nH2O.

Amfoteersed elemendid oma vabal kujul interakteeruvad nii tüüpiliste hapete kui ka leelistega:

2Al + 3H2SO4(lagunev) = Al2(SO4)3 + H2

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

Mõlemas reaktsioonis moodustuvad soolad ja vaadeldav element on ühel juhul katiooni osa ja teisel juhul aniooni osa.

alumiiniumhalogeniidid tavatingimustes - värvitu kristalne

ained. Alumiiniumhalogeniidide seerias on AlF3 omadustelt väga erinev

oma kolleegidelt. See on tulekindel, vees kergelt lahustuv, keemiliselt

mitteaktiivne. Peamine meetod AlF3 saamiseks põhineb veevaba HF toimel

Al2O3 või Al puhul:

Al2O3 + 6HF = 2AlF3 + 3H2O

Alumiiniumiühendid kloori, broomi ja joodiga on sulavad, väga

reaktiivne ja hästi lahustuv mitte ainult vees, vaid ka paljudes

orgaanilised lahustid. Interaktsioon alumiiniumhalogeniidid veega

millega kaasneb märkimisväärne soojuse eraldumine. Kõik need vesilahuses

tugevalt hüdrolüüsitud, kuid erinevalt tüüpilistest happehalogeniididest

mittemetallid, nende hüdrolüüs on mittetäielik ja pöörduv. Olles juba märgatavalt muutlik

tavatingimustes suitsevad AlCl3, AlBr3 ja AlI3 niiskes õhus

(hüdrolüüsi tõttu). Neid saab hankida otsese suhtlemise teel

lihtsad ained.

Komplekssed halogeniidid(halogenometallaadid) sisaldavad keerulisi anioone, milles halogeeniaatomid on näiteks ligandid. kaaliumheksakloroplatinaat(IV)K2, naatriumheptafluorotalaat(V) Na, liitiumheksafluoroarsenaat(V) Li. max. soojus Fluoro-, oksofluoro- ja klorometallaadid on stabiilsed. Sidemete olemuse järgi on ioonsed ühendid lähedased keerukatele halogeniididele. katioonidega NF4+, N2F3+, C1F2+, XeF+ jne.

Paljudele halogeniididele on iseloomulik seos ja polümerisatsioon vedelas ja gaasifaasis koos sildsidemete moodustumisega. max. Sellele kalduvad I ja II rühmade metallide halogeniidid, A1C13, Sb pentafluoriidid ja siirdemetallid, oksofluoriidid koostisega MOF4. Tuntud on näiteks metall-metallhalogeniidid. Hg2Cl2.

Fluoriidid erinevad oluliselt teistest halogeniididest. Lihtsate halogeniidide puhul on need erinevused aga vähem väljendunud kui halogeenides endis ja keerukates halogeniidides on need nõrgemad kui lihtsates.

Paljud kovalentsed halogeniidid (eriti fluoriidid) on näiteks tugevad Lewise happed. AsF5, SbF5, BF3, A1C13. Fluoriidid on osa superhapetest. Kõrgemaid halogeniide redutseerivad metallid ja H2, näiteks:

Rühmade V-VIII metallhalogeniidid, välja arvatud Cr ja Mn, redutseeritakse H2 toimel metallideks, näiteks: WF6 + 3H2 -> W + 6HF

Paljud kovalentsed ja ioonsed metallhalogeniidid interakteeruvad üksteisega komplekshalogeniidide moodustamiseks, näiteks: KC1 + TaC15 -> K[TaC16]

Kergemad halogeenid võivad raskemad halogeniididest välja tõrjuda. Hapnik võib oksüdeerida halogeniide C12, Br2 ja I2 vabanemisega. Üks iseloomulikke kovalentsete halogeniidide vastastikust piirkonda. kuumutamisel veega (hüdrolüüs) või selle aurudega. (pürohüdrolüüs), mis viib oksiidide moodustumiseni, oksü- või

oksohalogeniidid, hüdroksiidid ja vesinikhalogeniidid. Erandiks on CF4, CC14 ja SF6, mis on kõrgel temperatuuril veeaurule vastupidavad.

Halogeniidid saadakse otse elementidest, vastastikmõjust. vesinikhalogeniidid või vesinikhalogeniid to-t elementide, oksiidide, hüdroksiidide või sooladega, samuti vahetada p-sioone.

Halogeniide kasutatakse tehnoloogias laialdaselt halogeenide, leelis- ja leelismuldmetallide tootmise lähteainetena. metallid, klaaside komponentidena jne inorg. materjalid; need on vahepeal. tooted haruldaste ja teatud värviliste metallide, U, Si, Ge jne tootmisel.

Looduses moodustavad halogeniidid eraldi mineraalide klassid, milles on esindatud fluoriidid (näiteks mineraalid fluoriit, krüoliit) ja kloriidid (sylviit, karnalliit) Broom ja jood on teatud mineraalide osad isomorfsete lisandite kujul. Märkimisväärses koguses halogeniide leidub merede ja ookeanide vees, soolades ja maa-alustes soolvees. Mõned halogeniidid, nt. NaCl, K.C1, CaC12 on osa elusorganismidest.

Krüoliit(muu kreeka keelest κρύος - härmatis + λίθος - kivi) - haruldane mineraal looduslike fluoriidide klassist, naatriumheksafluoroaluminaat Na3. Kristalliseerub monokliinilises süngoonias; risttahukakujulised kristallid ja kaksikplaadid on haruldased. Tavaliselt moodustab see värvituid, valgeid või halle klaasja läikega kristalseid agregaate, mis sisaldavad sageli kvartsi, sideriiti, püriiti, galeniiti, kalkopüriiti, kolumbiiti ja kassiteriiti. Võimalik on värvimine orgaaniliste ainete lisanditega.

Praegu väljatöötatud meetodid kunstliku krüoliidi saamine. Kunstlikult toodetud alumiiniumfluoriidi ja naatriumfluoriidi koostoimel, samuti vesinikfluoriidhappe toimel alumiiniumhüdroksiidile sooda juuresolekul. Seda kasutatakse alumiiniumi elektrolüütilise tootmise protsessis, vesinikfluoriidhappe, klaasi ja emailide tootmisel.

Alum. Alum on koostisega ME(SO4)2 topeltsoolade rühmanimi. 12H2O, kus M on kaalium K, rubiidium Rb, tseesium Cs, ammoonium NH4 ja E on alumiinium Al, kroom Cr, raud Fe ja muud oksüdatsiooniastmes olevad elemendid (+ III), andes soolade dissotsiatsiooni käigus kolme laenguga katioone .

Maarjas lahustub vees hästi, nende vesilahustel on kokkutõmbav hapu maitse ja hüdrolüüsi tõttu happeline reaktsioon, näiteks:

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

Kuumutamisel sulab maarjas esmalt neis sisalduvas vees ja seejärel läheb see vesi kaotsi, moodustades veevabad soolad. Edasine kuumutamine muudab maarja metallioksiidide seguks. Alumiinium-kaaliummaarjat saab saada puhastatud alumiiniumsulfaadi tootmisprotsessi muutmisega. Esiteks keedetakse kaoliin väävelhappega. Kui väävelhappe neutraliseerimine on lõppenud, lisatakse reaktorisse naatriumsulfaati, et saada naatriummaarjas. Viimased on oma suure lahustuvuse tõttu lahuses. Pärast lahuse lahjendamist tiheduseni 1,33 g/cm3 eraldatakse see ränidioksiidi sademest, jahutatakse ja segatakse küllastunud kaaliumkloriidi lahusega. Samal ajal alumiinium-kaaliummaarjas, halvasti lahustuv, kui mitte kõrge temperatuur. Emalahusesse jäävad pärast alumiinium-kaaliummaarja kristallide eraldamist lahustuvad lisandid - rauaühendid ja naatriumkloriid 89.

Hüdrolüüsi ajal hüdraatunud alumiiniumioonid kaotavad prootoneid, moodustades järjestikuseid hüdrooksokomplekse. Kui viimane neutraalne kompleks kaotab vett, moodustub lahustumatu hüdroksiid A1(OH)3.

Komplekssed ioonid[A1(H20)5OH]2+ ja [A1(H20)4(OH)2]+ jäävad lahusesse, samas kui A1(OH)3 hüdroksiid sadestub kohe pärast moodustumist. Sade tekib pH väärtustel > 3. Täielikult kuni alumiiniumhüdroksiidi moodustumiseni hüdrolüüs toimub moodustunud prootonite neutraliseerimisel, näiteks leelisega.

Sügav hüdrolüüs alumiiniumsulfaadi sooli kasutatakse laialdaselt joogi- ja reovee puhastamiseks. Hüdrolüüsi käigus eralduv hüdronium reageerib vesinikkarbonaatidega H30 + + HC03 = CO2 + 2H20, mis tavaliselt sisalduvad vees. Sel juhul on hüdrolüüsi lõppproduktideks kolloidne alumiiniumhüdroksiid ja süsinikdioksiid.

Alumiiniumhüdroksiidisooli koaguleerimisel tekib mahukas želatiinsete sade, mis püüab kinni hõljuvad osakesed ja bakterid ning tõmbab need kogumismahuti põhja. Vee puhastamiseks vajaliku alumiiniumsulfaadi tarbimine sõltub vee koostisest ja saasteainete hulgast. Alumiiniumsulfaadi doosid looduslike veekogude puhastamiseks ja reovee järelpuhastuseks jäävad A1203 järgi vahemikku 3-15 mg/l ning asulareovee füüsikalis-keemiliseks puhastamiseks ulatuvad A1203 järgi 30-50 mg/l. Alumiiniumsulfaadi tarbimine peaks tagama piisavalt suure helveste massi moodustumise, mis on vajalik saasteainete eemaldamiseks veest. Lahuse pH väärtust tuleks alandada 6,5-7,6-ni, mis vastab alumiiniumhüdroksiidi minimaalsele vees lahustuvusele. Kõrgema või madalama pH väärtuse korral jääb osa alumiiniumist vette lahustunud olekus. Madala leeliselisusega vetes, kui vesinikkarbonaatide sisaldus ei ole eraldunud happe neutraliseerimiseks piisav, ei jõua hüdrolüüsiprotsess pH tugeva languse tõttu lõpuni. Aluselisuse suurendamiseks viia hüdrolüüsiprotsess lõpule ja vähendada vees lahustunud alumiiniumi sisaldust, vette lisatakse lubi ja soodat samaaegselt koagulandiga.

Kui hüdrolüüsi käigus kogunenud prootoneid ei neutraliseerita, siis hüdrolüüsiprotsess aeglustub, mis viib hüdrolüütilise tasakaalu tekkimiseni, mida saab iseloomustada hüdrolüüsi astme ja konstandiga. Hüdrolüüs alumiiniumsulfaadi lahused, mis on sulfaadioonide Al2 (804) 3-s asendamise reaktsioon OH-ioonidega, mis tekivad vee dissotsiatsiooni tõttu, saab esitada üldkujul võrrandiga

2А13+ + (3 - -|-) EOG + aOH" + ad^ACONTSBOZH --^EOG + põrgu,

kus a on asendusaste ja aluselisus.

See võrrand näitab, et OH-ioonide kontsentratsioon lahuses, st vee dissotsiatsiooni aste, mõjutab nihkumist paremale. Teatavasti on nõrga aluse ja tugeva happega soolade hüdrolüüsiaste k seotud hüdrolüüsikonstandiga A-, soola kontsentratsiooniga (s, mol "l), vee ioonsaaduse kyu ja dissotsiatsioonikonstandiga baas kb järgmise seosega:

/r \u003d UkTss \u003d UkiLs.

Kui A-, muutub temperatuuriga vähe, siis ksh suureneb oluliselt, mis põhjustab temperatuuri tõustes oluliselt hüdrolüüsiastme tõusu.

N. I. Eremin tuletas saadud katseandmete põhjal võrrandid lahuse hüdrolüüsi astme sõltuvuse kohta temperatuurist ja kontsentratsioonist

alumiiniumsulfaadi jaoks:

1e k \u003d - 2,23 + 0,05 s + 0,0036t7 + 18 UTS, ammooniumalumiinium:

18 L \u003d -1,19 + 0,29c + 0,0016G + 18ygSh kaaliummaarja puhul:

\ek \u003d - 1,17 + 0,29 s + 0,00167 + 18 UPS,

naatriummaarja jaoks:

18k \u003d - 1,18 + 0,29 s + 0,0016t7 + \ e UP.

Nagu nendest võrranditest näha, on kontsentratsiooni mõju maarja hüdrolüüsiastmele olulisem kui alumiiniumsulfaadi puhul.

Bor. Boori saamine. Keemilised omadused. Diagonaalne sarnasus boori ja räni vahel. Boorhüdriidid. Diboran. Keemilise sideme omadused diboraani molekulis. Boorhalogeniidid. Boori hapnikuühendid. Booroksiid ja boorhapped. Bura. Boorhappe saamine. Borosilikaatklaasid. Boor etüüleeter.

Bor- kolmeteistkümnenda rühma element (vananenud klassifikatsiooni järgi - kolmanda rühma põhialarühm), perioodilise süsteemi teine ​​periood keemilised elemendid aatomnumbriga 5. Tähistatakse sümboliga B (lat. Borum). AT vaba riik boor on värvitu, hall või punane kristalne või tume amorfne aine. Teada on üle 10 boori allotroopse modifikatsiooni, mille moodustumise ja vastastikused üleminekud määrab boori saamise temperatuur

Kviitung. Puhtaim boor saadakse boorhüdriidide pürolüüsi teel. Sellist boori kasutatakse pooljuhtmaterjalide ja peenkeemiliste sünteeside tootmiseks.

Metallotermia meetod (sagedamini redutseerimine magneesiumi või naatriumiga):

Boorbromiidi aurude termiline lagunemine kuumal (1000-1200 °C) volframtraadil vesiniku juuresolekul (Van Arkeli meetod):

Füüsikalised omadused. Äärmiselt tahke(teiseks alles teemant, boornitriid (borasoon), boorkarbiid, boor-süsinik-räni sulam, skandium-titaankarbiid). Sellel on rabedus ja pooljuhtomadused (lai vahe

pooljuht). Boori suurim tõmbetugevus on 5,7 GPa

Looduses leidub boori kahe isotoobi kujul 10B (20%) ja 11B (80%)[.

10 V on väga kõrge termilise neutronite neeldumise ristlõige, nii et 10 V boorhappes kasutatakse tuumareaktorites reaktsioonivõime kontrollimiseks.

Keemilised omadused. Booriioonid värvivad leegi roheliseks.

Paljude füüsikaliste ja keemiliste omaduste poolest sarnaneb mittemetalliline boor räni.

Keemiliselt on boor üsna inertne ja interakteerub toatemperatuuril ainult fluoriga:

Kuumutamisel reageerib boor teiste halogeenidega trihalogeniidide moodustamiseks, lämmastikuga moodustab boornitriidi BN, fosforiga moodustab fosfiidi BP, süsinikuga moodustab erineva koostisega karbiidid (B4C, B12C3, B13C2). Hapniku atmosfääris või õhus kuumutamisel põleb boor suure soojuseraldusega, moodustub oksiid B2O3:

Boor ei interakteeru otseselt vesinikuga, kuigi on teada üsna vähe. suur number erineva koostisega boraanid (boraanid), mis on saadud leelis- või leelismuldmetalliboriidide töötlemisel happega:

Tugeval kuumutamisel on booril redutseerivad omadused. Ta suudab näiteks taastada nende oksiididest räni või fosforit:

Seda boori omadust saab seletada booroksiidi B2O3 keemiliste sidemete väga suure tugevusega.

Oksüdeerivate ainete puudumisel on boor leeliselahuste toimele vastupidav. Boor lahustub kuumas lämmastikhappes, väävelhappes ja vees, moodustades boorhappe.

Booroksiid on tüüpiline happeline oksiid. See reageerib veega, moodustades boorhappe:

Kui boorhape interakteerub leelistega, ei moodustu boorhappe enda soolad - boraadid (sisaldavad aniooni BO33−), vaid tetraboraadid, näiteks:

Bor- pooljuht, diagonaalne sarnasus räniga:

1) Mõlemad on tulekindlad, tahked pooljuhid. B - hall-must, Si- hall.

11(B) = 8,298 eV; I1(Si)=8,151 eV. Mõlemad ei ole altid katioonide moodustumisele.

2) Mõlemad on keemiliselt inertsed (kuigi boor lahustub siiski kuumades oksüdeerivates hapetes. Mõlemad lahustuvad leelistes.

2B + KOH + 2H2O ® 2KBO2 + 3H2

Si + 2KOH + H2O®K2SiO3+ 2H2

3) Kõrgel temperatuuril reageerivad nad metallidega, moodustades boriide ja silitsiide - Ca3B2; Mg2Si - tulekindlad, elektrit juhtivad ühendid.

Boori hapnikuühendid. B2O3 - happeoksiid (ka SiO2) - nii polümeerne, klaasjas, ainult B2O3 moodustab lamedaid võrke ja SiO2 - kolmemõõtmelisi struktuure. Nende erinevus seisneb selles, et booroksiid on kergesti hüdreeritud, samas kui liiv (SiO2), nagu teada, mitte.

H3BO3- ortoboorhape.

H3BO3 «HBO2+H2O metaboorhape (100°С)

4HBO2 "H2B4O7 + H2Otetraboorhape (140 ° C) - nõrk, mõlemad Kd

H2B4O7 "2B2O3 + H2O on praktiliselt samad - happesoolasid pole

Ortoboorhape on nõrk, mõnikord on selle dissotsiatsioon kirjutatud

B(OH)3 + H2O «B(OH)4 + H+

Moodustab alkoholidega estreid: H3BO3+3CH3OH®B(OCH3)3+3H2O

Omadused. Boor on tuntud amorfsel (pruun) ja kristalsel (must) kujul, st. 2300 °C, kp. 3700 °C, p = 2,34 g/cm3. Boori kristallvõre on väga tugev, mis väljendub selle kõrges kõvaduses, madalas entroopias ja kõrges sulamistemperatuuris. Boori pooljuht. Boori mittemetallilisus vastab tema positsioonile perioodilises süsteemis – berülliumi ja süsiniku vahel ning diagonaalselt räni kõrval. Seetõttu on booril sarnasusi mitte ainult alumiiniumiga, vaid ka räniga. Tema seisukohast järeldub ka see, et boori ja lämmastiku ühendid peaksid elektronstruktuurilt ja omadustelt olema sarnased süsinikuga.

2BH3(g) - B2H6(g);

delta G= - 126 kJ

3NaBH4+4BF3 ->2В2Н6 + 3NaBF4

6H2 (g) + 2BC13 (g) -> B2H6 (g) + 6HCl (g)

DiboranВ2Н6 - energeetiline redutseerija, süttib õhu käes spontaanselt

B2H6 + 3O2 => B2O3 + ZH2O

See interakteerub veega, vabastades vesinikku;

B2H6 + 6H2O =>. 2H3BO3+6H2

Eetrikeskkonnas reageerib B2H6 liitiumhüdriidiga, moodustades boorhüdriid

B2H6+2LiH => 2LiBH4

Sagedamini kui Li kasutavad nad reaktsiooni käigus saadud Na

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

B2O3 + ZS => 2B + ZSO

2B2O3+P4O10 => 4BPO4

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

H3BO3 neutraliseerimine ei moodustu ortoboraadid , mis sisaldavad iooni (BO3) 3-, ja saadakse tetraboraadid, teiste polüboorhapete metaboraadid või soolad:

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

Booroksiid B2O3 - boorhappe anhüdriid, värvitu, pigem tulekindel klaasjas või kristalne aine mõru maitse, dielektriline.

Klaasjas booroksiid on kihilise struktuuriga (kihtide vahe on 0,185 nm), kihtides paiknevad boori aatomid võrdkülgsete kolmnurkade BO3 sees (d B-O = 0,145 nm). See modifikatsioon sulab temperatuurivahemikus 325–450 °C ja on kõrge kõvadusega. Seda saadakse boori kuumutamisel õhus temperatuuril 700 °C või ortoboorhappe dehüdreerimisel. Kristalliline B2O3, mis saadakse vee hoolika eemaldamisega metaboorhappest HBO2, eksisteerib kahes modifikatsioonis - kuusnurkse kristallvõrega muutub see temperatuuril 400 ° C ja 2200 MPa monokliiniliseks.

Tööstuses booraks saadakse looduslikest boraatidest soodaga sulandamise teel . Kui looduslikke boormineraale töödeldakse väävelhappega, boorhape . Boorhappest H3BO3 saadakse kaltsineerimisel oksiid B2O3 ja seejärel redutseeritakse see või booraks aktiivsete metallidega (magneesium või naatrium) vabaks booriks:

B2O3 + 3Mg = 3MgO + 2B,

2Na2B4O7 + 3Na = B + 7NaBO2.

Sel juhul halli pulbri kujul, amorfne boor. Kõrge puhtusastmega kristalset boori saab saada ümberkristallimisel, kuid tööstuses saadakse seda sagedamini sula fluoroboraatide elektrolüüsil või BBr3 boorbromiidi auru termilisel lagundamisel tantaaltraadil, mis on kuumutatud temperatuurini 1000–1500 °C vesiniku juuresolekul:

2BBr3 + 3H2 = 2B + 6HBr

Samuti on võimalik kasutada boori krakkimist:

B4H10 = 4B + 5H2.

Boorhape(ortoboorhape) on nõrk hape keemilise valemiga H3BO3. Värvitu kristalne aine helveste kujul, lõhnatu, on kihilise trikliinivõrega, milles happemolekulid on omavahel ühendatud vesiniksidemetega lamedate kihtidena, kihid on omavahel ühendatud molekulidevaheliste sidemetega (d = 0,318 nm).

Metaboorhape(HBO2) on samuti värvitu kristall. Seda on kolmes modifikatsioonis - kõige stabiilsem γ-HBO2 kuupvõrega, β-HBO2 monokliinilise võrega ja α-HBO2 rombvõrega.

Kuumutamisel ortoboorhape kaotab vett ja läheb esmalt metaboorhappeks, seejärel tetraboorhappeks H2B4O7. Edasisel kuumutamisel dehüdreerub see booranhüdriidiks.

Boorhappel on väga nõrgad happelised omadused.. See lahustub vees suhteliselt vähe. Selle happelised omadused ei tulene mitte H + prootoni elimineerimisest, vaid hüdroksüülaniooni lisamisest:

Ka = 5,8 10-10 mol/L; pKa = 9,24.

Enamiku teiste hapetega tõrjub see selle soolade lahustest kergesti välja. Selle sooli, mida nimetatakse boraatideks, toodetakse tavaliselt erinevatest polüboorhapetest, kõige sagedamini tetraboorhappest H2B4O7, mis on palju tugevam hape kui ortoboorhape. B(OH)3 näitab väga nõrku amfoteersuse märke, moodustades vähestabiilse boorhüdrosulfaadi B(HSO4)3.

Ortoboorhappe neutraliseerimisel leelistega vesilahustes ei teki (BO3)3– iooni sisaldavaid ortoboraate, kuna ortoboraadid hüdrolüüsitakse peaaegu täielikult liiga madala [B(OH)4]- moodustumise konstandi tõttu. Lahuses moodustuvad teiste polüboorhapete tetraboraadid, metaboraadid või soolad:

Leelise ülejäägi korral saab neid muuta metaboraatideks:

Meta- ja tetraboraadid hüdrolüüsitakse, kuid vähemal määral (pöördreaktsioonid etteantutele).

Boraatide hapendatud vesilahustes saavutatakse järgmised tasakaalud:

Boorhappe levinuim sool on naatriumtetraboraatdekahüdraat Na2B4O7 10H2O (tehniline nimetus – booraks).

Kuumutamisel lahustab boorhape metallioksiide, moodustades soolad.

Koos alkoholidega kontsentreeritud väävelhappe juuresolekul moodustuvad estrid:

Boormetüüleetri B(OCH3)3 teke on kvalitatiivne reaktsioon H3BO3-le ja boorhapete sooladele, süütamisel põleb metüülbooreeter kauni erkrohelise leegiga.

Borosilikaatklaas- tavalise koostisega klaas, milles lähteaine leeliselised komponendid on asendatud booroksiidiga (B2O3). Sellega saavutatakse suurem keemiline vastupidavus ja madal soojuspaisumistegur – kuni 3,3 10-6 temperatuuril 20 °C parimate proovide puhul. Borosilikaatklaasil on see väga väike, ainult kvartsklaasil on see väiksem (peaaegu 10 korda). See hoiab ära klaasi pragunemise äkiliste temperatuurimuutuste ajal. Selle põhjuseks on selle kasutamine tulekustutusvahendina ja muudel juhtudel, kus on nõutav termiline stabiilsus.

Kasutamine Igapäevaelus lahtise tulega nõude, teekannude valmistamiseks. Seda kasutatakse laboratoorsete klaasnõude materjalina, samuti keemiatööstuses ja teistes tööstusharudes, näiteks soojuselektrijaamade soojusvaheti materjalina. Kasutatakse ka odavate kitarriliugude valmistamiseks. Samuti saab boorsilikaatklaasi kasutada pipettide valmistamiseks ICSI, blastomeeri biopsia jaoks, mis tehakse implantatsioonieelseks geneetiliseks diagnoosimiseks, kasutades geneetiline materjal biopsia rakud. Saadaval on 3 pipetivalikut siseläbimõõduga 4 µm kuni 7,5 µm. Pipetti pikkus on 60–75 mm ja kaldenurk on 30°. Pipetid on mõeldud ühekordseks kasutamiseks.

üldised omadused IVA alarühma elemendid. Aatomite struktuur. Oksüdatsiooniastmed. Levik ja leidmise vormid looduses. Süsiniku allotroopsed modifikatsioonid. Füüsiline ja Keemilised omadused. Musta grafiidi sordid: koks, süsi, tahm.

IVA rühma elementide üldised omadused IV rühma põhialarühma elementide hulka kuuluvad C, Si, Ge, Sn, Pv. Välise valentstaseme elektrooniline valem on nS2np2, see tähendab, et neil on 4 valentselektroni ja need on p-elemendid, seega on nad IV rühma peamises alarühmas. ││││ │↓│ np nS Aatomi põhiolekus on kaks elektroni paaris ja kaks paarita. Süsiniku välimises elektronkihis on 2 elektroni, ränil 8 ja Ge, Sn ja Pv kumbki 18 elektroni. Seetõttu on Ge, Sn, Pv ühendatud germaaniumi alarühma (need on täielikud elektroonilised analoogid). Selles p-elementide alamrühmas, nagu ka teistes p-elementide alamrühmades, muutuvad elementide aatomite omadused perioodiliselt.

Seega alarühmas ülalt alla aatomi raadius suureneb, mistõttu ionisatsioonienergia väheneb, seega suureneb elektronide loovutamise võime ja väheneb järsult kalduvus täiendada välist elektronkihti oktetiks, nii et C-st kuni Pb, redutseerivad omadused ja metallilised omadused suurenevad ning mittemetallilised omadused vähenevad. Süsinik ja räni on tüüpilised mittemetallid, Ge-l on juba metallilised omadused ja see näeb välja nagu metall, kuigi see on pooljuht. Tina puhul on metallilised omadused juba ülekaalus ja plii on tüüpiline metall. Omades 4 valentselektroni, võivad aatomid nende ühendites näidata oksüdatsiooniastet minimaalsest (-4) maksimumini (+4) ja neid iseloomustab isegi S.O.: -4, 0, +2, +4; S.O. = -4 on tüüpiline C ja Si jaoks metallidega. Suhte olemus teiste elementidega. Süsinik moodustab ainult kovalentseid sidemeid, räni moodustab samuti valdavalt kovalentseid sidemeid. Tina ja plii jaoks, eriti S.O. = +2, on sideme ioonsus iseloomulikum (näiteks Рв(NO3)2). Kovalentsuse määrab aatomi valentsstruktuur. Süsinikuaatomil on 4 valentsorbitaali ja maksimaalne kovalentsus on 4. Teiste elementide puhul võib kovalentsus olla suurem kui neli, kuna on olemas valentsi d-alatase (näiteks H2). Hübridiseerimine. Hübridisatsiooni tüüp määratakse valentsorbitaalide tüübi ja arvu järgi. Süsinikul on ainult S- ja p-valentsorbitaalid, seega võib esineda Sp (karbiin, CO2, CS2), Sp2 (grafiit, benseen, COCl2), Sp3 hübridisatsioon (CH4, teemant, CCl4). Räni puhul on kõige iseloomulikum Sp3 hübridisatsioon (SiO2, SiCl4), kuid sellel on valents d-alatase, seega on olemas ka Sp3d2 hübridisatsioon, näiteks H2. PSE IV grupp on D.I.Mendelejevi tabeli keskpaik. Siin on selgelt näha omaduste järsk muutus mittemetallidelt metallidele. Eraldi käsitleme süsinikku, seejärel räni, seejärel germaaniumi alarühma elemente.

Atom(kreeka keelest atomos - jagamatu) - ühetuumaline, keemilise elemendi jagamatu osake, aine omaduse kandja. Ained koosnevad aatomitest. Aatom ise koosneb positiivselt laetud tuumast ja negatiivselt laetud elektronipilvest. Üldiselt on aatom elektriliselt neutraalne. Aatomi suuruse määrab täielikult selle elektronpilve suurus, kuna tuuma suurus on elektronpilve suurusega võrreldes tühine. Tuum koosneb Z positiivselt laetud prootonitest (prootoni laeng vastab tavaühikutes +1) ja N neutronist, mis ei kanna laengut (prootoneid ja neutroneid nimetatakse nukleoniteks). Seega määrab tuuma laengu ainult prootonite arv ja see on võrdne elemendi järjekorranumbriga perioodilisustabelis. Tuuma positiivse laengu kompenseerivad negatiivselt laetud elektronid (elektronilaeng -1 suvalistes ühikutes), mis moodustavad elektronipilve. Elektronide arv on võrdne prootonite arvuga. Prootonite ja neutronite massid on võrdsed (vastavalt 1 ja 1 amu). Aatomi massi määrab selle tuuma mass, kuna elektroni mass on ligikaudu 1850 korda väiksem kui prootoni ja neutroni mass ning seda võetakse arvutustes harva arvesse. Neutronite arvu saab leida aatomi massi ja prootonite arvu erinevuse järgi (N=A-Z). Mis tahes keemilise elemendi aatomitüüpi, mille tuum koosneb rangelt määratletud arvust prootonitest (Z) ja neutronitest (N), nimetatakse nukliidiks.

Kuna peaaegu kogu mass on koondunud aatomi tuumasse, kuid selle mõõtmed on aatomi kogumahuga võrreldes tühised, siis võetakse tuum tinglikult aatomi keskpunktis paikneva materiaalse punktina ja aatom ise on peetakse elektronide süsteemiks. Keemilises reaktsioonis ei mõjutata aatomi tuuma (v.a tuumareaktsioonid), nagu ka sisemisi elektroonilisi nivoode, vaid selles osalevad ainult välimise elektronkihi elektronid. Sel põhjusel on vaja teada elektroni omadusi ja aatomite elektronkestade moodustumise reegleid.

Oksüdatsiooniaste(oksüdatsiooniarv, formaalne laeng) - abitingimuslik väärtus oksüdatsiooni-, redutseerimis- ja redoksreaktsioonide protsesside registreerimiseks. See näitab molekuli üksiku aatomi oksüdatsiooniastet ja on vaid mugav meetod elektronide ülekande arvestamiseks: see ei ole molekulis oleva aatomi tegelik laeng (vt #Konventsioon).

Ideed elementide oksüdatsiooniastme kohta on aluseks ja neid kasutatakse klassifikatsioonis keemilised ained, kirjeldades nende omadusi, koostades ühendeid ja nende rahvusvahelised tiitlid(nomenklatuur). Kuid seda kasutatakse eriti laialdaselt redoksreaktsioonide uurimisel.

Anorgaanilises keemias kasutatakse valentsi mõiste asemel sageli oksüdatsiooniastme mõistet.

Aatomi oksüdatsiooniaste on võrdne aatomile omistatud elektrilaengu arvväärtusega, eeldades, et sidet teostavad elektronipaarid on täielikult kallutatud elektronegatiivsemate aatomite poole (st lähtudes eeldusest, et ühend koosneb ainult ioonidest).

Oksüdatsiooniaste vastab elektronide arvule, mis tuleb lisada positiivsele ioonile, et redutseerida see neutraalseks aatomiks, või võtta negatiivsest ioonist, et oksüdeerida see neutraalseks aatomiks:

Al3+ + 3e− → Al

S2− → S + 2e− (S2−−2e− → S)

Süsinik- aine, millel on [allikas täpsustamata 1528 päeva] suur hulk allotroopseid modifikatsioone (üle 8 on juba avastatud).

Süsiniku allotroopsed modifikatsioonid nende omadused erinevad üksteisest kõige radikaalsemalt, pehmest kõvani, läbipaistmatust läbipaistvani, abrasiivsest kuni määrdeni, odavast kuni kallini. Nende allotroopide hulka kuuluvad süsiniku amorfsed allotroopid (kivisüsi, tahm), nanovaht, kristalsed allotroopid – nanotoru, teemant, fullereenid, grafiit, lonsdaleiit ja tserafiit.

Süsiniku allotroopide klassifikatsioon aatomitevahelise keemilise sideme olemuse järgi:

Teemant (kuubik)

Lonsdaleite (kuusnurkne teemant)

Fullereenid (C20+)

Nanotorud

Nanokiud

Astralens

klaasjas süsinik

Kolossaalsed nanotorud

Segatud sp3/sp2 vormid:

amorfne süsinik

Süsinik nanoneerud

Süsinik nanovaht

Muud vormid: C1 - C2 - C3 - C8

Süsinik(keemiline sümbol - C, lat. Carboneum) - neljateistkümnenda rühma keemiline element (vananenud klassifikatsiooni järgi - neljanda peamise alarühma

rühm), keemiliste elementide perioodilise süsteemi 2. periood. seerianumber 6, aatommass - 12,0107.

Füüsikalised omadused.

Süsinik esineb paljudes allotroopsetes modifikatsioonides, mis on väga mitmekesised füüsikalised omadused. Modifikatsioonide mitmekesisus on tingitud süsiniku võimest moodustada erinevat tüüpi keemilisi sidemeid.

Vundamendid - See on keemiline ühend, mis on võimeline moodustuma kovalentne side prootoniga (Brönstedi alus) või mõne muu keemilise ühendi vaba orbitaaliga (Lewise alus)

Aluste keemilised omadused

Aluste saamise meetodid

1 . soolade vesilahuste elektrolüüs aktiivsed metallid:

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

Metallisoolade elektrolüüsi ajal, seistes pingereas kuni alumiiniumini, redutseeritakse vesi katoodil gaasiliste vesiniku- ja hüdroksiidioonide vabanemisega. Soola dissotsiatsiooni käigus moodustunud metallikatioonid moodustavad aluseid saadud hüdroksiidioonidega.

2 . metallide koostoime veega: 2Na+2H2O=2NaOH+H22Na+2H2O=2NaOH+H2 See meetod ei leia praktilist rakendust ei laboris ega tööstuses

3 . oksiidide koostoime veega: CaO+H2O=Ca(OH)2CaO+H2O=Ca(OH)2

4 . vahetusreaktsioonid(võib saada nii lahustuvaid kui lahustumatud aluseid): Ba(OH)2+K2SO4=2KOH+BaSO4↓Ba(OH)2+K2SO4=2KOH+BaSO4↓CuCl2+2NaOH=Cu(OH)2↓+2NaNO3

Amfoteersed ühendid - see on ained, millel on olenevalt reaktsioonitingimustest happelised või aluselised omadused.

Amfoteersed hüdroksiidid - vees lahustumatud ained, mis kuumutamisel lagunevad metalloksiidiks ja veeks:

Zn(OH)2 = ZnO + H2O

2Fe(OH)3 = Fe2O3 + 3H2O

2Al(OH)3 \u003d Al2O3 + 3H2O

Amfoteerse hüdroksiidi näide on tsinkhüdroksiid. Selle hüdroksiidi valem selle aluselisel kujul on Zn(OH) 2 . Kuid võite kirjutada tsinkhüdroksiidi valemi happe kujul, asetades esikohale vesinikuaatomid, nagu anorgaaniliste hapete valemites: H 2 ZnO 2 (joonis 1). Siis on ZnO 2 2- happejääk, mille laeng on 2-.

Amfoteerse hüdroksiidi eripäraks on see, et see erineb vähe O-H ja Zn-O sidemete tugevuselt. Sellest ka omaduste duaalsus. Reaktsioonides hapetega, mis on valmis vesiniku katioone loovutama, on tsinkhüdroksiidil kasulik lõhkuda Zn-O side, loovutades OH rühma ja toimides alusena. Selliste reaktsioonide tulemusena moodustuvad soolad, milles tsink on katioon, seetõttu nimetatakse neid katioonset tüüpi sooladeks:

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

Amfoteersed oksiidid - soola moodustavad oksiidid, millel on olenevalt tingimustest kas aluselised või happelised omadused (st amfoteersed). Moodustatud siirdemetallide poolt. Amfoteersetes oksiidides sisalduvate metallide oksüdatsiooniaste on tavaliselt III kuni IV, välja arvatud ZnO, BeO, SnO, PbO.

Amfoteersed oksiidid on kahetise iseloomuga: nad võivad interakteeruda hapete ja alustega (leelised):

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

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

Tüüpilised amfoteersed oksiidid : H 2 O, BeO, Al 2 O 3 , Kr 2 O 3 , Fe 2 O 3 ja jne.

9. Keemiline termodünaamika. Süsteemi mõisted, entroopia, entalpia, keemilise reaktsiooni termiline efekt, Hessi seadus ja selle tagajärjed. Reaktsiooni endoterm ja eksoterm, termodünaamika 1. ja 2. seadus, Keemilise reaktsiooni kiirus (mõjutegurid), van't Hoffi reegel, van't Hoffi võrrand.

Keemiline termodünaamika – teadus, mis uurib süsteemide ja seaduste stabiilsuse tingimusi.

Termodünaamika - makrosüsteemide teadus.

Termodünaamiline süsteem - ümbritseva maailma makroskoopiline osa, milles toimuvad erinevad füüsikalised ja keemilised protsessid.

hajutatud süsteem nimetatakse heterogeenset süsteemi, milles ühe faasi väikesed osakesed on teise faasi mahus ühtlaselt jaotunud.

Entroopia (Kreeka keelest entroopia) - pööre, transformatsioon. Entroopia mõiste võeti esmakordselt kasutusele termodünaamikas, et määrata kindlaks pöördumatu energia hajumise mõõt. Entroopiat kasutatakse laialdaselt teistes teadusvaldkondades: statistilises füüsikas mis tahes makroskoopilise oleku realiseerumise tõenäosuse mõõdikuna; infoteoorias - mis tahes kogemuse (testi) ebakindluse mõõt, millel võivad olla erinevad tulemused. Kõigil neil entroopia tõlgendustel on sügav sisemine seos.

Entalpia (soojusfunktsioon, soojussisaldus) - termodünaamiline potentsiaal, mis iseloomustab süsteemi seisundit termodünaamilises tasakaalus, kui sõltumatuteks muutujateks on valitud rõhk, entroopia ja osakeste arv.

Lihtsamalt öeldes on entalpia see energia, mis on teatud konstantsel rõhul saadaval soojuseks muundamiseks.

Soojusefektid on tavaliselt näidatud keemiliste reaktsioonide termokeemilistes võrrandites, kasutades süsteemi ΔH entalpia (soojussisalduse) väärtusi.

Kui ΔH< 0, то теплота выделяется, т.е. реакция является экзотермической.

Endotermiliste reaktsioonide puhul ΔH > 0.

Keemilise reaktsiooni termiline mõju on teatud koguste reageerivate ainete korral vabanev või neeldunud soojus.

Reaktsiooni termiline efekt sõltub ainete olekust.

Mõelge vesiniku ja hapniku reaktsiooni termokeemilisele võrrandile:

See rekord tähendab, et kui 2 mooli vesinikku interakteeruvad 1 mooli hapnikuga, moodustub gaasilises olekus 2 mooli vett. Sel juhul vabaneb 483,6 (kJ) soojust.

Hessi seadus - Isobaar-isotermilistes või isohoorses-isotermilistes tingimustes läbiviidud keemilise reaktsiooni termiline efekt sõltub ainult lähteainete ja reaktsioonisaaduste tüübist ja olekust ning ei sõltu selle toimumise teest.

Hessi seaduse tagajärjed:

Pöördreaktsiooni soojusefekt on võrdne vastupidise märgiga otsereaktsiooni soojusefektiga, s.o. reaktsioonide jaoks

neile vastates termilised mõjud seotud võrdsusega

2. Kui süsteem satub järjestikuste keemiliste reaktsioonide tulemusena olekusse, mis kattub täielikult algse olekuga (ringprotsess), siis on nende reaktsioonide soojusmõjude summa võrdne nulliga, s.o. mitmete reaktsioonide jaoks

nende soojusmõjude summa

Moodustamise entalpia all mõistetakse lihtainetest 1 mooli aine moodustumise reaktsiooni soojusefekti. Tavaliselt kasutatakse standardseid moodustumise entalpiaid. Neid tähistatakse või (sageli jäetakse üks indeks välja; f - ingliskeelsest formatsioonist).

Termodünaamika esimene seadus - Muuda sisemine energia süsteem üleminekul ühest olekust teise võrdub välisjõudude töö ja süsteemile ülekantava soojushulga summaga

Termodünaamika esimese seaduse kohaselt saab tööd teha ainult soojuse või mõne muu energia abil. Seetõttu mõõdetakse tööd ja soojushulka samades ühikutes - džaulides (nagu ka energias).

kus ΔU on siseenergia muutus, A on välisjõudude töö, Q on süsteemile üle kantud soojushulk.

Termodünaamika teine ​​seadus - Ükski protsess pole võimalik, mille ainsaks tulemuseks oleks soojuse ülekandumine külmemalt kehalt kuumemale

Van't Hoffi reegel väidab, et iga 10° temperatuuritõusu korral suureneb keemilise reaktsiooni kiirus 2-4 korda.

Seda reeglit kirjeldav võrrand on järgmine: (\displaystyle ~V_(2)=V_(1)\cdot \gamma ^(\frac (T_(2)-T_(1))(10)))

kus V2 on reaktsiooni kiirus temperatuuril t2 ja V1 on reaktsiooni kiirus temperatuuril t1;

ɣ on reaktsioonikiiruse temperatuuritegur. (kui see võrdub näiteks 2-ga, suureneb reaktsioonikiirus 2 korda, kui temperatuur tõuseb 10 kraadi võrra).

Endotermilised reaktsioonid - keemilised reaktsioonid, millega kaasneb soojuse neeldumine. Endotermiliste reaktsioonide puhul on entalpia ja siseenergia muutus positiivne (\displaystyle \Delta H>0)(\displaystyle \Delta U>0), seega sisaldavad reaktsiooniproduktid rohkem energiat kui algkomponendid.

Endotermilised reaktsioonid hõlmavad:

metallide redutseerimise reaktsioonid oksiididest,

elektrolüüs (elektrienergia neeldumine),

elektrolüütiline dissotsiatsioon (näiteks soolade lahustamine vees),

ionisatsioon,

veeplahvatus - tarnitakse väikesele kogusele veele suur hulk soojus kulub vedeliku hetkeliseks kuumutamiseks ja faasiüleminekuks ülekuumendatud auruks, samal ajal kui siseenergia suureneb ja avaldub auru kahe energia - molekulisisese termilise ja molekulidevahelise potentsiaali - kujul.

fotosüntees.

eksotermiline reaktsioon - keemiline reaktsioon, millega kaasneb soojuse eraldumine. Endotermilise reaktsiooni vastand.