Vetitë kimike dhe përgatitja e bazave amfoterike. Vetitë e hidroksideve amfoterike

11.10.2019

Tema: Klasat kryesore të përbërjeve, vetitë e tyre dhe reaksionet tipike

Mësimi: Hidroksidet amfoterike

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

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

Oriz. 1. Formulat e hidroksidit të zinkut

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

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

(bazë)

Në reaksionet me alkalet, hidroksidi i zinkut vepron si një acid, duke dhënë hidrogjen. Në këtë rast, formohen kripëra të llojit anionik (zinku është pjesë e mbetjes acidike - anion zinkat). Për shembull, kur hidroksidi i zinkut shkrihet me hidroksid të ngurtë të natriumit, formohet Na 2 ZnO 2 - një kripë mesatare e zinkatit të natriumit të llojit anionik:

H 2 ZnO 2 + 2NaOH (TV.) = Na 2 ZnO 2 + 2H 2 O

(acid)

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

Zn(OH) 2 + 2NaOH = Na 2

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

Kështu, amfoteriteti i hidroksidit të zinkut është për shkak të mundësisë së ekzistencës së joneve të zinkut në një tretësirë ujore si pjesë e kationeve dhe anioneve. Përbërja e këtyre joneve varet nga aciditeti i mediumit. Anionet ZnO 2 2- janë të qëndrueshme në një mjedis alkalik, dhe kationet Zn 2+ janë të qëndrueshme në një mjedis acid.

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

Zn(OH) 2 = ZnO + H 2 O

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

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

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

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

AlCl 3 + 3NaOH = Al(OH) 3 ↓ + 3NaCl

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

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

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

Oriz. 2. Formimi i precipitatit të hidroksidit të aluminit

Bibliografi

Novoshinsky I. I., Novoshinskaya N. S. Kimi. Libër mësuesi për arsimin e përgjithshëm të klasës së 10-të. themelimi Niveli i profilit. - M.: LLC "TID" Fjalë ruse- RS", 2008. (§54)
Kuznetsova N. E., Litvinova T. N., Levkin A. N. Kimi: Klasa e 11-të: Libër shkollor për studentët e arsimit të përgjithshëm. themelimi (niveli i profilit): në 2 pjesë Pjesa 2. M.: Ventana-Graf, 2008. (f. 110-111)
Radetsky A.M. Kimia. Material didaktik. Klasat 10-11. - M.: Arsimi, 2011.
Khomchenko I. D. Koleksion problemesh dhe ushtrimesh në kimi për gjimnaz. - M.: RIA "Vala e Re": Botues Umerenkov, 2008.

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

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

Oriz. 1. Formulat e hidroksidit të zinkut

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

Zn(OH)2 + 2HCl = ZnCl2 + 2H2O (bazë)

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

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

Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2

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

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

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

Zn(OH)2 = ZnO + H2O

2Fe(OH)3 = Fe2O3 + 3H2O

2Al(OH)3 = Al2O3 + 3H2O

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

AlCl3 + 3NaOH = Al(OH)3↓ + 3NaCl

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

AlCl3+ 3NH3. H2O = Al(OH)3↓ + 3NH4Cl

Oriz. 2. Formimi i precipitatit të hidroksidit të aluminit

Hidroksidet amfoterike formohen nga tranzicioni elementet kimike dhe shfaqin veti të dyfishta, pra janë edhe acid edhe bazë. Le të marrim dhe konfirmojmë natyrën amfoterike të hidroksidit të aluminit.

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

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

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

Al(OH)3 + NaOH = Na

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

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

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

Na + HCl = Al(OH)3¯ + NaCl + H2O

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

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

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

Na + CO2= Al(OH)3¯ + NaHCO3

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

Burimet

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

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

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

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

Amfoterike Këto quhen hidrokside që, në varësi të kushteve, shfaqin vetitë ose të bazave ose të acideve.

Hidroksidet amfoterike përfshijnë:

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

dhe disa të tjerë.

Hidroksidet amfoterike reagojnë:

A) me acide,

Për shembull:

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

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

b) me okside acide,

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

Në këto reaksione, hidroksidet amfoterike shfaqin vetitë e bazave .

V) me arsye,

Kur trupat e ngurtë shkrihen, krijohen kripëra.

Për shembull:

TV A1(OH) 3 + NaOH. NaА1O 2 + 2H 2 O,

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

Në këto reaksione, hidroksidet amfoterike shfaqin vetitë e acideve.

Në reaksionet me tretësirat ujore të alkaleve, formohen përbërjet komplekse përkatëse.

Për shembull:

A1(OH) 3 + tretësirë NaOH = Na[A1(OH) 4],

tetrahidroksialuminat natriumi

Zgjidhje Zn(OH) 2 + 2KOH = K 2

tetrahidroksozinkat kaliumi

G) me oksidet bazike:

2Cr(OH) 3 + K 2 O 2KCrO2 + 3H2O.

Në këtë reagim, hidroksidi amfoterik shfaq veti acidike. Reagimi ndodh duke bashkuar reaktantët.

Metodat për marrjen e bazave

1. Një metodë e zakonshme për përgatitjen e bazave është reaksioni i shkëmbimit të tretësirëskripëra me tretësirë alkali. Ndërveprimi prodhon një bazë të re dhe një kripë të re.

Për shembull:

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

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

Me këtë metodë mund të përgatiten të dyja bazat e patretshme dhe të tretshme.

2. Alkalet mund të përftohen duke reaguar me ujë të metaleve alkaline dhe alkaline të tokës.

Për shembull:

2Na + 2H 2 O = 2NaOH + H 2,

Ca + 2H 2 O = Ca (OH) 2 + H 2.

3. Alkalet mund të përftohen gjithashtu duke reaguar me ujë të oksideve të metaleve alkali dhe alkaline tokësore.

Për shembull:

Na 2 O + H 2 O = 2 NaOH,

CaO+H2O = Ca(OH) 2.

4.Në teknikën e alkalit përftohetelektroliza e tretësirave të kripës(për shembull, kloruret).

Për shembull:

2NaС1 + 2Н 2 О
2NaOH + H2 + C1 2.

Zonat e aplikimit të bazave

Hidroksidet e natriumit dhe kaliumit (NaOH dhe KOH) përdoren për pastrimin e produkteve të naftës, për prodhimin e sapunit, mëndafshit artificial, letrës, të përdorura në industrinë e tekstilit dhe lëkurës, etj. sipërfaqet e metaleve me ngjyra para aplikimit të veshjeve mbrojtëse dhe dekorative.

Hidroksidet e kaliumit, kalciumit dhe bariumit përdoren në industrinë e naftës për të përgatitur lëngje shpimi të frenuara, duke lejuar shpimin e të paqëndrueshme. shkëmbinj. Injektimi i solucioneve alkaline në formacion ndihmon në rritjen e rikuperimit të vajit nga formacionet prodhuese.

Hidroksidet e hekurit (III), kalciumit dhe natriumit përdoren si reagentë për pastrimin e gazrave nga sulfuri i hidrogjenit.

Gëlqere e shuar Ca(OH) 2 përdoret si frenues i korrozionit të metaleve nën ndikimin e ujit të detit, si dhe si reagent për heqjen e ngurtësisë së ujit dhe pastrimin e vajit të karburantit që përdoret për përgatitjen e vajrave lubrifikues.

Hidroksidet e aluminit dhe hekurit (III) përdoren si flokulantë për pastrimin e ujit, si dhe për përgatitjen e lëngjeve të shpimit.

Bazat, hidroksidet amfoterike

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

Vetitë e alkaleve, hidroksideve të metaleve alkaline dhe alkaline tokësore

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

2. Tretësirat ujore disociojnë:

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

Bazat poliacid mund të japin kripëra mesatare dhe bazë:

4. Ndërveproni me oksidet acide, duke formuar medium dhe kripërat e acidit në varësi të bazicitetit të acidit që korrespondon me këtë oksid:

5. Ndërveproni me oksidet dhe hidroksidet amfoterike:

a) bashkimi:

b) në tretësirat:

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

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

Hidroksidet amfoterike

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

Vetitë kimike të përbërjeve amfoterike

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

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

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

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

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

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

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

CuSO 4 + 2KOH = Cu(OH) 2 ↓ + K 2 SO 4

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

SrO + H2O = Sr(OH) 2

Acidet

Acidet janë substanca komplekse, molekulat e të cilave përbëhen nga atome hidrogjeni që mund të zëvendësohen nga atomet metalike dhe mbetjet acidike. Në kushte normale, acidet mund të jenë të ngurtë (fosforik H 3 PO 4; silic H 2 SiO 3) dhe të lëngshëm (në formë e pastër lëngu do të jetë acid sulfurik H2SO4).

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

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

acid → bazë + H +

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

HNO 3 + NH 3 ⇆ NH 4 + + NO 3 —

bazë acid bazë acid

Më shumë përkufizim i përgjithshëm acidet dhe bazat propozuar nga kimisti amerikan G. Lewis. Ai sugjeroi që ndërveprimet acid-bazë janë plotësisht nuk ndodhin domosdoshmërisht me transferimin e protoneve. Në përcaktimin e acideve dhe bazave sipas Lewis, roli kryesor është në reaksionet kimike jepet çifte elektronike

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

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

AlF 3 + :NH 3 ⇆ :

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

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

Nomenklatura e acideve

Meqenëse ka përkufizime të ndryshme acidet, klasifikimi dhe nomenklatura e tyre janë mjaft arbitrare.

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

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

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

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

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

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

H 2 SO 3 + H 2 O ⇆ H 3 O + + HSO 3

HNO 3 + H 2 O ⇆ H 3 O + + NO 3

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

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

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

Marrja e acideve

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

H2 + Cl2 → 2HCl,

H 2 + S ⇆ H 2 S

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

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

BaBr 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2НВr

CuSO 4 + H 2 S = H 2 SO 4 + CuS↓

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

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

AgNO 3 + HCl = AgCl↓ + HNO 3

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

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

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

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

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

mund të ndahet në dy lloje reaksionesh:

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

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

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

TE vetitë e përgjithshme acidet përfshijnë reaksionet e acideve me metale në serinë e tensionit deri në hidrogjen, për shembull:

Zn + 2Н + = Zn 2+ + Н 2

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

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

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

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

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

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

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

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

KOH + H 2 S = KHS + H 2 O

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

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

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

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

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

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

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

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

Acidet anoksike në një tretësirë ujore mund të oksidohen vetëm.

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

H 2 S + Br 2 = S + 2НВг

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

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

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

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

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

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

Duhet mbajtur mend se:

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

Materiali referues për marrjen e testit:

Tabela e Mendelejevit

Tabela e tretshmërisë

Video tutorial 2: Hidroksidet amfoterike. Eksperimentet

Ligjërata: Karakteristike Vetitë kimike bazat dhe hidroksidet amfoterike

Hidroksidet dhe klasifikimi i tyre

Siç e dini tashmë, bazat formohen nga atomet metalike dhe një grup hidrokso (OH -), prandaj ato quhen ndryshe hidrokside. Ekzistojnë disa klasifikime të bazave.

1. Në lidhje me ujin ato ndahen në:

i tretshëm,

i pazgjidhshëm.

Bazat e tretshme përfshijnë hidroksidet e metaleve alkaline dhe alkaline tokësore, për këtë arsye quhen alkale. Në këtë grup mund të përfshihet edhe hidroksidi i amonit, por ndryshe nga i pari, ai është një elektrolit më i dobët. Bazat e formuara nga metale të tjera nuk treten në ujë. Alkalet në një tretësirë ujore shpërndahen plotësisht në katione metalike dhe anione hidroksid - OH - jone. Për shembull: NaOH → Na + + OH - .

2. Nga ndërveprimi me të tjerët kimikatet hidroksidet ndahen në:

hidroksidet bazë,

hidroksidet e acidit (acidet që përmbajnë oksigjen),

hidroksidet amfoterike.

Kjo ndarje varet nga ngarkesa e kationit metalik. Kur ngarkesa e kationit është +1 ose +2, hidroksidi do të ketë veti themelore. Baza amfoterike konsiderohen hidroksidet, kationet metalike të të cilave kanë ngarkesë +3 dhe +4.

Por ka një numër përjashtimesh:

La(OH) 3, Bi(OH) 3, Tl(OH) 3 – baza;

Be (OH) 2, Sn (OH) 2, Pb (OH) 2, Zn (OH) 2, Ge (OH) 2 janë baza amfoterike.

Vetitë kimike të bazave

Bazat janë të afta të reagojnë me acide dhe okside acide. Gjatë ndërveprimit, kripërat dhe uji formohen:

Ba(OH) 2 + CO 2 → BaCO 3 + H 2 O;

KOH + HCl → KCl + H 2 O.

Alkalet dhe hidroksidi i amonit gjithmonë reagojnë me tretësirat e kripës, vetëm në rastin e formimit të bazave të patretshme:

2KOH + FeCl 2 → 2KCl + Fe(OH) 2;

6NH 4 OH + Al 2 (SO 4) 3 → 2Al(OH) 3 + 3(NH 4) 2SO 4 .

Reagimi i një acidi me një bazë quhet neutralizim. Gjatë këtij reaksioni, kationet acidike H+ dhe anionet bazë OH- formojnë molekula uji. Pas së cilës, mediumi i tretësirës bëhet neutral. Si rezultat, nxehtësia fillon të çlirohet. Në solucione, kjo çon në ngrohjen graduale të lëngut. Në rastin e tretësirave të forta, nxehtësia është më se e mjaftueshme për të bërë që lëngu të fillojë të vlojë. Duhet mbajtur mend se reagimi i neutralizimit ndodh mjaft shpejt.

Vetitë kimike të hidroksideve amfoterike

Bazat amfoterike reagojnë si me acidet ashtu edhe me alkalet. Gjatë ndërveprimit, formohen kripë dhe ujë. Kur i nënshtrohen ndonjë reaksioni me acide, bazat amfoterike shfaqin gjithmonë vetitë e bazave tipike:

Cr(OH) 3 + 3HCl → CrCl 3 + 3H 2 O.

Gjatë reaksionit me alkalet, bazat amfoterike janë në gjendje të shfaqin vetitë e acideve. Në procesin e shkrirjes me alkalet, formohen kripë dhe ujë.

temple-bal.ru

Metodat për marrjen e bazave

Zonat e aplikimit të bazave

Bazat, hidroksidet amfoterike

Vetitë e alkaleve, hidroksideve të metaleve alkaline dhe alkaline tokësore

Hidroksidet amfoterike

Vetitë kimike të përbërjeve amfoterike

Acidet

Nomenklatura e acideve

Marrja e acideve

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