Proprietà degli ossidi e idrossidi anfoteri. Lezione "idrossidi anfoteri"

Composti anfoteri

La chimica è sempre un’unità degli opposti.

Guarda la tavola periodica.

Alcuni elementi (quasi tutti i metalli che presentano stati di ossidazione +1 e +2) si formano di base ossidi e idrossidi. Ad esempio, il potassio forma l'ossido K 2 O e l'idrossido KOH. Esibiscono proprietà basilari, come l'interazione con gli acidi.

K2O + HCl → KCl + H2O

Alcuni elementi (la maggior parte dei non metalli e dei metalli con stati di ossidazione +5, +6, +7) si formano acido ossidi e idrossidi. Gli idrossidi acidi sono acidi contenenti ossigeno, sono chiamati idrossidi perché hanno un gruppo ossidrile nella loro struttura, ad esempio lo zolfo forma ossido acido SO 3 e idrossido acido H 2 SO 4 (acido solforico):

Tali composti presentano proprietà acide, ad esempio reagiscono con le basi:

H2SO4 + 2KOH → K2SO4 + 2H2O

E ci sono elementi che formano ossidi e idrossidi che presentano proprietà sia acide che basiche. Questo fenomeno si chiama anfotero . Sono questi ossidi e idrossidi che focalizzeranno la nostra attenzione in questo articolo. Tutti gli ossidi e gli idrossidi anfoteri sono solidi insolubili in acqua.

Innanzitutto, come possiamo determinare se un ossido o un idrossido è anfotero? C'è una regola, un po' arbitraria, ma puoi comunque usarla:

Gli idrossidi e gli ossidi anfoteri sono formati da metalli negli stati di ossidazione +3 e +4, Per esempio (Al 2 O 3 , Al(OH) 3 , Fe 2 O 3 , Fe(OH) 3)

E quattro eccezioni:metalliZn , Essere , Pb , Sn formare i seguenti ossidi e idrossidi:ZnO , Zn ( OH ) 2 , BeO , Essere ( OH ) 2 , PbO , Pb ( OH ) 2 , SnO , Sn ( OH ) 2 , in cui presentano uno stato di ossidazione pari a +2, ma nonostante ciò, questi composti presentano proprietà anfotere .

Gli ossidi anfoteri più comuni (e i loro corrispondenti idrossidi): ZnO, Zn(OH) 2, BeO, Be(OH) 2, PbO, Pb(OH) 2, SnO, Sn(OH) 2, Al 2 O 3, Al (OH) 3, Fe 2 O 3, Fe (OH) 3, Cr 2 O 3, Cr (OH) 3.

Le proprietà dei composti anfoteri non sono difficili da ricordare: interagiscono con acidi e alcali.

• Quando interagiscono con gli acidi, tutto è semplice in queste reazioni, i composti anfoteri si comportano come quelli basici:

Al2O3 + 6HCl → 2AlCl3 + 3H2O

ZnO + H2SO4 → ZnSO4 + H2O

BeO + HNO3 → Be(NO3)2 + H2O

Gli idrossidi reagiscono allo stesso modo:

Fe(OH)3 + 3HCl → FeCl3 + 3H2O

Pb(OH)2 + 2HCl → PbCl2 + 2H2O

• Interagire con gli alcali è un po’ più complicato. In queste reazioni i composti anfoteri si comportano come acidi e i prodotti di reazione possono essere diversi a seconda delle condizioni.

O la reazione avviene in soluzione, oppure le sostanze reagenti vengono prese come solide e fuse.

Interazione dei composti basici con quelli anfoteri durante la fusione.

Diamo un'occhiata all'esempio dell'idrossido di zinco. Come accennato in precedenza, i composti anfoteri interagiscono con i composti basici e si comportano come acidi. Quindi scriviamo l'idrossido di zinco Zn (OH) 2 come un acido. L'acido ha davanti l'idrogeno, lo tiriamo fuori: H 2 ZnO 2 . E la reazione dell'alcali con l'idrossido procederà come se fosse un acido. “Residuo acido” ZnO 2 2-divalente:

2K OH(TV) + H 2 ZnO 2(solido) (t, fusione)→ K 2 ZnO 2 + 2 H 2 O

La sostanza risultante K 2 ZnO 2 è chiamata metazincato di potassio (o semplicemente zincato di potassio). Questa sostanza è un sale di potassio e dell'ipotetico “acido di zinco” H 2 ZnO 2 (non è del tutto corretto chiamare tali composti sali, ma per nostra comodità lo dimenticheremo). Basta scrivere l'idrossido di zinco in questo modo: H 2 ZnO 2 - non va bene. Scriviamo come al solito Zn (OH) 2, ma intendiamo (per nostra comodità) che è un “acido”:

2KOH (solido) + Zn (OH) 2(solido) (t, fusione) → K 2 ZnO 2 + 2H 2 O

Con gli idrossidi, che hanno 2 gruppi OH, tutto sarà uguale a quello dello zinco:

Be(OH) 2(tv.) + 2NaOH (tv.) (t, fusione) → 2H 2 O + Na 2 BeO 2 (metaberillato di sodio o berillato)

Pb(OH) 2 (sol.) + 2NaOH (sol.) (t, fusione) → 2H 2 O + Na 2 PbO 2 (metaplumbato di sodio, o plumbato)

Con gli idrossidi anfoteri con tre gruppi OH (Al (OH) 3, Cr (OH) 3, Fe (OH) 3) è leggermente diverso.

Consideriamo l'esempio dell'idrossido di alluminio: Al (OH) 3, scriviamolo sotto forma di acido: H 3 AlO 3, ma non lo lasciamo in questa forma, ma togliamo l'acqua da lì:

H3AlO3 – H2O → HAlO2 + H2O.

È questo “acido” (HAlO 2) con cui lavoriamo:

HAlO 2 + KOH → H 2 O + KAlO 2 (metaalluminato di potassio, o semplicemente alluminato)

Ma l'idrossido di alluminio non può essere scritto in questo modo HAlO 2, lo scriviamo come al solito, ma lì intendiamo "acido":

Al(OH) 3(solv.) + KOH (solv.) (t, fusione)→ 2H 2 O + KAlO 2 (metaalluminato di potassio)

Lo stesso vale per l'idrossido di cromo:

Cr(OH)3 → H3 CrO3 → HCrO2

Cr(OH) 3(tv.) + KOH (tv.) (t, fusione)→ 2H 2 O + KCrO 2 (metacromato di potassio,

MA NON CROMATO, i cromati sono sali dell'acido cromico).

È lo stesso con gli idrossidi contenenti quattro gruppi OH: spostiamo l’idrogeno in avanti e rimuoviamo l’acqua:

Sn(OH)4 → H4 SnO4 → H2 SnO3

Pb(OH)4 → H4 PbO4 → H2 PbO3

Va ricordato che il piombo e lo stagno formano ciascuno due idrossidi anfoteri: con uno stato di ossidazione di +2 (Sn (OH) 2, Pb (OH) 2) e +4 (Sn (OH) 4, Pb (OH) 4 ).

E questi idrossidi formeranno diversi “sali”:

Stato di ossidazione
Formula dell'idrossido	Sn(OH)2	Pb(OH)2	Sn(OH)4	Pb(OH)4
Formula dell'idrossido come acido	H2SnO2	H2PbO2	H2SnO3	H2PbO3
Sale (potassio)	K2SnO2	K2PbO2	K2SNO3	K2PbO3
Nome del sale			metastannAT	metablumbAT

Stessi principi dei nomi dei "sali" ordinari, l'elemento in grado più alto ossidazione - suffisso AT, in intermedio - IT.

Tali "sali" (metacromati, metaalluminati, metaberillati, metazincati, ecc.) Si ottengono non solo come risultato dell'interazione di alcali e idrossidi anfoteri. Questi composti si formano sempre quando un “mondo” fortemente basico ed uno anfotero (durante la fusione) entrano in contatto. Cioè, esattamente lo stesso di idrossidi anfoteri Sia gli ossidi anfoteri che i sali metallici che formano ossidi anfoteri (sali di acidi deboli) reagiscono con gli alcali. E invece di un alcali, puoi prendere un forte ossido basico e un sale del metallo che forma l'alcali (sale di un acido debole).

Interazioni:

Ricorda, le reazioni seguenti si verificano durante la fusione.

Ossido anfotero con ossido basico forte:

ZnO (solido) + K 2 O (solido) (t, fusione) → K 2 ZnO 2 (metazincato di potassio, o semplicemente zincato di potassio)

Ossido anfotero con alcali:

ZnO (solido) + 2KOH (solido) (t, fusione) → K 2 ZnO 2 + H 2 O

Ossido anfotero con un sale di un acido debole e un metallo che forma un alcali:

ZnO (sol.) + K 2 CO 3 (sol.) (t, fusione) → K 2 ZnO 2 + CO 2

Idrossido anfotero con ossido basico forte:

Zn(OH) 2 (solido) + K 2 O (solido) (t, fusione) → K 2 ZnO 2 + H 2 O

Idrossido anfotero con alcali:

Zn (OH) 2 (solido) + 2KOH (solido) (t, fusione) → K 2 ZnO 2 + 2H 2 O

Idrossido anfotero con un sale di un acido debole e un metallo che forma un alcali:

Zn (OH) 2 (solido) + K 2 CO 3 (solido) (t, fusione) → K 2 ZnO 2 + CO 2 + H 2 O

Sali di un acido debole e di un metallo che formano un composto anfotero con un ossido basico forte:

ZnCO 3 (solido) + K 2 O (solido) (t, fusione) → K 2 ZnO 2 + CO 2

Sali di un acido debole e di un metallo che forma un composto anfotero con un alcali:

ZnCO 3 (solido) + 2KOH (solido) (t, fusione) → K 2 ZnO 2 + CO 2 + H 2 O

Sali di un acido debole e un metallo che formano un composto anfotero con un sale di un acido debole e un metallo che forma un alcali:

ZnCO 3(tv.) + K 2 CO 3(tv.) (t, fusione)→ K 2 ZnO 2 + 2CO 2

Di seguito sono riportate le informazioni sui sali degli idrossidi anfoteri, quelli più comuni nell'Esame di Stato Unificato sono contrassegnati in rosso;

	Idrossido	Idrossido come acido	Residuo acido		Nome del sale
BeO	Sii (OH) 2	H 2 BeO 2	BeO 2 2-	K 2 BeO 2	Metaberillato (berillato)
ZnO	Zn(OH) 2	H 2 ZnO 2	ZnO 2 2-	K 2 ZnO 2	Metazincato (zincato)
Al 2 O 3	Al(OH) 3	Alone 2	AlO 2 —	KAlO 2	Metaalluminato (alluminato)
Fe2O3	Fe(OH)3	HFeO2	FeO2-	KFeO2	Metaferrate (MA NON FERRATE)
	Sn(OH)2	H2SnO2	SnO2 2-	K2SnO2
	Pb(OH)2	H2PbO2	PbO22-	K2PbO2
SnO2	Sn(OH)4	H2SnO3	SnO3 2-	K2SNO3	MetastannAT (stannato)
PbO2	Pb(OH)4	H2PbO3	PbO32-	K2PbO3	MetablumAT (piombo)
Cr2O3	Cr(OH)3	HCrO2	CrO2 -	KCrO2	Metacromato (MA NON CROMATO)

Interazione di composti anfoteri con soluzioni di ALCALINI (qui solo alcali).

Nell’Esame di Stato unificato questo si chiama “scioglimento dell’idrossido di alluminio (zinco, berillio, ecc.) con alcali”. Ciò è dovuto alla capacità dei metalli nella composizione degli idrossidi anfoteri in presenza di un eccesso di ioni idrossido (in ambiente alcalino) attacca questi ioni a se stesso. Una particella è formata con un metallo (alluminio, berillio, ecc.) al centro, circondato da ioni idrossido. Questa particella diventa carica negativamente (anione) a causa degli ioni idrossido, e questo ione sarà chiamato idrossialluminato, idrossizincato, idrossiberillato, ecc. Inoltre, il processo può procedere in diversi modi in cui il metallo può essere circondato; numeri diversi ioni idrossido.

Considereremo due casi: quando il metallo è circondato quattro ioni idrossido, e quando è circondato sei ioni idrossido.

Scriviamo l'abbreviato equazione ionica questi processi:

Al(OH)3 + OH — → Al(OH)4 —

Lo ione risultante è chiamato ione tetraidrossialluminato. Il prefisso "tetra-" viene aggiunto perché ci sono quattro ioni idrossido. Lo ione tetraidrossialluminato ha una carica -, poiché l'alluminio ha una carica di 3+ ​​e quattro ioni idrossido hanno una carica di 4-, il totale è -.

Al(OH)3 + 3OH - → Al(OH)6 3-

Lo ione formato in questa reazione è chiamato ione esaidrossialluminato. Il prefisso "hexo-" viene aggiunto perché ci sono sei ioni idrossido.

È necessario aggiungere un prefisso che indica il numero di ioni idrossido. Perché se scrivi semplicemente “idrossialluminato”, non è chiaro di quale ione intendi: Al (OH) 4 - o Al (OH) 6 3-.

Quando un alcali reagisce con un idrossido anfotero, nella soluzione si forma un sale. Il cui catione è un catione alcalino e l'anione è uno ione complesso, la cui formazione abbiamo discusso in precedenza. L'anione è parentesi quadre.

Al(OH)3 + KOH → K (tetraidrossialluminato di potassio)

Al (OH) 3 + 3KOH → K 3 (esaidrossialluminato di potassio)

Che tipo di sale (esa- o tetra-) scrivi come prodotto non ha importanza. Anche nelle risposte all'esame di stato unificato è scritto: "... K 3 (la formazione di K è consentita". La cosa principale è non dimenticare di assicurarsi che tutti gli indici siano inseriti correttamente. Tieni traccia delle accuse e mantieni tenendo presente che la loro somma deve essere uguale a zero.

Oltre agli idrossidi anfoteri, gli ossidi anfoteri reagiscono con gli alcali. Il prodotto sarà lo stesso. Solo se scrivi la reazione in questo modo:

Al2O3 + NaOH → Na

Al2O3 + NaOH → Na3

Ma queste reazioni non saranno equalizzate per te. Devi aggiungere acqua sul lato sinistro, perché l'interazione avviene in soluzione, lì c'è abbastanza acqua e tutto si equalizzerà:

Al2O3 + 2NaOH + 3H2O → 2Na

Al2O3 + 6NaOH + 3H2O → 2Na3

Oltre agli ossidi e agli idrossidi anfoteri, alcuni metalli particolarmente attivi che formano composti anfoteri interagiscono con soluzioni alcaline. Vale a dire questo: alluminio, zinco e berillio. Per pareggiare è necessaria l'acqua anche a sinistra. Inoltre, la principale differenza tra questi processi è il rilascio di idrogeno:

2Al + 2NaOH + 6H2O → 2Na + 3H2

2Al + 6NaOH + 6H2O → 2Na3 + 3H2

La tabella seguente mostra quelli più comuni in Esempi di Esame di Stato Unificato proprietà dei composti anfoteri:

Sostanza anfotera		Nome del sale
Al2O3 Al(OH)3		Tetraidrossialluminato di sodio	Al(OH) 3 + NaOH → Na Al 2 O 3 +2NaOH+3H 2 O → 2Na 2Al + 2NaOH + 6H 2 O → 2Na + 3H 2
	Na 3	Esaidrossialluminato di sodio	Al(OH) 3 +3NaOH→Na 3 Al 2 O 3 +6NaOH+3H 2 O → 2Na 3 2Al+6NaOH+6H 2 O → 2Na 3 + 3 ore 2
Zn(OH)2	K2	Tetraidrossizincato di sodio	Zn(OH) 2 +2NaOH→Na 2 ZnO+2NaOH+H 2 O → Na 2 Zn+2NaOH+2H 2 O → Na 2 +H 2
	K4	Esaidrossizincato di sodio	Zn(OH) 2 +4NaOH→Na 4 ZnO+4NaOH+H 2 O → Na 4 Zn+4NaOH+2H 2 O → Na 4 +H 2
Sii(OH)2	Li2	Litio tetraidrossiberillato	Sii (OH) 2 +2LiOH → Li 2 BeO+2LiOH+H 2 O → Li 2 Essere + 2LiOH + 2H 2 O → Li 2 +H 2
	Li4	Litio esaidrossiberillato	Sii (OH) 2 +4LiOH → Li 4 BeO+4LiOH+H 2 O → Li 4 Essere + 4LiOH + 2H 2 O → Li 4 +H 2
Cr2O3 Cr(OH)3		Tetraidrossicromato di sodio	Cr(OH) 3 + NaOH → Na Cr 2 O 3 +2NaOH+3H 2 O → 2Na
	Na 3	Esaidrossicromato di sodio	Cr(OH) 3 +3NaOH→Na 3 Cr 2 O 3 +6NaOH+3H 2 O → 2Na 3
Fe2O3 Fe(OH)3		Tetraidrossiferrato di sodio	Fe(OH) 3 + NaOH → Na Fe 2 O 3 +2NaOH+3H 2 O → 2Na
	N / a 3	Esaidrossiferrato di sodio	Fe(OH) 3 +3NaOH→Na 3 Fe 2 O 3 +6NaOH+3H 2 O → 2Na 3

I sali ottenuti in queste reazioni reagiscono con gli acidi, formando altri due sali (sali di un dato acido e due metalli):

2Na 3 + 6 ore 2 COSÌ 4 → 3Na 2 COSÌ 4 +Al 2 (COSÌ 4 ) 3 +12H 2 O

Questo è tutto! Niente di complicato. L'importante è non confondere, ricordare cosa si forma durante la fusione e cosa è in soluzione. Molto spesso si incontrano incarichi su questo tema B parti.

Prima di parlare proprietà chimiche ah basi e idrossidi anfoteri, definiamo chiaramente cosa sono?

1) Le basi o gli idrossidi basici includono gli idrossidi metallici nello stato di ossidazione +1 o +2, cioè le cui formule sono scritte come MeOH o Me(OH) 2. Tuttavia, ci sono delle eccezioni. Pertanto gli idrossidi Zn(OH) 2, Be(OH) 2, Pb(OH) 2, Sn(OH) 2 non sono basi.

2) Gli idrossidi anfoteri comprendono gli idrossidi metallici nello stato di ossidazione +3, +4, nonché, come eccezioni, gli idrossidi Zn(OH) 2, Be(OH) 2, Pb(OH) 2, Sn(OH) 2. Idrossidi metallici nello stato di ossidazione +4, in Compiti dell'Esame di Stato Unificato non si verificano, quindi non verranno presi in considerazione.

Proprietà chimiche delle basi

Tutti i motivi sono suddivisi in:

Ricordiamo che il berillio e il magnesio non sono metalli alcalino terrosi.

Oltre ad essere solubili in acqua, gli alcali si dissociano molto bene anche in soluzioni acquose, mentre le basi insolubili hanno un basso grado di dissociazione.

Questa differenza di solubilità e capacità di dissociarsi tra alcali e idrossidi insolubili porta, a sua volta, a notevoli differenze nelle loro proprietà chimiche. Quindi, in particolare, gli alcali sono composti chimicamente più attivi e spesso sono in grado di entrare in reazioni che le basi insolubili non possono fare.

Interazione delle basi con gli acidi

Gli alcali reagiscono assolutamente con tutti gli acidi, anche quelli molto deboli e insolubili. Per esempio:

Basi insolubili reagiscono con quasi tutti gli acidi solubili, non reagiscono con l'acido silicico insolubile:

Va notato che sia le basi forti che quelle deboli con formula generale il tipo Me(OH) 2 può formare sali basici privi di acido, ad esempio:

Interazione con ossidi acidi

Gli alcali reagiscono con tutti gli ossidi acidi, formando sali e spesso acqua:

Le basi insolubili sono in grado di reagire con tutti gli ossidi acidi superiori corrispondenti ad acidi stabili, ad esempio P 2 O 5, SO 3, N 2 O 5, con la formazione di sali medi:

Le basi insolubili del tipo Me(OH) 2 reagiscono in presenza di acqua con l'anidride carbonica esclusivamente per formare sali basici. Per esempio:

Cu(OH)2 + CO2 = (CuOH)2CO3 + H2O

Con il biossido di silicio, per la sua eccezionale inerzia, solo il massimo ragioni forti- alcali. In questo caso si formano sali normali. La reazione non avviene con basi insolubili. Per esempio:

Interazione di basi con ossidi e idrossidi anfoteri

Tutti gli alcali reagiscono con ossidi e idrossidi anfoteri. Se la reazione viene effettuata fondendo un ossido o idrossido anfotero con un alcali solido, questa reazione porta alla formazione di sali privi di idrogeno:

Se si utilizzano soluzioni acquose di alcali, si formano sali idrossi complessi:

Nel caso dell'alluminio, sotto l'azione di un eccesso di alcali concentrati, invece del sale Na, si forma il sale Na 3:

Interazione delle basi con i sali

Qualsiasi base reagisce con qualsiasi sale solo se due condizioni sono soddisfatte contemporaneamente:

1) solubilità dei composti di partenza;

2) la presenza di precipitato o gas tra i prodotti della reazione

Per esempio:

Stabilità termica dei substrati

Tutti gli alcali, eccetto Ca(OH) 2, sono resistenti al calore e fondono senza decomposizione.

Tutte le basi insolubili, così come il Ca(OH)2 leggermente solubile, si decompongono quando riscaldate. Maggior parte alta temperatura decomposizione dell'idrossido di calcio – circa 1000 o C:

Gli idrossidi insolubili hanno molto di più basse temperature decomposizione. Ad esempio, l'idrossido di rame (II) si decompone già a temperature superiori a 70 o C:

Proprietà chimiche degli idrossidi anfoteri

Interazione degli idrossidi anfoteri con acidi

Gli idrossidi anfoteri reagiscono con acidi forti:

Idrossidi metallici anfoteri nello stato di ossidazione +3, cioè tipo Me(OH) 3, non reagiscono con acidi come H 2 S, H 2 SO 3 e H 2 CO 3 poiché i sali che potrebbero formarsi a seguito di tali reazioni sono soggetti ad idrolisi irreversibile a l'idrossido anfotero originale e l'acido corrispondente:

Interazione di idrossidi anfoteri con ossidi acidi

Gli idrossidi anfoteri reagiscono con ossidi superiori, che corrispondono ad acidi stabili (SO 3, P 2 O 5, N 2 O 5):

Idrossidi metallici anfoteri nello stato di ossidazione +3, cioè tipo Me(OH) 3, non reagiscono con gli ossidi acidi SO 2 e CO 2.

Interazione degli idrossidi anfoteri con le basi

Delle basi, gli idrossidi anfoteri reagiscono solo con gli alcali. In questo caso, se viene utilizzata una soluzione acquosa di alcali, si formano sali idrossi complessi:

E quando gli idrossidi anfoteri vengono fusi con alcali solidi, si ottengono i loro analoghi anidri:

Interazione degli idrossidi anfoteri con gli ossidi basici

Gli idrossidi anfoteri reagiscono quando fusi con ossidi di metalli alcalini e alcalino terrosi:

Decomposizione termica degli idrossidi anfoteri

Tutti gli idrossidi anfoteri sono insolubili in acqua e, come tutti gli idrossidi insolubili, si decompongono quando riscaldati nell'ossido corrispondente e nell'acqua.

Ragioni - Si tratta di un composto chimico che può formare un legame covalente con un protone (base di Brønsted) o con un orbitale vuoto di un altro composto chimico (base di Lewis)

Proprietà chimiche delle basi

Alcali	Basi insolubili
Modifica del colore degli indicatori
fenolftaleina - lampone arancio metilico - arancio cartina di tornasole blu indicatore universale: dal blu al viola	non cambiare
Interazione con acidi (reazione di neutralizzazione)
2NaOH+H2SO4=Na2SO4+2H2O2NaOH+H2SO4=Na2SO4+2H2O	Cu(OH)2+2HNO3=Cu(NO3)2+2H2OCu(OH)2+2HNO3=Cu(NO3)2+2H2O
Interazione con ossidi acidi
SO2+2KOH=K2SO3+H2O4SO2+2KOH=K2SO3+H2O4
Interazione con ossidi anfoteri
Al2O3+6NaOH+3H2O=2Na3Al2O3+6NaOH+3H2O=2Na3 in soluzione Al2O3+2NaOH=2NaAlO2+H2OAl2O3+2NaOH=2NaAlO2+H2O nella massa fusa
Interazione con i sali
media (regola di Berthollet): 2NaOH+MgSO4=Mg(OH)2↓+Na2SO42NaOH+MgSO4=Mg(OH)2↓+Na2SO4 NaHCO3+NaOH=Na2CO3+H2ONaHCO3+NaOH=Na2CO3+H2O
Decomposizione termica
non si decompongono, ad eccezione del LiOH: 2LiOH−→−−−−−800∘C,H2Li2O+H2O2LiOH→800∘C,H2Li2O+H2O	Cu(OH)2=CuO+H2OCu(OH)2=CuO+H2O
Interazione con non metalli
2NaOH(concentrato, freddo)+Cl2=NaClO+NaCl+H2O2NaOH(concentrato, freddo)+Cl2=NaClO+NaCl+H2O 6NaOH(conc., orizzontale)+3Cl2=NaClO3+5NaCl+3H2O6NaOH(conc., orizzontale)+3Cl2=NaClO3+5NaCl+3H2O

Metodi per ottenere le basi

1 . elettrolisi di soluzioni saline acquose metalli attivi:

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

Durante l'elettrolisi dei sali metallici nella serie di tensione fino all'alluminio, l'acqua viene ridotta al catodo con rilascio di gas idrogeno e ioni idrossido. I cationi metallici formati durante la dissociazione del sale formano basi con gli ioni idrossido risultanti.

2 . interazione dei metalli con l'acqua: 2Na+2H2O=2NaOH+H22Na+2H2O=2NaOH+H2 Questo metodo non ha applicazione pratica né in laboratorio né nell'industria

3 . interazione degli ossidi con l'acqua: CaO+H2O=Ca(OH)2CaO+H2O=Ca(OH)2

4 . reazioni di scambio(si possono ottenere sia basi solubili che insolubili): Ba(OH)2+K2SO4=2KOH+BaSO4↓Ba(OH)2+K2SO4=2KOH+BaSO4↓ CuCl2+2NaOH=Cu(OH)2↓+2NaNO3

Composti anfoteri - Questo sostanze che, a seconda delle condizioni di reazione, presentano proprietà acide o basiche.

Idrossidi anfoteri – sostanze insolubili in acqua e, una volta riscaldate, si decompongono in ossido metallico e acqua:

Zn(OH)2 = ZnO + H2O

2Fe(OH)3 = Fe2O3 + 3H2O

2Al(OH)3 = Al2O3 + 3H2O

Un esempio di idrossido anfotero è l'idrossido di zinco. La formula di questo idrossido nella sua forma principale è Zn(OH) 2. Ma puoi scrivere la formula dell'idrossido di zinco in forma acida, mettendo al primo posto gli atomi di idrogeno, come nelle formule degli acidi inorganici: H 2 ZnO 2 (Fig. 1). Allora ZnO 2 2- sarà un residuo acido con una carica di 2-.

Una caratteristica dell'idrossido anfotero è che differisce poco nella forza dei legami OH e Zn-O. Da qui la dualità delle proprietà. Nelle reazioni con acidi pronti a donare cationi idrogeno, è vantaggioso che l'idrossido di zinco rompa il legame Zn-O, donando un gruppo OH e agendo come base. Come risultato di tali reazioni, si formano sali in cui lo zinco è un catione, quindi sono chiamati sali cationici:

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

Ossidi anfoteri - ossidi salini che, a seconda delle condizioni, presentano proprietà basiche o acide (ovvero presentano anfotericità). Formato da metalli di transizione. I metalli negli ossidi anfoteri solitamente presentano stati di ossidazione da III a IV, ad eccezione di ZnO, BeO, SnO, PbO.

Ossidi anfoteri hanno una duplice natura: possono interagire con acidi e basi (alcali):

Al 2 O 3 + 6HCl = 2AlCl 3 + 3 ore 2 Oh,

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

Ossidi anfoteri tipici : H 2 O, BeO, Al 2 O 3 ,Cr 2 O 3 , Fe 2 O 3 ecc.

9. Termodinamica chimica. Concetti di sistema, entropia, entalpia, effetto termico di una reazione chimica, legge di Hess e suo corollario. Endoterma ed esoterma delle reazioni, 1° e 2° principio della termodinamica, Velocità di reazione chimica (fattori che influenzano), Regola di Van't Hoff, Equazione di Van't Hoff.

Termodinamica chimica – una scienza che studia le condizioni di stabilità dei sistemi e delle leggi.

Termodinamica – scienza dei macrosistemi.

Sistema termodinamico - una parte macroscopica del mondo circostante in cui si verificano vari processi fisici e chimici.

Sistema disperso è chiamato un sistema eterogeneo in cui piccole particelle di una fase sono distribuite uniformemente nel volume di un'altra fase.

Entropia (Dal greco entropia) - svolta, trasformazione. Il concetto di entropia è stato introdotto per la prima volta in termodinamica per determinare la misura della dissipazione irreversibile di energia. L'entropia è ampiamente utilizzata in altri settori della scienza: nella fisica statistica come misura della probabilità del verificarsi di qualsiasi stato macroscopico; nella teoria dell'informazione, una misura dell'incertezza di qualsiasi esperienza (test), che può avere risultati diversi. Tutte queste interpretazioni dell’entropia hanno una profonda connessione interna.

Entalpia (funzione termica, contenuto di calore) - potenziale termodinamico che caratterizza lo stato del sistema in equilibrio termodinamico quando si scelgono pressione, entropia e numero di particelle come variabili indipendenti.

In poche parole, l’entalpia è quell’energia disponibile per essere convertita in calore ad una certa pressione costante.

È consuetudine indicare gli effetti termici nelle equazioni termochimiche delle reazioni chimiche utilizzando i valori di entalpia (contenuto di calore) del sistema ΔH.

Se ΔÍ< 0, то теплота выделяется, т.е. реакция является экзотермической.

Per reazioni endotermiche ΔH > 0.

Effetto termico di una reazione chimica è il calore rilasciato o assorbito per date quantità di sostanze reagenti.

L'effetto termico di una reazione dipende dallo stato delle sostanze.

Considera l'equazione termochimica per la reazione dell'idrogeno con l'ossigeno:

2H 2 (G)+O 2 (G)= 2H 2 O(G), ΔH=−483.6kJ

Questa voce significa che quando 2 moli di idrogeno reagiscono con 1 mole di ossigeno, si formano 2 moli di acqua allo stato gassoso. In questo caso vengono rilasciati 483,6 (kJ) di calore.

La legge di Hess - L'effetto termico di una reazione chimica effettuata in condizioni isobariche-isotermiche o isocore-isoterme dipende solo dal tipo e dallo stato dei materiali di partenza e dei prodotti di reazione e non dipende dal percorso in cui si verifica.

Corollari dalla legge di Hess:

L'effetto termico della reazione inversa è uguale all'effetto termico della reazione diretta con segno opposto, cioè per le reazioni

rispondendo loro effetti termici vincolati dall’uguaglianza

2. Se, a seguito di una serie di reazioni chimiche successive, il sistema arriva a uno stato che coincide completamente con quello iniziale (processo circolare), allora la somma degli effetti termici di queste reazioni è zero, cioè. per una serie di reazioni

la somma dei loro effetti termici

L'entalpia di formazione è intesa come l'effetto termico della reazione di formazione di 1 mole di una sostanza da sostanze semplici. Solitamente vengono utilizzate le entalpie di formazione standard. Sono designati o (spesso uno degli indici viene omesso; f - dalla formazione inglese).

Prima legge della termodinamica - La variazione dell'energia interna di un sistema durante la sua transizione da uno stato all'altro è pari alla somma del lavoro delle forze esterne e della quantità di calore ceduta al sistema

Secondo la prima legge della termodinamica il lavoro può essere compiuto solo dal calore o da qualche altra forma di energia. Di conseguenza, il lavoro e la quantità di calore vengono misurati nelle stesse unità: joule (così come l'energia).

dove ΔU è la variazione di energia interna, A è il lavoro delle forze esterne, Q è la quantità di calore trasferita al sistema.

Seconda legge della termodinamica - È impossibile un processo il cui unico risultato sia il trasferimento di calore da un corpo più freddo a uno più caldo

Non la regola di Van Hoff afferma che ogni 10° di aumento della temperatura la velocità di una reazione chimica aumenta di 2-4 volte.

L'equazione che descrive questa regola è:(\displaystyle ~V_(2)=V_(1)\cdot \gamma ^(\frac (T_(2)-T_(1))(10)))

dove V 2 è la velocità di reazione alla temperatura t 2 , e V 1 è la velocità di reazione alla temperatura t 1 ;

ɣ è il coefficiente di temperatura della velocità di reazione.

(se è uguale a 2, ad esempio, la velocità di reazione aumenterà di 2 volte quando la temperatura aumenta di 10 gradi). Reazioni endotermiche

- reazioni chimiche accompagnate dall'assorbimento di calore. Per le reazioni endotermiche, la variazione di entalpia e di energia interna hanno valori positivi (\displaystyle \Delta H>0)(\displaystyle \Delta U>0), quindi i prodotti della reazione contengono più energia dei componenti di partenza.

Le reazioni endotermiche includono:

reazioni di riduzione dei metalli da ossidi,

elettrolisi (l'energia elettrica viene assorbita),

dissociazione elettrolitica (ad esempio, dissoluzione dei sali in acqua),

ionizzazione, esplosione d'acqua - fornita a una piccola quantità d'acqua gran numero

il calore viene speso per il riscaldamento istantaneo e la transizione di fase del liquido in vapore surriscaldato, mentre l'energia interna aumenta e si manifesta sotto forma di due energie di vapore: potenziale termico intramolecolare e potenziale intermolecolare.

fotosintesi. Reazione esotermica

- una reazione chimica accompagnata dal rilascio di calore. L'opposto di una reazione endotermica. I seguenti ossidi di elementi sono anfoteri principale sottogruppi: BeO, A1 2 O 3, Ga 2 O 3, GeO 2, SnO, SnO 2, PbO, Sb 2 O 3, PoO 2. Gli idrossidi anfoteri sono i seguenti idrossidi degli elementi principale

Il carattere fondamentale degli ossidi e degli idrossidi degli elementi di un sottogruppo aumenta con l'aumentare numero di serie elemento (quando si confrontano ossidi e idrossidi di elementi nello stesso stato di ossidazione). Ad esempio, N 2 O 3, P 2 O 3, As 2 O 3 sono ossidi acidi, Sb 2 O 3 è un ossido anfotero, Bi 2 O 3 è un ossido basico.

Consideriamo le proprietà anfotere degli idrossidi usando l'esempio del berillio e dei composti di alluminio.

L'idrossido di alluminio presenta proprietà anfotere, reagisce sia con le basi che con gli acidi e forma due serie di sali:

1) in cui l'elemento A1 è sotto forma di catione;

2A1(OH)3 + 6HC1 = 2A1C13 + 6H2O A1(OH)3 + 3H+ = A13+ + 3H2O

In questa reazione A1(OH) 3 funge da base, formando un sale in cui l'alluminio è il catione A1 3+;

2) in cui l'elemento A1 fa parte dell'anione (alluminati).

A1(OH)3 + NaOH = NaA1O2 + 2H2O.

In questa reazione, A1(OH) 3 agisce come un acido, formando un sale in cui l'alluminio fa parte dell'anione AlO 2 –.

Le formule degli alluminati disciolti sono scritte in maniera semplificata, intendendo il prodotto che si forma durante la disidratazione del sale.

Nella letteratura chimica si possono trovare diverse formule di composti formati quando l'idrossido di alluminio viene sciolto in alcali: NaA1O 2 (metaalluminato di sodio), Na tetraidrossialluminato di sodio. Queste formule non si contraddicono tra loro, poiché la loro differenza è associata a diversi gradi di idratazione di questi composti: NaA1O 2 · 2H 2 O è una notazione diversa per Na. Quando A1(OH)3 viene sciolto in un eccesso di alcali, si forma tetraidrossialluminato di sodio:

A1(OH)3 + NaOH = Na.

Quando i reagenti vengono sinterizzati, si forma metaalluminato di sodio:

A1(OH)3 + NaOH ==== NaA1O2 + 2H2O.

Pertanto, possiamo dire che nelle soluzioni acquose sono presenti contemporaneamente ioni come [A1(OH) 4 ] - o [A1(OH) 4 (H 2 O) 2 ] - (per il caso in cui l'equazione della reazione viene redatta prendendo tenendo conto del guscio di idratazione), e la notazione A1O 2 è semplificata.

A causa della capacità di reagire con gli alcali, l'idrossido di alluminio, di regola, non si ottiene dall'azione degli alcali su soluzioni di sali di alluminio, ma utilizzando una soluzione di ammoniaca:

A1 2 (SO 4) 3 + 6 NH 3 H 2 O = 2A1(OH) 3 + 3(NH4)2SO4.

Tra gli idrossidi degli elementi del secondo periodo, l'idrossido di berillio presenta proprietà anfotere (il berillio stesso presenta una somiglianza diagonale con l'alluminio).

Con acidi:

Be(OH)2 + 2HC1 = BeC12 + 2H2O.

Con motivazioni:

Be(OH)2 + 2NaOH = Na2 (tetraidrossiberillato di sodio).

In forma semplificata (se immaginiamo Be(OH) 2 come acido H 2 BeO 2)

Be(OH) 2 + 2NaOH(concentrato a caldo) = Na 2 BeO 2 + 2H 2 O.

berillato Na

Gli idrossidi di elementi dei sottogruppi laterali, corrispondenti a stati di ossidazione più elevati, molto spesso hanno proprietà acide: ad esempio Mn 2 O 7 - HMnO 4; CrO3 – H2CrO4. Gli ossidi e gli idrossidi inferiori sono caratterizzati da una predominanza di proprietà basiche: CrO – Cr(OH) 2; МnО – Mn(OH) 2; FeO – Fe(OH)2. I composti intermedi corrispondenti agli stati di ossidazione +3 e +4 spesso presentano proprietà anfotere: Cr 2 O 3 – Cr(OH) 3; Fe2О3 – Fe(OH)3. Illustriamo questo modello utilizzando l'esempio dei composti del cromo (Tabella 9).

Tabella 9 – Dipendenza della natura degli ossidi e dei loro corrispondenti idrossidi dal grado di ossidazione dell'elemento

L'interazione con gli acidi porta alla formazione di un sale in cui l'elemento cromo è sotto forma di catione:

2Cr(OH)3 + 3H2SO4 = Cr2(SO4)3 + 6H2O.

Solfato di Cr(III).

L'interazione con le basi porta alla formazione del sale, in Quale l'elemento cromo fa parte dell'anione:

Cr(OH)3 + 3NaOH = Na3 + 3H2O.

Na esaidrossicromato(III)

L'ossido di zinco e l'idrossido ZnO, Zn(OH) 2 sono tipicamente composti anfoteri, Zn(OH) 2 si dissolve facilmente in soluzioni di acidi e alcali.

L'interazione con gli acidi porta alla formazione di un sale in cui l'elemento zinco si presenta sotto forma di catione:

Zn(OH)2 + 2HC1 = ZnCl2 + 2H2O.

L'interazione con le basi porta alla formazione di un sale in cui l'elemento zinco fa parte dell'anione. Quando si interagisce con gli alcali nelle soluzioni si formano tetraidrossicinati, durante la fusione– zincati:

Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2.

Oppure durante la fusione:

Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2ZnO2 + 2H2O.

L'idrossido di zinco viene preparato in modo simile all'idrossido di alluminio.

1) Nelle reazioni con gli acidi, questi composti mostrano proprietà basiche come le basi ordinarie:

Al(OH)3 + 3HCl → AlCl3 + 3H2O; Zn(OH)2 + H2SO4 → ZnSO4 + 2H2O.

2) Nelle reazioni con le basi, gli idrossidi anfoteri mostrano proprietà acide e formano sali. In questo caso il metallo anfotero fa parte dell'anione acido. I metalli anfoteri possono formare diversi residui acidi a seconda delle condizioni di reazione:

IN soluzione acquosa:

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

Quando si fondono i solidi:

Al(OH)3 + NaOH → NaAlO2 + 2H2O; Zn(OH)2 + 2NaOH →Na2 ZnO2 + 2H2O

Ossidi

Gli ossidi sono sostanze costituite da due elementi, uno dei quali è l'ossigeno, che si trova nello stato di ossidazione -2. Si dividono in base alle loro proprietà in basici, anfoteri e acidi.

Ossidi basici – Questi sono ossidi metallici con proprietà basiche. Questi includono la maggior parte degli ossidi metallici con stati di ossidazione +1 e +2.

Ossidi anfoteri– a seconda delle condizioni, possono presentare proprietà basiche o acide. Questi includono gli ossidi della maggior parte dei metalli con stati di ossidazione +3 e +4, nonché alcuni ossidi metallici con stati di ossidazione +2, ad esempio Al 2 O 3, Cr 2 O 3, ZnO, BeO.

Ossidi acidi– si tratta di ossidi di non metalli e ossidi metallici in cui lo stato di ossidazione del metallo è +5 o superiore. Questi ossidi hanno proprietà acide e formano acidi.

Proprietà degli ossidi basici

1) Gli ossidi basici reagiscono con l'acqua se si forma un idrossido solubile:

CaO + H2O → Ca(OH)2; Na2O + H2O → 2NaOH.

2) Gli ossidi basici possono reagire con gli ossidi acidi:

CaO + SO 3 → CaSO 4; Na2O+CO2 → Na2CO3.

3) Gli ossidi basici reagiscono con gli acidi:

MgO + 2HCl → MgCl2 + H2O; Na2O + 2HNO3 → 2NaNO3 + H2O.

Proprietà degli ossidi anfoteri

1) Reagiscono con acidi come i normali ossidi basici:

Al2O3 + 6HCl → 2AlCl3 + 3H2O; ZnO + H2SO4 → ZnSO4 + 2H2O.

2) Nelle reazioni con le basi, mostrano proprietà acide e formano gli stessi anioni acidi degli idrossidi anfoteri:

Al2O3 + 6NaOH + 3H2O → 2Na3;

ZnO + 2NaOH + H2O → Na2.

Quando si fondono i solidi:

Al2O3 + 2NaOH → 2NaAlO2 + H2O; ZnO + 2NaOH →Na2ZnO2 + H2O.

Proprietà degli ossidi acidi

1) Reagire con acqua se si ottiene un acido solubile:

SO3 + H2O → H2SO4; P2O5 + 3H2O → 2H3PO4.

2) Gli ossidi acidi possono reagire con gli ossidi basici:

SO3 + MgO → CaSO4; CO2+CaO → CaCO3.

3) Gli ossidi acidi reagiscono con le basi:

SO3 + NaOH → Na2SO4 + H2O; CO2 + Ca(OH)2 → CaCO3 + H2O.

Sali

Sali- queste sono sostanze, durante la dissociazione primaria delle quali non si formano né ioni H + né ioni OH -. Questi sono prodotti dell'interazione di acidi e basi.

Ad esempio: NaCl=Na + +Cl - ;

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

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

I sali medi sono costituiti da anioni e cationi che non contengono H + e OH -, ad esempio: Na 2 SO 4 - solfato di sodio, CaCO 3 - carbonato di calcio. I sali acidi contengono il catione idrogeno H+, ad esempio: NaHCO 3 - bicarbonato di sodio. I sali basici contengono l'anione OH, ad esempio (CaOH) 2 CO 3 - idrossicarbonato di calcio.

Le proprietà chimiche di tutti i sali sono caratterizzate da reazioni di scambio.

1) I sali possono reagire con gli acidi:

a) Un acido forte sposta un acido debole dal suo sale.

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

b) Un acido polibasico può reagire con il suo sale medio per formare sali acidi.

Na2CO3 + H2CO3 → 2NaHCO3; CuSO4 + H2SO4 → Cu(HSO4) 2.

2) I sali solubili possono reagire con basi solubili se la reazione risulta in una sostanza insolubile:

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

Ba(OH)2 + Na2SO4 → BaSO4 ↓ + 2NaOH.

3) Due sali solubili possono reagire tra loro se la reazione dà come risultato una sostanza insolubile:

NaCl + AgNO3 → NaNO3 + AgCl↓.

4) I sali possono reagire con i metalli. In queste reazioni, il metallo attivo sposta il metallo meno attivo dal suo sale.