تسمى المواد البسيطة المشابهة للعناصر المعدنية في البنية وعدد من العوامل الكيميائية والفيزيائية مذبذبة، أي. هذه هي تلك العناصر التي تظهر الازدواجية الكيميائية. تجدر الإشارة إلى أن هذه ليست معادن بحد ذاتها، بل أملاحها أو أكاسيدها. على سبيل المثال، يمكن أن تحتوي أكاسيد بعض المعادن على خاصيتين: في بعض الظروف يمكن أن تظهر خصائص متأصلة في الأحماض، بينما في ظروف أخرى، تتصرف مثل القلويات.

تشمل المعادن الأمفوتيرية الرئيسية الألومنيوم والزنك والكروم وبعض المعادن الأخرى.

تمت صياغة مصطلح الأمفوتريتي في أوائل التاسع عشرقرن. في ذلك الوقت المواد الكيميائيةيتم فصلها على أساس خصائصها المتشابهة، والتي تتجلى في التفاعلات الكيميائية.

ما هي المعادن الأمفوتيرية

قائمة المعادن التي يمكن تصنيفها على أنها مذبذبة كبيرة جدًا. علاوة على ذلك، يمكن أن يسمى البعض منهم مذبذبا، وبعضهم - مشروطا.

دعونا ندرج الأرقام التسلسلية للمواد التي تقع تحتها في الجدول الدوري. وتشمل القائمة المجموعات من 22 إلى 32، ومن 40 إلى 51 وغيرها الكثير. على سبيل المثال، يمكن بحق تسمية الكروم والحديد وعدد من العناصر الأخرى الأساسية؛ وتشمل الأخيرة أيضًا السترونتيوم والبريليوم.

بالمناسبة، يعتبر الألومنيوم الممثل الأكثر لفتا للنظر للمعادن الأمفورا.

لقد تم استخدام سبائكها لفترة طويلة في جميع الصناعات تقريبًا. يتم استخدامه لصنع عناصر أجسام الطائرات وأجسام المركبات و أدوات المطبخ. لقد أصبح لا غنى عنه في الصناعة الكهربائية وفي إنتاج المعدات لشبكات التدفئة. على عكس العديد من المعادن الأخرى، يُظهر الألومنيوم نشاطًا كيميائيًا باستمرار. طبقة الأكسيد التي تغطي سطح المعدن تقاوم عمليات الأكسدة. في الظروف العادية، وفي بعض أنواع التفاعلات الكيميائية، يمكن للألمنيوم أن يعمل كعنصر اختزال.

هذا المعدن قادر على التفاعل مع الأكسجين إذا تم سحقه إلى العديد من الجزيئات الصغيرة. لتنفيذ هذا النوع من العمليات، من الضروري استخدامه ارتفاع درجة الحرارة. رد الفعل مصحوب بالإفراج كمية كبيرةالطاقة الحرارية. عندما ترتفع درجة الحرارة إلى 200 درجة مئوية، يتفاعل الألومنيوم مع الكبريت. والحقيقة هي أن الألومنيوم في ظل الظروف العادية لا يمكن أن يتفاعل دائمًا مع الهيدروجين. وفي الوقت نفسه، عندما يتم خلطه مع معادن أخرى، يمكن أن تنشأ سبائك مختلفة.

معدن آخر مذبذب واضح هو الحديد. هذا العنصر رقم 26 ويقع بين الكوبالت والمنجنيز. الحديد هو العنصر الأكثر شيوعا الموجود في القشرة الأرضية. يمكن تصنيف الحديد على أنه عنصر بسيط له لون أبيض فضي وهو قابل للطرق بالطبع عند تعرضه لدرجات حرارة عالية. يمكن أن يبدأ في التآكل بسرعة عند تعرضه لدرجات حرارة عالية. الحديد، إذا وضع في الأكسجين النقي، يحترق تماما ويمكن أن يشتعل في الهواء الطلق.

مثل هذا المعدن لديه القدرة على الدخول بسرعة في مرحلة التآكل عند تعرضه لدرجات حرارة عالية. الحديد الموجود في الأكسجين النقي يحترق تمامًا. عند تعرضها للهواء، تتأكسد المادة المعدنية بسرعة بسبب الرطوبة الزائدة، أي أنها تصدأ. عند حرق كتلة الأكسجين، يتم تشكيل نوع من الحجم، وهو ما يسمى أكسيد الحديد.

خصائص المعادن الأمفوتيرية

يتم تعريفها من خلال مفهوم الأمفوتريتي ذاته. في حالتها النموذجية، أي عند درجة الحرارة والرطوبة العادية، تكون معظم المعادن مواد صلبة. لا يمكن إذابة أي معدن في الماء. تظهر القواعد القلوية فقط بعد تفاعلات كيميائية معينة. أثناء التفاعل، تتفاعل الأملاح المعدنية. تجدر الإشارة إلى أن لوائح السلامة تتطلب عناية خاصة عند تنفيذ هذا التفاعل.

يُظهر مزيج المواد المذبذبة مع الأكاسيد أو الأحماض نفسها أولاً تفاعلًا متأصلًا في القواعد. وفي الوقت نفسه، إذا تم دمجها مع القواعد، فسوف تظهر الخصائص الحمضية.

يؤدي تسخين الهيدروكسيدات الأمفوتيرية إلى تحللها إلى ماء وأكسيد. بمعنى آخر، فإن خصائص المواد المذبذبة واسعة جدًا وتتطلب دراسة متأنية، وهو ما يمكن إجراؤه أثناء التفاعل الكيميائي.

ويمكن فهم خصائص العناصر المذبذبة من خلال مقارنتها بخصائص المواد التقليدية. على سبيل المثال، تتمتع معظم المعادن بقدرة تأين منخفضة، وهذا يسمح لها بالعمل كعوامل اختزال أثناء العمليات الكيميائية.

مذبذب - يمكن أن يظهر كلا من خصائص الاختزال والأكسدة. ومع ذلك، هناك مركبات تتميز بمستوى سلبي من الأكسدة.

بالتأكيد جميع المعادن المعروفة لديها القدرة على تكوين هيدروكسيدات وأكاسيد.

جميع المعادن لديها القدرة على تكوين هيدروكسيدات وأكاسيد أساسية. بالمناسبة، لا يمكن للمعادن أن تخضع إلا لتفاعلات الأكسدة مع أحماض معينة. على سبيل المثال، يمكن أن يتم التفاعل مع حمض النيتريك بطرق مختلفة.

المواد المذبذبة، المصنفة على أنها بسيطة، لها اختلافات واضحة في البنية والخصائص. بالنسبة لبعض المواد، يمكن تحديد الانتماء إلى فئة معينة في لمحة واحدة، على سبيل المثال، من الواضح على الفور أن النحاس معدن، ولكن البروم ليس كذلك.

كيفية التمييز بين المعدن وغير المعدن

والفرق الرئيسي هو أن المعادن تتبرع بالإلكترونات الموجودة في السحابة الإلكترونية الخارجية. تجذبهم المعادن غير المعدنية بنشاط.

جميع المعادن موصلة جيدة للحرارة والكهرباء، ولا تمتلك اللافلزات هذه القدرة.

قواعد معدنية مذبذبة

في الظروف العادية، لا تذوب هذه المواد في الماء ويمكن تصنيفها بسهولة على أنها إلكتروليتات ضعيفة. يتم الحصول على هذه المواد بعد تفاعل الأملاح المعدنية والقلويات. تعتبر هذه التفاعلات خطيرة للغاية بالنسبة لأولئك الذين ينتجونها، وبالتالي، للحصول على هيدروكسيد الزنك، على سبيل المثال، يجب إدخال هيدروكسيد الصوديوم ببطء وحذر، قطرة بعد قطرة، في حاوية تحتوي على كلوريد الزنك.

وفي الوقت نفسه، مذبذب - يتفاعل مع الأحماض كقواعد. أي أنه عند حدوث تفاعل بين حمض الهيدروكلوريك وهيدروكسيد الزنك، سيظهر كلوريد الزنك. وعندما تتفاعل مع القواعد، فإنها تتصرف مثل الأحماض.

سنخصص هذا الدرس لدراسة الأكاسيد والهيدروكسيدات المذبذبة. وسنتحدث هنا عن المواد التي لها خواص مذبذبة (ثنائية) وخصائص التفاعلات الكيميائية التي تحدث معها. لكن أولًا، دعونا نكرر ما تتفاعل معه الأكاسيد الحمضية والقاعدية. بعد ذلك، سننظر في أمثلة على الأكاسيد والهيدروكسيدات المذبذبة.

الموضوع: مقدمة

درس: الأكاسيد والهيدروكسيدات المذبذبة

أرز. 1. المواد التي تظهر خصائص مذبذبة

تتفاعل الأكاسيد الأساسية مع الأكاسيد الحمضية، وتتفاعل الأكاسيد الحمضية مع القواعد. ولكن هناك مواد تتفاعل أكاسيدها وهيدروكسيداتها، حسب الظروف، مع كل من الأحماض والقواعد. تسمى هذه الخصائص مذبذب.

تظهر المواد ذات الخصائص المذبذبة في الشكل 1. وهي مركبات تتكون من البريليوم والزنك والكروم والزرنيخ والألمنيوم والجرمانيوم والرصاص والمنغنيز والحديد والقصدير.

وترد أمثلة على أكاسيدها المذبذبة في الجدول 1.

دعونا نفكر في الخواص المذبذبة لأكاسيد الزنك والألومنيوم. باستخدام مثال تفاعلها مع الأكاسيد القاعدية والحمضية، مع الأحماض والقلويات.

ZnO + Na2O → Na2ZnO2 (زنكات الصوديوم). يتصرف أكسيد الزنك مثل الحمض.

ZnO + 2NaOH → Na 2 ZnO 2 + H 2 O

3ZnO + P2O5 → Zn3 (PO4)2 (فوسفات الزنك)

ZnO + 2HCl → ZnCl 2 + H2O

يتصرف أكسيد الألومنيوم بشكل مشابه لأكسيد الزنك:

التفاعل مع الأكاسيد والقواعد الأساسية:

Al 2 O 3 + Na 2 O → 2NaAlO 2 (ميتالومنيت الصوديوم). يتصرف أكسيد الألومنيوم مثل الحمض.

Al 2 O 3 + 2NaOH → 2NaAlO 2 + H 2 O

التفاعل مع أكاسيد الأحماض والأحماض. يعرض خصائص أكسيد الأساسية.

Al 2 O 3 + P 2 O 5 → 2AlPO 4 (فوسفات الألومنيوم)

Al 2 O 3 + 6HCl → 2AlCl 3 + 3H 2 O

تحدث التفاعلات عند تسخينها أثناء الاندماج. إذا أخذنا محاليل المواد، فإن التفاعلات ستسير بشكل مختلف بعض الشيء.

ZnO + 2NaOH + H2O → Na 2 (رباعي هيدروكسي ألومينات الصوديوم) Al 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O → 2Na (رباعي هيدروكسي ألومينات الصوديوم)

ونتيجة لهذه التفاعلات يتم الحصول على أملاح معقدة.

أرز. 2. معادن أكسيد الألومنيوم

أكسيد الألومنيوم.

أكسيد الألومنيوم مادة شائعة للغاية على الأرض. وهو يشكل أساس الطين والبوكسيت والكوراندوم والمعادن الأخرى. الشكل 2.

ونتيجة تفاعل هذه المواد مع حامض الكبريتيك يتم الحصول على كبريتات الزنك أو كبريتات الألومنيوم.

ZnO + H2SO4 → ZnSO4 + H2O

آل 2 O 3 + 3H 2 SO 4 → آل 2 (SO 4) 3 + 3H 2 O

تحدث تفاعلات هيدروكسيدات الزنك والألومنيوم مع أكسيد الصوديوم أثناء الاندماج، لأن هذه الهيدروكسيدات صلبة وليست جزءًا من المحاليل.

Zn(OH) 2 + Na 2 O → Na 2 ZnO 2 + H 2 O يسمى الملح زنكات الصوديوم.

2Al(OH) 3 + Na 2 O → 2NaAlO 2 + 3H 2 O يسمى الملح ميتالومنيت الصوديوم.

أرز. 3. هيدروكسيد الألومنيوم

تتميز تفاعلات القواعد المذبذبة مع القلويات بخصائصها الحمضية. يمكن إجراء هذه التفاعلات عن طريق دمج المواد الصلبة وفي المحاليل. ولكن هذا سوف يؤدي إلى مواد مختلفة، أي. تعتمد منتجات التفاعل على ظروف التفاعل: في ذوبان أو في محلول.

Zn(OH) 2 + 2NaOH مادة صلبة. نا 2 أكسيد الزنك 2 + 2H 2 O

آل (OH) 3 + هيدروكسيد الصوديوم الصلبة. NaAlO 2 + 2H 2 O

محلول Zn(OH) 2 + 2NaOH ← Na 2 Al (OH) 3 + محلول NaOH ← Na الصوديوم رباعي هيدروكسي ألومينات Al (OH) 3 + 3NaOH محلول ← Na 3 سداسي هيدروكسي ألومينات الصوديوم.

سواء تبين أنه رباعي هيدروكسي ألومينات الصوديوم أو سداسي هيدروكسي ألومينات الصوديوم يعتمد على كمية القلويات التي تناولناها. في التفاعل الأخير، يتم أخذ الكثير من القلويات ويتم تشكيل هيكساهيدروكسي ألومينات الصوديوم.

العناصر التي تشكل مركبات مذبذبة قد تظهر هي نفسها خصائص مذبذبة.

Zn + 2NaOH + 2H2O → Na2 + H2 (رباعي هيدروكسيزينكات الصوديوم)

2Al + 2NaOH + 6H2O → 2Na + 3H2 ((رباعي هيدروكسوألومينات الصوديوم)

Zn + H 2 SO 4 (مخفف) → Zn SO 4 + H 2

2Al + 3H 2 SO 4 (ديل) → Al 2 (SO 4) 3 + 3H 2

تذكر أن الهيدروكسيدات المذبذبة هي قواعد غير قابلة للذوبان. وعند تسخينها تتحلل مكونة الأكسيد والماء.

تحلل القواعد المذبذبة عند التسخين.

2Al(OH) 3 آل 2 يا 3 + 3 ح 2 يا

Zn(OH) 2 ZnO + H2O

تلخيص الدرس.

لقد تعلمت خصائص الأكاسيد والهيدروكسيدات المذبذبة. هذه المواد لها خصائص مذبذبة (مزدوجة). التفاعلات الكيميائية التي تحدث معهم لها خصائصها الخاصة. لقد نظرت إلى أمثلة على الأكاسيد والهيدروكسيدات المذبذبة .

1. رودزيتيس ج. غير العضوية و الكيمياء العضوية. الصف الثامن: كتاب مدرسي لمؤسسات التعليم العام: المستوى الأساسي / G. E. Rudzitis، F.G. فيلدمان م: التنوير. 2011 176 ص: مريض.

2. الكيمياء Popel P.P: الصف الثامن: كتاب مدرسي لمؤسسات التعليم العام / P.P. بوبيل ، إل إس كريفليا. -ك.: IC "أكاديمية"، 2008.-240 ص: مريض.

3. غابرييليان أو إس. كيمياء. الصف التاسع. كتاب مدرسي. الناشر: بوستارد: 2001. 224 ثانية.

1. رقم 6,10 (ص 130) رودزيتيس ج. الكيمياء العضوية وغير العضوية. الصف التاسع: كتاب مدرسي لمؤسسات التعليم العام: المستوى الأساسي / G. E. Rudzitis، F.G. فيلدمان م: التنوير. 2008، 170 ص: مريض.

2. اكتب صيغة سداسي هيدروكسي ألومينات الصوديوم. كيف يتم الحصول على هذه المادة؟

3. يضاف محلول هيدروكسيد الصوديوم تدريجياً إلى محلول كبريتات الألومنيوم حتى تزداد الكمية. ماذا لاحظت؟ اكتب معادلات التفاعل.

القواعد، هيدروكسيدات مذبذبة

القواعد هي مواد معقدة تتكون من ذرات معدنية ومجموعة هيدروكسيل واحدة أو أكثر (-OH). الصيغة العامة هي Me + y (OH) y، حيث y هو عدد مجموعات الهيدروكسيد التي تساوي حالة أكسدة المعدن Me. ويبين الجدول تصنيف القواعد.

خواص القلويات وهيدروكسيدات الفلزات القلوية والقلوية الأرضية

1. المحاليل المائية للقلويات صابونية عند اللمس وتغير لون المؤشرات: عباد الشمس - في أزرقالفينول فثالين - إلى قرمزي.

2. تنأى المحاليل المائية:

3. التفاعل مع الأحماض والدخول في تفاعل تبادلي:

يمكن لقواعد الأحماض المتعددة أن تعطي الأملاح المتوسطة والأساسية:

4. يتفاعل مع الأكاسيد الحمضية مكوناً أملاحاً متوسطة وحمضية حسب قاعدية الحمض المقابل لهذا الأكسيد:

5. التفاعل مع الأكاسيد والهيدروكسيدات المذبذبة:

أ) الانصهار:

ب) في الحلول:

6. تتفاعل مع الأملاح الذائبة في الماء إذا تشكل راسب أو غاز:

تتفاعل القواعد غير القابلة للذوبان (Cr(OH) 2، Mn(OH) 2، وما إلى ذلك) مع الأحماض وتتحلل عند تسخينها:

هيدروكسيدات مذبذبة

المركبات المذبذبة هي مركبات، حسب الظروف، يمكن أن تكون مانحة لكاتيونات الهيدروجين وتظهر خواصًا حمضية، ومستقبلاتها، أي تظهر خواص أساسية.

الخواص الكيميائية للمركبات الأمفوتيرية

1. عند تفاعلها مع الأحماض القوية فإنها تظهر الخصائص الأساسية:

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

2. تتفاعل مع القلويات - القواعد القوية، ولها خواص حمضية:

Zn(OH) 2 + 2NaOH = نا 2 ( ملح معقد)

آل(OH) 3 + هيدروكسيد الصوديوم = نا ( ملح معقد)

المركبات المعقدة هي تلك التي يتم فيها تكوين رابطة تساهمية واحدة على الأقل بواسطة آلية المانح والمتقبل.

تعتمد الطريقة العامة لإعداد القواعد على تفاعلات التبادل، والتي يمكن من خلالها الحصول على القواعد غير القابلة للذوبان والقابلة للذوبان.

CuSO 4 + 2KOH = Cu(OH) 2 ↓ + K 2 SO 4

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

عندما يتم الحصول على قواعد قابلة للذوبان بهذه الطريقة، يترسب الملح غير القابل للذوبان.

عند تحضير قواعد غير قابلة للذوبان في الماء ذات خصائص مذبذبة، يجب تجنب القلويات الزائدة، حيث قد يحدث انحلال للقاعدة المذبذبة، على سبيل المثال:

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

في مثل هذه الحالات، يتم استخدام هيدروكسيد الأمونيوم للحصول على هيدروكسيدات، حيث لا تذوب هيدروكسيدات الأمفوتريك:

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

تتحلل هيدروكسيدات الفضة والزئبق بسهولة لدرجة أنه عند محاولة الحصول عليها عن طريق تفاعل التبادل، بدلاً من الهيدروكسيدات، تترسب الأكاسيد:

2AgNO3 + 2KOH = Ag2O↓ + H2O + 2KNO3

في الصناعة، يتم الحصول على القلويات عادة عن طريق التحليل الكهربائي للمحاليل المائية للكلوريدات.

2NaCl + 2H2O → ϟ → 2NaOH + H2 + Cl2

يمكن أيضًا الحصول على القلويات عن طريق تفاعل الفلزات القلوية والفلزات الأرضية القلوية أو أكاسيدها مع الماء.

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

SrO + H 2 O = Sr(OH) 2

الأحماض

الأحماض هي مواد معقدة تتكون جزيئاتها من ذرات هيدروجين يمكن استبدالها بذرات معدنية وبقايا حمضية. في الظروف العادية، يمكن أن تكون الأحماض صلبة (الفوسفوريك H 3 PO 4؛ السيليكون H 2 SiO 3) وسائلة (في شكلها النقي سيكون السائل حمض الكبريتيك H2SO4).

تشكل الغازات مثل كلوريد الهيدروجين HCl وبروميد الهيدروجين HBr وكبريتيد الهيدروجين H2S الأحماض المقابلة في المحاليل المائية. يحدد عدد أيونات الهيدروجين التي يتكونها كل جزيء حمض أثناء التفكك شحنة بقايا الحمض (الأنيون) وقاعدية الحمض.

وفق النظرية التحللية للأحماض والقواعد,اقترح في وقت واحد الكيميائي الدنماركي برونستد والكيميائي الإنجليزي لوري، الحمض هو مادة الانقساممع رد الفعل هذا البروتونات,أ أساس- مادة تستطيع قبول البروتونات.

حمض → قاعدة + H +

وبناء على هذه الأفكار، فمن الواضح الخصائص الأساسية للأمونياوالتي، بسبب وجود زوج إلكترون وحيد في ذرة النيتروجين، تقبل البروتون بشكل فعال عند التفاعل مع الأحماض، وتشكل أيون الأمونيوم من خلال رابطة المانح والمتقبل.

HNO3 + NH3 ⇆ NH4 + + NO3 —

القاعدة الحمضية القاعدة الحمضية

تعريف أكثر عمومية للأحماض والقواعداقترحه الكيميائي الأمريكي ج. لويس. واقترح أن التفاعلات الحمضية القاعدية كاملة لا تحدث بالضرورة مع نقل البروتونات.في تحديد لويس للأحماض والقواعد، يلعب الدور الرئيسي في التفاعلات الكيميائية أزواج الإلكترون

تسمى الكاتيونات أو الأنيونات أو الجزيئات المحايدة التي يمكنها قبول زوج أو أكثر من الإلكترونات أحماض لويس.

على سبيل المثال، فلوريد الألومنيوم AlF3 هو حمض، لأنه قادر على قبول زوج من الإلكترونات عند التفاعل مع الأمونيا.

AlF3 + :NH3 ⇆ :

تسمى الكاتيونات أو الأنيونات أو الجزيئات المحايدة القادرة على التبرع بأزواج الإلكترونات بقواعد لويس (الأمونيا هي قاعدة).

يغطي تعريف لويس جميع العمليات الحمضية والقاعدية التي تناولتها النظريات المقترحة مسبقًا. يقارن الجدول بين تعريفات الأحماض والقواعد المستخدمة حاليًا.

تسمية الأحماض

منذ أن هناك تعريفات مختلفةالأحماض، وتصنيفها وتسمياتها تعسفية إلى حد ما.

حسب عدد ذرات الهيدروجين القادرة على الإزالة في المحلول المائي، تنقسم الأحماض إلى: أحادي القاعدة(على سبيل المثال HF، HNO 2)، ثنائي القاعدة(H2CO3، H2SO4) و تريباسيك(ح3ص4).

وفقا لتكوين الحمض يتم تقسيمها إلى خالية من الأكسجين(حمض الهيدروكلوريك، H2S) و تحتوي على الأكسجين(حمض الهيدروكلوريك 4، HNO 3).

عادة أسماء الأحماض التي تحتوي على الأكسجينمشتقة من اسم اللافلز مع إضافة النهايات -kai، -فايا،إذا كانت حالة أكسدة اللافلز تساوي رقم المجموعة. مع انخفاض حالة الأكسدة، تتغير اللواحق (بترتيب انخفاض حالة الأكسدة للمعدن): - معتم، صدئ، - بيضوي:

إذا أخذنا في الاعتبار قطبية الرابطة الهيدروجينية اللافلزية خلال فترة ما، فيمكننا بسهولة ربط قطبية هذه الرابطة بموضع العنصر في الجدول الدوري. ومن ذرات المعدن التي تفقد إلكترونات التكافؤ بسهولة، تستقبل ذرات الهيدروجين هذه الإلكترونات، فتشكل غلافًا مستقرًا ثنائي الإلكترون مثل غلاف ذرة الهيليوم، وتعطي هيدريدات المعدن الأيوني.

في مركبات الهيدروجين لعناصر المجموعات من الثالث إلى الرابع من الجدول الدوري، يشكل البورون والألمنيوم والكربون والسيليكون روابط تساهمية ضعيفة القطبية مع ذرات الهيدروجين غير المعرضة للتفكك. لعناصر المجموعات V-VII الجدول الدوريخلال فترة ما، تزداد قطبية الرابطة الهيدروجينية اللافلزية مع شحنة الذرة، لكن توزيع الشحنات في ثنائي القطب الناتج يختلف عن توزيع مركبات الهيدروجين للعناصر التي تميل إلى التبرع بالإلكترونات. الذرات غير المعدنية، التي تتطلب عدة إلكترونات لإكمال غلاف الإلكترون، تجذب (تستقطب) زوجًا من الإلكترونات الرابطة كلما زادت قوة الشحنة النووية. لذلك، في السلسلة CH 4 - NH 3 - H 2 O - HF أو SiH 4 - PH 3 - H 2 S - HCl، تصبح الروابط مع ذرات الهيدروجين، مع بقائها تساهمية، أكثر قطبية بطبيعتها، وذرة الهيدروجين في يصبح ثنائي القطب لرابطة عنصر الهيدروجين أكثر إيجابية. إذا وجدت الجزيئات القطبية نفسها في مذيب قطبي، فمن الممكن أن تحدث عملية تفكك كهربائي.

دعونا نناقش سلوك الأحماض المحتوية على الأكسجين في المحاليل المائية. هذه الأحماض لديها اتصال N-O-Eوبطبيعة الحال، تتأثر قطبية الرابطة H-O اتصال O-E. ولذلك، فإن هذه الأحماض، كقاعدة عامة، تنفصل بسهولة أكبر من الماء.

ح 2 SO 3 + H 2 O ⇆ H 3 O + + H SO 3

HNO 3 + H 2 O ⇆ H 3 O + + NO 3

دعونا نلقي نظرة على بعض الأمثلة خصائص الأحماض المحتوية على الأكسجين،تتكون من عناصر قادرة على إظهار درجات مختلفة من الأكسدة. ومن المعروف أن حمض هيبوكلوروسحمض الهيدروكلوريك ضعيف جداوحمض الكلوروس HClO2 أيضاً ضعيف،ولكنه أقوى من حمض هيبوكلوروس، حمض هيبوكلوروس HClO 3 قوي.حمض البيركلوريك HClO 4 هو أحد الأقوىالأحماض غير العضوية.

بالنسبة للتفكك من النوع الحمضي (مع التخلص من أيون H)، يلزم حدوث تمزق اتصالات O-N. كيف يمكننا تفسير انخفاض قوة هذه الرابطة في المتسلسلة HClO - HClO 2 - HClO 3 - HClO 4؟ وفي هذه السلسلة يزداد عدد ذرات الأكسجين المرتبطة بذرة الكلور المركزية. في كل مرة يتم تكوين رابطة جديدة بين الأكسجين والكلور، يتم سحب كثافة الإلكترون من ذرة الكلور، وبالتالي من الرابطة الفردية O-Cl. ونتيجة لذلك، تترك كثافة الإلكترون جزئيًا الرابطة OH، والتي تضعف نتيجة لذلك.

هذا النمط - تقوية الخواص الحمضية مع زيادة درجة أكسدة الذرة المركزية - مميزة ليس فقط للكلور، ولكن أيضًا للعناصر الأخرى.على سبيل المثال، حمض النيتريك HNO 3، حيث تكون حالة أكسدة النيتروجين +5، أقوى من حمض النيتروز HNO 2 (حالة أكسدة النيتروجين هي +3)؛ حمض الكبريتيك H 2 SO 4 (S +6) أقوى من حمض الكبريتيك H 2 SO 3 (S +4).

الحصول على الأحماض

1. يمكن الحصول على أحماض خالية من الأكسجين عن طريق الاتحاد المباشر لللافلزات مع الهيدروجين.

ح 2 + الكلور 2 → 2 حمض الهيدروكلوريك،

ح 2 + س ⇆ ح 2 س

2. يمكن الحصول على بعض الأحماض المحتوية على الأكسجين تفاعل أكاسيد الأحماض مع الماء.

3. يمكن الحصول على كل من الأحماض الخالية من الأكسجين والأحماض المحتوية على الأكسجين عن طريق التفاعلات الأيضيةبين الأملاح والأحماض الأخرى.

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 (conc) = حمض الهيدروكلوريك + NaHSO 4

AgNO3 + حمض الهيدروكلوريك = AgCl↓ + HNO3

CaCO3 + 2HBr = CaBr2 + CO2 + H2O

4. يمكن الحصول على بعض الأحماض باستخدامها تفاعلات الأكسدة والاختزال.

ح 2 يا 2 + SO 2 = ح 2 SO 4

3P + 5HNO3 + 2H2O = ZN3PO4 + 5NO2

الطعم الحامض، التأثير على المؤشرات، التوصيل الكهربائي، التفاعل مع المعادن، الأكاسيد الأساسية والمذبذبة، القواعد والأملاح، تكوين الاسترات مع الكحوليات - هذه الخصائص شائعة في الأحماض العضوية وغير العضوية.

ويمكن تقسيمها إلى نوعين من ردود الفعل:

1) عامل الأحماضترتبط التفاعلات بتكوين أيون الهيدرونيوم H 3 O + في المحاليل المائية.

2) محدد(أي مميزة) ردود الفعل أحماض محددة.

يمكن أن يدخل أيون الهيدروجين الأكسدة والاختزالرد فعل، والحد من الهيدروجين، وكذلك في تفاعل مركبمع جسيمات سالبة الشحنة أو محايدة لها أزواج وحيدة من الإلكترونات، أي في التفاعلات الحمضية القاعدية.

تشمل الخواص العامة للأحماض تفاعلات الأحماض مع المعادن في سلسلة الجهد حتى الهيدروجين، على سبيل المثال:

Zn + 2Н + = Zn 2+ + H 2

تشمل التفاعلات الحمضية القاعدية تفاعلات مع الأكاسيد والقواعد الأساسية، وكذلك مع الأملاح المتوسطة والقاعدية وأحيانًا الحمضية.

2CO3 + 4HBr = 2CuBr2 + CO2 + 3H2O

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

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

لاحظ أن الأحماض المتعددة القاعدة تنفصل تدريجياً، وفي كل خطوة لاحقة يكون التفكك أكثر صعوبة، لذلك مع وجود فائض من الأملاح الحمضية، تتشكل الأملاح الحمضية في أغلب الأحيان، بدلاً من الأملاح المتوسطة.

Ca 3 (ص 4) 2 + 4H 3 ص 4 = 3Ca (ح 2 ص 4) 2

نا 2 ق + ح 3 ص 4 = نا 2 ح ص 4 + ح 2 س

NaOH + H3PO4 = NaH2PO4 + H2O

KOH + H2S = KHS + H2O

للوهلة الأولى، قد يبدو تكوين الأملاح الحمضية مفاجئًا أحادي القاعدةحمض الهيدروفلوريك. ومع ذلك، يمكن تفسير هذه الحقيقة. على عكس جميع أحماض الهيدروهاليك الأخرى، يتم بلمرة حمض الهيدروفلوريك جزئيًا في المحاليل (بسبب تكوين روابط هيدروجينية) وقد توجد فيه جزيئات مختلفة (HF) X، وهي H 2 F 2، H 3 F 3، إلخ.

حالة خاصة من التوازن الحمضي القاعدي - تفاعلات الأحماض والقواعد مع مؤشرات يتغير لونها حسب حموضة المحلول. تستخدم المؤشرات في التحليل النوعيللكشف عن الأحماض والقواعدفي الحلول.

المؤشرات الأكثر استخداما هي عباد الشمس(ف حياديبيئة أرجواني, V حامِض - أحمر، V قلوية - أزرق)، ميثيل برتقالي(ف حامِضبيئة أحمر، V حيادي - البرتقالي، V قلوية - الأصفر) الفينول فثالين(ف قلوية للغايةبيئة التوت الأحمر, V محايدة وحمضية - عديم اللون).

خصائص محددةيمكن أن تكون الأحماض المختلفة من نوعين: أولاً، تفاعلات تؤدي إلى التكوين أملاح غير قابلة للذوبان،وثانيا، تحولات الأكسدة والاختزال.إذا كانت التفاعلات المرتبطة بوجود أيون H + شائعة في جميع الأحماض (تفاعلات نوعية للكشف عن الأحماض)، يتم استخدام تفاعلات محددة كتفاعلات نوعية للأحماض الفردية:

Ag + + Cl - = AgCl (راسب أبيض)

Ba 2+ + SO 4 2- = BaSO 4 (راسب أبيض)

3Ag + + PO 4 3 - = Ag 3 PO 4 (راسب أصفر)

بعض التفاعلات المحددة للأحماض ترجع إلى خصائص الأكسدة والاختزال.

لا يمكن أكسدة الأحماض الأكسجينية الموجودة في المحلول المائي إلا.

2KMnO 4 + 16HCl = 5Сl 2 + 2KСl + 2MnСl 2 + 8Н 2 O

ح 2 ق + ر 2 = ق + 2НВг

لا يمكن أكسدة الأحماض المحتوية على الأكسجين إلا إذا كانت الذرة المركزية فيها في حالة أكسدة أقل أو متوسطة، كما هو الحال في حمض الكبريت على سبيل المثال:

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

العديد من الأحماض المحتوية على الأكسجين، والتي تتمتع فيها الذرة المركزية بحالة الأكسدة القصوى (S +6، N +5، Cr +6)، تظهر خصائص العوامل المؤكسدة القوية. يعتبر H 2 SO 4 المركز عامل مؤكسد قوي.

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

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

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

ويجب أن نتذكر أن:

• تتفاعل المحاليل الحمضية مع المعادن التي تكون على يسار الهيدروجين في سلسلة الجهد الكهروكيميائي، تخضع لعدد من الشروط أهمها تكوين ملح قابل للذوبان نتيجة التفاعل. يتم تفاعل HNO 3 وH 2 SO 4 (conc.) مع المعادن بشكل مختلف.

يعمل حمض الكبريتيك المركز في البرد على إبطال الألومنيوم والحديد والكروم.

• في الماء، تتفكك الأحماض إلى كاتيونات هيدروجين وأنيونات من بقايا الحمض، على سبيل المثال:

• تتفاعل الأحماض العضوية وغير العضوية مع الأكاسيد القاعدية والمذبذبة بشرط تكوين ملح قابل للذوبان:

• كلا الأحماض تتفاعل مع القواعد. يمكن أن تشكل الأحماض المتعددة القاعدة أملاحًا وسيطة وحمضية (هذه تفاعلات تحييد):

• يحدث التفاعل بين الأحماض والأملاح فقط في حالة تكوين راسب أو غاز:

سيتوقف تفاعل H 3 PO 4 مع الحجر الجيري بسبب تكوين آخر راسب غير قابل للذوبان من Ca 3 (PO 4) 2 على السطح.

خصوصيات خصائص أحماض النيتريك HNO 3 وأحماض الكبريتيك المركزة H 2 SO 4 (conc.) ترجع إلى حقيقة أنها عندما تتفاعل مع مواد بسيطة (معادن وغير معادن) ، فإن العوامل المؤكسدة لن تكون H + كاتيونات ولكن أيونات النترات والكبريتات. من المنطقي أن نتوقع أنه نتيجة لمثل هذه التفاعلات، لا يتم تشكيل الهيدروجين H2، ولكن يتم الحصول على مواد أخرى: بالضرورة الملح والماء، وكذلك أحد منتجات اختزال أيونات النترات أو الكبريتات، اعتمادًا على التركيز الأحماض، وموقع المعدن في سلسلة الجهد وظروف التفاعل (درجة الحرارة، ودرجة طحن المعدن، وما إلى ذلك).

هذه السمات الخاصة بالسلوك الكيميائي لـ HNO 3 وH 2 SO 4 (conc.) توضح بوضوح أطروحة النظرية التركيب الكيميائيحول التأثير المتبادل للذرات في جزيئات المواد.

غالبا ما يتم الخلط بين مفاهيم التقلب والاستقرار (الاستقرار). الأحماض المتطايرة هي أحماض تنتقل جزيئاتها بسهولة إلى الحالة الغازية، أي تتبخر. على سبيل المثال، حمض الهيدروكلوريك هو حمض متطاير ولكنه مستقر. من المستحيل الحكم على تقلب الأحماض غير المستقرة. على سبيل المثال، يتحلل حمض السيليك غير المتطاير وغير القابل للذوبان إلى الماء وSiO 2. المحاليل المائية للهيدروكلوريك والنيتريك والكبريتيك والفوسفوريك وعدد من الأحماض الأخرى عديمة اللون. محلول مائيحمض الكروميك H 2 CrO 4 أصفر اللون، وحمض المنغنيز HMnO 4 قرمزي اللون.

المواد المرجعية لإجراء الاختبار:

الجدول الدوري

جدول الذوبان

المعادن المذبذبة هي مواد بسيطة متشابهة هيكليا وكيميائيا وتشبه مجموعة العناصر المعدنية. لا يمكن للمعادن نفسها أن تظهر خصائص مذبذبة، على عكس مركباتها. على سبيل المثال، أكاسيد وهيدروكسيدات بعض المعادن لها طبيعة كيميائية مزدوجة - في بعض الظروف تتصرف مثل الأحماض، وفي ظروف أخرى لها خصائص القلويات.

المعادن الأمفوتيرية الرئيسية هي الألومنيوم والزنك والكروم والحديد. تشمل هذه المجموعة من العناصر البريليوم والسترونتيوم.

مذبذب؟

تم اكتشاف هذه الخاصية لأول مرة منذ وقت طويل. وقد تم تقديم مصطلح "العناصر الأمفوتيرية" إلى العلم في عام 1814 من قبل الكيميائيين المشهورين L. Tenard و J. Gay-Lussac. في تلك الأيام، كان من المعتاد تقسيم المركبات الكيميائية إلى مجموعات تتوافق مع خصائصها الأساسية أثناء التفاعلات.

ومع ذلك، فإن مجموعة الأكاسيد والقواعد لديها قدرات مزدوجة. في بعض الظروف، تتصرف هذه المواد مثل القلويات، وفي حالات أخرى، على العكس من ذلك، تتصرف مثل الأحماض. ومن هنا نشأ مصطلح "مذبذب". لمثل هذا، يعتمد السلوك أثناء التفاعل الحمضي القاعدي على الظروف التي يتم فيها تنفيذ التفاعل، وطبيعة الكواشف المعنية، وكذلك على خصائص المذيب.

ومن المثير للاهتمام أنه في ظل الظروف الطبيعية، يمكن للمعادن المذبذبة أن تتفاعل مع كل من القلويات والحمض. على سبيل المثال، عندما يتفاعل الألومنيوم مع الألومنيوم، يتم تشكيل كبريتات الألومنيوم. وعندما يتفاعل نفس المعدن مع القلويات المركزة يتكون ملح معقد.

القواعد الأمفوتيرية وخصائصها الأساسية

في ظل الظروف العادية هذه هي المواد الصلبة. وهي غير قابلة للذوبان عمليا في الماء وتعتبر إلكتروليتات ضعيفة إلى حد ما.

الطريقة الرئيسية لتحضير مثل هذه القواعد هي تفاعل الملح المعدني مع كمية صغيرة من القلويات. يجب أن يتم تفاعل الهطول ببطء وبعناية. على سبيل المثال، عند تحضير هيدروكسيد الزنك، تتم إضافة هيدروكسيد الصوديوم بعناية قطرة قطرة إلى أنبوب اختبار يحتوي على كلوريد الزنك. في كل مرة تحتاج إلى هز الحاوية قليلاً لرؤية رواسب معدنية بيضاء في الجزء السفلي من الحاوية.

تتفاعل المواد المذبذبة أيضًا مع الأحماض كقواعد. على سبيل المثال، عندما يتفاعل هيدروكسيد الزنك مع حمض الهيدروكلوريك، يتكون كلوريد الزنك.

لكن أثناء التفاعلات مع القواعد، تتصرف القواعد المذبذبة مثل الأحماض.

بالإضافة إلى ذلك، عند التسخين القوي، فإنها تتحلل لتشكل الأكسيد المذبذب والماء المقابل.

المعادن الأمفوتيرية الأكثر شيوعًا هي: وصف موجز

الزنكينتمي إلى مجموعة العناصر المذبذبة. وعلى الرغم من أن سبائك هذه المادة كانت تستخدم على نطاق واسع في الحضارات القديمة، إلا أنه لم يتم عزلها في شكلها النقي إلا في عام 1746.

المعدن النقي هو مادة هشة إلى حد ما ذات لون مزرق. في الهواء، يتأكسد الزنك بسرعة - يصبح سطحه باهتًا ويصبح مغطى بطبقة رقيقة من الأكسيد.

في الطبيعة، يوجد الزنك بشكل رئيسي في شكل معادن - الزنكيت، سميثسونايت، كالاميت. المادة الأكثر شهرة هي مزيج الزنك، الذي يتكون من كبريتيد الزنك. توجد أكبر رواسب هذا المعدن في بوليفيا وأستراليا.

الألومنيوماليوم يعتبر المعدن الأكثر شيوعا على هذا الكوكب. وقد استخدمت سبائكها لعدة قرون، وفي عام 1825 تم عزل المادة في شكلها النقي.

الألومنيوم النقي هو معدن خفيف الوزن ذو لون فضي. يستسلم بسهولة بالقطعوالصب. هذا العنصر لديه الموصلية الكهربائية والحرارية العالية. بالإضافة إلى ذلك، هذا المعدن مقاوم للتآكل. والحقيقة هي أن سطحه مغطى بطبقة رقيقة من الأكسيد ولكنها شديدة المقاومة.

اليوم، يستخدم الألومنيوم على نطاق واسع في الصناعة.

مركبات مذبذبة

الكيمياء هي دائما وحدة من الأضداد.

انظر إلى الجدول الدوري.

تتشكل بعض العناصر (جميع المعادن تقريبًا التي تظهر حالات الأكسدة +1 و+2). أساسيأكاسيد وهيدروكسيدات. على سبيل المثال، يشكل البوتاسيوم أكسيد K 2 O، وهيدروكسيد KOH. أنها تظهر الخصائص الأساسية، مثل التفاعل مع الأحماض.

K2O + حمض الهيدروكلوريك → بوكل + H2O

تتشكل بعض العناصر (معظم اللافلزات والمعادن ذات حالات الأكسدة +5، +6، +7). حمضيةأكاسيد وهيدروكسيدات. هيدروكسيدات الحمض هي أحماض تحتوي على الأكسجين، وتسمى هيدروكسيدات لأنها تحتوي على مجموعة هيدروكسيل في بنيتها، على سبيل المثال، يشكل الكبريت أكسيد الحمض SO 3 وهيدروكسيد الحمض H 2 SO 4 (حمض الكبريتيك):

تظهر هذه المركبات خصائص حمضية، على سبيل المثال تتفاعل مع القواعد:

H2SO4 + 2KOH → K2SO4 + 2H2O

وهناك عناصر تشكل أكاسيد وهيدروكسيدات تظهر خواصًا حمضية وقاعدية. وتسمى هذه الظاهرة مذبذب . هذه الأكاسيد والهيدروكسيدات هي التي ستركز اهتمامنا في هذه المقالة. جميع الأكاسيد والهيدروكسيدات المذبذبة هي مواد صلبة غير قابلة للذوبان في الماء.

أولًا، كيف يمكننا تحديد ما إذا كان الأكسيد أو الهيدروكسيد مذبذبًا؟ هناك قاعدة تعسفية بعض الشيء، ولكن لا يزال بإمكانك استخدامها:

تتشكل هيدروكسيدات وأكاسيد مذبذبة بواسطة معادن في حالات الأكسدة +3 و +4، على سبيل المثال (آل 2 يا 3 , آل(أوه) 3 , الحديد 2 يا 3 , الحديد(أوه) 3)

وأربعة استثناءات:المعادنالزنك , يكون , الرصاص , سن تشكل الأكاسيد والهيدروكسيدات التالية:أكسيد الزنك , الزنك ( أوه ) 2 , بي او , يكون ( أوه ) 2 , PbO , الرصاص ( أوه ) 2 , سنو , سن ( أوه ) 2 ، والتي تظهر فيها حالة الأكسدة +2، ولكن على الرغم من ذلك، تظهر هذه المركبات خصائص مذبذبة .

الأكاسيد الأمفوتيرية الأكثر شيوعًا (والهيدروكسيدات المقابلة لها): 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.

ليس من الصعب تذكر خصائص المركبات المذبذبة: فهي تتفاعل معها الأحماض والقلويات.

• عند التفاعل مع الأحماض، كل شيء بسيط في هذه التفاعلات، تتصرف المركبات المذبذبة مثل المركبات الأساسية:

Al 2 O 3 + 6HCl → 2AlCl 3 + 3H 2 O

ZnO + H2SO4 → ZnSO4 + H2O

BeO + HNO 3 → Be(NO 3 ) 2 + H 2 O

تتفاعل الهيدروكسيدات بنفس الطريقة:

Fe(OH) 3 + 3HCl → FeCl 3 + 3H2O

الرصاص (OH) 2 + 2HCl → PbCl 2 + 2H2O

• التفاعل مع القلويات أكثر تعقيدًا بعض الشيء. في هذه التفاعلات، تتصرف المركبات المذبذبة مثل الأحماض، ويمكن أن تكون منتجات التفاعل مختلفة، اعتمادًا على الظروف.

إما أن يحدث التفاعل في محلول، أو تؤخذ المواد المتفاعلة كمواد صلبة وتنصهر.

تفاعل المركبات الأساسية مع المركبات المذبذبة أثناء الاندماج.

دعونا نلقي نظرة على مثال هيدروكسيد الزنك. كما ذكرنا سابقًا، تتفاعل المركبات المذبذبة مع المركبات الأساسية وتتصرف مثل الأحماض. لذا، دعونا نكتب هيدروكسيد الزنك Zn (OH) 2 في صورة حمض. يحتوي الحمض على هيدروجين في المقدمة، فلنخرجه: H 2 ZnO 2 . وسيستمر تفاعل القلوي مع الهيدروكسيد كما لو كان حمضًا. "بقايا الحمض" ZnO 2 2 ثنائي التكافؤ:

2 ك أوه(تلفزيون) + ح 2 أكسيد الزنك 2 (صلب) (ر، اندماج)→ K 2 أكسيد الزنك 2 + 2 ح 2 يا

تسمى المادة الناتجة K 2 ZnO 2 ميتازينكات البوتاسيوم (أو ببساطة زنكات البوتاسيوم). هذه المادة عبارة عن ملح البوتاسيوم و "حمض الزنك" الافتراضي H 2 ZnO 2 (ليس صحيحًا تمامًا تسمية هذه المركبات بالأملاح، ولكن من أجل راحتنا سوف ننسى ذلك). فقط اكتب هيدروكسيد الزنك هكذا: H 2 ZnO 2 - ليس جيدًا. نكتب Zn (OH) 2 كالعادة، ولكننا نقصد (من أجل راحتنا) أنه “حمض”:

2KOH (صلب) + Zn (OH) 2(صلب) (t، اندماج) → K 2 ZnO 2 + 2H 2 O

مع الهيدروكسيدات التي تحتوي على مجموعتين OH، سيكون كل شيء كما هو الحال مع الزنك:

Be(OH) 2 (sol.) + 2NaOH (sol.) (t، اندماج) → 2H 2 O + Na 2 BeO 2 (ميتابيريلات الصوديوم، أو بيريلات)

Pb(OH) 2(solv.) + 2NaOH (solv.) (t، اندماج)→ 2H2O + Na2PbO2 (ميتابلومبات الصوديوم، أو راسيا)

مع هيدروكسيدات مذبذبة مع ثلاث مجموعات OH (Al (OH) 3، Cr (OH) 3، Fe (OH) 3) الأمر مختلف قليلاً.

لننظر إلى مثال هيدروكسيد الألومنيوم: Al (OH) 3، نكتبه على صورة حمض: H 3 AlO 3، لكننا لا نتركه على هذه الصورة، بل نخرج الماء من هناك:

H 3 AlO 3 – H 2 O → HAlO 2 + H 2 O.

هذا هو "الحمض" (HAlO 2) الذي نعمل به:

HAlO 2 + KOH → H 2 O + KAlO 2 (ميتألومينات البوتاسيوم، أو ببساطة ألومينات)

لكن هيدروكسيد الألومنيوم لا يمكن كتابته بهذا الشكل HAlO 2، بل نكتبه كالعادة، ولكننا نعني "الحمض" هناك:

Al(OH) 3(solv.) + KOH (solv.) (t، الانصهار)→ 2H2O + KAlO2 (ميتألومينات البوتاسيوم)

وينطبق الشيء نفسه على هيدروكسيد الكروم:

الكروم (OH) 3 → H 3 الكروم 3 → HCrO 2

Cr(OH) 3(tv.) + KOH (tv.) (t، الانصهار)→ 2H 2 O + KCrO 2 (ميتاكرومات البوتاسيوم،

ولكن ليس الكرومات، الكرومات هي أملاح حمض الكروميك).

الأمر نفسه ينطبق على الهيدروكسيدات التي تحتوي على أربع مجموعات OH: نحرك الهيدروجين للأمام ونزيل الماء:

القصدير (OH) 4 → ح 4 سنو 4 → ح 2 سنو 3

الرصاص (OH) 4 → H 4 PbO 4 → H 2 PbO 3

يجب أن نتذكر أن كل من الرصاص والقصدير يشكلان هيدروكسيدات مذبذبة: مع حالة أكسدة +2 (Sn (OH) 2، Pb (OH) 2)، و+4 (Sn (OH) 4، Pb (OH) 4). ).

وستشكل هذه الهيدروكسيدات "أملاحًا" مختلفة:

حالة الأكسدة
صيغة الهيدروكسيد	القصدير (أوه)2	الرصاص (أوه)2	القصدير (أوه)4	الرصاص (أوه)4
صيغة الهيدروكسيد كحمض	H2SnO2	H2PbO2	H2SnO3	H2PbO3
الملح (البوتاسيوم)	K2SNO2	K2PbO2	K2SNO3	K2PbO3
اسم الملح			ميتستانانات	metablumbAT

نفس المبادئ كما في أسماء "الأملاح" العادية، فإن العنصر الموجود في أعلى حالة أكسدة هو اللاحقة AT، في الحالة المتوسطة - IT.

يتم الحصول على هذه "الأملاح" (metachromates، metaaluminates، metaberyllates، metazincates، وما إلى ذلك) ليس فقط نتيجة لتفاعل القلويات والهيدروكسيدات المذبذبة. تتشكل هذه المركبات دائمًا عندما يتلامس "عالم" أساسي قوي وعالم مذبذب (أثناء الاندماج). أي أنه تمامًا مثل الهيدروكسيدات المذبذبة، فإن الأكاسيد المذبذبة والأملاح المعدنية التي تشكل أكاسيد مذبذبة (أملاح الأحماض الضعيفة) سوف تتفاعل مع القلويات. وبدلا من القلويات، يمكنك أن تأخذ أكسيدا أساسيا قويا وملح المعدن الذي يشكل القلوي (ملح حمض ضعيف).

التفاعلات:

تذكر أن التفاعلات أدناه تحدث أثناء الاندماج.

أكسيد مذبذب مع أكسيد أساسي قوي:

ZnO (صلب) + K2O (صلب) (t، اندماج) → K2 ZnO 2 (ميتازينكات البوتاسيوم، أو ببساطة زنكات البوتاسيوم)

أكسيد مذبذب مع القلويات:

ZnO (صلب) + 2KOH (صلب) (t، اندماج) → K 2 ZnO 2 + H 2 O

أكسيد مذبذب مع ملح حمض ضعيف ومعدن يشكل قلويًا:

أكسيد الزنك (المحلول الملحي) + K 2 CO 3 (المحلول الملحي) (ر، الانصهار) → K 2 ZnO 2 + CO 2

هيدروكسيد مذبذب مع أكسيد أساسي قوي:

Zn(OH) 2 (صلب) + K2O (صلب) (t، اندماج) → K2 ZnO 2 + H2O

هيدروكسيد مذبذب مع القلويات:

Zn (OH) 2 (صلب) + 2KOH (صلب) (t، اندماج) → K 2 ZnO 2 + 2H 2 O

هيدروكسيد مذبذب مع ملح حمض ضعيف ومعدن يشكل قلويًا:

Zn (OH) 2 (صلب) + K 2 CO 3 (صلب) (t، اندماج) → K 2 ZnO 2 + CO 2 + H 2 O

أملاح حمض ضعيف ومعدن تشكل مركبا مذبذبا مع أكسيد أساسي قوي:

ZnCO 3 (صلب) + K 2 O (صلب) (t، اندماج) → K 2 ZnO 2 + CO 2

أملاح حمض ضعيف ومعدن يشكل مركب مذبذب مع قلوي:

ZnCO 3 (صلب) + 2KOH (صلب) (t، اندماج) → K 2 ZnO 2 + CO 2 + H 2 O

أملاح حمض ضعيف ومعدن يشكلان مركباً مذبذباً مع ملح حمض ضعيف ومعدن يشكلان قلوياً:

ZnCO 3(tv.) + K 2 CO 3(tv.) (t، الانصهار)→ K 2 ZnO 2 + 2CO 2

فيما يلي معلومات عن أملاح هيدروكسيدات الأمفوتريك، وهي الأكثر شيوعًا في امتحان الدولة الموحدة باللون الأحمر.

	هيدروكسيد	هيدروكسيد كحمض	بقايا حمض		اسم الملح
بي او	كن (يا) 2	ح 2 بي او 2	بي او 2 2-	ك 2 بي او 2	ميتابيريلات (بيريلات)
أكسيد الزنك	الزنك (أوه) 2	ح 2 أكسيد الزنك 2	أكسيد الزنك 2 2-	ك 2 أكسيد الزنك 2	ميتازينكات (زينكات)
آل 2 يا 3	آل (يا) 3	هالو 2	آل O 2 —	كالو 2	ميتالومينيت (ألومينات)
Fe2O3	الحديد (أوه) 3	HFeO2	FeO2 -	KFeO2	ميتافيرات (ولكن ليس فيرات)
	القصدير (أوه)2	H2SnO2	سنو 2 2-	K2SNO2
	الرصاص (أوه)2	H2PbO2	حمض الرصاص 2 2-	K2PbO2
SnO2	القصدير (أوه)4	H2SnO3	سنو 3 2-	K2SNO3	ميتستانات (ستانات)
PbO2	الرصاص (أوه)4	H2PbO3	حمض الرصاص 3 2-	K2PbO3	ميتابلومات (بلمبات)
Cr2O3	الكروم (أوه)3	حمض الهيدروكلوريك2	CrO2 -	KCrO2	ميتاكرومات (ولكن ليس كرومات)

تفاعل المركبات المذبذبة مع محاليل القلويات (هنا القلويات فقط).

في امتحان الدولة الموحدة يسمى هذا "حل هيدروكسيد الألومنيوم (الزنك، البريليوم، الخ) مع القلويات." ويرجع ذلك إلى قدرة المعادن الموجودة في تركيبة هيدروكسيدات مذبذبة في وجود فائض من أيونات الهيدروكسيد (في وسط قلوي) على ربط هذه الأيونات بنفسها. ويتكون الجسيم من معدن (الألومنيوم، والبريليوم، وما إلى ذلك) في المركز، وهو محاط بأيونات الهيدروكسيد. يصبح هذا الجسيم سالب الشحنة (أنيون) بسبب أيونات الهيدروكسيد، وسيسمى هذا الأيون هيدروكسي ألومينات، هيدروكسيزينكات، هيدروكسيوبريلات، وما إلى ذلك. علاوة على ذلك، يمكن أن تتم العملية بطرق مختلفة، ويمكن أن يكون المعدن محاطًا بعدد مختلف من أيونات الهيدروكسيد.

سننظر في حالتين: عندما يكون المعدن محاطًا أربعة أيونات هيدروكسيد، وعندما يتم تطويقها ستة أيونات هيدروكسيد.

دعونا نكتب المعادلة الأيونية المختصرة لهذه العمليات:

آل(OH) 3 + OH — → آل(OH) 4 —

ويسمى الأيون الناتج أيون رباعي هيدروكسوالومينات. تتم إضافة البادئة "tetra-" نظرًا لوجود أربعة أيونات هيدروكسيد. يحتوي أيون رباعي هيدروكسي ألومينات على شحنة -، نظرًا لأن الألومنيوم يحمل شحنة 3+، وأربعة أيونات هيدروكسيد لها شحنة 4-، فإن المجموع هو -.

آل(OH) 3 + 3OH - → آل(OH) 6 3-

ويسمى الأيون المتكون في هذا التفاعل أيون سداسي هيدروكسوالومينات. تتم إضافة البادئة "hexo-" لأن هناك ستة أيونات هيدروكسيد.

من الضروري إضافة بادئة تشير إلى عدد أيونات الهيدروكسيد. لأنه إذا كتبت ببساطة "هيدروكسي ألومينات"، فليس من الواضح أي الأيون تقصد: Al (OH) 4 - أو Al (OH) 6 3-.

عندما تتفاعل القلويات مع هيدروكسيد مذبذب، يتكون الملح في المحلول. كاتيونه عبارة عن كاتيون قلوي، والأنيون عبارة عن أيون معقد، وقد ناقشنا تكوينه سابقًا. الأنيون هو بين قوسين مربعين.

Al(OH)3 + KOH → K (رباعي هيدروكسوالومينات البوتاسيوم)

آل (OH) 3 + 3KOH → K 3 (سداسي هيدروكسوألومينات البوتاسيوم)

لا يهم نوع الملح (سداسي أو رباعي) الذي تكتبه كمنتج. حتى في إجابات امتحان الدولة الموحدة مكتوب: "... K 3 (تكوين K مسموح به". الشيء الرئيسي هو عدم نسيان التأكد من إدخال جميع المؤشرات بشكل صحيح. تتبع الرسوم واستمر في ذلك. مع الأخذ في الاعتبار أن مجموعها يجب أن يساوي الصفر.

بالإضافة إلى هيدروكسيدات مذبذبة، تتفاعل أكاسيد مذبذبة مع القلويات. المنتج سوف يكون هو نفسه. فقط إذا كتبت رد الفعل مثل هذا:

آل 2 يا 3 + هيدروكسيد الصوديوم → نا

آل 2 يا 3 + هيدروكسيد الصوديوم → نا 3

لكن ردود الفعل هذه لن تكون متساوية بالنسبة لك. تحتاج إلى إضافة الماء إلى الجانب الأيسر، لأن التفاعل يحدث في المحلول، وهناك ما يكفي من الماء، وكل شيء سوف يتساوى:

Al 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O → 2Na

Al 2 O 3 + 6NaOH + 3H 2 O → 2Na 3

بالإضافة إلى الأكاسيد والهيدروكسيدات المذبذبة، تتفاعل بعض المعادن النشطة بشكل خاص التي تشكل مركبات مذبذبة مع المحاليل القلوية. وهي: الألومنيوم والزنك والبريليوم. لتحقيق التعادل، هناك حاجة أيضا إلى الماء على اليسار. وبالإضافة إلى ذلك، فإن الفرق الرئيسي بين هذه العمليات هو إطلاق الهيدروجين:

2Al + 2NaOH + 6H2O → 2Na + 3H2

2Al + 6NaOH + 6H2O → 2Na3 + 3H2

ويبين الجدول أدناه الأمثلة الأكثر شيوعاً لخصائص المركبات المذبذبة في اختبار الدولة الموحدة:

مادة مذبذبة		اسم الملح
Al2O3 آل(يا)3		رباعي هيدروكسي ألومينات الصوديوم	آل (يا) 3 + هيدروكسيد الصوديوم → نا آل 2 يا 3 + 2NaOH + 3H 2 يا → 2نا 2Al + 2NaOH + 6H 2 يا → 2Na + 3H 2
	نا 3	سداسي هيدروكسي ألومينات الصوديوم	آل (يا) 3 + 3NaOH → نا 3 آل 2 يا 3 + 6NaOH + 3H 2 يا → 2نا 3 2Al + 6NaOH + 6H 2 يا → 2نا 3 + 3 ساعات 2
الزنك (أوه)2	ك2	رباعي هيدروكسيزينات الصوديوم	الزنك (أوه) 2 + 2NaOH → نا 2 أكسيد الزنك + 2NaOH + H 2 يا → نا 2 الزنك + 2NaOH + 2H 2 يا → نا 2 +ح 2
	ك 4	هيكساهيدروكسيزينات الصوديوم	الزنك (أوه) 2 + 4NaOH → نا 4 أكسيد الزنك + 4NaOH + H 2 يا → نا 4 الزنك + 4NaOH + 2H 2 يا → نا 4 +ح 2
كن (أوه)2	لي 2	رباعي هيدروكسوبيريلات الليثيوم	كن (يا) 2 + 2LiOH → لي 2 BeO + 2LiOH + H 2 يا → لي 2 كن + 2LiOH + 2H 2 يا → لي 2 +ح 2
	لي 4	سداسي هيدروكسوبيريلات الليثيوم	كن (يا) 2 + 4LiOH → لي 4 BeO + 4LiOH + H 2 يا → لي 4 كن + 4LiOH + 2H 2 يا → لي 4 +ح 2
Cr2O3 الكروم (أوه)3		رباعي هيدروكسوكورومات الصوديوم	الكروم (أوه) 3 + هيدروكسيد الصوديوم → نا كر 2 يا 3 + 2NaOH + 3H 2 يا → 2نا
	نا 3	سداسي هيدروكسوكورومات الصوديوم	الكروم (أوه) 3 + 3NaOH → نا 3 كر 2 يا 3 + 6NaOH + 3H 2 يا → 2نا 3
Fe2O3 الحديد (أوه) 3		رباعي هيدروكسيفيرات الصوديوم	الحديد (أوه) 3 + هيدروكسيد الصوديوم → نا الحديد 2 يا 3 + 2NaOH + 3H 2 يا → 2نا
	نا 3	هيكساهيدروكسيفيرات الصوديوم	الحديد (أوه) 3 + 3NaOH → نا 3 الحديد 2 يا 3 + 6NaOH + 3H 2 يا → 2نا 3

تتفاعل الأملاح التي يتم الحصول عليها من هذه التفاعلات مع الأحماض، لتشكل أملاحين آخرين (أملاح حمض معين ومعدنين):

2نا 3 + 6 ساعات 2 لذا 4 → 3نا 2 لذا 4 + آل 2 (لذا 4 ) 3 +12 ساعة 2 يا

هذا كل شيء! لا شيء معقد. الشيء الرئيسي هو عدم الخلط بينه، تذكر ما يتكون أثناء الاندماج وما هو في المحلول. في كثير من الأحيان، تأتي المهام المتعلقة بهذه المسألة بأجزاء.