Общие свойства амф.Гидроксидов:

Все амфотерные гидроксиды являются твёрдыми веществами. Нерастворимы в воде, в основном являются слабыми электролитами.

При нагревании разлагаются с образованием соответствующего амфотерного оксида, например:

В ряде случаев промежуточным продуктом при разложении является метагидроксид, например:

При взаимодействии с кислотами образуют соли с амфотерным элементом в катионе, например:

При взаимодействии со щёлочью образуют соли с амфотерным элементом в анионе, например:

При рассмотрении способов разрушения гидроксокомплексов можно выделить несколько случаев.

1) При действии избытка сильной кислоты получаются две средних соли и вода:

Na[Al(OH)4] + 4HCl (изб.) = NaCl + AlCl3 + 4H2O,

K3[Cr(OH)6] + 6HNO3 (изб.) = 3KNO3 + Cr(NO3)3 + 6H2O.

2) При действии сильной кислоты (в недостатке) получаются средняя соль активного металла, амфотерный гидроксид и вода:

Na[Al(OH)4] + HCl = NaCl + Al(OH)3 + H2O,

K3[Cr(OH)6] + 3HNO3 = 3KNO3 + Cr(OH)3 + 3H2O.

3) При действии слабой кислоты получаются кислая соль активного металла, амфотерный гидроксид и вода:

Na[Al(OH)4] + H2S = NaHS + Al(OH)3 + H2O,

K3[Cr(OH)6] + 3H2CO3 = 3KHCO3 + Cr(OH)3 + 3H2O.

4) При действии углекислого или сернистого газа получаются кислая соль активного металла и амфотерный гидроксид:

Na[Al(OH)4] + CO2 = NaHCO3 + Al(OH)3,

K3[Cr(OH)6]+ 3SO2 = 3KHSO3 + Cr(OH)3.

5) При действии солей, образованных сильными кислотами и катионами Fe3+, Al3+ и Cr3+, происходит взаимное усиление гидролиза, получаются два амфотерных гидроксида и соль активного металла:

3Na[Al(OH)4] + FeCl3 = 3Al(OH)3 + Fe(OH)3 + 3NaCl,

K3[Cr(OH)6] + Al(NO3)3 = Al(OH)3 + Cr(OH)3 + 3KNO3.

6) При нагревании гидроксокомплексов щелочных металлов выделяется вода:

Na[Al(OH)4] = NaAlO2 + 2H2O,

K3[Cr(OH)6] = KCrO2 + 2H2O + 2KOH.

Со щелочами реагируют соли, катионам которых соответствуют нерастворимые основания.!

В растворах щелочей растворяются только те металлы, которые имеют

отрицательный стандартный электродный потенциал, т.е. находятся левее во-

дорода в ряду активности и при этом образуют амфотерные гидроксиды (Be, Al,

Zn, Sn, Pb). Процесс растворения такого металла в щелочи состоит из двух ста-

дий:

1) лишенный оксидной пленки металл взаимодействует с водой:

Be + 2H2O → Be(OH)2 + H2

2) образующийся амфотерный гидроксид взаимодействует со щелочью:

Be(OH)2 +2NaOH → Na2[Be(OH)4].

Суммарный процесс выглядит следующим образом:

Be + 2H2O + 2NaOH → Na2[Be(OH)4] + H2.

Билет 14.

Основные понятия и законы термохимии

Термохимические уравнения

Термохимические уравнения реакций - это уравнения, в которых около символов химических соединений указываются агрегатные состояния этих соединений или кристаллографическая модификация и в правой части уравнения указываются численные значения тепловых эффектов.

Важнейшей величиной в термохимии является стандартная теплота образования (стандартная энтальпия образования). Стандартной теплотой (энтальпией) образования сложного вещества называется тепловой эффект (изменение стандартной энтальпии) реакции образования одного моля этого вещества из простых веществ в стандартном состоянии. Стандартная энтальпия образования простых веществ в этом случае принята равной нулю.

В термохимических уравнениях необходимо указывать агрегатные состояния веществ с помощью буквенных индексов, а тепловой эффект реакции (ΔН) записывать отдельно, через запятую. Например, термохимическое уравнение

4NH3(г) + 3O2(г) → 2N2(г) + 6H2O(ж), ΔН=-1531 кДж

показывает, что данная химическая реакция сопровождается выделением 1531 кДж теплоты, при давлении 101 кПа, и относится к тому числу молей каждого из веществ, которое соответствует стехиометрическому коэффициенту в уравнении реакции.

В термохимии также используют уравнения, в которых тепловой эффект относят к одному молю образовавшегося вещества, применяя в случае необходимости дробные коэффициенты.

Тепловой эффект химической реакции или изменение энтальпии системы вследствие протекания химической реакции — отнесенное к изменению химической переменной количество теплоты, полученное системой, в которой прошла химическая реакция и продукты реакции приняли температуру реагентов.

Чтобы тепловой эффект являлся величиной, зависящей только от характера протекающей химической реакции, необходимо соблюдение следующих условий:

Реакция должна протекать либо при постоянном объёме Qv(изохорный процесс), либо при постоянном давлении Qp(изобарный процесс).

В системе не совершается никакой работы, кроме возможной при P = const работы расширения.

Если реакцию проводят при стандартных условиях при Т = 298,15 К = 25 ˚С и Р = 1 атм = 101325 Па, тепловой эффект называют стандартным тепловым эффектом реакции или стандартной энтальпией реакции ΔHrO. В термохимии стандартный тепловой эффект реакции рассчитывают с помощью стандартных энтальпий образования.

Энтальпи́я, также тепловая функция и теплосодержание — термодинамический потенциал, характеризующий состояние системы в термодинамическом равновесии при выборе в качестве независимых переменных давления, энтропии и числа частиц.

Проще говоря, энтальпия - это та энергия, которая доступна для преобразования в теплоту при определенных температуре и давлении.

Экзотермическая реакция — химическая реакция, сопровождающаяся выделением теплоты. Противоположна эндотермической реакции.

Примеры:

Горение топлива в кислороде воздуха.

Горение пороха.

Добавление концентрированной серной кислоты в воду.

Эндотерми́ческие реа́кции— химические реакции, сопровождающиеся поглощением теплоты. Для эндотермических реакций изменение энтальпии и внутренней энергии имеют положительные значения ( , ), таким образом, продукты реакции содержат больше энергии, чем исходные компоненты.