Amfoteersed metallid on lihtsad ained, mis on struktuurilt, keemiliselt ja sarnased elementide metallirühmaga. Erinevalt nende ühenditest ei saa metallid ise avaldada amfoteerseid omadusi. Näiteks mõnede metallide oksiididel ja hüdroksiididel on kahesugune keemiline olemus – teatud tingimustes käituvad nad nagu happed, teistes aga leeliste omadused.

Peamised amfoteersed metallid on alumiinium, tsink, kroom ja raud. Sellesse elementide rühma kuuluvad berüllium ja strontsium.

amfoteerne?

See vara avastati esmakordselt üsna kaua aega tagasi. Ja mõiste "amfoteersed elemendid" võtsid teadusesse 1814. aastal kasutusele kuulsad keemikud L. Tenard ja J. Gay-Lussac. Neil päevil oli tavaks jagada keemilised ühendid reaktsioonide käigus nende põhiomadustele vastavatesse rühmadesse.

Oksiidide ja aluste rühmal olid aga kahesugused võimed. Teatud tingimustel käitusid sellised ained nagu leelised, teistes aga vastupidi, nagu happed. Nii tekkis termin "amfoteerne". Nende puhul sõltub käitumine happe-aluse reaktsiooni ajal tingimustest, milles see läbi viiakse, kaasatud reaktiivide olemusest ja ka lahusti omadustest.

Huvitav on see, et looduslikes tingimustes võivad amfoteersed metallid suhelda nii leelise kui ka happega. Näiteks alumiiniumi reageerimisel alumiiniumiga moodustub alumiiniumsulfaat. Ja kui sama metall reageerib kontsentreeritud leelisega, moodustub komplekssool.

Amfoteersed alused ja nende põhiomadused

Normaaltingimustes on need tahked ained. Need on vees praktiliselt lahustumatud ja neid peetakse üsna nõrkadeks elektrolüütideks.

Peamine meetod selliste aluste valmistamiseks on metallisoola reaktsioon väikese koguse leelisega. Sadestamisreaktsioon tuleb läbi viia aeglaselt ja ettevaatlikult. Näiteks tsinkhüdroksiidi valmistamisel lisatakse tsinkkloriidiga katseklaasi ettevaatlikult tilkhaaval naatriumhüdroksiidi. Iga kord, kui peate anumat kergelt raputama, et näha anuma põhjas valget metallisadet.

Amfoteersed ained reageerivad ka hapetega kui alustega. Näiteks kui tsinkhüdroksiid reageerib vesinikkloriidhappega, tekib tsinkkloriid.

Kuid reaktsioonides alustega käituvad amfoteersed alused nagu happed.

Lisaks lagunevad need tugeval kuumutamisel, moodustades vastava amfoteerse oksiidi ja vee.

Levinumad amfoteersed metallid: lühikirjeldus

Tsink kuulub amfoteersete elementide rühma. Ja kuigi selle aine sulameid kasutati iidsetes tsivilisatsioonides laialdaselt, eraldati see puhtal kujul alles 1746. aastal.

Puhas metall on üsna habras sinakas aine. Õhus tsink oksüdeerub kiiresti - selle pind muutub tuhmiks ja kaetakse õhukese oksiidikilega.

Looduses esineb tsink peamiselt mineraalide - tsintsiitide, smitsoniitide, kalamiitide kujul. Tuntuim aine on tsinksegu, mis koosneb tsinksulfiidist. Selle mineraali suurimad leiukohad asuvad Boliivias ja Austraalias.

Alumiiniumist Tänapäeval peetakse seda planeedi kõige levinumaks metalliks. Selle sulameid kasutati palju sajandeid ja 1825. aastal eraldati aine puhtal kujul.

Puhas alumiinium on kerge hõbedavärvi metall. Seda on lihtne töödelda ja valada. Sellel elemendil on kõrge elektri- ja soojusjuhtivus. Lisaks on see metall korrosioonikindel. Fakt on see, et selle pind on kaetud õhukese, kuid väga vastupidava oksiidkilega.

Tänapäeval kasutatakse alumiiniumi tööstuses laialdaselt.

Alused, amfoteersed hüdroksiidid

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

Leeliste, leelis- ja leelismuldmetallide hüdroksiidide omadused

1. Leeliste vesilahused on katsudes seebised ja muudavad indikaatorite värvi: lakmus - sinine, fenoolftaleiin - karmiinpunane.

2. Vesilahused dissotsieeruvad:

3. Suhelge hapetega, astudes vahetusreaktsiooni:

Polühappealused võivad anda keskmisi ja aluselisi sooli:

4. Reageerida happeliste oksiididega, moodustades keskkonda ja happelisi sooli, sõltuvalt sellele oksiidile vastava happe aluselisusest:

5. Suhelge amfoteersete oksiidide ja hüdroksiididega:

a) sulandumine:

b) lahendustes:

6. Kui tekib sade või gaas, toimige koos vees lahustuvate sooladega:

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

Amfoteersed hüdroksiidid

Amfoteersed ühendid on ühendid, mis olenevalt tingimustest võivad olla nii vesiniku katioonide doonorid ja avaldada happelisi omadusi kui ka nende aktseptorid, st omada aluselisi omadusi.

Amfoteersete ühendite keemilised omadused

1. Suheldes tugevate hapetega, on neil põhilised omadused:

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

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

Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2 ( komplekssool)

Al(OH)3 + NaOH = Na ( komplekssool)

Kompleksühendid on need, milles doonor-aktseptor mehhanismi kaudu moodustub vähemalt üks kovalentne side.

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

CuSO 4 + 2KOH = Cu(OH) 2 ↓ + K 2 SO 4

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

Kui selle meetodiga saadakse lahustuvad alused, sadestub lahustumatu sool.

Amfoteersete omadustega vees lahustumatute aluste valmistamisel tuleks vältida liigset leelist, kuna amfoteerne alus võib lahustuda, näiteks:

AlCl3 + 4KOH = K[Al(OH)4] + 3KCl

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

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

Hõbeda ja elavhõbeda hüdroksiidid lagunevad nii kergesti, et vahetusreaktsiooni teel sadestuvad hüdroksiidide asemel oksiidid:

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

Tööstuses saadakse leelised tavaliselt kloriidide vesilahuste elektrolüüsil.

2NaCl + 2H2O → ϟ → 2NaOH + H2 + Cl2

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

2Li + 2H2O = 2LiOH + H2

SrO + H2O = Sr(OH)2

Happed

Happed on keerulised ained, mille molekulid koosnevad vesinikuaatomitest, mida saab asendada metalliaatomite ja happejääkidega. Normaalsetes tingimustes võivad happed olla tahked (fosfor-H 3 PO 4; räni H 2 SiO 3) ja vedelad (puhtal kujul on väävelhape H 2 SO 4 vedelik).

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

Vastavalt hapete ja aluste protolüütiline teooria, Taani keemik Brønsted ja inglise keemik Lowry samaaegselt välja pakkunud hape on aine lahkuminek selle reaktsiooniga prootonid, A alus- aine, mis suudab prootoneid vastu võtta.

hape → alus + H +

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

HNO 3 + NH 3 ⇆ NH 4 + + NO 3 —

happe alus happe alus

Hapete ja aluste üldisem määratlus pakkus välja Ameerika keemik G. Lewis. Ta väitis, et happe-aluse interaktsioonid on täielikult olemas ei pruugi tekkida prootonite ülekandmisel. Hapete ja aluste Lewise määramisel mängib keemilistes reaktsioonides peamist rolli elektronide paarid

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

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

AlF 3 + :NH 3 ⇆ :

Katioone, anioone või neutraalseid molekule, mis on võimelised loovutama elektronpaare, nimetatakse Lewise alusteks (ammoniaak on alus).

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

Hapete nomenklatuur

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

Vesilahuses elimineeruvate vesinikuaatomite arvu järgi jagatakse happed: ühealuseline(nt HF, HNO 2), kahealuseline(H2CO3, H2SO4) ja tribasic(H3PO4).

Happe koostise järgi jagunevad need hapnikuvaba(HCl, H2S) ja hapnikku sisaldav(HClO 4, HNO 3).

Tavaliselt hapnikku sisaldavate hapete nimetused on tuletatud mittemetalli nimest, millele on lisatud lõpud -kai, -vaya, kui mittemetalli oksüdatsiooniaste on võrdne rühmaarvuga. Oksüdatsiooniastme vähenedes muutuvad järelliited (metalli oksüdatsiooniastme vähenemise järjekorras): -läbipaistmatu, roostes, -ovaalne:

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

Perioodilise tabeli III-IV rühmade elementide vesinikuühendites moodustavad boor, alumiinium, süsinik ja räni kovalentseid, nõrgalt polaarseid sidemeid vesinikuaatomitega, mis ei ole dissotsiatsioonile kalduvad. Perioodilise tabeli V-VII rühmade elementide puhul suureneb perioodi jooksul mittemetall-vesiniksideme polaarsus koos aatomi laenguga, kuid laengute jaotus tekkivas dipoolis on erinev kui selliste elementide vesinikuühendites, kipuvad elektrone loovutama. Mittemetalliaatomid, mis vajavad elektronkihi täielikuks täitmiseks mitut elektroni, tõmbavad (polariseerivad) paari siduvaid elektrone, mida tugevamalt, seda suurem on tuumalaeng. Seetõttu muutuvad seerias CH 4 - NH 3 - H 2 O - HF või SiH 4 - PH 3 - H 2 S - HCl sidemed vesinikuaatomitega, jäädes kovalentseks, oma olemuselt polaarsemaks ja vesinikuaatom element-vesiniksideme dipool muutub elektropositiivsemaks. Kui polaarsed molekulid satuvad polaarsesse lahustisse, võib toimuda elektrolüütilise dissotsiatsiooni protsess.

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

H 2 SO 3 + H 2 O ⇆ H 3 O + + HSO 3

HNO 3 + H 2 O ⇆ H 3 O + + NO 3

Vaatame mõnda näidet hapnikku sisaldavate hapete omadused, moodustatud elementidest, mis on võimelised avaldama erinevat oksüdatsiooniastet. On teada, et hüpokloorhape HClO väga nõrk kloorhape HClO 2 samuti nõrk, kuid tugevam kui hüpokloorne, hüpokloorhape HClO 3 tugev. Perkloorhape HClO 4 on üks kõige tugevam anorgaanilised happed.

Happeliseks dissotsiatsiooniks (koos H-iooni elimineerimisega) on vajalik O-H sideme lõhustamine. Kuidas seletada selle sideme tugevuse vähenemist sarjas HClO - HClO 2 - HClO 3 - HClO 4? Selles seerias suureneb tsentraalse klooriaatomiga seotud hapnikuaatomite arv. Iga kord, kui moodustub uus hapnik-kloori side, tõmmatakse elektrontihedus klooriaatomist ja seega ka O-Cl üksiksidemest. Selle tulemusena lahkub elektrontihedus osaliselt O-H sidemest, mis seetõttu nõrgeneb.

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

Hapete saamine

1. Saab saada hapnikuvabu happeid mittemetallide otsesel kombineerimisel vesinikuga.

H2 + Cl2 → 2HCl,

H 2 + S ⇆ H 2 S

2. Võib saada mõningaid hapnikku sisaldavaid happeid happeoksiidide koostoime veega.

3. Saab nii hapnikuvabu kui ka hapnikku sisaldavaid happeid metaboolsete reaktsioonide kaudu soolade ja teiste hapete vahel.

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) + H2SO4 (konts.) = HCl + NaHS04

AgNO 3 + HCl = AgCl↓ + HNO 3

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

4. Mõnda hapet on võimalik saada kasutades redoksreaktsioonid.

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

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

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

reaktsioone saab jagada kahte tüüpi:

1) on levinud Sest happed reaktsioonid on seotud hüdroniumiooni H 3 O + moodustumisega vesilahustes;

2) spetsiifiline(st iseloomulikud) reaktsioonid spetsiifilised happed.

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

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

Zn + 2Н + = Zn 2+ + Н 2

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

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

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

2KHSO3 + H2SO4 = K2SO4 + 2SO2 + 2H2O

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

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

Na2S + H3PO4 = Na2HPO4 + H2S

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

KOH + H 2 S = KHS + H 2 O

Esmapilgul võib happesoolade moodustumine tunduda üllatav ühealuseline vesinikfluoriidhape. Seda asjaolu saab aga seletada. Erinevalt kõigist teistest vesinikhalogeniidhapetest on lahustes olev vesinikfluoriidhape osaliselt polümeriseerunud (vesiniksidemete moodustumise tõttu) ja selles võib esineda mitmesuguseid osakesi (HF) X, nimelt H 2 F 2, H 3 F 3 jne.

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

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

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

Ag + + Cl - = AgCl (valge sade)

Ba 2+ + SO 4 2- = BaSO 4 (valge sade)

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

Mõned hapete spetsiifilised reaktsioonid on tingitud nende redoks-omadustest.

Anoksiidhappeid vesilahuses saab ainult oksüdeerida.

2KMnO4 + 16HCl = 5Сl 2 + 2КСl + 2МnСl 2 + 8Н 2 O

H 2 S + Br 2 = S + 2НВг

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

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

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

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

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

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

Tuleks meeles pidada, et:

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

Kontsentreeritud väävelhape külmas passiveerib alumiiniumi, rauda ja kroomi.

• Vees dissotsieeruvad happed vesinikkatioonideks ja happejääkide anioonideks, näiteks:

• Anorgaanilised ja orgaanilised happed reageerivad aluseliste ja amfoteersete oksiididega tingimusel, et moodustub lahustuv sool:

• Mõlemad happed reageerivad alustega. Polüaluselised happed võivad moodustada nii vahe- kui ka happesooli (need on neutraliseerimisreaktsioonid):

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

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

Lämmastik-HNO 3 ja kontsentreeritud väävel-H 2 SO 4 (konts.) hapete omaduste iseärasused tulenevad asjaolust, et nende interaktsioonis lihtainetega (metallid ja mittemetallid) ei ole oksüdeerijateks H + katioonid. , vaid nitraadi- ja sulfaadiioonid. On loogiline eeldada, et selliste reaktsioonide tulemusena ei moodustu mitte vesinik H2, vaid saadakse muid aineid: tingimata sool ja vesi, samuti üks nitraadi- või sulfaadiioonide redutseerimisproduktidest, sõltuvalt kontsentratsioonist. hapetest, metalli asukoht pingereas ja reaktsioonitingimused (temperatuur, metalli jahvatusaste jne).

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

Sageli aetakse segi mõisted volatiilsus ja stabiilsus (stabiilsus). Lenduvad happed on happed, mille molekulid lähevad kergesti gaasilisse olekusse, st aurustuvad. Näiteks vesinikkloriidhape on lenduv, kuid stabiilne hape. Ebastabiilsete hapete lenduvust on võimatu hinnata. Näiteks mittelenduv, lahustumatu ränihape laguneb veeks ja SiO 2 -ks. Vesinikkloriid-, lämmastik-, väävel-, fosfor- ja paljude teiste hapete vesilahused on värvitud. Kroomihappe H 2 CrO 4 vesilahus on kollase värvusega ja mangaanhape HMnO 4 on karmiinpunane.

Võrdlusmaterjal testi sooritamiseks:

Mendelejevi tabel

Lahustuvuse tabel

Lihtsaid aineid, mis on struktuurilt ja mitmete keemiliste ja füüsikaliste parameetrite poolest sarnased metallelementidega, nimetatakse amfoteerseteks, s.t. need on need elemendid, millel on keemiline duaalsus. Tuleb märkida, et need ei ole metallid ise, vaid nende soolad või oksiidid. Näiteks võib mõne metalli oksiididel olla kaks omadust: teatud tingimustel võivad nad avaldada hapetele omaseid omadusi, teistes aga käituvad nad nagu leelised.

Peamised amfoteersed metallid on alumiinium, tsink, kroom ja mõned teised.

Mõiste amfoteersus võeti kasutusele 19. sajandi alguses. Sel ajal eraldati keemilisi aineid nende sarnaste omaduste alusel, mis ilmnesid keemilistes reaktsioonides.

Mis on amfoteersed metallid

Amfoteersete metallide loetelu on üsna suur. Pealegi võib mõnda neist nimetada amfoteerseks ja mõnda - tinglikult.

Loetleme perioodilises tabelis nende ainete seerianumbrid, mille all need asuvad. Nimekirjas on rühmad 22-32, 40-51 ja palju muud. Näiteks kroomi, rauda ja paljusid teisi võib õigustatult nimetada aluseliseks; viimaste hulka kuuluvad ka strontsium ja berüllium.

Muide, alumiiniumi peetakse amforametallide kõige silmatorkavamaks esindajaks.

Selle sulameid on pikka aega kasutatud peaaegu kõigis tööstusharudes. Seda kasutatakse lennukite kere, sõidukikerede ja köögitarvete elementide valmistamiseks. See on muutunud hädavajalikuks elektritööstuses ja soojusvõrkude seadmete tootmisel. Erinevalt paljudest teistest metallidest on alumiiniumil pidevalt keemiline aktiivsus. Metalli pinda kattev oksiidkile peab vastu oksüdatiivsetele protsessidele. Normaaltingimustes ja teatud tüüpi keemilistes reaktsioonides võib alumiinium toimida redutseeriva elemendina.

See metall on võimeline hapnikuga suhtlema, kui see purustatakse paljudeks väikesteks osakesteks. Seda tüüpi toimingu tegemiseks on vaja kasutada kõrget temperatuuri. Reaktsiooniga kaasneb suure hulga soojusenergia vabanemine. Kui temperatuur tõuseb 200 ºC-ni, reageerib alumiinium väävliga. Asi on selles, et alumiinium ei saa normaalsetes tingimustes alati vesinikuga reageerida. Samal ajal võivad selle segamisel teiste metallidega tekkida erinevad sulamid.

Teine väljendunud amfoteerne metall on raud. Selle elemendi number on 26 ja see asub koobalti ja mangaani vahel. Raud on kõige levinum maakoores leiduv element. Rauda võib liigitada lihtsaks elemendiks, millel on hõbevalge värvus ja mis on loomulikult tempermalmist kõrge temperatuuriga kokkupuutel. Kõrge temperatuuriga kokkupuutel võib see kiiresti korrodeeruda. Kui raud asetada puhtasse hapnikku, põleb see täielikult ja võib vabas õhus süttida.

Sellisel metallil on kõrge temperatuuriga kokkupuutel võime kiiresti siseneda korrosioonifaasi. Puhtasse hapnikku asetatud raud põleb täielikult läbi. Õhuga kokkupuutel metalliline aine oksüdeerub liigniiskuse tõttu kiiresti ehk roostetab. Hapniku massis põlemisel tekib omamoodi katlakivi, mida nimetatakse raudoksiidiks.

Amfoteersete metallide omadused

Neid määratleb amfoteersuse kontseptsioon. Tüüpilises olekus, st normaalsel temperatuuril ja niiskusel, on enamik metalle tahked. Ühtegi metalli ei saa vees lahustada. Leeliselised alused tekivad alles pärast teatud keemilisi reaktsioone. Reaktsiooni käigus interakteeruvad metallisoolad. Tuleb märkida, et ohutuseeskirjad nõuavad selle reaktsiooni läbiviimisel erilist hoolt.

Amfoteersete ainete kombinatsioon oksiidide või hapetega ise näitab kõigepealt reaktsiooni, mis on omane alustele. Samal ajal, kui neid kombineerida alustega, ilmnevad happelised omadused.

Amfoteersete hüdroksiidide kuumutamine põhjustab nende lagunemise veeks ja oksiidiks. Teisisõnu on amfoteersete ainete omadused väga laiad ja nõuavad hoolikat uurimist, mida saab teha keemilise reaktsiooni käigus.

Amfoteersete elementide omadusi saab mõista, kui võrrelda neid traditsiooniliste materjalide omadega. Näiteks on enamikul metallidel madal ionisatsioonipotentsiaal ja see võimaldab neil toimida keemiliste protsesside käigus redutseerijana.

Amfoteerne - võib näidata nii redutseerivaid kui ka oksüdeerivaid omadusi. Siiski on ühendeid, mida iseloomustab negatiivne oksüdatsioonitase.

Absoluutselt kõik tuntud metallid on võimelised moodustama hüdroksiide ja oksiide.

Kõigil metallidel on võime moodustada aluselisi hüdroksiide ja oksiide. Muide, metallid võivad oksüdatsioonireaktsioone läbida ainult teatud hapetega. Näiteks reaktsioon lämmastikhappega võib kulgeda erineval viisil.

Amfoteersed ained, mis on klassifitseeritud lihtsateks, omavad ilmseid erinevusi struktuuris ja omadustes. Mõne aine puhul saab teatud klassi kuulumise kindlaks teha ühe pilguga, näiteks on kohe selge, et vask on metall, aga broom mitte.

Kuidas eristada metalli mittemetallist

Peamine erinevus seisneb selles, et metallid loovutavad elektrone, mis on välises elektronpilves. Mittemetallid tõmbavad neid aktiivselt ligi.

Kõik metallid on head soojus- ja elektrijuhid, mittemetallidel see võime puudub.

Amfoteersed metallist alused

Normaalsetes tingimustes need ained vees ei lahustu ja neid saab kergesti klassifitseerida nõrkade elektrolüütide hulka. Sellised ained saadakse pärast metallisoolade ja leelise reaktsiooni. Need reaktsioonid on nende tekitajatele üsna ohtlikud ja seetõttu tuleb näiteks tsinkhüdroksiidi saamiseks naatriumhüdroksiidi aeglaselt ja ettevaatlikult, tilkhaaval, viia tsinkkloriidiga anumasse.

Samal ajal amfoteerne - interakteeruvad hapetega kui alustega. See tähendab, et kui vesinikkloriidhappe ja tsinkhüdroksiidi vahel toimub reaktsioon, ilmub tsinkkloriid. Ja alustega suheldes käituvad nad nagu happed.

13.1. Definitsioonid

Anorgaaniliste ainete olulisemate klasside hulka kuuluvad traditsiooniliselt lihtained (metallid ja mittemetallid), oksiidid (happelised, aluselised ja amfoteersed), hüdroksiidid (mõned happed, alused, amfoteersed hüdroksiidid) ja soolad. Samasse klassi kuuluvatel ainetel on sarnased keemilised omadused. Kuid te juba teate, et nende klasside tuvastamisel kasutatakse erinevaid klassifitseerimiskriteeriume.
Selles osas sõnastame lõpuks kõigi olulisemate keemiliste ainete klasside määratlused ja mõistame, milliste kriteeriumide järgi neid klasse eristatakse.
Alustame sellest lihtsad ained (klassifikatsioon aine moodustavate elementide arvu järgi). Tavaliselt jagunevad need metallid Ja mittemetallid(joon. 13.1- A).
Mõiste "metall" on juba tuttav.

Sellest määratlusest on selge, et peamine omadus, mis võimaldab jagada lihtsaid aineid metallideks ja mittemetallideks, on keemilise sideme tüüp.

Enamikul mittemetallidel on kovalentsed sidemed. Kuid on ka väärisgaase (VIIIA rühma elementide lihtained), mille tahkes ja vedelas olekus aatomid on ühendatud ainult molekulidevaheliste sidemetega. Siit ka määratlus.

Keemiliste omaduste järgi jagunevad metallid rühma nn amfoteersed metallid. See nimetus peegeldab nende metallide võimet reageerida nii hapete kui ka leelistega (amfoteersete oksiidide või hüdroksiididena) (joon. 13.1- b).
Lisaks on metallide hulgas keemilise inertsuse tõttu väärismetallid. Nende hulka kuuluvad kuld, ruteenium, roodium, pallaadium, osmium, iriidium ja plaatina. Traditsiooni kohaselt liigitatakse väärismetallide hulka ka veidi reaktiivsem hõbe, kuid inertsed metallid, nagu tantaal, nioobium ja mõned teised, ei kuulu nende hulka. Metallide klassifikatsioone on teisigi, näiteks metallurgias jagunevad kõik metallid must ja värviline, viidates mustmetallidele rauale ja selle sulamitele.
Alates komplekssed ained on esiteks kõige olulisemad, oksiidid(vt §2.5), kuid kuna nende klassifitseerimisel on arvesse võetud nende ühendite happe-aluselisi omadusi, tuletame esmalt meelde, mida happed Ja põhjustel.

Seega eristame happeid ja aluseid ühendite kogumassist kahe tunnuse abil: koostis ja keemilised omadused.
Vastavalt nende koostisele jagunevad happed hapnikku sisaldav (oksohapped) Ja hapnikuvaba(joonis 13.2).

Tuleb meeles pidada, et hapnikku sisaldavad happed oma struktuuri järgi on hüdroksiidid.

Märge. Traditsiooniliselt kasutatakse hapnikuvabade hapete puhul sõna "hape" juhtudel, kui räägime vastava üksiku aine lahusest, näiteks: ainet HCl nimetatakse vesinikkloriidiks ja selle vesilahust vesinikkloriidiks või vesinikkloriidiks. hape.

Nüüd pöördume tagasi oksiidide juurde. Määrasime rühmale oksiidid happeline või peamine selle järgi, kuidas nad reageerivad veega (või selle järgi, kas need on valmistatud hapetest või alustest). Kuid mitte kõik oksiidid ei reageeri veega, kuid enamik neist reageerib hapete või leelistega, seega on parem klassifitseerida oksiidid selle omaduse järgi.

On mitmeid oksiide, mis tavatingimustes ei reageeri ei hapete ega leelistega. Selliseid oksiide nimetatakse mittesoola moodustav. Need on näiteks CO, SiO, N 2 O, NO, MnO 2. Seevastu ülejäänud oksiidid nimetatakse soola moodustav(joonis 13.3).

Nagu teate, on enamik happeid ja aluseid hüdroksiidid. Lähtudes hüdroksiidide võimest reageerida nii hapete kui ka leelistega, jagatakse need (nagu ka oksiidide hulgast) amfoteersed hüdroksiidid(joonis 13.4).

Nüüd peame lihtsalt määratlema soolad. Mõistet sool on kasutatud pikka aega. Teaduse arenedes selle tähendust korduvalt muudeti, laiendati ja täpsustati. Tänapäeva mõistes on sool ioonne ühend, kuid traditsiooniliselt ei hõlma soolad ioonoksiide (nagu neid nimetatakse aluselisteks oksiidideks), ioonhüdroksiide (aluseid), samuti ioonseid hüdriide, karbiide, nitriide jne. lihtsustatult võime öelda, mida

Võib anda veel ühe, täpsema soolade määratluse.

Selle määratluse korral klassifitseeritakse oksooniumisoolad tavaliselt nii sooladeks kui ka hapeteks.
Soolad jagunevad tavaliselt nende koostise järgi hapu, keskmine Ja põhilised(joonis 13.5).

See tähendab, et happesoolade anioonid hõlmavad vesinikuaatomeid, mis on kovalentsete sidemetega seotud anioonide teiste aatomitega ja mida on võimalik aluste toimel lahti rebida.

Aluselised soolad on tavaliselt väga keerulise koostisega ja sageli vees lahustumatud. Aluselise soola tüüpiline näide on mineraalne malahhiit Cu 2 (OH) 2 CO 3 .

Nagu näete, eristatakse kõige olulisemad keemiliste ainete klassid erinevate klassifitseerimiskriteeriumide järgi. Kuid hoolimata sellest, kuidas me ainete klassi eristame, on kõigil selle klassi ainetel ühised keemilised omadused.

Selles peatükis saate tutvuda neid klasse esindavate ainete kõige iseloomulikumate keemiliste omadustega ja nende valmistamise olulisemate meetoditega.

METALLID, MITTEMETALLID, AMFOTEERILISED METALLID, HAPPED, ALUSED, OKSOHAPPED, HAPNIKUVABAD HAPPED, ALULISED OKSIIDID, HAPPEOKSIIDID, AMFOTEERSET OKSIIDI, AMFOTEERSET HÜDROKSIIDID, SOOLAD, HAPPE SOOLAD, KESKMISED SOOLAD
1.Kus looduslikus elementide süsteemis asuvad metalle moodustavad elemendid ja kus mittemetalle moodustavad elemendid?
2.Kirjutage viie metalli ja viie mittemetalli valemid.
3. Koostage järgmiste ühendite struktuurivalemid:
(H3O)Cl, (H3O)2SO4, HCl, H2S, H2SO4, H3PO4, H2CO3, Ba(OH)2, RbOH.
4.Millised oksiidid vastavad järgmistele hüdroksiididele:
H2SO4, Ca(OH)2, H3PO4, Al(OH)3, HNO3, LiOH?
Milline on nende oksiidide olemus (happeline või aluseline)?
5. Leia soolad järgmiste ainete hulgast. Koostage nende struktuurivalemid.
KNO 2, Al 2 O 3, Al 2 S 3, HCN, CS 2, H 2 S, K 2, SiCl 4, CaSO 4, AlPO 4
6. Koostage järgmiste happesoolade struktuurivalemid:
NaHS04, KHS03, NaHC03, Ca(H2PO4)2, CaHPO4.

13.2. Metallid

Metallikristallides ja nende sulamites on aatomisüdamikud ühendatud ühe metallilise sideme elektronpilvega. Nagu metalli moodustava elemendi üksikul aatomil, on ka metallikristallil võime loovutada elektrone. Metalli kalduvus elektronidest loobuda sõltub selle struktuurist ja eelkõige aatomite suurusest: mida suuremad on aatomi tuumad (ehk mida suuremad on ioonraadiused), seda kergemini annab metall elektrone ära.
Metallid on lihtained, seetõttu on neis olevate aatomite oksüdatsiooniaste 0. Reaktsioonidesse sisenedes muudavad metallid peaaegu alati oma aatomite oksüdatsiooniastet. Metalli aatomid, millel ei ole kalduvust elektrone vastu võtta, saavad neid ainult annetada või jagada. Nende aatomite elektronegatiivsus on madal, seetõttu omandavad metalliaatomid isegi kovalentsete sidemete moodustamisel positiivse oksüdatsiooniastme. Järelikult on kõigil metallidel ühel või teisel määral taastavad omadused. Nad reageerivad:
1) C mittemetallid(kuid mitte kõik ja mitte kõigiga):
4Li + O 2 = 2Li 2 O,
3Mg + N2 = Mg3N2 (kuumutamisel),
Fe + S = FeS (kuumutamisel).
Kõige aktiivsemad metallid reageerivad kergesti halogeenide ja hapnikuga ning ainult liitium ja magneesium reageerivad väga tugevate lämmastikumolekulidega.
Hapnikuga reageerides moodustab enamik metalle oksiide, aktiivsematest aga peroksiide (Na 2 O 2, BaO 2) ja muid keerukamaid ühendeid.
2) C oksiidid vähem aktiivsed metallid:
2Ca + MnO 2 = 2CaO + Mn (kuumutamisel),
2Al + Fe 2 O 3 = Al 2 O 3 + 2Fe (eelsoojendusega).
Nende reaktsioonide toimumise võimaluse määrab üldreegel (redoksreaktsioonid kulgevad nõrgemate oksüdeerivate ja redutseerivate ainete moodustumise suunas) ja see ei sõltu ainult metalli (aktiivsema metalli, see tähendab metalli) aktiivsusest. mis kergemini loobub oma elektronidest, redutseerib vähemaktiivse), aga ka oksiidkristallvõre energiale (reaktsioon kulgeb “tugevama” oksiidi moodustumise suunas).
3) C happelahused(§ 12.2):
Mg + 2H3O = Mg 2B + H2 + 2H2O, Fe + 2H3O = Fe2 + H2 + 2H2O,
Mg + H 2 SO 4p = MgSO 4p + H 2, Fe + 2HCl p = FeCl 2p + H 2.
Sel juhul on reaktsiooni võimalikkus pingerea abil kergesti kindlaks määratud (reaktsioon toimub siis, kui pingereas olev metall on vesinikust vasakul).
4) C soolalahused(§ 12.2):

Fe + Cu 2 = Fe 2 + Cu, Cu + 2Ag = Cu 2 + 2Ag,
Fe + CuSO 4p = Cu + FeSO 4p, Cu + 2AgNO 3p = 2Ag + Cu(NO 3) 2p.
Siin kasutatakse ka mitmeid pingeid, et teha kindlaks, kas reaktsioon võib toimuda.
5) Lisaks reageerivad kõige aktiivsemad metallid (leelis- ja leelismuldmuld) veega (§ 11.4):
2Na + 2H2O = 2Na + H2 + 2OH, Ca + 2H2O = Ca2 + H2 + 2OH,
2Na + 2H 2O = 2NaOH p + H2, Ca + 2H2O = Ca(OH) 2p + H2.
Teises reaktsioonis on võimalik Ca(OH) 2 sademe teke.
Enamik metalle tööstuses saada, nende oksiidide redutseerimine:
Fe 2 O 3 + 3CO = 2Fe + 3CO 2 (kõrgel temperatuuril),
MnO 2 + 2C = Mn + 2CO (kõrgel temperatuuril).
Selleks kasutatakse laboris sageli vesinikku:

Aktiivsemad metallid, nii tööstuses kui ka laboris, saadakse elektrolüüsi teel (§ 9.9).
Laboris saab vähemaktiivseid metalle nende soolade lahustest redutseerida aktiivsemate metallidega (piiranguid vt § 12.2).

1. Miks metallidel ei ole oksüdeerivaid omadusi?
2.Mis määrab eelkõige metallide keemilise aktiivsuse?
3. Viia läbi teisendusi
a) Li Li20 LiOH LiCl; b) NaCl Na Na202;
c) FeO Fe FeS Fe2O3; d) CuCl 2 Cu(OH) 2 CuO Cu CuBr 2.
4. Taastage võrrandite vasakpoolsed küljed:
a) ... = H20 + Cu;
b) ... = 3CO + 2Fe;
c) ... = 2Cr + Al 2 O 3
. Metallide keemilised omadused.

13.3. Mittemetallid

Erinevalt metallidest erinevad mittemetallid üksteisest oma omaduste poolest – nii füüsikaliste kui keemiliste ja isegi struktuuri tüübi poolest. Kuid väärisgaase arvestamata on kõigis mittemetallides aatomitevaheline side kovalentne.
Mittemetalle moodustavatel aatomitel on kalduvus saada elektrone, kuid lihtsate ainete moodustamisel ei suuda nad seda tendentsi "rahuldada". Seetõttu on mittemetallidel (ühel või teisel määral) kalduvus elektrone lisada, see tähendab, et nad võivad eksponeerida oksüdeerivad omadused. Mittemetallide oksüdatiivne aktiivsus sõltub ühelt poolt aatomite suurusest (mida väiksemad aatomid, seda aktiivsem on aine) ja teisest küljest kovalentsete sidemete tugevusest lihtaines (mida tugevam on sidemed, seda vähem aktiivne aine). Ioonsete ühendite moodustamisel lisavad mittemetalliaatomid tegelikult "lisa" elektrone ja kovalentsete sidemetega ühendite moodustamisel nihutavad nad ainult ühiseid elektronpaare oma suunas. Mõlemal juhul oksüdatsiooniaste langeb.
Mittemetallid võivad oksüdeeruda:
1) metallid(ained, mis rohkem või vähem kalduvad loovutama elektrone):
3F 2 + 2Al = 2AlF 3,
O 2 + 2Mg = 2MgO (eelsoojendusega),
S + Fe = FeS (kuumutamisel),
2C + Ca = CaC 2 (kuumutamisel).
2) muud mittemetallid(vähem altid elektrone vastu võtma):
2F 2 + C = CF 4 (kuumutamisel),
O 2 + S = SO 2 (eelsoojendusega),
S + H 2 = H 2 S (kuumutamisel),
3) palju keeruline ained:
4F 2 + CH 4 = CF 4 + 4HF,
3O2 + 4NH3 = 2N2 + 6H2O (kuumutamisel),
Cl2 + 2HBr = Br2 + 2HCl.
Siin määrab reaktsiooni toimumise võimaluse peamiselt reagentides ja reaktsiooniproduktides olevate sidemete tugevus ning seda saab määrata arvutustega G.
Tugevaim oksüdeerija on fluor. Hapnik ja kloor pole sellest palju madalamad (pöörake tähelepanu nende positsioonile elementide süsteemis).
Palju vähemal määral on oksüdeerivad omadused boor, grafiit (ja teemant), räni ja muud lihtsad ained, mis on moodustatud metallide ja mittemetallide vahelise piiriga külgnevatest elementidest. Nende elementide aatomid saavad vähem tõenäoliselt elektrone. Just need ained (eriti grafiit ja vesinik) on võimelised eksponeerima taastavad omadused:
2C + MnO 2 = Mn + 2CO,
4H2 + Fe3O4 = 3Fe + 4H2O.
Järgmistes osades uurite mittemetallide ülejäänud keemilisi omadusi, kui tutvute üksikute elementide keemiaga (nagu hapniku ja vesiniku puhul). Seal saate ka teada, kuidas neid aineid hankida.

1. Millised järgmistest ainetest on mittemetallid: Be, C, Ne, Pt, Si, Sn, Se, Cs, Sc, Ar, Ra?
2. Tooge näiteid mittemetallide kohta, mis tavatingimustes on a) gaasid, b) vedelikud, c) tahked ained.
3. Too näiteid a) molekulaarsetest ja b) mittemolekulaarsetest lihtainetest.
4. Tooge kolm näidet keemilistest reaktsioonidest, milles a) kloor ja b) vesinik avaldavad oksüdeerivaid omadusi.
5.Tooge kolm näidet keemilistest reaktsioonidest, mida ei ole lõike tekstis ja mille puhul vesinikul on redutseerivad omadused.
6. Tehke teisendusi:
a) P4P4O10H3PO4; b) H2 NaH H2; c) Cl2 NaClCl2.
Mittemetallide keemilised omadused.

13.4. Põhilised oksiidid

Te juba teate, et kõik aluselised oksiidid on ioonsete sidemetega mittemolekulaarsed tahked ained.
Peamised oksiidid hõlmavad järgmist:
a) leelis- ja leelismuldelementide oksiidid,
b) mõnede teiste elementide oksiidid, mis moodustavad madalama oksüdatsiooniastmega metalle, näiteks CrO, MnO, FeO, Ag 2 O jne.

Need sisaldavad ühe-, topelt- (väga harva kolmekordselt laetud katioone) ja oksiidiioone. Kõige iseloomulikum Keemilised omadused aluselised oksiidid on tingitud just kahekordse laenguga oksiidioonide olemasolust (väga tugevad alusosakesed). Aluseliste oksiidide keemiline aktiivsus sõltub eelkõige nende kristallide ioonsidemete tugevusest.
1) Kõik aluselised oksiidid reageerivad tugevate hapete lahustega (§ 12.5):
Li2O + 2H3O = 2Li + 3H2O, NiO + 2H3O = Ni2 + 3H2O,
Li 2 O + 2HCl p = 2LiCl p + H 2 O, NiO + H 2 SO 4p = NiSO 4p + H 2 O.
Esimesel juhul toimub lisaks reaktsioonile oksooniumioonidega ka reaktsioon veega, kuid kuna selle kiirus on palju väiksem, võib selle tähelepanuta jätta, eriti kuna lõpuks saadakse ikkagi samad produktid.
Nõrga happe lahusega reageerimise võimaluse määrab nii happe tugevus (mida tugevam hape, seda aktiivsem see on) kui ka sideme tugevus oksiidis (mida nõrgem side, seda aktiivsem oksiid).
2) Leelis- ja leelismuldmetallide oksiidid reageerivad veega (§ 11.4):
Li 2 O + H 2 O = 2Li + 2OH BaO + H 2 O = Ba 2 + 2OH
Li 2 O + H 2 O = 2LiOH p, BaO + H 2 O = Ba(OH) 2p.
3) Lisaks reageerivad aluselised oksiidid happeliste oksiididega:
BaO + CO 2 = BaCO 3,
FeO + SO 3 = FeSO 4,
Na2O + N2O5 = 2NaNO3.
Sõltuvalt nende ja teiste oksiidide keemilisest aktiivsusest võivad reaktsioonid toimuda tavatemperatuuril või kuumutamisel.
Mis on selliste reaktsioonide põhjus? Vaatleme BaO ja CO 2 BaCO 3 moodustumise reaktsiooni. Reaktsioon kulgeb spontaanselt ja selle reaktsiooni entroopia väheneb (kahest ainest, tahkest ja gaasilisest, moodustub üks kristalne aine), seetõttu on reaktsioon eksotermiline. Eksotermilistes reaktsioonides on tekkinud sidemete energia suurem kui katkenud sidemete energia, seetõttu on BaCO 3 sidemete energia suurem kui algses BaO ja CO 2 -s. Nii lähteainetes kui ka reaktsiooniproduktides on kahte tüüpi keemilisi sidemeid: ioonseid ja kovalentseid sidemeid. Ioonse sideme energia (võreenergia) BaO-s on veidi suurem kui BaCO 3-s (karbonaadiiooni suurus on suurem kui oksiidioonil), seetõttu on süsteemi O 2 + CO 2 energia suurem kui CO 3 2.

+ K

Teisisõnu, CO 3 2 ioon on stabiilsem kui O 2 ioon ja CO 2 molekul eraldi võetuna. Ja karbonaadiooni suurem stabiilsus (selle madalam siseenergia) on seotud selle iooni laengujaotusega (– 2 e) karbonaadioonis kolme hapnikuaatomi võrra oksiidiooni ühe asemel (vt ka § 13.11).
4) Paljusid aluselisi oksiide saab redutseerida metalliks aktiivsema metalli või mittemetalli redutseerijaga:
MnO + Ca = Mn + CaO (kuumutamisel),
FeO + H 2 = Fe + H 2 O (kuumutamisel).
Selliste reaktsioonide toimumise võimalus ei sõltu mitte ainult redutseerija aktiivsusest, vaid ka sidemete tugevusest algses ja tekkivas oksiidis.
Kindral saamise meetod Peaaegu kõik aluselised oksiidid hõlmavad vastava metalli oksüdeerimist hapnikuga. Sel viisil eemaldatakse naatriumi, kaaliumi ja mõnede teiste väga aktiivsete metallide oksiidid (nendes tingimustes moodustavad nad peroksiide ja keerukamaid ühendeid), samuti kuld, hõbe, plaatina ja muud väga madala aktiivsusega metallid (need metallid ei reageeri hapnikku) ei ole võimalik saada. Aluselisi oksiide võib saada vastavate hüdroksiidide, aga ka mõnede soolade (näiteks karbonaatide) termilisel lagundamisel. Seega saab magneesiumoksiidi saada kõigil kolmel viisil:
2Mg + O 2 = 2MgO,
Mg(OH)2 = MgO + H2O,
MgCO 3 = MgO + CO 2.

1. Koostage reaktsioonivõrrandid:
a) Li 2 O + CO 2 b) Na 2 O + N 2 O 5 c) CaO + SO 3
d) Ag 2 O + HNO 3 e) MnO + HCl f) MgO + H 2 SO 4
2. Koostage võrrandid reaktsioonide jaoks, mis toimuvad järgmiste teisenduste käigus:
a) Mg MgO MgSO 4 b) Na 2 O Na 2 SO 3 NaCl
c) CoO Co CoCl 2 d) Fe Fe 3 O 4 FeO
3. Osa niklist massiga 8,85 g kaltsineeriti hapnikuvoolus nikkel(II)oksiidi saamiseks, seejärel töödeldi vesinikkloriidhappe liiaga. Saadud lahusele lisati naatriumsulfiidi lahust, kuni sade lakkas. Määrake selle sette mass.
Aluseliste oksiidide keemilised omadused.

13.5. Happelised oksiidid

Kõik happeoksiidid on ained, millel on kovalentne side.
Happeliste oksiidide hulka kuuluvad:
a) mittemetalle moodustavate elementide oksiidid,
b) mõningaid metalle moodustavate elementide oksiide, kui nendes oksiidides olevad metallid on kõrgemas oksüdatsiooniastmes, näiteks CrO 3, Mn 2 O 7.
Happeliste oksiidide hulgas on aineid, mis on toatemperatuuril gaasid (näiteks: CO 2, N 2 O 3, SO 2, SeO 2), vedelikud (näiteks Mn 2 O 7) ja tahked ained (näiteks: B 2 O 3, SiO 2, N 2 O 5, P 4 O 6, P 4 O 10, SO 3, I 2 O 5, CrO 3). Enamik happelisi oksiide on molekulaarsed ained (erandiks on B 2 O 3, SiO 2, tahke SO 3, CrO 3 ja mõned teised; on ka P 2 O 5 mittemolekulaarseid modifikatsioone). Kuid mittemolekulaarsed happeoksiidid muutuvad ka gaasilisse olekusse üleminekul molekulaarseks.
Happeoksiididele on iseloomulikud järgmised omadused: Keemilised omadused.
1) Kõik happelised oksiidid reageerivad tugevate alustega nagu tahkete ainetega:
CO 2 + Ca(OH) 2 = CaCO 3 + H 2 O
SiO 2 + 2KOH = K 2 SiO 3 + H 2 O (kuumutamisel),
ja leeliselahustega (§ 12.8):
SO 3 + 2OH = SO 4 2 + H 2 O, N 2 O 5 + 2OH = 2NO 3 + H 2 O,
SO 3 + 2NaOH р = Na 2 SO 4р + H 2 O, N 2 O 5 + 2KOH р = 2KNO 3р + H 2 O.
Tahkete hüdroksiididega reaktsioonide põhjus on sama, mis oksiididega (vt § 13.4).
Kõige aktiivsemad happelised oksiidid (SO 3, CrO 3, N 2 O 5, Cl 2 O 7) võivad reageerida ka lahustumatute (nõrkade) alustega.
2) Happelised oksiidid reageerivad aluseliste oksiididega (§ 13.4):
CO 2 + CaO = CaCO 3
P 4 O 10 + 6FeO = 2Fe 3 (PO 4) 2 (kuumutamisel)
3) Paljud happelised oksiidid reageerivad veega (§11.4).
N 2 O 3 + H 2 O = 2HNO 2 SO 2 + H 2 O = H 2 SO 3 (väävelhappe valemi õigem märge on SO 2. H 2 O
N 2 O 5 + H 2 O = 2HNO 3 SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4
Paljud happeoksiidid võivad olla saanud vastavate lihtainete (C gr, S 8, P 4, P cr, B, Se, kuid mitte N 2 ja mitte halogeenid) oksüdeerimisel hapnikuga (põlemine hapnikus või õhus):
C + O 2 = CO 2,
S 8 + 8O 2 = 8SO 2,
või vastavate hapete lagunemisel:
H 2 SO 4 = SO 3 + H 2 O (tugeva kuumutamisega),
H 2 SiO 3 = SiO 2 + H 2 O (õhu käes kuivatatuna),
H 2 CO 3 = CO 2 + H 2 O (toatemperatuuril lahuses),
H 2 SO 3 = SO 2 + H 2 O (toatemperatuuril lahuses).
Süsi- ja väävelhapete ebastabiilsus võimaldab saada CO 2 ja SO 2 tugevate hapete toimel karbonaatidele Na 2 CO 3 + 2HCl p = 2NaCl p + CO 2 +H 2 O
(reaktsioon toimub nii lahuses kui ka tahke Na 2 CO 3-ga) ja sulfitid
K 2 SO 3tv + H 2 SO 4conc = K 2 SO 4 + SO 2 + H 2 O (kui on palju vett, siis vääveldioksiid gaasina ei eraldu).

Amfoteersed ühendid

Keemia on alati vastandite ühtsus.

Vaata perioodilisustabelit.

Mõned elemendid (peaaegu kõik metallid, millel on oksüdatsiooniaste +1 ja +2) tekivad põhilised oksiidid ja hüdroksiidid. Näiteks moodustab kaalium oksiidi K 2 O ja hüdroksiidi KOH. Neil on põhilised omadused, näiteks koostoime hapetega.

K2O + HCl → KCl + H2O

Mõned elemendid (enamik mittemetalle ja metalle, mille oksüdatsiooniaste on +5, +6, +7) happeline oksiidid ja hüdroksiidid. Happehüdroksiidid on hapnikku sisaldavad happed, neid nimetatakse hüdroksiidideks, kuna nende struktuuris on hüdroksüülrühm, näiteks moodustab väävel happeoksiidi SO 3 ja happehüdroksiidi H 2 SO 4 (väävelhape):

Sellistel ühenditel on happelised omadused, näiteks reageerivad nad alustega:

H2SO4 + 2KOH → K2SO4 + 2H2O

Ja on elemente, mis moodustavad oksiide ja hüdroksiide, millel on nii happelised kui ka aluselised omadused. Seda nähtust nimetatakse amfoteerne . Need oksiidid ja hüdroksiidid keskenduvad selles artiklis. Kõik amfoteersed oksiidid ja hüdroksiidid on vees lahustumatud tahked ained.

Esiteks, kuidas me saame kindlaks teha, kas oksiid või hüdroksiid on amfoteerne? Seal on reegel, veidi meelevaldne, kuid saate seda siiski kasutada:

Amfoteersed hüdroksiidid ja oksiidid moodustuvad oksüdatsiooniastmetes +3 ja +4 metallidest, Näiteks (Al 2 O 3 , Al(Oh) 3 , Fe 2 O 3 , Fe(Oh) 3)

Ja neli erandit:metallidZn , Ole , Pb , Sn moodustavad järgmised oksiidid ja hüdroksiidid:ZnO , Zn ( Oh ) 2 , BeO , Ole ( Oh ) 2 , PbO , Pb ( Oh ) 2 , SnO , Sn ( Oh ) 2 , milles nende oksüdatsiooniaste on +2, kuid vaatamata sellele ilmnevad need ühendid amfoteersed omadused .

Levinumad amfoteersed oksiidid (ja neile vastavad hüdroksiidid): 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.

Amfoteersete ühendite omadusi pole raske meeles pidada: nad interakteeruvad happed ja leelised.

• Hapetega suhtlemisel on kõik lihtne, nendes reaktsioonides käituvad amfoteersed ühendid nagu aluselised:

Al2O3 + 6HCl → 2AlCl3 + 3H2O

ZnO + H 2 SO 4 → ZnSO 4 + H 2 O

BeO + HNO 3 → Be(NO 3 ) 2 + H 2 O

Hüdroksiidid reageerivad samal viisil:

Fe(OH)3 + 3HCl → FeCl3 + 3H2O

Pb(OH)2 + 2HCl → PbCl2 + 2H2O

• Leelistega suhtlemine on veidi keerulisem. Nendes reaktsioonides käituvad amfoteersed ühendid nagu happed ja reaktsiooniproduktid võivad olenevalt tingimustest olla erinevad.

Reaktsioon toimub kas lahuses või võetakse reageerivad ained tahkete ainetena ja sulatatakse.

Aluseliste ühendite koostoime amfoteersete ühenditega ühinemise ajal.

Vaatame tsinkhüdroksiidi näidet. Nagu varem mainitud, interakteeruvad amfoteersed ühendid aluseliste ühenditega ja käituvad nagu happed. Kirjutame tsinkhüdroksiidi Zn (OH) 2 happeks. Happel on vesinik ees, võtame välja: H 2 ZnO 2 . Ja leelise reaktsioon hüdroksiidiga kulgeb nii, nagu oleks see hape. "Happejääk" ZnO 2 2-divalentne:

2K Oh(TV) + H 2 ZnO 2 (tahke) (t, sulandumine) → K 2 ZnO 2 + 2 H 2 O

Saadud ainet K 2 ZnO 2 nimetatakse kaaliummetasinkaadiks (või lihtsalt kaaliumtsinkaadiks). See aine on kaaliumisool ja hüpoteetiline "tsinkhape" H 2 ZnO 2 (selliseid ühendeid pole päris õige nimetada sooladeks, kuid meie enda mugavuse huvides unustame selle). Lihtsalt kirjutage tsinkhüdroksiid nii: H 2 ZnO 2 - pole hea. Kirjutame Zn (OH) 2 nagu tavaliselt, kuid mõtleme (enda mugavuse huvides), et see on "hape":

2KOH (tahke) + Zn (OH) 2 (tahke) (t, sulandumine) → K 2 ZnO 2 + 2H 2 O

Hüdroksiididega, millel on 2 OH-rühma, on kõik sama, mis tsingi puhul:

Be(OH) 2(tv.) + 2NaOH (tv.) (t, fusioon)→ 2H 2O + Na 2 BeO 2 (naatriummetaberüllaat või berüllaat)

Pb(OH) 2 (sol.) + 2NaOH (sol.) (t, fusioon) → 2H 2O + Na 2 PbO 2 (naatriummetaplumbaat või plumbaat)

Kolme OH-rühmaga (Al (OH) 3, Cr (OH) 3, Fe (OH) 3) amfoteersete hüdroksiididega on see veidi erinev.

Vaatame alumiiniumhüdroksiidi näidet: Al (OH) 3, kirjutage see happe kujul: H 3 AlO 3, kuid me ei jäta seda selliseks vormiks, vaid võtame sealt vee välja:

H 3 AlO 3 – H 2 O → HAlO 2 + H 2 O.

See on see "hape" (HAlO 2), millega me töötame:

HAlO 2 + KOH → H 2 O + KAlO 2 (kaaliummetaluminaat või lihtsalt aluminaat)

Kuid alumiiniumhüdroksiidi ei saa kirjutada nii nagu see HAlO 2, me kirjutame seda nagu tavaliselt, kuid me mõtleme siin "hapet":

Al(OH) 3 (lahus.) + KOH (lahust.) (t, fusioon) → 2H 2 O + KAlO 2 (kaaliummetaluminaat)

Sama kehtib ka kroomhüdroksiidi kohta:

Cr(OH)3 → H3CrO3 →HCrO2

Cr(OH) 3(tv.) + KOH (tv.) (t, fusioon) → 2H 2 O + KCrO 2 (kaaliummetakromaat,

KUID MITTE KROMAAT, kromaadid on kroomhappe soolad).

Sama on nelja OH-rühma sisaldavate hüdroksiididega: liigutame vesinikku edasi ja eemaldame vee:

Sn(OH)4 → H4SnO4 → H2SnO3

Pb(OH) 4 → H 4 PbO 4 → H 2 PbO 3

Tuleb meeles pidada, et plii ja tina moodustavad kumbki kaks amfoteerset hüdroksiidi: oksüdatsiooniastmega +2 (Sn (OH) 2, Pb (OH) 2) ja +4 (Sn (OH) 4, Pb (OH) 4 ).

Ja need hüdroksiidid moodustavad erinevaid "sooli":

Oksüdatsiooni olek
Hüdroksiidi valem	Sn(OH)2	Pb(OH)2	Sn(OH)4	Pb(OH)4
Hüdroksiidi kui happe valem	H2SnO2	H2PbO2	H2SnO3	H2PbO3
Sool (kaalium)	K2SnO2	K2PbO2	K2SNO3	K2PbO3
Soola nimi			metastannAT	metablumbAT

Samad põhimõtted nagu tavaliste “soolade” nimetustes, kõrgeimas oksüdatsiooniastmes elemendiks on järelliide AT, vahepealses - IT.

Sellised "soolad" (metakromaadid, metaaluminaadid, metaberülaadid, metatsinkaadid jne) saadakse mitte ainult leeliste ja amfoteersete hüdroksiidide koostoime tulemusena. Need ühendid tekivad alati tugevalt aluselise “maailma” ja amfoteerse (sünteesi käigus) kokkupuutel. See tähendab, et samamoodi nagu amfoteersed hüdroksiidid, reageerivad amfoteersed oksiidid ja metallisoolad, mis moodustavad amfoteersed oksiidid (nõrkade hapete soolad), leelistega. Ja leelise asemel võite võtta tugeva aluselise oksiidi ja leelise moodustava metalli soola (nõrga happe sool).

Koostoimed:

Pidage meeles, et alltoodud reaktsioonid toimuvad fusiooni ajal.

Amfoteerne oksiid tugeva aluselise oksiidiga:

ZnO (tahke) + K 2 O (tahke) (t, sulandumine) → K 2 ZnO 2 (kaaliummetasinkaat või lihtsalt kaaliumtsinkaat)

Amfoteerne oksiid leelisega:

ZnO (tahke) + 2KOH (tahke) (t, sulandumine) → K 2 ZnO 2 + H 2 O

Amfoteerne oksiid nõrga happe soola ja metalliga, mis moodustab leelise:

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

Amfoteerne hüdroksiid tugeva aluselise oksiidiga:

Zn(OH) 2 (tahke) + K 2 O (tahke) (t, sulandumine) → K 2 ZnO 2 + H 2 O

Amfoteerne hüdroksiid leelisega:

Zn (OH) 2 (tahke) + 2KOH (tahke) (t, sulandumine) → K 2 ZnO 2 + 2H 2 O

Amfoteerne hüdroksiid nõrga happe soola ja metalliga, mis moodustab leelise:

Zn (OH) 2 (tahke) + K 2 CO 3 (tahke) (t, sulandumine) → K 2 ZnO 2 + CO 2 + H 2 O

Nõrga happe ja metalli soolad, mis moodustavad tugeva aluselise oksiidiga amfoteerse ühendi:

ZnCO 3 (tahke) + K 2 O (tahke) (t, sulandumine) → K 2 ZnO 2 + CO 2

Nõrga happe ja metalli soolad, mis moodustavad leelisega amfoteerse ühendi:

ZnCO 3 (tahke) + 2KOH (tahke) (t, sulandumine) → K 2 ZnO 2 + CO 2 + H 2 O

Nõrga happe ja metalli soolad, mis moodustavad amfoteerse ühendi nõrga happe soola ja metalliga, mis moodustavad leelise:

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

Allpool on teave amfoteersete hüdroksiidide soolade kohta, ühtse riigieksami kõige levinumad soolad on märgitud punasega.

	Hüdroksiid	Hüdroksiid happena	Happe jääk		Soola nimi
BeO	Ole (OH) 2	H 2 BeO 2	BeO 2 2-	K 2 BeO 2	Metabüllaat (berüllaat)
ZnO	Zn(OH) 2	H 2 ZnO 2	ZnO 2 2-	K 2 ZnO 2	Metasinkaat (tsinkaat)
Al 2 O 3	Al(OH) 3	HAlO 2	AlO 2 —	KAlO 2	Metaaluminaat (aluminaat)
Fe2O3	Fe(OH)3	HFeO2	FeO2 -	KFeO2	Metaferraat (KUID MITTE FERAAT)
	Sn(OH)2	H2SnO2	SnO 2 2-	K2SnO2
	Pb(OH)2	H2PbO2	PbO 2 2-	K2PbO2
SnO2	Sn(OH)4	H2SnO3	SnO 3 2-	K2SNO3	MetastannAT (stannate)
PbO2	Pb(OH)4	H2PbO3	PbO 3 2-	K2PbO3	MetablumAT (plumbat)
Cr2O3	Cr(OH)3	HCrO2	CrO2 -	KCrO2	Metakromaat (KUID MITTE KROMAAT)

Amfoteersete ühendite koostoime ALKALI lahustega (siin ainult leelised).

Ühtse riigieksami puhul nimetatakse seda "alumiiniumhüdroksiidi (tsink, berüllium jne) lahustamiseks leelisega". See on tingitud amfoteersete hüdroksiidide koostises olevate metallide võimest hüdroksiidioonide liia juuresolekul (leeliselises keskkonnas) need ioonid enda külge kinnitada. Moodustub osake, mille keskel on metall (alumiinium, berüllium jne), mis on ümbritsetud hüdroksiidioonidega. See osake muutub hüdroksiidioonide toimel negatiivse laenguga (aniooniks) ja seda iooni hakatakse nimetama hüdroksoaluminaadiks, hüdroksütsinkaadiks, hüdroksoberüllaadiks jne. Lisaks võib protsess kulgeda erineval viisil, metalli võib ümbritseda erineva arvu hüdroksiidioonidega.

Vaatleme kahte juhtumit: kui metall on ümbritsetud neli hüdroksiidi iooni, ja kui see on ümbritsetud kuus hüdroksiidiooni.

Kirjutame üles nende protsesside lühendatud ioonvõrrandi:

Al(OH)3 + OH — → Al(OH)4 —

Saadud iooni nimetatakse tetrahüdroksoaluminaadi iooniks. Eesliide "tetra-" lisatakse, kuna hüdroksiidiooni on neli. Tetrahüdroksüaluminaadi ioonil on laeng -, kuna alumiiniumi laeng on 3+ ja neljal hüdroksiidioonil on laeng 4-, on kogusumma -.

Al(OH)3 + 3OH - → Al(OH)6 3-

Selles reaktsioonis moodustunud iooni nimetatakse heksahüdroksoaluminaadi iooniks. Eesliide "hekso-" lisatakse, kuna hüdroksiidiooni on kuus.

On vaja lisada eesliide, mis näitab hüdroksiidioonide arvu. Sest kui kirjutate lihtsalt "hüdroksüaluminaat", pole selge, millist iooni silmas peate: Al (OH) 4 - või Al (OH) 6 3 -.

Leelise reageerimisel amfoteerse hüdroksiidiga moodustub lahuses sool. Mille katioon on leeliseline katioon ja anioon on kompleksioon, mille moodustumist me varem käsitlesime. Anioon on nurksulud.

Al(OH)3 + KOH → K (kaaliumtetrahüdroksoaluminaat)

Al (OH) 3 + 3KOH → K 3 (kaaliumheksahüdroksoaluminaat)

See, millist soola (heksa- või tetra-) tootena kirjutate, ei oma tähtsust. Isegi ühtse riigieksami vastustes on kirjas: "... K 3 (K moodustamine on lubatud." Peaasi, et mitte unustada, et kõik indeksid on õigesti sisestatud. Jälgige tasusid ja hoidke meeles pidada, et nende summa peab olema võrdne nulliga.

Lisaks amfoteersele hüdroksiidile reageerivad amfoteersed oksiidid leelistega. Toode saab olema sama. Ainult siis, kui kirjutate reaktsiooni järgmiselt:

Al 2 O 3 + NaOH → Na

Al 2 O 3 + NaOH → Na 3

Kuid need reaktsioonid ei võrdu teie jaoks. Vasakusse serva peate lisama vett, kuna interaktsioon toimub lahuses, seal on piisavalt vett ja kõik võrdsustub:

Al2O3 + 2NaOH + 3H2O → 2Na

Al2O3 + 6NaOH + 3H2O → 2Na3

Peale amfoteersete oksiidide ja hüdroksiidide interakteeruvad leeliselahustega mõned eriti aktiivsed metallid, mis moodustavad amfoteerseid ühendeid. Nimelt see: alumiinium, tsink ja berüllium. Tasandamiseks on vett vaja ka vasakul. Ja lisaks on nende protsesside peamine erinevus vesiniku vabanemine:

2Al + 2NaOH + 6H2O → 2Na + 3H 2

2Al + 6NaOH + 6H2O → 2Na3 + 3H2

Allolevas tabelis on toodud amfoteersete ühendite omaduste levinumad näited ühtse riigieksami käigus:

Amfoteerne aine		Soola nimi
Al2O3 Al(OH)3		Naatriumtetrahüdroksüaluminaat	Al(OH) 3 + NaOH → Na Al 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O → 2Na 2Al + 2NaOH + 6H 2 O → 2Na + 3H 2
	Na 3	Naatriumheksahüdroksüaluminaat	Al(OH) 3 + 3NaOH → Na 3 Al 2 O 3 + 6NaOH + 3H 2 O → 2Na 3 2Al + 6NaOH + 6H 2 O → 2Na 3 + 3H 2
Zn(OH)2	K2	Naatriumtetrahüdroksosinkaat	Zn(OH) 2 + 2NaOH → Na 2 ZnO + 2NaOH + H 2 O → Na 2 Zn + 2NaOH + 2H 2 O → Na 2 +H 2
	K 4	Naatriumheksahüdroksotsinkaat	Zn(OH) 2 + 4NaOH → Na 4 ZnO + 4NaOH + H 2 O → Na 4 Zn + 4NaOH + 2H 2 O → Na 4 +H 2
Be(OH)2	Li 2	Liitiumtetrahüdroksoberüllaat	Ole (OH) 2 + 2LiOH → Li 2 BeO + 2LiOH + H 2 O → Li 2 Be + 2LiOH + 2H 2 O → Li 2 +H 2
	Li 4	Liitiumheksahüdroksoberülaat	Ole (OH) 2 + 4LiOH → Li 4 BeO + 4LiOH + H 2 O → Li 4 Be + 4LiOH + 2H 2 O → Li 4 +H 2
Cr2O3 Cr(OH)3		Naatriumtetrahüdroksokromaat	Cr(OH) 3 + NaOH → Na Kr 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O → 2Na
	Na 3	Naatriumheksahüdroksokromaat	Cr(OH) 3 + 3NaOH → Na 3 Kr 2 O 3 + 6NaOH + 3H 2 O → 2Na 3
Fe2O3 Fe(OH)3		Naatriumtetrahüdroksoferraat	Fe(OH) 3 + NaOH → Na Fe 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O → 2Na
	Na 3	Naatriumheksahüdroksoferraat	Fe(OH) 3 + 3NaOH → Na 3 Fe 2 O 3 + 6NaOH + 3H 2 O → 2Na 3

Nendes interaktsioonides saadud soolad reageerivad hapetega, moodustades veel kaks soola (antud happe ja kahe metalli soolad):

2Na 3 + 6H 2 NII 4 → 3Na 2 NII 4 +Al 2 (SO 4 ) 3 +12H 2 O

See on kõik! Ei midagi keerulist. Peaasi, et mitte segadusse ajada, pidage meeles, mis sulamisel moodustub ja mis lahuses. Väga sageli tulevad selle teemaga seotud ülesanded kokku B osad.