Ovu lekciju ćemo posvetiti proučavanju amfoternih oksida i hidroksida. Na njemu ćemo govoriti o tvarima koje imaju amfoterna (dualna) svojstva i značajkama kemijskih reakcija koje se s njima javljaju. Ali prvo ponovimo s čime reagiraju kiseli i bazični oksidi. Nakon što razmotrimo primjere amfoternih oksida i hidroksida.

Predmet: Uvod

Lekcija: Amfoterni oksidi i hidroksidi

Riža. 1. Tvari koje pokazuju amfoterna svojstva

Bazični oksidi reagiraju s kiselim oksidima, a kiseli oksidi s bazama. Ali postoje tvari čiji će oksidi i hidroksidi, ovisno o uvjetima, reagirati i s kiselinama i s bazama. Takva svojstva nazivaju se amfoteran.

Tvari s amfoternim svojstvima prikazane su na slici 1. To su spojevi koje tvore berilij, cink, krom, arsen, aluminij, germanij, olovo, mangan, željezo, kositar.

Primjeri njihovih amfoternih oksida prikazani su u tablici 1.

Razmotrite amfoterna svojstva cinkovih i aluminijevih oksida. Na primjeru njihove interakcije s bazičnim i kiselim oksidima, s kiselinom i alkalijama.

ZnO + Na 2 O → Na 2 ZnO 2 (natrijev cinkat). Cinkov oksid se ponaša kao kiselina.

ZnO + 2NaOH → Na 2 ZnO 2 + H 2 O

3ZnO + P 2 O 5 → Zn 3 (PO 4) 2 (cinkov fosfat)

ZnO + 2HCl → ZnCl 2 + H 2 O

Aluminijev oksid se ponaša slično cinkovom oksidu:

Interakcija s bazičnim oksidima i bazama:

Al 2 O 3 + Na 2 O → 2NaAlO 2 (natrijev metaaluminat). Aluminijev oksid se ponaša kao kiselina.

Al 2 O 3 + 2NaOH → 2NaAlO 2 + H 2 O

Interakcija s kiselim oksidima i kiselinama. Pokazuje svojstva bazičnog oksida.

Al 2 O 3 + P 2 O 5 → 2AlPO 4 (aluminijev fosfat)

Al 2 O 3 + 6HCl → 2AlCl 3 + 3H 2 O

Razmatranje reakcija događa se tijekom zagrijavanja, tijekom fuzije. Ako uzmemo otopine tvari, tada će reakcije ići malo drugačije.

ZnO + 2NaOH + H 2 O → Na 2 (natrijev tetrahidroksocinkat) Al 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O → 2Na (natrijev tetrahidroksoaluminat)

Kao rezultat ovih reakcija dobivaju se soli koje su složene.

Riža. 2. Minerali na bazi aluminijevog oksida

Aluminijev oksid.

Aluminijev oksid izuzetno je česta tvar na Zemlji. Čini osnovu gline, boksita, korunda i drugih minerala. sl.2.

Kao rezultat interakcije ovih tvari sa sumpornom kiselinom, dobiva se cink sulfat ili aluminij sulfat.

ZnO + H 2 SO 4 → ZnSO 4 + H 2 O

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

Reakcije cinkovog i aluminijevog hidroksida s natrijevim oksidom odvijaju se tijekom taljenja, jer su ti hidroksidi čvrsti i ne prelaze u otopine.

Zn (OH) 2 + Na 2 O → Na 2 ZnO 2 + H 2 O sol naziva se natrijev cinkat.

2Al(OH) 3 + Na 2 O → 2NaAlO 2 + 3H 2 O sol naziva se natrijev metaaluminat.

Riža. 3. Aluminijev hidroksid

Reakcije amfoternih baza s alkalijama karakteriziraju njihova kisela svojstva. Te se reakcije mogu izvesti i u fuziji krutih tvari iu otopinama. Ali u ovom slučaju će se dobiti različite tvari, t.j. produkti reakcije ovise o uvjetima reakcije: u talini ili u otopini.

Zn(OH) 2 + 2NaOH krutina. Na2ZnO2 + 2H20

Al(OH)3 + NaOH tv. NaAlO2 + 2H20

Zn (OH) 2 + 2NaOH otopina → Na 2 Al (OH) 3 + NaOH otopina → Na natrijev tetrahidroksoaluminat Al (OH) 3 + 3NaOH otopina → Na 3 natrijev heksahidroksoaluminat.

Ispada da natrijev tetrahidroksoaluminat ili natrijev heksahidroksoaluminat ovisi o tome koliko smo lužine uzeli. U zadnjoj alkalnoj reakciji uzima se puno i nastaje natrijev heksahidroksoaluminat.

Elementi koji tvore amfoterne spojeve mogu i sami pokazivati ​​amfoterna svojstva.

Zn + 2NaOH + 2H 2 O → Na 2 + H 2 (natrijev tetrahidroksocinkat)

2Al + 2NaOH + 6H 2 O → 2Na + 3H 2 ((natrijev tetrahidroksoaluminat)

Zn + H 2 SO 4 (razgrađen) → ZnSO 4 + H 2

2Al + 3H 2 SO 4 (razl.) → Al 2 (SO 4) 3 + 3H 2

Podsjetimo se da su amfoterni hidroksidi netopljive baze. A kada se zagriju, raspadaju se, stvarajući oksid i vodu.

Razlaganje amfoternih baza zagrijavanjem.

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

Zn(OH) 2 ZnO + H 2 O

Sažimanje lekcije.

Naučili ste svojstva amfoternih oksida i hidroksida. Ove tvari imaju amfoterna (dvojna) svojstva. kemijske reakcije koji teku s njima imaju singularnosti. Pogledali ste primjere amfoternih oksida i hidroksida .

1. Rudzitis G.E. Anorganski i organska kemija. 8. razred: udžbenik za obrazovne ustanove: osnovna razina / G. E. Rudzitis, F.G. Feldman.M.: Prosvjeta. 2011. 176 str.: ilustr.

2. Popel P.P. Kemija: 8. razred: udžbenik za opće obrazovne ustanove / P.P. Popel, L.S. Krivlya. -K.: IC "Akademija", 2008.-240 str.: ilustr.

3. Gabrielyan O.S. Kemija. 9. razred Udžbenik. Izdavač: Drofa.: 2001. 224s.

1. Broj 6,10 (str. 130) Rudzitis G.E. Anorganska i organska kemija. 9. razred: udžbenik za obrazovne ustanove: osnovna razina / G. E. Rudzitis, F.G. Feldman.M.: Prosvjeta. 2008 170s.: ilustr.

2. Napišite formulu natrijeva heksahidroksoaluminata. Kako se dobiva ova tvar?

3. Otopini natrijevog hidroksida postupno se dodavala otopina aluminijevog sulfata do suviška. Što ste uočili? Napiši jednadžbe reakcija.

Sljedeći oksidi elemenata su amfoterni glavni podskupine: BeO, A1 2 O 3, Ga 2 O 3, GeO 2, SnO, SnO 2, PbO, Sb 2 O 3, PoO 2. Amfoterni hidroksidi su sljedeći hidroksidi elemenata glavni podskupine: Be (OH) 2, A1 (OH) 3, Sc (OH) 3, Ga (OH) 3, In (OH) 3, Sn (OH) 2, SnO 2 nH 2 O, Pb (OH) 2 , PbO 2 nH 2 O.

Bazičnost oksida i hidroksida elemenata jedne podskupine raste s povećanjem atomskog broja elementa (pri usporedbi oksida i hidroksida elemenata u istom oksidacijskom stanju). Na primjer, N 2 O 3, P 2 O 3, As 2 O 3 su kiseli oksidi, Sb 2 O 3 je amfoterni oksid, Bi 2 O 3 je bazični oksid.

Razmotrimo amfoterna svojstva hidroksida na primjeru spojeva berilija i aluminija.

Aluminijev hidroksid pokazuje amfoterna svojstva, reagira i s bazama i s kiselinama i tvori dvije serije soli:

1) u kojem je element A1 u obliku kationa;

2A1 (OH) 3 + 6HC1 \u003d 2A1C1 3 + 6H 2 O A1 (OH) 3 + 3H + \u003d A1 3+ + 3H 2 O

U ovoj reakciji, A1(OH) 3 djeluje kao baza, tvoreći sol u kojoj je aluminij kation A1 3+;

2) kod kojih je element A1 dio aniona (aluminati).

A1 (OH) 3 + NaOH \u003d NaA1O 2 + 2H 2 O.

U ovoj reakciji A1(OH) 3 djeluje kao kiselina, stvarajući sol u kojoj je aluminij dio AlO 2 - aniona.

Formule otopljenih aluminata napisane su pojednostavljeno, odnoseći se na produkt nastao dehidracijom soli.

U kemijskoj literaturi mogu se naći različite formule spojeva nastalih otapanjem aluminijevog hidroksida u lužini: NaA1O 2 (natrijev metaaluminat), Na tetrahidroksoaluminat natrij. Ove formule nisu u suprotnosti jedna s drugom, jer je njihova razlika povezana s različitim stupnjevima hidratacije ovih spojeva: NaA1O 2 2H 2 O je različit zapis Na. Kada se A1 (OH) 3 otopi u suvišku lužine, nastaje natrijev tetrahidroksoaluminat:

A1 (OH) 3 + NaOH \u003d Na.

Tijekom sinteriranja reagensa nastaje natrijev metaaluminat:

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

Dakle, možemo reći da u vodenim otopinama istovremeno postoje ioni kao što su [A1 (OH) 4] - ili [A1 (OH) 4 (H 2 O) 2] - (za slučaj kada je jednadžba reakcije sastavljena uzimajući u obzir hidratne ljuske), a oznaka A1O 2 je pojednostavljena.

Zbog sposobnosti reakcije s alkalijama, aluminijev hidroksid se u pravilu ne dobiva djelovanjem alkalija na otopine aluminijevih soli, već se koristi otopina amonijaka:

A1 2 (SO 4) 3 + 6 NH 3 H 2 O \u003d 2A1 (OH) 3 + 3(NH4)2SO4.

Među hidroksidima elemenata druge periode, berilijev hidroksid pokazuje amfoterna svojstva (sam berilij pokazuje dijagonalnu sličnost s aluminijem).

S kiselinama:

Be (OH) 2 + 2HC1 \u003d BeC1 2 + 2H 2 O.

Sa bazama:

Be (OH) 2 + 2NaOH \u003d Na 2 (natrijev tetrahidroksoberilat).

U pojednostavljenom obliku (ako Be (OH) 2 predstavimo kao kiselinu H 2 BeO 2)

Be (OH) 2 + 2NaOH (koncentrirano vruće) \u003d Na 2 BeO 2 + 2H 2 O.

berilat Na

Hidroksidi elemenata sekundarnih podskupina, koji odgovaraju najvišim oksidacijskim stanjima, najčešće imaju kisela svojstva: na primjer, Mn 2 O 7 - HMnO 4; CrO 3 - H 2 CrO 4. Za niže okside i hidrokside karakteristična je prevlast glavnih svojstava: CrO - Cr (OH) 2; MnO - Mn (OH) 2; FeO - Fe (OH) 2. Intermedijarni spojevi koji odgovaraju oksidacijskim stanjima +3 i +4 često pokazuju amfoterna svojstva: Cr 2 O 3 - Cr (OH) 3; Fe 2 O 3 - Fe (OH) 3. Taj obrazac ilustriramo na primjeru kromovih spojeva (tablica 9).

Tablica 9 - Ovisnost prirode oksida i njihovih odgovarajućih hidroksida o stupnju oksidacije elementa

Interakcija s kiselinama dovodi do stvaranja soli u kojoj je element krom u obliku kationa:

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

Cr(III) sulfat

Reakcija s bazama dovodi do stvaranja soli, u koji element krom dio je aniona:

Cr (OH) 3 + 3 NaOH \u003d Na 3 + 3 H 2 O.

heksahidroksokromat(III) Na

Cinkov oksid i hidroksid ZnO, Zn(OH) 2 tipično su amfoterni spojevi, Zn(OH) 2 se lako otapa u otopinama kiselina i lužina.

Interakcija s kiselinama dovodi do stvaranja soli u kojoj je element cink u obliku kationa:

Zn(OH) 2 + 2HC1 = ZnCl 2 + 2H 2 O.

Interakcija s bazama dovodi do stvaranja soli u kojoj je element cink u anionu. Pri interakciji s alkalijama u rješenjima nastaju tetrahidroksozinkati, kad se stopi- cinkati:

Zn(OH) 2 + 2NaOH \u003d Na 2.

Ili kod spajanja:

Zn (OH) 2 + 2NaOH \u003d Na 2 ZnO 2 + 2H 2 O.

Cink hidroksid dobiva se slično kao aluminijev hidroksid.

Amfoterni spojevi

Kemija je uvijek jedinstvo suprotnosti.

Pogledajte periodni sustav elemenata.

Neki elementi (gotovo svi metali koji imaju oksidacijska stanja +1 i +2) nastaju glavni oksidi i hidroksidi. Na primjer, kalij tvori oksid K 2 O, a hidroksid KOH. Oni pokazuju osnovna svojstva, kao što je interakcija s kiselinama.

K2O + HCl → KCl + H2O

Neki elementi (većina nemetala i metali s oksidacijskim stupnjem +5, +6, +7) tvore kiselo oksidi i hidroksidi. Kiseli hidroksidi su kiseline koje sadrže kisik, nazivaju se hidroksidi jer u strukturi postoji hidroksilna skupina, na primjer, sumpor tvori kiseli oksid SO 3 i kiseli hidroksid H 2 SO 4 (sumporna kiselina):

Takvi spojevi pokazuju kisela svojstva, na primjer, reagiraju s bazama:

H2SO4 + 2KOH → K2SO4 + 2H2O

A postoje elementi koji tvore takve okside i hidrokside koji pokazuju i kisela i bazična svojstva. Ova pojava se zove amfoteran . Takvi oksidi i hidroksidi bit će u središtu naše pozornosti u ovom članku. Svi amfoterni oksidi i hidroksidi - čvrste tvari, netopljiv u vodi.

Prvo, kako odrediti je li oksid ili hidroksid amfoteran? Postoji pravilo, malo uvjetno, ali ga ipak možete koristiti:

Amfoterne hidrokside i okside tvore metali, u oksidacijskim stanjima +3 i +4, na primjer (Al 2 O 3 , Al(Oh) 3 , Fe 2 O 3 , Fe(Oh) 3)

I četiri iznimke:metaliZn , Biti , Pb , s n tvore sljedeće okside i hidrokside:ZnO , Zn ( Oh ) 2 , BeO , Biti ( Oh ) 2 , PbO , Pb ( Oh ) 2 , SNO , s n ( Oh ) 2 , u kojem pokazuju oksidacijsko stanje +2, ali unatoč tome, ovi spojevi pokazuju amfoterna svojstva .

Najčešći amfoterni oksidi (i njima odgovarajući hidroksidi): ZnO, Zn(OH) 2 , BeO, Be(OH) 2 , PbO, Pb(OH) 2 , SnO, Sn(OH) 2 , Al 2 O 3 , Al (OH)3, Fe2O3, Fe(OH)3, Cr2O3, Cr(OH)3.

Svojstva amfoternih spojeva nije teško zapamtiti: oni u interakciji s kiseline i lužine.

• s interakcijom s kiselinama sve je jednostavno, u tim reakcijama amfoterni spojevi ponašaju se kao bazični:

Al 2 O 3 + 6HCl → 2AlCl 3 + 3H 2 O

ZnO + H 2 SO 4 → ZnSO 4 + H 2 O

BeO + HNO 3 → Be(NO 3 ) 2 + H 2 O

Hidroksidi reagiraju na isti način:

Fe(OH) 3 + 3HCl → FeCl 3 + 3H 2 O

Pb(OH) 2 + 2HCl → PbCl 2 + 2H 2 O

• S interakcijom s alkalijama malo je teže. U tim se reakcijama amfoterni spojevi ponašaju kao kiseline, a produkti reakcije mogu biti različiti, sve ovisi o uvjetima.

Ili se reakcija odvija u otopini ili se reaktanti uzimaju kao krutine i spajaju.

Interakcija bazičnih spojeva s amfoternim spojevima tijekom fuzije.

Uzmimo cink hidroksid kao primjer. Kao što je ranije spomenuto, amfoterni spojevi u interakciji s bazičnim ponašaju se poput kiselina. Dakle, cinkov hidroksid Zn (OH) 2 pišemo kao kiselinu. Kiselina ima vodik ispred, izbacimo ga: H 2 ZnO 2. A reakcija lužine s hidroksidom odvijat će se kao da je kiselina. "Kiselinski ostatak" ZnO 2 2-dvovalentan:

2K Oh(TV) + H 2 ZnO 2 (kruto) (t, fuzija) → K 2 ZnO 2 + 2 H 2 O

Dobivena tvar K 2 ZnO 2 naziva se kalijev metazinkat (ili jednostavno kalijev cinkat). Ova tvar je sol kalija i hipotetske "cinkove kiseline" H 2 ZnO 2 (nije sasvim ispravno takve spojeve nazivati ​​solima, ali zbog vlastite udobnosti zaboravit ćemo na to). Samo se cinkov hidroksid piše ovako: H 2 ZnO 2 nije dobar. Pišemo kao i obično Zn (OH) 2, ali mislimo (radi vlastite udobnosti) da je ovo "kiselina":

2KOH (krutina) + Zn (OH) 2 (krutina) (t, fuzija) → K 2 ZnO 2 + 2H 2 O

S hidroksidima, u kojima postoje 2 OH skupine, sve će biti isto kao i s cinkom:

Be (OH) 2 (krutina.) + 2NaOH (krutina.) (t, fuzija) → 2H 2 O + Na 2 BeO 2 (natrijev metaberilat ili berilat)

Pb (OH) 2 (krutina.) + 2NaOH (krutina.) (t, fuzija) → 2H 2 O + Na 2 PbO 2 (natrijev metaplumbat ili plumbat)

S amfoternim hidroksidima s tri OH skupine (Al (OH) 3, Cr (OH) 3, Fe (OH) 3) malo drugačije.

Uzmimo kao primjer aluminijev hidroksid: Al (OH) 3, napišimo ga u obliku kiseline: H 3 AlO 3, ali ga ne ostavljamo u ovom obliku, već odatle izvadimo vodu:

H 3 AlO 3 - H 2 O → HAlO 2 + H 2 O.

Ovdje radimo s ovom "kiselinom" (HAlO 2):

HAlO 2 + KOH → H 2 O + KAlO 2 (kalijev metaaluminat ili jednostavno aluminat)

Ali aluminijev hidroksid se ne može napisati kao ovaj HAlO 2, mi ga pišemo kao i obično, ali tu mislimo na "kiselinu":

Al (OH) 3 (krutina.) + KOH (krutina.) (t, taljenje) → 2H 2 O + KAlO 2 (kalijev metaaluminat)

Isto vrijedi i za krom hidroksid:

Cr(OH) 3 → H 3 CrO 3 → HCrO 2

Cr (OH) 3 (krutina.) + KOH (krutina.) (t, fuzija) → 2H 2 O + KCrO 2 (kalijev metakromat,

ALI NE KROMAT, kromati su soli kromne kiseline).

S hidroksidima koji sadrže četiri OH skupine, potpuno je isto: dovodimo vodik naprijed i uklanjamo vodu:

Sn(OH) 4 → H 4 SnO 4 → H 2 SnO 3

Pb(OH) 4 → H 4 PbO 4 → H 2 PbO 3

Treba imati na umu da olovo i kositar tvore dva amfoterna hidroksida: sa stupnjem oksidacije +2 (Sn (OH) 2, Pb (OH) 2) i +4 (Sn (OH) 4, Pb (OH) 4 ).

I ti hidroksidi će formirati različite "soli":

Oksidacijsko stanje
Formula hidroksida	Sn(OH)2	Pb (OH) 2	Sn(OH)4	Pb(OH)4
Formula hidroksida kao kiseline	H2SnO2	H2PbO2	H2SnO3	H2PbO3
sol (kalij)	K2SnO2	K 2 PbO 2	K2SnO3	K2PbO3
Ime soli			metastannat	metablumbAT

Isti principi kao u imenima običnih "soli", element u najviši stupanj oksidacija - sufiks AT, u intermedijeru - IT.

Takve "soli" (metakromati, metaaluminati, metaberilati, metacinkati itd.) Dobivaju se ne samo kao rezultat interakcije lužina i amfoternih hidroksida. Ovi spojevi uvijek nastaju kada dođu u dodir jako bazni "svijet" i amfoterni (fuzijom). To jest, baš kao i amfoterni hidroksidi s alkalijama, reagirat će i amfoterni oksidi i metalne soli tvoreći amfoterne okside (soli slabih kiselina). A umjesto lužine, možete uzeti jako bazični oksid i sol metala koji tvori lužinu (sol slabe kiseline).

Interakcije:

Upamtite, dolje navedene reakcije odvijaju se tijekom fuzije.

Amfoterni oksid s jako bazičnim oksidom:

ZnO (krutina) + K 2 O (krutina) (t, fuzija) → K 2 ZnO 2 (kalijev metacinkat ili jednostavno kalijev cinkat)

Amfoterni oksid s alkalijama:

ZnO (krutina) + 2KOH (krutina) (t, fuzija) → K 2 ZnO 2 + H 2 O

Amfoterni oksid sa soli slabe kiseline i metala koji tvori alkalije:

ZnO (krutina) + K 2 CO 3 (krutina) (t, fuzija) → K 2 ZnO 2 + CO 2

Amfoterni hidroksid s jako bazičnim oksidom:

Zn (OH) 2 (krutina) + K 2 O (krutina) (t, fuzija) → K 2 ZnO 2 + H 2 O

Amfoterni hidroksid s alkalijom:

Zn (OH) 2 (krutina) + 2KOH (krutina) (t, fuzija) → K 2 ZnO 2 + 2H 2 O

Amfoterni hidroksid sa soli slabe kiseline i metala koji tvori alkalije:

Zn (OH) 2 (krutina) + K 2 CO 3 (krutina) (t, fuzija) → K 2 ZnO 2 + CO 2 + H 2 O

Soli slabe kiseline i metala koji tvori amfoteran spoj s jako bazičnim oksidom:

ZnCO 3 (krutina) + K 2 O (krutina) (t, fuzija) → K 2 ZnO 2 + CO 2

Soli slabe kiseline i metala koji s alkalijom tvori amfoteran spoj:

ZnCO 3 (krutina) + 2KOH (krutina) (t, fuzija) → K 2 ZnO 2 + CO 2 + H 2 O

Soli slabe kiseline i metala koji tvori amfoteran spoj sa soli slabe kiseline i metala koji tvori alkaliju:

ZnCO 3 (krutina) + K 2 CO 3 (krutina) (t, fuzija) → K 2 ZnO 2 + 2CO 2

Ispod su podaci o solima amfoternih hidroksida, najčešće u ispitu označene su crvenom bojom.

	Hidroksid	Kiselinski hidroksid	kiselinski ostatak		Ime soli
BeO	Be(OH) 2	H 2 BeO 2	BeO 2 2-	K 2 BeO 2	Metaberilat (berilat)
ZnO	Zn(OH) 2	H 2 ZnO 2	ZnO 2 2-	K 2 ZnO 2	Metazinkat (cinkat)
Al 2 O 3	Al(OH) 3	Halo 2	AlO 2 —	KALO 2	metaaluminat (aluminat)
Fe2O3	Fe(OH)3	HFeO 2	FeO 2 -	KFeO 2	Metaferat (ALI NE FERAT)
	Sn(OH)2	H2SnO2	SnO 2 2-	K2SnO2
	Pb(OH)2	H2PbO2	PbO 2 2-	K 2 PbO 2
SnO 2	Sn(OH)4	H2SnO3	SnO 3 2-	K2SnO3	MetastannAT (stanat)
PbO2	Pb(OH)4	H2PbO3	PbO 3 2-	K2PbO3	MetablumbAT (plumbat)
Cr2O3	Cr(OH)3	HCrO 2	CrO2 -	KCrO 2	Metakromat (ALI NE KROMAT)

Međudjelovanje amfoternih spojeva s otopinama lužina (ovdje samo lužina).

U Ujedinjenom državnom ispitu to se naziva "otapanje aluminijevog hidroksida (cink, berilij, itd.) lužine." To je zbog sposobnosti metala u sastavu amfoternih hidroksida u prisutnosti viška hidroksidnih iona (u alkalnom mediju) da vežu te ione na sebe. Formira se čestica s metalom (aluminijem, berilijem itd.) u središtu, koji je okružen hidroksidnim ionima. Ova čestica postaje negativno nabijena (anion) zbog hidroksidnih iona, a taj ion će se zvati hidroksoaluminat, hidroksocinkat, hidroksoberilat itd. Štoviše, proces se može odvijati na različite načine, metal može biti okružen različitim brojem hidroksidnih iona.

Razmotrit ćemo dva slučaja: kada je metal okružen četiri hidroksidna iona, a kada je okružena šest hidroksidnih iona.

Zapišimo skraćeno ionska jednadžba ovi procesi:

Al(OH) 3 + OH - → Al(OH) 4 -

Dobiveni ion naziva se tetrahidroksoaluminatni ion. Prefiks "tetra" je dodan jer postoje četiri hidroksidna iona. Tetrahidroksoaluminatni ion ima - naboj, jer aluminij nosi 3+ naboj, a četiri hidroksidna iona 4-, ukupno ispada -.

Al (OH) 3 + 3OH - → Al (OH) 6 3-

Ion koji nastaje u ovoj reakciji naziva se heksahidroksoaluminatni ion. Prefiks "hekso-" je dodan jer postoji šest hidroksidnih iona.

Potrebno je dodati prefiks koji označava količinu hidroksidnih iona. Jer ako samo napišete "hidroksoaluminat", nije jasno na koji ion mislite: Al (OH) 4 - ili Al (OH) 6 3-.

Kada lužina reagira s amfoternim hidroksidom, u otopini nastaje sol. Kation od kojih je alkalni kation, a anion je složeni ion, čiju smo formaciju razmatrali ranije. Anion je unutra uglate zagrade.

Al (OH) 3 + KOH → K (kalijev tetrahidroksoaluminat)

Al (OH) 3 + 3KOH → K 3 (kalijev heksahidroksoaluminat)

Koju točno (heksa- ili tetra-) sol pišete kao proizvod nije bitno. Čak je iu USE odgovorima napisano: "... K 3 (formiranje K je prihvatljivo". Glavna stvar je ne zaboraviti provjeriti jesu li svi indeksi ispravno pričvršćeni. Pratite optužbe i zadržite imajte na umu da njihov zbroj treba biti jednak nuli.

Osim amfoternih hidroksida, amfoterni oksidi reagiraju s alkalijama. Proizvod će biti isti. Samo ako reakciju napišeš ovako:

Al 2 O 3 + NaOH → Na

Al 2 O 3 + NaOH → Na 3

Ali te se reakcije neće izjednačiti. Potrebno je dodati vodu na lijevu stranu, jer dolazi do interakcije u otopini, tamo ima dovoljno vode i sve će se izjednačiti:

Al 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O → 2Na

Al 2 O 3 + 6NaOH + 3H 2 O → 2Na 3

Osim amfoternih oksida i hidroksida, neki posebno reagiraju s otopinama alkalija. aktivni metali koji tvore amfoterne spojeve. Naime, to su: aluminij, cink i berilij. Za izjednačenje i ljevici je potrebna voda. I, osim toga, glavna razlika između ovih procesa je oslobađanje vodika:

2Al + 2NaOH + 6H 2 O → 2Na + 3H 2

2Al + 6NaOH + 6H 2 O → 2Na 3 + 3H 2

Donja tablica prikazuje najčešće primjere svojstava amfoternih spojeva na ispitu:

Amfoterna tvar		Ime soli
Al2O3 Al(OH)3		Natrijev tetrahidroksoaluminat	Al(OH) 3 + NaOH → Na Al 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O → 2Na 2Al + 2NaOH + 6H 2 O → 2Na + 3H 2
	Na 3	Natrijev heksahidroksoaluminat	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	Natrijev tetrahidroksocinkat	Zn(OH) 2 + 2NaOH → Na 2 ZnO + 2NaOH + H 2 O → Na 2 Zn + 2NaOH + 2H 2 O → Na 2 + H 2
	K4	Natrijev heksahidroksocinkat	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	Litijev tetrahidroksoberilat	Be(OH) 2 + 2LiOH → Li 2 BeO + 2LiOH + H 2 O → Li 2 Be + 2LiOH + 2H 2 O → Li 2 + H 2
	Li 4	Litijev heksahidroksoberilat	Be(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		Natrijev tetrahidroksokromat	Cr(OH) 3 + NaOH → Na Kr 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O → 2Na
	Na 3	Natrijev heksahidroksokromat	Cr(OH) 3 + 3NaOH → Na 3 Kr 2 O 3 + 6NaOH + 3H 2 O → 2Na 3
Fe2O3 Fe(OH)3		Natrijev tetrahidroksoferat	Fe(OH) 3 + NaOH → Na Fe 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O → 2Na
	Na 3	Natrijev heksahidroksoferat	Fe(OH) 3 + 3NaOH → Na 3 Fe 2 O 3 + 6NaOH + 3H 2 O → 2Na 3

Soli dobivene u tim interakcijama reagiraju s kiselinama, tvoreći dvije druge soli (soli dane kiseline i dva metala):

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

To je sve! Ništa komplicirano. Glavna stvar je ne brkati, zapamtiti što nastaje tijekom fuzije, što je u otopini. Vrlo često se pojavljuju zadaci o ovom pitanju B dijelovi.

Prije rasprave o kemijskim svojstvima baza i amfoternih hidroksida, jasno definirajmo što je to?

1) Baze ili bazični hidroksidi uključuju metalne hidrokside u oksidacijskom stanju +1 ili +2, tj. čije se formule pišu ili kao MeOH ili kao Me(OH) 2 . Međutim, postoje iznimke. Dakle, hidroksidi Zn (OH) 2, Be (OH) 2, Pb (OH) 2, Sn (OH) 2 ne pripadaju bazama.

2) U amfoterne hidrokside ubrajaju se metalni hidroksidi u oksidacijskom stupnju +3, +4, a iznimno hidroksidi Zn (OH) 2, Be (OH) 2, Pb (OH) 2, Sn (OH) 2. Metalni hidroksidi u oksidacijskom stanju +4, in USE zadaci ne ispunjavaju, stoga neće biti razmatrani.

Kemijska svojstva baza

Sve baze su podijeljene na:

Podsjetimo se da berilij i magnezij nisu zemnoalkalijski metali.

Osim što su topljive u vodi, lužine također vrlo dobro disociraju u vodenim otopinama, dok netopljive baze imaju nizak stupanj disocijacija.

Ova razlika u topljivosti i sposobnosti disocijacije između alkalija i netopljivih hidroksida dovodi, pak, do primjetnih razlika u njihovim kemijskim svojstvima. Dakle, posebno su lužine kemijski aktivniji spojevi i često su sposobni ući u one reakcije u koje ne stupaju netopljive baze.

Reakcija baza s kiselinama

Alkalije reagiraju s apsolutno svim kiselinama, čak i vrlo slabim i netopljivim. Na primjer:

Netopljive baze reagiraju s gotovo svim topljive kiseline, ne reagiraju s netopivom silicijevom kiselinom:

Treba napomenuti da i jake i slabe baze sa opća formula vrste Me (OH) 2 mogu tvoriti bazične soli s nedostatkom kiseline, na primjer:

Interakcija s kiselim oksidima

Alkalije reagiraju sa svim kiselim oksidima stvarajući soli i često vodu:

Netopljive baze mogu reagirati sa svim oksidima viših kiselina koji odgovaraju stabilnim kiselinama, na primjer, P 2 O 5, SO 3, N 2 O 5, uz stvaranje srednjih soli:

Netopljive baze oblika Me (OH) 2 reagiraju u prisutnosti vode sa ugljični dioksid isključivo uz stvaranje bazičnih soli. Na primjer:

Cu(OH) 2 + CO 2 = (CuOH) 2 CO 3 + H 2 O

Sa silicijevim dioksidom, zbog njegove iznimne inertnosti, samo najviše jake baze- lužine. U tom slučaju nastaju normalne soli. Reakcija se ne odvija s netopljivim bazama. Na primjer:

Interakcija baza s amfoternim oksidima i hidroksidima

Sve lužine reagiraju s amfoternim oksidima i hidroksidima. Ako se reakcija provodi spajanjem amfoternog oksida ili hidroksida s čvrstom alkalijom, takva reakcija dovodi do stvaranja soli bez vodika:

Ako se koriste vodene otopine lužina, nastaju hidroksomleksne soli:

U slučaju aluminija, pod djelovanjem viška koncentrirane lužine, umjesto Na soli nastaje Na3 sol:

Međudjelovanje baza sa solima

Bilo koja baza reagira s bilo kojom soli samo ako su istovremeno ispunjena dva uvjeta:

1) topljivost polaznih spojeva;

2) prisutnost taloga ili plina među produktima reakcije

Na primjer:

Toplinska stabilnost baza

Sve lužine, osim Ca(OH) 2 , otporne su na toplinu i tale se bez raspadanja.

Sve netopljive baze, kao i slabo topljivi Ca (OH) 2, razlažu se zagrijavanjem. Najviša temperatura raspadanja kalcijevog hidroksida je oko 1000 o C:

Netopljivi hidroksidi imaju puno niže temperature razgradnje. Tako se npr. bakrov (II) hidroksid raspada već na temperaturama iznad 70 o C:

Kemijska svojstva amfoternih hidroksida

Interakcija amfoternih hidroksida s kiselinama

Amfoterni hidroksidi reagiraju sa jake kiseline:

Amfoterni metalni hidroksidi u oksidacijskom stanju +3, tj. tipa Me (OH) 3, ne reagiraju s kiselinama kao što su H 2 S, H 2 SO 3 i H 2 CO 3 zbog činjenice da soli koje bi mogle nastati kao rezultat takvih reakcija podliježu ireverzibilnoj hidrolizi na izvorni amfoterni hidroksid i odgovarajuća kiselina:

Međudjelovanje amfoternih hidroksida s kiselinskim oksidima

Amfoterni hidroksidi reagiraju sa viši oksidi, koji odgovaraju stabilnim kiselinama (SO 3, P 2 O 5, N 2 O 5):

Amfoterni metalni hidroksidi u oksidacijskom stanju +3, tj. tipa Me (OH) 3, ne reagiraju s kiselim oksidima SO 2 i CO 2.

Međudjelovanje amfoternih hidroksida s bazama

Od baza, amfoterni hidroksidi reagiraju samo s alkalijama. Međutim, ako se koristi vodena otopina lužine, tada nastaju hidroksokompleksne soli:

A kada se amfoterni hidroksidi stope s krutim alkalijama, dobivaju se njihovi bezvodni analozi:

Međudjelovanje amfoternih hidroksida s bazičnim oksidima

Amfoterni hidroksidi reagiraju kad se stope s oksidima alkalija i zemnoalkalijski metali:

Toplinska razgradnja amfoternih hidroksida

Svi amfoterni hidroksidi su netopljivi u vodi i, kao i svi netopivi hidroksidi, razlažu se zagrijavanjem na odgovarajući oksid i vodu.

Amfoterni metali su jednostavne tvari, koji su strukturno, kemijski i slični metalnoj skupini elemenata. Metali se sami po sebi ne mogu pokazati amfoterna svojstva, za razliku od njihovih spojeva. Na primjer, oksidi i hidroksidi nekih metala imaju dvojaku kemijsku prirodu – u nekim uvjetima se ponašaju kao kiseline, dok u drugima imaju svojstva lužina.

Glavni amfoterni metali su aluminij, cink, krom i željezo. Berilij i stroncij mogu se pripisati istoj skupini elemenata.

amfoteran?

Po prvi put ovo svojstvo je otkriveno dosta davno. A pojam "amfoterni elementi" uveli su u znanost 1814. godine poznati kemičari L. Tenard i J. Gay-Lussac. U tim vremenima kemijski spojevi bilo je uobičajeno podijeliti u skupine koje su odgovarale njihovim glavnim svojstvima tijekom reakcija.

Međutim, skupina oksida i baza imala je dvostruku sposobnost. Pod nekim su se uvjetima takve tvari ponašale kao lužine, dok su se u drugim, naprotiv, ponašale kao kiseline. Tako je rođen pojam "amfoteran". Za takve, ponašanje tijekom kiselinsko-bazne reakcije ovisi o uvjetima njezine provedbe, prirodi uključenih reagensa, kao io svojstvima otapala.

Zanimljivo je da u prirodnim uvjetima amfoterni metali mogu komunicirati i s alkalijama i s kiselinama. Na primjer, tijekom reakcije aluminija s aluminijevim sulfatom nastaje. A kada isti metal reagira s koncentriranom alkalijom, nastaje kompleksna sol.

Amfoterne baze i njihova glavna svojstva

U normalnim uvjetima to su čvrste tvari. Oni su praktički netopljivi u vodi i smatraju se slabim elektrolitima.

Glavna metoda za dobivanje takvih baza je reakcija metalne soli s malom količinom lužine. Reakcija taloženja mora se provoditi polako i pažljivo. Na primjer, pri primanju cinkovog hidroksida, kaustična soda se pažljivo dodaje u kapima u epruvetu s cinkovim kloridom. Svaki put morate nježno protresti posudu kako biste vidjeli bijeli talog metala na dnu posude.

S kiselinama i amfoterne tvari reagiraju kao baze. Na primjer, kada cinkov hidroksid reagira s klorovodična kiselina nastaje cinkov klorid.

Ali tijekom reakcija s bazama, amfoterne baze se ponašaju kao kiseline.

Osim toga, s jakim zagrijavanjem, oni se razgrađuju uz stvaranje odgovarajućeg amfoterni oksid i vodu.

Najčešći amfoterni metali su: kratak opis

Cinkov pripada skupini amfoternih elemenata. I premda su se legure ove tvari naširoko koristile u drevnim civilizacijama, tek su je 1746. godine uspjeli izolirati u čistom obliku.

Čisti metal je prilično lomljiva plavičasta tvar. Cink brzo oksidira na zraku - njegova površina potamni i prekriva se tankim slojem oksida.

U prirodi cink postoji uglavnom u obliku minerala - cincita, smithsonita, kalamita. Najpoznatija tvar je cinkova mješavina koja se sastoji od cinkovog sulfida. Najviše velike naslage ovog minerala nalaze se u Boliviji i Australiji.

Aluminij Danas se smatra najčešćim metalom na planeti. Njegove legure korištene su stoljećima, a 1825. tvar je izolirana u čistom obliku.

Čisti aluminij je lagan metal srebrne boje. Lako se obrađuje i lijeva. Ovaj element ima visoku električnu i toplinsku vodljivost. Osim toga, ovaj metal je otporan na koroziju. Činjenica je da je njegova površina prekrivena tankim, ali vrlo otpornim oksidnim filmom.

Danas se aluminij široko koristi u industriji.