Túto lekciu budeme venovať štúdiu amfotérnych oxidov a hydroxidov. V ňom budeme hovoriť o látkach, ktoré majú amfotérne (dvojité) vlastnosti, a vlastnostiach chemických reakcií, ktoré s nimi prebiehajú. Najprv si však zopakujme, s čím reagujú kyslé a zásadité oxidy. Potom zvážime príklady amfotérnych oxidov a hydroxidov.

Predmet: Úvod

Lekcia: Amfotérne oxidy a hydroxidy

Ryža. 1. Látky vykazujúce amfotérne vlastnosti

Zásadité oxidy reagujú s kyslými oxidmi a kyslé s zásadami. Existujú však látky, ktorých oxidy a hydroxidy budú v závislosti od podmienok reagovať s kyselinami aj zásadami. Takéto vlastnosti sú tzv amfotérny.

Látky s amfotérnymi vlastnosťami sú znázornené na obr.1. Ide o zlúčeniny tvorené berýliom, zinkom, chrómom, arzénom, hliníkom, germániom, olovom, mangánom, železom, cínom.

Príklady ich amfotérnych oxidov sú uvedené v tabuľke 1.

Zvážte amfotérne vlastnosti oxidov zinku a hliníka. Na príklade ich interakcie so zásaditými a kyslými oxidmi, s kyselinou a zásadou.

ZnO + Na 2 O → Na 2 ZnO 2 (zinkačnan sodný). Oxid zinočnatý sa správa ako kyselina.

ZnO + 2NaOH → Na2ZnO2 + H20

3ZnO + P 2 O 5 → Zn 3 (PO 4) 2 (fosfát zinočnatý)

ZnO + 2HCl -> ZnCl2 + H20

Oxid hlinitý sa správa podobne ako oxid zinočnatý:

Interakcia so zásaditými oxidmi a zásadami:

Al 2 O 3 + Na 2 O → 2NaAlO 2 (metahlinitan sodný). Oxid hlinitý sa správa ako kyselina.

Al203 + 2NaOH -> 2NaAl02 + H20

Interakcia s kyslými oxidmi a kyselinami. Ukazuje vlastnosti základného oxidu.

Al 2 O 3 + P 2 O 5 → 2AlPO 4 (fosforečnan hlinitý)

Al203 + 6HCl -> 2AlCl3 + 3H20

Uvažované reakcie sa vyskytujú počas zahrievania, počas fúzie. Ak vezmeme roztoky látok, reakcie budú prebiehať trochu inak.

ZnO + 2NaOH + H 2 O → Na 2 (tetrahydroxozinkát sodný) Al 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O → 2Na (tetrahydroxoaluminát sodný)

V dôsledku týchto reakcií sa získajú soli, ktoré sú komplexné.

Ryža. 2. Minerály na báze oxidu hlinitého

Oxid hlinitý.

Oxid hlinitý je na Zemi mimoriadne rozšírená látka. Tvorí základ hliny, bauxitu, korundu a ďalších minerálov. Obr.2.

V dôsledku interakcie týchto látok s kyselinou sírovou sa získa síran zinočnatý alebo síran hlinitý.

ZnO + H2S04 → ZnS04 + H20

Al203 + 3H2S04 → A12(SO4)3 + 3H20

K reakciám hydroxidov zinku a hliníka s oxidom sodným dochádza pri fúzii, pretože tieto hydroxidy sú tuhé a nevstupujú do roztokov.

Zn (OH) 2 + Na 2 O → Na 2 ZnO 2 + H 2 O soľ sa nazýva zinočnan sodný.

Soľ 2Al(OH) 3 + Na 2 O → 2NaAlO 2 + 3H 2 O sa nazýva metahlinitan sodný.

Ryža. 3. Hydroxid hlinitý

Reakcie amfotérnych zásad s alkáliami charakterizujú ich kyslé vlastnosti. Tieto reakcie sa môžu uskutočňovať ako pri fúzii tuhých látok, tak aj v roztokoch. Ale v tomto prípade sa získajú rôzne látky, t.j. reakčné produkty závisia od reakčných podmienok: v tavenine alebo v roztoku.

Zn(OH)2 + 2NaOH pevná látka. Na2Zn02 + 2H20

Al(OH) 3 + NaOH tv. NaAl02 + 2H20

Roztok Zn (OH) 2 + 2NaOH → roztok Na 2 Al (OH) 3 + NaOH → Natriumtetrahydroxoaluminát Al (OH) 3 + 3NaOH roztok → Na 3 hexahydroxoaluminát sodný.

Ukázalo sa, že tetrahydroxoaluminát sodný alebo hexahydroxoaluminát sodný závisí od toho, koľko alkálií sme vzali. V poslednej alkalickej reakcii sa odoberie veľa a vytvorí sa hexahydroxoaluminát sodný.

Prvky, ktoré tvoria amfotérne zlúčeniny, môžu samotné vykazovať amfotérne vlastnosti.

Zn + 2NaOH + 2H20 → Na2 + H2 (tetrahydroxozinkát sodný)

2Al + 2NaOH + 6H20 → 2Na + 3H2 ((tetrahydroxohlinitan sodný)

Zn + H2SO4 (rozložený) → ZnSO4 + H2

2Al + 3H2S04 (rozdiel) → Al2 (S04)3 + 3H2

Pripomeňme, že amfotérne hydroxidy sú nerozpustné zásady. A pri zahriatí sa rozkladajú, tvoria oxid a vodu.

Rozklad amfotérnych zásad pri zahrievaní.

2Al(OH)3Al203 + 3H20

Zn(OH)2ZnO + H20

Zhrnutie lekcie.

Naučili ste sa vlastnosti amfotérnych oxidov a hydroxidov. Tieto látky majú amfotérne (dvojité) vlastnosti. chemické reakcie tok s nimi má singularity. Pozreli ste sa na príklady amfotérnych oxidov a hydroxidov .

1. Rudzitis G.E. Anorganické a organická chémia. 8. ročník: učebnica pre vzdelávacie inštitúcie: základná úroveň / G. E. Rudzitis, F.G. Feldman.M.: Osvietenie. 2011 176 s.: ill.

2. Popel P.P. Chémia: 8. trieda: učebnica pre všeobecné vzdelávacie inštitúcie / P.P. Popel, L.S. Krivlya. -K.: IC "Akadémia", 2008.-240 s.: chor.

3. Gabrielyan O.S. Chémia. 9. ročník Učebnica. Vydavateľstvo: Drofa.: 2001. 224s.

1. č. 6,10 (s. 130) Rudzitis G.E. Anorganická a organická chémia. 9. ročník: učebnica pre vzdelávacie inštitúcie: základná úroveň / G. E. Rudzitis, F.G. Feldman.M.: Osvietenie. 2008 170.: chor.

2. Napíšte vzorec hexahydroxoaluminátu sodného. Ako sa táto látka získava?

3. K roztoku síranu hlinitého sa v nadbytku postupne pridával roztok hydroxidu sodného. čo si pozoroval? Napíšte reakčné rovnice.

Nasledujúce oxidy prvkov sú amfotérne hlavný podskupiny: BeO, A1 2 O 3, Ga 2 O 3, GeO 2, SnO, SnO 2, PbO, Sb 2 O 3, PoO 2. Amfotérne hydroxidy sú nasledujúce hydroxidy prvkov hlavný podskupiny: 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, Pb02 nH20.

Bázický charakter oxidov a hydroxidov prvkov jednej podskupiny rastie so zvyšujúcim sa atómovým číslom prvku (pri porovnaní oxidov a hydroxidov prvkov v rovnakom oxidačnom stave). Napríklad N 2 O 3, P 2 O 3, As 2 O 3 sú kyslé oxidy, Sb 2 O 3 je amfotérny oxid, Bi 2 O 3 je zásaditý oxid.

Uvažujme o amfotérnych vlastnostiach hydroxidov na príklade zlúčenín berýlia a hliníka.

Hydroxid hlinitý má amfotérne vlastnosti, reaguje so zásadami aj kyselinami a tvorí dve série solí:

1) v ktorom je prvok Al vo forme katiónu;

2A1 (OH) 3 + 6HC1 \u003d 2A1C1 3 + 6H20 A1 (OH) 3 + 3H + \u003d A13+ + 3H20

V tejto reakcii A1(OH)3 funguje ako zásada a tvorí soľ, v ktorej je hliník katiónom A13+;

2), v ktorom prvok A1 je súčasťou aniónu (hlinitany).

A1(OH)3 + NaOH \u003d NaA102 + 2H20.

Pri tejto reakcii A1(OH) 3 pôsobí ako kyselina, pričom tvorí soľ, v ktorej je hliník súčasťou aniónu AlO 2 -.

Vzorce rozpustených hlinitanov sú napísané zjednodušeným spôsobom, odkazujúc na produkt vznikajúci pri dehydratácii soli.

V chemickej literatúre možno nájsť rôzne vzorce zlúčenín vytvorených rozpustením hydroxidu hlinitého v alkálii: NaA102 (metaaluminát sodný), Na tetrahydroxoaluminát sodný. Tieto vzorce si navzájom neodporujú, pretože ich rozdiel je spojený s rôznymi stupňami hydratácie týchto zlúčenín: NaA1O 2 2H 2 O je odlišný záznam Na. Keď sa A1(OH)3 rozpustí v nadbytku alkálie, vytvorí sa tetrahydroxoaluminát sodný:

A1 (OH)3 + NaOH \u003d Na.

Počas spekania činidiel vzniká metahlinitan sodný:

A1(OH)3 + NaOH ==== NaA102 + 2H20.

Môžeme teda povedať, že vo vodných roztokoch sú súčasne také ióny ako [A1 (OH) 4] - alebo [A1 (OH) 4 (H 2 O) 2] - (pre prípad, keď sa reakčná rovnica zostavuje s do úvahy hydrátové obaly) a označenie A1O2 je zjednodušené.

Kvôli schopnosti reagovať s alkáliami sa hydroxid hlinitý spravidla nezískava pôsobením alkálií na roztoky hliníkových solí, ale používa sa roztok amoniaku:

A1 2 (SO 4) 3 + 6 NH 3 H 2 O \u003d 2A1 (OH) 3 + 3(NH4)2S04.

Medzi hydroxidmi prvkov druhého obdobia má hydroxid berýlium amfotérne vlastnosti (samotné berýlium vykazuje diagonálnu podobnosť s hliníkom).

S kyselinami:

Be (OH)2 + 2HC1 \u003d BeCl2 + 2H20.

So základňami:

Be (OH)2 + 2NaOH \u003d Na2 (tetrahydroxoberylát sodný).

V zjednodušenej forme (ak predstavujeme Be (OH) 2 ako kyselinu H 2 BeO 2)

Be (OH)2 + 2NaOH (koncentrovaný horúci) \u003d Na2Be02 + 2H20.

beryllát Na

Hydroxidy prvkov sekundárnych podskupín, zodpovedajúce najvyšším oxidačným stavom, majú najčastejšie kyslé vlastnosti: napríklad Mn 2 O 7 - HMnO 4; CrO3 - H2CrO4. Pre nižšie oxidy a hydroxidy je charakteristická prevaha hlavných vlastností: CrO - Cr (OH) 2; MnO - Mn(OH)2; FeO - Fe (OH) 2. Medziprodukty zodpovedajúce oxidačným stavom +3 a +4 často vykazujú amfotérne vlastnosti: Cr 2 O 3 - Cr (OH) 3; Fe203 - Fe (OH)3. Tento vzor ilustrujeme na príklade zlúčenín chrómu (tabuľka 9).

Tabuľka 9 - Závislosť charakteru oxidov a im zodpovedajúcich hydroxidov od stupňa oxidácie prvku

Interakcia s kyselinami vedie k tvorbe soli, v ktorej je prvok chróm vo forme katiónu:

2Cr(OH)3 + 3H2S04 = Cr2(S04)3 + 6H20.

Cr(III) sulfát

Reakcia so zásadami vedie k tvorbe soli, v ktoré prvok chróm je súčasťou aniónu:

Cr (OH)3 + 3NaOH \u003d Na3 + 3H20.

hexahydroxochromát (III) Na

Oxid a hydroxid zinočnatý ZnO, Zn(OH) 2 sú typicky amfotérne zlúčeniny, Zn(OH) 2 sa ľahko rozpúšťa v kyslých a zásaditých roztokoch.

Interakcia s kyselinami vedie k tvorbe soli, v ktorej je prvok zinok vo forme katiónu:

Zn(OH)2 + 2HC1 = ZnCl2 + 2H20.

Interakcia so zásadami vedie k tvorbe soli, v ktorej je prvok zinku v anióne. Pri interakcii s alkáliami v riešeniach vznikajú tetrahydroxozinkaty, pri tavení- zinky:

Zn(OH)2 + 2NaOH \u003d Na2.

Alebo pri tavení:

Zn(OH)2 + 2NaOH \u003d Na2Zn02 + 2H20.

Hydroxid zinočnatý sa získava podobne ako hydroxid hlinitý.

Amfotérne zlúčeniny

Chémia je vždy jednota protikladov.

Pozrite sa na periodickú tabuľku.

Formujú sa niektoré prvky (takmer všetky kovy s oxidačným stavom +1 a +2). hlavné oxidy a hydroxidy. Napríklad draslík tvorí oxid K20 a hydroxid KOH. Vykazujú základné vlastnosti, ako je interakcia s kyselinami.

K2O + HCl → KCl + H2O

Niektoré prvky (väčšina nekovov a kovov s oxidačným stavom +5, +6, +7) vznikajú kyslý oxidy a hydroxidy. Kyslé hydroxidy sú kyseliny obsahujúce kyslík, nazývajú sa hydroxidy, pretože v štruktúre je hydroxylová skupina, napríklad síra tvorí kyslý oxid SO 3 a kyslý hydroxid H 2 SO 4 (kyselina sírová):

Takéto zlúčeniny vykazujú kyslé vlastnosti, napríklad reagujú so zásadami:

H2SO4 + 2KOH -> K2SO4 + 2H2O

A existujú prvky, ktoré tvoria také oxidy a hydroxidy, ktoré vykazujú kyslé aj zásadité vlastnosti. Tento jav sa nazýva amfotérny . Takéto oxidy a hydroxidy budú stredobodom našej pozornosti v tomto článku. Všetky amfotérne oxidy a hydroxidy - pevné látky, nerozpustný vo vode.

Po prvé, ako zistíte, či je oxid alebo hydroxid amfotérny? Existuje pravidlo, trochu podmienené, ale stále ho môžete použiť:

Amfotérne hydroxidy a oxidy sú tvorené kovmi, v oxidačnom stupni +3 a +4, napríklad (Al 2 O 3 , Al(Oh) 3 , Fe 2 O 3 , Fe(Oh) 3)

A štyri výnimky:kovyZn , Buď , Pb , sn tvoria nasledujúce oxidy a hydroxidy:ZnO , Zn ( Oh ) 2 , BeO , Buď ( Oh ) 2 , PbO , Pb ( Oh ) 2 , SNO , sn ( Oh ) 2 , v ktorom vykazujú oxidačný stav +2, no napriek tomu tieto zlúčeniny vykazujú amfotérne vlastnosti .

Najbežnejšie amfotérne oxidy (a im zodpovedajúce hydroxidy): ZnO, Zn(OH) 2, BeO, Be(OH) 2, PbO, Pb(OH) 2, SnO, Sn(OH) 2, Al 2 O 3, Al (OH)3, Fe203, Fe(OH)3, Cr203, Cr(OH)3.

Vlastnosti amfotérnych zlúčenín nie je ťažké zapamätať: interagujú s nimi kyseliny a zásady.

• pri interakcii s kyselinami je všetko jednoduché, pri týchto reakciách sa amfotérne zlúčeniny správajú ako zásadité:

Al203 + 6HCl -> 2AlCl3 + 3H20

ZnO + H2S04 → ZnS04 + H20

BeO + HN03 -> Be(N03)2 + H20

Hydroxidy reagujú rovnakým spôsobom:

Fe(OH)3 + 3HCl -> FeCl3 + 3H20

Pb(OH)2 + 2HCl -> PbCl2 + 2H20

• Pri interakcii s alkáliami je to trochu ťažšie. Pri týchto reakciách sa amfotérne zlúčeniny správajú ako kyseliny a reakčné produkty môžu byť rôzne, všetko závisí od podmienok.

Buď reakcia prebieha v roztoku, alebo sa reaktanty berú ako pevné látky a tavia sa.

Interakcia základných zlúčenín s amfotérnymi zlúčeninami počas fúzie.

Vezmime si ako príklad hydroxid zinočnatý. Ako už bolo spomenuté, amfotérne zlúčeniny interagujúce so zásaditými zlúčeninami sa správajú ako kyseliny. Hydroxid zinočnatý Zn (OH) 2 teda píšeme ako kyselinu. Kyselina má vpredu vodík, vyberme ho: H 2 ZnO 2. A reakcia alkálie s hydroxidom bude prebiehať, ako keby to bola kyselina. "Kyselý zvyšok" Zn02 2-dvojmocný:

2K Oh(TV) + H 2 ZnO 2 (tuhá látka) (t, fúzia) → K 2 ZnO 2 + 2 H 2 O

Výsledná látka K 2 ZnO 2 sa nazýva metazinkat draselný (alebo jednoducho zinočnan draselný). Táto látka je soľou draslíka a hypotetickou „kyselinou zinočnatou“ H 2 ZnO 2 (nie je úplne správne nazývať takéto zlúčeniny soľami, ale pre naše pohodlie na to zabudneme). Len hydroxid zinočnatý sa píše takto: H 2 ZnO 2 nie je dobrý. Píšeme ako zvyčajne Zn (OH) 2, ale myslíme (pre naše pohodlie), že ide o "kyselinu":

2KOH (tuhá látka) + Zn (OH) 2 (tuhá látka) (t, fúzia) → K2ZnO2 + 2H20

S hydroxidmi, v ktorých sú 2 OH skupiny, bude všetko rovnaké ako so zinkom:

Be (OH) 2 (tuhá látka.) + 2NaOH (tuhá látka.) (t, fúzia) → 2H 2 O + Na2 BeO 2 (metaberylát sodný alebo beryllát)

Pb (OH) 2 (tuhá látka.) + 2NaOH (tuhá látka.) (t, fúzia) → 2H 2 O + Na2 PbO 2 (metaplumbát sodný alebo olovnatý)

Pri amfotérnych hydroxidoch s tromi OH skupinami (Al (OH) 3, Cr (OH) 3, Fe (OH) 3) trochu inak.

Zoberme si ako príklad hydroxid hlinitý: Al (OH) 3, napíšte ho vo forme kyseliny: H 3 AlO 3, ale nenecháme ho v tejto forme, ale odoberieme odtiaľ vodu:

H3A103 - H20 -> HAl02 + H20.

Tu pracujeme s touto „kyselinou“ (HAlO 2):

HAlO 2 + KOH → H 2 O + KAlO 2 (metalaluminát draselný alebo jednoducho hlinitan)

Ale hydroxid hlinitý sa nedá písať takto HAlO 2, zapíšeme ho ako obvykle, ale máme na mysli „kyselinu“:

Al (OH) 3 (tuhá látka.) + KOH (tuhá látka.) (t, fúzia) → 2H 2 O + KAlO 2 (metahlinitan draselný)

To isté platí pre hydroxid chrómový:

Cr(OH)3 → H3Cr03 → HCr02

Cr (OH) 3 (tuhá látka.) + KOH (tuhá látka.) (t, fúzia) → 2H 2 O + KCrO 2 (metachróman draselný,

ALE NIE CHROMÁNY, chrómany sú soli kyseliny chrómovej).

S hydroxidmi obsahujúcimi štyri OH skupiny je to úplne rovnaké: privádzame vodík dopredu a odstraňujeme vodu:

Sn(OH)4 -> H4Sn04 -> H2Sn03

Pb(OH)4 -> H4Pb04 -> H2Pb03

Malo by sa pamätať na to, že olovo a cín tvoria dva amfotérne hydroxidy: s oxidačným stavom +2 (Sn (OH) 2, Pb (OH) 2) a +4 (Sn (OH) 4, Pb (OH) 4 ).

A tieto hydroxidy budú tvoriť rôzne „soli“:

Oxidačný stav
Hydroxidový vzorec	Sn(OH)2	Pb (OH) 2	Sn(OH)4	Pb(OH)4
Vzorec hydroxidu ako kyseliny	H2Sn02	H2PbO2	H2Sn03	H2PbO3
Soľ (draslík)	K2SnO2	K2PbO2	K2SnO3	K2PbO3
Názov soli			metastannat	metablumbAT

Rovnaké princípy ako v názvoch obyčajných "solí", prvok v najvyšší stupeň oxidácia - prípona AT, v medziprodukte - IT.

Takéto "soli" (metachromáty, metahlinitany, metaberyláty, metazinkaty atď.) sa získavajú nielen ako výsledok interakcie alkálií a amfotérnych hydroxidov. Tieto zlúčeniny vznikajú vždy pri kontakte silne zásaditého „sveta“ a amfotérneho (fúziou). To znamená, že rovnako ako amfotérne hydroxidy s alkáliami budú reagovať amfotérne oxidy aj soli kovov tvoriace amfotérne oxidy (soli slabých kyselín). A namiesto zásady si môžete vziať silne zásaditý oxid a soľ kovu, ktorý tvorí zásadu (soľ slabej kyseliny).

Interakcie:

Pamätajte, že nižšie uvedené reakcie prebiehajú počas fúzie.

Amfotérny oxid so silne zásaditým oxidom:

ZnO (tuhá látka) + K 2 O (tuhá látka) (t, fúzia) → K 2 ZnO 2 (metazinekát draselný alebo jednoducho zinok draselný)

Amfotérny oxid s alkáliami:

ZnO (tuhá látka) + 2KOH (tuhá látka) (t, fúzia) → K 2 ZnO 2 + H 2 O

Amfotérny oxid so soľou slabej kyseliny a alkalického kovu:

ZnO (tuhá látka) + K 2 CO 3 (tuhá látka) (t, fúzia) → K 2 ZnO 2 + CO 2

Amfotérny hydroxid so silne zásaditým oxidom:

Zn (OH) 2 (tuhá látka) + K 2 O (tuhá látka) (t, fúzia) → K 2 ZnO 2 + H 2 O

Amfotérny hydroxid s alkáliami:

Zn (OH) 2 (tuhá látka) + 2KOH (tuhá látka) (t, fúzia) → K2ZnO2 + 2H20

Amfotérny hydroxid so soľou slabej kyseliny a alkalického kovu:

Zn (OH) 2 (tuhá látka) + K 2 CO 3 (tuhá látka) (t, fúzia) → K 2 ZnO 2 + CO 2 + H 2 O

Soli slabej kyseliny a kovu, ktorý tvorí amfotérnu zlúčeninu so silne zásaditým oxidom:

ZnCO 3 (tuhá látka) + K 2 O (tuhá látka) (t, fúzia) → K 2 ZnO 2 + CO 2

Soli slabej kyseliny a kovu, ktorý tvorí amfotérnu zlúčeninu s alkáliou:

ZnCO 3 (tuhá látka) + 2KOH (tuhá látka) (t, fúzia) → K 2 ZnO 2 + CO 2 + H 2 O

Soli slabej kyseliny a kovu, ktorý tvorí amfotérnu zlúčeninu so soľou slabej kyseliny a kovom, ktorý tvorí zásadu:

ZnCO 3 (tuhá látka) + K 2 CO 3 (tuhá látka) (t, fúzia) → K 2 ZnO 2 + 2CO 2

Nižšie sú uvedené informácie o soliach amfotérnych hydroxidov, najčastejšie pri skúške sú označené červenou farbou.

	Hydroxid	Kyslý hydroxid	zvyšok kyseliny		Názov soli
BeO	byť (OH) 2	H 2 BeO 2	BeO 2 2-	K 2 BeO 2	Metaberyllát (beryllát)
ZnO	Zn(OH) 2	H 2 ZnO 2	ZnO 2 2-	K 2 ZnO 2	metazinkat (zinkat)
Al 2 O 3	Al(OH) 3	HALO 2	AlO 2 —	KALO 2	Metaaluminát (hlinitan)
Fe203	Fe(OH)3	HFeO2	FeO 2 -	KFeO 2	Metaferát (ALE NIE FERRÁT)
	Sn(OH)2	H2Sn02	SnO 2 2-	K2SnO2
	Pb(OH)2	H2PbO2	PbO 2 2-	K2PbO2
SnO2	Sn(OH)4	H2Sn03	SnO 3 2-	K2SnO3	MetastannAT (ciničitan)
PbO2	Pb(OH)4	H2PbO3	PbO 3 2-	K2PbO3	MetablumbAT (olovnica)
Cr2O3	Cr(OH)3	HCrO2	CrO2 -	KCrO 2	Metachromát (ALE NIE CHROMÁT)

Interakcia amfotérnych zlúčenín s alkalickými roztokmi (tu iba alkálie).

V Jednotnej štátnej skúške sa to nazýva „rozpúšťanie alkálií hydroxidu hlinitého (zinok, berýlium atď.). Je to spôsobené schopnosťou kovov v zložení amfotérnych hydroxidov v prítomnosti nadbytku hydroxidových iónov (v alkalickom prostredí) tieto ióny na seba naviazať. Vytvára sa častica s kovom (hliník, berýlium atď.) v strede, ktorý je obklopený hydroxidovými iónmi. Táto častica sa stáva záporne nabitá (anión) v dôsledku hydroxidových iónov a tento ión sa bude nazývať hydroxoaluminát, hydroxozinkát, hydroxoberylát atď. Navyše proces môže prebiehať rôznymi spôsobmi, kov môže byť obklopený rôznym počtom hydroxidových iónov.

Budeme brať do úvahy dva prípady: keď je kov obklopený štyri hydroxidové ióny a keď je obkľúčený šesť hydroxidových iónov.

Zapíšme si skrátené iónová rovnica tieto procesy:

Al(OH)3 + OH - → Al(OH)4 -

Výsledný ión sa nazýva tetrahydroxoaluminátový ión. Predpona "tetra" sa pridáva, pretože existujú štyri hydroxidové ióny. Tetrahydroxoaluminátový ión má náboj -, pretože hliník nesie náboj 3+ a štyri hydroxidové ióny 4-, celkovo sa ukazuje -.

Al (OH) 3 + 3OH - → Al (OH) 6 3-

Ión vytvorený pri tejto reakcii sa nazýva hexahydroxoaluminátový ión. Predpona "hexo-" je pridaná, pretože existuje šesť hydroxidových iónov.

Je potrebné pridať predponu označujúcu množstvo hydroxidových iónov. Pretože ak napíšete len "hydroxoaluminát", nie je jasné, ktorý ión máte na mysli: Al (OH) 4 - alebo Al (OH) 6 3-.

Keď zásada reaguje s amfotérnym hydroxidom, v roztoku sa tvorí soľ. Katiónom je alkalický katión a aniónom je komplexný ión, o ktorého tvorbe sme uvažovali skôr. Anión je in hranaté zátvorky.

Al (OH) 3 + KOH → K (tetrahydroxoaluminát draselný)

Al (OH) 3 + 3 KOH → K 3 (hexahydroxoaluminát draselný)

Akú presne (hexa- alebo tetra-) soľ napíšete ako produkt je jedno. Aj v odpovediach USE je napísané: „... K 3 (tvorba K je prijateľná). Hlavnou vecou je nezabudnúť sa uistiť, že všetky indexy sú správne pripevnené. Sledujte poplatky a držte sa myslite na to, že ich súčet by sa mal rovnať nule.

Okrem amfotérnych hydroxidov reagujú amfotérne oxidy s alkáliami. Produkt bude rovnaký. Len ak napíšeš reakciu takto:

Al203 + NaOH → Na

Al203 + NaOH → Na3

Ale tieto reakcie sa nevyrovnajú. Je potrebné pridať vodu na ľavú stranu, pretože v roztoku dochádza k interakcii, je tam dostatok vody a všetko sa vyrovná:

Al203 + 2NaOH + 3H20 -> 2Na

Al203 + 6NaOH + 3H20 -> 2Na3

Okrem amfotérnych oxidov a hydroxidov niektoré interagujú najmä s alkalickými roztokmi. aktívne kovy ktoré tvoria amfotérne zlúčeniny. Konkrétne ide o: hliník, zinok a berýlium. Na vyrovnanie potrebuje ľavica aj vodu. Okrem toho je hlavným rozdielom medzi týmito procesmi uvoľňovanie vodíka:

2Al + 2NaOH + 6H20 -> 2Na + 3H 2

2Al + 6NaOH + 6H20 -> 2Na3 + 3H 2

V tabuľke nižšie sú uvedené najbežnejšie príklady vlastností amfotérnych zlúčenín pri skúške:

Amfotérna látka		Názov soli
Al203 Al(OH)3		Tetrahydroxoaluminát sodný	Al(OH) 3 + NaOH → Na Al 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O → 2Na 2Al + 2NaOH + 6H 2 O -> 2Na + 3H 2
	Na 3	Hexahydroxoaluminát sodný	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	Tetrahydroxozinkát sodný	Zn(OH) 2 + 2NaOH -> Na 2 ZnO + 2NaOH + H 2 O → Na 2 Zn + 2NaOH + 2H 2 O → Na 2 + H 2
	K4	Hexahydroxozinkát sodný	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	Tetrahydroxoberylát lítny	byť (OH) 2 + 2LiOH → Li 2 BeO + 2 LiOH + H 2 O → Li 2 Be + 2LiOH + 2H 2 O → Li 2 + H 2
	Li 4	Hexahydroxoberylát lítny	byť (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		Tetrahydroxochromát sodný	Cr(OH) 3 + NaOH → Na Cr 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O → 2Na
	Na 3	Hexahydroxochromát sodný	Cr(OH) 3 + 3NaOH -> Na 3 Cr 2 O 3 + 6NaOH + 3H 2 O → 2Na 3
Fe203 Fe(OH)3		Tetrahydroxoferát sodný	Fe(OH) 3 + NaOH → Na Fe 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O → 2Na
	Na 3	Hexahydroxoželezitan sodný	Fe(OH) 3 + 3NaOH -> Na 3 Fe 2 O 3 + 6NaOH + 3H 2 O → 2Na 3

Soli získané v týchto interakciách reagujú s kyselinami a tvoria dve ďalšie soli (soli danej kyseliny a dvoch kovov):

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

To je všetko! Nič zložité. Hlavnou vecou nie je zamieňať sa, pamätať si, čo sa tvorí počas fúzie, čo je v roztoku. Úlohy k tejto problematike sa často vyskytujú v Bčasti.

Pred diskusiou o chemických vlastnostiach zásad a amfotérnych hydroxidov si jasne definujme, čo to je?

1) Zásady alebo zásadité hydroxidy zahŕňajú hydroxidy kovov v oxidačnom stave +1 alebo +2, t.j. ktorých vzorce sú zapísané buď ako MeOH alebo ako Me(OH)2. Existujú však aj výnimky. Hydroxidy Zn (OH) 2, Be (OH) 2, Pb (OH) 2, Sn (OH) 2 teda nepatria medzi zásady.

2) Medzi amfotérne hydroxidy patria hydroxidy kovov v oxidačnom stave +3, +4 a výnimočne hydroxidy Zn (OH) 2, Be (OH) 2, Pb (OH) 2, Sn (OH) 2. Hydroxidy kovov v oxidačnom stupni +4, in USE priradenia nespĺňajú, preto nebudú brané do úvahy.

Chemické vlastnosti zásad

Všetky základne sú rozdelené na:

Pripomeňme, že berýlium a horčík nie sú kovy alkalických zemín.

Okrem toho, že alkálie sú rozpustné vo vode, veľmi dobre disociujú aj vo vodných roztokoch, zatiaľ čo nerozpustné zásady majú nízky stupeň disociácia.

Tento rozdiel v rozpustnosti a schopnosti disociovať medzi alkáliami a nerozpustnými hydroxidmi vedie k výrazným rozdielom v ich chemických vlastnostiach. Najmä alkálie sú chemicky aktívnejšie zlúčeniny a často sú schopné vstúpiť do reakcií, do ktorých nerozpustné zásady nevstupujú.

Reakcia zásad s kyselinami

Alkálie reagujú úplne so všetkými kyselinami, dokonca aj s veľmi slabými a nerozpustnými. Napríklad:

Nerozpustné zásady reagujú takmer so všetkými rozpustné kyseliny, nereagujú s nerozpustnou kyselinou kremičitou:

Treba poznamenať, že silné aj slabé základy s všeobecný vzorec druhy Me (OH) 2 môžu tvoriť zásadité soli s nedostatkom kyseliny, napríklad:

Interakcia s oxidmi kyselín

Alkálie reagujú so všetkými kyslými oxidmi za vzniku solí a často vody:

Nerozpustné zásady sú schopné reagovať so všetkými vyššími oxidmi kyselín zodpovedajúcimi stabilným kyselinám, napríklad P 2 O 5, SO 3, N 2 O 5, za vzniku stredných solí:

Nerozpustné zásady vo forme Me (OH) 2 reagujú v prítomnosti vody s oxid uhličitý výlučne s tvorbou zásaditých solí. Napríklad:

Cu(OH)2 + C02 = (CuOH)2C03 + H20

S oxidom kremičitým pre jeho výnimočnú inertnosť len najviac silné základy- alkálie. V tomto prípade sa tvoria normálne soli. Reakcia neprebieha s nerozpustnými zásadami. Napríklad:

Interakcia zásad s amfotérnymi oxidmi a hydroxidmi

Všetky alkálie reagujú s amfotérnymi oxidmi a hydroxidmi. Ak sa reakcia uskutočňuje fúziou amfotérneho oxidu alebo hydroxidu s pevnou zásadou, vedie takáto reakcia k tvorbe solí bez vodíka:

Ak sa použijú vodné roztoky alkálií, vytvoria sa hydroxokomplexné soli:

V prípade hliníka sa pôsobením nadbytku koncentrovanej alkálie vytvorí namiesto Na soli soľ Na3:

Interakcia zásad so soľami

Akákoľvek báza reaguje s akoukoľvek soľou iba vtedy, ak sú súčasne splnené dve podmienky:

1) rozpustnosť východiskových zlúčenín;

2) prítomnosť zrazeniny alebo plynu medzi reakčnými produktmi

Napríklad:

Tepelná stabilita podkladov

Všetky alkálie, okrem Ca(OH) 2, sú odolné voči teplu a topia sa bez rozkladu.

Všetky nerozpustné zásady, ako aj slabo rozpustný Ca (OH) 2 sa zahrievaním rozkladajú. Najvyššia teplota rozkladu hydroxidu vápenatého je asi 1000 o C:

Nerozpustné hydroxidy majú oveľa nižšie teploty rozkladu. Takže napríklad hydroxid meďnatý sa rozkladá už pri teplotách nad 70 o C:

Chemické vlastnosti amfotérnych hydroxidov

Interakcia amfotérnych hydroxidov s kyselinami

Amfotérne hydroxidy reagujú s silné kyseliny:

Amfotérne hydroxidy kovov v oxidačnom stave +3, t.j. typu Me (OH) 3, nereagujú s kyselinami, ako sú H 2 S, H 2 SO 3 a H 2 CO 3, pretože soli, ktoré by mohli vzniknúť v dôsledku takýchto reakcií, podliehajú ireverzibilnej hydrolýze na pôvodný amfotérny hydroxid a zodpovedajúca kyselina:

Interakcia amfotérnych hydroxidov s oxidmi kyselín

Amfotérne hydroxidy reagujú s vyššie oxidy, ktoré zodpovedajú stabilným kyselinám (SO 3, P 2 O 5, N 2 O 5):

Amfotérne hydroxidy kovov v oxidačnom stave +3, t.j. typu Me (OH) 3, nereagujú s kyslými oxidmi SO 2 a CO 2.

Interakcia amfotérnych hydroxidov so zásadami

Zo zásad reagujú amfotérne hydroxidy len s alkáliami. Ak sa však použije vodný roztok alkálie, potom vznikajú hydroxokomplexné soli:

A keď sa amfotérne hydroxidy tavia s pevnými zásadami, získajú sa ich bezvodé analógy:

Interakcia amfotérnych hydroxidov so zásaditými oxidmi

Amfotérne hydroxidy reagujú pri fúzii s oxidmi alkálií a kovy alkalických zemín:

Tepelný rozklad amfotérnych hydroxidov

Všetky amfotérne hydroxidy sú nerozpustné vo vode a ako všetky nerozpustné hydroxidy sa pri zahriatí rozkladajú na zodpovedajúci oxid a vodu.

Amfotérne kovy sú jednoduché látky, ktoré sú štruktúrne, chemicky a podobné kovovej skupine prvkov. Kovy samy o sebe nemôžu vystavovať amfotérne vlastnosti, na rozdiel od ich zlúčenín. Napríklad oxidy a hydroxidy niektorých kovov majú dvojakú chemickú povahu – v niektorých podmienkach sa správajú ako kyseliny, zatiaľ čo v iných majú vlastnosti zásad.

Hlavné amfotérne kovy sú hliník, zinok, chróm a železo. Berýlium a stroncium možno priradiť k rovnakej skupine prvkov.

amfotérne?

Prvýkrát bola táto nehnuteľnosť objavená už veľmi dávno. A termín „amfotérne prvky“ zaviedli do vedy v roku 1814 slávni chemici L. Tenard a J. Gay-Lussac. V tých časoch chemické zlúčeniny bolo zvykom deliť sa do skupín, ktoré pri reakciách zodpovedali ich hlavným vlastnostiam.

Skupina oxidov a zásad však mala dvojaké schopnosti. V niektorých podmienkach sa takéto látky správali ako zásady, v iných, naopak, ako kyseliny. Tak sa zrodil pojem „amfoterický“. V takom prípade správanie počas acidobázickej reakcie závisí od podmienok jej realizácie, povahy použitých činidiel a tiež od vlastností rozpúšťadla.

Je zaujímavé, že v prírodných podmienkach môžu amfotérne kovy interagovať s alkáliami aj kyselinami. Napríklad pri reakcii hliníka so síranom hlinitým vzniká. A keď ten istý kov reaguje s koncentrovanou zásadou, vytvorí sa komplexná soľ.

Amfotérne bázy a ich hlavné vlastnosti

Za normálnych podmienok sú to pevné látky. Sú prakticky nerozpustné vo vode a považujú sa za pomerne slabé elektrolyty.

Hlavnou metódou na získanie takýchto zásad je reakcia soli kovu s malým množstvom zásady. Zrážacia reakcia sa musí vykonávať pomaly a opatrne. Napríklad pri prijímaní hydroxidu zinočnatého sa do skúmavky s chloridom zinočnatým opatrne po kvapkách pridáva lúh sodný. Zakaždým, keď je potrebné nádobou jemne potriasť, aby ste videli bielu zrazeninu kovu na dne misky.

S kyselinami a amfotérnymi látkami reagujú ako zásady. Napríklad, keď hydroxid zinočnatý reaguje s kyselina chlorovodíková vzniká chlorid zinočnatý.

Ale počas reakcií so zásadami sa amfotérne zásady správajú ako kyseliny.

Okrem toho sa pri silnom zahrievaní rozkladajú s tvorbou zodpovedajúcich amfotérny oxid a vodou.

Najbežnejšie amfotérne kovy sú: stručný popis

Zinok patrí do skupiny amfotérnych prvkov. A hoci zliatiny tejto látky boli široko používané aj v starovekých civilizáciách, dokázali ju izolovať v čistej forme až v roku 1746.

Čistý kov je pomerne krehká modrastá látka. Zinok na vzduchu rýchlo oxiduje - jeho povrch sa zafarbí a pokryje sa tenkým filmom oxidu.

V prírode sa zinok vyskytuje najmä vo forme minerálov - zincitov, smithsonitov, kalamitov. Najznámejšou látkou je zmes zinku, ktorá pozostáva zo sulfidu zinočnatého. Väčšina veľké vklady tohto minerálu sa nachádzajú v Bolívii a Austrálii.

hliník Dnes je považovaný za najbežnejší kov na planéte. Jeho zliatiny sa používali už mnoho storočí a v roku 1825 bola látka izolovaná v čistej forme.

Čistý hliník je ľahký kov striebornej farby. Ľahko sa obrába a odlieva. Tento prvok má vysokú elektrickú a tepelnú vodivosť. Okrem toho je tento kov odolný voči korózii. Faktom je, že jeho povrch je pokrytý tenkým, ale veľmi odolným oxidovým filmom.

Dnes je hliník široko používaný v priemysle.