Какие органические вещества проявляют амфотерные свойства

Какие органические вещества проявляют амфотерные свойства thumbnail

05-Дек-2014 | комментария 4 | Лолита Окольнова

и их свойства

амфотерные соединения

 Автор статьи — Саид Лутфуллин

Химия – это всегда единство противоположностей.

Посмотрите на периодическую систему.

Некоторые элементы (почти все металлы, проявляющие степени окисления +1 и +2) образуют основные оксиды и гидроксиды. Например, калий образует оксид K2O, и гидроксид KOH. Они проявляют основные свойства, например взаимодействуют с кислотами.

K2O + HCl → KCl + H2O

Некоторые элементы (большинство неметаллов и металлы со степенями окисления +5, +6, +7) образуют кислотные оксиды и гидроксиды. Кислотные гидроксиды – это кислородсодержащие  кислоты, их называют гидроксидами, потому что в строении есть гидроксильная группа, например, сера образует кислотный оксид SO3 и кислотный гидроксид H2SO4 (серную кислоту):

sernaya-kislota

Такие соединения проявляют кислотные свойства, например они реагируют с основаниями:

H2SO4 + 2KOH → K2SO4 + 2H2O

А есть элементы, образующие такие оксиды и гидроксиды, которые проявляют и кислотные, и основные свойства. Это явление называется амфотерностью. Таким оксидам и гидроксидам и будет  приковано наше внимание в этой статье. Все амфотерные оксиды и гидроксиды — твердые вещества, нерастворимые в воде.

Для начала, как определить является ли оксид или гидроксид амфотерным? Есть правило, немного условное, но все-таки пользоваться им можно:

Амфотерные гидроксиды и оксиды образуются металлами, в степенях окисления +3 и +4, например (Al2O3, Al(OH)3, Fe2O3, Fe(OH)3)

И четыре исключения: металлы Zn, Be, Pb, Sn образуют следующие оксиды и гидроксиды: ZnO, Zn(OH)2, BeO, Be(OH)2, PbO, Pb(OH)2, SnO, Sn(OH)2, в которых проявляют степень окисления +2, но не смотря на это, эти соединения проявляют амфотерные свойства.

Наиболее часто встречающиеся амфотерные оксиды (и соответствующие им гидроксиды): ZnO, Zn(OH)2, BeO, Be(OH)2, PbO, Pb(OH)2, SnO, Sn(OH)2, Al2O3, Al(OH)3, Fe2O3, Fe(OH)3, Cr2O3, Cr(OH)3.

Свойства амфотерных соединений запомнить не сложно: они взаимодействуют с кислотами и щелочами.

  • с взаимодействием с кислотами все просто, в этих реакциях амфотерные соединения ведут себя как основные:

Оксиды:

Al2O3 + 6HCl → 2AlCl3 + 3H2O

ZnO + H2SO4 → ZnSO4 + H2O

BeO + HNO3 → Be(NO3)2 + H2O

Точно так же реагируют гидроксиды:

Fe(OH)3 + 3HCl → FeCl3 + 3H2O

Pb(OH)2 + 2HCl → PbCl2 + 2H2O

  • С взаимодействием со щелочами немного сложнее. В этих реакциях амфотерные соединения ведут себя как кислоты, и продукты реакции могут быть различными, все зависит от условий.

Или реакция происходит в растворе, или реагирующие вещества берутся твердые и сплавляются.

  • Взаимодействие основных соединений с амфотерными при сплавлении.

Разберем на примере гидроксида цинка. Как уже говорилось ранее, амфотерные соединения взаимодействуя с основными, ведут себя как кислоты. Вот и запишем гидроксид цинка Zn(OH)2 как кислоту. У кислоты водород спереди, вынесем его: H2ZnO2. И реакция щелочи с гидроксидом будет протекать как будто он – кислота. «Кислотный остаток» ZnO22- двухвалентный:

2KOH(тв.) + H2ZnO2(тв.) (t,сплавление)→ K2ZnO2 + 2H2O

Полученное вещество K2ZnO2 называется метацинкат калия (или просто цинкат калия). Это вещество – соль калия и гипотетической «цинковой кислоты» H2ZnO2 (солями такие соединения называть не совсем правильно, но для собственного удобства мы про это забудем). Только гидроксид цинка записывать вот так: H2ZnO2 – нехорошо. Пишем как обычно Zn(OH)2, но подразумеваем (для собственного удобства), что это «кислота»:

2KOH(тв.) + Zn(OH)2(тв.) (t,сплавление)→ K2ZnO2 + 2H2O

С гидроксидами, в которых 2 группы ОН, все будет так же как и с цинком:

Be(OH)2(тв.) + 2NaOH(тв.) (t,сплавление)→ 2H2O + Na2BeO2 (метабериллат натрия, или бериллат)

Pb(OH)2(тв.) + 2NaOH(тв.) (t,сплавление)→ 2H2O + Na2PbO2 (метаплюмбат натрия, или плюмбат)

С амфотерными гидроксидов с тремя группами OH (Al(OH)3, Cr(OH)3, Fe(OH)3) немного иначе.

Разберем на примере гидроксида алюминия: Al(OH)3, запишем в виде кислоты: H3AlO3, но в таком виде не оставляем, а выносим оттуда воду:

H3AlO3 – H2O → HAlO2 + H2O.

Вот с этой «кислотой» (HAlO2) мы и работаем:

HAlO2 + KOH → H2O + KAlO2 (метаалюминат калия, или просто алюминат)

Но гидроксид алюминия вот так HAlO2 записывать нельзя, записываем как обычно, но подразумеваем там «кислоту»:

Al(OH)3(тв.) + KOH(тв.) (t,сплавление)→ 2H2O + KAlO2(метаалюминат калия)

То же самое и с гидроксидом хрома:

Cr(OH)3 → H3CrO3 → HCrO2

Cr(OH)3(тв.) + KOH(тв.) (t,сплавление)→ 2H2O + KCrO2(метахромат калия,

НО НЕ ХРОМАТ, хроматы – это соли хромовой кислоты).

С гидроксидами содержащими четыре группы ОН точно так же: выносим вперед водород и убираем воду:

Sn(OH)4 → H4SnO4 → H2SnO3

Pb(OH)4 → H4PbO4 → H2PbO3

Следует помнить, что свинец и олово образуют по два амфотерных гидроксида: со степенью окисления +2 (Sn(OH)2, Pb(OH)2), и +4 (Sn(OH)4, Pb(OH)4).

И эти гидроксиды будут образовывать разные «соли»:

Степень окисления

+2

+4

Формула гидроксида

Sn(OH)2

Pb(OH)2

Sn(OH)4

Pb(OH)4

Формула гидроксида в виде кислоты

H2SnO2

H2PbO2

H2SnO3

H2PbO3

Соль (калиевая)

K2SnO2

K2PbO2

K2SnO3

K2PbO3

Название соли

станнИТ

блюмбИТ

метастаннАТ

метаблюмбАТ

Те же принципы, что и в названиях обычных «солей», элемент в высшей степени окисления – суффикс АТ, в промежуточной – ИТ.

Такие «соли» (метахроматы, метаалюминаты, метабериллаты, метацинкаты и т.д.) получаются не только в результате взаимодействия щелочей и амфотерных гидроксидов. Эти соединения всегда образуются, когда соприкасаются сильноосновный «мир» и амфотерный (при сплавлении). То есть точно так же как и амфотерные гидроксиды со щелочами будут реагировать и амфотерные оксиды, и соли металлов, образующих амфотерные оксиды (соли слабых кислот). И вместо щелочи можно взять сильноосновный оксид, и соль металла, образующего щелочь (соль слабой кислоты).

амфотерные соединения

Взаимодействия:

 Запомните, реакции, приведенные ниже, протекают при сплавлении.

  1. Амфотерного оксида с сильноосновным оксидом:

ZnO(тв.) + K2O(тв.) (t,сплавление)→ K2ZnO2 (метацинкат калия, или просто цинкат калия)

  1. Амфотерного оксида со щелочью:

ZnO(тв.) + 2KOH(тв.) (t,сплавление)→ K2ZnO2 + H2O↑

  1. Амфотерного оксида с солью слабой кислоты и металла, образующего щелочь:

ZnO(тв.)+ K2CO3(тв.) (t,сплавление)→ K2ZnO2 + CO2↑

  1. Амфотерного гидроксида с сильноосновным оксидом:

Zn(OH)2(тв.) + K2O(тв.) (t,сплавление)→ K2ZnO2 + H2O↑

  1. Амфотерного гидроксида со щелочью:

Zn(OH)2(тв.) + 2KOH(тв.) (t,сплавление)→ K2ZnO2 + 2H2O↑

  1. Амфотерного гидроксида с солью слабой кислоты и металла, образующего щелочь:

Zn(OH)2(тв.) + K2CO3(тв.) (t,сплавление)→ K2ZnO2 + CO2↑ + H2O↑

  1. Соли слабой кислоты и металла, образующего амфотерные соединение с сильноосновным оксидом:

ZnCO3(тв.) + K2O(тв.) (t,сплавление)→ K2ZnO2 + CO2↑

  1. Соли слабой кислоты и металла, образующего амфотерные соединение со щелочью:

ZnCO3(тв.) + 2KOH(тв.) (t,сплавление)→ K2ZnO2 + CO2↑ + H2O↑

  1. Соли слабой кислоты и металла, образующего амфотерные соединение с солью слабой кислоты и металла, образующего щелочь:

ZnCO3(тв.)+ K2CO3(тв.) (t,сплавление)→ K2ZnO2 + 2CO2↑

Ниже представлена информация по солям амфотерных гидроксидов, красным помечены наиболее встречающиеся в ЕГЭ.

Оксид

Гидроксид

Гидроксид в виде кислоты

Кислотный остаток

Соль

Название соли

BeO

Be(OH)2

H2BeO2

BeO22-

K2BeO2

Метабериллат (бериллат)

ZnO

Zn(OH)2

H2ZnO2

ZnO22-

K2ZnO2

Метацинкат (цинкат)

Al2O3

Al(OH)3

HAlO2

AlO2—

KAlO2

Метаалюминат (алюминат)

Fe2O3

Fe(OH)3

HFeO2

FeO2—

KFeO2

Метаферрат (НО НЕ ФЕРРАТ)

SnO

Sn(OH)2

H2SnO2

SnO22-

K2SnO2

СтаннИТ

PbO

Pb(OH)2

H2PbO2

PbO22-

K2PbO2

БлюмбИТ

SnO2

Sn(OH)4

H2SnO3

SnO32-

K2SnO3

МетастаннАТ (станнат)

PbO2

Pb(OH)4

H2PbO3

PbO32-

K2PbO3

МетаблюмбАТ (плюмбат)

Cr2O3

Cr(OH)3

HCrO2

CrO2—

KCrO2

Метахромат (НО НЕ ХРОМАТ)

  • Взаимодействие амфотерных соединений с растворами ЩЕЛОЧЕЙ (здесь только щелочи).

Читайте также:  Какими свойствами должен обладать моторные масла

В ЕГЭ это называют «растворением гидроксида алюминия (цинка, бериллия и т.д.) щелочи». Это обусловлено способностью металлов в составе амфотерных гидроксидов в присутствии избытка гидроксид-ионов (в щелочной среде) присоединять к себе эти ионы. Образуется частица с металлом (алюминием, бериллием и т.д.) в центре, который окружен гидроксид-ионами. Эта частица становится отрицательно-заряженной (анионом) за счет гидроксид-ионов, и называться этот ион будет гидроксоалюминат, гидроксоцинкат, гидроксобериллат и т.д.. Причем процесс может протекать по-разному металл может быть окружен разным числом гидроксид-ионов.

Мы будем рассматривать два случая: когда металл окружен четырьмя гидроксид-ионами, и когда он окружен шестью гидроксид-ионами.

Запишем сокращенное ионное уравнение этих процессов:

Al(OH)3 + OH— → Al(OH)4—

Образовавшийся ион называется Тетрагидроксоалюминат-ион. Приставка «тетра-» прибавляется, потому что гидроксид-иона четыре. Тетрагидроксоалюминат-ион имеет заряд -, так как алюминий несет заряд 3+, а четыре гидроксид-иона 4-, в сумме получается -.

Al(OH)3 + 3OH— → Al(OH)63-

Образовавшийся в этой реакции ион называется гексагидроксоалюминат ион. Приставка «гексо-» прибавляется, потому что гидроксид-иона шесть.

Прибавлять приставку, указывающую на количество гидроксид-ионов обязательно. Потому что если вы напишете просто «гидроксоалюминат», не понятно, какой ион вы имеете в виду: Al(OH)4— или Al(OH)63-.

При взаимодействии щелочи с амфотерным гидроксидом в растворе образуется соль. Катион которой – это катион щелочи, а анион – это сложный ион, образование которого мы рассмотрели ранее. Анион заключается в квадратные скобки.

Al(OH)3 + KOH → K[Al(OH)4] (тетрагидроксоалюминат калия)

Al(OH)3 + 3KOH → K3[Al(OH)6] (гексагидроксоалюминат калия)

Какую именно (гекса- или тетра-) соль вы напишете как продукт – не имеет никакого значения. Даже в ответниках ЕГЭ написано: «…K3[Al(OH)6] (допустимо образование K[Al(OH)4]». Главное не забывайте следить, чтобы все индексы были верно проставлены. Следите за зарядами, и имейте ввиду, что сумма их должна быть равна нулю.

Кроме амфотерных гидроксидов, со щелочами реагируют амфотерные оксиды. Продукт будет тот же. Только вот если вы запишете реакцию вот так:

Al2O3 + NaOH → Na[Al(OH)4]

Al2O3 + NaOH → Na3[Al(OH)6]

Но эти реакции у вас не уравняются. Надо добавить воду в левую часть, взаимодейтсиве ведь происходит в растворе, воды там дотаточно, и все уравняется:

Al2O3 + 2NaOH + 3H2O → 2Na[Al(OH)4]

Al2O3 + 6NaOH + 3H2O → 2Na3[Al(OH)6]

Помимо амфотерных оксидов и гидроксидов, с растворами щелочей взаимодействуют некоторые особо активные металлы, которые образуют амфотерные соединения. А именно это: алюминий, цинк и бериллий. Чтобы уравнялось, слева тоже нужна вода. И, кроме того, главное отличие этих процессов – это выделение водорода:

2Al + 2NaOH + 6H2O → 2Na[Al(OH)4] + 3H2↑

2Al + 6NaOH + 6H2O → 2Na3[Al(OH)6] + 3H2↑

В таблице ниже приведены наиболее распространенные в ЕГЭ примеры свойства амфотерных соединений:

Амфотерное вещество

Соль

Название соли

Реакции

Al

Al2O3

Al(OH)3

Na[Al(OH)4]

Тетрагидроксоалюминат натрия

Al(OH)3 + NaOH → Na[Al(OH)4]

Al2O3 + 2NaOH + 3H2O → 2Na[Al(OH)4]

2Al + 2NaOH + 6H2O → 2Na[Al(OH)4] + 3H2↑

Na3[Al(OH)6]

Гексагидроксоалюминат натрия

Al(OH)3 + 3NaOH → Na3[Al(OH)6]

Al2O3 + 6NaOH + 3H2O → 2Na3[Al(OH)6]

2Al + 6NaOH + 6H2O → 2Na3[Al(OH)6] + 3H2↑

Zn

ZnO

Zn(OH)2

K2[Zn(OH)4]

Тетрагидроксоцинкат натрия

Zn(OH)2 + 2NaOH → Na2[Zn(OH)4]

ZnO + 2NaOH + H2O → Na2[Zn(OH)4]

Zn + 2NaOH + 2H2O → Na2[Zn(OH)4]+ H2↑

K4[Zn(OH)6]

Гексагидроксоцинкат натрия

Zn(OH)2 + 4NaOH → Na4[Zn(OH)6]

ZnO + 4NaOH + H2O → Na4[Zn(OH)6]

Zn + 4NaOH + 2H2O → Na4[Zn(OH)6]+ H2↑

Be

BeO

Be(OH)2

Li2[Be(OH)4]

Тетрагидроксобериллат лития

Be(OH)2 + 2LiOH → Li2[Be(OH)4]

BeO + 2LiOH + H2O → Li2[Be(OH)4]

Be + 2LiOH + 2H2O → Li2[Be(OH)4]+ H2↑

Li4[Be(OH)6]

Гексагидроксобериллат лития

Be(OH)2 + 4LiOH → Li4[Be(OH)6]

BeO + 4LiOH + H2O → Li4[Be(OH)6]

Be + 4LiOH + 2H2O → Li4[Be(OH)6]+ H2↑

Cr2O3

Cr(OH)3

Na[Cr(OH)4]

Тетрагидроксохромат натрия

Cr(OH)3 + NaOH → Na[Cr(OH)4]

Cr2O3 + 2NaOH + 3H2O → 2Na[Cr(OH)4]

Na3[Cr(OH)6]

Гексагидроксохромат натрия

Cr(OH)3 + 3NaOH → Na3[Cr(OH)6]

Cr2O3 + 6NaOH + 3H2O → 2Na3[Cr(OH)6]

Fe2O3

Fe(OH)3

Na[Fe(OH)4]

Тетрагидроксоферрат натрия

Fe(OH)3 + NaOH → Na[Fe(OH)4]

Fe2O3 + 2NaOH + 3H2O → 2Na[Fe(OH)4]

Na3[Fe(OH)6]

Гексагидроксоферрат натрия

Fe(OH)3 + 3NaOH → Na3[Fe(OH)6]

Fe2O3 + 6NaOH + 3H2O → 2Na3[Fe(OH)6]

Полученные в этих взаимодействиях соли реагируют с кислотами, образуя две другие соли (соли данной кислоты и двух металлов):

2Na3[Al(OH)6] + 6H2SO4 → 3Na2SO4 + Al2(SO4)3 + 12H2O

Вот и все! Ничего сложного. Главное не путайте, помните что образуется при сплавлении, что в растворе. Очень часто задания по этому вопросу попадаются в B части.

Обсуждение: “Амфотерные соединения”

(Правила комментирования)

Источник

      Амфотерность (от др.-греч. амфотеро — «двойственный»,
«обоюдный») — способность некоторых соединений проявлять в зависимости от
условий как кислотные, так и основные свойства.

    Понятие амфотерность как характеристика
двойственного поведения вещества было введено в 1814 г. Ж. Гей-Люссаком и Л.
Тенаром
.

    Амфотерными называются
оксиды и гидроксиды, которые проявляют и основные и кислотные свойства в
зависимости от условий.

Наиболее
часто встречающиеся амфотерные оксиды (и соответствующие им гидроксиды):

ZnO,
Zn(OH)2, BeO, Be(OH)2, PbO, Pb(OH)2, SnO,
Sn(OH)2, Al2O3, Al(OH)3, Fe2O3,
Fe(OH)3, Cr2O3, Cr(OH)3

Свойства амфотерных соединений
запомнить не сложно: они взаимодействуют с 

ОСНОВНЫЕ СВОЙСТВА

При взаимодействии с кислотами все просто. Амфотерные соединения ведут себя как основания:

Оксиды:

Al2O3 + 6HCl =
2AlCl3 + 3H2O;

ZnO + H2SO4 = ZnSO4 +
H2O;

BeO + HNO3 = Be(NO3)2 +
H2O

Гидроксиды:

Fe(OH)3 + 3HCl = FeCl3 +
3H2O;

Pb(OH)2 + 2HCl = PbCl2 +
2H2O

   Таким образом, при описании основных свойств записывают хорошо знакомые уравнения реакций обмена.

КИСЛОТНЫЕ СВОЙСТВА

   Сложней для понимания реакция со щелочью. Рассмотрим на примере взаимодействия гидроксида цинка с гидроксидом калия при сплавлении. Амфотерные соединения взаимодействуя с основаниями, ведут себя как кислоты. Вот и запишем гидроксид
цинка Zn(OH)2 как
кислоту. У кислоты водород спереди, вынесем его: H2ZnO2. И реакция щелочи с гидроксидом будет протекать как будто он –
кислота. «Кислотный остаток» ZnO22- двухвалентный:

2KOH(тв.) + H2ZnO2(тв.)    =     K2ZnO2 + 2H2O

     Полученное
вещество K2ZnO2 называется метацинкат калия (или просто
цинкат калия). Это вещество – соль калия и гипотетической «цинковой кислоты» H2ZnO2 (солями такие соединения называть не совсем правильно, но
для собственного удобства мы про это забудем). 

   Гидроксид цинка записывать в виде H2ZnO2 не принято. Пишем как обычно Zn(OH)2,
но подразумеваем (для собственного удобства), что это кислота H2ZnO2:
                                                      

Читайте также:  Какими свойствами обладает молекула днк

2KOH(тв.) + Zn(OH)2(тв.) 
=    K2ZnO2 + 2H2O

     С гидроксидами при сплавлении, в которых
2 группы ОН, все будет так же как и с цинком:

Be(OH)2(тв.) + 2NaOH(тв.)  =Na2BeO2 2H2O   (метабериллат натрия, или бериллат)

Pb(OH)2(тв.) + 2NaOH(тв.) = Na2PbO2 2H2O   (метаплюмбат натрия, или плюмбат)

 С амфотерными гидроксидов с тремя OH– группами  (Al(OH)3, Cr(OH)3, Fe(OH)3) немного
иначе.

    Разберем
на примере гидроксида алюминия: Al(OH)3, запишем в виде кислоты: H3AlO3, но в таком виде не оставляем, а выносим оттуда воду:

H3AlO3 – H2O → HAlO2 + H2O.

Вот с этой «кислотой» (HAlO2) мы и работаем:

HAlO2 + KOH = H2O + KAlO2 
(метаалюминат калия, или просто алюминат)

  Но гидроксид алюминия HAlO2 записывать нельзя, записываем как обычно, но подразумеваем кислоту HAlO2:

      Al(OH)3(тв.) + KOH(тв.) =  2H2O + KAlO2 (метаалюминат калия)

То
же самое и с гидроксидом хрома (при сплавлении):

Cr(OH)3 → H3CrO3 → HCrO2;

Cr(OH)3(тв.) + KOH(тв.)  =  2H2O + KCrO2 
(метахромат калия,

НО НЕ ХРОМАТ, хроматы – это соли
хромовой кислоты).

*С гидроксидами содержащими четыре группы
ОН точно так же: выносим вперед водород и убираем воду:

Sn(OH)4 → H4SnO4 → H2SnO3;

Pb(OH)4 → H4PbO4 → H2PbO3

Следует
помнить, что свинец и олово образуют по два амфотерных гидроксида: со степенью
окисления +2 (
Sn(OH)2, Pb(OH)2), и +4 (Sn(OH)4,Pb(OH)4).

Оксид

Гидроксид

Гидроксид в виде
кислоты

Кислотный остаток

Соль

Название соли

BeO

Be(OH)2

H2BeO2

BeO22-

K2BeO2

Метабериллат (бериллат)

ZnO

Zn(OH)2

H2ZnO2

ZnO22-

K2ZnO2

Метацинкат (цинкат)

Al2O3

Al(OH)3

HAlO2

AlO2—

KAlO2

Метаалюминат (алюминат)

Fe2O3

Fe(OH)3

HFeO2

FeO2—

KFeO2

Метаферрат (НО НЕ ФЕРРАТ)

SnO

Sn(OH)2

H2SnO2

SnO22-

K2SnO2

СтаннИТ

PbO

Pb(OH)2

H2PbO2

PbO22-

K2PbO2

БлюмбИТ

SnO2

Sn(OH)4

H2SnO3

SnO32-

K2SnO3

МетастаннАТ (станнат)

PbO2

Pb(OH)4

H2PbO3

PbO32-

K2PbO3

МетаблюмбАТ (плюмбат)

Cr2O3

Cr(OH)3

HCrO2

CrO2—

KCrO2

Метахромат (НО НЕ ХРОМАТ

  * Выше было рассмотрено взаимодействие амфотерных соединений с твердыми щелочами при сплавлении, т.е. в отсутствии воды. При взаимодействии с растворами щелочей образуются комплексные соединения:

Al(OH)3 + KOH → K[Al(OH)4] 

(тетрагидроксоалюминат калия);

Al(OH)3 + 3KOH → K3[Al(OH)6] 

(гексагидроксоалюминат калия).

    С растворами щелочей реагируют и амфотерные оксиды. Следует обратить внимание, что в уравнении реакции вода записывается, как исходное вещество, т.е. в левой части уравнения:

Al2O3 + 2NaOH + 3H2O → 2Na[Al(OH)4];

Al2O3 + 6NaOH + 3H2O → 2Na3[Al(OH)6].

   Продукты реакций относятся к классу солей и являются растворимыми. Следовательно, при диссоциации распадаются на катион металла и анионы кислотных остатков

[Al(OH)4]- или [Al(OH)6]3-.

   Какой продукт писать, не имеет значения. Главное чтобы все индексы были верно проставлены и сумма всех зарядов равнялась нулю.

 ПЕРЕХОДНЫЕ МЕТАЛЛЫ

    Элементы, образующие амфотерные оксиды и гидроксиды, относятся к металлам. Они как все металлы реагируют с разбавленными кислотами:

                         2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2;

                        Zn + H2SO4 = ZnSO4 + H2

   Наиболее активные металлы, образующие амфотерные оксиды и гидроксиды (алюминий, берилий, цинк), реагируют со щелочами:

2Al + 2NaOH + 6H2O → 2Na[Al(OH)4] + 3H2↑;

2Al + 6NaOH + 6H2O → 2Na3[Al(OH)6] + 3H2

ТРЕНИРУМСЯ!!!

Амфотерные гидроксиды

Амфотерные оксиды

Химические свойства амфотерных гидроксидов

Химические свойства амфотерных оксидов

Источник

Амфотерность

Это определение было введено при изучении общей теоретической химии в области ведущих и кислотных взаимодействий при наступлении определенных условий.

Отмечается влияние смены растворяющего вещества на дуальные характеристики.

Амфотерные свойства

В концепции электролитической диссоциации, когда происходит распадение проводящего вещества на отдельные ионы при сплавлении или растворении, субстанция реагирует по кислотному механизму или основным свойствам. В первом случае отщепляются частицы гидроксония, Н+, во втором варианте отделяются гидроксид-анионы, ОН-. Электролиты получают ионы одновременно из нейтральных молекул и атомов, процесс проходит под совместным действием кислотных и генеральных качеств вещества. В этом случае проводящие смеси имеют название амфолитов.

Гидроксиды элементов и их сцеплений из таблицы Менделеева, которые относятся к амфотерным соединениям:

  • элементы головных подгрупп (алюминий, бериллий, сурьма, галлий, селен, мышьяк);
  • участники дополнительных подвидов (вольфрам, цинк, молибден).

 амфотерные гидроксиды

Чаще всего вещества проявляют одно из взаимодействий, которое изменяет характер при перемене условий. Например, происходят процессы ионизации азотной кислоты, при этом получаются нитрозильные анионы и нитрит-катионы, в качестве амфолита выступает вода.

Амфотерность рассматривается в виде способности проводящего вещества быть донором и акцептировать протоны в рамках протеолитической концепции Бренстеда и Лоури. В этом случае вода проявляет свойства самоионизации в форме обратимой передачи молекул между жидкостями, в результате появляется одинаковое число анионов и катионов.

Амфолитами являются субстанции с содержанием структурных включений органических молекул, которые передают свойственные характеристики разного характера.

Такие вещества представлены пептидами, белками и аминокислотами. Эти группы частично ионизируются при помещении в раствор.

Молекулы и частицы аминокислот имеют равновесные состояния:

  • заряженная (цвиттер-ион);
  • незаряженная форма.

В этих случаях вещество представлено кислотой (воспроизводят катионы) и протоны или работает по основному свойству и акцептирует катионы и протоны.

Характеристики гидроксидов

Способность амфотерного элемента проявляется и в форме взаимодействия с кислотами и основаниями.

Амфотерные свойства

Так ведут себя оксиды, комплексные соединения, гидроксиды и отдельные р-элементы на средней стадии окисления. Для неорганических связей с присутствием гидроксильной группы ОН такое взаимодействие является общей характеристикой.

Традиционная теория об амфотерности гидроксидов в процессе разложения на ионы по основному и кислотному виду не подтверждается. Амфотерное поведение гидроксидов заключается в реакции обмена частицами среды с молекулами, имеющими связь с акцепторным центром. Гидроксиды обладают особенностью выделять соль и по-разному взаимодействовать в кислотной среде и растворе щелочи.

В первом случае они действуют по типу оснований, а вторая среда заставляет проявлять реакцию кислот.

Амфотерность гидроксидов и оксидов проявляется в продуцировании 2 рядов солей. Двойственность свойств используется при проведении качественного анализа и отделения веществ с подобными характеристиками от других элементов. Интервал появления осадка проявляется узким промежутком, поэтому внимание уделяется тщательности регулировки растворной среды.

Номенклатура и химические особенности

На особом положении в ряду амфотерных элементов находится алюминий, он стоит на границе между кислотами и основаниями. Это ведет к его диссоциации по двум типам поведения.

Амфотерные металлы и неметаллы обладают свойствами:

 амфотерные элементы

  • гидроксиды слабо растворяются в водной среде, поэтому не способствуют приобретению водой основных или кислотных характеристик;
  • оксид-гидроксиды имеют особенности, типичные для электроположительных веществ;
  • гидроксиды активных металлических групп чаще проявляют характеристики акцепторов элементарных частиц;
  • по мере перехода к неметаллам свойства переходят от типичных оснований к амфотерным связкам, т. е. вещества выступают донорами протонов;
  • в категории основных гидроксидов с положительными катионами существует ионная спайка, а кислород присоединяется к водороду с помощью ковалентной связи;
  • в группе кислотных оксидов кислород имеет ковалентную связь с положительными электрочастицами, а с водородом соединяется полярной сцепкой ионов.
Читайте также:  Какие из перечисленных свойств характеризуют время как форму бытия

Гидроксиды с двойственными свойствами имеют физические промежуточные характеристики, доказать амфотерность можно на примере взаимодействия комплексных соединений из списка веществ 3 периода таблицы Менделеева.

 как доказать амфотерность

В химии свойства однотипных сульфидов и оксидов, а также гидросульфитов и гидроксидов имеют разную реакцию в пределах отличающихся периодов. Свойство оснований проявляют сульфиды типичных металлов, а кислотные характеристики присутствуют в бинарных соединениях неметаллических субстанций. Различие химического происхождения наблюдается при обменной реакции между действующим веществом и растворителем, а также во взаимодействии сульфидов друг с другом.

Амфотерность гидроксидов металлических элементов объясняется тем, что в воде вещество распадается на отдельные ионы водорода по кислотному виду, а образование гидроксильных ионов проходит по типу основы.

Степени окисления

У некоторых веществ наблюдается несколько ступеней окисления, поэтому амфотерные свойства гидроксидов и оксидов подлежат разной классификации. Вещества с низкими окислительными характеристиками тяготеют к группе оснований, а сам элемент обладает свойствами металла, поскольку содержится в категории катионов. Субстанции с высокой степенью окисления являются участниками кислотных групп и проявляют неметаллические показатели, так как представляют собой анионы.

 амфотерные соединения

Например, у гидроксида и оксида марганца (2) главными являются основные свойства, а сам элемент входит в категорию катионов. У разновидности марганца (Vil) преобладают показатели кислоты, а само вещество относится к анионовой группы (тип МПО4).

Свойства оксидов и гидроксидов проявляются в зависимости от характеристики металла. Для элементов подвида бора (исключается таллий) типичной является 3-я степень перехода заряженных частиц от донора-восстановителя к окислительному акцептору. В результате свойства основания для элемента ослабляются.

При переходе к 3 группе встречаются вещества, которые образуют кислоты и неорганические кислоты. Последние обладают сочетанием химических и физических показателей, характерных для кислот и являются типовыми для многих элементов, за исключением щелочноземельных и щелочных металлов.

Свойства металлов

Рост свойств основного вещества происходит при увеличении радиуса движения ионов. Некоторые субстанции имеют почти одинаковую степень диссоциации с получением ионов, а у других аморфные показатели выражаются слабо.

В соединениях развитие основных свойств происходит медленно. Это объясняется тем, что атомы веществ 3 группы представляют собой аналоги с характерным строением внешней оболочки по типу благородных газов. Другие субстанции отличаются наружным слоем атома в форме электронной оболочки с 10 электронами. В таблице после алюминия наблюдается увеличение радиусов ионов, отмечается диагональное сходство, что ведет к постепенному усилению основных характеристик.

Процессы при диссоциации

В некоторых случаях амфотерные характеристики металлических гидроксидов проявляются не только в водной среде, но под действием кислотного и щелочного раствора. Если в случае с кислотой при продуцировании нейтральных частиц выделяется вода и появляется ион металла (свойство основания), то в щелочной среде не происходит отщепление протона.

Оксиды

При тяготении азота к висмуту степень окисления стабилизируется и усиливаются показатели основного характера. Такие соединительные субстанции выполняют одновременно окислительные и восстановительные функции. Двойственный процесс объясняется ионизацией молекулы воды, которая располагается во внутренней сфере, а протон перемещается к иону ОН.

В этом случае затрудняется определение развитости кислотных и основных показателей вещества, так как оно не имеет в составе подвижного водородного атома.

В результате из бокситов получаются другие элементы, что служит показателем использования химических характеристик при разделении. Метод основывается на применении свойства амфотерности алюминия. К этому же разряду относится выделение магния из воды морей и океанов.

Реакции взаимного действия с расплавами щелочей и кислотами ведут к появлению молекул воды и соли, а в результате степень окисления остается неизменной.

Двойственные показатели

Ионный потенциал вещества увеличивается в результате проявления двойственного механизма при диссоциации амфотерных соединений. Например, Мл (0Н) является неуравновешенным основанием, а Мп (0Н)4 представляет собой амфотерный элемент, который в равной степени проявляет кислотные особенности. НМПО4 переходит в категорию усиленных кислот, при этом снижаются свойства основания.

Химические свойства амфотерных гидроксидов

Щелочная среда используется для восстановления элементов с образованием гидросолей, например, гексагидроксоалюминат натрия. Если судить о тетрагидроксиде титана, то название подчеркивает возможность взаимной реакции с кислотами. Эта же субстанция гидроокиси называется ортокислотой при характеристике ее реагирования в условиях щелочной среды.

Активные металлические соединения образовывают сильнополярные ионные связи, поэтому относятся к группе оснований. Уменьшение динамичности характера вещества изменяется в сторону кислотного реагирования: НМпО, КОН, 5с (ОН)3, Са (ОН)2, НУО3 и другие.

Амфотерные оксиды М2О3 и соответствующие им гидроксиды М (ОН)3 (при этом исключается В2О3) плохо растворяются в водном растворе.

Гидроксиды характеризуются неравномерным изменением двойственных характеристик:

  1. А1 (0Н)3 имеет небольшое показание в области диссоциации, как основание, и представляет собой амфотерный проводящий электролит.
  2. Оа (0Н)3 является дуалистическим гидроксидом с неизменной константой распада, которая характеризует вещество в качестве основания и одновременно кислоты.
  3. Переход от Оа (0Н)3 к Т1 (0Н)3 происходит постепенно, также равномерно изменяется реакция в сторону кислотного взаимодействия в результате увеличения металлизации.

Другие вещества

Соединение гидроксида циркония является малорастворимым в воде и проявляет устойчивость к этой среде. Вещество относится к классу полимеров с положительно заряженными частицами, который содержит периодические цепи, расположенные в клеточном порядке. Материал не реагирует на основания, восстановительных и окислительных агентов.

Амфотерные свойства гидроксида алюминия

В кислых растворах гидроксид циркония переводит анионы С1, НО3, СГО4, 8Ог на ионы ОН. Увеличение температурных показателей почти не сказывается на скорости обмена. В случае с цирконием не происходит образование определенных гидратов, термогравиметрические измерения показывают осадок полимерных частиц с образованием структурного слоя.

Германий находится ближе к группе металлов и образовывает связи, в которых его степень окисления расценивается по 2 категории. Соединения являются менее прочными, по сравнению с контактами германиевого аналога свинцовой группы, и отличаются восстановительными характеристиками. Амфотерный гидроксид с явно выраженными кислотными свойствами соответствует черному оксиду германия, молекулы которого не растворяются в жидкости. Последний носит название германистой кислоты, а его осадочные соли — германитов.

Если элемент в зависимости от условий образовывает несколько различающихся по составу оснований, то наиболее сильным признается то, которое отличается низкой окислительной степенью.

Качества основания в таких веществах выражаются ярко. Сильной является кислота, анионы которой содержат множество кислородных атомов в случае появления у элемента нескольких кислотосодержащих соединений.

Источник