Какие органические вещества проявляют амфотерные свойства
05-Дек-2014 | комментария 4 | Лолита Окольнова
и их свойства
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):
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 |
|
|
|
|
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).
Взаимодействия:
Запомните, реакции, приведенные ниже, протекают при сплавлении.
Амфотерного оксида с сильноосновным оксидом:
ZnO(тв.) + K2O(тв.) (t,сплавление)→ K2ZnO2 (метацинкат калия, или просто цинкат калия)
Амфотерного оксида со щелочью:
ZnO(тв.) + 2KOH(тв.) (t,сплавление)→ K2ZnO2 + H2O↑
Амфотерного оксида с солью слабой кислоты и металла, образующего щелочь:
ZnO(тв.)+ K2CO3(тв.) (t,сплавление)→ K2ZnO2 + CO2↑
Амфотерного гидроксида с сильноосновным оксидом:
Zn(OH)2(тв.) + K2O(тв.) (t,сплавление)→ K2ZnO2 + H2O↑
Амфотерного гидроксида со щелочью:
Zn(OH)2(тв.) + 2KOH(тв.) (t,сплавление)→ K2ZnO2 + 2H2O↑
Амфотерного гидроксида с солью слабой кислоты и металла, образующего щелочь:
Zn(OH)2(тв.) + K2CO3(тв.) (t,сплавление)→ K2ZnO2 + CO2↑ + H2O↑
Соли слабой кислоты и металла, образующего амфотерные соединение с сильноосновным оксидом:
ZnCO3(тв.) + K2O(тв.) (t,сплавление)→ K2ZnO2 + CO2↑
Соли слабой кислоты и металла, образующего амфотерные соединение со щелочью:
ZnCO3(тв.) + 2KOH(тв.) (t,сплавление)→ K2ZnO2 + CO2↑ + H2O↑
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).
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:
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 | 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
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).
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.
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:
- 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.
Гидроксиды с двойственными свойствами имеют физические промежуточные характеристики, доказать амфотерность можно на примере взаимодействия комплексных соединений из списка веществ 3 периода таблицы Менделеева.
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.
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.
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.
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.
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:
- А1 (0Н)3 имеет небольшое показание в области диссоциации, как основание, и представляет собой амфотерный проводящий электролит.
- Оа (0Н)3 является дуалистическим гидроксидом с неизменной константой распада, которая характеризует вещество в качестве основания и одновременно кислоты.
- 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.
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