Амфотерните метали са прости вещества, които са структурно, химически и подобни на металната група елементи. Самите метали не могат да проявяват амфотерни свойства, за разлика от техните съединения. Например оксидите и хидроксидите на някои метали имат двойна химическа природа - при едни условия те се държат като киселини, докато при други имат свойствата на основи.

Основните амфотерни метали са алуминий, цинк, хром и желязо. Берилий и стронций могат да бъдат приписани на една и съща група елементи.

амфотерни?

За първи път това свойство е открито доста отдавна. А терминът "амфотерни елементи" е въведен в науката през 1814 г. от известните химици L. Tenard и J. Gay-Lussac. В онези дни е било обичайно химичните съединения да се разделят на групи, които съответстват на техните основни свойства по време на реакции.

Въпреки това, групата от оксиди и основи имаше двойни способности. При някои условия такива вещества се държат като алкали, докато при други, напротив, действат като киселини. Така се ражда терминът "амфотерен". За тях поведението по време на киселинно-алкалната реакция зависи от условията на нейното провеждане, естеството на включените реагенти, а също и от свойствата на разтворителя.

Интересното е, че при естествени условия амфотерните метали могат да взаимодействат както с основи, така и с киселини. Например, по време на реакцията на алуминий с алуминиев сулфат се образува. И когато същият метал реагира с концентрирана основа, се образува сложна сол.

Амфотерни основи и техните основни свойства

При нормални условия това са твърди вещества. Те са практически неразтворими във вода и се считат за доста слаби електролити.

Основният метод за получаване на такива основи е реакцията на метална сол с малко количество алкали. Реакцията на утаяване трябва да се извършва бавно и внимателно. Например, при получаване на цинков хидроксид, сода каустик се добавя внимателно на капки в епруветка с цинков хлорид. Всеки път, когато трябва внимателно да разклатите контейнера, за да видите бялата утайка от метал на дъното на съда.

С киселини и амфотерни вещества реагират като основи. Например реакцията на цинков хидроксид със солна киселина произвежда цинков хлорид.

Но по време на реакции с основи, амфотерните основи се държат като киселини.

Освен това при силно нагряване те се разлагат, за да образуват съответния амфотерен оксид и вода.

Най-често срещаните амфотерни метали: кратко описание

Цинкпринадлежи към групата на амфотерните елементи. И въпреки че сплавите на това вещество са били широко използвани в древните цивилизации, едва през 1746 г. те успяват да го изолират в чист вид.

Чистият метал е доста крехко синкаво вещество. Цинкът бързо се окислява във въздуха - повърхността му потъмнява и се покрива с тънък слой от оксид.

В природата цинкът съществува предимно под формата на минерали - цинкити, смитсонити, каламити. Най-известното вещество е цинковата смес, която се състои от цинков сулфид. Най-големите находища на този минерал са в Боливия и Австралия.

АлуминийДнес той се счита за най-разпространения метал на планетата. Неговите сплави се използват в продължение на много векове, а през 1825 г. веществото е изолирано в чист вид.

Чистият алуминий е лек метал със сребрист цвят. Лесно се обработва и лее. Този елемент има висока електрическа и топлопроводимост. В допълнение, този метал е устойчив на корозия. Факт е, че повърхността му е покрита с тънък, но много устойчив оксиден филм.

Днес алуминият се използва широко в индустрията.

Основи, амфотерни хидроксиди

Основите са сложни вещества, състоящи се от метални атоми и една или повече хидроксо групи (-OH). Общата формула е Me + y (OH) y, където y е броят на хидроксогрупите, равен на степента на окисление на метала Me. Таблицата показва класификацията на основите.

Свойства на алкалните хидроксиди на алкални и алкалоземни метали

1. Водните разтвори на алкали са сапунени на допир, променят цвета на индикаторите: лакмус - син, фенолфталеин - малина.

2. Водните разтвори се дисоциират:

3. Взаимодействат с киселини, влизайки в реакция на обмен:

Поликиселинните основи могат да дадат междинни и основни соли:

4. Взаимодействайте с киселинни оксиди, образувайки средни и киселинни соли, в зависимост от основността на киселината, съответстваща на този оксид:

5. Взаимодействат с амфотерни оксиди и хидроксиди:

а) синтез:

б) в разтвори:

6. Реагирайте с водоразтворими соли, ако се образува утайка или газ:

Неразтворимите основи (Cr (OH) 2, Mn (OH) 2 и др.) Взаимодействат с киселини и се разлагат при нагряване:

Амфотерни хидроксиди

Съединенията се наричат ​​​​амфотерни, които в зависимост от условията могат да бъдат както донори на водородни катиони, така и да проявяват киселинни свойства, и техните акцептори, т.е. да проявяват основни свойства.

Химични свойства на амфотерните съединения

1. Взаимодействайки със силни киселини, те разкриват основните свойства:

Zn(OH) 2 + 2HCl = ZnCl 2 + 2H 2 O

2. Взаимодействайки с алкали - силни основи, те проявяват киселинни свойства:

Zn (OH) 2 + 2NaOH \u003d Na 2 ( комплексна сол)

Al (OH) 3 + NaOH \u003d Na ( комплексна сол)

Съединения се наричат ​​комплекси, в които поне една ковалентна връзка е образувана чрез донорно-акцепторния механизъм.

Общият метод за получаване на основи се основава на обменни реакции, чрез които могат да се получат както неразтворими, така и разтворими основи.

CuSO 4 + 2KOH \u003d Cu (OH) 2 ↓ + K 2 SO 4

K 2 CO 3 + Ba (OH) 2 \u003d 2 KOH + BaCO 3 ↓

Когато по този метод се получат разтворими основи, се утаява неразтворима сол.

При получаване на водонеразтворими основи с амфотерни свойства трябва да се избягва излишъкът от алкали, тъй като може да настъпи разтваряне на амфотерната основа, например:

AlCl 3 + 4KOH \u003d K [Al (OH) 4] + 3KSl

В такива случаи амониевият хидроксид се използва за получаване на хидроксиди, в които амфотерните хидроксиди не се разтварят:

AlCl 3 + 3NH 3 + ZH 2 O \u003d Al (OH) 3 ↓ + 3NH 4 Cl

Хидроксидите на среброто и живака се разлагат толкова лесно, че когато се опитате да ги получите чрез обменна реакция, вместо хидроксиди се утаяват оксиди:

2AgNO 3 + 2KOH \u003d Ag 2 O ↓ + H 2 O + 2KNO 3

В промишлеността алкалите обикновено се получават чрез електролиза на водни разтвори на хлориди.

2NaCl + 2H 2 O → ϟ → 2NaOH + H 2 + Cl 2

Алкали могат да бъдат получени и чрез взаимодействие на алкални и алкалоземни метали или техните оксиди с вода.

2Li + 2H 2 O \u003d 2LiOH + H 2

SrO + H 2 O \u003d Sr (OH) 2

киселини

Киселините се наричат ​​сложни вещества, чиито молекули се състоят от водородни атоми, които могат да бъдат заменени с метални атоми, и киселинни остатъци. При нормални условия киселините могат да бъдат твърди (фосфорна H 3 PO 4; силиций H 2 SiO 3) и течни (сярната киселина H 2 SO 4 ще бъде чиста течност).

Газове като хлороводород HCl, бромоводород HBr, сероводород H 2 S образуват съответните киселини във водни разтвори. Броят на водородните йони, образувани от всяка киселинна молекула по време на дисоциацията, определя заряда на киселинния остатък (анион) и основността на киселината.

Според протолитична теория за киселини и основи,предложено едновременно от датския химик Брьонстед и английския химик Лоури, киселината е вещество отделянес тази реакция протони,а база- вещество, способно на получават протони.

киселина → основа + Н +

Въз основа на тези идеи е ясно основни свойства на амоняка,който, поради наличието на несподелена електронна двойка при азотния атом, ефективно приема протон при взаимодействие с киселини, образувайки амониев йон чрез донорно-акцепторна връзка.

HNO 3 + NH 3 ⇆ NH 4 + + NO 3 -

киселина основа киселина основа

По-обща дефиниция на киселини и основипредложен от американския химик Г. Луис. Той предположи, че киселинно-базовите взаимодействия са доста не се появяват непременно при пренос на протони.При определянето на киселини и основи според Люис основната роля в химичните реакции се дава на електронна пара.

Наричат ​​се катиони, аниони или неутрални молекули, които могат да приемат една или повече двойки електрони Люисови киселини.

Например, алуминиевият флуорид AlF 3 е киселина, тъй като е в състояние да приеме електронна двойка при взаимодействие с амоняк.

AlF 3 + :NH 3 ⇆ :

Катиони, аниони или неутрални молекули, способни да отдават електронни двойки, се наричат ​​бази на Люис (амонякът е основа).

Дефиницията на Луис обхваща всички киселинно-алкални процеси, които са били разгледани от предложените по-рано теории. Таблицата сравнява дефинициите на киселини и основи, които се използват в момента.

Номенклатура на киселините

Тъй като има различни определения за киселини, тяхната класификация и номенклатура са доста произволни.

Според броя на водородните атоми, способни да се отделят във воден разтвор, киселините се делят на едноосновен(напр. HF, HNO 2), двуосновен(H2CO3, H2SO4) и триосновен(H 3 RO 4).

Според състава на киселината се разделя на аноксичен(HCl, H2S) и кислородсъдържащи(HClO4, HNO3).

Обикновено имена на кислородни киселинипроизлиза от името на неметал с добавяне на окончания -kai, - начин,ако степента на окисление на неметала е равна на номера на групата. Тъй като степента на окисление намалява, суфиксите се променят (по реда на намаляване на степента на окисление на метала): - овална, истистая, - яйцевидна:

Ако разгледаме полярността на връзката водород-неметал в рамките на период, можем лесно да свържем полярността на тази връзка с позицията на елемента в периодичната таблица. От метални атоми, които лесно губят валентни електрони, водородните атоми приемат тези електрони, образувайки стабилна двуелектронна обвивка като обвивката на хелиев атом и дават йонни метални хидриди.

Във водородни съединения на елементи от групи III-IV на периодичната система, бор, алуминий, въглерод, силиций образуват ковалентни, слабо полярни връзки с водородни атоми, които не са склонни към дисоциация. За елементи от групи V-VII на Периодичната система, в рамките на период, полярността на връзката неметал-водород се увеличава със заряда на атома, но разпределението на зарядите в получения дипол е различно от това във водородните съединения на елементи, които са склонни да даряват електрони. Атомите на неметалите, в които са необходими няколко електрона за завършване на електронната обвивка, придърпват към себе си (поляризират) двойка свързващи електрони толкова по-силно, колкото по-голям е зарядът на ядрото. Следователно, в серията CH 4 - NH 3 - H 2 O - HF или SiH 4 - PH 3 - H 2 S - Hcl, връзките с водородни атоми, оставайки ковалентни, стават по-полярни и водородният атом в дипола на връзката елемент-водород става по-електроположителна. Ако полярните молекули са в полярен разтворител, може да възникне процесът на електролитна дисоциация.

Нека обсъдим поведението на кислородсъдържащите киселини във водни разтвори. Тези киселини имат H-O-E връзка и, естествено, O-E връзката влияе на полярността на H-O връзката. Следователно тези киселини по правило се дисоциират по-лесно от водата.

H 2 SO 3 + H 2 O ⇆ H s O + + HSO 3

HNO 3 + H 2 O ⇆ H s O + + NO 3

Нека да разгледаме няколко примера свойства на кислородните киселини,образувани от елементи, които са способни да проявяват различни степени на окисление. Известно е, че хипохлорна киселина HClO много слабсолна киселина HClO2 също слабно по-силна от хипохлорната, хипохлорната киселина HclO 3 силен.Перхлорната киселина HClO 4 е един от най-силниятнеорганични киселини.

Дисоциацията според киселинния тип (с елиминирането на Н-йона) изисква разкъсване на връзката О-Н. Как може да се обясни намаляването на силата на тази връзка в серията HClO - HClO 2 - HClO 3 - HClO 4? В тази серия броят на кислородните атоми, свързани с централния хлорен атом, се увеличава. Всеки път, когато се образува нова връзка на кислород с хлор, електронната плътност се изтегля от хлорния атом и следователно от единичната O-Cl връзка. В резултат на това електронната плътност частично напуска О-Н връзката, която поради това е отслабена.

Такъв модел - подобряване на киселинните свойства с повишаване на степента на окисление на централния атом - характерни не само за хлора, но и за други елементи.Например, азотната киселина HNO 3, в която степента на окисление на азота е +5, е по-силна от азотната киселина HNO 2 (степента на окисление на азота е +3); сярната киселина H 2 SO 4 (S +6) е по-силна от сярната киселина H 2 SO 3 (S +4).

Получаване на киселини

1. Могат да се получат аноксични киселини при пряка комбинация на неметали с водород.

H 2 + Cl 2 → 2HCl,

H 2 + S ⇆ H 2 S

2. Могат да се получат някои кислородни киселини взаимодействие на киселинни оксиди с вода.

3. Могат да се получат както аноксични, така и кислородни киселини според обменните реакциимежду соли и други киселини.

BaBr 2 + H 2 SO 4 \u003d BaSO 4 ↓ + 2HBr

CuSO 4 + H 2 S \u003d H 2 SO 4 + CuS ↓

FeS + H 2 SO 4 (pa zb) \u003d H 2 S + FeSO 4

NaCl (T) + H 2 SO 4 (конц.) = HCl + NaHSO 4

AgNO 3 + HCl = AgCl↓ + HNO 3

CaCO 3 + 2HBr \u003d CaBr 2 + CO 2 + H 2 O

4. Някои киселини могат да бъдат получени с помощта на редокс реакции.

H 2 O 2 + SO 2 \u003d H 2 SO 4

3P + 5HNO 3 + 2H 2 O \u003d ZH 3 PO 4 + 5NO 2

Кисел вкус, действие върху индикатори, електропроводимост, взаимодействие с метали, основни и амфотерни оксиди, основи и соли, образуване на естери с алкохоли - тези свойства са общи за неорганичните и органичните киселини.

могат да бъдат разделени на два типа реакции:

1) общза киселиниреакциите са свързани с образуването на хидрониев йон H 3 O + във водни разтвори;

2) специфичен(т.е. характерни) реакции специфични киселини.

Водородният йон може да влезе в редоксреакции, редуциращи до водород, както и в реакция на съединениес отрицателно заредени или неутрални частици, имащи несподелени двойки електрони, т.е киселинно-алкални реакции.

Общите свойства на киселините включват реакциите на киселини с метали в поредица от напрежения до водород, например:

Zn + 2Н + = Zn 2+ + Н 2

Киселинно-алкалните реакции включват реакции с основни оксиди и основи, както и със средни, основни и понякога киселинни соли.

2 CO 3 + 4HBr \u003d 2CuBr 2 + CO 2 + 3H 2 O

Mg (HCO 3) 2 + 2HCl \u003d MgCl 2 + 2CO 2 + 2H 2 O

2KHSO 3 + H 2 SO 4 \u003d K 2 SO 4 + 2SO 2 + 2H 2 O

Имайте предвид, че многоосновните киселини се дисоциират поетапно и при всяка следваща стъпка дисоциацията е по-трудна, следователно при излишък на киселина най-често се образуват киселинни соли, а не средни.

Ca 3 (PO 4) 2 + 4H 3 PO 4 \u003d 3Ca (H 2 PO 4) 2

Na 2 S + H 3 PO 4 = Na 2 HPO 4 + H 2 S

NaOH + H3PO4 = NaH2PO4 + H2O

KOH + H 2 S \u003d KHS + H 2 O

На пръв поглед образуването на киселинни соли може да изглежда изненадващо. едноосновенфлуороводородна (флуороводородна) киселина. Този факт обаче може да се обясни. За разлика от всички други халогеноводородни киселини, флуороводородна киселина е частично полимеризирана в разтвори (поради образуването на водородни връзки) и в нея могат да присъстват различни частици (HF) X, а именно H 2 F 2, H 3 F 3 и др.

Специален случай на киселинно-алкален баланс - реакции на киселини и основи с индикатори, които променят цвета си в зависимост от киселинността на разтвора. Индикаторите се използват в качествения анализ за откриване на киселини и основив разтвори.

Най-често използваните индикатори са лакмус(във неутраленоколен свят лилаво,в кисело - червен,в алкален - синьо), метил оранжево(във киселооколен свят червен,в неутрален - портокал,в алкален - жълто), фенолфталеин(във силно алкалнаоколен свят пурпурно червено,в неутрален и киселинен - безцветен).

Специфични свойстваразличните киселини могат да бъдат два вида: първо, реакциите, водещи до образуването неразтворими соли,и второ, редокс трансформации.Ако реакциите, свързани с наличието на H + йон в тях, са общи за всички киселини (качествени реакции за откриване на киселини), специфичните реакции се използват като качествени реакции за отделни киселини:

Ag + + Cl - = AgCl (бяла утайка)

Ba 2+ + SO 4 2- \u003d BaSO 4 (бяла утайка)

3Ag + + PO 4 3 - = Ag 3 PO 4 (жълта утайка)

Някои специфични реакции на киселините се дължат на техните редокс свойства.

Аноксичните киселини във воден разтвор могат само да окисляват.

2KMnO 4 + 16HCl \u003d 5Cl 2 + 2KCl + 2MnCl 2 + 8H 2 O

H 2 S + Br 2 \u003d S + 2HBg

Кислородсъдържащите киселини могат да бъдат окислени само ако централният атом в тях е в по-ниско или междинно състояние на окисление, като например в сярната киселина:

H 2 SO 3 + Cl 2 + H 2 O \u003d H 2 SO 4 + 2HCl

Много кислородсъдържащи киселини, в които централният атом има максимално ниво на окисление (S +6, N +5, Cr +6), проявяват свойствата на силни окислители. Концентрираната H 2 SO 4 е силен окислител.

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

Pb + 4HNO 3 \u003d Pb (NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

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

Трябва да се помни, че:

• Киселинните разтвори реагират с метали, които са в електрохимичната серия от напрежения вляво от водорода, при спазване на редица условия, най-важното от които е образуването на разтворима сол в резултат на реакцията. Взаимодействието на HNO 3 и H 2 SO 4 (конц.) с металите протича по различен начин.

Концентрираната сярна киселина на студено пасивира алуминий, желязо, хром.

• Във вода киселините се дисоциират на водородни катиони и аниони на киселинни остатъци, например:

• Неорганичните и органичните киселини взаимодействат с основни и амфотерни оксиди, при условие че се образува разтворима сол:

• И тези, и другите киселини реагират с основи. Многоосновните киселини могат да образуват както средни, така и киселинни соли (това са реакции на неутрализация):

• Реакцията между киселини и соли възниква само ако се образува утайка или газ:

Взаимодействието на H 3 PO 4 с варовика ще спре поради образуването на последната неразтворима утайка Ca 3 (PO 4) 2 на повърхността.

Характеристиките на свойствата на азотната HNO 3 и концентрираната сярна H 2 SO 4 (конц.) киселини се дължат на факта, че когато взаимодействат с прости вещества (метали и неметали), не H + катиони, а нитрати и сулфати йони ще действат като окислители. Логично е да се очаква, че в резултат на такива реакции не се образува водород Н2, а се получават други вещества: непременно сол и вода, както и един от продуктите на редукция на нитратни или сулфатни йони, в зависимост от концентрация на киселини, позицията на метала в поредица от напрежения и реакционни условия (температура, финост на метала и др.).

Тези характеристики на химичното поведение на HNO 3 и H 2 SO 4 (конц.) ясно илюстрират тезата на теорията за химическата структура за взаимното влияние на атомите в молекулите на веществата.

Понятията волатилност и стабилност (стабилност) често се бъркат. Летливите киселини се наричат ​​киселини, чиито молекули лесно преминават в газообразно състояние, тоест се изпаряват. Например, солната киселина е летлива, но устойчива, стабилна киселина. Не може да се прецени летливостта на нестабилните киселини. Например, нелетлива, неразтворима силициева киселина се разлага на вода и SiO 2 . Водните разтвори на солна, азотна, сярна, фосфорна и редица други киселини са безцветни. Воден разтвор на хромна киселина H 2 CrO 4 е жълт, перманганова киселина HMnO 4 е малина.

Справочен материал за преминаване на теста:

Менделеевата таблица

Таблица за разтворимост

Простите вещества, подобни на металните елементи по структура и редица химични и физични параметри, се наричат ​​амфотерни, т.е. това са елементите, които проявяват химическа двойственост. Трябва да се отбележи, че това не са самите метали, а техните соли или оксиди. Например оксидите на някои метали могат да имат две свойства, при някои условия те могат да проявяват свойствата, присъщи на киселините, при други те се държат като основи.

Основните амфотерни метали включват алуминий, цинк, хром и някои други.

Терминът амфотерни е въведен в обращение в началото на 19 век. По това време химикалите са били разделени въз основа на техните сходни свойства, проявяващи се в химични реакции.

Какво представляват амфотерните метали

Списъкът с метали, които могат да бъдат класифицирани като амфотерни, е доста голям. Освен това някои от тях могат да се нарекат амфотерни, а някои - условно.

Нека изброим поредните номера на веществата, под които са разположени в Периодичната система. Списъкът включва групи от 22 до 32, 40 до 51 и много други. Например, хромът, желязото и редица други могат с право да се нарекат основни, а стронций и берилий също могат да бъдат приписани на последния.

Между другото, алуминият се счита за най-яркият представител на амфорните метали.

Именно неговите сплави се използват дълго време в почти всички индустрии. Използва се за изработване на елементи от фюзелажи на самолети, каросерии на автомобили и кухненски прибори. Той стана незаменим в електрическата индустрия и в производството на оборудване за отоплителни мрежи. За разлика от много други метали, алуминият е постоянно реактивен. Оксидният филм, който покрива повърхността на метала, се съпротивлява на окислителните процеси. При нормални условия и при определени видове химични реакции алуминият може да действа като редуциращ елемент.

Този метал е в състояние да взаимодейства с кислорода, ако се натроши на много малки частици. Този тип операция изисква използването на високи температури. Реакцията е придружена от отделяне на голямо количество топлинна енергия. Когато температурата се повиши до 200 ºC, алуминият реагира със сярата. Работата е там, че алуминият не винаги, при нормални условия, може да реагира с водород. Междувременно, когато се смеси с други метали, могат да възникнат различни сплави.

Друг силно изразен амфотерен метал е желязото. Този елемент има номер 26 и се намира между кобалт и манган. Желязото е най-често срещаният елемент в земната кора. Желязото може да се класифицира като прост елемент, имащ сребристо бял цвят и ковък, разбира се, когато е изложен на високи температури. Може бързо да започне да корозира при високи температури. Желязото, ако се постави в чист кислород, напълно изгаря и може да се запали на открито.

Такъв метал има способността бързо да премине в етапа на корозия, когато е изложен на високи температури. Желязото, поставено в чист кислород, напълно изгаря. Намирайки се във въздуха, металното вещество бързо се окислява поради прекомерна влага, тоест ръждясва. При изгаряне в кислородна маса се образува един вид мащаб, който се нарича железен оксид.

Свойства на амфотерните метали

Те се определят от самата концепция за амфотерност. В типично състояние, тоест при нормална температура и влажност, повечето метали са твърди вещества. Нито един от металите не може да се разтвори във вода. Алкалните основи се появяват само след определени химични реакции. В хода на реакцията металните соли взаимодействат. Трябва да се отбележи, че правилата за безопасност изискват специално внимание при провеждането на тази реакция.

Комбинацията от амфотерни вещества със самите оксиди или киселини е първата, която показва реакцията, която е присъща на основите. В същото време, ако се комбинират с основи, ще се проявят киселинни свойства.

Нагряването на амфотерните хидроксиди ги кара да се разлагат на вода и оксид. С други думи, свойствата на амфотерните вещества са много широки и изискват внимателно проучване, което може да се извърши по време на химическа реакция.

Свойствата на амфотерните елементи могат да бъдат разбрани чрез сравняването им с параметрите на традиционните материали. Например повечето метали имат нисък йонизационен потенциал и това им позволява да действат като редуциращи агенти в химични процеси.

Амфотерни - могат да проявяват както редуциращи, така и окислителни характеристики. Има обаче съединения, които се характеризират с отрицателно ниво на окисление.

Абсолютно всички известни метали имат способността да образуват хидроксиди и оксиди.

Всички метали имат способността да образуват основни хидроксиди и оксиди. Между другото, металите могат да влязат в реакция на окисление само с определени киселини. Например, реакцията с азотна киселина може да протече по различни начини.

Амфотерните вещества, свързани с простите, имат ясни разлики в структурата и характеристиките. Принадлежността към определен клас може да се определи с един поглед за някои вещества, така че веднага става ясно, че медта е метал, но бромът не е.

Как да различим метала от неметала

Основната разлика е, че металите даряват електрони, които са във външен електронен облак. Неметалите ги привличат активно.

Всички метали са добри проводници на топлина и електричество, неметалите са лишени от такава възможност.

Основи на амфотерни метали

При нормални условия тези вещества не се разтварят във вода и могат безопасно да бъдат приписани на слаби електролити. Такива вещества се получават след реакцията на метални соли и алкали. Тези реакции са доста опасни за тези, които ги произвеждат, и следователно, например, за да се получи цинков хидроксид, содата каустик трябва бавно и внимателно да се въвежда в съд с цинков хлорид, капка по капка.

В същото време амфотерни - взаимодействат с киселини като основи. Тоест при извършване на реакция между солна киселина и цинков хидроксид ще се появи цинков хлорид. И когато взаимодействат с основи, те се държат като киселини.

13.1. Дефиниции

Най-важните класове неорганични вещества традиционно включват прости вещества (метали и неметали), оксиди (киселинни, основни и амфотерни), хидроксиди (част от киселини, основи, амфотерни хидроксиди) и соли. Веществата, принадлежащи към един и същ клас, имат сходни химични свойства. Но вече знаете, че при разграничаването на тези класове се използват различни класификационни признаци.
В този раздел най-накрая ще формулираме дефинициите на всички най-важни класове химични вещества и ще видим как се разграничават тези класове.
Да започнем с прости вещества (класификация според броя на елементите, които изграждат веществото). Те обикновено се разделят на металии неметали(Фиг. 13.1- а).
Вече знаете определението за "метал".

От това определение се вижда, че основната характеристика, която ни позволява да разделим простите вещества на метали и неметали, е видът на химичната връзка.

В повечето неметали връзките са ковалентни. Но има и благородни газове (прости вещества от елементите на група VIIIA), чиито атоми в твърдо и течно състояние са свързани само чрез междумолекулни връзки. Оттук и определението.

Според химичните свойства сред металите се обособява група от т.нар амфотерни метали.Това име отразява способността на тези метали да реагират както с киселини, така и с основи (като амфотерни оксиди или хидроксиди) (фиг. 13.1- b).
В допълнение, поради химическата инертност между металите, благородни метали.Те включват злато, рутений, родий, паладий, осмий, иридий, платина. По традиция малко по-реактивното сребро също се класифицира като благороден метал, но такива инертни метали като тантал, ниобий и някои други не са включени. Има и други класификации на металите, например в металургията всички метали са разделени на черно и цветносвързване на желязото и неговите сплави с черните метали.
от сложни вещества най-важните са, на първо място, оксиди(вижте §2.5), но тъй като тяхната класификация взема предвид киселинно-алкалните свойства на тези съединения, първо си припомняме какво киселинии основания.

По този начин ние разграничаваме киселините и основите от общата маса на съединенията, използвайки две характеристики: състав и химични свойства.
Според състава си киселините се делят на кислородсъдържащи (оксокиселини) и аноксичен(фиг. 13.2).

Трябва да се помни, че кислородсъдържащите киселини в тяхната структура са хидроксиди.

Забележка. Традиционно за безкислородните киселини думата "киселина" се използва, когато става дума за разтвор на съответното отделно вещество, например: веществото HCl се нарича хлороводород, а водният му разтвор се нарича солна или солна киселина.

Сега обратно към оксидите. Отнесехме оксидите към групата киселиненили майорот това как реагират с вода (или от това дали са направени от киселини или основи). Но не всички оксиди реагират с вода, но повечето от тях реагират с киселини или основи, така че е по-добре да се класифицират оксидите по това свойство.

Има няколко оксида, които при нормални условия не реагират нито с киселини, нито с основи. Такива оксиди се наричат несолеобразуващи. Това е например CO, SiO, N 2 O, NO, MnO 2. За разлика от тях, останалите оксиди се наричат солеобразуващи(фиг. 13.3).

Както знаете, повечето киселини и основи са такива хидроксид. Според способността на хидроксидите да реагират както с киселини, така и с основи, между тях (както и сред оксидите) те разграничават амфотерни хидроксиди(фиг. 13.4).

Сега трябва да дефинираме соли. Терминът "сол" се използва отдавна. С развитието на науката значението му многократно е променяно, разширявано и усъвършенствано. В съвременния смисъл солта е йонно съединение, но традиционно солите не включват йонни оксиди (тъй като се наричат ​​основни оксиди), йонни хидроксиди (бази), както и йонни хидриди, карбиди, нитриди и т.н. Следователно ние може просто да каже какво

Възможно е да се даде друго, по-точно определение на солите.

При даването на това определение оксониеви соли обикновено се класифицират като соли и киселини.
Солите се класифицират според техния състав кисело, средени основен(фиг. 13.5).

Това означава, че анионите на киселинните соли включват водородни атоми, свързани чрез ковалентни връзки с други атоми на анионите и способни да се отделят под действието на основи.

Основните соли обикновено имат много сложен състав и често са неразтворими във вода. Типичен пример за основна сол е минералът малахит Cu 2 (OH) 2 CO 3 .

Както можете да видите, най-важните класове химикали се разграничават според различни критерии за класификация. Но независимо от това как разграничаваме клас вещества, всички вещества от този клас имат общи химични свойства.

В тази глава ще научите за най-характерните химични свойства на веществата, представляващи тези класове, и най-важните начини за тяхното получаване.

метал
1. Къде в естествената система от елементи са елементите, които образуват металите, и къде са елементите, които образуват неметалите?
2. Напишете формулите за пет метала и пет неметала.
3. Съставете структурните формули на следните съединения:
(H 3 O) Cl, (H 3 O) 2 SO 4, HCl, H 2 S, H 2 SO 4, H 3 PO 4, H 2 CO 3, Ba (OH) 2, RbOH.
4. Кои оксиди съответстват на следните хидроксиди:
H 2 SO 4 , Ca (OH) 2 , H 3 PO 4 , Al (OH) 3 , HNO 3 , LiOH?
Какво е естеството (киселинно или основно) на всеки от тези оксиди?
5. Намерете соли сред следните вещества. Съставете техните структурни формули.
KNO 2 , Al 2 O 3 , Al 2 S 3 , HCN, CS 2 , H 2 S, K 2 , SiCl 4 , CaSO 4 , AlPO 4
6. Направете структурните формули на следните киселинни соли:
NaHSO4, KHSO3, NaHCO3, Ca(H2PO4)2, CaHPO4.

13.2. Метали

В кристалите на металите и в техните стопилки атомните ядра са свързани с единичен електронен облак на метална връзка. Подобно на единичен атом на елемент, който образува метал, металният кристал има способността да отдава електрони. Склонността на един метал да отдава електрони зависи от неговата структура и най-вече от размера на атомите: колкото по-големи са атомните ядра (т.е. колкото по-големи са йонните радиуси), толкова по-лесно металът отдава електрони.
Металите са прости вещества, така че степента на окисление на атомите в тях е 0. Влизайки в реакции, металите почти винаги променят степента на окисление на своите атоми. Атомите на металите, които нямат склонност да приемат електрони, могат само да ги отдават или социализират. Електроотрицателността на тези атоми е ниска, следователно, дори когато образуват ковалентни връзки, металните атоми придобиват положително състояние на окисление. Следователно всички метали в една или друга степен се проявяват възстановителни свойства. Те реагират:
1) В неметали(но не всички и не с всички):
4Li + O 2 \u003d 2Li 2 O,
3Mg + N 2 \u003d Mg 3 N 2 (при нагряване),
Fe + S = FeS (при нагряване).
Най-активните метали лесно реагират с халогени и кислород и само литият и магнезият реагират с много силни азотни молекули.
Реагирайки с кислорода, повечето метали образуват оксиди, а най-активните образуват пероксиди (Na 2 O 2, BaO 2) и други по-сложни съединения.
2) В оксидипо-малко активни метали:
2Ca + MnO 2 \u003d 2CaO + Mn (при нагряване),
2Al + Fe 2 O 3 \u003d Al 2 O 3 + 2Fe (с предварително нагряване).
Възможността за протичане на тези реакции се определя от общото правило (RWR протичат в посока на образуване на по-слаби окислители и редуциращи агенти) и зависи не само от активността на метала (по-активен, т.е. по-лесно се отказва неговите електрони, металът възстановява по-малко активен), но също и върху енергията на кристалната решетка на оксида ( реакцията протича в посока на образуване на по-"силен" оксид).
3) В киселинни разтвори(§ 12.2):
Mg + 2H 3 O \u003d Mg 2B + H 2 + 2H 2 O, Fe + 2H 3 O \u003d Fe 2 + H 2 + 2H 2 O,
Mg + H 2 SO 4p \u003d MgSO 4p + H 2, Fe + 2HCl p \u003d FeCl 2p + H 2.
В този случай възможността за реакция се определя лесно от поредицата от напрежения (реакцията протича, ако металът в поредицата от напрежения е вляво от водорода).
4) В солни разтвори(§ 12.2):

Fe + Cu 2 \u003d Fe 2 + Cu, Cu + 2Ag \u003d Cu 2 + 2Ag,
Fe + CuSO 4p = Cu + FeSO 4p, Cu + 2AgNO 3p = 2Ag + Cu(NO 3) 2p.
Тук също се използва поредица от напрежения, за да се определи дали реакцията може да продължи.
5) В допълнение, най-активните метали (алкални и алкалоземни) реагират с вода (§ 11.4):
2Na + 2H 2 O \u003d 2Na + H 2 + 2OH, Ca + 2H 2 O \u003d Ca 2 + H 2 + 2OH,
2Na + 2H 2 O \u003d 2NaOH p + H 2, Ca + 2H 2 O \u003d Ca (OH) 2p + H 2.
При втората реакция е възможно образуването на Ca(OH)2 утайка.
Повечето метали в промишлеността получи,възстановяване на техните оксиди:
Fe 2 O 3 + 3CO = 2Fe + 3CO 2 (при висока температура),
MnO 2 + 2C = Mn + 2CO (при висока температура).
В лабораторията водородът често се използва за това:

Най-активните метали, както в промишлеността, така и в лабораторията, се получават чрез електролиза (§ 9.9).
В лабораторията по-малко реактивните метали могат да бъдат редуцирани от разтвори на техните соли с по-реактивни метали (вижте § 12.2 за ограничения).

1. Защо металите не са склонни да проявяват окислителни свойства?
2. От какво основно зависи химическата активност на металите?
3. Извършване на трансформации
а) Li Li 2 O LiOH LiCl; b) NaCl Na Na 2 O 2;
в) FeO Fe FeS Fe 2 O 3; d) CuCl 2 Cu(OH) 2 CuO Cu CuBr 2 .
4. Възстановете левите части на уравненията:
а) ... = H 2 O + Cu;
б) ... = 3CO + 2Fe;
в) ... = 2Cr + Al 2 O 3
. Химични свойства на металите.

13.3. неметали

За разлика от металите, неметалите са много различни един от друг по своите свойства - както физични, така и химични, и дори по вида на структурата. Но, с изключение на благородните газове, във всички неметали връзката между атомите е ковалентна.
Атомите, които изграждат неметалите, имат склонност да прикрепят електрони, но, образувайки прости вещества, те не могат да "задоволят" тази тенденция. Следователно неметалите (в една или друга степен) имат склонност да прикрепват електрони, т.е. могат да показват окислителни свойства. Окислителната активност на неметалите зависи, от една страна, от размера на атомите (колкото по-малки са атомите, толкова по-активно е веществото), а от друга страна, от силата на ковалентните връзки в просто вещество ( колкото по-силни са връзките, толкова по-малко активно е веществото). При образуването на йонни съединения атомите на неметалите наистина добавят "допълнителни" електрони, а при образуването на съединения с ковалентни връзки те само изместват общите електронни двойки в тяхната посока. И в двата случая степента на окисление намалява.
Неметалите могат да се окисляват:
1) метали(вещества, повече или по-малко склонни да отдават електрони):
3F 2 + 2Al \u003d 2AlF 3,
O 2 + 2Mg \u003d 2MgO (с предварително нагряване),
S + Fe = FeS (при нагряване),
2C + Ca \u003d CaC 2 (при нагряване).
2) други неметали(по-малко вероятно да приемат електрони):
2F 2 + C \u003d CF 4 (при нагряване),
O 2 + S = SO 2 (с предварително нагряване),
S + H 2 \u003d H 2 S (при нагряване),
3) много комплекс вещества:
4F 2 + CH 4 \u003d CF 4 + 4HF,
3O 2 + 4NH 3 \u003d 2N 2 + 6H 2 O (при нагряване),
Cl2 + 2HBr = Br2 + 2HCl.
Тук възможността за протичане на реакцията се определя основно от силата на връзките в реагентите и реакционните продукти и може да се определи чрез изчисляване Ж.
Най-силният окислител е флуорът. Кислородът и хлорът са малко по-ниски от него (обърнете внимание на тяхното положение в системата от елементи).
Бор, графит (и диамант), силиций и други прости вещества, образувани от елементи, съседни на границата между метали и неметали, проявяват окислителни свойства в много по-малка степен. Атомите на тези елементи е по-малко вероятно да приемат електрони. Именно тези вещества (особено графит и водород) са способни да се проявяват възстановителни свойства:
2C + MnO 2 \u003d Mn + 2CO,
4H 2 + Fe 3 O 4 \u003d 3Fe + 4H 2 O.
Останалите химични свойства на неметалите ще изучавате в следващите раздели, когато се запознаете с химията на отделните елементи (както беше случаят с кислорода и водорода). Там ще научите и как да си набавяте тези вещества.

1. Кои от следните вещества са неметали: Be, C, Ne, Pt, Si, Sn, Se, Cs, Sc, Ar, Ra?
2. Дайте примери за неметали, които при нормални условия са а) газове, б) течности, в) твърди вещества.
3. Дайте примери за а) молекулни и б) немолекулни прости вещества.
4. Дайте три примера за химични реакции, при които а) хлорът и б) водородът проявяват окислителни свойства.
5. Дайте три примера за химични реакции, които не са в текста на параграфа, при които водородът проявява редуциращи свойства.
6. Извършете трансформации:
а) P4P4O10H3PO4; b) H2NaHH2; в) Cl2 NaClCl2.
Химични свойства на неметалите.

13.4. Основни оксиди

Вече знаете, че всички основни оксиди са твърди немолекулни вещества с йонни връзки.
Основните оксиди са:
а) оксиди на алкални и алкалоземни елементи,
б) оксиди на някои други елементи, които образуват метали в по-ниски степени на окисление, например: CrO, MnO, FeO, Ag 2 O и др.

Те включват еднократно заредени, двойно заредени (много рядко трикратно заредени катиони) и оксидни йони. Най-характерното Химични свойстваосновните оксиди са точно свързани с наличието на двойно заредени оксидни йони (много силни основни частици) в тях. Химическата активност на основните оксиди зависи преди всичко от силата на йонната връзка в техните кристали.
1) Всички основни оксиди реагират с разтвори на силни киселини (§ 12.5):
Li 2 O + 2H 3 O \u003d 2Li + 3H 2 O, NiO + 2H 3 O \u003d Ni 2 + 3H 2 O,
Li 2 O + 2HCl p \u003d 2LiCl p + H 2 O, NiO + H 2 SO 4p \u003d NiSO 4p + H 2 O.
В първия случай, в допълнение към реакцията с оксониеви йони, протича и реакцията с вода, но тъй като нейната скорост е много по-ниска, тя може да бъде пренебрегната, особено след като накрая все още се получават същите продукти.
Способността да реагира със слаб киселинен разтвор се определя както от силата на киселината (колкото по-силна е киселината, толкова по-активна е тя), така и от силата на връзката в оксида (колкото по-слаба е връзката, толкова по-активен е оксидът ).
2) Оксиди на алкални и алкалоземни метали реагират с вода (§ 11.4):
Li 2 O + H 2 O \u003d 2Li + 2OH BaO + H 2 O \u003d Ba 2 + 2OH
Li 2 O + H 2 O \u003d 2LiOH p, BaO + H 2 O \u003d Ba (OH) 2p.
3) В допълнение, основните оксиди реагират с киселинни оксиди:
BaO + CO 2 \u003d BaCO 3,
FeO + SO 3 \u003d FeSO 4,
Na 2 O + N 2 O 5 \u003d 2NaNO 3.
В зависимост от химическата активност на тези и други оксиди, реакциите могат да протичат при обикновена температура или при нагряване.
Каква е причината за подобни реакции? Нека разгледаме реакцията на образуване на BaCO 3 от BaO и CO 2 . Реакцията протича спонтанно и ентропията в тази реакция намалява (от две вещества, твърдо и газообразно, се образува едно кристално вещество), следователно реакцията е екзотермична. При екзотермични реакции енергията на образуваните връзки е по-голяма от енергията на разкъсване на връзките, следователно енергията на връзката в BaCO 3 е по-голяма, отколкото в първоначалните BaO и CO 2 . Както в изходните вещества, така и в продуктите на реакцията има два вида химични връзки: йонни и ковалентни. Енергията на йонната връзка (енергията на решетката) в BaO е малко по-висока, отколкото в BaCO 3 (размерът на карбонатния йон е по-голям от този на оксидния йон), следователно енергията на системата O 2 + CO 2 е по-голяма от енергия на CO 3 2 .

+ Q

С други думи, CO 3 2 йонът е по-стабилен от O 2 йона и CO 2 молекулата, взети поотделно. А по-голямата стабилност на карбонатния йон (неговата по-ниска вътрешна енергия) е свързана с разпределението на заряда на този йон (– 2 д) от три кислородни атома на карбонатния йон вместо един в оксидния йон (виж също § 13.11).
4) Много основни оксиди могат да бъдат редуцирани до метал с по-активен редуциращ метал или неметал:
MnO + Ca = Mn + CaO (при нагряване),
FeO + H 2 \u003d Fe + H 2 O (при нагряване).
Възможността за протичане на такива реакции зависи не само от активността на редуциращия агент, но и от силата на връзките в първоначалния и получения оксид.
общ начин да получитепочти всички основни оксиди е окисление на съответния метал с кислород. Оксиди на натрий, калий и някои други много активни метали (при тези условия те образуват пероксиди и по-сложни съединения), както и злато, сребро, платина и други много неактивни метали (тези метали не реагират с кислород) не могат да бъдат получени в насам. Основните оксиди могат да бъдат получени чрез термично разлагане на съответните хидроксиди, както и някои соли (например карбонати). И така, магнезиевият оксид може да се получи и по трите начина:
2Mg + O 2 \u003d 2MgO,
Mg (OH) 2 \u003d MgO + H 2 O,
MgCO 3 \u003d MgO + CO 2.

1. Съставете уравненията на реакцията:
а) Li 2 O + CO 2 б) Na 2 O + N 2 O 5 в) CaO + SO 3
d) Ag 2 O + HNO 3 e) MnO + HCl f) MgO + H 2 SO 4
2. Съставете уравненията на реакциите, които възникват при изпълнението на следните трансформации:
а) Mg MgO MgSO 4 б) Na 2 O Na 2 SO 3 NaCl
в) CoO Co CoCl 2 г) Fe Fe 3 O 4 FeO
3. Порция никел с тегло 8,85 g се калцинира в поток от кислород, за да се получи никелов (II) оксид, след което се третира с излишък от солна киселина. Разтвор на натриев сулфид се добавя към получения разтвор, докато утаяването спре. Определете масата на тази утайка.
Химични свойства на основните оксиди.

13.5. Киселинни оксиди

Всички киселинни оксиди са вещества с ковалентна връзка.
Киселинните оксиди включват:
а) оксиди на елементи, които образуват неметали,
б) някои оксиди на елементи, които образуват метали, ако металите в тези оксиди са в по-високи степени на окисление, например CrO 3, Mn 2 O 7.
Сред киселинните оксиди има вещества, които са газове при стайна температура (например: CO 2, N 2 O 3, SO 2, SeO 2), течности (например Mn 2 O 7) и твърди вещества (например: B 2 O 3, SiO 2, N 2 O 5, P 4 O 6, P 4 O 10, SO 3, I 2 O 5, CrO 3). Повечето киселинни оксиди са молекулярни вещества (изключения са B 2 O 3, SiO 2, твърд SO 3, CrO 3 и някои други; има и немолекулни модификации на P 2 O 5). Но немолекулните киселинни оксиди също стават молекулярни при преминаване в газообразно състояние.
Киселинните оксиди се характеризират със следното Химични свойства.
1) Всички киселинни оксиди реагират със силни основи, както с твърди:
CO 2 + Ca (OH) 2 \u003d CaCO 3 + H 2 O
SiO 2 + 2KOH \u003d K 2 SiO 3 + H 2 O (при нагряване),
и с алкални разтвори (§ 12.8):
SO 3 + 2OH \u003d SO 4 2 + H 2 O, N 2 O 5 + 2OH \u003d 2NO 3 + H 2 O,
SO 3 + 2NaOH p \u003d Na 2 SO 4p + H 2 O, N 2 O 5 + 2KOH p \u003d 2KNO 3p + H 2 O.
Причината за протичането на реакции с твърди хидроксиди е същата като при оксидите (виж § 13.4).
Най-активните киселинни оксиди (SO 3 , CrO 3 , N 2 O 5 , Cl 2 O 7 ) също могат да реагират с неразтворими (слаби) основи.
2) Киселинните оксиди реагират с основни оксиди (§ 13.4):
CO 2 + CaO = CaCO 3
P 4 O 10 + 6FeO = 2Fe 3 (PO 4) 2 (при нагряване)
3) Много киселинни оксиди реагират с вода (§11.4).
N 2 O 3 + H 2 O = 2HNO 2 SO 2 + H 2 O = H 2 SO 3
N 2 O 5 + H 2 O \u003d 2HNO 3 SO 3 + H 2 O \u003d H 2 SO 4
Много киселинни оксиди могат да бъдат полученичрез окисление с кислород (изгаряне в кислород или във въздух) на съответните прости вещества (C gr, S 8, P 4, P cr, B, Se, но не N 2 и не халогени):
C + O 2 \u003d CO 2,
S 8 + 8O 2 \u003d 8SO 2,
или при разлагане на съответните киселини:
H 2 SO 4 \u003d SO 3 + H 2 O (със силно нагряване),
H 2 SiO 3 \u003d SiO 2 + H 2 O (при сушене на въздух),
H 2 CO 3 \u003d CO 2 + H 2 O (при стайна температура в разтвор),
H 2 SO 3 \u003d SO 2 + H 2 O (при стайна температура в разтвор).
Нестабилността на въглеродните и сярните киселини позволява получаването на CO 2 и SO 2 под действието на силни киселини върху карбонатите Na 2 CO 3 + 2HCl p \u003d 2NaCl p + CO 2 + H 2 O
(реакцията протича както в разтвор, така и с твърд Na 2 CO 3), и сулфити
K 2 SO 3tv + H 2 SO 4conc \u003d K 2 SO 4 + SO 2 + H 2 O (ако има много вода, серен диоксид не се отделя като газ).

Амфотерни съединения

Химията винаги е единство от противоположности.

Погледнете периодичната таблица.

Някои елементи (почти всички метали, показващи степени на окисление +1 и +2) се образуват основеноксиди и хидроксиди. Например, калият образува оксида К 2 О, а хидроксида КОН. Те проявяват основни свойства, като например взаимодействие с киселини.

K2O + HCl → KCl + H2O

Някои елементи (повечето неметали и метали със степен на окисление +5, +6, +7) образуват киселиненоксиди и хидроксиди. Киселинните хидроксиди са кислородсъдържащи киселини, те се наричат ​​​​хидроксиди, тъй като в структурата има хидроксилна група, например сярата образува киселинен оксид SO 3 и киселинен хидроксид H 2 SO 4 (сярна киселина):

Такива съединения проявяват киселинни свойства, например реагират с основи:

H2SO4 + 2KOH → K2SO4 + 2H2O

И има елементи, които образуват такива оксиди и хидроксиди, които показват както киселинни, така и основни свойства. Това явление се нарича амфотерни . Такива оксиди и хидроксиди ще бъдат във фокуса на нашето внимание в тази статия. Всички амфотерни оксиди и хидроксиди са твърди вещества, неразтворими във вода.

Първо, как определяте дали един оксид или хидроксид е амфотерен? Има правило, малко условно, но все пак можете да го използвате:

Амфотерните хидроксиди и оксиди се образуват от метали в степени на окисление +3 и +4, например (Ал 2 О 3 , Ал(о) 3 , Fe 2 О 3 , Fe(о) 3)

И четири изключения:металиZn , Бъда , Pb , сн образуват следните оксиди и хидроксиди:ZnO , Zn ( о ) 2 , BeO , Бъда ( о ) 2 , PbO , Pb ( о ) 2 , SNO , сн ( о ) 2 , при което те проявяват степен на окисление +2, но въпреки това тези съединения проявяват амфотерни свойства .

Най-често срещаните амфотерни оксиди (и съответните им хидроксиди): 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.

Свойствата на амфотерните съединения не са трудни за запомняне: те взаимодействат с киселини и алкали.

• при взаимодействие с киселини всичко е просто, в тези реакции амфотерните съединения се държат като основни:

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

Хидроксидите реагират по същия начин:

Fe(OH) 3 + 3HCl → FeCl 3 + 3H 2 O

Pb(OH) 2 + 2HCl → PbCl 2 + 2H 2 O

• При взаимодействие с алкали е малко по-трудно. В тези реакции амфотерните съединения се държат като киселини и реакционните продукти могат да бъдат различни, всичко зависи от условията.

Или реакцията протича в разтвор, или реагентите се приемат като твърди вещества и се стопяват.

Взаимодействие на основни съединения с амфотерни съединения по време на синтез.

Да вземем за пример цинков хидроксид. Както бе споменато по-рано, амфотерните съединения, взаимодействащи с основните, се държат като киселини. Затова записваме цинков хидроксид Zn (OH) 2 като киселина. Киселината има водород отпред, нека го извадим: H 2 ZnO 2. И реакцията на алкална основа с хидроксид ще протече така, сякаш е киселина. "Киселинен остатък" ZnO 2 2-дивалентен:

2K о(TV) + з 2 ZnO 2 (твърд) (t, синтез) → K 2 ZnO 2 + 2 з 2 О

Полученото вещество K 2 ZnO 2 се нарича калиев метацинкат (или просто калиев цинкат). Това вещество е сол на калий и хипотетичната "цинкова киселина" H 2 ZnO 2 (не е напълно правилно да наричаме такива съединения соли, но за наше собствено удобство ще забравим за това). Само цинковият хидроксид се пише така: H 2 ZnO 2 не е добър. Пишем както обикновено Zn (OH) 2, но имаме предвид (за наше собствено удобство), че това е "киселина":

2KOH (твърд) + Zn (OH) 2 (твърд) (t, синтез) → K 2 ZnO 2 + 2H 2 O

С хидроксиди, в които има 2 ОН групи, всичко ще бъде същото като при цинка:

Be (OH) 2 (твърд.) + 2NaOH (твърд.) (t, синтез) → 2H 2 O + Na 2 BeO 2 (натриев метаберилат или бериллат)

Pb (OH) 2 (твърд.) + 2NaOH (твърд.) (t, сливане) → 2H 2 O + Na 2 PbO 2 (натриев метаплюмбат или отвес)

С амфотерни хидроксиди с три ОН групи (Al (OH) 3, Cr (OH) 3, Fe (OH) 3) малко по-различно.

Да вземем за пример алуминиев хидроксид: Al (OH) 3, напишете го под формата на киселина: H 3 AlO 3, но не го оставяме в тази форма, а изваждаме водата от там:

H 3 AlO 3 - H 2 O → HAlO 2 + H 2 O.

Тук работим с тази „киселина“ (HAlO 2):

HAlO 2 + KOH → H 2 O + KAlO 2 (калиев метаалуминат или просто алуминат)

Но алуминиевият хидроксид не може да бъде написан като този HAlO 2, ние го записваме както обикновено, но имаме предвид „киселина“ там:

Al (OH) 3 (твърд.) + KOH (твърд.) (t, синтез) → 2H 2 O + KAlO 2 (калиев метаалуминат)

Същото важи и за хромния хидроксид:

Cr(OH) 3 → H 3 CrO 3 → HCrO 2

Cr (OH) 3 (твърд.) + KOH (твърд.) (t, синтез) → 2H 2 O + KCrO 2 (калиев метахромат,

НО НЕ ХРОМАТИ, хроматите са соли на хромната киселина).

С хидроксидите, съдържащи четири ОН групи, е точно същото: пренасяме водорода напред и премахваме водата:

Sn(OH) 4 → H 4 SnO 4 → H 2 SnO 3

Pb(OH) 4 → H 4 PbO 4 → H 2 PbO 3

Трябва да се помни, че оловото и калайът образуват два амфотерни хидроксида: със степен на окисление +2 (Sn (OH) 2, Pb (OH) 2) и +4 (Sn (OH) 4, Pb (OH) 4 ).

И тези хидроксиди ще образуват различни "соли":

Степен на окисление
Хидроксидна формула	Sn(OH)2	Pb (OH) 2	Sn(OH)4	Pb(OH)4
Формула на хидроксид като киселина	H2SnO2	H2PbO2	H2SnO3	H2PbO3
Сол (калий)	K2SnO2	K 2 PbO 2	K2SnO3	K2PbO3
Име на сол			метастаннат	metablumbAT

Същите принципи като в имената на обикновените "соли", елементът в най-висока степен на окисление - наставката AT, в междинната - IT.

Такива "соли" (метахромати, метаалуминати, метаберилати, метацинкати и др.) се получават не само в резултат на взаимодействието на основи и амфотерни хидроксиди. Тези съединения винаги се образуват, когато силно основен "свят" и амфотерен (чрез сливане) влязат в контакт. Тоест, точно както амфотерните хидроксиди с основи, както амфотерните оксиди, така и металните соли, образуващи амфотерни оксиди (соли на слаби киселини), ще реагират. И вместо алкали можете да вземете силно основен оксид и сол на метал, който образува алкали (сол на слаба киселина).

Взаимодействия:

Не забравяйте, че реакциите по-долу протичат по време на синтез.

Амфотерен оксид със силно основен оксид:

ZnO (твърд) + K 2 O (твърд) (t, синтез) → K 2 ZnO 2 (калиев метацинкат или просто калиев цинкат)

Амфотерен оксид с алкали:

ZnO (твърд) + 2KOH (твърд) (t, синтез) → K 2 ZnO 2 + H 2 O

Амфотерен оксид със сол на слаба киселина и алкалообразуващ метал:

ZnO (твърд) + K 2 CO 3 (твърд) (t, синтез) → K 2 ZnO 2 + CO 2

Амфотерен хидроксид със силно основен оксид:

Zn (OH) 2 (твърд) + K 2 O (твърд) (t, синтез) → K 2 ZnO 2 + H 2 O

Амфотерен хидроксид с алкали:

Zn (OH) 2 (твърд) + 2KOH (твърд) (t, синтез) → K 2 ZnO 2 + 2H 2 O

Амфотерен хидроксид със сол на слаба киселина и алкалообразуващ метал:

Zn (OH) 2 (твърд) + K 2 CO 3 (твърд) (t, синтез) → K 2 ZnO 2 + CO 2 + H 2 O

Соли на слаба киселина и метал, който образува амфотерно съединение със силно основен оксид:

ZnCO 3 (твърд) + K 2 O (твърд) (t, синтез) → K 2 ZnO 2 + CO 2

Соли на слаба киселина и метал, който образува амфотерно съединение с алкали:

ZnCO 3 (твърд) + 2KOH (твърд) (t, синтез) → K 2 ZnO 2 + CO 2 + H 2 O

Соли на слаба киселина и метал, който образува амфотерно съединение със сол на слаба киселина и метал, който образува основа:

ZnCO 3 (твърд) + K 2 CO 3 (твърд) (t, синтез) → K 2 ZnO 2 + 2CO 2

По-долу има информация за соли на амфотерни хидроксиди, най-често срещаните в изпита са отбелязани в червено.

	Хидроксид	Киселинен хидроксид	киселинен остатък		Име на сол
BeO	Be(OH) 2	з 2 BeO 2	BeO 2 2-	К 2 BeO 2	Метаберилат (берилат)
ZnO	Zn(OH) 2	з 2 ZnO 2	ZnO 2 2-	К 2 ZnO 2	Метацинкат (цинкат)
Ал 2 О 3	Al(OH) 3	HAlO 2	AlO 2 —	КАЛО 2	Метаалуминат (алуминат)
Fe2O3	Fe(OH)3	HFeO 2	FeO 2 -	KFeO 2	Метаферат (НО НЕ ФЕРАТ)
	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 (станнат)
PbO2	Pb(OH)4	H2PbO3	PbO 3 2-	K2PbO3	MetablumbAT (отвес)
Cr2O3	Cr(OH)3	HCrO 2	CrO2 -	KCrO 2	Метахромат (НО НЕ ХРОМАТ)

Взаимодействие на амфотерни съединения с алкални разтвори (тук само алкали).

В Единния държавен изпит това се нарича "разтваряне на алкален алуминиев хидроксид (цинк, берилий и др.)". Това се дължи на способността на металите в състава на амфотерните хидроксиди в присъствието на излишък от хидроксидни йони (в алкална среда) да прикрепят тези йони към себе си. Образува се частица с метал (алуминий, берилий и др.) в центъра, който е заобиколен от хидроксидни йони. Тази частица става отрицателно заредена (анион) поради хидроксидни йони и този йон ще се нарича хидроксоалуминат, хидроксоцинкат, хидроксобериллат и т.н. Освен това процесът може да протече по различни начини, металът може да бъде заобиколен от различен брой хидроксидни йони.

Ще разгледаме два случая: когато металът е заобиколен четири хидроксидни йона, и когато е заобиколен шест хидроксидни йона.

Нека запишем съкратеното йонно уравнение на тези процеси:

Al(OH) 3 + OH - → Al(OH) 4 -

Полученият йон се нарича тетрахидроксоалуминатен йон. Добавя се префиксът "тетра", защото има четири хидроксидни йона. Тетрахидроксоалуминатният йон има - заряд, тъй като алуминият носи заряд 3+, и четири хидроксидни йона 4-, общо се оказва -.

Al (OH) 3 + 3OH - → Al (OH) 6 3-

Йонът, образуван при тази реакция, се нарича хексахидроксоалуминатен йон. Добавя се префиксът "хексо-", защото има шест хидроксидни йона.

Необходимо е да се добави префикс, указващ количеството хидроксидни йони. Защото ако просто напишете "хидроксоалуминат", не е ясно кой йон имате предвид: Al (OH) 4 - или Al (OH) 6 3-.

Когато алкалът реагира с амфотерен хидроксид, в разтвора се образува сол. Катионът на който е алкален катион, а анионът е сложен йон, образуването на който разгледахме по-рано. Анионът е вътре квадратни скоби.

Al (OH) 3 + KOH → K (калиев тетрахидроксоалуминат)

Al (OH) 3 + 3KOH → K 3 (калиев хексахидроксоалуминат)

Каква точно (хекса- или тетра-) сол пишеш като продукт няма значение. Дори в отговорите на USE е написано: „... K 3 (формирането на K е приемливо". Основното нещо е да не забравяте да се уверите, че всички индекси са правилно поставени. Следете таксите и пазете имайте предвид, че тяхната сума трябва да е равна на нула.

В допълнение към амфотерните хидроксиди, амфотерните оксиди реагират с основи. Продуктът ще бъде същият. Само ако напишете реакцията така:

Al 2 O 3 + NaOH → Na

Al 2 O 3 + NaOH → Na 3

Но тези реакции няма да се изравнят. Необходимо е да добавите вода от лявата страна, защото взаимодействието се случва в разтвора, там има достатъчно вода и всичко ще се изравни:

Al 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O → 2Na

Al 2 O 3 + 6NaOH + 3H 2 O → 2Na 3

В допълнение към амфотерните оксиди и хидроксиди, някои особено активни метали взаимодействат с алкални разтвори, които образуват амфотерни съединения. А именно: алуминий, цинк и берилий. За да изравни, левицата има нужда и от вода. Освен това основната разлика между тези процеси е отделянето на водород:

2Al + 2NaOH + 6H 2 O → 2Na + 3H 2

2Al + 6NaOH + 6H 2 O → 2Na 3 + 3H 2

Таблицата по-долу показва най-често срещаните примери за свойствата на амфотерни съединения в изпита:

Амфотерно вещество		Име на сол
Al2O3 Al(OH)3		Натриев тетрахидроксоалуминат	Al(OH) 3 + NaOH → Na Ал 2 О 3 + 2NaOH + 3H 2 O → 2Na 2Al + 2NaOH + 6H 2 O → 2Na + 3H 2
	На 3	Натриев хексахидроксоалуминат	Al(OH) 3 + 3NaOH → Na 3 Ал 2 О 3 + 6NaOH + 3H 2 O → 2Na 3 2Al + 6NaOH + 6H 2 O → 2Na 3 + 3H 2
Zn(OH) 2	К2	Натриев тетрахидроксоцинкат	Zn(OH) 2 + 2NaOH → Na 2 ZnO + 2NaOH + Н 2 O → Na 2 Zn + 2NaOH + 2H 2 O → Na 2 + З 2
	К4	Натриев хексахидроксоцинкат	Zn(OH) 2 + 4NaOH → Na 4 ZnO + 4NaOH + H 2 O → Na 4 Zn + 4NaOH + 2H 2 O → Na 4 + З 2
Be(OH)2	Ли 2	Литиев тетрахидроксобериллат	Be(OH) 2 + 2LiOH → Li 2 BeO + 2LiOH + H 2 O → Li 2 Be + 2LiOH + 2H 2 O → Li 2 + З 2
	Ли 4	Литиев хексахидроксобериллат	Be(OH) 2 + 4LiOH → Li 4 BeO + 4LiOH + H 2 O → Li 4 Be + 4LiOH + 2H 2 O → Li 4 + З 2
Cr2O3 Cr(OH)3		Натриев тетрахидроксохромат	Cr(OH) 3 + NaOH → Na Кр 2 О 3 + 2NaOH + 3H 2 O → 2Na
	На 3	Натриев хексахидроксохромат	Cr(OH) 3 + 3NaOH → Na 3 Кр 2 О 3 + 6NaOH + 3H 2 O → 2Na 3
Fe2O3 Fe(OH)3		Натриев тетрахидроксоферат	Fe(OH) 3 + NaOH → Na Fe 2 О 3 + 2NaOH + 3H 2 O → 2Na
	Na 3	Натриев хексахидроксоферат	Fe(OH) 3 + 3NaOH → Na 3 Fe 2 О 3 + 6NaOH + 3H 2 O → 2Na 3

Солите, получени при тези взаимодействия, реагират с киселини, образувайки две други соли (соли на дадена киселина и два метала):

2Na 3 + 6Н 2 ТАКА 4 → 3Na 2 ТАКА 4 + Ал 2 (ТАКА 4 ) 3 + 12Н 2 О

Това е всичко! Нищо сложно. Основното нещо е да не бъркате, помнете какво се образува по време на синтеза, какво е в разтвора. Много често се срещат задачи по този въпрос бчасти.