Amfoterni metali su jednostavne supstance koje su strukturno, hemijski i slične metalnoj grupi elemenata. Metali sami po sebi ne mogu pokazati amfoterna svojstva, za razliku od njihovih jedinjenja. Na primjer, oksidi i hidroksidi nekih metala imaju dvostruku kemijsku prirodu - u nekim uvjetima ponašaju se kao kiseline, dok u drugim imaju svojstva lužina.

Glavni amfoterni metali su aluminijum, cink, hrom i gvožđe. Berilijum i stroncijum se mogu pripisati istoj grupi elemenata.

amfoterično?

Po prvi put ovo imanje otkriveno je dosta davno. A pojam "amfoterni elementi" su u nauku uveli 1814. poznati hemičari L. Tenard i J. Gay-Lussac. U to vrijeme bilo je uobičajeno dijeliti hemijska jedinjenja u grupe koje su odgovarale njihovim osnovnim svojstvima tokom reakcija.

Međutim, grupa oksida i baza imala je dvostruke sposobnosti. U nekim uvjetima, takve tvari su se ponašale kao alkalije, dok su se u drugim, naprotiv, ponašale kao kiseline. Tako je nastao pojam "amfoterično". Za takve, ponašanje tokom acidobazne reakcije zavisi od uslova njenog sprovođenja, prirode uključenih reagensa, kao i od svojstava rastvarača.

Zanimljivo je da u prirodnim uslovima, amfoterni metali mogu da komuniciraju i sa alkalijama i sa kiselinama. Na primjer, tokom reakcije aluminijuma sa aluminijum sulfatom nastaje. A kada isti metal reagira s koncentriranom alkalijom, nastaje kompleksna sol.

Amfoterne baze i njihova glavna svojstva

U normalnim uslovima, to su čvrste materije. Oni su praktično netopivi u vodi i smatraju se prilično slabim elektrolitima.

Glavna metoda za dobivanje takvih baza je reakcija soli metala s malom količinom alkalija. Reakcija precipitacije mora se izvoditi polako i pažljivo. Na primjer, kada se prima cink hidroksid, kaustična soda se pažljivo dodaje u kapima u epruvetu s cink hloridom. Svaki put morate lagano protresti posudu da vidite bijeli talog metala na dnu posude.

Sa kiselinama i amfoternim tvarima reagiraju kao baze. Na primjer, reakcija cink hidroksida sa hlorovodoničnom kiselinom proizvodi cink klorid.

Ali tokom reakcija sa bazama, amfoterne baze se ponašaju kao kiseline.

Osim toga, kada se jako zagriju, oni se raspadaju i formiraju odgovarajući amfoterni oksid i vodu.

Najčešći amfoterni metali: kratak opis

Cink pripada grupi amfoternih elemenata. I iako su legure ove tvari bile naširoko korištene u drevnim civilizacijama, tek su je 1746. godine uspjeli izolirati u svom čistom obliku.

Čisti metal je prilično krhka plavkasta supstanca. Cink brzo oksidira na zraku - njegova površina tamni i postaje prekrivena tankim filmom oksida.

U prirodi, cink postoji uglavnom u obliku minerala - cincita, smithsonita, kalamita. Najpoznatija supstanca je cink blende, koja se sastoji od cink sulfida. Najveća nalazišta ovog minerala nalaze se u Boliviji i Australiji.

Aluminijum Danas se smatra najčešćim metalom na planeti. Njegove legure se koriste stoljećima, a 1825. tvar je izolirana u svom čistom obliku.

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

Danas se aluminijum široko koristi u industriji.

Baze, amfoterni hidroksidi

Baze su složene supstance koje se sastoje od atoma metala i jedne ili više hidrokso grupa (-OH). Opšta formula je Me + y (OH) y, gdje je y broj hidrokso grupa jednak oksidacijskom stanju metala Me. U tabeli je prikazana klasifikacija baza.

Svojstva alkalnih hidroksida alkalnih i zemnoalkalnih metala

1. Vodeni rastvori alkalija su sapunasti na dodir, menjaju boju indikatora: lakmus - plavi, fenolftalein - malina.

2. Vodeni rastvori disociraju:

3. Interaguju sa kiselinama, ulazeći u reakciju razmjene:

Baze polikiselina mogu dati srednje i bazične soli:

4. Interaguju s kiselim oksidima, formirajući medij i kisele soli, ovisno o bazičnosti kiseline koja odgovara ovom oksidu:

5. Interakcija s amfoternim oksidima i hidroksidima:

a) fuzija:

b) u rješenjima:

6. Reagirajte sa solima topivim u vodi ako se formira talog ili plin:

Nerastvorljive baze (Cr (OH) 2, Mn (OH) 2, itd.) stupaju u interakciju s kiselinama i razlažu se zagrijavanjem:

Amfoterni hidroksidi

Amfoterna se nazivaju jedinjenja koja, u zavisnosti od uslova, mogu biti i donori vodonik katjona i pokazivati ​​kisela svojstva, i njihovi akceptori, odnosno bazna svojstva.

Hemijska svojstva amfoternih jedinjenja

1. U interakciji s jakim kiselinama otkrivaju glavna svojstva:

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

2. U interakciji sa alkalijama - jakim bazama, pokazuju kisela svojstva:

Zn (OH) 2 + 2NaOH \u003d Na 2 ( kompleksna so)

Al (OH) 3 + NaOH \u003d Na ( kompleksna so)

Spojevi se nazivaju kompleksima u kojima je barem jedna kovalentna veza formirana mehanizmom donor-akceptor.

Opšta metoda za dobijanje baza zasniva se na reakcijama razmene, kojima se mogu dobiti i nerastvorljive i rastvorljive baze.

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

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

Kada se ovim metodom dobiju rastvorljive baze, taloži se nerastvorljiva so.

Prilikom dobivanja u vodi netopivih baza s amfoternim svojstvima, treba izbjegavati višak alkalija, jer može doći do rastvaranja amfoterne baze, na primjer:

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

U takvim slučajevima, amonijum hidroksid se koristi za dobijanje hidroksida, u kojima se amfoterni hidroksidi ne rastvaraju:

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

Hidroksidi srebra i žive se tako lako razlažu da kada pokušate da ih dobijete reakcijom razmene, umesto hidroksida, talože se oksidi:

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

U industriji se alkalije obično dobivaju elektrolizom vodenih otopina klorida.

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

Alkalije se također mogu dobiti reakcijom alkalnih i zemnoalkalnih metala ili njihovih oksida s vodom.

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

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

kiseline

Kiseline se nazivaju složene tvari, čije se molekule sastoje od atoma vodika koji se mogu zamijeniti atomima metala i kiselih ostataka. U normalnim uslovima, kiseline mogu biti čvrste (fosforna H 3 PO 4; silicijum H 2 SiO 3) i tečne (sumporna kiselina H 2 SO 4 će biti čista tečnost).

Gasovi kao što su hlorovodonik HCl, bromovodonik HBr, vodonik sulfid H 2 S formiraju odgovarajuće kiseline u vodenim rastvorima. Broj vodonikovih jona koje formira svaki molekul kiseline tokom disocijacije određuje naboj kiselinskog ostatka (aniona) i bazičnost kiseline.

Prema protolitička teorija kiselina i baza, koji su istovremeno predložili danski hemičar Bronsted i engleski hemičar Lowry, kiselina je supstanca odvajanje sa ovom reakcijom protoni, A osnovu- supstanca sposobna za primaju protone.

kiselina → baza + H +

Na osnovu ovih ideja, to je jasno osnovna svojstva amonijaka, koji, zbog prisustva usamljenog elektronskog para na atomu dušika, efektivno prihvata proton kada je u interakciji sa kiselinama, formirajući amonijum jon kroz vezu donor-akceptor.

HNO 3 + NH 3 ⇆ NH 4 + + NO 3 -

kisela baza kisela baza

Općenitija definicija kiselina i baza koji je predložio američki hemičar G. Lewis. On je sugerirao da su kiselinsko-bazne interakcije prilično dobre se ne moraju nužno pojaviti s prijenosom protona. U određivanju kiselina i baza po Lewisu, glavnu ulogu u hemijskim reakcijama imaju elektronska para.

Kationi, anioni ili neutralni molekuli koji mogu prihvatiti jedan ili više parova elektrona nazivaju se Lewisove kiseline.

Na primjer, aluminij fluorid AlF 3 je kiselina, jer je u stanju prihvatiti elektronski par u interakciji s amonijakom.

AlF 3 + :NH 3 ⇆ :

Kationi, anioni ili neutralni molekuli sposobni da doniraju elektronske parove nazivaju se Lewisovim bazama (amonijak je baza).

Lewisova definicija pokriva sve acido-bazne procese koji su razmatrani u prethodno predloženim teorijama. Tabela upoređuje definicije kiselina i baza koje se trenutno koriste.

Nomenklatura kiselina

Budući da postoje različite definicije kiselina, njihova klasifikacija i nomenklatura su prilično proizvoljni.

Prema broju atoma vodika koji se mogu odvojiti u vodenoj otopini, kiseline se dijele na jednobazni(npr. HF, HNO 2), dibasic(H 2 CO 3 , H 2 SO 4) i tribasic(H 3 RO 4).

Prema sastavu kiselina se dijeli na anoksičan(HCl, H 2 S) i koji sadrže kiseonik(HClO 4 , HNO 3).

Obično nazivi oksigeniranih kiselina izvedeno od imena nemetala s dodatkom završetaka -kai, -vaya, ako je oksidaciono stanje nemetala jednako broju grupe. Kako se oksidacijsko stanje smanjuje, sufiksi se mijenjaju (po opadajućem oksidacijskom stanju metala): - ovalna, ististaya, - jajolika:

Ako uzmemo u obzir polaritet veze vodonik-nemetal unutar perioda, lako možemo povezati polaritet ove veze sa pozicijom elementa u periodnom sistemu. Od atoma metala koji lako gube valentne elektrone, atomi vodika prihvataju te elektrone, formirajući stabilnu dvoelektronsku ljusku poput ljuske atoma helija, i daju ionske metalne hidride.

U vodoničnim jedinjenjima elemenata grupa III-IV periodnog sistema, bor, aluminijum, ugljenik, silicijum formiraju kovalentne, slabo polarne veze sa atomima vodonika koji nisu skloni disocijaciji. Za elemente grupa V-VII Periodnog sistema, unutar perioda, polaritet veze nemetal-vodik raste sa naelektrisanjem atoma, ali je raspodela naelektrisanja u rezultujućem dipolu drugačija nego u vodoničnim jedinjenjima elementi koji imaju tendenciju da doniraju elektrone. Atomi nemetala, u kojima je nekoliko elektrona potrebno da bi se dovršio elektronski omotač, povlače prema sebi (polariziraju) par vezanih elektrona što je jače, što je naboj jezgra veći. Stoga, u nizu CH 4 - NH 3 - H 2 O - HF ili SiH 4 - PH 3 - H 2 S - Hcl, veze sa atomima vodonika, dok ostaju kovalentne, postaju polarnije, a atom vodonika u dipolu veza element-vodik postaje elektropozitivnija. Ako su polarne molekule u polarnom otapalu, može doći do procesa elektrolitičke disocijacije.

Razgovarajmo o ponašanju kiselina koje sadrže kisik u vodenim otopinama. Ove kiseline imaju H-O-E vezu i, prirodno, O-E veza utiče na polaritet H-O veze. Stoga se ove kiseline po pravilu lakše disociraju od vode.

H 2 SO 3 + H 2 O ⇆ H s O + + HSO 3

HNO 3 + H 2 O ⇆ H s O + + NO 3

Pogledajmo nekoliko primjera svojstva oksigeniranih kiselina, formirani od elemenata koji su u stanju da ispolje različita oksidaciona stanja. To je poznato hipohlorne kiseline HClO vrlo slaba hlorovodonična kiselina HClO 2 takođe slab ali jači od hipohlorne, hipohlorne kiseline HclO 3 jaka. Perhlorna kiselina HClO 4 je jedna od njih najjači neorganske kiseline.

Disocijacija prema kiselom tipu (uz eliminaciju H jona) zahtijeva prekid veze O-H. Kako se može objasniti smanjenje jačine ove veze u nizu HClO - HClO 2 - HClO 3 - HClO 4? U ovoj seriji povećava se broj atoma kiseonika povezanih sa centralnim atomom hlora. Svaki put kada se formira nova veza kiseonika sa hlorom, elektronska gustina se povlači od atoma hlora, a time i od pojedinačne O-Cl veze. Kao rezultat toga, gustoća elektrona djelomično napušta O-N vezu, koja je zbog toga oslabljena.

Takav obrazac - poboljšanje kiselih svojstava sa povećanjem stepena oksidacije centralnog atoma - karakterističan ne samo za hlor, već i za druge elemente. Na primjer, dušična kiselina HNO 3 , u kojoj je oksidacijsko stanje dušika +5, jača je od dušične kiseline HNO 2 (stanje oksidacije dušika je +3); sumporna kiselina H 2 SO 4 (S +6) je jača od sumporne kiseline H 2 SO 3 (S +4).

Dobijanje kiselina

1. Anoksične kiseline se mogu dobiti u direktnoj kombinaciji nemetala sa vodonikom.

H 2 + Cl 2 → 2HCl,

H 2 + S ⇆ H 2 S

2. Mogu se dobiti neke oksigenirane kiseline interakcija kiselih oksida sa vodom.

3. Mogu se dobiti i anoksične i oksigenirane kiseline prema reakcijama razmjene između soli i drugih kiselina.

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 (konc) = HCl + NaHSO 4

AgNO 3 + HCl = AgCl↓ + HNO 3

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

4. Neke kiseline se mogu dobiti upotrebom redoks reakcije.

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

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

Kiseli ukus, djelovanje na indikatore, električna provodljivost, interakcija s metalima, bazičnim i amfoternim oksidima, bazama i solima, stvaranje estera sa alkoholima - ova svojstva su zajednička za neorganske i organske kiseline.

mogu se podijeliti u dvije vrste reakcija:

1) su uobičajene Za kiseline reakcije su povezane sa stvaranjem hidronij jona H 3 O + u vodenim rastvorima;

2) specifično(tj. karakteristične) reakcije specifične kiseline.

Jon vodonika može ući redoks reakcije, redukcije u vodonik, kao i u složenoj reakciji sa negativno nabijenim ili neutralnim česticama koje imaju usamljene parove elektrona, tj kiselo-bazne reakcije.

Opća svojstva kiselina uključuju reakcije kiselina s metalima u nizu napona do vodika, na primjer:

Zn + 2N + = Zn 2+ + N 2

Kiselo-bazne reakcije uključuju reakcije s bazičnim oksidima i bazama, kao i sa srednjim, baznim, a ponekad i kiselim solima.

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

Imajte na umu da se višebazne kiseline disocijaciju postepeno, a u svakom sljedećem koraku disocijacija je teža, pa se s viškom kiseline najčešće stvaraju kisele soli, a ne srednje.

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 + H 3 PO 4 = NaH 2 PO 4 + H 2 O

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

Na prvi pogled, stvaranje kiselih soli može izgledati iznenađujuće. jednobazni fluorovodonična (fluorovodonična) kiselina. Međutim, ova činjenica se može objasniti. Za razliku od svih ostalih halogenovodoničnih kiselina, fluorovodonična kiselina je delimično polimerizovana u rastvorima (zbog stvaranja vodoničnih veza) i u njoj mogu biti prisutne različite čestice (HF) X, odnosno H 2 F 2, H 3 F 3 itd.

Poseban slučaj acidobazne ravnoteže - reakcije kiselina i baza s indikatorima koji mijenjaju boju ovisno o kiselosti otopine. Indikatori se koriste u kvalitativnoj analizi za otkrivanje kiselina i baza u rješenjima.

Najčešće korišteni indikatori su lakmus(V neutralan okruženje ljubičasta, V kiselo - crveno, V alkalna - plava), metilnarandžasta(V kiselo okruženje crveno, V neutralan - narandžasta, V alkalna - žuta), fenolftalein(V jako alkalna okruženje grimizno crvena, V neutralna i kisela - bezbojno).

Specific Properties različite kiseline mogu biti dvije vrste: prvo, reakcije koje dovode do stvaranja nerastvorljive soli, i, drugo, redoks transformacije. Ako su reakcije povezane s prisustvom iona H+ u njima zajedničke za sve kiseline (kvalitativne reakcije za detekciju kiselina), specifične reakcije se koriste kao kvalitativne reakcije za pojedinačne kiseline:

Ag + + Cl - = AgCl (bijeli talog)

Ba 2+ + SO 4 2- \u003d BaSO 4 (bijeli talog)

3Ag + + PO 4 3 - = Ag 3 PO 4 (žuti talog)

Neke specifične reakcije kiselina su zbog njihovih redoks svojstava.

Anoksične kiseline u vodenoj otopini mogu samo oksidirati.

2KMnO 4 + 16HCl = 5Cl 2 + 2KSl + 2MnCl 2 + 8H 2 O

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

Kiseline koje sadrže kisik mogu se oksidirati samo ako je središnji atom u njima u nižem ili srednjem oksidacionom stanju, kao što je, na primjer, u sumpornoj kiselini:

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

Mnoge kiseline koje sadrže kiseonik, u kojima centralni atom ima maksimalno oksidaciono stanje (S +6, N +5, Cr +6), pokazuju svojstva jakih oksidacionih sredstava. Koncentrovani H 2 SO 4 je jako oksidaciono sredstvo.

Cu + 2H 2 SO 4 (konc) = 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 (konc.) = CO 2 + 2SO 2 + 2H 2 O

Treba imati na umu da:

• Kiseli rastvori reaguju sa metalima koji se nalaze u elektrohemijskom nizu napona levo od vodonika, podložni brojnim uslovima, od kojih je najvažniji nastanak rastvorljive soli kao rezultat reakcije. Interakcija HNO 3 i H 2 SO 4 (konc.) sa metalima se odvija različito.

Koncentrovana sumporna kiselina na hladnom pasivizira aluminijum, gvožđe, hrom.

• U vodi se kiseline disociraju na vodikove katione i anjone kiselih ostataka, na primjer:

• Anorganske i organske kiseline stupaju u interakciju s bazičnim i amfoternim oksidima, pod uvjetom da se formira topljiva sol:

• I te i druge kiseline reaguju sa bazama. Višebazne kiseline mogu formirati i srednje i kisele soli (ovo su reakcije neutralizacije):

• Reakcija između kiselina i soli događa se samo ako se formira talog ili plin:

Interakcija H 3 PO 4 sa krečnjakom će prestati usled formiranja poslednjeg nerastvorljivog taloga Ca 3 (PO 4) 2 na površini.

Karakteristike svojstava dušične HNO 3 i koncentrirane sumporne H 2 SO 4 (konc.) kiselina proizlaze iz činjenice da u interakciji s jednostavnim tvarima (metali i nemetali), ne H + kationi, već nitrati i sulfati. joni će djelovati kao oksidacijski agensi. Logično je očekivati ​​da kao rezultat ovakvih reakcija ne nastaje vodik H 2, već se dobijaju druge supstance: obavezno so i voda, kao i jedan od proizvoda redukcije nitratnih ili sulfatnih jona, u zavisnosti od koncentracija kiselina, položaj metala u nizu napona i reakcioni uslovi (temperatura, finoća metala, itd.).

Ove karakteristike hemijskog ponašanja HNO 3 i H 2 SO 4 (konc.) jasno ilustruju tezu teorije hemijske strukture o međusobnom uticaju atoma u molekulima supstanci.

Često se brkaju koncepti volatilnosti i stabilnosti (stabilnosti). Isparljive kiseline nazivaju se kiseline, čije molekule lako prelaze u plinovito stanje, odnosno isparavaju. Na primjer, hlorovodonična kiselina je hlapljiva, ali postojana, stabilna kiselina. Ne može se suditi o hlapljivosti nestabilnih kiselina. Na primjer, neisparljiva, nerastvorljiva silicijumska kiselina se razlaže na vodu i SiO 2 . Vodene otopine hlorovodonične, azotne, sumporne, fosforne i niza drugih kiselina su bezbojne. Vodeni rastvor hromne kiseline H 2 CrO 4 je žute boje, permanganske kiseline HMnO 4 je malina.

Referentni materijal za polaganje ispita:

Tabela Mendeljejeva

Tablica rastvorljivosti

Jednostavne supstance slične metalnim elementima po strukturi i nizu hemijskih i fizičkih parametara nazivaju se amfoternim, tj. ovo su elementi koji pokazuju hemijsku dualnost. Treba napomenuti da to nisu sami metali, već njihove soli ili oksidi. Na primjer, oksidi nekih metala mogu imati dva svojstva, pod nekim uvjetima mogu pokazati svojstva svojstvena kiselinama, u drugim se ponašaju kao alkalije.

Glavni amfoterni metali su aluminijum, cink, hrom i neki drugi.

Termin amfoterično uveden je u opticaj početkom 19. stoljeća. Tada su se hemikalije razdvajale na osnovu njihovih sličnih svojstava, manifestovanih u hemijskim reakcijama.

Šta su amfoterni metali

Spisak metala koji se mogu klasifikovati kao amfoterni je prilično velik. Štaviše, neki od njih se mogu nazvati amfoternim, a neki - uslovno.

Hajde da navedemo serijske brojeve supstanci pod kojima se nalaze u periodnom sistemu. Lista uključuje grupe od 22 do 32, 40 do 51 i mnoge druge. Na primjer, krom, željezo i niz drugih s pravom se mogu nazvati osnovnim, a stroncij i berilij se također mogu pripisati potonjem.

Inače, aluminijum se smatra najsjajnijim predstavnikom metala amfore.

Upravo se njegove legure već dugo koriste u gotovo svim industrijama. Koristi se za izradu elemenata trupa aviona, karoserija automobila i kuhinjskog pribora. Postao je nezamjenjiv u elektroindustriji i proizvodnji opreme za mreže grijanja. Za razliku od mnogih drugih metala, aluminijum je stalno reaktivan. Oksidni film koji prekriva površinu metala otporan je na oksidativne procese. U normalnim uslovima, iu određenim vrstama hemijskih reakcija, aluminijum može delovati kao redukcioni element.

Ovaj metal može stupiti u interakciju s kisikom ako se drobi u mnogo malih čestica. Ova vrsta operacije zahtijeva korištenje visokih temperatura. Reakcija je praćena oslobađanjem velike količine toplinske energije. Kada temperatura poraste na 200 ºC, aluminijum reaguje sa sumporom. Stvar je u tome da aluminijum, ne uvek, u normalnim uslovima, može da reaguje sa vodonikom. U međuvremenu, kada se pomiješa s drugim metalima, mogu nastati različite legure.

Drugi izraženi amfoterni metal je gvožđe. Ovaj element ima broj 26 i nalazi se između kobalta i mangana. Gvožđe je najčešći element koji se nalazi u zemljinoj kori. Gvožđe se može klasifikovati kao jednostavan element, srebrnobele boje i savitljivo, naravno, kada je izloženo visokim temperaturama. Može brzo početi korodirati na visokim temperaturama. Gvožđe, ako se stavi u čisti kiseonik, potpuno izgara i može se zapaliti na otvorenom.

Takav metal ima sposobnost da brzo pređe u fazu korozije kada je izložen visokim temperaturama. Gvožđe stavljeno u čisti kiseonik potpuno izgara. Nalazeći se u zraku, metalna tvar brzo oksidira zbog prekomjerne vlage, odnosno hrđa. Prilikom izgaranja u masi kisika formira se neka vrsta kamenca, koja se naziva željezni oksid.

Osobine amfoternih metala

Definisani su samim konceptom amfoternosti. U tipičnom stanju, odnosno pri normalnoj temperaturi i vlažnosti, većina metala je čvrsta materija. Nijedan od metala se ne može rastvoriti u vodi. Alkalne baze se pojavljuju tek nakon određenih kemijskih reakcija. U toku reakcije, metalne soli stupaju u interakciju. Treba napomenuti da sigurnosna pravila zahtijevaju posebnu pažnju prilikom izvođenja ove reakcije.

Kombinacija amfoternih supstanci sa samim oksidima ili kiselinama prva je koja pokazuje reakciju koja je svojstvena bazama. U isto vrijeme, ako se kombiniraju s bazama, pojavit će se kisela svojstva.

Zagrijavanje amfoternih hidroksida uzrokuje njihovo raspadanje u vodu i oksid. Drugim riječima, svojstva amfoternih supstanci su vrlo široka i zahtijevaju pažljivo proučavanje, koje se može provesti tijekom kemijske reakcije.

Svojstva amfoternih elemenata mogu se razumjeti upoređujući ih s parametrima tradicionalnih materijala. Na primjer, većina metala ima nizak potencijal ionizacije i to im omogućava da djeluju kao redukcijski agensi u kemijskim procesima.

Amfoterno - može pokazati i redukcijske i oksidacijske karakteristike. Međutim, postoje spojevi za koje je karakteristična negativna razina oksidacije.

Apsolutno svi poznati metali imaju sposobnost stvaranja hidroksida i oksida.

Svi metali imaju sposobnost formiranja bazičnih hidroksida i oksida. Inače, metali mogu ući u reakciju oksidacije samo s određenim kiselinama. Na primjer, reakcija s dušičnom kiselinom može se odvijati na različite načine.

Amfoterne supstance koje se odnose na jednostavne imaju jasne razlike u strukturi i karakteristikama. Pripadnost određenoj klasi se za neke supstance može odrediti na prvi pogled, pa je odmah jasno da je bakar metal, ali brom nije.

Kako razlikovati metal od nemetala

Glavna razlika je u tome što metali doniraju elektrone koji se nalaze u vanjskom oblaku elektrona. Nemetali ih aktivno privlače.

Svi metali su dobri provodnici toplote i struje, nemetali su lišeni takve mogućnosti.

Baze amfoternih metala

U normalnim uslovima, ove supstance se ne otapaju u vodi i mogu se sa sigurnošću pripisati slabim elektrolitima. Takve tvari se dobivaju reakcijom soli metala i alkalija. Ove reakcije su prilično opasne za one koji ih proizvode, pa se stoga, na primjer, za dobivanje cink hidroksida, kaustična soda mora polako i pažljivo ubaciti u posudu s cink kloridom, kap po kap.

U isto vrijeme, amfoterni - djeluju s kiselinama kao bazama. Odnosno, prilikom izvođenja reakcije između klorovodične kiseline i cink hidroksida pojavit će se cink klorid. A kada su u interakciji sa bazama, ponašaju se kao kiseline.

13.1. Definicije

Najvažnije klase anorganskih supstanci tradicionalno su jednostavne supstance (metali i nemetali), oksidi (kiseli, bazični i amfoterni), hidroksidi (dio kiselina, baza, amfoterni hidroksidi) i soli. Supstance koje pripadaju istoj klasi imaju slična hemijska svojstva. Ali već znate da se prilikom razlikovanja ovih klasa koriste različite karakteristike klasifikacije.
U ovom odeljku ćemo konačno formulisati definicije svih najvažnijih klasa hemijskih supstanci i videti kako se te klase razlikuju.
Počnimo sa jednostavne supstance (klasifikacija prema broju elemenata koji čine supstancu). Obično se dijele na metali I nemetali(Sl. 13.1- A).
Već znate definiciju "metala".

Iz ove definicije se može vidjeti da je glavna karakteristika koja nam omogućava da jednostavne tvari podijelimo na metale i nemetale vrsta kemijske veze.

U većini nemetala, veze su kovalentne. Ali postoje i plemeniti plinovi (jednostavne tvari elemenata grupe VIIIA), čiji su atomi u čvrstom i tekućem stanju povezani samo intermolekularnim vezama. Otuda definicija.

Prema hemijskim svojstvima među metalima izdvaja se grupa tzv amfoterni metali. Ovo ime odražava sposobnost ovih metala da reaguju i sa kiselinama i sa alkalijama (kao amfoterni oksidi ili hidroksidi) (Slika 13.1- b).
Osim toga, zbog hemijske inertnosti među metalima, plemenitih metala. To uključuje zlato, rutenijum, rodijum, paladijum, osmijum, iridijum, platinu. Po tradiciji, nešto reaktivnije srebro je također klasifikovano kao plemeniti metal, ali takvi inertni metali kao što su tantal, niobij i neki drugi nisu uključeni. Postoje i druge klasifikacije metala, na primjer, u metalurgiji su svi metali podijeljeni crne i obojene povezujući gvožđe i njegove legure sa crnim metalima.
Od složene supstance najvažnije su, prije svega, oksidi(vidi §2.5), ali budući da njihova klasifikacija uzima u obzir kiselinsko-bazna svojstva ovih jedinjenja, prvo se prisjećamo šta kiseline I osnove.

Dakle, razlikujemo kiseline i baze iz ukupne mase jedinjenja koristeći dvije karakteristike: sastav i hemijska svojstva.
Prema svom sastavu, kiseline se dijele na koji sadrže kiseonik (oksokiseline) I anoksičan(Sl. 13.2).

Treba imati na umu da su kiseline koje sadrže kisik u svojoj strukturi hidroksidi.

Bilješka. Tradicionalno, za kiseline bez kiseonika, reč "kiselina" koristi se kada je u pitanju rastvor odgovarajuće pojedinačne supstance, na primer: supstanca HCl se zove hlorovodonik, a njen vodeni rastvor se naziva hlorovodonična ili hlorovodonična kiselina.

Sada se vratimo na okside. Okside smo naveli u grupu kiselo ili major po tome kako reaguju sa vodom (ili po tome da li su napravljeni od kiselina ili baza). Ali ne reagiraju svi oksidi s vodom, ali većina njih reagira s kiselinama ili alkalijama, pa je bolje klasificirati okside po ovom svojstvu.

Postoji nekoliko oksida koji u normalnim uslovima ne reaguju ni sa kiselinama ni sa alkalijama. Takvi oksidi se nazivaju ne stvaraju soli. To je, na primjer, CO, SiO, N 2 O, NO, MnO 2. Za razliku od njih, preostali oksidi se nazivaju formiranje soli(Sl. 13.3).

Kao što znate, većina kiselina i baza jeste hidroksid. Prema sposobnosti hidroksida da reaguju i sa kiselinama i sa alkalijama, među njima (kao i među oksidima) razlikuju se amfoterni hidroksidi(Sl. 13.4).

Sada moramo da definišemo soli. Izraz "sol" se koristi dugo vremena. Sa razvojem nauke, njeno značenje se više puta menjalo, proširivalo i usavršavalo. U modernom smislu, sol je ionsko jedinjenje, ali tradicionalno soli ne uključuju ionske okside (pošto se nazivaju osnovni oksidi), ionske hidrokside (baze), kao ni ionske hidride, karbide, nitride itd. može jednostavno reći, šta

Moguće je dati još jednu, precizniju, definiciju soli.

Dajući ovu definiciju, oksonijumove soli se obično klasifikuju i kao soli i kao kiseline.
Soli se prema svom sastavu dijele na kiselo, srednje I main(Sl. 13.5).

Odnosno, anioni kiselih soli uključuju atome vodika vezane kovalentnim vezama s drugim atomima aniona i sposobni da se razdvoje pod djelovanjem baza.

Bazične soli obično imaju vrlo složen sastav i često su nerastvorljive u vodi. Tipičan primjer bazične soli je mineral malahit Cu 2 (OH) 2 CO 3 .

Kao što vidite, najvažnije klase hemikalija se razlikuju prema različitim kriterijumima klasifikacije. Ali bez obzira na to kako razlikujemo klasu supstanci, sve supstance ove klase imaju zajednička hemijska svojstva.

U ovom poglavlju ćete naučiti o najkarakterističnijim hemijskim svojstvima supstanci koje predstavljaju ove klase i najvažnijim metodama za njihovo dobijanje.

metal
1. Gdje se u prirodnom sistemu elemenata nalaze elementi koji formiraju metale, a gdje elementi koji formiraju nemetale?
2. Napišite formule za pet metala i pet nemetala.
3. Sastavite strukturne formule sljedećih jedinjenja:
(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. Koji oksidi odgovaraju sljedećim hidroksidima:
H 2 SO 4 , Ca (OH) 2 , H 3 PO 4 , Al (OH) 3 , HNO 3 , LiOH?
Koja je priroda (kisela ili bazična) svakog od ovih oksida?
5. Pronađite soli među sljedećim supstancama. Napravite njihove strukturne formule.
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. Napravite strukturne formule sljedećih kiselih soli:
NaHSO 4 , KHSO 3 , NaHCO 3 , Ca(H 2 PO 4) 2 , CaHPO 4 .

13.2. Metali

U kristalima metala i njihovim topljenjima, atomska jezgra su povezana jednim elektronskim oblakom metalne veze. Poput jednog atoma elementa koji formira metal, metalni kristal ima sposobnost doniranja elektrona. Tendencija metala da odustane od elektrona ovisi o njegovoj strukturi i, prije svega, o veličini atoma: što su atomske jezgre veće (odnosno, veći ionski radijusi), metal lakše odustaje od elektrona.
Metali su jednostavne tvari, pa je oksidacijsko stanje atoma u njima 0. Ulazeći u reakcije, metali gotovo uvijek mijenjaju oksidacijsko stanje svojih atoma. Atomi metala, koji nemaju tendenciju da prihvate elektrone, mogu ih samo odati ili socijalizirati. Elektronegativnost ovih atoma je niska, pa čak i kada formiraju kovalentne veze, atomi metala dobijaju pozitivno oksidaciono stanje. Dakle, svi metali, u ovoj ili onoj mjeri, eksponiraju obnavljajuća svojstva. Oni reaguju:
1) C nemetali(ali ne sa svim i ne sa svima):
4Li + O 2 \u003d 2Li 2 O,
3Mg + N 2 \u003d Mg 3 N 2 (kada se zagrije),
Fe + S = FeS (kada se zagrije).
Najaktivniji metali lako reaguju sa halogenima i kiseonikom, a samo litijum i magnezijum reaguju sa veoma jakim molekulima azota.
Reagujući sa kiseonikom, većina metala stvara okside, a najaktivniji perokside (Na 2 O 2 , BaO 2 ) i druga složenija jedinjenja.
2) C oksidi manje aktivni metali:
2Ca + MnO 2 \u003d 2CaO + Mn (kada se zagrije),
2Al + Fe 2 O 3 \u003d Al 2 O 3 + 2Fe (sa predgrijavanjem).
Mogućnost nastanka ovih reakcija određena je općim pravilom (RWR idu u smjeru stvaranja slabijih oksidacijskih i redukcijskih sredstava) i ne ovisi samo o aktivnosti metala (aktivniji, odnosno lakše odustajanje). svojim elektronima, metal obnavlja manje aktivni), ali i na energiju kristalne rešetke oksida (reakcija teče u pravcu stvaranja „jačeg“ oksida).
3) C kiseli rastvori(§ 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 = MgSO 4p + H 2, Fe + 2HCl p \u003d FeCl 2p + H 2.
U ovom slučaju, mogućnost reakcije se lako određuje nizom napona (reakcija se odvija ako je metal u nizu napona lijevo od vodonika).
4) C rastvori soli(§ 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.
Ovdje se također koristi niz napona kako bi se odredilo može li se reakcija nastaviti.
5) Pored toga, najaktivniji metali (alkalni i zemnoalkalni) reaguju sa vodom (§ 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.
U drugoj reakciji moguće je stvaranje precipitata Ca(OH) 2.
Većina metala u industriji dobiti, obnavljanje njihovih oksida:
Fe 2 O 3 + 3CO = 2Fe + 3CO 2 (na visokoj temperaturi),
MnO 2 + 2C = Mn + 2CO (na visokoj temperaturi).
U laboratoriji se za to često koristi vodonik:

Najaktivniji metali, kako u industriji tako iu laboratoriji, dobijaju se elektrolizom (§ 9.9).
U laboratoriji se manje reaktivni metali mogu reducirati iz rastvora njihovih soli sa više reaktivnih metala (pogledajte § 12.2 za ograničenja).

1. Zašto metali ne pokazuju oksidirajuća svojstva?
2. Od čega prvenstveno zavisi hemijska aktivnost metala?
3. Izvršite transformacije
a) Li Li 2 O LiOH LiCl; b) NaCl Na Na 2 O 2;
c) FeO Fe FeS Fe 2 O 3; d) CuCl 2 Cu(OH) 2 CuO Cu CuBr 2 .
4. Vratite lijeve dijelove jednadžbi:
a) ... = H 2 O + Cu;
b) ... = 3CO + 2Fe;
c) ... = 2Cr + Al 2 O 3
. Hemijska svojstva metala.

13.3. nemetali

Za razliku od metala, nemetali se međusobno jako razlikuju po svojim svojstvima – i fizičkim i hemijskim, pa čak i po vrsti strukture. Ali, osim plemenitih plinova, u svim nemetalima veza između atoma je kovalentna.
Atomi koji sačinjavaju nemetale imaju tendenciju vezivanja elektrona, ali, formirajući jednostavne supstance, ne mogu "zadovoljiti" ovu tendenciju. Stoga, nemetali (u ovom ili onom stepenu) imaju tendenciju vezivanja elektrona, odnosno mogu pokazati oksidirajuća svojstva. Oksidativna aktivnost nemetala ovisi, s jedne strane, o veličini atoma (što su atomi manji, to je supstanca aktivnija), as druge strane o jačini kovalentnih veza u jednostavnoj tvari ( što su veze jače, supstanca je manje aktivna). U formiranju ionskih spojeva, atomi nemetala zaista dodaju "dodatne" elektrone, a u formiranju spojeva s kovalentnim vezama samo pomjeraju uobičajene elektronske parove u svom smjeru. U oba slučaja stepen oksidacije se smanjuje.
Nemetali mogu oksidirati:
1) metali(supstance manje ili više sklone davanju elektrona):
3F 2 + 2Al \u003d 2AlF 3,
O 2 + 2Mg \u003d 2MgO (sa predgrijavanjem),
S + Fe = FeS (kada se zagrije),
2C + Ca \u003d CaC 2 (kada se zagrije).
2) ostali nemetali(manje je vjerovatno da će prihvatiti elektrone):
2F 2 + C \u003d CF 4 (kada se zagrije),
O 2 + S = SO 2 (sa predgrijavanjem),
S + H 2 \u003d H 2 S (kada se zagrije),
3) mnogo kompleks supstance:
4F 2 + CH 4 \u003d CF 4 + 4HF,
3O 2 + 4NH 3 \u003d 2N 2 + 6H 2 O (kada se zagrije),
Cl 2 + 2HBr = Br 2 + 2HCl.
Ovdje je mogućnost odvijanja reakcije određena prvenstveno jačinom veza u reaktantima i produktima reakcije i može se odrediti proračunom G.
Najjači oksidant je fluor. Kiseonik i hlor su malo inferiorniji od njega (obratite pažnju na njihov položaj u sistemu elemenata).
Bor, grafit (i dijamant), silicijum i druge jednostavne supstance formirane od elemenata u blizini granice između metala i nemetala pokazuju oksidaciona svojstva u mnogo manjoj meri. Atomi ovih elemenata manje će prihvatiti elektrone. Upravo te supstance (posebno grafit i vodonik) su sposobne da se ispolje obnavljajuća svojstva:
2C + MnO 2 \u003d Mn + 2CO,
4H 2 + Fe 3 O 4 \u003d 3Fe + 4H 2 O.
Ostale hemijske osobine nemetala proučavaćete u narednim poglavljima kada se upoznate sa hemijom pojedinih elemenata (kao što je bio slučaj sa kiseonikom i vodonikom). Tamo ćete takođe naučiti kako da nabavite ove supstance.

1. Koje od navedenih supstanci su nemetali: Be, C, Ne, Pt, Si, Sn, Se, Cs, Sc, Ar, Ra?
2. Navedite primjere nemetala, koji su u normalnim uslovima a) gasovi, b) tečnosti, c) čvrste materije.
3. Navedite primjere a) molekularnih i b) nemolekularnih jednostavnih supstanci.
4. Navedite tri primjera hemijskih reakcija u kojima a) hlor i b) vodonik pokazuju oksidirajuća svojstva.
5. Navedite tri primjera hemijskih reakcija kojih nema u tekstu pasusa, a u kojima vodonik ispoljava redukciona svojstva.
6. Izvršite transformacije:
a) P 4 P 4 O 10 H 3 PO 4; b) H 2 NaH H 2; c) Cl 2 NaCl Cl 2 .
Hemijska svojstva nemetala.

13.4. Osnovni oksidi

Već znate da su svi bazični oksidi čvrste nemolekularne tvari s ionskim vezama.
Glavni oksidi su:
a) oksidi alkalnih i zemnoalkalnih elemenata,
b) oksidi nekih drugih elemenata koji formiraju metale u nižim oksidacionim stanjima, na primjer: CrO, MnO, FeO, Ag 2 O itd.

Oni uključuju jednostruko nabijene, dvostruko nabijene (vrlo rijetko trostruko nabijene katione) i oksidne ione. Najkarakterističniji Hemijska svojstva bazični oksidi su upravo povezani sa prisustvom dvostruko nabijenih oksidnih jona (veoma jakih baznih čestica) u njima. Hemijska aktivnost bazičnih oksida prvenstveno zavisi od jačine jonske veze u njihovim kristalima.
1) Svi bazični oksidi reaguju sa rastvorima jakih kiselina (§ 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 = 2LiCl p + H 2 O, NiO + H 2 SO 4p \u003d NiSO 4p + H 2 O.
U prvom slučaju, pored reakcije sa oksonijum ionima, teče i reakcija sa vodom, ali kako je njena brzina znatno manja, to se može zanemariti, pogotovo što se na kraju ipak dobijaju isti proizvodi.
Sposobnost reakcije sa otopinom slabe kiseline određena je i jačinom kiseline (što je kiselina jača to je aktivnija) i jačinom veze u oksidu (što je veza slabija, to je oksid aktivniji ).
2) Oksidi alkalnih i zemnoalkalnih metala reaguju sa vodom (§ 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) Osim toga, bazični oksidi reagiraju s kiselim oksidima:
BaO + CO 2 \u003d BaCO 3,
FeO + SO 3 \u003d FeSO 4,
Na 2 O + N 2 O 5 \u003d 2NaNO 3.
U zavisnosti od hemijske aktivnosti tih i drugih oksida, reakcije se mogu odvijati na običnoj temperaturi ili kada se zagrevaju.
Šta je razlog ovakvih reakcija? Razmotrimo reakciju stvaranja BaCO 3 iz BaO i CO 2 . Reakcija se odvija spontano, a entropija u ovoj reakciji opada (od dvije tvari, čvrste i plinovite, nastaje jedna kristalna tvar), pa je reakcija egzotermna. U egzotermnim reakcijama energija formiranih veza je veća od energije kidanja veza, pa je energija veze u BaCO 3 veća nego u početnim BaO i CO 2 . I u polaznim supstancama i u produktima reakcije postoje dvije vrste kemijskih veza: ionske i kovalentne. Energija jonske veze (energija rešetke) u BaO je nešto veća nego u BaCO 3 (veličina karbonatnog jona je veća od one oksidnog jona), stoga je energija sistema O 2 + CO 2 veća od energija CO 3 2 .

+ Q

Drugim riječima, jon CO 3 2 je stabilniji od jona O 2 i molekula CO 2 odvojeno. A veća stabilnost karbonatnog jona (njegova niža unutrašnja energija) povezana je sa raspodjelom naboja ovog jona (– 2 e) sa tri atoma kiseonika karbonatnog jona umesto jednog u oksidnom jonu (videti takođe § 13.11).
4) Mnogi osnovni oksidi mogu se reducirati u metal s aktivnijim redukcijskim metalom ili nemetalom:
MnO + Ca = Mn + CaO (kada se zagrije),
FeO + H 2 \u003d Fe + H 2 O (kada se zagrije).
Mogućnost nastanka ovakvih reakcija ne zavisi samo od aktivnosti redukcionog sredstva, već i od jačine veze u početnom i rezultirajućem oksidu.
general način da se dobije gotovo svi osnovni oksidi je oksidacija odgovarajućeg metala kisikom. Oksidi natrijuma, kalija i nekih drugih vrlo aktivnih metala (u tim uvjetima stvaraju perokside i složenija jedinjenja), kao i zlato, srebro, platina i drugi vrlo neaktivni metali (ovi metali ne reagiraju s kisikom) ne mogu se dobiti u ovuda. Bazni oksidi se mogu dobiti termičkom razgradnjom odgovarajućih hidroksida, kao i nekih soli (na primjer, karbonata). Dakle, magnezijum oksid se može dobiti na sva tri načina:
2Mg + O 2 \u003d 2MgO,
Mg (OH) 2 \u003d MgO + H 2 O,
MgCO 3 \u003d MgO + CO 2.

1. Sastavite jednadžbe reakcije:
a) Li 2 O + CO 2 b) Na 2 O + N 2 O 5 c) CaO + SO 3
d) Ag 2 O + HNO 3 e) MnO + HCl f) MgO + H 2 SO 4
2. Sastaviti jednadžbe reakcija koje nastaju prilikom provedbe sljedećih transformacija:
a) Mg MgO MgSO 4 b) Na 2 O Na 2 SO 3 NaCl
c) CoO Co CoCl 2 d) Fe Fe 3 O 4 FeO
3. Dio nikla težine 8,85 g kalciniran je u struji kisika da se dobije nikl(II) oksid, a zatim tretiran viškom hlorovodonične kiseline. U nastalu otopinu dodavan je rastvor natrijum sulfida sve dok ne prestane taloženje. Odredite masu ovog sedimenta.
Hemijska svojstva osnovnih oksida.

13.5. Kiseli oksidi

Svi kiseli oksidi su supstance sa kovalentna veza.
Kiseli oksidi uključuju:
a) oksidi elemenata koji tvore nemetale,
b) neki oksidi elemenata koji formiraju metale, ako su metali u tim oksidima u višim oksidacionim stanjima, na primjer CrO 3, Mn 2 O 7.
Među kiselim oksidima postoje tvari koje su na sobnoj temperaturi plinovi (na primjer: CO 2, N 2 O 3, SO 2, SeO 2), tekućine (npr. Mn 2 O 7) i čvrste tvari (na primjer: 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). Većina kiselih oksida su molekularne supstance (izuzeci su B 2 O 3, SiO 2, čvrsti SO 3, CrO 3 i neki drugi; postoje i nemolekularne modifikacije P 2 O 5). Ali nemolekularni kiseli oksidi također postaju molekularni nakon prijelaza u plinovito stanje.
Kiseli oksidi karakteriziraju sljedeće Hemijska svojstva.
1) Svi kiseli oksidi reaguju sa jakim bazama kao i sa čvrstim:
CO 2 + Ca (OH) 2 \u003d CaCO 3 + H 2 O
SiO 2 + 2KOH \u003d K 2 SiO 3 + H 2 O (kada se zagrije),
i sa alkalnim rastvorima (§ 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 = Na 2 SO 4p + H 2 O, N 2 O 5 + 2KOH p \u003d 2KNO 3p + H 2 O.
Razlog za pojavu reakcija sa čvrstim hidroksidima je isti kao i sa oksidima (videti § 13.4).
Najaktivniji kiseli oksidi (SO 3 , CrO 3 , N 2 O 5 , Cl 2 O 7 ) mogu da reaguju i sa nerastvorljivim (slabim) bazama.
2) Kiseli oksidi reaguju sa bazičnim oksidima (§ 13.4):
CO 2 + CaO = CaCO 3
P 4 O 10 + 6FeO = 2Fe 3 (PO 4) 2 (na grijanju)
3) Mnogi kiseli oksidi reaguju sa vodom (§11.4).
N 2 O 3 + H 2 O \u003d 2HNO 2 SO 2 + H 2 O \u003d H 2 SO 3 (tačnije pisanje formule sumporne kiseline -SO 2. H 2 O
N 2 O 5 + H 2 O \u003d 2HNO 3 SO 3 + H 2 O \u003d H 2 SO 4
Mnogi kiseli oksidi mogu biti primljeno oksidacijom kiseonikom (sagorevanjem u kiseoniku ili na vazduhu) odgovarajućih jednostavnih supstanci (C gr, S 8, P 4, P cr, B, Se, ali ne N 2 i ne halogeni):
C + O 2 \u003d CO 2,
S 8 + 8O 2 \u003d 8SO 2,
ili prilikom razgradnje odgovarajućih kiselina:
H 2 SO 4 \u003d SO 3 + H 2 O (sa jakim zagrijavanjem),
H 2 SiO 3 \u003d SiO 2 + H 2 O (kada se osuši na zraku),
H 2 CO 3 \u003d CO 2 + H 2 O (na sobnoj temperaturi u rastvoru),
H 2 SO 3 \u003d SO 2 + H 2 O (na sobnoj temperaturi u rastvoru).
Nestabilnost ugljenih i sumpornih kiselina omogućava dobijanje CO 2 i SO 2 pod dejstvom jakih kiselina na karbonate Na 2 CO 3 + 2HCl p = 2NaCl p + CO 2 + H 2 O
(reakcija teče iu rastvoru i sa čvrstim Na 2 CO 3), i sulfiti
K 2 SO 3tv + H 2 SO 4conc \u003d K 2 SO 4 + SO 2 + H 2 O (ako ima puno vode, sumpor dioksid se ne oslobađa kao plin).

Amfoterna jedinjenja

Hemija je uvijek jedinstvo suprotnosti.

Pogledajte periodni sistem.

Neki elementi (skoro svi metali koji pokazuju oksidaciona stanja +1 i +2) se formiraju main oksidi i hidroksidi. Na primjer, kalij tvori oksid K 2 O i hidroksid KOH. Oni pokazuju osnovna svojstva, kao što je interakcija sa kiselinama.

K2O + HCl → KCl + H2O

Neki elementi (većina nemetala i metali sa oksidacionim stanjima +5, +6, +7) formiraju kiselo oksidi i hidroksidi. Kiseli hidroksidi su kiseline koje sadrže kiseonik, nazivaju se hidroksidi, jer u strukturi postoji hidroksilna grupa, na primer, sumpor formira kiseli oksid SO 3 i kiseli hidroksid H 2 SO 4 (sumporna kiselina):

Takva jedinjenja pokazuju kisela svojstva, na primjer, reagiraju s bazama:

H2SO4 + 2KOH → K2SO4 + 2H2O

A postoje elementi koji formiraju takve okside i hidrokside koji pokazuju i kisela i bazična svojstva. Ovaj fenomen se zove amfoterično . Takvi oksidi i hidroksidi bit će u fokusu naše pažnje u ovom članku. Svi amfoterni oksidi i hidroksidi su čvrste materije, nerastvorljive u vodi.

Prvo, kako odrediti da li je oksid ili hidroksid amfoteričan? Postoji pravilo, malo uslovno, ali ga ipak možete koristiti:

Amfoterni hidroksidi i oksidi nastaju od metala, u oksidacionim stanjima +3 i +4, Na primjer (Al 2 O 3 , Al(Oh) 3 , Fe 2 O 3 , Fe(Oh) 3)

I četiri izuzetka:metaliZn , Budi , Pb , lok formiraju sljedeće okside i hidrokside:ZnO , Zn ( Oh ) 2 , BeO , Budi ( Oh ) 2 , PbO , Pb ( Oh ) 2 , SNO , lok ( Oh ) 2 , u kojem pokazuju oksidacijsko stanje od +2, ali uprkos tome, ova jedinjenja pokazuju amfoterna svojstva .

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

Osobine amfoternih jedinjenja nije teško zapamtiti: sa njima stupaju u interakciju kiseline i baze.

• s interakcijom s kiselinama, sve je jednostavno; u ovim reakcijama amfoterna jedinjenja se ponašaju kao bazična:

Al 2 O 3 + 6HCl → 2AlCl 3 + 3H 2 O

ZnO + H 2 SO 4 → ZnSO 4 + H 2 O

BeO + HNO 3 → Be(NO 3 ) 2 + H 2 O

Hidroksidi reaguju na isti način:

Fe(OH) 3 + 3HCl → FeCl 3 + 3H 2 O

Pb(OH) 2 + 2HCl → PbCl 2 + 2H 2 O

• S interakcijom sa alkalijama to je malo teže. U ovim reakcijama amfoterna jedinjenja se ponašaju kao kiseline, a produkti reakcije mogu biti različiti, sve zavisi od uslova.

Ili se reakcija odvija u rastvoru, ili se reaktanti uzimaju kao čvrste supstance i spajaju.

Interakcija bazičnih jedinjenja sa amfoternim jedinjenjima tokom fuzije.

Uzmimo cink hidroksid kao primjer. Kao što je ranije spomenuto, amfoterna jedinjenja u interakciji s bazičnima ponašaju se kao kiseline. Dakle, cink hidroksid Zn (OH) 2 pišemo kao kiselinu. Kiselina ima vodonik ispred, hajde da ga izvadimo: H 2 ZnO 2. A reakcija alkalije sa hidroksidom će se odvijati kao da je kiselina. "Kiselinski ostatak" ZnO 2 2-divalentni:

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

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

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

Sa hidroksidima, u kojima postoje 2 OH grupe, sve će biti isto kao i sa cinkom:

Be (OH) 2 (čvrsto) + 2NaOH (čvrsto) (t, fuzija) → 2H 2 O + Na 2 BeO 2 (natrijum metaberilat ili berilat)

Pb (OH) 2 (čvrsto) + 2NaOH (čvrsto) (t, fuzija) → 2H 2 O + Na 2 PbO 2 (natrijum metaplumbat, ili plumbat)

Kod amfoternih hidroksida sa tri OH grupe (Al (OH) 3, Cr (OH) 3, Fe (OH) 3) malo drugačije.

Uzmimo za primjer aluminij hidroksid: Al (OH) 3, napiši ga u obliku kiseline: H 3 AlO 3, ali ga ne ostavljamo u ovom obliku, nego odatle izvlačimo vodu:

H 3 AlO 3 - H 2 O → HAlO 2 + H 2 O.

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

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

Ali aluminijum hidroksid se ne može napisati ovako HAlO 2, zapisujemo ga kao i obično, ali tu mislimo na "kiselina":

Al (OH) 3 (čvrsto) + KOH (čvrsto) (t, fuzija) → 2H 2 O + KAlO 2 (kalijev metaaluminat)

Isto važi i za hrom hidroksid:

Cr(OH) 3 → H 3 CrO 3 → HCrO 2

Cr (OH) 3 (čvrsto) + KOH (čvrsto) (t, fuzija) → 2H 2 O + KCrO 2 (kalijev metahromat,

ALI NE KROMAT, hromati su soli hromne kiseline).

Sa hidroksidima koji sadrže četiri OH grupe, potpuno je isto: vodimo vodik naprijed i uklanjamo vodu:

Sn(OH) 4 → H 4 SnO 4 → H 2 SnO 3

Pb(OH) 4 → H 4 PbO 4 → H 2 PbO 3

Treba imati na umu da olovo i kositar formiraju po dva amfoterna hidroksida: sa oksidacionim stanjem +2 (Sn (OH) 2, Pb (OH) 2) i +4 (Sn (OH) 4, Pb (OH) 4 ).

I ovi hidroksidi će formirati različite "soli":

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

Isti principi kao u nazivima običnih "soli", element u najvišem stepenu oksidacije - sufiks AT, u srednjem - IT.

Takve "soli" (metakromati, metaaluminati, metaberilati, metacinkati, itd.) nastaju ne samo kao rezultat interakcije alkalija i amfoternih hidroksida. Ova jedinjenja uvijek nastaju kada snažno bazični "svijet" i amfoterni (fuzijom) dođu u kontakt. Odnosno, kao i amfoterni hidroksidi sa alkalijama, i amfoterni oksidi i metalne soli koje formiraju amfoterne okside (soli slabih kiselina) će reagovati. A umjesto alkalije, možete uzeti jako bazični oksid i sol metala koja formira alkalije (sol slabe kiseline).

Interakcije:

Zapamtite, reakcije u nastavku se dešavaju tokom fuzije.

Amfoterni oksid sa jako bazičnim oksidom:

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

Amfoterni oksid sa alkalijom:

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

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

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

Amfoterni hidroksid sa jako bazičnim oksidom:

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

Amfoterni hidroksid sa alkalijom:

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

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

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

Soli slabe kiseline i metala koji tvori amfoterno jedinjenje sa jako bazičnim oksidom:

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

Soli slabe kiseline i metala koji tvori amfoterno jedinjenje s alkalijom:

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

Soli slabe kiseline i metala koji tvori amfoterno jedinjenje sa soli slabe kiseline i metala koji tvori alkalije:

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

U nastavku su informacije o solima amfoternih hidroksida, najčešće na ispitu označene su crvenom bojom.

	hidroksid	Kiseli hidroksid	kiseli ostatak		Salt name
BeO	biti (OH) 2	H 2 BeO 2	BeO 2 2-	K 2 BeO 2	metaberilat (berilat)
ZnO	Zn(OH) 2	H 2 ZnO 2	ZnO 2 2-	K 2 ZnO 2	metazinkat (cinkat)
Al 2 O 3	Al(OH) 3	HAlO 2	AlO 2 —	KALO 2	metaaluminat (aluminat)
Fe2O3	Fe(OH)3	HFeO 2	FeO 2 -	KFeO 2	Metaferati (ALI NE FERATI)
	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 (stannat)
PbO2	Pb(OH)4	H2PbO3	PbO 3 2-	K2PbO3	metablumbAT (plumbat)
Cr2O3	Cr(OH)3	HCrO 2	CrO2 -	KCrO 2	Metahromat (ALI NE KROMAT)

Interakcija amfoternih jedinjenja sa rastvorima alkalija (ovde samo alkalije).

U Jedinstvenom državnom pregledu to se naziva "otapanje alkalija aluminijum hidroksida (cink, berilijum, itd.). To je zbog sposobnosti metala u sastavu amfoternih hidroksida u prisustvu viška hidroksidnih jona (u alkalnom mediju) da vežu te ione za sebe. Čestica se formira sa metalom (aluminijum, berilijum, itd.) u centru, koji je okružen hidroksidnim jonima. Ova čestica postaje negativno nabijena (anion) zbog hidroksidnih jona, a ovaj ion će se zvati hidroksoaluminat, hidroksozinkat, hidroksoberilat itd. Štaviše, proces se može odvijati na različite načine, metal može biti okružen različitim brojem hidroksidnih jona.

Razmotrit ćemo dva slučaja: kada je metal okružen četiri hidroksidna jona, i kada je okružen šest hidroksidnih jona.

Zapišimo skraćenu ionsku jednačinu ovih procesa:

Al(OH) 3 + OH - → Al(OH) 4 -

Nastali ion naziva se tetrahidroksoaluminatni ion. Dodat je prefiks "tetra" jer postoje četiri hidroksidna jona. Tetrahidroksoaluminatni jon ima - naboj, budući da aluminijum nosi naboj 3+, a četiri hidroksidna jona 4-, ukupno ispada -.

Al (OH) 3 + 3OH - → Al (OH) 6 3-

Jon koji nastaje u ovoj reakciji naziva se heksahidroksoaluminatni ion. Dodat je prefiks "hekso-" jer postoji šest hidroksidnih jona.

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

Kada alkalija reaguje sa amfoternim hidroksidom, u rastvoru nastaje so. Kation koji je alkalni kation, a anion je kompleksni ion, čije smo formiranje ranije razmatrali. Anion je unutra uglaste zagrade.

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

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

Koju tačno (heksa- ili tetra-) sol napišete kao proizvod nije bitno. Čak iu USE odgovorima piše: "... K 3 (formiranje K je prihvatljivo". Glavna stvar je da ne zaboravite da se uverite da su svi indeksi ispravno postavljeni. Pratite naplate i držite se imajte na umu da njihov zbir treba da bude jednak nuli.

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

Al 2 O 3 + NaOH → Na

Al 2 O 3 + NaOH → Na 3

Ali ove reakcije se neće izjednačiti. Potrebno je dodati vodu na lijevu stranu, jer se interakcija događa u otopini, tamo ima dovoljno vode i sve će se izjednačiti:

Al 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O → 2Na

Al 2 O 3 + 6NaOH + 3H 2 O → 2Na 3

Pored amfoternih oksida i hidroksida, neki posebno aktivni metali stupaju u interakciju sa alkalnim rastvorima, koji formiraju amfoterna jedinjenja. Naime, to je: aluminijum, cink i berilijum. Za izjednačenje, lijevoj je također potrebna voda. I, osim toga, glavna razlika između ovih procesa je oslobađanje vodika:

2Al + 2NaOH + 6H 2 O → 2Na + 3H 2

2Al + 6NaOH + 6H 2 O → 2Na 3 + 3H 2

Donja tabela prikazuje najčešće primjere svojstava amfoternih spojeva na ispitu:

Amfoterna supstanca		Salt name
Al2O3 Al(OH)3		Natrijum tetrahidroksoaluminat	Al(OH) 3 + NaOH → Na Al 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O → 2Na 2Al + 2NaOH + 6H 2 O → 2Na + 3H 2
	Na 3	Natrijum heksahidroksoaluminat	Al(OH) 3 + 3NaOH → Na 3 Al 2 O 3 + 6NaOH + 3H 2 O → 2Na 3 2Al + 6NaOH + 6H 2 O → 2Na 3 + 3H 2
Zn(OH) 2	K2	Natrijum tetrahidroksozinkat	Zn(OH) 2 + 2NaOH → Na 2 ZnO + 2NaOH + H 2 O → Na 2 Zn + 2NaOH + 2H 2 O → Na 2 + H 2
	K4	Natrijum heksahidroksozinkat	Zn(OH) 2 + 4NaOH → Na 4 ZnO + 4NaOH + H 2 O → Na 4 Zn + 4NaOH + 2H 2 O → Na 4 + H 2
Be(OH)2	Li 2	Litijum tetrahidroksoberilat	biti (OH) 2 + 2LiOH → Li 2 BeO + 2LiOH + H 2 O → Li 2 Be + 2LiOH + 2H 2 O → Li 2 + H 2
	Li 4	Litijum heksahidroksoberilat	biti (OH) 2 + 4LiOH → Li 4 BeO + 4LiOH + H 2 O → Li 4 Be + 4LiOH + 2H 2 O → Li 4 + H 2
Cr2O3 Cr(OH)3		Natrijum tetrahidroksohromat	Cr(OH) 3 + NaOH → Na Cr 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O → 2Na
	Na 3	Natrijum heksahidroksohromat	Cr(OH) 3 + 3NaOH → Na 3 Cr 2 O 3 + 6NaOH + 3H 2 O → 2Na 3
Fe2O3 Fe(OH)3		Natrijum tetrahidroksoferat	Fe(OH) 3 + NaOH → Na Fe 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O → 2Na
	N / A 3	Natrijum heksahidroksoferat	Fe(OH) 3 + 3NaOH → Na 3 Fe 2 O 3 + 6NaOH + 3H 2 O → 2Na 3

Soli dobivene u ovim interakcijama reagiraju s kiselinama, formirajući dvije druge soli (soli date kiseline i dva metala):

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

To je sve! Ništa komplikovano. Glavna stvar je da ne zbunite, zapamtite šta se formira tokom fuzije, šta je u rješenju. Vrlo često se javljaju zadaci po ovom pitanju B dijelovi.