Amphotere Metalle sind einfache Stoffe, die strukturell, chemisch und der Metallgruppe der Elemente ähnlich sind. Metalle selbst können im Gegensatz zu ihren Verbindungen keine amphoteren Eigenschaften aufweisen. Beispielsweise haben die Oxide und Hydroxide einiger Metalle eine duale chemische Natur – unter bestimmten Bedingungen verhalten sie sich wie Säuren, unter anderen haben sie die Eigenschaften von Laugen.

Die wichtigsten amphoteren Metalle sind Aluminium, Zink, Chrom und Eisen. Zu dieser Gruppe von Elementen gehören Beryllium und Strontium.

amphoter?

Diese Eigenschaft wurde erstmals vor langer Zeit entdeckt. Und der Begriff „amphotere Elemente“ wurde 1814 von den berühmten Chemikern L. Tenard und J. Gay-Lussac in die Wissenschaft eingeführt. Damals war es üblich, chemische Verbindungen in Gruppen einzuteilen, die ihren grundlegenden Eigenschaften bei Reaktionen entsprachen.

Allerdings verfügte die Gruppe der Oxide und Basen über doppelte Fähigkeiten. Unter manchen Bedingungen verhielten sich solche Stoffe wie Laugen, unter anderen hingegen wirkten sie wie Säuren. Daraus entstand der Begriff „amphoter“. Das Verhalten während einer Säure-Base-Reaktion hängt dabei von den Bedingungen, unter denen sie durchgeführt wird, der Art der beteiligten Reagenzien sowie von den Eigenschaften des Lösungsmittels ab.

Interessanterweise können amphotere Metalle unter natürlichen Bedingungen sowohl mit Alkali als auch mit Säure interagieren. Wenn beispielsweise Aluminium mit Aluminium reagiert, entsteht Aluminiumsulfat. Und wenn dasselbe Metall mit konzentriertem Alkali reagiert, entsteht ein komplexes Salz.

Amphotere Basen und ihre grundlegenden Eigenschaften

Unter normalen Bedingungen handelt es sich dabei um Feststoffe. Sie sind in Wasser praktisch unlöslich und gelten als eher schwache Elektrolyte.

Die Hauptmethode zur Herstellung solcher Basen ist die Reaktion eines Metallsalzes mit einer kleinen Menge Alkali. Die Fällungsreaktion muss langsam und vorsichtig durchgeführt werden. Beispielsweise wird bei der Herstellung von Zinkhydroxid Natriumhydroxid vorsichtig in ein Reagenzglas mit Zinkchlorid getropft. Jedes Mal müssen Sie den Behälter leicht schütteln, um eine weiße Metallablagerung am Boden des Behälters zu erkennen.

Amphotere Stoffe reagieren auch mit Säuren als Basen. Wenn beispielsweise Zinkhydroxid mit Salzsäure reagiert, entsteht Zinkchlorid.

Bei Reaktionen mit Basen verhalten sich amphotere Basen jedoch wie Säuren.

Darüber hinaus zersetzen sie sich bei starker Erhitzung unter Bildung des entsprechenden amphoteren Oxids und Wassers.

Die häufigsten amphoteren Metalle: Kurzbeschreibung

Zink gehört zur Gruppe der amphoteren Elemente. Und obwohl Legierungen dieser Substanz in alten Zivilisationen weit verbreitet waren, wurde sie erst 1746 in reiner Form isoliert.

Reines Metall ist eine eher spröde bläuliche Substanz. An der Luft oxidiert Zink schnell – seine Oberfläche wird matt und mit einem dünnen Oxidfilm bedeckt.

In der Natur kommt Zink hauptsächlich in Form von Mineralien vor – Zinkiten, Smithsoniten, Kalamiten. Der bekannteste Stoff ist Zinkblende, die aus Zinksulfid besteht. Die größten Vorkommen dieses Minerals befinden sich in Bolivien und Australien.

Aluminium Heute gilt es als das am häufigsten vorkommende Metall auf dem Planeten. Seine Legierungen wurden viele Jahrhunderte lang verwendet und 1825 wurde der Stoff in seiner reinen Form isoliert.

Reines Aluminium ist ein leichtes, silberfarbenes Metall. Es ist leicht zu bearbeiten und zu gießen. Dieses Element verfügt über eine hohe elektrische und thermische Leitfähigkeit. Darüber hinaus ist dieses Metall korrosionsbeständig. Tatsache ist, dass seine Oberfläche mit einem dünnen, aber sehr widerstandsfähigen Oxidfilm bedeckt ist.

Heutzutage wird Aluminium in großem Umfang in der Industrie verwendet.

Basen, amphotere Hydroxide

Basen sind komplexe Substanzen, die aus Metallatomen und einer oder mehreren Hydroxylgruppen (-OH) bestehen. Die allgemeine Formel lautet Me +y (OH) y, wobei y die Anzahl der Hydroxogruppen gleich der Oxidationsstufe des Metalls Me ist. Die Tabelle zeigt die Klassifizierung der Basen.

Eigenschaften von Alkalien, Hydroxiden von Alkali- und Erdalkalimetallen

1. Wässrige Alkalilösungen fühlen sich seifig an und verändern die Farbe der Indikatoren: Lackmus – blau, Phenolphthalein – purpurrot.

2. Wässrige Lösungen dissoziieren:

3. Mit Säuren interagieren und eine Austauschreaktion eingehen:

Polysäurebasen können mittlere und basische Salze ergeben:

4. Reagieren Sie mit sauren Oxiden und bilden Sie je nach Basizität der diesem Oxid entsprechenden Säure mittlere und saure Salze:

5. Wechselwirkung mit amphoteren Oxiden und Hydroxiden:

a) Fusion:

b) in Lösungen:

6. Wechselwirkung mit wasserlöslichen Salzen, wenn sich ein Niederschlag oder Gas bildet:

Unlösliche Basen (Cr(OH) 2, Mn(OH) 2 usw.) interagieren mit Säuren und zersetzen sich beim Erhitzen:

Amphotere Hydroxide

Amphotere Verbindungen sind Verbindungen, die je nach Bedingungen sowohl Donatoren von Wasserstoffkationen sein können und saure Eigenschaften aufweisen, als auch deren Akzeptoren, d. h. basische Eigenschaften aufweisen.

Chemische Eigenschaften amphoterer Verbindungen

1. Durch die Wechselwirkung mit starken Säuren weisen sie basische Eigenschaften auf:

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

2. Durch die Wechselwirkung mit Alkalien – starken Basen – weisen sie saure Eigenschaften auf:

Zn(OH) 2 + 2NaOH = Na 2 ( komplexes Salz)

Al(OH) 3 + NaOH = Na ( komplexes Salz)

Komplexe Verbindungen sind solche, bei denen mindestens eine kovalente Bindung durch einen Donor-Akzeptor-Mechanismus gebildet wird.

Die allgemeine Methode zur Herstellung von Basen basiert auf Austauschreaktionen, mit deren Hilfe sowohl unlösliche als auch lösliche Basen gewonnen werden können.

CuSO 4 + 2KOH = Cu(OH) 2 ↓ + K 2 SO 4

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

Wenn auf diese Weise lösliche Basen gewonnen werden, fällt ein unlösliches Salz aus.

Bei der Herstellung wasserunlöslicher Basen mit amphoteren Eigenschaften sollte überschüssiges Alkali vermieden werden, da es zum Auflösen der amphoteren Base kommen kann, zum Beispiel:

AlCl 3 + 4KOH = K[Al(OH) 4 ] + 3KCl

In solchen Fällen wird Ammoniumhydroxid verwendet, um Hydroxide zu erhalten, in denen sich amphotere Hydroxide nicht lösen:

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

Silber- und Quecksilberhydroxide zersetzen sich so leicht, dass beim Versuch, sie durch Austauschreaktion zu gewinnen, anstelle von Hydroxiden Oxide ausfallen:

2AgNO 3 + 2KOH = Ag 2 O↓ + H 2 O + 2KNO 3

In der Industrie werden Alkalien üblicherweise durch Elektrolyse wässriger Chloridlösungen gewonnen.

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

Alkalien können auch durch Reaktion von Alkali- und Erdalkalimetallen oder deren Oxiden mit Wasser gewonnen werden.

2Li + 2H 2 O = 2LiOH + H 2

SrO + H 2 O = Sr(OH) 2

Säuren

Säuren sind komplexe Stoffe, deren Moleküle aus Wasserstoffatomen bestehen, die durch Metallatome und saure Reste ersetzt werden können. Unter normalen Bedingungen können Säuren fest (Phosphorsäure H 3 PO 4; Silizium H 2 SiO 3) und flüssig sein (in reiner Form ist Schwefelsäure H 2 SO 4 eine Flüssigkeit).

Gase wie Chlorwasserstoff HCl, Bromwasserstoff HBr, Schwefelwasserstoff H 2 S bilden in wässrigen Lösungen die entsprechenden Säuren. Die Anzahl der Wasserstoffionen, die jedes Säuremolekül während der Dissoziation bildet, bestimmt die Ladung des Säurerests (Anion) und die Basizität der Säure.

Entsprechend protolytische Theorie der Säuren und Basen, Gleichzeitig vom dänischen Chemiker Brønsted und dem englischen Chemiker Lowry vorgeschlagen, ist eine Säure eine Substanz abspalten mit dieser Reaktion Protonen, A Basis- eine Substanz, die es kann Protonen annehmen.

Säure → Base + H +

Basierend auf solchen Ideen ist es klar grundlegende Eigenschaften von Ammoniak, das aufgrund des Vorhandenseins eines einzelnen Elektronenpaars am Stickstoffatom bei Wechselwirkung mit Säuren effektiv ein Proton aufnimmt und über eine Donor-Akzeptor-Bindung ein Ammoniumion bildet.

HNO 3 + NH 3 ⇆ NH 4 + + NO 3 —

Säure-Base-Säure-Base

Allgemeinere Definition von Säuren und Basen vorgeschlagen vom amerikanischen Chemiker G. Lewis. Er schlug vor, dass Säure-Base-Wechselwirkungen vollständig sind treten bei der Übertragung von Protonen nicht zwangsläufig auf. Bei der Lewis-Bestimmung von Säuren und Basen spielen chemische Reaktionen die Hauptrolle Elektronenpaare

Als Kationen werden Anionen oder neutrale Moleküle bezeichnet, die ein oder mehrere Elektronenpaare aufnehmen können Lewis-Säuren.

Beispielsweise ist Aluminiumfluorid AlF 3 eine Säure, da es bei Wechselwirkung mit Ammoniak ein Elektronenpaar aufnehmen kann.

AlF 3 + :NH 3 ⇆ :

Kationen, Anionen oder neutrale Moleküle, die Elektronenpaare abgeben können, werden Lewis-Basen genannt (Ammoniak ist eine Base).

Lewis‘ Definition umfasst alle Säure-Base-Prozesse, die in zuvor vorgeschlagenen Theorien berücksichtigt wurden. Die Tabelle vergleicht die derzeit verwendeten Definitionen von Säuren und Basen.

Nomenklatur der Säuren

Da es unterschiedliche Definitionen von Säuren gibt, sind deren Klassifizierung und Nomenklatur eher willkürlich.

Entsprechend der Anzahl der in einer wässrigen Lösung eliminierbaren Wasserstoffatome werden Säuren eingeteilt einbasisch(z. B. HF, HNO 2), dibasisch(H 2 CO 3, H 2 SO 4) und tribasisch(H 3 PO 4).

Je nach Zusammensetzung der Säure werden sie unterteilt in Sauerstofffrei(HCl, H 2 S) und sauerstoffhaltig(HClO 4, HNO 3).

Gewöhnlich Namen sauerstoffhaltiger Säuren leiten sich vom Namen des Nichtmetalls mit der Ergänzung der Endungen -kai ab, -vaya, wenn die Oxidationsstufe des Nichtmetalls gleich der Gruppennummer ist. Mit abnehmender Oxidationsstufe ändern sich die Suffixe (in der Reihenfolge der abnehmenden Oxidationsstufe des Metalls): -undurchsichtig, rostig, -eiförmig:

Wenn wir die Polarität der Wasserstoff-Nichtmetall-Bindung innerhalb einer Periode betrachten, können wir die Polarität dieser Bindung leicht mit der Position des Elements im Periodensystem in Beziehung setzen. Von Metallatomen, die leicht Valenzelektronen verlieren, nehmen Wasserstoffatome diese Elektronen auf, bilden eine stabile Zwei-Elektronen-Hülle wie die Hülle eines Heliumatoms und ergeben ionische Metallhydride.

In Wasserstoffverbindungen von Elementen der Gruppen III–IV des Periodensystems bilden Bor, Aluminium, Kohlenstoff und Silizium kovalente, schwach polare Bindungen mit Wasserstoffatomen, die nicht zur Dissoziation neigen. Bei Elementen der Gruppen V–VII des Periodensystems nimmt innerhalb einer Periode die Polarität der Nichtmetall-Wasserstoff-Bindung mit der Ladung des Atoms zu, aber die Ladungsverteilung im resultierenden Dipol ist anders als in Wasserstoffverbindungen von Elementen, die neigen dazu, Elektronen abzugeben. Nichtmetallische Atome, die zur Vervollständigung der Elektronenhülle mehrere Elektronen benötigen, ziehen ein Bindungselektronenpaar umso stärker an (polarisieren), je größer die Kernladung ist. Daher werden in der Reihe CH 4 - NH 3 - H 2 O - HF oder SiH 4 - PH 3 - H 2 S - HCl Bindungen mit Wasserstoffatomen, obwohl sie kovalent bleiben, polarerer Natur und das Wasserstoffatom in der Der Dipol zwischen Element und Wasserstoffbindung wird elektropositiver. Befinden sich polare Moleküle in einem polaren Lösungsmittel, kann es zu einem Prozess der elektrolytischen Dissoziation kommen.

Lassen Sie uns das Verhalten sauerstoffhaltiger Säuren in wässrigen Lösungen diskutieren. Diese Säuren haben eine H-O-E-Bindung und natürlich wird die Polarität der H-O-Bindung durch die O-E-Bindung beeinflusst. Daher dissoziieren diese Säuren in der Regel leichter als Wasser.

H 2 SO 3 + H 2 O ⇆ H 3 O + + HSO 3

HNO 3 + H 2 O ⇆ H 3 O + + NO 3

Schauen wir uns ein paar Beispiele an Eigenschaften sauerstoffhaltiger Säuren, gebildet aus Elementen, die unterschiedliche Oxidationsgrade aufweisen können. Es ist bekannt, dass hypochlorige Säure HClO sehr schwach auch chlorige Säure HClO 2 schwach, aber stärker als hypochlorige, hypochlorige Säure HClO 3 stark. Perchlorsäure HClO 4 ist eine davon das stärkste anorganische Säuren.

Für die saure Dissoziation (unter Abspaltung des H-Ions) ist die Spaltung der O-H-Bindung notwendig. Wie lässt sich die Abnahme der Stärke dieser Bindung in der Reihe HClO – HClO 2 – HClO 3 – HClO 4 erklären? In dieser Reihe nimmt die Anzahl der Sauerstoffatome zu, die mit dem zentralen Chloratom verbunden sind. Jedes Mal, wenn eine neue Sauerstoff-Chlor-Bindung gebildet wird, wird die Elektronendichte vom Chloratom und damit von der O-Cl-Einfachbindung abgezogen. Dadurch verlässt die Elektronendichte teilweise die O-H-Bindung, die dadurch geschwächt wird.

Dieses Muster - Verstärkung der sauren Eigenschaften mit zunehmendem Oxidationsgrad des Zentralatoms - charakteristisch nicht nur für Chlor, sondern auch für andere Elemente. Beispielsweise ist Salpetersäure HNO 3, in der die Oxidationsstufe von Stickstoff +5 beträgt, stärker als salpetrige Säure HNO 2 (die Oxidationsstufe von Stickstoff beträgt +3); Schwefelsäure H 2 SO 4 (S +6) ist stärker als schweflige Säure H 2 SO 3 (S +4).

Säuren gewinnen

1. Es können sauerstofffreie Säuren gewonnen werden durch direkte Verbindung von Nichtmetallen mit Wasserstoff.

H 2 + Cl 2 → 2HCl,

H 2 + S ⇆ H 2 S

2. Es können einige sauerstoffhaltige Säuren gewonnen werden Wechselwirkung von Säureoxiden mit Wasser.

3. Es können sowohl sauerstofffreie als auch sauerstoffhaltige Säuren gewonnen werden durch Stoffwechselreaktionen zwischen Salzen und anderen Säuren.

BaBr 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2НВr

CuSO 4 + H 2 S = H 2 SO 4 + CuS↓

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

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

AgNO 3 + HCl = AgCl↓ + HNO 3

CaCO 3 + 2HBr = CaBr 2 + CO 2 + H 2 O

4. Einige Säuren können mit gewonnen werden Redoxreaktionen.

H 2 O 2 + SO 2 = H 2 SO 4

3P + 5HNO 3 + 2H 2 O = ZN 3 PO 4 + 5NO 2

Saurer Geschmack, Wirkung auf Indikatoren, elektrische Leitfähigkeit, Wechselwirkung mit Metallen, basischen und amphoteren Oxiden, Basen und Salzen, Bildung von Estern mit Alkoholen – diese Eigenschaften sind anorganischen und organischen Säuren gemeinsam.

kann in zwei Arten von Reaktionen unterteilt werden:

1) sind üblich Für Säuren Reaktionen sind mit der Bildung von Hydroniumionen H 3 O + in wässrigen Lösungen verbunden;

2) Spezifisch(d. h. charakteristische) Reaktionen bestimmte Säuren.

Das Wasserstoffion kann eindringen Redox Reaktion, Reduktion zu Wasserstoff, sowie in einer zusammengesetzten Reaktion mit negativ geladenen oder neutralen Teilchen mit freien Elektronenpaaren, d.h. Säure-Base-Reaktionen.

Zu den allgemeinen Eigenschaften von Säuren gehören Reaktionen von Säuren mit Metallen in der Spannungsreihe bis hin zu Wasserstoff, zum Beispiel:

Zn + 2Н + = Zn 2+ + Н 2

Säure-Base-Reaktionen umfassen Reaktionen mit basischen Oxiden und Basen sowie mit intermediären, basischen und manchmal sauren Salzen.

2 CO 3 + 4HBr = 2CuBr 2 + CO 2 + 3H 2 O

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

2KHSO 3 + H 2 SO 4 = K 2 SO 4 + 2SO 2 + 2H 2 O

Beachten Sie, dass mehrbasige Säuren schrittweise dissoziieren und die Dissoziation bei jedem weiteren Schritt schwieriger ist. Daher werden bei einem Säureüberschuss am häufigsten saure Salze gebildet, nicht durchschnittliche.

Ca 3 (PO 4) 2 + 4H 3 PO 4 = 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 = KHS + H 2 O

Auf den ersten Blick mag die Bildung saurer Salze überraschend erscheinen einbasisch Fluorwasserstoffsäure. Diese Tatsache lässt sich jedoch erklären. Im Gegensatz zu allen anderen Halogenwasserstoffsäuren ist Flusssäure in Lösungen teilweise polymerisiert (aufgrund der Bildung von Wasserstoffbrückenbindungen) und es können verschiedene Partikel (HF) X darin vorhanden sein, nämlich H 2 F 2, H 3 F 3 usw.

Ein Sonderfall des Säure-Basen-Gleichgewichts - Reaktionen von Säuren und Basen mit Indikatoren, die je nach Säuregehalt der Lösung ihre Farbe ändern. Indikatoren werden in der qualitativen Analyse zum Nachweis von Säuren und Basen eingesetzt in Lösungen.

Die am häufigsten verwendeten Indikatoren sind Lackmus(V neutral Umfeld lila, V sauer - Rot, V alkalisch - blau), Methylorange(V sauer Umfeld Rot, V neutral - orange, V alkalisch - gelb), Phenolphthalein(V stark alkalisch Umfeld himbeerrot, V neutral und sauer - farblos).

Spezifische Eigenschaften Es gibt zwei Arten verschiedener Säuren: erstens Reaktionen, die zur Bildung führen unlösliche Salze, und zweitens, Redoxtransformationen. Wenn die mit der Anwesenheit des H + -Ions verbundenen Reaktionen allen Säuren gemeinsam sind (qualitative Reaktionen zum Nachweis von Säuren), werden spezifische Reaktionen als qualitative Reaktionen für einzelne Säuren verwendet:

Ag + + Cl - = AgCl (weißer Niederschlag)

Ba 2+ + SO 4 2- = BaSO 4 (weißer Niederschlag)

3Ag + + PO 4 3 - = Ag 3 PO 4 (gelber Niederschlag)

Einige spezifische Reaktionen von Säuren sind auf ihre Redoxeigenschaften zurückzuführen.

Anoxische Säuren in wässriger Lösung können nur oxidiert werden.

2KMnO 4 + 16HCl = 5Сl 2 + 2КСl + 2МnСl 2 + 8Н 2 O

H 2 S + Br 2 = S + 2НВг

Sauerstoffhaltige Säuren können nur oxidiert werden, wenn sich das Zentralatom in ihnen in einer niedrigeren oder mittleren Oxidationsstufe befindet, wie zum Beispiel in schwefliger Säure:

H 2 SO 3 + Cl 2 + H 2 O = H 2 SO 4 + 2HCl

Viele sauerstoffhaltige Säuren, bei denen das Zentralatom die maximale Oxidationsstufe aufweist (S +6, N +5, Cr +6), weisen die Eigenschaften starker Oxidationsmittel auf. Konzentriertes H 2 SO 4 ist ein starkes Oxidationsmittel.

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

Pb + 4HNO 3 = Pb(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

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

Es sollte daran erinnert werden, dass:

• Saure Lösungen reagieren mit Metallen, die sich in der elektrochemischen Spannungsreihe links von Wasserstoff befinden, unter einer Reihe von Bedingungen, von denen die wichtigste die Bildung eines löslichen Salzes als Ergebnis der Reaktion ist. Die Wechselwirkung von HNO 3 und H 2 SO 4 (konz.) mit Metallen verläuft unterschiedlich.

Konzentrierte Schwefelsäure passiviert in der Kälte Aluminium, Eisen und Chrom.

• In Wasser zerfallen Säuren in Wasserstoffkationen und Anionen von Säureresten, zum Beispiel:

• Anorganische und organische Säuren reagieren mit basischen und amphoteren Oxiden, sofern ein lösliches Salz entsteht:

• Beide Säuren reagieren mit Basen. Mehrbasige Säuren können sowohl Zwischen- als auch Säuresalze bilden (das sind Neutralisationsreaktionen):

• Die Reaktion zwischen Säuren und Salzen findet nur statt, wenn ein Niederschlag oder ein Gas entsteht:

Die Wechselwirkung von H 3 PO 4 mit Kalkstein wird aufgrund der Bildung des letzten unlöslichen Niederschlags von Ca 3 (PO 4) 2 auf der Oberfläche beendet.

Die Besonderheiten der Eigenschaften von Salpetersäure HNO 3 und konzentrierter Schwefelsäure H 2 SO 4 (konz.) beruhen auf der Tatsache, dass bei der Wechselwirkung mit einfachen Substanzen (Metallen und Nichtmetallen) die Oxidationsmittel keine H + -Kationen sind , sondern Nitrat- und Sulfationen. Es ist logisch zu erwarten, dass bei solchen Reaktionen kein Wasserstoff H2 entsteht, sondern andere Stoffe: notwendigerweise Salz und Wasser sowie je nach Konzentration eines der Produkte der Reduktion von Nitrat- oder Sulfationen von Säuren, die Position des Metalls in der Spannungsreihe und Reaktionsbedingungen (Temperatur, Grad der Metallmahlung usw.).

Diese Merkmale des chemischen Verhaltens von HNO 3 und H 2 SO 4 (konz.) veranschaulichen deutlich die These der chemischen Strukturtheorie über die gegenseitige Beeinflussung von Atomen in Stoffmolekülen.

Die Begriffe Volatilität und Stabilität (Stabilität) werden oft verwechselt. Flüchtige Säuren sind Säuren, deren Moleküle leicht in einen gasförmigen Zustand übergehen, also verdampfen. Salzsäure ist beispielsweise eine flüchtige, aber stabile Säure. Es ist unmöglich, die Flüchtigkeit instabiler Säuren zu beurteilen. Beispielsweise zerfällt nichtflüchtige, unlösliche Kieselsäure in Wasser und SiO 2. Wässrige Lösungen von Salz-, Salpeter-, Schwefel-, Phosphorsäure und einer Reihe anderer Säuren sind farblos. Eine wässrige Lösung von Chromsäure H 2 CrO 4 hat eine gelbe Farbe und Mangansäure HMnO 4 ist purpurrot.

Referenzmaterial zur Durchführung des Tests:

Mendelejew-Tisch

Löslichkeitstabelle

Einfache Stoffe, die in ihrer Struktur und einer Reihe chemischer und physikalischer Parameter Metallelementen ähneln, werden als amphoter bezeichnet, d.h. Dies sind jene Elemente, die eine chemische Dualität aufweisen. Dabei ist zu beachten, dass es sich nicht um Metalle selbst handelt, sondern um deren Salze oder Oxide. Beispielsweise können Oxide einiger Metalle zwei Eigenschaften haben: Unter bestimmten Bedingungen können sie Eigenschaften aufweisen, die denen von Säuren innewohnen, während sie sich unter anderen wie Laugen verhalten.

Zu den wichtigsten amphoteren Metallen gehören Aluminium, Zink, Chrom und einige andere.

Der Begriff Amphoterizität wurde zu Beginn des 19. Jahrhunderts geprägt. Damals wurden chemische Substanzen aufgrund ihrer ähnlichen Eigenschaften getrennt, die sich in chemischen Reaktionen manifestierten.

Was sind amphotere Metalle?

Die Liste der Metalle, die als amphoter eingestuft werden können, ist recht umfangreich. Darüber hinaus können einige von ihnen als amphoter und andere als bedingt bezeichnet werden.

Lassen Sie uns die Seriennummern der Stoffe auflisten, unter denen sie im Periodensystem stehen. Die Liste umfasst Gruppen von 22 bis 32, von 40 bis 51 und viele mehr. Beispielsweise können Chrom, Eisen und eine Reihe anderer mit Fug und Recht als basisch bezeichnet werden; zu letzteren zählen auch Strontium und Beryllium.

Aluminium gilt übrigens als der auffälligste Vertreter der Amphorenmetalle.

Seine Legierungen werden seit langem in fast allen Industriezweigen eingesetzt. Es wird zur Herstellung von Flugzeugrümpfen, Fahrzeugkarosserien und Küchenutensilien verwendet. In der Elektroindustrie und bei der Herstellung von Geräten für Wärmenetze ist es unverzichtbar geworden. Im Gegensatz zu vielen anderen Metallen weist Aluminium ständig chemische Aktivität auf. Der Oxidfilm, der die Oberfläche des Metalls bedeckt, widersteht oxidativen Prozessen. Unter normalen Bedingungen und bei einigen Arten chemischer Reaktionen kann Aluminium als reduzierendes Element wirken.

Dieses Metall kann mit Sauerstoff interagieren, wenn es in viele kleine Partikel zerkleinert wird. Um diese Art von Vorgang durchzuführen, ist die Verwendung hoher Temperaturen erforderlich. Die Reaktion geht mit der Freisetzung großer Mengen thermischer Energie einher. Wenn die Temperatur auf 200 ºC steigt, reagiert Aluminium mit Schwefel. Tatsache ist, dass Aluminium unter normalen Bedingungen nicht immer mit Wasserstoff reagieren kann. Wenn es mit anderen Metallen vermischt wird, können unterschiedliche Legierungen entstehen.

Ein weiteres ausgeprägt amphoteres Metall ist Eisen. Dieses Element hat die Nummer 26 und liegt zwischen Kobalt und Mangan. Eisen ist das am häufigsten in der Erdkruste vorkommende Element. Eisen kann als einfaches Element klassifiziert werden, das eine silberweiße Farbe hat und natürlich formbar ist, wenn es hohen Temperaturen ausgesetzt wird. Bei hohen Temperaturen kann es schnell zu Korrosion kommen. Wenn Eisen in reinen Sauerstoff gegeben wird, verbrennt es vollständig und kann sich an der Luft entzünden.

Ein solches Metall kann bei hohen Temperaturen schnell in das Korrosionsstadium eintreten. Eisen in reinem Sauerstoff verbrennt vollständig. An der Luft oxidiert ein metallischer Stoff durch zu hohe Luftfeuchtigkeit schnell, d. h. er rostet. Beim Verbrennen einer Sauerstoffmasse entsteht eine Art Zunder, der Eisenoxid genannt wird.

Eigenschaften amphoterer Metalle

Sie werden durch das Konzept der Amphoterizität definiert. In ihrem typischen Zustand, also bei normaler Temperatur und Luftfeuchtigkeit, sind die meisten Metalle Feststoffe. Kein Metall kann in Wasser gelöst werden. Alkalische Basen entstehen erst nach bestimmten chemischen Reaktionen. Während der Reaktion interagieren Metallsalze. Es ist zu beachten, dass die Sicherheitsvorschriften bei der Durchführung dieser Reaktion besondere Sorgfalt erfordern.

Die Kombination amphoterer Stoffe mit Oxiden oder Säuren selbst zeigt zunächst eine Reaktion, die Basen innewohnt. Gleichzeitig treten in Kombination mit Basen saure Eigenschaften auf.

Durch Erhitzen werden amphotere Hydroxide in Wasser und Oxid zersetzt. Mit anderen Worten: Die Eigenschaften amphoterer Substanzen sind sehr umfassend und erfordern eine sorgfältige Untersuchung, die während einer chemischen Reaktion durchgeführt werden kann.

Die Eigenschaften amphoterer Elemente können durch einen Vergleich mit denen traditioneller Materialien verstanden werden. Beispielsweise haben die meisten Metalle ein niedriges Ionisierungspotential, wodurch sie bei chemischen Prozessen als Reduktionsmittel wirken können.

Amphoter – kann sowohl reduzierende als auch oxidierende Eigenschaften aufweisen. Es gibt jedoch Verbindungen, die sich durch einen negativen Oxidationsgrad auszeichnen.

Absolut alle bekannten Metalle haben die Fähigkeit, Hydroxide und Oxide zu bilden.

Alle Metalle haben die Fähigkeit, basische Hydroxide und Oxide zu bilden. Übrigens können Metalle nur mit bestimmten Säuren Oxidationsreaktionen eingehen. Beispielsweise kann die Reaktion mit Salpetersäure auf unterschiedliche Weise ablaufen.

Amphotere Substanzen, die als einfach klassifiziert werden, weisen offensichtliche Unterschiede in Struktur und Eigenschaften auf. Bei manchen Stoffen lässt sich die Zugehörigkeit zu einer bestimmten Klasse auf einen Blick erkennen; so ist beispielsweise sofort klar, dass Kupfer ein Metall ist, Brom jedoch nicht.

Wie man Metall von Nichtmetall unterscheidet

Der Hauptunterschied besteht darin, dass Metalle Elektronen abgeben, die sich in der äußeren Elektronenwolke befinden. Nichtmetalle ziehen sie aktiv an.

Alle Metalle sind gute Wärme- und Stromleiter; Nichtmetalle haben diese Fähigkeit nicht.

Amphotere Metallbasen

Unter normalen Bedingungen lösen sich diese Substanzen nicht in Wasser und können leicht als schwache Elektrolyte eingestuft werden. Solche Stoffe werden nach der Reaktion von Metallsalzen und Alkali erhalten. Diese Reaktionen sind für diejenigen, die sie hervorrufen, ziemlich gefährlich. Um beispielsweise Zinkhydroxid zu erhalten, muss Natriumhydroxid langsam und vorsichtig tropfenweise in einen Behälter mit Zinkchlorid gegeben werden.

Gleichzeitig interagieren amphotere Substanzen mit Säuren als Basen. Das heißt, wenn eine Reaktion zwischen Salzsäure und Zinkhydroxid stattfindet, entsteht Zinkchlorid. Und wenn sie mit Basen interagieren, verhalten sie sich wie Säuren.

13.1. Definitionen

Zu den wichtigsten Klassen anorganischer Stoffe zählen traditionell einfache Stoffe (Metalle und Nichtmetalle), Oxide (sauer, basisch und amphoter), Hydroxide (einige Säuren, Basen, amphotere Hydroxide) und Salze. Stoffe derselben Klasse haben ähnliche chemische Eigenschaften. Aber Sie wissen bereits, dass bei der Identifizierung dieser Klassen unterschiedliche Klassifizierungskriterien verwendet werden.
In diesem Abschnitt werden wir abschließend die Definitionen aller wichtigen Klassen chemischer Stoffe formulieren und verstehen, nach welchen Kriterien diese Klassen unterschieden werden.
Lass uns beginnen mit einfache Substanzen (Einteilung nach der Anzahl der Elemente, aus denen der Stoff besteht). Sie sind normalerweise unterteilt in Metalle Und Nichtmetalle(Abb. 13.1- A).
Sie kennen bereits die Definition von „Metall“.

Aus dieser Definition geht hervor, dass das Hauptmerkmal, das es uns ermöglicht, einfache Stoffe in Metalle und Nichtmetalle zu unterteilen, die Art der chemischen Bindung ist.

Die meisten Nichtmetalle haben kovalente Bindungen. Es gibt aber auch Edelgase (einfache Stoffe der Elemente der Gruppe VIIIA), deren Atome im festen und flüssigen Zustand nur durch intermolekulare Bindungen verbunden sind. Daher die Definition.

Aufgrund ihrer chemischen Eigenschaften werden Metalle in eine Gruppe sogenannter Metalle eingeteilt amphotere Metalle. Dieser Name spiegelt die Fähigkeit dieser Metalle wider, sowohl mit Säuren als auch mit Alkalien (als amphotere Oxide oder Hydroxide) zu reagieren (Abb. 13.1- B).
Darüber hinaus gibt es aufgrund der chemischen Inertheit zwischen Metallen Edelmetalle. Dazu gehören Gold, Ruthenium, Rhodium, Palladium, Osmium, Iridium und Platin. Der Überlieferung nach zählt auch das etwas reaktivere Silber zu den Edelmetallen, inerte Metalle wie Tantal, Niob und einige andere zählen jedoch nicht dazu. Es gibt andere Klassifizierungen von Metallen, zum Beispiel werden in der Metallurgie alle Metalle unterteilt schwarz und farbig, bezieht sich auf Eisenmetalle, Eisen und seine Legierungen.
Aus komplexe Substanzen Am wichtigsten sind zunächst einmal Oxide(siehe §2.5), aber da ihre Klassifizierung die Säure-Base-Eigenschaften dieser Verbindungen berücksichtigt, erinnern wir uns zunächst an was Säuren Und Gründe.

Daher unterscheiden wir Säuren und Basen von der Gesamtmasse der Verbindungen anhand zweier Merkmale: Zusammensetzung und chemische Eigenschaften.
Nach ihrer Zusammensetzung werden Säuren unterteilt in sauerstoffhaltig (Oxosäuren) Und Sauerstofffrei(Abb. 13.2).

Es sollte daran erinnert werden, dass sauerstoffhaltige Säuren aufgrund ihrer Struktur vorhanden sind Hydroxide.

Notiz. Traditionell wird für sauerstofffreie Säuren das Wort „Säure“ verwendet, wenn es sich beispielsweise um eine Lösung des entsprechenden einzelnen Stoffes handelt: Der Stoff HCl heißt Chlorwasserstoff und seine wässrige Lösung heißt Salzsäure oder Salzsäure Säure.

Kommen wir nun zurück zu den Oxiden. Wir haben der Gruppe Oxide zugeordnet sauer oder hauptsächlich danach, wie sie mit Wasser reagieren (oder ob sie aus Säuren oder Basen bestehen). Allerdings reagieren nicht alle Oxide mit Wasser, die meisten jedoch mit Säuren oder Laugen, daher ist es besser, Oxide nach dieser Eigenschaft zu klassifizieren.

Es gibt mehrere Oxide, die unter normalen Bedingungen weder mit Säuren noch mit Laugen reagieren. Solche Oxide werden genannt nicht salzbildend. Dies sind beispielsweise CO, SiO, N 2 O, NO, MnO 2. Im Gegensatz dazu werden die übrigen Oxide genannt salzbildend(Abb. 13.3).

Wie Sie wissen, sind es die meisten Säuren und Basen Hydroxide. Basierend auf der Fähigkeit von Hydroxiden, sowohl mit Säuren als auch mit Laugen zu reagieren, werden sie (sowie unter Oxiden) in unterteilt amphotere Hydroxide(Abb. 13.4).

Jetzt müssen wir nur noch definieren Salze. Der Begriff Salz wird schon seit langem verwendet. Im Zuge der Weiterentwicklung der Wissenschaft wurde ihre Bedeutung immer wieder verändert, erweitert und präzisiert. Im modernen Verständnis ist Salz eine ionische Verbindung, aber traditionell umfassen Salze keine ionischen Oxide (wie sie basische Oxide genannt werden), ionische Hydroxide (Basen) sowie ionische Hydride, Carbide, Nitride usw. Daher in a Vereinfacht gesagt können wir sagen: Was

Eine weitere, genauere Definition von Salzen kann gegeben werden.

Bei dieser Definition werden Oxoniumsalze üblicherweise sowohl als Salze als auch als Säuren klassifiziert.
Salze werden üblicherweise nach ihrer Zusammensetzung in unterteilt sauer, Durchschnitt Und Basic(Abb. 13.5).

Das heißt, die Anionen saurer Salze umfassen Wasserstoffatome, die durch kovalente Bindungen mit anderen Atomen der Anionen verbunden sind und unter Einwirkung von Basen abgerissen werden können.

Basische Salze haben meist eine sehr komplexe Zusammensetzung und sind oft wasserunlöslich. Ein typisches Beispiel für ein basisches Salz ist das Mineral Malachit Cu 2 (OH) 2 CO 3 .

Wie Sie sehen, werden die wichtigsten Klassen chemischer Stoffe nach unterschiedlichen Klassifizierungskriterien unterschieden. Aber egal wie wir eine Stoffklasse unterscheiden, alle Stoffe dieser Klasse haben gemeinsame chemische Eigenschaften.

In diesem Kapitel lernen Sie die charakteristischsten chemischen Eigenschaften der Stoffe dieser Klassen und die wichtigsten Methoden zu ihrer Herstellung kennen.

METALLE, NICHTMETALLE, AMPHOTERISCHE METALLE, SÄUREN, BASEN, OXO-SÄUREN, SAUERSTOFFFREIE SÄUREN, BASISCHE OXIDE, SÄUREOXIDE, AMPHOTERISCHE OXIDE, AMPHOTERISCHE HYDROXIDE, SALZE, SÄURE SALZE, MITTLERE SALZE, BASEN NEUES SALZ
1. Wo im natürlichen System der Elemente befinden sich die Elemente, die Metalle bilden, und wo sind die Elemente, die Nichtmetalle bilden?
2.Schreiben Sie die Formeln von fünf Metallen und fünf Nichtmetallen.
3. Bilden Sie die Strukturformeln der folgenden Verbindungen:
(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. Welche Oxide entsprechen den folgenden Hydroxiden:
H2SO4, Ca(OH)2, H3PO4, Al(OH)3, HNO3, LiOH?
Was ist die Natur (sauer oder basisch) jedes dieser Oxide?
5. Finden Sie Salze unter den folgenden Substanzen. Bilden Sie ihre Strukturformeln.
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. Bilden Sie die Strukturformeln der folgenden Säuresalze:
NaHSO 4, KHSO 3, NaHCO 3, Ca(H 2 PO 4) 2, CaHPO 4.

13.2. Metalle

In Metallkristallen und ihren Schmelzen sind die Atomkerne durch eine einzelne Elektronenwolke metallischer Bindung verbunden. Wie ein einzelnes Atom des Elements, das ein Metall bildet, hat ein Metallkristall die Fähigkeit, Elektronen abzugeben. Die Neigung eines Metalls, Elektronen abzugeben, hängt von seiner Struktur und vor allem von der Größe der Atome ab: Je größer die Atomrümpfe (also je größer die Ionenradien), desto leichter gibt das Metall Elektronen ab.
Metalle sind einfache Stoffe, daher ist die Oxidationsstufe der darin enthaltenen Atome 0. Bei Reaktionen ändern Metalle fast immer die Oxidationsstufe ihrer Atome. Metallatome haben nicht die Tendenz, Elektronen aufzunehmen, sondern können diese nur abgeben oder teilen. Die Elektronegativität dieser Atome ist gering, daher nehmen die Metallatome selbst bei der Bildung kovalenter Bindungen eine positive Oxidationsstufe an. Folglich weisen alle Metalle bis zu dem einen oder anderen Grad restaurative Eigenschaften. Sie reagieren:
1) C Nichtmetalle(aber nicht alle und nicht bei jedem):
4Li + O 2 = 2Li 2 O,
3Mg + N 2 = Mg 3 N 2 (beim Erhitzen),
Fe + S = FeS (beim Erhitzen).
Die aktivsten Metalle reagieren leicht mit Halogenen und Sauerstoff, und nur Lithium und Magnesium reagieren mit sehr starken Stickstoffmolekülen.
Bei der Reaktion mit Sauerstoff bilden die meisten Metalle Oxide und die aktivsten bilden Peroxide (Na 2 O 2, BaO 2) und andere komplexere Verbindungen.
2) C Oxide weniger aktive Metalle:
2Ca + MnO 2 = 2CaO + Mn (beim Erhitzen),
2Al + Fe 2 O 3 = Al 2 O 3 + 2Fe (mit Vorwärmung).
Die Möglichkeit des Auftretens dieser Reaktionen wird durch die allgemeine Regel bestimmt (ORRs verlaufen in Richtung der Bildung schwächerer Oxidations- und Reduktionsmittel) und hängt nicht nur von der Aktivität des Metalls (einem aktiveren Metall, d. h. einem Metall, das gibt seine Elektronen leichter ab, reduziert ein weniger aktives), sondern auch von der Energie des Oxidkristallgitters (die Reaktion verläuft in Richtung der Bildung eines „stärkeren“ Oxids).
3) C Säurelösungen(§ 12.2):
Mg + 2H 3 O = Mg 2B + H 2 + 2H 2 O, Fe + 2H 3 O = Fe 2 + H 2 + 2H 2 O,
Mg + H 2 SO 4p = MgSO 4p + H 2, Fe + 2HCl p = FeCl 2p + H 2.
In diesem Fall lässt sich die Möglichkeit einer Reaktion leicht durch eine Reihe von Spannungen bestimmen (die Reaktion findet statt, wenn sich das Metall in der Spannungsreihe links von Wasserstoff befindet).
4) C Salzlösungen(§ 12.2):

Fe + Cu 2 = Fe 2 + Cu, Cu + 2Ag = Cu 2 +2Ag,
Fe + CuSO 4p = Cu + FeSO 4p, Cu + 2AgNO 3p = 2Ag + Cu(NO 3) 2p.
Auch hier werden verschiedene Spannungen herangezogen, um festzustellen, ob eine Reaktion stattfinden kann.
5) Darüber hinaus reagieren die aktivsten Metalle (Alkali und Erdalkali) mit Wasser (§ 11.4):
2Na + 2H 2 O = 2Na + H 2 + 2OH, Ca + 2H 2 O = Ca 2 + H 2 + 2OH,
2Na + 2H 2 O = 2NaOH p + H 2, Ca + 2H 2 O = Ca(OH) 2p + H 2.
In der zweiten Reaktion ist die Bildung eines Ca(OH) 2-Niederschlags möglich.
Die meisten Metalle in der Industrie erhalten, Reduzierung ihrer Oxide:
Fe 2 O 3 + 3CO = 2Fe + 3CO 2 (bei hoher Temperatur),
MnO 2 + 2C = Mn + 2CO (bei hoher Temperatur).
Im Labor wird hierfür häufig Wasserstoff verwendet:

Die aktivsten Metalle werden sowohl in der Industrie als auch im Labor durch Elektrolyse gewonnen (§ 9.9).
Im Labor können weniger aktive Metalle aus Lösungen ihrer Salze durch aktivere Metalle reduziert werden (Einschränkungen siehe § 12.2).

1. Warum neigen Metalle nicht dazu, oxidierende Eigenschaften zu zeigen?
2.Was bestimmt in erster Linie die chemische Aktivität von Metallen?
3. Transformationen durchführen
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.Stellen Sie die linken Seiten der Gleichungen wieder her:
a) ... = H 2 O + Cu;
b) ... = 3CO + 2Fe;
c) ... = 2Cr + Al 2 O 3
. Chemische Eigenschaften von Metallen.

13.3. Nichtmetalle

Im Gegensatz zu Metallen unterscheiden sich Nichtmetalle stark voneinander in ihren Eigenschaften – sowohl physikalisch als auch chemisch und sogar in der Art ihrer Struktur. Doch abgesehen von den Edelgasen ist die Bindung zwischen den Atomen in allen Nichtmetallen kovalent.
Die Atome, aus denen Nichtmetalle bestehen, neigen dazu, Elektronen aufzunehmen, aber bei der Bildung einfacher Substanzen können sie dieser Tendenz nicht „befriedigen“. Daher neigen Nichtmetalle (bis zu dem einen oder anderen Grad) dazu, Elektronen hinzuzufügen, das heißt, sie können Elektronen abgeben oxidierende Eigenschaften. Die oxidative Aktivität von Nichtmetallen hängt einerseits von der Größe der Atome ab (je kleiner die Atome, desto aktiver der Stoff) und andererseits von der Stärke der kovalenten Bindungen in einem einfachen Stoff (je stärker der). Bindungen, desto weniger aktiv ist die Substanz). Bei der Bildung ionischer Verbindungen fügen Nichtmetallatome tatsächlich „zusätzliche“ Elektronen hinzu, und bei der Bildung von Verbindungen mit kovalenten Bindungen verschieben sie nur gemeinsame Elektronenpaare in ihre Richtung. In beiden Fällen nimmt die Oxidationsstufe ab.
Nichtmetalle können oxidieren:
1) Metalle(Stoffe, die mehr oder weniger dazu neigen, Elektronen abzugeben):
3F 2 + 2Al = 2AlF 3,
O 2 + 2Mg = 2MgO (mit Vorwärmung),
S + Fe = FeS (beim Erhitzen),
2C + Ca = CaC 2 (beim Erhitzen).
2) andere Nichtmetalle(weniger geneigt, Elektronen aufzunehmen):
2F 2 + C = CF 4 (beim Erhitzen),
O 2 + S = SO 2 (mit Vorwärmung),
S + H 2 = H 2 S (beim Erhitzen),
3) viele Komplex Substanzen:
4F 2 + CH 4 = CF 4 + 4HF,
3O 2 + 4NH 3 = 2N 2 + 6H 2 O (beim Erhitzen),
Cl 2 + 2HBr = Br 2 + 2HCl.
Dabei wird die Möglichkeit einer Reaktion in erster Linie durch die Stärke der Bindungen in den Reagenzien und Reaktionsprodukten bestimmt und kann rechnerisch ermittelt werden G.
Das stärkste Oxidationsmittel ist Fluor. Sauerstoff und Chlor stehen ihm nicht viel nach (achten Sie auf ihre Stellung im System der Elemente).
In weitaus geringerem Maße weisen Bor, Graphit (und Diamant), Silizium und andere einfache Stoffe, die aus an der Grenze zwischen Metallen und Nichtmetallen liegenden Elementen gebildet werden, oxidierende Eigenschaften auf. Es ist weniger wahrscheinlich, dass Atome dieser Elemente Elektronen aufnehmen. Es sind diese Stoffe (insbesondere Graphit und Wasserstoff), die dazu in der Lage sind restaurative Eigenschaften:
2C + MnO 2 = Mn + 2CO,
4H 2 + Fe 3 O 4 = 3Fe + 4H 2 O.
In den folgenden Abschnitten werden Sie die übrigen chemischen Eigenschaften von Nichtmetallen untersuchen, während Sie sich mit der Chemie einzelner Elemente vertraut machen (wie es bei Sauerstoff und Wasserstoff der Fall war). Dort erfahren Sie auch, wie Sie an diese Stoffe gelangen.

1. Welche der folgenden Stoffe sind Nichtmetalle: Be, C, Ne, Pt, Si, Sn, Se, Cs, Sc, Ar, Ra?
2. Nennen Sie Beispiele für Nichtmetalle, die unter normalen Bedingungen a) Gase, b) Flüssigkeiten, c) Feststoffe sind.
3. Nennen Sie Beispiele für a) molekulare und b) nichtmolekulare einfache Stoffe.
4. Nennen Sie drei Beispiele für chemische Reaktionen, bei denen a) Chlor und b) Wasserstoff oxidierende Eigenschaften aufweisen.
5. Nennen Sie drei Beispiele für chemische Reaktionen, die nicht im Text des Absatzes vorkommen und bei denen Wasserstoff reduzierende Eigenschaften aufweist.
6. Transformationen durchführen:
a) P 4 P 4 O 10 H 3 PO 4 ; b) H 2 NaH H 2 ; c) Cl 2 NaCl Cl 2 .
Chemische Eigenschaften von Nichtmetallen.

13.4. Basische Oxide

Sie wissen bereits, dass alle basischen Oxide nichtmolekulare Feststoffe mit ionischen Bindungen sind.
Zu den wichtigsten Oxiden gehören:
a) Oxide von Alkali- und Erdalkalielementen,
b) Oxide einiger anderer Elemente, die Metalle in niedrigeren Oxidationsstufen bilden, zum Beispiel: CrO, MnO, FeO, Ag 2 O usw.

Dazu gehören einfach geladene, zweifach geladene (sehr selten dreifach geladene) Kationen und Oxidionen. Das Charakteristischste Chemische Eigenschaften Basische Oxide sind genau auf das Vorhandensein doppelt geladener Oxidionen (sehr starke Basispartikel) zurückzuführen. Die chemische Aktivität basischer Oxide hängt in erster Linie von der Stärke der Ionenbindungen in ihren Kristallen ab.
1) Alle basischen Oxide reagieren mit Lösungen starker Säuren (§ 12.5):
Li 2 O + 2H 3 O = 2Li + 3H 2 O, NiO + 2H 3 O = Ni 2 + 3H 2 O,
Li 2 O + 2HCl p = 2LiCl p + H 2 O, NiO + H 2 SO 4p = NiSO 4p + H 2 O.
Im ersten Fall findet neben der Reaktion mit Oxoniumionen auch eine Reaktion mit Wasser statt, die jedoch aufgrund der deutlich geringeren Geschwindigkeit vernachlässigt werden kann, zumal am Ende immer noch die gleichen Produkte erhalten werden.
Die Möglichkeit einer Reaktion mit einer Lösung einer schwachen Säure wird sowohl von der Stärke der Säure (je stärker die Säure, desto aktiver) als auch von der Stärke der Bindung im Oxid (je schwächer die Bindung, desto aktiver) bestimmt das Oxid).
2) Oxide von Alkali- und Erdalkalimetallen reagieren mit Wasser (§ 11.4):
Li 2 O + H 2 O = 2Li + 2OH BaO + H 2 O = Ba 2 + 2OH
Li 2 O + H 2 O = 2LiOH p, BaO + H 2 O = Ba(OH) 2p.
3) Darüber hinaus reagieren basische Oxide mit sauren Oxiden:
BaO + CO 2 = BaCO 3,
FeO + SO 3 = FeSO 4,
Na 2 O + N 2 O 5 = 2NaNO 3.
Abhängig von der chemischen Aktivität dieser und anderer Oxide können Reaktionen bei normalen Temperaturen oder beim Erhitzen ablaufen.
Was ist der Grund für solche Reaktionen? Betrachten wir die Reaktion der Bildung von BaCO 3 aus BaO und CO 2. Die Reaktion verläuft spontan und die Entropie bei dieser Reaktion nimmt ab (aus zwei Stoffen, fest und gasförmig, entsteht ein kristalliner Stoff), daher ist die Reaktion exotherm. Bei exothermen Reaktionen ist die Energie der gebildeten Bindungen größer als die Energie der aufgebrochenen Bindungen; daher ist die Energie der Bindungen in BaCO 3 größer als im ursprünglichen BaO und CO 2. Sowohl in den Ausgangsmaterialien als auch in den Reaktionsprodukten gibt es zwei Arten chemischer Bindungen: ionische und kovalente. Die ionische Bindungsenergie (Gitterenergie) in BaO ist etwas höher als in BaCO 3 (die Größe des Carbonationen ist größer als die des Oxidions), daher ist die Energie des Systems O 2 + CO 2 größer als die Energie von CO 3 2.

+ Q

Mit anderen Worten: Das CO 3 2-Ion ist stabiler als das O 2-Ion und das CO 2-Molekül getrennt betrachtet. Und die größere Stabilität des Carbonations (seine geringere innere Energie) hängt mit der Ladungsverteilung dieses Ions zusammen (– 2). e) durch drei Sauerstoffatome des Carbonations anstelle eines im Oxidion (siehe auch § 13.11).
4) Viele basische Oxide können durch ein aktiveres metallisches oder nichtmetallisches Reduktionsmittel zum Metall reduziert werden:
MnO + Ca = Mn + CaO (beim Erhitzen),
FeO + H 2 = Fe + H 2 O (beim Erhitzen).
Die Möglichkeit des Auftretens solcher Reaktionen hängt nicht nur von der Aktivität des Reduktionsmittels ab, sondern auch von der Stärke der Bindungen im Ausgangs- und resultierenden Oxid.
Allgemein Methode zum Erhalten Bei fast allen basischen Oxiden erfolgt die Oxidation des entsprechenden Metalls mit Sauerstoff. Auf diese Weise entstehen Oxide von Natrium, Kalium und einigen anderen sehr aktiven Metallen (unter diesen Bedingungen bilden sie Peroxide und komplexere Verbindungen) sowie Gold, Silber, Platin und andere sehr schwach aktive Metalle (diese Metalle reagieren nicht mit). Sauerstoff) kann nicht gewonnen werden. Basische Oxide können durch thermische Zersetzung der entsprechenden Hydroxide sowie einiger Salze (z. B. Carbonate) gewonnen werden. Somit kann Magnesiumoxid auf allen drei Wegen gewonnen werden:
2Mg + O 2 = 2MgO,
Mg(OH) 2 = MgO + H 2 O,
MgCO 3 = MgO + CO 2.

1. Stellen Sie Reaktionsgleichungen auf:
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. Stellen Sie Gleichungen für die Reaktionen auf, die bei den folgenden Transformationen auftreten:
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. Eine Portion Nickel mit einem Gewicht von 8,85 g wurde in einem Sauerstoffstrom kalziniert, um Nickel(II)-oxid zu erhalten, und dann mit einem Überschuss an Salzsäure behandelt. Der resultierenden Lösung wurde eine Natriumsulfidlösung zugesetzt, bis die Ausfällung aufhörte. Bestimmen Sie die Masse dieses Sediments.
Chemische Eigenschaften basischer Oxide.

13.5. Saure Oxide

Alle Säureoxide sind Stoffe mit kovalente Bindung.
Zu den Säureoxiden gehören:
a) Oxide von Elementen, die Nichtmetalle bilden,
b) einige Oxide von Elementen, die Metalle bilden, wenn die Metalle in diesen Oxiden in höheren Oxidationsstufen vorliegen, zum Beispiel CrO 3, Mn 2 O 7.
Unter den Säureoxiden gibt es Stoffe, die bei Raumtemperatur gasförmig sind (zum Beispiel: CO 2, N 2 O 3, SO 2, SeO 2), Flüssigkeiten (zum Beispiel Mn 2 O 7) und Feststoffe (zum Beispiel: 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). Die meisten Säureoxide sind molekulare Substanzen (Ausnahmen sind B 2 O 3, SiO 2, festes SO 3, CrO 3 und einige andere; es gibt auch nichtmolekulare Modifikationen von P 2 O 5). Aber auch nichtmolekulare Säureoxide werden beim Übergang in den gasförmigen Zustand molekular.
Charakteristisch für Säureoxide sind: Chemische Eigenschaften.
1) Alle sauren Oxide reagieren mit starken Basen wie mit Feststoffen:
CO 2 + Ca(OH) 2 = CaCO 3 + H 2 O
SiO 2 + 2KOH = K 2 SiO 3 + H 2 O (beim Erhitzen),
und mit Alkalilösungen (§ 12.8):
SO 3 + 2OH = SO 4 2 + H 2 O, N 2 O 5 + 2OH = 2NO 3 + H 2 O,
SO 3 + 2NaOH ð = Na 2 SO 4ð + H 2 O, N 2 O 5 + 2KOH ð = 2KNO 3ð + H 2 O.
Der Grund für Reaktionen mit festen Hydroxiden ist der gleiche wie mit Oxiden (siehe § 13.4).
Die aktivsten sauren Oxide (SO 3, CrO 3, N 2 O 5, Cl 2 O 7) können auch mit unlöslichen (schwachen) Basen reagieren.
2) Saure Oxide reagieren mit basischen Oxiden (§ 13.4):
CO 2 + CaO = CaCO 3
P 4 O 10 + 6FeO = 2Fe 3 (PO 4) 2 (beim Erhitzen)
3) Viele saure Oxide reagieren mit Wasser (§11.4).
N 2 O 3 + H 2 O = 2HNO 2 SO 2 + H 2 O = H 2 SO 3 (richtigere Schreibweise der Formel der schwefligen Säure -SO 2. H 2 O
N 2 O 5 + H 2 O = 2HNO 3 SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4
Viele Säureoxide können sein erhalten durch Oxidation mit Sauerstoff (Verbrennung in Sauerstoff oder in Luft) der entsprechenden einfachen Stoffe (C gr, S 8, P 4, P cr, B, Se, jedoch nicht N 2 und keine Halogene):
C + O 2 = CO 2,
S 8 + 8O 2 = 8SO 2,
oder bei Zersetzung der entsprechenden Säuren:
H 2 SO 4 = SO 3 + H 2 O (bei starker Erwärmung),
H 2 SiO 3 = SiO 2 + H 2 O (bei Trocknung an der Luft),
H 2 CO 3 = CO 2 + H 2 O (bei Raumtemperatur in Lösung),
H 2 SO 3 = SO 2 + H 2 O (bei Raumtemperatur in Lösung).
Die Instabilität von Kohlen- und Schwefelsäure ermöglicht die Gewinnung von CO 2 und SO 2 durch Einwirkung starker Säuren auf Carbonate Na 2 CO 3 + 2HCl p = 2NaCl p + CO 2 +H 2 O
(die Reaktion findet sowohl in Lösung als auch mit festem Na 2 CO 3 statt) und Sulfite
K 2 SO 3tv + H 2 SO 4conc = K 2 SO 4 + SO 2 + H 2 O (bei viel Wasser wird Schwefeldioxid nicht als Gas freigesetzt).

Amphotere Verbindungen

Chemie ist immer eine Einheit von Gegensätzen.

Schauen Sie sich das Periodensystem an.

Es bilden sich einige Elemente (fast alle Metalle mit den Oxidationsstufen +1 und +2). Basic Oxide und Hydroxide. Kalium bildet beispielsweise das Oxid K 2 O und das Hydroxid KOH. Sie weisen basische Eigenschaften auf, beispielsweise die Wechselwirkung mit Säuren.

K2O + HCl → KCl + H2O

Es bilden sich einige Elemente (die meisten Nichtmetalle und Metalle mit den Oxidationsstufen +5, +6, +7). sauer Oxide und Hydroxide. Saure Hydroxide sind sauerstoffhaltige Säuren, sie werden Hydroxide genannt, weil sie in ihrer Struktur eine Hydroxylgruppe haben, zum Beispiel bildet Schwefel Säureoxid SO 3 und Säurehydroxid H 2 SO 4 (Schwefelsäure):

Solche Verbindungen weisen saure Eigenschaften auf, sie reagieren beispielsweise mit Basen:

H2SO4 + 2KOH → K2SO4 + 2H2O

Und es gibt Elemente, die Oxide und Hydroxide bilden, die sowohl saure als auch basische Eigenschaften aufweisen. Dieses Phänomen nennt man amphoter . Es sind diese Oxide und Hydroxide, auf die wir uns in diesem Artikel konzentrieren werden. Alle amphoteren Oxide und Hydroxide sind wasserunlösliche Feststoffe.

Erstens: Wie können wir feststellen, ob ein Oxid oder Hydroxid amphoter ist? Es gibt eine Regel, die etwas willkürlich ist, aber Sie können sie trotzdem verwenden:

Amphotere Hydroxide und Oxide werden von Metallen in den Oxidationsstufen +3 und +4 gebildet, Zum Beispiel (Al 2 Ö 3 , Al(OH) 3 , Fe 2 Ö 3 , Fe(OH) 3)

Und vier Ausnahmen:MetalleZn , Sei , Pb , Sn bilden folgende Oxide und Hydroxide:ZnO , Zn ( OH ) 2 , BeO , Sei ( OH ) 2 , PbO , Pb ( OH ) 2 , SnO , Sn ( OH ) 2 , in dem sie eine Oxidationsstufe von +2 aufweisen, diese Verbindungen weisen jedoch trotzdem eine Oxidationsstufe auf amphotere Eigenschaften .

Die häufigsten amphoteren Oxide (und ihre entsprechenden Hydroxide): 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.

Die Eigenschaften amphoterer Verbindungen sind nicht schwer zu merken: Sie interagieren mit Säuren und Laugen.

• Bei der Wechselwirkung mit Säuren ist alles einfach; bei diesen Reaktionen verhalten sich amphotere Verbindungen wie basische:

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

Hydroxide reagieren auf die gleiche Weise:

Fe(OH) 3 + 3HCl → FeCl 3 + 3H 2 O

Pb(OH) 2 + 2HCl → PbCl 2 + 2H 2 O

• Etwas komplizierter ist die Wechselwirkung mit Alkalien. Bei diesen Reaktionen verhalten sich amphotere Verbindungen wie Säuren und die Reaktionsprodukte können je nach Bedingungen unterschiedlich sein.

Entweder findet die Reaktion in Lösung statt, oder die reagierenden Stoffe werden als Feststoffe genommen und verschmolzen.

Wechselwirkung basischer Verbindungen mit amphoteren während der Fusion.

Schauen wir uns das Beispiel Zinkhydroxid an. Wie bereits erwähnt, interagieren amphotere Verbindungen mit basischen Verbindungen und verhalten sich wie Säuren. Schreiben wir also Zinkhydroxid Zn (OH) 2 als Säure. Die Säure hat vorne Wasserstoff, nehmen wir ihn heraus: H 2 ZnO 2 . Und die Reaktion des Alkalis mit dem Hydroxid verläuft wie bei einer Säure. „Säurerest“ ZnO 2 2-zweiwertig:

2K OH(Fernseher) + H 2 ZnO 2(fest) (t, Fusion)→ K 2 ZnO 2 + 2 H 2 Ö

Die resultierende Substanz K 2 ZnO 2 wird Kaliummetazinkat (oder einfach Kaliumzinkat) genannt. Bei dieser Substanz handelt es sich um ein Salz aus Kalium und der hypothetischen „Zinksäure“ H 2 ZnO 2 (es ist nicht ganz richtig, solche Verbindungen als Salze zu bezeichnen, aber der Bequemlichkeit halber vergessen wir das). Schreiben Sie Zinkhydroxid einfach so: H 2 ZnO 2 – nicht gut. Wir schreiben Zn (OH) 2 wie üblich, meinen aber (für unsere eigene Bequemlichkeit), dass es eine „Säure“ ist:

2KOH (fest) + Zn (OH) 2(fest) (t, Fusion) → K 2 ZnO 2 + 2H 2 O

Bei Hydroxiden, die über 2 OH-Gruppen verfügen, ist alles wie bei Zink:

Be(OH) 2(tv.) + 2NaOH (tv.) (t, Fusion) → 2H 2 O + Na 2 BeO 2 (Natriummetaberyllat oder Beryllat)

Pb(OH) 2 (Lösung) + 2NaOH (Lösung) (t, Fusion) → 2H 2 O + Na 2 PbO 2 (Natriummetaplumbat oder Plumbat)

Bei amphoteren Hydroxiden mit drei OH-Gruppen (Al(OH)3, Cr(OH)3, Fe(OH)3) ist das etwas anders.

Schauen wir uns das Beispiel Aluminiumhydroxid an: Al (OH) 3, schreiben Sie es in Form einer Säure: H 3 AlO 3, aber wir belassen es nicht in dieser Form, sondern nehmen das Wasser dort heraus:

H 3 AlO 3 – H 2 O → HAlO 2 + H 2 O.

Mit dieser „Säure“ (HAlO 2) arbeiten wir:

HAlO 2 + KOH → H 2 O + KAlO 2 (Kaliummetaaluminat oder einfach Aluminat)

Aber Aluminiumhydroxid kann nicht so geschrieben werden HAlO 2, wir schreiben es wie üblich, aber wir meinen dort „Säure“:

Al(OH) 3(solv.) + KOH (solv.) (t, Fusion)→ 2H 2 O + KAlO 2 (Kaliummetaaluminat)

Das Gleiche gilt für Chromhydroxid:

Cr(OH) 3 → H 3 CrO 3 → HCrO 2

Cr(OH) 3(tv.) + KOH (tv.) (t, Fusion)→ 2H 2 O + KCrO 2 (Kaliummetachromat,

ABER NICHT CHROMAT, Chromate sind Salze der Chromsäure.

Das Gleiche gilt für Hydroxide mit vier OH-Gruppen: Wir bewegen Wasserstoff vorwärts und entfernen Wasser:

Sn(OH) 4 → H 4 SnO 4 → H 2 SnO 3

Pb(OH) 4 → H 4 PbO 4 → H 2 PbO 3

Es ist zu beachten, dass Blei und Zinn jeweils zwei amphotere Hydroxide bilden: mit einer Oxidationsstufe von +2 (Sn (OH) 2, Pb (OH) 2) und +4 (Sn (OH) 4, Pb (OH) 4). ).

Und diese Hydroxide bilden verschiedene „Salze“:

Oxidationszustand
Hydroxidformel	Sn(OH)2	Pb(OH)2	Sn(OH)4	Pb(OH)4
Formel von Hydroxid als Säure	H2SnO2	H2PbO2	H2SnO3	H2PbO3
Salz (Kalium)	K2SnO2	K2PbO2	K2SNO3	K2PbO3
Name des Salzes			metastannAT	metablumbAT

Es gelten die gleichen Prinzipien wie bei den Namen gewöhnlicher „Salze“, das Element in der höchsten Oxidationsstufe ist das Suffix AT, in der Zwischenstufe - IT.

Solche „Salze“ (Metachromate, Metaaluminate, Metaberyllate, Metazinkate usw.) entstehen nicht nur durch die Wechselwirkung von Alkalien und amphoteren Hydroxiden. Diese Verbindungen entstehen immer dann, wenn eine stark basische „Welt“ und eine amphotere (bei der Fusion) in Kontakt kommen. Das heißt, genauso wie amphotere Hydroxide reagieren amphotere Oxide und Metallsalze, die amphotere Oxide (Salze schwacher Säuren) bilden, mit Alkalien. Und anstelle eines Alkalis können Sie ein starkes basisches Oxid und ein Salz des Metalls nehmen, das das Alkali bildet (ein Salz einer schwachen Säure).

Interaktionen:

Denken Sie daran, dass die folgenden Reaktionen während der Fusion auftreten.

Amphoteres Oxid mit stark basischem Oxid:

ZnO (fest) + K 2 O (fest) (t, Fusion) → K 2 ZnO 2 (Kaliummetzinkat oder einfach Kaliumzinkat)

Amphoteres Oxid mit Alkali:

ZnO (fest) + 2KOH (fest) (t, Fusion) → K 2 ZnO 2 + H 2 O

Amphoteres Oxid mit einem Salz einer schwachen Säure und einem Metall, das ein Alkali bildet:

ZnO (sol.) + K 2 CO 3 (sol.) (t, Fusion) → K 2 ZnO 2 + CO 2

Amphoteres Hydroxid mit stark basischem Oxid:

Zn(OH) 2 (fest) + K 2 O (fest) (t, Fusion) → K 2 ZnO 2 + H 2 O

Amphoteres Hydroxid mit Alkali:

Zn (OH) 2 (fest) + 2KOH (fest) (t, Fusion) → K 2 ZnO 2 + 2H 2 O

Amphoteres Hydroxid mit einem Salz einer schwachen Säure und einem Metall, das ein Alkali bildet:

Zn (OH) 2(fest) + K 2 CO 3(fest) (t, Fusion) → K 2 ZnO 2 + CO 2 + H 2 O

Salze einer schwachen Säure und eines Metalls, die mit einem starken basischen Oxid eine amphotere Verbindung bilden:

ZnCO 3 (fest) + K 2 O (fest) (t, Fusion) → K 2 ZnO 2 + CO 2

Salze einer schwachen Säure und eines Metalls, die mit einem Alkali eine amphotere Verbindung bilden:

ZnCO 3 (fest) + 2KOH (fest) (t, Fusion) → K 2 ZnO 2 + CO 2 + H 2 O

Salze einer schwachen Säure und eines Metalls, die mit einem Salz einer schwachen Säure und eines Metalls, die ein Alkali bilden, eine amphotere Verbindung bilden:

ZnCO 3(tv.) + K 2 CO 3(tv.) (t, Fusion)→ K 2 ZnO 2 + 2CO 2

Nachfolgend finden Sie Informationen zu Salzen amphoterer Hydroxide; die häufigsten im Einheitlichen Staatsexamen sind rot markiert.

	Hydroxid	Hydroxid als Säure	Säurerückstände		Name des Salzes
BeO	Sei(OH) 2	H 2 BeO 2	BeO 2 2-	K 2 BeO 2	Metaberyllat (Beryllat)
ZnO	Zn(OH) 2	H 2 ZnO 2	ZnO 2 2-	K 2 ZnO 2	Metazinkat (Zinkat)
Al 2 Ö 3	Al(OH) 3	Heiligenschein 2	AlO 2 —	KAlO 2	Metaaluminat (Aluminat)
Fe2O3	Fe(OH) 3	HFeO2	FeO2 -	KFeO2	Metaferrat (ABER NICHT FERRAT)
	Sn(OH)2	H2SnO2	SnO 2 2-	K2SnO2
	Pb(OH)2	H2PbO2	PbO 2 2-	K2PbO2
SnO2	Sn(OH)4	H2SnO3	SnO 3 2-	K2SNO3	MetastannAT (Stannat)
PbO2	Pb(OH)4	H2PbO3	PbO 3 2-	K2PbO3	MetablumAT (Plumbat)
Cr2O3	Cr(OH)3	HCrO2	CrO2 -	KCrO2	Metachromat (ABER NICHT CHROMAT)

Wechselwirkung amphoterer Verbindungen mit Lösungen von ALKALI (hier nur Alkali).

Im Einheitlichen Staatsexamen wird dies als „Auflösen von Aluminiumhydroxid (Zink, Beryllium usw.) mit Alkali“ bezeichnet. Dies ist auf die Fähigkeit von Metallen in der Zusammensetzung amphoterer Hydroxide zurückzuführen, diese Ionen in Gegenwart eines Überschusses an Hydroxidionen (in einem alkalischen Medium) an sich selbst zu binden. Es entsteht ein Partikel mit einem Metall (Aluminium, Beryllium usw.) im Zentrum, das von Hydroxidionen umgeben ist. Dieses Teilchen wird durch Hydroxidionen negativ geladen (Anion), und dieses Ion wird Hydroxoaluminat, Hydroxyzinkat, Hydroxoberyllat usw. genannt. Darüber hinaus kann der Prozess auf unterschiedliche Weise ablaufen: Das Metall kann von einer unterschiedlichen Anzahl von Hydroxidionen umgeben sein.

Wir werden zwei Fälle betrachten: wenn das Metall umgeben ist vier Hydroxidionen, und wenn es umzingelt ist sechs Hydroxidionen.

Schreiben wir die verkürzte Ionengleichung für diese Prozesse auf:

Al(OH) 3 + OH — → Al(OH) 4 —

Das resultierende Ion wird Tetrahydroxoalumination genannt. Das Präfix „Tetra-“ wird hinzugefügt, weil es vier Hydroxidionen gibt. Das Tetrahydroxyalumination hat eine Ladung -, da Aluminium eine Ladung von 3+ trägt und vier Hydroxidionen eine Ladung von 4- haben, beträgt die Gesamtladung -.

Al(OH) 3 + 3OH - → Al(OH) 6 3-

Das bei dieser Reaktion gebildete Ion wird Hexahydroxoalumination genannt. Das Präfix „hexo-“ wird hinzugefügt, da es sechs Hydroxidionen gibt.

Es muss ein Präfix hinzugefügt werden, das die Anzahl der Hydroxidionen angibt. Denn wenn Sie einfach „Hydroxyaluminat“ schreiben, ist nicht klar, welches Ion Sie meinen: Al (OH) 4 - oder Al (OH) 6 3-.

Wenn ein Alkali mit einem amphoteren Hydroxid reagiert, bildet sich in der Lösung ein Salz. Das Kation ist ein Alkalikation und das Anion ist ein komplexes Ion, dessen Bildung wir bereits besprochen haben. Das Anion ist eckige Klammern.

Al(OH)3 + KOH → K (Kaliumtetrahydroxoaluminat)

Al (OH) 3 + 3KOH → K 3 (Kaliumhexahydroxoaluminat)

Welche Art von Salz (Hexa- oder Tetra-) Sie als Produkt schreiben, spielt keine Rolle. Auch in den Antworten zum Einheitlichen Staatsexamen steht geschrieben: „... K 3 (die Bildung von K ist zulässig.“ Wichtig ist, dass man nicht vergisst, darauf zu achten, dass alle Indizes korrekt eingegeben werden. Behalten Sie die Gebühren im Auge und bewahren Sie sie auf Beachten Sie, dass ihre Summe gleich Null sein muss.

Neben amphoteren Hydroxiden reagieren auch amphotere Oxide mit Alkalien. Das Produkt wird das gleiche sein. Nur wenn Sie die Reaktion so schreiben:

Al 2 O 3 + NaOH → Na

Al 2 O 3 + NaOH → Na 3

Aber diese Reaktionen werden für Sie nicht ausgeglichen. Sie müssen auf der linken Seite Wasser hinzufügen, da die Wechselwirkung in Lösung stattfindet, dort genügend Wasser vorhanden ist und alles ausgeglichen wird:

Al 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O → 2Na

Al 2 O 3 + 6NaOH + 3H 2 O → 2Na 3

Neben amphoteren Oxiden und Hydroxiden interagieren einige besonders aktive Metalle, die amphotere Verbindungen bilden, mit Alkalilösungen. Nämlich diese: Aluminium, Zink und Beryllium. Zum Ausgleich wird auch links Wasser benötigt. Darüber hinaus besteht der Hauptunterschied zwischen diesen Prozessen in der Freisetzung von Wasserstoff:

2Al + 2NaOH + 6H 2 O → 2Na + 3H 2

2Al + 6NaOH + 6H 2 O → 2Na 3 + 3H 2

Die folgende Tabelle zeigt die häufigsten Beispiele für die Eigenschaften amphoterer Verbindungen im Einheitlichen Staatsexamen:

Amphotere Substanz		Name des Salzes
Al2O3 Al(OH) 3		Natriumtetrahydroxyaluminat	Al(OH) 3 + NaOH → Na Al 2 Ö 3 + 2NaOH + 3H 2 O → 2Na 2Al + 2NaOH + 6H 2 O → 2Na + 3H 2
	Nein 3	Natriumhexahydroxyaluminat	Al(OH) 3 + 3NaOH → Na 3 Al 2 Ö 3 + 6NaOH + 3H 2 O → 2Na 3 2Al + 6NaOH + 6H 2 O → 2Na 3 + 3H 2
Zn(OH)2	K2	Natriumtetrahydroxozinkat	Zn(OH) 2 + 2NaOH → Na 2 ZnO + 2NaOH + H 2 O → Na 2 Zn + 2NaOH + 2H 2 O → Na 2 +H 2
	K 4	Natriumhexahydroxozinkat	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	Lithiumtetrahydroxoberyllat	Sei(OH) 2 + 2LiOH → Li 2 BeO + 2LiOH + H 2 O → Li 2 Sei + 2LiOH + 2H 2 O → Li 2 +H 2
	Li 4	Lithiumhexahydroxoberyllat	Sei(OH) 2 + 4LiOH → Li 4 BeO + 4LiOH + H 2 O → Li 4 Sei + 4LiOH + 2H 2 O → Li 4 +H 2
Cr2O3 Cr(OH)3		Natriumtetrahydroxochromat	Cr(OH) 3 + NaOH → Na Cr 2 Ö 3 + 2NaOH + 3H 2 O → 2Na
	Nein 3	Natriumhexahydroxochromat	Cr(OH) 3 + 3NaOH → Na 3 Cr 2 Ö 3 + 6NaOH + 3H 2 O → 2Na 3
Fe2O3 Fe(OH) 3		Natriumtetrahydroxoferrat	Fe(OH) 3 + NaOH → Na Fe 2 Ö 3 + 2NaOH + 3H 2 O → 2Na
	N / A 3	Natriumhexahydroxoferrat	Fe(OH) 3 + 3NaOH → Na 3 Fe 2 Ö 3 + 6NaOH + 3H 2 O → 2Na 3

Die bei diesen Wechselwirkungen entstehenden Salze reagieren mit Säuren und bilden zwei weitere Salze (Salze einer bestimmten Säure und zweier Metalle):

2Na 3 + 6H 2 ALSO 4 → 3Na 2 ALSO 4 +Al 2 (ALSO 4 ) 3 +12H 2 Ö

Das ist alles! Nichts Kompliziertes. Die Hauptsache ist, nicht zu verwechseln, sich daran zu erinnern, was während der Fusion entsteht und was in Lösung ist. Sehr oft stoßen Aufgaben zu diesem Thema B Teile.