Wir werden diese Lektion dem Studium amphoterer Oxide und Hydroxide widmen. Hier werden wir über Substanzen sprechen, die amphotere (doppelte) Eigenschaften haben, und über die Eigenschaften der chemischen Reaktionen, die mit ihnen ablaufen. Aber lassen Sie uns zunächst wiederholen, womit saure und basische Oxide reagieren. Als nächstes betrachten wir Beispiele für amphotere Oxide und Hydroxide.

Thema: Einführung

Lektion: Amphotere Oxide und Hydroxide

Reis. 1. Stoffe mit amphoteren Eigenschaften

Basische Oxide reagieren mit sauren Oxiden und saure Oxide reagieren mit Basen. Es gibt jedoch Stoffe, deren Oxide und Hydroxide je nach Bedingungen sowohl mit Säuren als auch mit Basen reagieren. Solche Eigenschaften werden aufgerufen amphoter.

Stoffe mit amphoteren Eigenschaften sind in Abb. 1 dargestellt. Dabei handelt es sich um Verbindungen aus Beryllium, Zink, Chrom, Arsen, Aluminium, Germanium, Blei, Mangan, Eisen, Zinn.

Beispiele für ihre amphoteren Oxide sind in Tabelle 1 aufgeführt.

Betrachten wir die amphoteren Eigenschaften von Zink- und Aluminiumoxiden. Am Beispiel ihrer Wechselwirkung mit basischen und sauren Oxiden, mit Säure und Lauge.

ZnO + Na 2 O → Na 2 ZnO 2 (Natriumzinkat). Zinkoxid verhält sich wie eine Säure.

ZnO + 2NaOH → Na 2 ZnO 2 + H 2 O

3ZnO + P 2 O 5 → Zn 3 (PO 4) 2 (Zinkphosphat)

ZnO + 2HCl → ZnCl 2 + H 2 O

Aluminiumoxid verhält sich ähnlich wie Zinkoxid:

Wechselwirkung mit basischen Oxiden und Basen:

Al 2 O 3 + Na 2 O → 2NaAlO 2 (Natriummetaaluminat). Aluminiumoxid verhält sich wie eine Säure.

Al 2 O 3 + 2NaOH → 2NaAlO 2 + H 2 O

Wechselwirkung mit Säureoxiden und Säuren. Zeigt die Eigenschaften eines basischen Oxids.

Al 2 O 3 + P 2 O 5 → 2AlPO 4 (Aluminiumphosphat)

Al 2 O 3 + 6HCl → 2AlCl 3 + 3H 2 O

Die betrachteten Reaktionen treten beim Erhitzen während der Fusion auf. Wenn wir Stofflösungen einnehmen, laufen die Reaktionen etwas anders ab.

ZnO + 2NaOH + H 2 O → Na 2 (Natriumtetrahydroxoaluminat) Al 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O → 2Na (Natriumtetrahydroxoaluminat)

Als Ergebnis dieser Reaktionen werden komplexe Salze erhalten.

Reis. 2. Aluminiumoxidmineralien

Aluminium Oxid.

Aluminiumoxid ist eine äußerst häufige Substanz auf der Erde. Es bildet die Grundlage für Ton, Bauxit, Korund und andere Mineralien. Abb.2.

Durch die Wechselwirkung dieser Stoffe mit Schwefelsäure entsteht Zinksulfat oder Aluminiumsulfat.

ZnO + H 2 SO 4 → ZnSO 4 + H 2 O

Al 2 O 3 + 3H 2 SO 4 → Al 2 (SO 4) 3 + 3H 2 O

Beim Schmelzen kommt es zu Reaktionen von Zink- und Aluminiumhydroxiden mit Natriumoxid, da diese Hydroxide fest sind und nicht Teil von Lösungen sind.

Zn(OH) 2 + Na 2 O → Na 2 ZnO 2 + H 2 O-Salz wird Natriumzinkat genannt.

Das Salz 2Al(OH) 3 + Na 2 O → 2NaAlO 2 + 3H 2 O wird Natriummetaaluminat genannt.

Reis. 3. Aluminiumhydroxid

Die Reaktionen amphoterer Basen mit Alkalien zeichnen sich durch ihre sauren Eigenschaften aus. Diese Reaktionen können sowohl durch Fusion von Feststoffen als auch in Lösungen durchgeführt werden. Dabei entstehen aber unterschiedliche Stoffe, d.h. Die Reaktionsprodukte hängen von den Reaktionsbedingungen ab: in einer Schmelze oder in einer Lösung.

Zn(OH) 2 + 2NaOH fest. Na 2 ZnO 2 + 2H 2 O

Al(OH) 3 + NaOH fest. NaAlO 2 + 2H 2 O

Zn(OH) 2 + 2NaOH-Lösung → Na 2 Al(OH) 3 + NaOH-Lösung → Na-Natriumtetrahydroxoaluminat Al(OH) 3 + 3NaOH-Lösung → Na 3 Natriumhexahydroxoaluminat.

Ob es sich um Natriumtetrahydroxoaluminat oder Natriumhexahydroxoaluminat handelt, hängt davon ab, wie viel Alkali wir eingenommen haben. Bei der letzten Reaktion wird viel Alkali aufgenommen und es entsteht Natriumhexahydroxoaluminat.

Elemente, die amphotere Verbindungen bilden, können selbst amphotere Eigenschaften aufweisen.

Zn + 2NaOH + 2H 2 O → Na 2 + H 2 (Natriumtetrahydroxozinkat)

2Al + 2NaOH + 6H 2 O → 2Na + 3H 2 ((Natriumtetrahydroxoaluminat)

Zn + H 2 SO 4 (verdünnt) → ZnSO 4 + H 2

2Al + 3H 2 SO 4 (verd.) → Al 2 (SO 4) 3 + 3H 2

Denken Sie daran, dass amphotere Hydroxide unlösliche Basen sind. Und beim Erhitzen zersetzen sie sich und bilden Oxid und Wasser.

Zersetzung amphoterer Basen beim Erhitzen.

2Al(OH) 3 Al 2 O 3 + 3H 2 O

Zn(OH) 2 ZnO + H 2 O

Zusammenfassung der Lektion.

Sie haben die Eigenschaften amphoterer Oxide und Hydroxide kennengelernt. Diese Stoffe haben amphotere (doppelte) Eigenschaften. Die dabei ablaufenden chemischen Reaktionen haben ihre eigenen Eigenschaften. Sie haben sich Beispiele für amphotere Oxide und Hydroxide angesehen .

1. Rudzitis G.E. Anorganische und organische Chemie. 8. Klasse: Lehrbuch für allgemeinbildende Einrichtungen: Grundstufe / G. E. Rudzitis, F.G. Feldman.M.: Aufklärung. 2011, 176 S.: Abb.

2. Popel P.P. Chemie: 8. Klasse: Lehrbuch für allgemeinbildende Einrichtungen / P.P. Popel, L. S. Krivlya. -K.: IC „Academy“, 2008.-240 S.: Abb.

3. Gabrielyan O.S. Chemie. 9.Klasse. Lehrbuch. Verlag: Bustard: 2001. 224s.

1. Nr. 6,10 (S. 130) Rudzitis G.E. Anorganische und organische Chemie. 9. Klasse: Lehrbuch für allgemeinbildende Einrichtungen: Grundstufe / G. E. Rudzitis, F.G. Feldman.M.: Aufklärung. 2008, 170 S.: Abb.

2. Schreiben Sie die Formel für Natriumhexahydroxoaluminat. Wie wird dieser Stoff gewonnen?

3. Der Aluminiumsulfatlösung wurde nach und nach Natriumhydroxidlösung zugesetzt, bis ein Überschuss vorhanden war. Was haben Sie beobachtet? Schreiben Sie die Reaktionsgleichungen.

DEFINITION

Amphotere Verbindungen– Verbindungen, die je nach Reaktionsbedingungen sowohl die Eigenschaften von Säuren als auch von Basen aufweisen können, d. h. kann ein Proton (H+) sowohl abgeben als auch aufnehmen.

Zu den amphoteren anorganischen Verbindungen gehören Oxide und Hydroxide der folgenden Metalle: Al, Zn, Be, Cr (in der Oxidationsstufe +3) und Ti (in der Oxidationsstufe +4). Amphotere organische Verbindungen sind Aminosäuren – NH 2 –CH(R)-COOH.

Herstellung amphoterer Verbindungen

Amphotere Oxide entstehen durch die Verbrennungsreaktion des entsprechenden Metalls in Sauerstoff, zum Beispiel:

2Al + 3/2O2 = Al2O3

Amphotere Hydroxide werden durch eine Austauschreaktion zwischen einem Alkali und einem Salz erhalten, das ein „amphoteres“ Metall enthält:

ZnSO 4 + NaOH = Zn(OH) 2 + Na 2 SO 4

Liegt das Alkali im Überschuss vor, besteht die Möglichkeit, eine komplexe Verbindung zu erhalten:

ZnSO 4 + 4NaOH-Überschuss = Na 2 + Na 2 SO 4

Organische amphotere Verbindungen – Aminosäuren werden durch Ersetzen eines Halogens durch eine Aminogruppe in halogensubstituierten Carbonsäuren erhalten. Im Allgemeinen sieht die Reaktionsgleichung so aus:

R-CH(Cl)-COOH + NH 3 = R-CH(NH 3 + Cl -) = NH 2 –CH(R)-COOH

Chemische amphotere Verbindungen

Die wichtigste chemische Eigenschaft amphoterer Verbindungen ist ihre Fähigkeit, mit Säuren und Laugen zu reagieren:

Al 2 O 3 + 6HCl = 2AlCl 3 + 3H 2 O

Zn(OH) 2 + 2HNO 3 = Zn(NO 3) 2 + 2H 2 O

Zn(OH) 2 + NaOH= Na 2

NH 2 –CH 2 -COOH + HCl = Cl

Spezifische Eigenschaften amphoterer organischer Verbindungen

Wenn Aminosäuren in Wasser gelöst werden, reagieren die Aminogruppe und die Carboxylgruppe miteinander und bilden Verbindungen, die als innere Salze bezeichnet werden:

NH 2 –CH 2 -COOH ↔ + H 3 N–CH 2 -COO —

Das innere Salzmolekül wird als bipolares Ion bezeichnet.

Zwei Aminosäuremoleküle können miteinander interagieren. Dabei wird ein Wassermolekül abgespalten und ein Produkt gebildet, bei dem Fragmente des Moleküls durch eine Peptidbindung (-CO-NH-) miteinander verbunden sind. Zum Beispiel:

Außerdem haben Aminosäuren alle chemischen Eigenschaften von Carbonsäuren (durch die Carboxylgruppe) und Aminen (durch die Aminogruppe).

Beispiele für Problemlösungen

BEISPIEL 1

Übung	Führen Sie eine Reihe von Transformationen durch: a) Al → Al(OH) 3 → AlCl 3 → Na; b) Al → Al 2 O 3 → Na → Al(OH) 3 → Al 2 O 3 → Al
Lösung	a) 2Al + 6H 2 O = 2Al(OH) 3 + 3H 2 Al(OH) 3 + 3HCl = AlCl 3 + 3H 2 O AlCl 3 + 4NaOH ex = Na + 3NaCl b) 2Al + 3/2O 2 = Al 2 O 3 Al 2 O 3 + NaOH+ 3H 2 O= 2Na 2Na + H 2 SO 4 = 2Al(OH) 3 + Na 2 SO 4 + 2H 2 O 2Al(OH) 3 = Al 2 O 3 + 3H 2 O 2Al 2 O 3 = 4Al +3O 2

BEISPIEL 2

Übung	Berechnen Sie die Salzmasse, die durch Reaktion von 150 g einer 5 %igen Aminoessigsäurelösung mit der erforderlichen Menge Natriumhydroxid erhalten werden kann. Wie viel Gramm 12 %ige Alkalilösung werden dafür benötigt?
Lösung	Schreiben wir die Reaktionsgleichung: NH 2 –CH 2 -COOH + NaOH= NH 2 –CH 2 -COONa + H 2 O Berechnen wir die Masse der Säure, die reagiert hat: m(NH 2 –CH 2 -COOH) = ώ k – du ×m p – pa m(NH 2 –CH 2 -COOH) = 0,05 × 150 = 7,5 g

Die folgenden Elementoxide sind amphoter hauptsächlich Untergruppen: BeO, A1 2 O 3, Ga 2 O 3, GeO 2, SnO, SnO 2, PbO, Sb 2 O 3, PoO 2. Amphotere Hydroxide sind die folgenden Hydroxide der Elemente hauptsächlich Untergruppen: Be(OH) 2, A1(OH) 3, Sc(OH) 3, Ga(OH) 3, In(OH) 3, Sn(OH) 2, SnO 2 nH 2 O, Pb(OH) 2 , PbO 2 nH 2 O.

Der Grundcharakter der Oxide und Hydroxide von Elementen derselben Untergruppe nimmt mit zunehmender Ordnungszahl des Elements zu (beim Vergleich von Oxiden und Hydroxiden von Elementen in derselben Oxidationsstufe). Beispielsweise sind N 2 O 3, P 2 O 3, As 2 O 3 saure Oxide, Sb 2 O 3 ist ein amphoteres Oxid, Bi 2 O 3 ist ein basisches Oxid.

Betrachten wir die amphoteren Eigenschaften von Hydroxiden am Beispiel von Beryllium- und Aluminiumverbindungen.

Aluminiumhydroxid weist amphotere Eigenschaften auf, reagiert sowohl mit Basen als auch mit Säuren und bildet zwei Salzreihen:

1) wobei Element A1 in Form eines Kations vorliegt;

2A1(OH) 3 + 6HC1 = 2A1C1 3 + 6H 2 O A1(OH) 3 + 3H + = A1 3+ + 3H 2 O

Bei dieser Reaktion fungiert A1(OH) 3 als Base und bildet ein Salz, in dem Aluminium das A1 3+-Kation ist;

2) in denen das Element A1 Teil des Anions ist (Aluminate).

A1(OH) 3 + NaOH = NaA1O 2 + 2H 2 O.

Bei dieser Reaktion fungiert A1(OH) 3 als Säure und bildet ein Salz, in dem Aluminium Teil des AlO 2 – Anions ist.

Die Formeln für gelöste Aluminate sind vereinfacht geschrieben, also das Produkt, das bei der Dehydratisierung von Salz entsteht.

In der chemischen Literatur finden Sie verschiedene Formeln von Verbindungen, die beim Auflösen von Aluminiumhydroxid in Alkali entstehen: NaA1O 2 (Natriummetaaluminat), Na-Natriumtetrahydroxyaluminat. Diese Formeln widersprechen sich nicht, da ihr Unterschied mit unterschiedlichen Hydratationsgraden dieser Verbindungen zusammenhängt: NaA1O 2 · 2H 2 O ist eine andere Schreibweise für Na. Wenn A1(OH) 3 in überschüssigem Alkali gelöst wird, entsteht Natriumtetrahydroxyaluminat:

A1(OH) 3 + NaOH = Na.

Beim Sintern der Reagenzien entsteht Natriummetaaluminat:

A1(OH) 3 + NaOH ==== NaA1O 2 + 2H 2 O.

Wir können also sagen, dass in wässrigen Lösungen gleichzeitig Ionen wie [A1(OH) 4 ] - oder [A1(OH) 4 (H 2 O) 2 ] - vorhanden sind (für den Fall, dass die Reaktionsgleichung erstellt wird). unter Berücksichtigung der Hydratationshülle), und die Notation A1O 2 wird vereinfacht.

Aufgrund der Reaktionsfähigkeit mit Alkalien wird Aluminiumhydroxid in der Regel nicht durch Einwirkung von Alkali auf Lösungen von Aluminiumsalzen, sondern durch Verwendung einer Ammoniaklösung gewonnen:

A1 2 (SO 4) 3 + 6 NH 3 H 2 O = 2A1(OH) 3 + 3(NH 4) 2 SO 4.

Unter den Hydroxiden der Elemente der zweiten Periode weist Berylliumhydroxid amphotere Eigenschaften auf (Beryllium selbst weist eine diagonale Ähnlichkeit mit Aluminium auf).

Mit Säuren:

Be(OH) 2 + 2HC1 = BeC1 2 + 2H 2 O.

Mit Begründung:

Be(OH) 2 + 2NaOH = Na 2 (Natriumtetrahydroxoberyllat).

In vereinfachter Form (wenn wir uns Be(OH) 2 als Säure H 2 BeO 2 vorstellen)

Be(OH) 2 + 2NaOH (konzentriert heiß) = Na 2 BeO 2 + 2H 2 O.

Beryllat Na

Hydroxide von Elementen von Seitenuntergruppen, die höheren Oxidationsstufen entsprechen, haben meist saure Eigenschaften: zum Beispiel Mn 2 O 7 - HMnO 4; CrO 3 – H 2 CrO 4. Niedere Oxide und Hydroxide zeichnen sich durch überwiegend basische Eigenschaften aus: CrO – Cr(OH) 2; МnО – Mn(OH) 2; FeO – Fe(OH) 2. Zwischenverbindungen, die den Oxidationsstufen +3 und +4 entsprechen, weisen häufig amphotere Eigenschaften auf: Cr 2 O 3 – Cr(OH) 3; Fe 2 О 3 – Fe(OH) 3. Lassen Sie uns dieses Muster am Beispiel von Chromverbindungen veranschaulichen (Tabelle 9).

Tabelle 9 – Abhängigkeit der Natur von Oxiden und ihren entsprechenden Hydroxiden vom Oxidationsgrad des Elements

Durch die Wechselwirkung mit Säuren entsteht ein Salz, in dem das Chromelement in Form eines Kations vorliegt:

2Cr(OH) 3 + 3H 2 SO 4 = Cr 2 (SO 4) 3 + 6H 2 O.

Cr(III)-sulfat

Die Wechselwirkung mit Basen führt zur Bildung von Salz welche Das Element Chrom ist Teil des Anions:

Cr(OH) 3 + 3NaOH = Na 3 + 3H 2 O.

Na-Hexahydroxochromat(III)

Zinkoxid und -hydroxid ZnO, Zn(OH) 2 sind typischerweise amphotere Verbindungen, Zn(OH) 2 löst sich leicht in Lösungen von Säuren und Laugen.

Durch die Wechselwirkung mit Säuren entsteht ein Salz, in dem das Element Zink als Kation vorliegt:

Zn(OH) 2 + 2HC1 = ZnCl 2 + 2H 2 O.

Durch Wechselwirkung mit Basen entsteht ein Salz, in dem das Element Zink Teil des Anions ist. Bei Wechselwirkung mit Alkalien in Lösungen Es entstehen Tetrahydroxycinate, während der Fusion– Zinkate:

Zn(OH) 2 + 2NaOH = Na 2.

Oder beim Verschmelzen:

Zn(OH) 2 + 2NaOH = Na 2 ZnO 2 + 2H 2 O.

Zinkhydroxid wird ähnlich wie Aluminiumhydroxid hergestellt.

Amphotere Metalle werden durch nichtkomplexe Elemente dargestellt, die eine Art Analogon einer Gruppe metallartiger Komponenten darstellen. Die Ähnlichkeit lässt sich in einer Reihe physikalischer und chemischer Eigenschaften erkennen. Darüber hinaus wurde nicht nachgewiesen, dass die Substanzen selbst amphotere Eigenschaften aufweisen, während verschiedene Verbindungen durchaus dazu in der Lage sind.

Beispielsweise können wir Hydroxide mit Oxiden betrachten. Sie haben eindeutig eine duale chemische Natur. Dies kommt darin zum Ausdruck, dass die oben genannten Verbindungen je nach Bedingungen sowohl die Eigenschaften von Laugen als auch von Säuren aufweisen können. Das Konzept der Amphoterizität tauchte schon vor langer Zeit auf und ist der Wissenschaft seit 1814 bekannt. Der Begriff „Amphoterizität“ drückte die Fähigkeit einer chemischen Substanz aus, sich bei der Durchführung einer sauren (Haupt-)Reaktion auf eine bestimmte Weise zu verhalten. Die resultierenden Eigenschaften hängen von der Art der vorhandenen Reagenzien, der Art des Lösungsmittels und den Bedingungen ab, unter denen die Reaktion durchgeführt wird.

Was sind amphotere Metalle?

Die Liste der amphoteren Metalle umfasst viele Elemente. Einige von ihnen können getrost als amphoterisch bezeichnet werden, andere – vermutlich, andere – bedingt. Wenn wir das Thema im großen Maßstab betrachten, können wir der Kürze halber einfach die Seriennummern der oben genannten Metalle nennen. Diese Zahlen sind: 4,13, von 22 bis 32, von 40 bis 51, von 72 bis 84, von 104 bis 109. Aber es gibt Metalle, die man als basisch bezeichnen kann. Dazu gehören Chrom, Eisen, Aluminium und Zink. Strontium und Beryllium vervollständigen die Hauptgruppe. Das derzeit am häufigsten aufgeführte Material ist Aluminium. Seine Legierungen werden seit vielen Jahrhunderten in den unterschiedlichsten Bereichen und Anwendungen eingesetzt. Das Metall verfügt über eine hervorragende Korrosionsbeständigkeit und lässt sich leicht gießen und für verschiedene Bearbeitungsarten verwenden. Darüber hinaus wird die Beliebtheit von Aluminium durch Vorteile wie eine hohe Wärmeleitfähigkeit und eine gute elektrische Leitfähigkeit ergänzt.

Aluminium ist ein amphoteres Metall, das zu chemischer Aktivität neigt. Die Haltbarkeit dieses Metalls wird durch einen starken Oxidfilm bestimmt und unter normalen Umgebungsbedingungen wirkt Aluminium bei chemischen Reaktionen als reduzierendes Element. Eine solche amphotere Substanz ist in der Lage, im Falle einer Fragmentierung des Metalls in kleine Partikel mit Sauerstoff zu interagieren. Eine solche Wechselwirkung erfordert den Einfluss hoher Temperaturbedingungen. Eine chemische Reaktion beim Kontakt mit einer Sauerstoffmasse geht mit einer enormen Freisetzung thermischer Energie einher. Bei Temperaturen über 200 Grad entsteht durch Wechselwirkung mit einer Substanz wie Schwefel Aluminiumsulfid. Amphoteres Aluminium kann nicht direkt mit Wasserstoff interagieren, und wenn dieses Metall mit anderen Metallkomponenten vermischt wird, entstehen verschiedene Legierungen, die intermetallische Verbindungen enthalten.

Eisen ist ein amphoteres Metall, das eine der Nebenuntergruppen der Gruppe 4 der Periode im System der Elemente des chemischen Typs darstellt. Dieses Element ist der häufigste Bestandteil der Gruppe der metallischen Stoffe in den Bestandteilen der Erdkruste. Eisen wird als einfacher Stoff eingestuft, zu dessen besonderen Eigenschaften seine Formbarkeit und seine silberweiße Farbe gehören. Ein solches Metall hat die Fähigkeit, eine verstärkte chemische Reaktion hervorzurufen und geht bei hohen Temperaturen schnell in das Korrosionsstadium über. Eisen in reinem Sauerstoff verbrennt vollständig, und wenn es in einen fein verteilten Zustand gebracht wird, kann es sich an der Luft spontan entzünden. 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.

Grundlegende Eigenschaften amphoterer Metalle

Die Eigenschaften amphoterer Metalle sind ein Grundkonzept der Amphoterität. Schauen wir uns an, was sie sind. Im Normalzustand ist jedes Metall ein Feststoff. Daher gelten sie als schwache Elektrolyte. Außerdem kann sich kein Metall in Wasser lösen. Basen werden durch eine spezielle Reaktion gewonnen. Bei dieser Reaktion wird das Metallsalz mit einer kleinen Dosis Alkali kombiniert. Die Regeln verlangen, dass der gesamte Prozess sorgfältig, sorgfältig und eher langsam durchgeführt wird.

Wenn sich amphotere Substanzen mit sauren Oxiden oder Säuren selbst verbinden, kommt es zu einer für Basen charakteristischen Reaktion. Werden solche Basen mit Basen kombiniert, treten die Eigenschaften von Säuren in Erscheinung. Starkes Erhitzen amphoterer Hydroxide führt zu deren Zersetzung. Durch die Zersetzung entstehen Wasser und das entsprechende amphotere Oxid. Wie aus den angegebenen Beispielen hervorgeht, sind die Eigenschaften recht umfangreich und erfordern eine sorgfältige Analyse, die bei chemischen Reaktionen durchgeführt werden kann.

Die chemischen Eigenschaften amphoterer Metalle können mit denen normaler Metalle verglichen werden, um Parallelen zu ziehen oder Unterschiede zu erkennen. Alle Metalle haben ein relativ niedriges Ionisierungspotential, weshalb sie bei chemischen Reaktionen als Reduktionsmittel wirken. Es ist auch erwähnenswert, dass die Elektronegativität von Nichtmetallen höher ist als die von Metallen.

Amphotere Metalle weisen sowohl reduzierende als auch oxidierende Eigenschaften auf. Gleichzeitig weisen amphotere Metalle jedoch Verbindungen auf, die durch eine negative Oxidationsstufe gekennzeichnet sind. Alle Metalle haben die Fähigkeit, basische Hydroxide und Oxide zu bilden. Abhängig von der Zunahme der Seriennummer in der Periodenrangfolge wurde eine Abnahme der Basizität des Metalls beobachtet. Außerdem ist zu beachten, dass Metalle größtenteils nur durch bestimmte Säuren oxidiert werden können. Daher reagieren Metalle unterschiedlich mit Salpetersäure.

Amphotere Nichtmetalle, bei denen es sich um einfache Substanzen handelt, unterscheiden sich deutlich in ihrer Struktur und ihren individuellen Eigenschaften hinsichtlich physikalischer und chemischer Erscheinungsformen. Die Art einiger dieser Stoffe lässt sich leicht visuell bestimmen. Beispielsweise ist Kupfer ein einfaches amphoteres Metall, während Brom zu den Nichtmetallen zählt.

Um bei der Bestimmung der Vielfalt einfacher Stoffe keinen Fehler zu machen, ist es notwendig, alle Zeichen, die Metalle von Nichtmetallen unterscheiden, genau zu kennen. Der Hauptunterschied zwischen Metallen und Nichtmetallen besteht in der Fähigkeit ersterer, Elektronen im externen Energiesektor abzugeben. Nichtmetalle hingegen ziehen Elektronen in die externe Energiespeicherzone. Alle Metalle haben die Eigenschaft, energetischen Glanz zu übertragen, was sie zu guten Leitern für thermische und elektrische Energie macht, während Nichtmetalle nicht als Leiter für Elektrizität und Wärme verwendet werden können.

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(tv.) + K 2 CO 3(tv.) (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 liegt an der Fähigkeit von Metallen in der Zusammensetzung amphoterer Hydroxide in Gegenwart eines Überschusses an Hydroxidionen (in einem alkalischen Medium), diese Ionen 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.