Τα αμφοτερικά μέταλλα είναι απλές ουσίες που είναι δομικά, χημικά και παρόμοιες με τη μεταλλική ομάδα στοιχείων. Τα ίδια τα μέταλλα δεν μπορούν να εμφανίσουν αμφοτερικές ιδιότητες, σε αντίθεση με τις ενώσεις τους. Για παράδειγμα, τα οξείδια και τα υδροξείδια ορισμένων μετάλλων έχουν διπλή χημική φύση - υπό ορισμένες συνθήκες συμπεριφέρονται σαν οξέα και σε άλλες έχουν ιδιότητες αλκαλίων.

Τα κύρια αμφοτερικά μέταλλα είναι το αλουμίνιο, ο ψευδάργυρος, το χρώμιο και ο σίδηρος. Αυτή η ομάδα στοιχείων περιλαμβάνει το βηρύλλιο και το στρόντιο.

αμφοτερικός?

Αυτή η ιδιοκτησία ανακαλύφθηκε για πρώτη φορά πριν από πολύ καιρό. Και ο όρος «αμφοτερικά στοιχεία» εισήχθη στην επιστήμη το 1814 από τους διάσημους χημικούς L. Tenard και J. Gay-Lussac. Εκείνες τις μέρες, συνηθιζόταν να χωρίζονται οι χημικές ενώσεις σε ομάδες που αντιστοιχούσαν στις βασικές τους ιδιότητες κατά τη διάρκεια των αντιδράσεων.

Ωστόσο, η ομάδα των οξειδίων και των βάσεων είχε διπλές ικανότητες. Κάτω από ορισμένες συνθήκες, τέτοιες ουσίες συμπεριφέρονταν σαν αλκάλια, ενώ σε άλλες, αντίθετα, λειτουργούσαν σαν οξέα. Έτσι προέκυψε ο όρος «αμφοτερικός». Για τέτοια, η συμπεριφορά κατά τη διάρκεια μιας αντίδρασης οξέος-βάσης εξαρτάται από τις συνθήκες υπό τις οποίες διεξάγεται, τη φύση των αντιδραστηρίων που εμπλέκονται, καθώς και από τις ιδιότητες του διαλύτη.

Είναι ενδιαφέρον ότι υπό φυσικές συνθήκες, τα αμφοτερικά μέταλλα μπορούν να αλληλεπιδράσουν τόσο με αλκάλια όσο και με οξύ. Για παράδειγμα, όταν το αλουμίνιο αντιδρά με το αλουμίνιο, σχηματίζεται θειικό αλουμίνιο. Και όταν το ίδιο μέταλλο αντιδρά με συμπυκνωμένο αλκάλιο, σχηματίζεται ένα σύμπλοκο άλας.

Οι αμφοτερικές βάσεις και οι βασικές τους ιδιότητες

Υπό κανονικές συνθήκες αυτά είναι στερεά. Είναι πρακτικά αδιάλυτα στο νερό και θεωρούνται μάλλον αδύναμοι ηλεκτρολύτες.

Η κύρια μέθοδος παρασκευής τέτοιων βάσεων είναι η αντίδραση ενός μεταλλικού άλατος με μια μικρή ποσότητα αλκαλίου. Η αντίδραση καθίζησης πρέπει να διεξάγεται αργά και προσεκτικά. Για παράδειγμα, κατά την παρασκευή υδροξειδίου ψευδαργύρου, υδροξείδιο του νατρίου προστίθεται προσεκτικά στάγδην σε δοκιμαστικό σωλήνα με χλωριούχο ψευδάργυρο. Κάθε φορά που χρειάζεται να ανακινείτε ελαφρά το δοχείο για να δείτε μια λευκή μεταλλική απόθεση στο κάτω μέρος του δοχείου.

Οι αμφοτερικές ουσίες αντιδρούν επίσης με οξέα ως βάσεις. Για παράδειγμα, όταν το υδροξείδιο του ψευδαργύρου αντιδρά με το υδροχλωρικό οξύ, σχηματίζεται χλωριούχος ψευδάργυρος.

Αλλά κατά τις αντιδράσεις με βάσεις, οι αμφοτερικές βάσεις συμπεριφέρονται σαν οξέα.

Επιπλέον, με ισχυρή θέρμανση, αποσυντίθενται για να σχηματίσουν το αντίστοιχο αμφοτερικό οξείδιο και νερό.

Τα πιο κοινά αμφοτερικά μέταλλα: σύντομη περιγραφή

Ψευδάργυροςανήκει στην ομάδα των αμφοτερικών στοιχείων. Και παρόλο που τα κράματα αυτής της ουσίας χρησιμοποιήθηκαν ευρέως στους αρχαίους πολιτισμούς, απομονώθηκε στην καθαρή της μορφή μόλις το 1746.

Το καθαρό μέταλλο είναι μια μάλλον εύθραυστη γαλαζωπή ουσία. Στον αέρα, ο ψευδάργυρος οξειδώνεται γρήγορα - η επιφάνειά του γίνεται θαμπή και καλύπτεται με ένα λεπτό φιλμ οξειδίου.

Στη φύση, ο ψευδάργυρος υπάρχει κυρίως με τη μορφή ορυκτών - ψευδάργυρους, σμιθσονίτες, καλαμίτες. Η πιο γνωστή ουσία είναι το μείγμα ψευδαργύρου, το οποίο αποτελείται από θειούχο ψευδάργυρο. Τα μεγαλύτερα κοιτάσματα αυτού του ορυκτού βρίσκονται στη Βολιβία και την Αυστραλία.

ΑλουμίνιοΣήμερα θεωρείται το πιο κοινό μέταλλο στον πλανήτη. Τα κράματά του χρησιμοποιήθηκαν για πολλούς αιώνες και το 1825 η ουσία απομονώθηκε στην καθαρή της μορφή.

Το καθαρό αλουμίνιο είναι ένα ελαφρύ μέταλλο σε ασημί χρώμα. Είναι εύκολο στη μηχανή και τη χύτευση. Αυτό το στοιχείο έχει υψηλή ηλεκτρική και θερμική αγωγιμότητα. Επιπλέον, αυτό το μέταλλο είναι ανθεκτικό στη διάβρωση. Το γεγονός είναι ότι η επιφάνειά του καλύπτεται με ένα λεπτό αλλά πολύ ανθεκτικό φιλμ οξειδίου.

Σήμερα, το αλουμίνιο χρησιμοποιείται ευρέως στη βιομηχανία.

Βάσεις, αμφοτερικά υδροξείδια

Οι βάσεις είναι πολύπλοκες ουσίες που αποτελούνται από άτομα μετάλλου και μία ή περισσότερες υδροξυλομάδες (-ΟΗ). Ο γενικός τύπος είναι Me +y (OH) y, όπου y είναι ο αριθμός των υδροξοομάδων ίσος με την κατάσταση οξείδωσης του μετάλλου Me. Ο πίνακας δείχνει την ταξινόμηση των βάσεων.

Ιδιότητες αλκαλίων, υδροξειδίων αλκαλίων και μετάλλων αλκαλικών γαιών

1. Τα υδατικά διαλύματα αλκαλίων είναι σαπουνάδα στην αφή και αλλάζουν το χρώμα των δεικτών: λυχνία - μπλε, φαινολοφθαλεΐνη - βυσσινί.

2. Τα υδατικά διαλύματα διασπούν:

3. Αλληλεπιδρούν με οξέα, μπαίνοντας σε αντίδραση ανταλλαγής:

Οι βάσεις πολυοξέων μπορούν να δώσουν μέτρια και βασικά άλατα:

4. Αντιδράστε με όξινα οξείδια, σχηματίζοντας μέτρια και όξινα άλατα ανάλογα με τη βασικότητα του οξέος που αντιστοιχεί σε αυτό το οξείδιο:

5. Αλληλεπιδρούν με αμφοτερικά οξείδια και υδροξείδια:

α) σύντηξη:

β) σε διαλύματα:

6. Αλληλεπιδράστε με υδατοδιαλυτά άλατα εάν σχηματιστεί ίζημα ή αέριο:

Οι αδιάλυτες βάσεις (Cr(OH) 2, Mn(OH) 2, κ.λπ.) αλληλεπιδρούν με οξέα και αποσυντίθενται όταν θερμαίνονται:

Αμφοτερικά υδροξείδια

Οι αμφοτερικές ενώσεις είναι ενώσεις που, ανάλογα με τις συνθήκες, μπορούν να είναι και δότες κατιόντων υδρογόνου και να παρουσιάζουν όξινες ιδιότητες, και οι αποδέκτες τους, δηλ. να παρουσιάζουν βασικές ιδιότητες.

Χημικές ιδιότητες αμφοτερικών ενώσεων

1. Αλληλεπιδρώντας με ισχυρά οξέα, παρουσιάζουν βασικές ιδιότητες:

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

2. Αλληλεπιδρώντας με αλκάλια - ισχυρές βάσεις, παρουσιάζουν όξινες ιδιότητες:

Zn(OH) 2 + 2NaOH = Na 2 ( σύνθετο αλάτι)

Al(OH) 3 + NaOH = Na ( σύνθετο αλάτι)

Σύνθετες ενώσεις είναι εκείνες στις οποίες σχηματίζεται τουλάχιστον ένας ομοιοπολικός δεσμός με μηχανισμό δότη-δέκτη.

Η γενική μέθοδος παρασκευής βάσεων βασίζεται σε αντιδράσεις ανταλλαγής, με τη βοήθεια των οποίων μπορούν να ληφθούν τόσο αδιάλυτες όσο και διαλυτές βάσεις.

CuSO 4 + 2KOH = Cu(OH) 2 ↓ + K 2 SO 4

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

Όταν λαμβάνονται διαλυτές βάσεις με αυτή τη μέθοδο, κατακρημνίζεται ένα αδιάλυτο άλας.

Κατά την παρασκευή αδιάλυτων στο νερό βάσεων με επαμφοτερίζουσες ιδιότητες, θα πρέπει να αποφεύγεται η περίσσεια αλκαλίων, καθώς μπορεί να συμβεί διάλυση της αμφοτερικής βάσης, για παράδειγμα:

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

Σε τέτοιες περιπτώσεις, το υδροξείδιο του αμμωνίου χρησιμοποιείται για τη λήψη υδροξειδίων, στα οποία τα αμφοτερικά υδροξείδια δεν διαλύονται:

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

Τα υδροξείδια του αργύρου και του υδραργύρου αποσυντίθενται τόσο εύκολα που όταν προσπαθούμε να τα λάβουμε με αντίδραση ανταλλαγής, αντί για υδροξείδια, κατακρημνίζονται οξείδια:

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

Στη βιομηχανία, τα αλκάλια λαμβάνονται συνήθως με ηλεκτρόλυση υδατικών διαλυμάτων χλωριδίων.

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

Τα αλκάλια μπορούν επίσης να ληφθούν με την αντίδραση μετάλλων αλκαλίων και αλκαλικών γαιών ή των οξειδίων τους με νερό.

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

SrO + H 2 O = Sr(OH) 2

Οξέα

Τα οξέα είναι πολύπλοκες ουσίες των οποίων τα μόρια αποτελούνται από άτομα υδρογόνου που μπορούν να αντικατασταθούν από άτομα μετάλλου και όξινα υπολείμματα. Υπό κανονικές συνθήκες, τα οξέα μπορεί να είναι στερεά (φωσφορικό H 3 PO 4, πυρίτιο H 2 SiO 3) και υγρά (στην καθαρή του μορφή, το θειικό οξύ H 2 SO 4 θα είναι υγρό).

Αέρια όπως υδροχλώριο HCl, υδροβρωμίδιο HBr, υδρόθειο H 2 S σχηματίζουν τα αντίστοιχα οξέα σε υδατικά διαλύματα. Ο αριθμός των ιόντων υδρογόνου που σχηματίζονται από κάθε μόριο οξέος κατά τη διάσταση καθορίζει το φορτίο του υπολείμματος οξέος (ανιόν) και τη βασικότητα του οξέος.

Σύμφωνα με πρωτολυτική θεωρία οξέων και βάσεων,που προτάθηκε ταυτόχρονα από τον Δανό χημικό Brønsted και τον Άγγλο χημικό Lowry, ένα οξύ είναι μια ουσία χωρίζονταςμε αυτή την αντίδραση πρωτόνια,ΕΝΑ βάση- μια ουσία που μπορεί δέχονται πρωτόνια.

οξύ → βάση + Η +

Με βάση τέτοιες ιδέες, είναι ξεκάθαρο βασικές ιδιότητες της αμμωνίας,το οποίο, λόγω της παρουσίας ενός μοναχικού ζεύγους ηλεκτρονίων στο άτομο αζώτου, δέχεται αποτελεσματικά ένα πρωτόνιο όταν αλληλεπιδρά με οξέα, σχηματίζοντας ένα ιόν αμμωνίου μέσω ενός δεσμού δότη-δέκτη.

HNO 3 + NH 3 ⇆ NH 4 + + NO 3 —

όξινη βάση όξινη βάση

Γενικότερος ορισμός οξέων και βάσεωνπου προτείνει ο Αμερικανός χημικός G. Lewis. Πρότεινε ότι οι αλληλεπιδράσεις οξέος-βάσης είναι πλήρως δεν συμβαίνουν απαραίτητα με τη μεταφορά πρωτονίων.Στον προσδιορισμό των οξέων και βάσεων Lewis, ο κύριος ρόλος στις χημικές αντιδράσεις διαδραματίζεται από ζεύγη ηλεκτρονίων

Κατιόντα, ανιόντα ή ουδέτερα μόρια που μπορούν να δεχτούν ένα ή περισσότερα ζεύγη ηλεκτρονίων ονομάζονται Οξέα Lewis.

Για παράδειγμα, το φθοριούχο αλουμίνιο AlF 3 είναι ένα οξύ, καθώς μπορεί να δεχτεί ένα ζεύγος ηλεκτρονίων όταν αλληλεπιδρά με την αμμωνία.

AlF 3 + :NH 3 ⇆ :

Κατιόντα, ανιόντα ή ουδέτερα μόρια ικανά να δωρίσουν ζεύγη ηλεκτρονίων ονομάζονται βάσεις Lewis (η αμμωνία είναι μια βάση).

Ο ορισμός του Lewis καλύπτει όλες τις διεργασίες οξέος-βάσης που εξετάστηκαν από προηγούμενα προτεινόμενες θεωρίες. Ο πίνακας συγκρίνει τους ορισμούς των οξέων και των βάσεων που χρησιμοποιούνται επί του παρόντος.

Ονοματολογία οξέων

Δεδομένου ότι υπάρχουν διαφορετικοί ορισμοί των οξέων, η ταξινόμηση και η ονοματολογία τους είναι μάλλον αυθαίρετες.

Σύμφωνα με τον αριθμό των ατόμων υδρογόνου που μπορούν να απομακρυνθούν σε ένα υδατικό διάλυμα, τα οξέα χωρίζονται σε μονοβασικός(π.χ. HF, HNO 2), διβασικός(H 2 CO 3, H 2 SO 4) και τριβασικός(Η 3 ΡΟ 4).

Ανάλογα με τη σύσταση του οξέος χωρίζονται σε χωρίς οξυγόνο(HCl, H2S) και που περιέχει οξυγόνο(HClO 4, HNO 3).

Συνήθως ονομασίες οξέων που περιέχουν οξυγόνοπροέρχονται από το όνομα του αμέταλλου με την προσθήκη των καταλήξεων -kai, - Βάγια,αν η κατάσταση οξείδωσης του αμέταλλου είναι ίση με τον αριθμό της ομάδας. Καθώς η κατάσταση οξείδωσης μειώνεται, τα επιθέματα αλλάζουν (κατά σειρά φθίνουσας κατάστασης οξείδωσης του μετάλλου): -αδιαφανής, σκουριασμένος, -οβιός:

Αν λάβουμε υπόψη την πολικότητα του δεσμού υδρογόνου-μη μετάλλου μέσα σε μια περίοδο, μπορούμε εύκολα να συσχετίσουμε την πολικότητα αυτού του δεσμού με τη θέση του στοιχείου στον Περιοδικό Πίνακα. Από τα άτομα μετάλλων, τα οποία χάνουν εύκολα ηλεκτρόνια σθένους, τα άτομα υδρογόνου δέχονται αυτά τα ηλεκτρόνια, σχηματίζοντας ένα σταθερό κέλυφος δύο ηλεκτρονίων όπως το κέλυφος ενός ατόμου ηλίου και δίνουν ιοντικά υδρίδια μετάλλων.

Σε ενώσεις υδρογόνου στοιχείων των ομάδων III-IV του Περιοδικού Πίνακα, το βόριο, το αλουμίνιο, ο άνθρακας και το πυρίτιο σχηματίζουν ομοιοπολικούς, ασθενώς πολικούς δεσμούς με άτομα υδρογόνου που δεν είναι επιρρεπή σε διάσταση. Για στοιχεία των ομάδων V-VII του Περιοδικού Πίνακα, μέσα σε μια περίοδο, η πολικότητα του δεσμού μη μετάλλου-υδρογόνου αυξάνεται με το φορτίο του ατόμου, αλλά η κατανομή των φορτίων στο δίπολο που προκύπτει είναι διαφορετική από ό,τι στις ενώσεις υδρογόνου των στοιχείων που τείνουν να δωρίζουν ηλεκτρόνια. Τα μη μεταλλικά άτομα, τα οποία απαιτούν πολλά ηλεκτρόνια για να ολοκληρώσουν το ηλεκτρονιακό κέλυφος, προσελκύουν (πολώνουν) ένα ζεύγος ηλεκτρονίων σύνδεσης όσο ισχυρότερα, τόσο μεγαλύτερο είναι το πυρηνικό φορτίο. Επομένως, στη σειρά CH 4 - NH 3 - H 2 O - HF ή SiH 4 - PH 3 - H 2 S - HCl, οι δεσμοί με άτομα υδρογόνου, ενώ παραμένουν ομοιοπολικοί, γίνονται πιο πολικοί στη φύση και το άτομο υδρογόνου στο το δίπολο στοιχείου-δεσμού υδρογόνου γίνεται πιο ηλεκτροθετικό. Εάν τα πολικά μόρια βρεθούν σε έναν πολικό διαλύτη, μπορεί να συμβεί μια διαδικασία ηλεκτρολυτικής διάστασης.

Ας συζητήσουμε τη συμπεριφορά των οξέων που περιέχουν οξυγόνο σε υδατικά διαλύματα. Αυτά τα οξέα έχουν δεσμό Η-Ο-Ε και, φυσικά, η πολικότητα του δεσμού Η-Ο επηρεάζεται από τον δεσμό Ο-Ε. Επομένως, αυτά τα οξέα, κατά κανόνα, διασπώνται πιο εύκολα από το νερό.

H 2 SO 3 + H 2 O ⇆ H 3 O + + HSO 3

HNO 3 + H 2 O ⇆ H 3 O + + NO 3

Ας δούμε μερικά παραδείγματα ιδιότητες των οξέων που περιέχουν οξυγόνο,σχηματίζεται από στοιχεία που είναι ικανά να εμφανίζουν διαφορετικούς βαθμούς οξείδωσης. Είναι γνωστό ότι υποχλωριώδες οξύ HClO πολύ αδύναμοχλωριούχο οξύ HClO 2 επίσης αδύναμος,αλλά ισχυρότερο από το υποχλωριώδες, υποχλωριώδες οξύ HClO 3 ισχυρός.Το υπερχλωρικό οξύ HClO 4 είναι ένα από ο πιο δυνατόςανόργανα οξέα.

Για την όξινη διάσταση (με την αποβολή του ιόντος Η), είναι απαραίτητη η διάσπαση του δεσμού Ο-Η. Πώς μπορούμε να εξηγήσουμε τη μείωση της ισχύος αυτού του δεσμού στη σειρά HClO - HClO 2 - HClO 3 - HClO 4; Σε αυτή τη σειρά, ο αριθμός των ατόμων οξυγόνου που σχετίζονται με το κεντρικό άτομο χλωρίου αυξάνεται. Κάθε φορά που σχηματίζεται ένας νέος δεσμός οξυγόνου-χλωρίου, η πυκνότητα ηλεκτρονίων αντλείται από το άτομο χλωρίου, και επομένως από τον απλό δεσμό O-Cl. Ως αποτέλεσμα, η πυκνότητα ηλεκτρονίων εγκαταλείπει εν μέρει τον δεσμό Ο-Η, ο οποίος ως αποτέλεσμα εξασθενεί.

Αυτό το μοτίβο - ενίσχυση των όξινων ιδιοτήτων με αυξανόμενο βαθμό οξείδωσης του κεντρικού ατόμου - χαρακτηριστικό όχι μόνο του χλωρίου, αλλά και άλλων στοιχείων.Για παράδειγμα, το νιτρικό οξύ HNO 3, στο οποίο η κατάσταση οξείδωσης του αζώτου είναι +5, είναι ισχυρότερο από το νιτρώδες οξύ HNO 2 (η κατάσταση οξείδωσης του αζώτου είναι +3). Το θειικό οξύ H 2 SO 4 (S +6) είναι ισχυρότερο από το θειικό οξύ H 2 SO 3 (S +4).

Λήψη οξέων

1. Μπορούν να ληφθούν οξέα χωρίς οξυγόνο με άμεσο συνδυασμό αμετάλλων με υδρογόνο.

H 2 + Cl 2 → 2HCl,

H 2 + S ⇆ H 2 S

2. Μερικά οξέα που περιέχουν οξυγόνο μπορούν να ληφθούν αλληλεπίδραση οξειδίων οξέος με νερό.

3. Μπορούν να ληφθούν τόσο οξέα χωρίς οξυγόνο όσο και οξέα που περιέχουν οξυγόνο με μεταβολικές αντιδράσειςμεταξύ αλάτων και άλλων οξέων.

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 (συμπυκνωμένο) = HCl + NaHSO 4

AgNO 3 + HCl = AgCl↓ + HNO 3

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

4. Μερικά οξέα μπορούν να ληφθούν χρησιμοποιώντας αντιδράσεις οξειδοαναγωγής.

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

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

Ξινή γεύση, επίδραση στους δείκτες, ηλεκτρική αγωγιμότητα, αλληλεπίδραση με μέταλλα, βασικά και αμφοτερικά οξείδια, βάσεις και άλατα, σχηματισμός εστέρων με αλκοόλες - αυτές οι ιδιότητες είναι κοινές στα ανόργανα και οργανικά οξέα.

μπορεί να χωριστεί σε δύο τύπους αντιδράσεων:

1) είναι κοινάΓια οξέαΟι αντιδράσεις σχετίζονται με το σχηματισμό ιόντων υδρονίου H 3 O + σε υδατικά διαλύματα.

2) ειδικός(δηλαδή χαρακτηριστικές) αντιδράσεις συγκεκριμένα οξέα.

Το ιόν υδρογόνου μπορεί να εισέλθει οξειδοαναγωγήςαντίδραση, αναγωγή σε υδρογόνο, καθώς και σε μια σύνθετη αντίδρασημε αρνητικά φορτισμένα ή ουδέτερα σωματίδια που έχουν μεμονωμένα ζεύγη ηλεκτρονίων, π.χ αντιδράσεις οξέος-βάσης.

Οι γενικές ιδιότητες των οξέων περιλαμβάνουν αντιδράσεις οξέων με μέταλλα της σειράς τάσης μέχρι το υδρογόνο, για παράδειγμα:

Zn + 2Н + = Zn 2+ + Н 2

Οι αντιδράσεις οξέος-βάσης περιλαμβάνουν αντιδράσεις με βασικά οξείδια και βάσεις, καθώς και με ενδιάμεσα, βασικά και μερικές φορές όξινα άλατα.

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

Σημειώστε ότι τα πολυβασικά οξέα διαχωρίζονται σταδιακά και σε κάθε επόμενο βήμα η διάσταση είναι πιο δύσκολη, επομένως, με περίσσεια οξέος, σχηματίζονται συχνότερα όξινα άλατα, αντί για μέτρια.

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

Με την πρώτη ματιά, ο σχηματισμός αλάτων οξέος μπορεί να φαίνεται εκπληκτικός μονοβασικόςυδροφθορικό οξύ. Ωστόσο, αυτό το γεγονός μπορεί να εξηγηθεί. Σε αντίθεση με όλα τα άλλα υδραλογονικά οξέα, το υδροφθορικό οξύ στα διαλύματα είναι μερικώς πολυμερισμένο (λόγω του σχηματισμού δεσμών υδρογόνου) και διάφορα σωματίδια (HF) X μπορεί να υπάρχουν σε αυτό, συγκεκριμένα H 2 F 2, H 3 F 3 κ.λπ.

Μια ειδική περίπτωση οξεοβασικής ισορροπίας - αντιδράσεις οξέων και βάσεων με δείκτες που αλλάζουν το χρώμα τους ανάλογα με την οξύτητα του διαλύματος. Οι δείκτες χρησιμοποιούνται στην ποιοτική ανάλυση για την ανίχνευση οξέων και βάσεωνσε λύσεις.

Οι πιο συχνά χρησιμοποιούμενοι δείκτες είναι ηλιοτρόπιο(V ουδέτεροςπεριβάλλον μωβ, V θυμώνω - το κόκκινο, V αλκαλική - μπλε), πορτοκαλί μεθυλίου(V θυμώνωπεριβάλλον το κόκκινο, V ουδέτερος - πορτοκάλι, V αλκαλική - κίτρινο), φαινολοφθαλεΐνη(V εξαιρετικά αλκαλικόπεριβάλλον κόκκινο βατόμουρο, V ουδέτερο και όξινο - άχρωμος).

Συγκεκριμένες ιδιότητεςδιαφορετικά οξέα μπορεί να είναι δύο τύπων: πρώτον, αντιδράσεις που οδηγούν στο σχηματισμό αδιάλυτα άλατα,και δεύτερον, μετασχηματισμοί οξειδοαναγωγής.Εάν οι αντιδράσεις που σχετίζονται με την παρουσία του ιόντος Η+ είναι κοινές σε όλα τα οξέα (ποιοτικές αντιδράσεις για την ανίχνευση οξέων), χρησιμοποιούνται συγκεκριμένες αντιδράσεις ως ποιοτικές αντιδράσεις για μεμονωμένα οξέα:

Ag + + Cl - = AgCl (λευκό ίζημα)

Ba 2+ + SO 4 2- = BaSO 4 (λευκό ίζημα)

3Ag + + PO 4 3 - = Ag 3 PO 4 (κίτρινο ίζημα)

Ορισμένες ειδικές αντιδράσεις οξέων οφείλονται στις οξειδοαναγωγικές τους ιδιότητες.

Τα ανοξικά οξέα σε ένα υδατικό διάλυμα μπορούν μόνο να οξειδωθούν.

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

H 2 S + Br 2 = S + 2НВг

Τα οξέα που περιέχουν οξυγόνο μπορούν να οξειδωθούν μόνο εάν το κεντρικό άτομο σε αυτά βρίσκεται σε χαμηλότερη ή ενδιάμεση κατάσταση οξείδωσης, όπως, για παράδειγμα, στο θειικό οξύ:

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

Πολλά οξέα που περιέχουν οξυγόνο, στα οποία το κεντρικό άτομο έχει τη μέγιστη κατάσταση οξείδωσης (S +6, N +5, Cr +6), εμφανίζουν τις ιδιότητες ισχυρών οξειδωτικών παραγόντων. Το πυκνό H 2 SO 4 είναι ένας ισχυρός οξειδωτικός παράγοντας.

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

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

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

Θα πρέπει να θυμόμαστε ότι:

• Τα όξινα διαλύματα αντιδρούν με μέταλλα που βρίσκονται στα αριστερά του υδρογόνου στην ηλεκτροχημική σειρά τάσης, υπό ορισμένες συνθήκες, η σημαντικότερη από τις οποίες είναι ο σχηματισμός ενός διαλυτού άλατος ως αποτέλεσμα της αντίδρασης. Η αλληλεπίδραση του HNO 3 και του H 2 SO 4 (συμπ.) με μέταλλα προχωρά διαφορετικά.

Το συμπυκνωμένο θειικό οξύ στο κρύο παθητικοποιεί το αλουμίνιο, τον σίδηρο και το χρώμιο.

• Στο νερό, τα οξέα διασπώνται σε κατιόντα υδρογόνου και ανιόντα υπολειμμάτων οξέος, για παράδειγμα:

• Τα ανόργανα και οργανικά οξέα αντιδρούν με βασικά και αμφοτερικά οξείδια, υπό την προϋπόθεση ότι σχηματίζεται διαλυτό άλας:

• Και τα δύο οξέα αντιδρούν με βάσεις. Τα πολυβασικά οξέα μπορούν να σχηματίσουν τόσο ενδιάμεσα όσο και όξινα άλατα (αυτές είναι αντιδράσεις εξουδετέρωσης):

• Η αντίδραση μεταξύ οξέων και αλάτων συμβαίνει μόνο εάν σχηματιστεί ίζημα ή αέριο:

Η αλληλεπίδραση του H 3 PO 4 με τον ασβεστόλιθο θα σταματήσει λόγω του σχηματισμού του τελευταίου αδιάλυτου ιζήματος Ca 3 (PO 4) 2 στην επιφάνεια.

Οι ιδιαιτερότητες των ιδιοτήτων του νιτρικού HNO 3 και του πυκνού θειικού H 2 SO 4 (συμπυκν.) οξέων οφείλονται στο γεγονός ότι όταν αλληλεπιδρούν με απλές ουσίες (μέταλλα και αμέταλλα), οι οξειδωτικοί παράγοντες δεν θα είναι κατιόντα Η+ , αλλά νιτρικά και θειικά ιόντα. Είναι λογικό να αναμένεται ότι ως αποτέλεσμα τέτοιων αντιδράσεων, δεν σχηματίζεται υδρογόνο H2, αλλά λαμβάνονται άλλες ουσίες: απαραίτητα αλάτι και νερό, καθώς και ένα από τα προϊόντα της αναγωγής νιτρικών ή θειικών ιόντων, ανάλογα με τη συγκέντρωση των οξέων, τη θέση του μετάλλου στη σειρά τάσης και τις συνθήκες αντίδρασης (θερμοκρασία, βαθμός λείανσης μετάλλου κ.λπ.).

Αυτά τα χαρακτηριστικά της χημικής συμπεριφοράς των HNO 3 και H 2 SO 4 (συμπ.) απεικονίζουν ξεκάθαρα τη θέση της θεωρίας της χημικής δομής σχετικά με την αμοιβαία επίδραση των ατόμων στα μόρια των ουσιών.

Οι έννοιες της αστάθειας και της σταθερότητας (σταθερότητα) συχνά συγχέονται. Τα πτητικά οξέα είναι οξέα των οποίων τα μόρια περνούν εύκολα σε αέρια κατάσταση, δηλαδή εξατμίζονται. Για παράδειγμα, το υδροχλωρικό οξύ είναι ένα πτητικό αλλά σταθερό οξύ. Είναι αδύνατο να κριθεί η πτητότητα των ασταθών οξέων. Για παράδειγμα, το μη πτητικό, αδιάλυτο πυριτικό οξύ αποσυντίθεται σε νερό και SiO2. Τα υδατικά διαλύματα υδροχλωρικού, νιτρικού, θειικού, φωσφορικού και ορισμένων άλλων οξέων είναι άχρωμα. Ένα υδατικό διάλυμα χρωμικού οξέος H 2 CrO 4 είναι κίτρινου χρώματος και το μαγγανικό οξύ HMnO 4 είναι βυσσινί.

Υλικό αναφοράς για τη λήψη του τεστ:

πίνακας Mendeleev

Πίνακας διαλυτότητας

Απλές ουσίες παρόμοιες με μεταλλικά στοιχεία στη δομή και μια σειρά από χημικές και φυσικές παραμέτρους ονομάζονται αμφοτερικές, δηλ. Αυτά είναι εκείνα τα στοιχεία που εμφανίζουν χημική δυαδικότητα. Πρέπει να σημειωθεί ότι δεν πρόκειται για μέταλλα, αλλά για άλατα ή οξείδια τους. Για παράδειγμα, τα οξείδια ορισμένων μετάλλων μπορεί να έχουν δύο ιδιότητες: υπό ορισμένες συνθήκες μπορούν να εμφανίσουν ιδιότητες εγγενείς στα οξέα, ενώ υπό άλλες, συμπεριφέρονται σαν αλκάλια.

Τα κύρια αμφοτερικά μέταλλα περιλαμβάνουν το αλουμίνιο, τον ψευδάργυρο, το χρώμιο και μερικά άλλα.

Ο όρος αμφοτερικότητα επινοήθηκε στις αρχές του 19ου αιώνα. Εκείνη την εποχή, οι χημικές ουσίες διαχωρίζονταν με βάση τις παρόμοιες ιδιότητες τους, που εκδηλώνονταν σε χημικές αντιδράσεις.

Τι είναι τα αμφοτερικά μέταλλα

Ο κατάλογος των μετάλλων που μπορούν να ταξινομηθούν ως αμφοτερικά είναι αρκετά μεγάλος. Επιπλέον, μερικά από αυτά μπορούν να ονομαστούν αμφοτερικά, και μερικά - υπό όρους.

Ας απαριθμήσουμε τους σειριακούς αριθμούς των ουσιών κάτω από τις οποίες βρίσκονται στον Περιοδικό Πίνακα. Η λίστα περιλαμβάνει ομάδες από 22 έως 32, από 40 έως 51 και πολλά άλλα. Για παράδειγμα, το χρώμιο, ο σίδηρος και πολλά άλλα μπορούν δικαίως να ονομαστούν βασικά· τα τελευταία περιλαμβάνουν επίσης το στρόντιο και το βηρύλλιο.

Παρεμπιπτόντως, το αλουμίνιο θεωρείται ο πιο εντυπωσιακός εκπρόσωπος των μετάλλων αμφορέα.

Τα κράματά του χρησιμοποιούνται εδώ και πολύ καιρό σε όλες σχεδόν τις βιομηχανίες. Χρησιμοποιείται για την κατασκευή στοιχείων ατράκτων αεροσκαφών, αμαξωμάτων οχημάτων και μαγειρικών σκευών. Έχει γίνει απαραίτητο στην ηλεκτρική βιομηχανία και στην παραγωγή εξοπλισμού για δίκτυα θέρμανσης. Σε αντίθεση με πολλά άλλα μέταλλα, το αλουμίνιο παρουσιάζει συνεχώς χημική δραστηριότητα. Το φιλμ οξειδίου που καλύπτει την επιφάνεια του μετάλλου αντιστέκεται στις οξειδωτικές διεργασίες. Υπό κανονικές συνθήκες και σε ορισμένους τύπους χημικών αντιδράσεων, το αλουμίνιο μπορεί να λειτουργήσει ως αναγωγικό στοιχείο.

Αυτό το μέταλλο είναι σε θέση να αλληλεπιδράσει με το οξυγόνο εάν συνθλίβεται σε πολλά μικρά σωματίδια. Για να εκτελέσετε αυτόν τον τύπο λειτουργίας είναι απαραίτητο να χρησιμοποιήσετε υψηλή θερμοκρασία. Η αντίδραση συνοδεύεται από την απελευθέρωση μεγάλης ποσότητας θερμικής ενέργειας. Όταν η θερμοκρασία ανεβαίνει στους 200 ºC, το αλουμίνιο αντιδρά με το θείο. Το θέμα είναι ότι το αλουμίνιο, υπό κανονικές συνθήκες, δεν μπορεί πάντα να αντιδράσει με το υδρογόνο. Εν τω μεταξύ, όταν αναμιγνύεται με άλλα μέταλλα, μπορεί να προκύψουν διαφορετικά κράματα.

Ένα άλλο έντονο αμφοτερικό μέταλλο είναι ο σίδηρος. Αυτό το στοιχείο είναι ο αριθμός 26 και βρίσκεται μεταξύ κοβαλτίου και μαγγανίου. Ο σίδηρος είναι το πιο κοινό στοιχείο που βρίσκεται στο φλοιό της γης. Ο σίδηρος μπορεί να χαρακτηριστεί ως ένα απλό στοιχείο που έχει ασημί-λευκό χρώμα και είναι εύπλαστο, φυσικά, όταν εκτίθεται σε υψηλές θερμοκρασίες. Μπορεί γρήγορα να αρχίσει να διαβρώνεται όταν εκτίθεται σε υψηλές θερμοκρασίες. Ο σίδηρος, εάν τοποθετηθεί σε καθαρό οξυγόνο, καίγεται εντελώς και μπορεί να αναφλεγεί στον ύπαιθρο.

Ένα τέτοιο μέταλλο έχει την ικανότητα να εισέρχεται γρήγορα στο στάδιο της διάβρωσης όταν εκτίθεται σε υψηλές θερμοκρασίες. Ο σίδηρος που τοποθετείται σε καθαρό οξυγόνο καίγεται εντελώς. Όταν εκτίθεται στον αέρα, μια μεταλλική ουσία οξειδώνεται γρήγορα λόγω της υπερβολικής υγρασίας, δηλαδή σκουριάζει. Κατά την καύση σε μια μάζα οξυγόνου, σχηματίζεται ένα είδος ζυγαριάς, το οποίο ονομάζεται οξείδιο του σιδήρου.

Ιδιότητες αμφοτερικών μετάλλων

Ορίζονται από την ίδια την έννοια της αμφοτερικότητας. Στην τυπική τους κατάσταση, δηλαδή σε κανονική θερμοκρασία και υγρασία, τα περισσότερα μέταλλα είναι στερεά. Κανένα μέταλλο δεν μπορεί να διαλυθεί στο νερό. Οι αλκαλικές βάσεις εμφανίζονται μόνο μετά από ορισμένες χημικές αντιδράσεις. Κατά τη διάρκεια της αντίδρασης, τα μεταλλικά άλατα αλληλεπιδρούν. Πρέπει να σημειωθεί ότι οι κανονισμοί ασφαλείας απαιτούν ιδιαίτερη προσοχή κατά τη διεξαγωγή αυτής της αντίδρασης.

Ο συνδυασμός των αμφοτερικών ουσιών με τα ίδια τα οξείδια ή τα οξέα δείχνει πρώτα μια αντίδραση που είναι εγγενής στις βάσεις. Ταυτόχρονα, αν συνδυαστούν με βάσεις, θα εμφανιστούν όξινες ιδιότητες.

Η θέρμανση των αμφοτερικών υδροξειδίων προκαλεί την αποσύνθεσή τους σε νερό και οξείδιο. Με άλλα λόγια, οι ιδιότητες των αμφοτερικών ουσιών είναι πολύ ευρείες και απαιτούν προσεκτική μελέτη, η οποία μπορεί να γίνει κατά τη διάρκεια μιας χημικής αντίδρασης.

Οι ιδιότητες των αμφοτερικών στοιχείων μπορούν να γίνουν κατανοητές συγκρίνοντάς τα με εκείνες των παραδοσιακών υλικών. Για παράδειγμα, τα περισσότερα μέταλλα έχουν χαμηλό δυναμικό ιονισμού και αυτό τους επιτρέπει να δρουν ως αναγωγικοί παράγοντες κατά τη διάρκεια χημικών διεργασιών.

Αμφοτερικό - μπορεί να δείξει τόσο αναγωγικά όσο και οξειδωτικά χαρακτηριστικά. Ωστόσο, υπάρχουν ενώσεις που χαρακτηρίζονται από αρνητικό επίπεδο οξείδωσης.

Απολύτως όλα τα γνωστά μέταλλα έχουν την ικανότητα να σχηματίζουν υδροξείδια και οξείδια.

Όλα τα μέταλλα έχουν την ικανότητα να σχηματίζουν βασικά υδροξείδια και οξείδια. Παρεμπιπτόντως, τα μέταλλα μπορούν να υποστούν αντιδράσεις οξείδωσης μόνο με ορισμένα οξέα. Για παράδειγμα, η αντίδραση με νιτρικό οξύ μπορεί να προχωρήσει με διαφορετικούς τρόπους.

Οι αμφοτερικές ουσίες, που ταξινομούνται ως απλές, έχουν εμφανείς διαφορές στη δομή και τα χαρακτηριστικά. Για ορισμένες ουσίες, το ότι ανήκουν σε μια συγκεκριμένη κατηγορία μπορεί να προσδιοριστεί με μια ματιά· για παράδειγμα, είναι αμέσως σαφές ότι ο χαλκός είναι μέταλλο, αλλά το βρώμιο δεν είναι.

Πώς να ξεχωρίσετε το μέταλλο από το μη μέταλλο

Η κύρια διαφορά είναι ότι τα μέταλλα δωρίζουν ηλεκτρόνια που βρίσκονται στο εξωτερικό νέφος ηλεκτρονίων. Τα μη μέταλλα τα προσελκύουν ενεργά.

Όλα τα μέταλλα είναι καλοί αγωγοί της θερμότητας και του ηλεκτρισμού· τα αμέταλλα δεν έχουν αυτή την ικανότητα.

Αμφοτερικές μεταλλικές βάσεις

Υπό κανονικές συνθήκες, αυτές οι ουσίες δεν διαλύονται στο νερό και μπορούν εύκολα να ταξινομηθούν ως ασθενείς ηλεκτρολύτες. Τέτοιες ουσίες λαμβάνονται μετά από την αντίδραση μεταλλικών αλάτων και αλκαλίων. Αυτές οι αντιδράσεις είναι αρκετά επικίνδυνες για όσους τις παράγουν και επομένως, για παράδειγμα, για να ληφθεί υδροξείδιο του ψευδαργύρου, το υδροξείδιο του νατρίου πρέπει να εισάγεται αργά και προσεκτικά, σταγόνα-σταγόνα, σε δοχείο με χλωριούχο ψευδάργυρο.

Ταυτόχρονα, αμφοτερικά - αλληλεπιδρούν με οξέα ως βάσεις. Δηλαδή, όταν διεξάγεται μια αντίδραση μεταξύ υδροχλωρικού οξέος και υδροξειδίου του ψευδαργύρου, θα εμφανιστεί χλωριούχος ψευδάργυρος. Και όταν αλληλεπιδρούν με βάσεις, συμπεριφέρονται σαν οξέα.

13.1. Ορισμοί

Οι πιο σημαντικές κατηγορίες ανόργανων ουσιών παραδοσιακά περιλαμβάνουν απλές ουσίες (μέταλλα και μη μέταλλα), οξείδια (όξινα, βασικά και αμφοτερικά), υδροξείδια (μερικά οξέα, βάσεις, αμφοτερικά υδροξείδια) και άλατα. Οι ουσίες που ανήκουν στην ίδια κατηγορία έχουν παρόμοιες χημικές ιδιότητες. Αλλά γνωρίζετε ήδη ότι κατά τον προσδιορισμό αυτών των κατηγοριών, χρησιμοποιούνται διαφορετικά κριτήρια ταξινόμησης.
Σε αυτή την ενότητα θα διατυπώσουμε τελικά τους ορισμούς όλων των σημαντικότερων κατηγοριών χημικών ουσιών και θα κατανοήσουμε με ποια κριτήρια διακρίνονται αυτές οι κατηγορίες.
Ας ξεκινήσουμε με απλές ουσίες (ταξινόμηση ανάλογα με τον αριθμό των στοιχείων που απαρτίζουν την ουσία). Συνήθως χωρίζονται σε μέταλλαΚαι αμέταλλα(Εικ. 13.1- ΕΝΑ).
Γνωρίζετε ήδη τον ορισμό του "μέταλλου".

Από αυτόν τον ορισμό είναι σαφές ότι το κύριο χαρακτηριστικό που μας επιτρέπει να διαιρέσουμε απλές ουσίες σε μέταλλα και αμέταλλα είναι ο τύπος του χημικού δεσμού.

Τα περισσότερα αμέταλλα έχουν ομοιοπολικούς δεσμούς. Υπάρχουν όμως και ευγενή αέρια (απλές ουσίες στοιχείων της ομάδας VIIIA), τα άτομα των οποίων στη στερεή και υγρή κατάσταση συνδέονται μόνο με διαμοριακούς δεσμούς. Εξ ου και ο ορισμός.

Σύμφωνα με τις χημικές τους ιδιότητες, τα μέταλλα χωρίζονται σε μια ομάδα των λεγόμενων αμφοτερικά μέταλλα.Αυτό το όνομα αντικατοπτρίζει την ικανότητα αυτών των μετάλλων να αντιδρούν τόσο με οξέα όσο και με αλκάλια (ως αμφοτερικά οξείδια ή υδροξείδια) (Εικ. 13.1- σι).
Επιπλέον, λόγω της χημικής αδράνειας μεταξύ των μετάλλων υπάρχουν ευγενή μέταλλα.Αυτά περιλαμβάνουν χρυσό, ρουθήνιο, ρόδιο, παλλάδιο, όσμιο, ιρίδιο και πλατίνα. Σύμφωνα με την παράδοση, ο ελαφρώς πιο δραστικός άργυρος ταξινομείται επίσης ως ευγενή μέταλλα, αλλά δεν περιλαμβάνονται αδρανή μέταλλα όπως το ταντάλιο, το νιόβιο και μερικά άλλα. Υπάρχουν και άλλες ταξινομήσεις μετάλλων, για παράδειγμα, στη μεταλλουργία, όλα τα μέταλλα χωρίζονται σε μαύρο και χρωματιστό,αναφερόμενος στον σίδηρο σιδηρούχων μετάλλων και στα κράματά του.
Από σύνθετες ουσίες είναι το πιο σημαντικό, πρώτα απ' όλα, οξείδια(βλ. §2.5), αλλά επειδή η ταξινόμησή τους λαμβάνει υπόψη τις οξεοβασικές ιδιότητες αυτών των ενώσεων, υπενθυμίζουμε πρώτα τι οξέαΚαι λόγους.

Έτσι, διακρίνουμε τα οξέα και τις βάσεις από τη συνολική μάζα των ενώσεων χρησιμοποιώντας δύο χαρακτηριστικά: τη σύνθεση και τις χημικές ιδιότητες.
Σύμφωνα με τη σύνθεσή τους, τα οξέα χωρίζονται σε που περιέχει οξυγόνο (οξοξέα) Και χωρίς οξυγόνο(Εικ. 13.2).

Θα πρέπει να θυμόμαστε ότι τα οξέα που περιέχουν οξυγόνο, από τη δομή τους, είναι υδροξείδια.

Σημείωση. Παραδοσιακά, για τα οξέα χωρίς οξυγόνο, η λέξη "οξύ" χρησιμοποιείται σε περιπτώσεις όπου μιλάμε για διάλυμα της αντίστοιχης μεμονωμένης ουσίας, για παράδειγμα: η ουσία HCl ονομάζεται υδροχλώριο και το υδατικό της διάλυμα ονομάζεται υδροχλωρικό ή υδροχλωρικό οξύ.

Τώρα ας επιστρέψουμε στα οξείδια. Αντιστοιχίσαμε οξείδια στην ομάδα όξινοςή κύριοςαπό το πώς αντιδρούν με το νερό (ή από το αν είναι φτιαγμένα από οξέα ή βάσεις). Αλλά δεν αντιδρούν όλα τα οξείδια με το νερό, αλλά τα περισσότερα από αυτά αντιδρούν με οξέα ή αλκάλια, επομένως είναι καλύτερο να ταξινομήσουμε τα οξείδια σύμφωνα με αυτή την ιδιότητα.

Υπάρχουν αρκετά οξείδια που υπό κανονικές συνθήκες δεν αντιδρούν ούτε με οξέα ούτε με αλκάλια. Τέτοια οξείδια ονομάζονται που δεν σχηματίζει αλάτι. Αυτά είναι, για παράδειγμα, CO, SiO, N 2 O, NO, MnO 2. Αντίθετα, τα υπόλοιπα οξείδια ονομάζονται σχηματισμός αλατιού(Εικ. 13.3).

Όπως γνωρίζετε, τα περισσότερα οξέα και βάσεις είναι υδροξείδια. Με βάση την ικανότητα των υδροξειδίων να αντιδρούν τόσο με οξέα όσο και με αλκάλια, αυτά (καθώς και μεταξύ των οξειδίων) χωρίζονται σε αμφοτερικά υδροξείδια(Εικ. 13.4).

Τώρα πρέπει απλώς να ορίσουμε άλατα. Ο όρος αλάτι χρησιμοποιείται εδώ και πολύ καιρό. Καθώς η επιστήμη αναπτύχθηκε, το νόημά της άλλαξε, επεκτάθηκε και διευκρινίστηκε επανειλημμένα. Σύμφωνα με τη σύγχρονη αντίληψη, το αλάτι είναι μια ιοντική ένωση, αλλά παραδοσιακά τα άλατα δεν περιλαμβάνουν ιοντικά οξείδια (όπως ονομάζονται βασικά οξείδια), ιοντικά υδροξείδια (βάσεις), καθώς και ιοντικά υδρίδια, καρβίδια, νιτρίδια κ.λπ. απλοποιημένος τρόπος, μπορούμε να πούμε, Τι

Ένας άλλος, πιο ακριβής ορισμός των αλάτων μπορεί να δοθεί.

Όταν δίνεται αυτός ο ορισμός, τα άλατα οξωνίου ταξινομούνται συνήθως και ως άλατα και ως οξέα.
Τα άλατα συνήθως χωρίζονται ανάλογα με τη σύνθεσή τους σε θυμώνω, μέση τιμήΚαι βασικός(Εικ. 13.5).

Δηλαδή, τα ανιόντα των αλάτων οξέος περιλαμβάνουν άτομα υδρογόνου συνδεδεμένα με ομοιοπολικούς δεσμούς με άλλα άτομα των ανιόντων και ικανά να αποκοπούν υπό τη δράση βάσεων.

Τα βασικά άλατα έχουν συνήθως πολύ σύνθετη σύνθεση και συχνά είναι αδιάλυτα στο νερό. Χαρακτηριστικό παράδειγμα βασικού άλατος είναι ο ορυκτός μαλαχίτης Cu 2 (OH) 2 CO 3 .

Όπως μπορείτε να δείτε, οι πιο σημαντικές κατηγορίες χημικών ουσιών διακρίνονται σύμφωνα με διαφορετικά κριτήρια ταξινόμησης. Αλλά ανεξάρτητα από το πώς διακρίνουμε μια κατηγορία ουσιών, όλες οι ουσίες αυτής της κατηγορίας έχουν κοινές χημικές ιδιότητες.

Σε αυτό το κεφάλαιο θα εξοικειωθείτε με τις πιο χαρακτηριστικές χημικές ιδιότητες των ουσιών που αντιπροσωπεύουν αυτές τις κατηγορίες και με τις πιο σημαντικές μεθόδους παρασκευής τους.

ΜΕΤΑΛΛΑ, ΜΗ ΜΕΤΑΛΛΑ, ΑΜΦΩΤΕΡΙΚΑ ΜΕΤΑΛΛΑ, ΟΞΕΑ, ΒΑΣΕΙΣ, ΟΞΕΑ ΟΞΟ, ΟΞΕΑ ΧΩΡΙΣ ΟΞΥΓΟΝΟ, ΒΑΣΙΚΑ ΟΞΕΙΔΙΑ, ΟΞΕΙΑ ΟΞΕΩΝ, ΑΜΦΟΤΕΡΙΚΑ ΟΞΕΙΔΙΑ, ΑΜΦΩΤΕΡΙΚΑ ΥΔΡΟΞΕΙΔΙΑ, ΑΛΑΤΑ, ΝΕΑ, ΑΛΑΤΑ, ΑΛΑΤΑ
1.Πού στο φυσικό σύστημα των στοιχείων βρίσκονται τα στοιχεία που σχηματίζουν μέταλλα και πού τα στοιχεία που σχηματίζουν τα αμέταλλα;
2.Γράψτε τους τύπους πέντε μετάλλων και πέντε αμετάλλων.
3. Να σχηματίσετε τους συντακτικούς τύπους των ακόλουθων ενώσεων:
(H3O)Cl, (H3O) 2SO4, HCl, H2S, H2SO4, H3PO4, H2CO3, Ba(OH) 2, RbOH.
4. Ποια οξείδια αντιστοιχούν στα ακόλουθα υδροξείδια:
H2SO4, Ca(OH)2, H3PO4, Al(OH)3, HNO3, LiOH;
Ποια είναι η φύση (όξινη ή βασική) καθενός από αυτά τα οξείδια;
5. Βρείτε άλατα ανάμεσα στις παρακάτω ουσίες. Δημιουργήστε τους δομικούς τύπους τους.
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. Δημιουργήστε τους συντακτικούς τύπους των ακόλουθων αλάτων οξέος:
NaHSO 4, KHSO 3, NaHCO 3, Ca(H 2 PO 4) 2, CaHPO 4.

13.2. μέταλλα

Στους μεταλλικούς κρυστάλλους και τα τήγματα τους, οι ατομικοί πυρήνες συνδέονται με ένα μόνο ηλεκτρονιακό νέφος μεταλλικών δεσμών. Όπως ένα μεμονωμένο άτομο του στοιχείου που σχηματίζει ένα μέταλλο, ένας μεταλλικός κρύσταλλος έχει την ικανότητα να δίνει ηλεκτρόνια. Η τάση ενός μετάλλου να εγκαταλείπει ηλεκτρόνια εξαρτάται από τη δομή του και, κυρίως, από το μέγεθος των ατόμων: όσο μεγαλύτεροι είναι οι ατομικοί πυρήνες (δηλαδή όσο μεγαλύτερες είναι οι ιοντικές ακτίνες), τόσο πιο εύκολα το μέταλλο δίνει ηλεκτρόνια.
Τα μέταλλα είναι απλές ουσίες, επομένως η κατάσταση οξείδωσης των ατόμων σε αυτά είναι 0. Όταν εισέρχονται σε αντιδράσεις, τα μέταλλα σχεδόν πάντα αλλάζουν την κατάσταση οξείδωσης των ατόμων τους. Τα άτομα μετάλλου, που δεν έχουν την τάση να δέχονται ηλεκτρόνια, μπορούν μόνο να τα δωρίσουν ή να τα μοιραστούν. Η ηλεκτραρνητικότητα αυτών των ατόμων είναι χαμηλή, επομένως, ακόμη και όταν σχηματίζουν ομοιοπολικούς δεσμούς, τα άτομα μετάλλου αποκτούν θετική κατάσταση οξείδωσης. Κατά συνέπεια, όλα τα μέταλλα εμφανίζουν, στον έναν ή τον άλλο βαθμό, αποκαταστατικές ιδιότητες. Αντιδρούν:
1) Γ αμέταλλα(αλλά όχι όλοι και όχι με όλους):
4Li + O 2 = 2Li 2 O,
3Mg + N 2 = Mg 3 N 2 (όταν θερμαίνεται),
Fe + S = FeS (όταν θερμαίνεται).
Τα πιο ενεργά μέταλλα αντιδρούν εύκολα με αλογόνα και οξυγόνο και μόνο το λίθιο και το μαγνήσιο αντιδρούν με πολύ ισχυρά μόρια αζώτου.
Όταν αντιδρούν με το οξυγόνο, τα περισσότερα μέταλλα σχηματίζουν οξείδια και τα πιο δραστικά σχηματίζουν υπεροξείδια (Na 2 O 2, BaO 2) και άλλες πιο πολύπλοκες ενώσεις.
2) Γ οξείδιαλιγότερο ενεργά μέταλλα:
2Ca + MnO 2 = 2CaO + Mn (όταν θερμαίνεται),
2Al + Fe 2 O 3 = Al 2 O 3 + 2Fe (με προθέρμανση).
Η πιθανότητα να συμβούν αυτές οι αντιδράσεις καθορίζεται από τον γενικό κανόνα (οι αντιδράσεις οξειδοαναγωγής προχωρούν προς την κατεύθυνση του σχηματισμού ασθενέστερων οξειδωτικών και αναγωγικών παραγόντων) και εξαρτάται όχι μόνο από τη δραστηριότητα του μετάλλου (ένα πιο ενεργό μέταλλο, δηλαδή ένα μέταλλο που εγκαταλείπει ευκολότερα τα ηλεκτρόνια του, μειώνει ένα λιγότερο ενεργό), αλλά και στην ενέργεια του κρυσταλλικού πλέγματος οξειδίου (η αντίδραση προχωρά προς την κατεύθυνση του σχηματισμού ενός πιο «ισχυρού» οξειδίου).
3) Γ όξινα διαλύματα(§ 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.
Σε αυτή την περίπτωση, η πιθανότητα αντίδρασης προσδιορίζεται εύκολα από μια σειρά τάσεων (η αντίδραση συμβαίνει εάν το μέταλλο στη σειρά τάσης βρίσκεται στα αριστερά του υδρογόνου).
4) Γ διαλύματα αλατιού(§ 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.
Ένας αριθμός τάσεων χρησιμοποιείται επίσης εδώ για να καθοριστεί εάν μπορεί να συμβεί μια αντίδραση.
5) Επιπλέον, τα πιο ενεργά μέταλλα (αλκάλια και αλκαλική γη) αντιδρούν με το νερό (§ 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.
Στη δεύτερη αντίδραση, είναι δυνατός ο σχηματισμός ενός ιζήματος Ca(OH) 2.
Τα περισσότερα μέταλλα στη βιομηχανία παίρνω,μειώνοντας τα οξείδια τους:
Fe 2 O 3 + 3CO = 2Fe + 3CO 2 (σε υψηλή θερμοκρασία),
MnO 2 + 2C = Mn + 2CO (σε υψηλή θερμοκρασία).
Το υδρογόνο χρησιμοποιείται συχνά για αυτό στο εργαστήριο:

Τα πιο ενεργά μέταλλα, τόσο στη βιομηχανία όσο και στο εργαστήριο, λαμβάνονται με ηλεκτρόλυση (§ 9.9).
Στο εργαστήριο, τα λιγότερο ενεργά μέταλλα μπορούν να αναχθούν από διαλύματα των αλάτων τους με πιο ενεργά μέταλλα (για περιορισμούς, βλ. § 12.2).

1. Γιατί τα μέταλλα δεν τείνουν να παρουσιάζουν οξειδωτικές ιδιότητες;
2.Τι καθορίζει πρωτίστως τη χημική δραστηριότητα των μετάλλων;
3. Πραγματοποιήστε μετασχηματισμούς
α) Li Li 2 O LiOH LiCl; β) NaCl Na Na 2 O 2;
γ) FeO Fe FeS Fe 2 O 3; δ) CuCl 2 Cu(OH) 2 CuO Cu CuBr 2.
4. Επαναφέρετε τις αριστερές πλευρές των εξισώσεων:
α) ... = H 2 O + Cu;
β) ... = 3CO + 2Fe;
γ) ... = 2Cr + Al 2 O 3
. Χημικές ιδιότητες μετάλλων.

13.3. Αμέταλλα

Σε αντίθεση με τα μέταλλα, τα αμέταλλα διαφέρουν πολύ μεταξύ τους ως προς τις ιδιότητές τους - τόσο φυσικές όσο και χημικές, ακόμη και ως προς τον τύπο της δομής τους. Όμως, χωρίς να υπολογίζουμε τα ευγενή αέρια, σε όλα τα αμέταλλα ο δεσμός μεταξύ των ατόμων είναι ομοιοπολικός.
Τα άτομα που αποτελούν τα αμέταλλα έχουν την τάση να αποκτούν ηλεκτρόνια, αλλά όταν σχηματίζουν απλές ουσίες, δεν μπορούν να «ικανοποιήσουν» αυτή την τάση. Επομένως, τα αμέταλλα (σε έναν ή τον άλλο βαθμό) έχουν την τάση να προσθέτουν ηλεκτρόνια, δηλαδή μπορούν να εμφανίσουν οξειδωτικές ιδιότητες. Η οξειδωτική δράση των μη μετάλλων εξαρτάται, αφενός, από το μέγεθος των ατόμων (όσο μικρότερα είναι τα άτομα, τόσο πιο δραστική είναι η ουσία) και αφετέρου από την ισχύ των ομοιοπολικών δεσμών σε μια απλή ουσία (όσο ισχυρότερο είναι δεσμούς, τόσο λιγότερο δραστική είναι η ουσία). Όταν σχηματίζονται ιοντικές ενώσεις, τα άτομα μη μετάλλου προσθέτουν στην πραγματικότητα «επιπλέον» ηλεκτρόνια και όταν σχηματίζουν ενώσεις με ομοιοπολικούς δεσμούς, μετατοπίζουν μόνο κοινά ζεύγη ηλεκτρονίων προς την κατεύθυνσή τους. Και στις δύο περιπτώσεις, η κατάσταση οξείδωσης μειώνεται.
Τα μη μέταλλα μπορούν να οξειδωθούν:
1) μέταλλα(ουσίες που είναι περισσότερο ή λιγότερο διατεθειμένες να δωρίσουν ηλεκτρόνια):
3F 2 + 2Al = 2AlF 3,
O 2 + 2Mg = 2MgO (με προθέρμανση),
S + Fe = FeS (όταν θερμαίνεται),
2C + Ca = CaC 2 (όταν θερμαίνεται).
2) άλλα αμέταλλα(λιγότερο επιρρεπές στην αποδοχή ηλεκτρονίων):
2F 2 + C = CF 4 (όταν θερμαίνεται),
O 2 + S = SO 2 (με προθέρμανση),
S + H 2 = H 2 S (όταν θερμαίνεται),
3) πολλά συγκρότημα ουσίες:
4F 2 + CH 4 = CF 4 + 4HF,
3O 2 + 4NH 3 = 2N 2 + 6H 2 O (όταν θερμαίνεται),
Cl 2 + 2HBr = Br 2 + 2HCl.
Εδώ, η πιθανότητα να συμβεί μια αντίδραση προσδιορίζεται κυρίως από την ισχύ των δεσμών στα αντιδραστήρια και τα προϊόντα αντίδρασης και μπορεί να προσδιοριστεί με υπολογισμό σολ.
Ο ισχυρότερος οξειδωτικός παράγοντας είναι το φθόριο. Το οξυγόνο και το χλώριο δεν είναι πολύ κατώτερα από αυτό (δώστε προσοχή στη θέση τους στο σύστημα των στοιχείων).
Σε πολύ μικρότερο βαθμό, το βόριο, ο γραφίτης (και το διαμάντι), το πυρίτιο και άλλες απλές ουσίες που σχηματίζονται από στοιχεία δίπλα στα όρια μεταξύ μετάλλων και μη μετάλλων εμφανίζουν οξειδωτικές ιδιότητες. Τα άτομα αυτών των στοιχείων είναι λιγότερο πιθανό να αποκτήσουν ηλεκτρόνια. Είναι αυτές οι ουσίες (ιδιαίτερα ο γραφίτης και το υδρογόνο) που μπορούν να εκτεθούν αποκαταστατικές ιδιότητες:
2C + MnO 2 = Mn + 2CO,
4H 2 + Fe 3 O 4 = 3Fe + 4H 2 O.
Θα μελετήσετε τις υπόλοιπες χημικές ιδιότητες των μη μετάλλων στις επόμενες ενότητες καθώς εξοικειωθείτε με τη χημεία μεμονωμένων στοιχείων (όπως συνέβη με το οξυγόνο και το υδρογόνο). Εκεί θα μάθετε επίσης πώς να αποκτήσετε αυτές τις ουσίες.

1. Ποιες από τις παρακάτω ουσίες είναι αμέταλλα: Be, C, Ne, Pt, Si, Sn, Se, Cs, Sc, Ar, Ra;
2. Δώστε παραδείγματα μη μετάλλων που υπό κανονικές συνθήκες είναι α) αέρια, β) υγρά, γ) στερεά.
3. Δώστε παραδείγματα α) μοριακών και β) μη μοριακών απλών ουσιών.
4. Δώστε τρία παραδείγματα χημικών αντιδράσεων στις οποίες α) το χλώριο και β) το υδρογόνο εμφανίζουν οξειδωτικές ιδιότητες.
5.Δώστε τρία παραδείγματα χημικών αντιδράσεων που δεν υπάρχουν στο κείμενο της παραγράφου, στις οποίες το υδρογόνο εμφανίζει αναγωγικές ιδιότητες.
6. Πραγματοποιήστε μετασχηματισμούς:
α) P 4 P 4 O 10 H 3 PO 4 ; β) H2NaHH2; γ) Cl 2 NaCl Cl 2 .
Χημικές ιδιότητες αμέταλλων.

13.4. Βασικά οξείδια

Γνωρίζετε ήδη ότι όλα τα βασικά οξείδια είναι μη μοριακά στερεά με ιοντικούς δεσμούς.
Τα κύρια οξείδια περιλαμβάνουν:
α) οξείδια αλκαλικών και αλκαλικών γαιών,
β) οξείδια κάποιων άλλων στοιχείων που σχηματίζουν μέταλλα σε χαμηλότερες καταστάσεις οξείδωσης, για παράδειγμα: CrO, MnO, FeO, Ag 2 O κ.λπ.

Περιέχουν μεμονωμένα φορτισμένα, διπλά φορτισμένα (πολύ σπάνια τριπλά φορτισμένα κατιόντα) και ιόντα οξειδίου. Το πιο χαρακτηριστικό Χημικές ιδιότητεςτα βασικά οξείδια οφείλονται ακριβώς στην παρουσία σε αυτά διπλά φορτισμένων ιόντων οξειδίων (πολύ ισχυρά σωματίδια βάσης). Η χημική δραστηριότητα των βασικών οξειδίων εξαρτάται κυρίως από την αντοχή των ιοντικών δεσμών στους κρυστάλλους τους.
1) Όλα τα βασικά οξείδια αντιδρούν με διαλύματα ισχυρών οξέων (§ 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.
Στην πρώτη περίπτωση, εκτός από την αντίδραση με ιόντα οξωνίου, εμφανίζεται και αντίδραση με νερό, αλλά επειδή ο ρυθμός της είναι πολύ χαμηλότερος, μπορεί να παραμεληθεί, ειδικά επειδή τελικά εξακολουθούν να λαμβάνονται τα ίδια προϊόντα.
Η πιθανότητα αντίδρασης με διάλυμα ασθενούς οξέος καθορίζεται τόσο από την ισχύ του οξέος (όσο ισχυρότερο είναι το οξύ, τόσο πιο ενεργό είναι) όσο και από την ισχύ του δεσμού στο οξείδιο (όσο πιο αδύναμος είναι ο δεσμός, τόσο πιο ενεργός το οξείδιο).
2) Οξείδια αλκαλίων και μετάλλων αλκαλικών γαιών αντιδρούν με νερό (§ 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) Επιπλέον, τα βασικά οξείδια αντιδρούν με όξινα οξείδια:
BaO + CO 2 = BaCO 3,
FeO + SO 3 = FeSO 4,
Na 2 O + N 2 O 5 = 2NaNO 3.
Ανάλογα με τη χημική δραστηριότητα αυτών και άλλων οξειδίων, αντιδράσεις μπορούν να συμβούν σε συνηθισμένες θερμοκρασίες ή όταν θερμαίνονται.
Ποιος ο λόγος για τέτοιες αντιδράσεις; Ας εξετάσουμε την αντίδραση του σχηματισμού BaCO 3 από BaO και CO 2. Η αντίδραση προχωρά αυθόρμητα και η εντροπία σε αυτή την αντίδραση μειώνεται (από δύο ουσίες, στερεά και αέρια, σχηματίζεται μια κρυσταλλική ουσία), επομένως, η αντίδραση είναι εξώθερμη. Στις εξώθερμες αντιδράσεις, η ενέργεια των δεσμών που σχηματίζονται είναι μεγαλύτερη από την ενέργεια των δεσμών που διασπώνται· επομένως, η ενέργεια των δεσμών στο BaCO 3 είναι μεγαλύτερη από ό,τι στο αρχικό BaO και CO 2. Υπάρχουν δύο τύποι χημικών δεσμών τόσο στις πρώτες ύλες όσο και στα προϊόντα της αντίδρασης: ιοντικοί και ομοιοπολικοί. Η ενέργεια του ιοντικού δεσμού (ενέργεια πλέγματος) στο BaO είναι ελαφρώς υψηλότερη από ό,τι στο BaCO 3 (το μέγεθος του ανθρακικού ιόντος είναι μεγαλύτερο από το ιόν του οξειδίου), επομένως, η ενέργεια του συστήματος O 2 + CO 2 είναι μεγαλύτερη από την ενέργεια του CO 3 2.

+ Q

Με άλλα λόγια, το ιόν CO 3 2 είναι πιο σταθερό από το μόριο ιόντος O 2 και CO 2 που λαμβάνονται χωριστά. Και η μεγαλύτερη σταθερότητα του ανθρακικού ιόντος (η χαμηλότερη εσωτερική του ενέργεια) σχετίζεται με την κατανομή φορτίου αυτού του ιόντος (– 2 μι) με τρία άτομα οξυγόνου του ανθρακικού ιόντος αντί για ένα στο ιόν οξειδίου (βλ. επίσης § 13.11).
4) Πολλά βασικά οξείδια μπορούν να αναχθούν στο μέταλλο με ένα πιο ενεργό μέταλλο ή μη μέταλλο αναγωγικό παράγοντα:
MnO + Ca = Mn + CaO (όταν θερμαίνεται),
FeO + H 2 = Fe + H 2 O (όταν θερμαίνεται).
Η πιθανότητα εμφάνισης τέτοιων αντιδράσεων εξαρτάται όχι μόνο από τη δραστηριότητα του αναγωγικού παράγοντα, αλλά και από την αντοχή των δεσμών στο αρχικό και το προκύπτον οξείδιο.
Γενικός μέθοδος λήψηςΣχεδόν όλα τα βασικά οξείδια περιλαμβάνουν οξείδωση του αντίστοιχου μετάλλου με οξυγόνο. Με αυτόν τον τρόπο, οξείδια του νατρίου, του καλίου και ορισμένων άλλων πολύ ενεργών μετάλλων (υπό αυτές τις συνθήκες σχηματίζουν υπεροξείδια και πιο σύνθετες ενώσεις), καθώς και ο χρυσός, ο άργυρος, η πλατίνα και άλλα μέταλλα πολύ χαμηλής δράσης (αυτά τα μέταλλα δεν αντιδρούν με οξυγόνο) δεν μπορεί να ληφθεί. Τα βασικά οξείδια μπορούν να ληφθούν με θερμική αποσύνθεση των αντίστοιχων υδροξειδίων, καθώς και ορισμένων αλάτων (για παράδειγμα, ανθρακικά). Έτσι, το οξείδιο του μαγνησίου μπορεί να ληφθεί και με τους τρεις τρόπους:
2Mg + O 2 = 2MgO,
Mg(OH) 2 = MgO + H 2 O,
MgCO 3 = MgO + CO 2.

1. Να σχηματίσετε εξισώσεις αντίδρασης:
α) Li 2 O + CO 2 β) Na 2 O + N 2 O 5 γ) CaO + SO 3
δ) Ag 2 O + HNO 3 ε) MnO + HCl στ) MgO + H 2 SO 4
2. Να σχηματίσετε εξισώσεις για τις αντιδράσεις που συμβαίνουν κατά τους ακόλουθους μετασχηματισμούς:
α) Mg MgO MgSO 4 β) Na 2 O Na 2 SO 3 NaCl
γ) CoO Co CoCl 2 δ) Fe Fe 3 O 4 FeO
3. Ένα μέρος νικελίου βάρους 8,85 g φρύχθηκε σε ένα ρεύμα οξυγόνου για να ληφθεί οξείδιο του νικελίου (II), στη συνέχεια υποβλήθηκε σε επεξεργασία με περίσσεια υδροχλωρικού οξέος. Ένα διάλυμα θειούχου νατρίου προστέθηκε στο προκύπτον διάλυμα μέχρις ότου η καθίζηση σταμάτησε. Προσδιορίστε τη μάζα αυτού του ιζήματος.
Χημικές ιδιότητες βασικών οξειδίων.

13.5. Όξινα οξείδια

Όλα τα οξείδια οξέος είναι ουσίες με ομοιοπολικό δεσμό.
Τα οξείδια οξέος περιλαμβάνουν:
α) οξείδια στοιχείων που σχηματίζουν αμέταλλα,
β) ορισμένα οξείδια στοιχείων που σχηματίζουν μέταλλα, εάν τα μέταλλα σε αυτά τα οξείδια βρίσκονται σε υψηλότερες καταστάσεις οξείδωσης, για παράδειγμα, CrO 3, Mn 2 O 7.
Μεταξύ των οξειδίων του οξέος υπάρχουν ουσίες που είναι αέρια σε θερμοκρασία δωματίου (για παράδειγμα: CO 2, N 2 O 3, SO 2, SeO 2), υγρά (για παράδειγμα, Mn 2 O 7) και στερεά (για παράδειγμα: 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). Τα περισσότερα οξείδια οξέος είναι μοριακές ουσίες (εξαιρέσεις είναι τα B 2 O 3, SiO 2, στερεό SO 3, CrO 3 και μερικά άλλα· υπάρχουν επίσης μη μοριακές τροποποιήσεις του P 2 O 5). Αλλά τα μη μοριακά οξείδια οξέων γίνονται επίσης μοριακά κατά τη μετάβαση σε μια αέρια κατάσταση.
Τα ακόλουθα είναι χαρακτηριστικά των οξειδίων οξέος: Χημικές ιδιότητες.
1) Όλα τα όξινα οξείδια αντιδρούν με ισχυρές βάσεις όπως με τα στερεά:
CO 2 + Ca(OH) 2 = CaCO 3 + H 2 O
SiO 2 + 2KOH = K 2 SiO 3 + H 2 O (όταν θερμαίνεται),
και με αλκαλικά διαλύματα (§ 12.8):
SO 3 + 2OH = SO 4 2 + H 2 O, N 2 O 5 + 2OH = 2NO 3 + H 2 O,
SO 3 + 2NaOH р = Na 2 SO 4р + H 2 O, N 2 O 5 + 2KOH р = 2KNO 3р + H 2 O.
Ο λόγος για τις αντιδράσεις με στερεά υδροξείδια είναι ο ίδιος όπως και με τα οξείδια (βλ. § 13.4).
Τα πιο ενεργά όξινα οξείδια (SO 3, CrO 3, N 2 O 5, Cl 2 O 7) μπορούν επίσης να αντιδράσουν με αδιάλυτες (ασθενείς) βάσεις.
2) Τα όξινα οξείδια αντιδρούν με βασικά οξείδια (§ 13.4):
CO 2 + CaO = CaCO 3
P 4 O 10 + 6FeO = 2Fe 3 (PO 4) 2 (όταν θερμαίνεται)
3) Πολλά όξινα οξείδια αντιδρούν με το νερό (§11.4).
N 2 O 3 + H 2 O = 2HNO 2 SO 2 + H 2 O = H 2 SO 3 (μια πιο σωστή σημείωση για τον τύπο του θειικού οξέος είναι SO 2 . H 2 O
N 2 O 5 + H 2 O = 2HNO 3 SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4
Πολλά οξείδια οξέος μπορούν να είναι έλαβεμε οξείδωση με οξυγόνο (καύση σε οξυγόνο ή στον αέρα) των αντίστοιχων απλών ουσιών (C gr, S 8, P 4, P cr, B, Se, αλλά όχι N 2 και όχι αλογόνα):
C + O 2 = CO 2,
S 8 + 8O 2 = 8SO 2,
ή κατά την αποσύνθεση των αντίστοιχων οξέων:
H 2 SO 4 = SO 3 + H 2 O (με ισχυρή θέρμανση),
H 2 SiO 3 = SiO 2 + H 2 O (όταν στεγνώνει στον αέρα),
H 2 CO 3 = CO 2 + H 2 O (σε θερμοκρασία δωματίου σε διάλυμα),
H 2 SO 3 = SO 2 + H 2 O (σε θερμοκρασία δωματίου σε διάλυμα).
Η αστάθεια των ανθρακικών και θειούχων οξέων καθιστά δυνατή τη λήψη CO 2 και SO 2 με τη δράση ισχυρών οξέων στα ανθρακικά Na 2 CO 3 + 2HCl p = 2NaCl p + CO 2 + H 2 O
(η αντίδραση γίνεται τόσο σε διάλυμα όσο και με στερεό Na 2 CO 3), και θειώδη
K 2 SO 3tv + H 2 SO 4conc = K 2 SO 4 + SO 2 + H 2 O (αν υπάρχει πολύ νερό, το διοξείδιο του θείου δεν απελευθερώνεται ως αέριο).

Αμφοτερικές ενώσεις

Η χημεία είναι πάντα μια ενότητα αντιθέτων.

Κοιτάξτε τον περιοδικό πίνακα.

Μερικά στοιχεία (σχεδόν όλα τα μέταλλα που εμφανίζουν καταστάσεις οξείδωσης +1 και +2) σχηματίζονται βασικόςοξείδια και υδροξείδια. Για παράδειγμα, το κάλιο σχηματίζει το οξείδιο K 2 O και το υδροξείδιο ΚΟΗ. Παρουσιάζουν βασικές ιδιότητες, όπως η αλληλεπίδραση με οξέα.

K2O + HCl → KCl + H2O

Μερικά στοιχεία (τα περισσότερα αμέταλλα και μέταλλα με καταστάσεις οξείδωσης +5, +6, +7) σχηματίζονται όξινοςοξείδια και υδροξείδια. Τα υδροξείδια οξέος είναι οξέα που περιέχουν οξυγόνο, ονομάζονται υδροξείδια επειδή έχουν μια ομάδα υδροξυλίου στη δομή τους, για παράδειγμα, το θείο σχηματίζει οξείδιο οξέος SO 3 και το υδροξείδιο οξέος H 2 SO 4 (θειικό οξύ):

Τέτοιες ενώσεις παρουσιάζουν όξινες ιδιότητες, για παράδειγμα αντιδρούν με βάσεις:

H2SO4 + 2KOH → K2SO4 + 2H2O

Και υπάρχουν στοιχεία που σχηματίζουν οξείδια και υδροξείδια που παρουσιάζουν τόσο όξινες όσο και βασικές ιδιότητες. Αυτό το φαινόμενο ονομάζεται αμφοτερικός . Αυτά τα οξείδια και τα υδροξείδια είναι που θα εστιάσουν την προσοχή μας σε αυτό το άρθρο. Όλα τα αμφοτερικά οξείδια και τα υδροξείδια είναι στερεά αδιάλυτα στο νερό.

Πρώτον, πώς μπορούμε να προσδιορίσουμε εάν ένα οξείδιο ή ένα υδροξείδιο είναι αμφοτερικό; Υπάρχει ένας κανόνας, λίγο αυθαίρετος, αλλά μπορείτε ακόμα να τον χρησιμοποιήσετε:

Τα αμφοτερικά υδροξείδια και τα οξείδια σχηματίζονται από μέταλλα σε καταστάσεις οξείδωσης +3 και +4, Για παράδειγμα (Ο Αλ 2 Ο 3 , Ο Αλ(OH) 3 , Fe 2 Ο 3 , Fe(OH) 3)

Και τέσσερις εξαιρέσεις:μέταλλαZn , Είναι , Pb , Sn σχηματίζουν τα ακόλουθα οξείδια και υδροξείδια:ZnO , Zn ( OH ) 2 , BeO , Είναι ( OH ) 2 , PbO , Pb ( OH ) 2 , SnO , Sn ( OH ) 2 , στην οποία εμφανίζουν κατάσταση οξείδωσης +2, αλλά παρόλα αυτά, αυτές οι ενώσεις εμφανίζουν αμφοτερικές ιδιότητες .

Τα πιο κοινά αμφοτερικά οξείδια (και τα αντίστοιχα υδροξείδια τους): 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.

Οι ιδιότητες των αμφοτερικών ενώσεων δεν είναι δύσκολο να θυμηθούν: αλληλεπιδρούν με οξέα και αλκάλια.

• Όταν αλληλεπιδρούν με οξέα, όλα είναι απλά· σε αυτές τις αντιδράσεις, οι αμφοτερικές ενώσεις συμπεριφέρονται όπως οι βασικές:

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

Τα υδροξείδια αντιδρούν με τον ίδιο τρόπο:

Fe(OH) 3 + 3HCl → FeCl 3 + 3H 2 O

Pb(OH) 2 + 2HCl → PbCl 2 + 2H 2 O

• Η αλληλεπίδραση με τα αλκάλια είναι λίγο πιο περίπλοκη. Σε αυτές τις αντιδράσεις, οι αμφοτερικές ενώσεις συμπεριφέρονται σαν οξέα και τα προϊόντα της αντίδρασης μπορεί να είναι διαφορετικά, ανάλογα με τις συνθήκες.

Είτε η αντίδραση λαμβάνει χώρα σε διάλυμα είτε οι αντιδρώντες ουσίες λαμβάνονται ως στερεά και συντήκονται.

Αλληλεπίδραση βασικών ενώσεων με αμφοτερικές κατά τη σύντηξη.

Ας δούμε το παράδειγμα του υδροξειδίου του ψευδαργύρου. Όπως αναφέρθηκε προηγουμένως, οι αμφοτερικές ενώσεις αλληλεπιδρούν με βασικές ενώσεις και συμπεριφέρονται σαν οξέα. Ας γράψουμε λοιπόν το υδροξείδιο του ψευδαργύρου Zn (OH) 2 ως οξύ. Το οξύ έχει υδρογόνο μπροστά, ας το βγάλουμε: H 2 ZnO 2 . Και η αντίδραση του αλκαλίου με το υδροξείδιο θα προχωρήσει σαν να ήταν οξύ. «Υπόλειμμα οξέος» ZnO 2 2-δισθενές:

2Κ OH(τηλεόραση) + H 2 ZnO 2 (στερεό) (t, σύντηξη)→ K 2 ZnO 2 + 2 H 2 Ο

Η προκύπτουσα ουσία K 2 ZnO 2 ονομάζεται μετασινικό κάλιο (ή απλά ψευδάργυρο κάλιο). Αυτή η ουσία είναι ένα άλας του καλίου και του υποθετικού «ψευδαργυρικού οξέος» H 2 ZnO 2 (δεν είναι απολύτως σωστό να ονομάζουμε τέτοιες ενώσεις άλατα, αλλά για δική μας ευκολία θα το ξεχάσουμε). Απλώς γράψτε το υδροξείδιο του ψευδαργύρου ως εξής: H 2 ZnO 2 - δεν είναι καλό. Γράφουμε Zn (OH) 2 ως συνήθως, αλλά εννοούμε (για τη δική μας διευκόλυνση) ότι είναι «οξύ»:

2KOH (στερεό) + Zn (OH) 2 (στερεό) (t, σύντηξη) → K 2 ZnO 2 + 2H 2 O

Με τα υδροξείδια, τα οποία έχουν 2 ομάδες ΟΗ, όλα θα είναι ίδια με τον ψευδάργυρο:

Be(OH) 2 (tv.) + 2NaOH (tv.) (t, σύντηξη)→ 2H 2 O + Na 2 BeO 2 (μεταβερυλικό νάτριο ή βηρυλικό νάτριο)

Pb(OH) 2 (sol.) + 2NaOH (sol.) (t, σύντηξη) → 2H 2 O + Na 2 PbO 2 (μεταπλωματικό νάτριο, ή plumbate)

Με αμφοτερικά υδροξείδια με τρεις ομάδες ΟΗ (Al (OH) 3, Cr (OH) 3, Fe (OH) 3) είναι λίγο διαφορετικό.

Ας δούμε το παράδειγμα του υδροξειδίου του αργιλίου: Al (OH) 3, γράψτε το με τη μορφή ενός οξέος: H 3 AlO 3, αλλά δεν το αφήνουμε σε αυτή τη μορφή, αλλά βγάζουμε το νερό από εκεί:

H 3 AlO 3 – H 2 O → HAlO 2 + H 2 O.

Είναι αυτό το «οξύ» (HAlO 2) με το οποίο εργαζόμαστε:

HAlO 2 + KOH → H 2 O + KAlO 2 (μετααργιλικό κάλιο ή απλά αργιλικό)

Αλλά το υδροξείδιο του αλουμινίου δεν μπορεί να γραφτεί όπως αυτό το HAlO 2, το γράφουμε ως συνήθως, αλλά εννοούμε "όξινο" εκεί:

Al(OH) 3 (διαλυτ.) + ΚΟΗ (διαλυτ.) (t, σύντηξη)→ 2H 2 O + KAlO 2 (μετααργιλικό κάλιο)

Το ίδιο ισχύει και για το υδροξείδιο του χρωμίου:

Cr(OH) 3 → H 3 CrO 3 → HCrO 2

Cr(OH) 3 (tv.) + KOH (tv.) (t, σύντηξη)→ 2H 2 O + KCrO 2 (μεταχρωμικό κάλιο,

ΑΛΛΑ ΟΧΙ ΧΡΩΜΙΚΟ, τα χρωμικά είναι άλατα του χρωμικού οξέος).

Είναι το ίδιο με τα υδροξείδια που περιέχουν τέσσερις ομάδες ΟΗ: μετακινούμε το υδρογόνο προς τα εμπρός και αφαιρούμε το νερό:

Sn(OH) 4 → H 4 SnO 4 → H 2 SnO 3

Pb(OH) 4 → H 4 PbO 4 → H 2 PbO 3

Πρέπει να θυμόμαστε ότι ο μόλυβδος και ο κασσίτερος σχηματίζουν δύο αμφοτερικά υδροξείδια: με κατάσταση οξείδωσης +2 (Sn (OH) 2, Pb (OH) 2) και +4 (Sn (OH) 4, Pb (OH) 4 ).

Και αυτά τα υδροξείδια θα σχηματίσουν διαφορετικά «άλατα»:

Κατάσταση οξείδωσης
Φόρμουλα υδροξειδίου	Sn(OH)2	Pb(OH)2	Sn(OH)4	Pb(OH)4
Τύπος υδροξειδίου ως οξέος	H2SnO2	H2PbO2	H2SnO3	H2PbO3
Αλάτι (κάλιο)	K2SnO2	K2PbO2	K2SNO3	K2PbO3
Όνομα αλατιού			metastannAT	metablumbAT

Οι ίδιες αρχές όπως και στα ονόματα των συνηθισμένων "αλάτων", το στοιχείο στην υψηλότερη κατάσταση οξείδωσης είναι το επίθημα AT, στο ενδιάμεσο - IT.

Τέτοια "άλατα" (μεταχρωμικά, μετααργιλικά, μεταβερυλικά, μετασινικά κ.λπ.) λαμβάνονται όχι μόνο ως αποτέλεσμα της αλληλεπίδρασης αλκαλίων και αμφοτερικών υδροξειδίων. Αυτές οι ενώσεις σχηματίζονται πάντα όταν ένας ισχυρά βασικός «κόσμος» και ένας αμφοτερικός (κατά τη σύντηξη) έρχονται σε επαφή. Δηλαδή, με τον ίδιο τρόπο όπως τα αμφοτερικά υδροξείδια, τα αμφοτερικά οξείδια και τα άλατα μετάλλων που σχηματίζουν αμφοτερικά οξείδια (άλατα ασθενών οξέων) θα αντιδράσουν με τα αλκάλια. Και αντί για ένα αλκάλιο, μπορείτε να πάρετε ένα ισχυρό βασικό οξείδιο και ένα άλας του μετάλλου που σχηματίζει το αλκάλιο (άλας ενός ασθενούς οξέος).

Αλληλεπιδράσεις:

Θυμηθείτε, οι παρακάτω αντιδράσεις συμβαίνουν κατά τη σύντηξη.

Αμφοτερικό οξείδιο με ισχυρό βασικό οξείδιο:

ZnO (στερεό) + K 2 O (στερεό) (t, σύντηξη) → K 2 ZnO 2 (μεταζυγικό κάλιο ή απλά ψευδάργυρο κάλιο)

Αμφοτερικό οξείδιο με αλκάλια:

ZnO (στερεό) + 2KOH (στερεό) (t, σύντηξη) → K 2 ZnO 2 + H 2 O

Αμφοτερικό οξείδιο με άλας ασθενούς οξέος και μέταλλο που σχηματίζει αλκάλιο:

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

Αμφοτερικό υδροξείδιο με ισχυρό βασικό οξείδιο:

Zn(OH) 2 (στερεό) + K 2 O (στερεό) (t, σύντηξη) → K 2 ZnO 2 + H 2 O

Αμφοτερικό υδροξείδιο με αλκάλια:

Zn (OH) 2 (στερεό) + 2KOH (στερεό) (t, σύντηξη) → K 2 ZnO 2 + 2H 2 O

Αμφοτερικό υδροξείδιο με άλας ασθενούς οξέος και μέταλλο που σχηματίζει αλκάλιο:

Zn (OH) 2 (στερεό) + K 2 CO 3 (στερεό) (t, σύντηξη) → K 2 ZnO 2 + CO 2 + H 2 O

Άλατα ενός ασθενούς οξέος και ενός μετάλλου που σχηματίζει μια αμφοτερική ένωση με ένα ισχυρό βασικό οξείδιο:

ZnCO 3 (στερεό) + K 2 O (στερεό) (t, σύντηξη) → K 2 ZnO 2 + CO 2

Άλατα ενός ασθενούς οξέος και ενός μετάλλου που σχηματίζει μια αμφοτερική ένωση με ένα αλκάλιο:

ZnCO 3 (στερεό) + 2KOH (στερεό) (t, σύντηξη) → K 2 ZnO 2 + CO 2 + H 2 O

Άλατα ενός ασθενούς οξέος και ενός μετάλλου που σχηματίζει μια αμφοτερική ένωση με ένα άλας ενός ασθενούς οξέος και ενός μετάλλου που σχηματίζει ένα αλκάλιο:

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

Ακολουθούν πληροφορίες για τα άλατα των αμφοτερικών υδροξειδίων· τα πιο κοινά στην Εξέταση Ενοποιημένου Κράτους σημειώνονται με κόκκινο χρώμα.

	Υδροξείδιο	Το υδροξείδιο ως οξύ	Κατάλοιπο οξέος		Όνομα αλατιού
BeO	Be(OH) 2	H 2 BeO 2	BeO 2 2-	κ 2 BeO 2	Μεταβερυλικό (βηρυλικό)
ZnO	Zn(OH) 2	H 2 ZnO 2	ZnO 2 2-	κ 2 ZnO 2	Μεταζινικό (ψευδάργυρο)
Ο Αλ 2 Ο 3	Al(OH) 3	Φωτοστέφανος 2	AlO 2 —	KAlO 2	Μετααργιλικό (αλουμίνιο)
Fe2O3	Fe(OH) 3	HFeO2	FeO2 -	KFeO2	Metaferrate (ΑΛΛΑ ΟΧΙ FERRATE)
	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 (stannate)
PbO2	Pb(OH)4	H2PbO3	PbO 3 2-	K2PbO3	MetablumAT (plumbat)
Cr2O3	Cr(OH)3	HCrO2	CrO2 -	KCrO2	Metachromat (ΑΛΛΑ ΟΧΙ CHROMATE)

Αλληλεπίδραση αμφοτερικών ενώσεων με διαλύματα ΑΛΚΑΛΙΩΝ (εδώ μόνο αλκάλια).

Στην Εξέταση του Ενιαίου Κράτους αυτό ονομάζεται «διάλυση υδροξειδίου του αργιλίου (ψευδάργυρος, βηρύλλιο, κ.λπ.) με αλκάλια». Αυτό οφείλεται στην ικανότητα των μετάλλων στη σύνθεση των αμφοτερικών υδροξειδίων παρουσία περίσσειας ιόντων υδροξειδίου (σε αλκαλικό μέσο) να προσκολλούν αυτά τα ιόντα στον εαυτό τους. Σχηματίζεται ένα σωματίδιο με ένα μέταλλο (αλουμίνιο, βηρύλλιο κ.λπ.) στο κέντρο, το οποίο περιβάλλεται από ιόντα υδροξειδίου. Αυτό το σωματίδιο γίνεται αρνητικά φορτισμένο (ανιόν) λόγω ιόντων υδροξειδίου και αυτό το ιόν θα ονομάζεται υδροξοαργιλικό, υδροξυζυγικό, υδροξοβερυλικό κ.λπ. Επιπλέον, η διαδικασία μπορεί να προχωρήσει με διαφορετικούς τρόπους· το μέταλλο μπορεί να περιβάλλεται από διαφορετικό αριθμό ιόντων υδροξειδίου.

Θα εξετάσουμε δύο περιπτώσεις: όταν το μέταλλο περιβάλλεται τέσσερα ιόντα υδροξειδίου, και όταν είναι περικυκλωμένο έξι ιόντα υδροξειδίου.

Ας γράψουμε τη συντομευμένη ιοντική εξίσωση για αυτές τις διεργασίες:

Al(OH) 3 + OH — → Al(OH) 4 —

Το ιόν που προκύπτει ονομάζεται τετραϋδροξοαργιλικό ιόν. Το πρόθεμα «τετρα-» προστίθεται επειδή υπάρχουν τέσσερα ιόντα υδροξειδίου. Το τετραϋδροξυαργιλικό ιόν έχει φορτίο -, αφού το αλουμίνιο φέρει φορτίο 3+, και τέσσερα ιόντα υδροξειδίου έχουν φορτίο 4-, το σύνολο είναι -.

Al(OH) 3 + 3OH - → Al(OH) 6 3-

Το ιόν που σχηματίζεται σε αυτή την αντίδραση ονομάζεται εξαϋδροξοαργιλικό ιόν. Το πρόθεμα «εξο-» προστίθεται επειδή υπάρχουν έξι ιόντα υδροξειδίου.

Είναι απαραίτητο να προσθέσετε ένα πρόθεμα που υποδεικνύει τον αριθμό των ιόντων υδροξειδίου. Διότι αν γράψετε απλώς «υδροξυαργιλικό», δεν είναι ξεκάθαρο ποιο ιόν εννοείτε: Al (OH) 4 - ή Al (OH) 6 3-.

Όταν ένα αλκάλιο αντιδρά με ένα αμφοτερικό υδροξείδιο, σχηματίζεται ένα άλας στο διάλυμα. Το κατιόν του οποίου είναι ένα κατιόν αλκαλίου και το ανιόν είναι ένα σύνθετο ιόν, ο σχηματισμός του οποίου συζητήσαμε προηγουμένως. Το ανιόν είναι αγκύλες.

Al(OH)3 + KOH → K (τετραϋδροξοαργιλικό κάλιο)

Al (OH) 3 + 3KOH → K 3 (εξαϋδροξοαργιλικό κάλιο)

Τι είδους αλάτι (εξα- ή τετρα-) γράφετε ως προϊόν δεν έχει σημασία. Ακόμη και στις απαντήσεις του Ενιαίου Κράτους είναι γραμμένο: "... K 3 (ο σχηματισμός του Κ είναι επιτρεπτός." Το κύριο πράγμα είναι να μην ξεχάσετε να βεβαιωθείτε ότι όλοι οι δείκτες έχουν εισαχθεί σωστά. Παρακολουθήστε τις χρεώσεις και κρατήστε κατά νου ότι το άθροισμά τους πρέπει να είναι ίσο με μηδέν.

Εκτός από τα αμφοτερικά υδροξείδια, τα αμφοτερικά οξείδια αντιδρούν με αλκάλια. Το προϊόν θα είναι το ίδιο. Μόνο αν γράψετε την αντίδραση ως εξής:

Al 2 O 3 + NaOH → Na

Al 2 O 3 + NaOH → Na 3

Αλλά αυτές οι αντιδράσεις δεν θα εξισωθούν για εσάς. Πρέπει να προσθέσετε νερό στην αριστερή πλευρά, επειδή η αλληλεπίδραση συμβαίνει σε διάλυμα, υπάρχει αρκετό νερό εκεί και όλα θα εξισωθούν:

Al 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O → 2Na

Al 2 O 3 + 6NaOH + 3H 2 O → 2Na 3

Εκτός από τα αμφοτερικά οξείδια και τα υδροξείδια, ορισμένα ιδιαίτερα ενεργά μέταλλα που σχηματίζουν αμφοτερικές ενώσεις αλληλεπιδρούν με αλκαλικά διαλύματα. Δηλαδή αυτό: αλουμίνιο, ψευδάργυρος και βηρύλλιο. Για την ισοφάριση χρειάζεται και νερό στα αριστερά. Και, επιπλέον, η κύρια διαφορά μεταξύ αυτών των διαδικασιών είναι η απελευθέρωση υδρογόνου:

2Al + 2NaOH + 6H 2 O → 2Na + 3H 2

2Al + 6NaOH + 6H 2 O → 2Na 3 + 3H 2

Ο παρακάτω πίνακας δείχνει τα πιο συνηθισμένα παραδείγματα των ιδιοτήτων των αμφοτερικών ενώσεων στην Εξέταση Ενοποιημένου Κράτους:

Αμφοτερική ουσία		Όνομα αλατιού
Al2O3 Al(OH) 3		Τετραϋδροξυαλουμινικό νάτριο	Al(OH) 3 + NaOH → Na Ο Αλ 2 Ο 3 + 2NaOH + 3Η 2 O → 2Na 2Al + 2NaOH + 6Η 2 O → 2Na + 3H 2
	Na 3	Εξαϋδροξυαλουμινικό νάτριο	Al(OH) 3 + 3NaOH → Na 3 Ο Αλ 2 Ο 3 + 6NaOH + 3Η 2 O → 2Na 3 2Al + 6NaOH + 6H 2 O → 2Na 3 + 3Η 2
Zn(OH)2	Κ2	Τετραϋδροξοζινικό νάτριο	Zn(OH) 2 + 2NaOH → Na 2 ZnO + 2NaOH + Η 2 O → Na 2 Zn + 2NaOH + 2H 2 O → Na 2 +Η 2
	Κ 4	Εξαϋδροξοζινικό νάτριο	Zn(OH) 2 + 4NaOH → Na 4 ZnO + 4NaOH + Η 2 O → Na 4 Zn + 4NaOH + 2Η 2 O → Na 4 +Η 2
Be(OH)2	Λι 2	Τετραϋδροξοβερυλικό λίθιο	Be(OH) 2 + 2LiOH → Li 2 BeO + 2LiOH + H 2 O → Li 2 Be + 2LiOH + 2H 2 O → Li 2 +Η 2
	Λι 4	Εξαϋδροξοβερυλικό λίθιο	Be(OH) 2 + 4LiOH → Li 4 BeO + 4LiOH + H 2 O → Li 4 Be + 4LiOH + 2H 2 O → Li 4 +Η 2
Cr2O3 Cr(OH)3		Τετραϋδροξοχρωμικό νάτριο	Cr(OH) 3 + NaOH → Na Cr 2 Ο 3 + 2NaOH + 3Η 2 O → 2Na
	Na 3	Εξαϋδροξοχρωμικό νάτριο	Cr(OH) 3 + 3NaOH → Na 3 Cr 2 Ο 3 + 6NaOH + 3Η 2 O → 2Na 3
Fe2O3 Fe(OH) 3		Τετραϋδροξοφερρικό νάτριο	Fe(OH) 3 + NaOH → Na Fe 2 Ο 3 + 2NaOH + 3Η 2 O → 2Na
	Να 3	Εξαϋδροφερικό νάτριο	Fe(OH) 3 + 3NaOH → Na 3 Fe 2 Ο 3 + 6NaOH + 3Η 2 O → 2Na 3

Τα άλατα που λαμβάνονται σε αυτές τις αλληλεπιδράσεις αντιδρούν με οξέα, σχηματίζοντας δύο άλλα άλατα (άλατα ενός δεδομένου οξέος και δύο μετάλλων):

2Να 3 + 6Η 2 ΕΤΣΙ 4 → 3Να 2 ΕΤΣΙ 4 + Αλ 2 (ΕΤΣΙ 4 ) 3 +12H 2 Ο

Αυτό είναι όλο! Τίποτα περίπλοκο. Το κύριο πράγμα δεν είναι να συγχέετε, να θυμάστε τι σχηματίζεται κατά τη σύντηξη και τι είναι σε διάλυμα. Πολύ συχνά, συναντώνται εργασίες για αυτό το θέμα σιεξαρτήματα.