Metale amfoteryczne to proste substancje, które strukturalnie, chemicznie i są podobne do metalowej grupy pierwiastków. Same metale nie mogą wykazywać właściwości amfoterycznych, w przeciwieństwie do ich związków. Przykładowo tlenki i wodorotlenki niektórych metali mają podwójną naturę chemiczną – w jednych warunkach zachowują się jak kwasy, a w innych mają właściwości zasad.

Głównymi metalami amfoterycznymi są aluminium, cynk, chrom i żelazo. Do tej grupy pierwiastków zalicza się beryl i stront.

amfoteryczny?

Ta właściwość została po raz pierwszy odkryta dość dawno temu. A termin „pierwiastki amfoteryczne” został wprowadzony do nauki w 1814 roku przez znanych chemików L. Tenarda i J. Gay-Lussaca. W tamtych czasach zwyczajem było dzielenie związków chemicznych na grupy, które odpowiadały ich podstawowym właściwościom podczas reakcji.

Jednak grupa tlenków i zasad miała podwójne zdolności. W pewnych warunkach substancje takie zachowywały się jak zasady, w innych wręcz przeciwnie – jak kwasy. Tak powstało określenie „amfoteryczny”. W związku z tym zachowanie podczas reakcji kwasowo-zasadowej zależy od warunków, w jakich jest ona przeprowadzana, charakteru stosowanych reagentów, a także właściwości rozpuszczalnika.

Co ciekawe, w warunkach naturalnych metale amfoteryczne mogą oddziaływać zarówno z zasadami, jak i kwasami. Na przykład, gdy aluminium reaguje z aluminium, powstaje siarczan glinu. A kiedy ten sam metal reaguje ze stężoną zasadą, powstaje złożona sól.

Zasady amfoteryczne i ich podstawowe właściwości

W normalnych warunkach są to ciała stałe. Są praktycznie nierozpuszczalne w wodzie i zaliczane są do raczej słabych elektrolitów.

Główną metodą wytwarzania takich zasad jest reakcja soli metalu z niewielką ilością zasady. Reakcję strącania należy prowadzić powoli i ostrożnie. Na przykład, przygotowując wodorotlenek cynku, do probówki zawierającej chlorek cynku ostrożnie wkrapla się wodorotlenek sodu. Za każdym razem należy lekko potrząsnąć pojemnikiem, aby na dnie pojemnika zobaczyć biały osad metalu.

Substancje amfoteryczne reagują również z kwasami jako zasadami. Na przykład, gdy wodorotlenek cynku reaguje z kwasem solnym, powstaje chlorek cynku.

Ale podczas reakcji z zasadami zasady amfoteryczne zachowują się jak kwasy.

Ponadto po silnym ogrzewaniu rozkładają się, tworząc odpowiedni tlenek amfoteryczny i wodę.

Najpopularniejsze metale amfoteryczne: krótki opis

Cynk należy do grupy pierwiastków amfoterycznych. I chociaż stopy tej substancji były szeroko stosowane w starożytnych cywilizacjach, w czystej postaci wyizolowano ją dopiero w 1746 roku.

Czysty metal jest raczej kruchą, niebieskawą substancją. W powietrzu cynk szybko się utlenia – jego powierzchnia staje się matowa i pokrywa się cienką warstwą tlenku.

W naturze cynk występuje głównie w postaci minerałów – cynkitów, smithsonitów, kalamitów. Najbardziej znaną substancją jest blenda cynku, która składa się z siarczku cynku. Największe złoża tego minerału znajdują się w Boliwii i Australii.

Aluminium Dziś jest uważany za najpopularniejszy metal na świecie. Jego stopy stosowano przez wiele stuleci, a w 1825 roku wyizolowano substancję w czystej postaci.

Czyste aluminium to lekki metal o srebrnym kolorze. Jest łatwy w obróbce i odlewaniu. Pierwiastek ten ma wysoką przewodność elektryczną i cieplną. Ponadto metal ten jest odporny na korozję. Faktem jest, że jego powierzchnia pokryta jest cienką, ale bardzo odporną warstwą tlenku.

Obecnie aluminium jest szeroko stosowane w przemyśle.

Zasady, wodorotlenki amfoteryczne

Zasady to złożone substancje składające się z atomów metalu i jednej lub więcej grup hydroksylowych (-OH). Ogólny wzór to Me +y (OH) y, gdzie y jest liczbą grup hydroksylowych równą stopniowi utlenienia metalu Me. Tabela przedstawia klasyfikację zasad.

Właściwości zasad, wodorotlenków metali alkalicznych i ziem alkalicznych

1. Wodne roztwory zasad są mydlane w dotyku i zmieniają kolor wskaźników: lakmus - niebieski, fenoloftaleina - karmazynowy.

2. Roztwory wodne dysocjują:

3. Oddziałuj z kwasami, wchodząc w reakcję wymiany:

Zasady polikwasowe mogą dawać średnie i zasadowe sole:

4. Reaguj z tlenkami kwasowymi, tworząc sole średnie i kwaśne w zależności od zasadowości kwasu odpowiadającego temu tlenkowi:

5. Oddziałuj z amfoterycznymi tlenkami i wodorotlenkami:

a) fuzja:

b) w roztworach:

6. Wejdź w interakcję z solami rozpuszczalnymi w wodzie, jeśli tworzy się osad lub gaz:

Nierozpuszczalne zasady (Cr(OH) 2, Mn(OH) 2 itp.) oddziałują z kwasami i rozkładają się po podgrzaniu:

Wodorotlenki amfoteryczne

Związki amfoteryczne to związki, które w zależności od warunków mogą być zarówno donorami kationów wodorowych i wykazywać właściwości kwasowe, jak i ich akceptorami, czyli wykazywać właściwości zasadowe.

Właściwości chemiczne związków amfoterycznych

1. Oddziałując z mocnymi kwasami wykazują podstawowe właściwości:

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

2. Oddziałując z alkaliami - mocnymi zasadami, wykazują właściwości kwasowe:

Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2 ( sól złożona)

Al(OH) 3 + NaOH = Na ( sól złożona)

Związki złożone to takie, w których co najmniej jedno wiązanie kowalencyjne jest utworzone przez mechanizm donor-akceptor.

Ogólna metoda wytwarzania zasad opiera się na reakcjach wymiany, za pomocą których można otrzymać zarówno zasady nierozpuszczalne, jak i rozpuszczalne.

CuSO 4 + 2KOH = Cu(OH) 2 ↓ + K 2 SO 4

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

Gdy tą metodą otrzymuje się rozpuszczalne zasady, wytrąca się nierozpuszczalna sól.

Przygotowując zasady nierozpuszczalne w wodzie o właściwościach amfoterycznych należy unikać nadmiaru alkaliów, gdyż może nastąpić rozpuszczenie zasady amfoterycznej, np.:

AlCl3 + 4KOH = K[Al(OH)4] + 3KCl

W takich przypadkach wodorotlenek amonu służy do otrzymywania wodorotlenków, w których wodorotlenki amfoteryczne nie rozpuszczają się:

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

Wodorotlenki srebra i rtęci rozkładają się tak łatwo, że przy próbie ich otrzymania w reakcji wymiany zamiast wodorotlenków wytrącają się tlenki:

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

W przemyśle zasady otrzymuje się zwykle przez elektrolizę wodnych roztworów chlorków.

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

Alkalia można również otrzymać w wyniku reakcji metali alkalicznych i ziem alkalicznych lub ich tlenków z wodą.

2Li + 2H 2O = 2LiOH + H2

SrO + H 2 O = Sr(OH) 2

Kwasy

Kwasy to złożone substancje, których cząsteczki składają się z atomów wodoru, które można zastąpić atomami metali i resztami kwasowymi. W normalnych warunkach kwasy mogą być stałe (fosforowy H 3 PO 4; krzem H 2 SiO 3) i płynne (w czystej postaci kwas siarkowy H 2 SO 4 będzie cieczą).

Gazy takie jak chlorowodór HCl, bromowodór HBr, siarkowodór H2S tworzą odpowiednie kwasy w roztworach wodnych. Liczba jonów wodorowych utworzonych przez każdą cząsteczkę kwasu podczas dysocjacji określa ładunek reszty kwasowej (anion) i zasadowość kwasu.

Według protolityczna teoria kwasów i zasad, zaproponowane jednocześnie przez duńskiego chemika Brønsteda i angielskiego chemika Lowry'ego kwas jest substancją oddzielenie się z tą reakcją protony, A podstawa- substancja, która może przyjąć protony.

kwas → zasada + H +

Na podstawie takich pomysłów jest to jasne podstawowe właściwości amoniaku, który dzięki obecności wolnej pary elektronów przy atomie azotu skutecznie przyjmuje proton podczas oddziaływania z kwasami, tworząc jon amonowy poprzez wiązanie donor-akceptor.

HNO 3 + NH 3 ⇆ NH 4 + + NO 3 —

zasada kwasowa zasada kwasowa

Bardziej ogólna definicja kwasów i zasad zaproponowany przez amerykańskiego chemika G. Lewisa. Zasugerował, że oddziaływania kwasowo-zasadowe są całkowicie niekoniecznie występują przy przenoszeniu protonów. W oznaczaniu Lewisa kwasów i zasad główną rolę w reakcjach chemicznych odgrywają pary elektronów

Nazywa się kationy, aniony lub cząsteczki obojętne, które mogą przyjąć jedną lub więcej par elektronów Kwasy Lewisa.

Na przykład fluorek glinu AlF 3 jest kwasem, ponieważ jest w stanie przyjąć parę elektronów podczas interakcji z amoniakiem.

AlF 3 + :NH 3 ⇆ :

Kationy, aniony lub cząsteczki obojętne zdolne do przekazywania par elektronów nazywane są zasadami Lewisa (amoniak jest zasadą).

Definicja Lewisa obejmuje wszystkie procesy kwasowo-zasadowe, które były uwzględniane w zaproponowanych wcześniej teoriach. W tabeli porównano aktualnie stosowane definicje kwasów i zasad.

Nazewnictwo kwasów

Ponieważ istnieją różne definicje kwasów, ich klasyfikacja i nazewnictwo są raczej arbitralne.

W zależności od liczby atomów wodoru, które można wyeliminować w roztworze wodnym, dzielimy kwasy jednozasadowy(np. HF, HNO2), dwuzasadowy(H 2 CO 3, H 2 SO 4) i trójzasadowy(H3PO4).

Według składu kwasu dzieli się je na beztlenowy(HCl, H2S) i zawierający tlen(HClO4, HNO3).

Zazwyczaj nazwy kwasów zawierających tlen pochodzą od nazwy niemetalu z dodatkiem końcówki -kai, -vaya, jeśli stopień utlenienia niemetalu jest równy liczbie grupowej. Wraz ze spadkiem stopnia utlenienia zmieniają się przyrostki (w kolejności malejącego stopnia utlenienia metalu): -nieprzezroczysty, zardzewiały, -jajowaty:

Jeśli weźmiemy pod uwagę polaryzację wiązania wodorowo-niemetalowego w danym okresie, możemy łatwo powiązać polaryzację tego wiązania z pozycją pierwiastka w układzie okresowym. Z atomów metali, które łatwo tracą elektrony walencyjne, atomy wodoru przyjmują te elektrony, tworząc stabilną dwuelektronową powłokę, podobną do powłoki atomu helu, i dają jonowe wodorki metali.

W związkach wodorowych pierwiastków z grup III-IV układu okresowego bor, glin, węgiel i krzem tworzą kowalencyjne, słabo polarne wiązania z atomami wodoru, które nie są podatne na dysocjację. Dla pierwiastków z grup V-VII układu okresowego, w ciągu okresu polarność wiązania niemetal-wodór rośnie wraz z ładunkiem atomu, ale rozkład ładunków w powstałym dipolu jest inny niż w związkach wodorowych pierwiastków, które mają tendencję do oddawania elektronów. Atomy niemetali, które do uzupełnienia powłoki elektronowej wymagają kilku elektronów, przyciągają (polaryzują) parę wiążących elektronów tym silniej, im większy jest ładunek jądrowy. Dlatego w szeregach CH 4 - NH 3 - H 2 O - HF lub SiH 4 - PH 3 - H 2 S - HCl wiązania z atomami wodoru, pozostając kowalencyjnymi, stają się bardziej polarne, a atom wodoru w dipol wiązania pierwiastek-wodór staje się bardziej elektrododatni. Jeśli cząsteczki polarne znajdą się w polarnym rozpuszczalniku, może nastąpić proces dysocjacji elektrolitycznej.

Omówmy zachowanie kwasów zawierających tlen w roztworach wodnych. Kwasy te mają wiązanie H-O-E i, naturalnie, na polarność wiązania H-O wpływa wiązanie O-E. Dlatego kwasy te z reguły dysocjują łatwiej niż woda.

H 2 SO 3 + H 2 O ⇆ H 3 O + + HSO 3

HNO 3 + H 2 O ⇆ H 3 O + + NIE 3

Spójrzmy na kilka przykładów właściwości kwasów zawierających tlen, utworzone przez pierwiastki, które mogą wykazywać różne stopnie utlenienia. Wiadomo, że kwas podchlorawy HClO bardzo słaby również kwas chlorawy HClO2 słaby, ale silniejszy niż kwas podchlorawy, kwas podchlorawy HClO 3 mocny. Jednym z nich jest kwas nadchlorowy HClO 4 najsilniejszy kwasy nieorganiczne.

W przypadku dysocjacji kwasowej (z eliminacją jonu H) konieczne jest rozerwanie wiązania O-H. Jak wytłumaczyć spadek siły tego wiązania w szeregu HClO - HClO 2 - HClO 3 - HClO 4? W tej serii wzrasta liczba atomów tlenu związanych z centralnym atomem chloru. Za każdym razem, gdy tworzy się nowe wiązanie tlen-chlor, gęstość elektronów jest pobierana z atomu chloru, a zatem z pojedynczego wiązania O-Cl. W rezultacie gęstość elektronowa częściowo opuszcza wiązanie O-H, które w rezultacie ulega osłabieniu.

Ten wzór - wzmocnienie właściwości kwasowych wraz ze wzrostem stopnia utlenienia atomu centralnego - charakterystyczny nie tylko dla chloru, ale także innych pierwiastków. Na przykład kwas azotowy HNO 3, w którym stopień utlenienia azotu wynosi +5, jest silniejszy niż kwas azotawy HNO 2 (stopień utlenienia azotu wynosi +3); kwas siarkowy H 2 SO 4 (S +6) jest silniejszy niż kwas siarkawy H 2 SO 3 (S +4).

Otrzymywanie kwasów

1. Można otrzymać kwasy beztlenowe przez bezpośrednie połączenie niemetali z wodorem.

H2 + Cl2 → 2HCl,

H 2 + S ⇆ H 2 S

2. Można otrzymać niektóre kwasy zawierające tlen oddziaływanie tlenków kwasowych z wodą.

3. Można otrzymać zarówno kwasy beztlenowe, jak i zawierające tlen poprzez reakcje metaboliczne pomiędzy solami i innymi kwasami.

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 (stęż.) = HCl + NaHSO 4

AgNO 3 + HCl = AgCl↓ + HNO 3

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

4. Niektóre kwasy można otrzymać za pomocą reakcje redoks.

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

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

Kwaśny smak, wpływ na wskaźniki, przewodność elektryczną, oddziaływanie z metalami, zasadowymi i amfoterycznymi tlenkami, zasadami i solami, tworzenie estrów z alkoholami - te właściwości są wspólne dla kwasów nieorganicznych i organicznych.

można podzielić na dwa rodzaje reakcji:

1) są pospolite Dla kwasy reakcje są związane z tworzeniem jonu hydroniowego H 3 O + w roztworach wodnych;

2) konkretny(tj. charakterystyczne) reakcje określone kwasy.

Jon wodoru może przedostać się do środka redoks reakcja, redukcja do wodoru, a także w reakcji złożonej z cząstkami naładowanymi ujemnie lub obojętnie, posiadającymi wolne pary elektronów, tj reakcje kwasowo-zasadowe.

Ogólne właściwości kwasów obejmują reakcje kwasów z metalami w szeregu napięciowym aż do wodoru, na przykład:

Zn + 2Н + = Zn 2+ + Н 2

Reakcje kwasowo-zasadowe obejmują reakcje z zasadowymi tlenkami i zasadami, a także z solami pośrednimi, zasadowymi, a czasami kwaśnymi.

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

Należy pamiętać, że kwasy wielozasadowe dysocjują etapowo, a na każdym kolejnym etapie dysocjacja jest trudniejsza, dlatego przy nadmiarze kwasu tworzą się najczęściej sole kwaśne, a nie przeciętne.

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

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

NaOH + H3PO4 = NaH2PO4 + H2O

KOH + H2S = KHS + H2O

Na pierwszy rzut oka powstawanie soli kwasowych może wydawać się zaskakujące jednozasadowy kwas fluorowodorowy. Można jednak ten fakt wytłumaczyć. W przeciwieństwie do wszystkich innych kwasów fluorowodorowych, kwas fluorowodorowy w roztworach jest częściowo polimeryzowany (w wyniku tworzenia wiązań wodorowych) i mogą w nim występować różne cząstki (HF) X, a mianowicie H 2 F 2, H 3 F 3 itp.

Szczególny przypadek równowagi kwasowo-zasadowej - reakcje kwasów i zasad ze wskaźnikami zmieniającymi kolor w zależności od kwasowości roztworu. Wskaźniki wykorzystywane są w analizie jakościowej do wykrywania kwasów i zasad w rozwiązaniach.

Najczęściej stosowanymi wskaźnikami są lakmus(W neutralnyśrodowisko fioletowy, V kwaśny - czerwony, V alkaliczny - niebieski), oranż metylowy(W kwaśnyśrodowisko czerwony, V neutralny - Pomarańczowy, V alkaliczny - żółty), fenoloftaleina(W wysoce zasadowyśrodowisko malinowa czerwień, V neutralny i kwaśny - bezbarwny).

Specyficzne właściwości różne kwasy mogą być dwojakiego rodzaju: po pierwsze, reakcje prowadzące do powstania sole nierozpuszczalne, i po drugie, przemiany redoks. Jeśli reakcje związane z obecnością jonu H + są wspólne dla wszystkich kwasów (reakcje jakościowe do wykrywania kwasów), jako reakcje jakościowe dla poszczególnych kwasów stosuje się reakcje specyficzne:

Ag + + Cl - = AgCl (biały osad)

Ba 2+ + SO 4 2- = BaSO 4 (biały osad)

3Ag + + PO 4 3 - = Ag 3 PO 4 (żółty osad)

Niektóre specyficzne reakcje kwasów wynikają z ich właściwości redoks.

Kwasy beztlenowe w roztworze wodnym można jedynie utlenić.

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

H 2 S + Br 2 = S + 2НВг

Kwasy zawierające tlen można utlenić tylko wtedy, gdy centralny w nich atom znajduje się na niższym lub pośrednim stopniu utlenienia, jak na przykład w kwasie siarkawym:

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

Wiele kwasów zawierających tlen, w których centralny atom ma maksymalny stopień utlenienia (S +6, N +5, Cr +6), wykazuje właściwości silnych utleniaczy. Stężony H 2 SO 4 jest silnym utleniaczem.

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

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

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

Należy pamiętać, że:

• Roztwory kwasów reagują z metalami znajdującymi się na lewo od wodoru w szeregu napięcia elektrochemicznego, pod warunkiem spełnienia szeregu warunków, z których najważniejszym jest utworzenie w wyniku reakcji rozpuszczalnej soli. Oddziaływanie HNO 3 i H 2 SO 4 (stęż.) z metalami przebiega inaczej.

Stężony kwas siarkowy na zimno pasywuje aluminium, żelazo i chrom.

• W wodzie kwasy dysocjują na kationy wodoru i aniony reszt kwasowych, na przykład:

• Kwasy nieorganiczne i organiczne reagują z tlenkami zasadowymi i amfoterycznymi, pod warunkiem powstania rozpuszczalnej soli:

• Oba kwasy reagują z zasadami. Kwasy wielozasadowe mogą tworzyć zarówno sole pośrednie, jak i kwaśne (są to reakcje zobojętniania):

• Reakcja między kwasami i solami zachodzi tylko wtedy, gdy tworzy się osad lub gaz:

Oddziaływanie H 3 PO 4 z wapieniem ustanie z powodu utworzenia ostatniego nierozpuszczalnego osadu Ca 3 (PO 4) 2 na powierzchni.

Specyfika właściwości azotowego HNO 3 i stężonego kwasu siarkowego H 2 SO 4 (stężonego) wynika z faktu, że gdy wchodzą w interakcję z prostymi substancjami (metalami i niemetalami), utleniaczami nie będą kationy H + , ale jony azotanowe i siarczanowe. Logiczne jest oczekiwanie, że w wyniku takich reakcji nie powstaje wodór H2, ale powstają inne substancje: koniecznie sól i woda, a także jeden z produktów redukcji jonów azotanowych lub siarczanowych, w zależności od stężenia kwasów, położenie metalu w szeregu napięć i warunki reakcji (temperatura, stopień zmielenia metalu itp.).

Te cechy chemicznego zachowania HNO 3 i H 2 SO 4 (stęż.) wyraźnie ilustrują tezę teorii budowy chemicznej o wzajemnym wpływie atomów w cząsteczkach substancji.

Pojęcia zmienności i stabilności (stabilności) są często mylone. Kwasy lotne to kwasy, których cząsteczki łatwo przechodzą w stan gazowy, czyli odparowują. Na przykład kwas solny jest kwasem lotnym, ale stabilnym. Nie da się ocenić lotności niestabilnych kwasów. Na przykład nielotny, nierozpuszczalny kwas krzemowy rozkłada się na wodę i SiO2. Wodne roztwory kwasu solnego, azotowego, siarkowego, fosforowego i wielu innych są bezbarwne. Wodny roztwór kwasu chromowego H2CrO4 ma kolor żółty, a kwas manganowy HMnO4 ma kolor szkarłatny.

Materiał referencyjny do przystąpienia do testu:

Tablica Mendelejewa

Tabela rozpuszczalności

Proste substancje podobne do pierwiastków metalowych budową i szeregiem parametrów chemicznych i fizycznych nazywane są amfoterycznymi, tj. są to pierwiastki wykazujące dualizm chemiczny. Należy zaznaczyć, że nie są to same metale, ale ich sole lub tlenki. Na przykład tlenki niektórych metali mogą mieć dwie właściwości: w pewnych warunkach mogą wykazywać właściwości właściwe kwasom, podczas gdy w innych zachowują się jak zasady.

Do głównych metali amfoterycznych zalicza się aluminium, cynk, chrom i kilka innych.

Termin amfoteryczność powstał na początku XIX wieku. W tamtych czasach substancje chemiczne oddzielano ze względu na ich podobne właściwości, objawiające się reakcjami chemicznymi.

Co to są metale amfoteryczne

Lista metali, które można sklasyfikować jako amfoteryczne, jest dość obszerna. Co więcej, niektóre z nich można nazwać amfoterycznymi, a niektóre - warunkowo.

Wymieńmy numery seryjne substancji, pod którymi znajdują się w układzie okresowym. Na liście znajdują się grupy od 22 do 32, od 40 do 51 i wiele innych. Na przykład chrom, żelazo i wiele innych można słusznie nazwać podstawowymi, te ostatnie obejmują także stront i beryl.

Nawiasem mówiąc, aluminium jest uważane za najbardziej uderzającego przedstawiciela metali amforowych.

Jego stopy są od dawna stosowane w niemal wszystkich gałęziach przemysłu. Wykorzystuje się go do wykonywania elementów kadłubów samolotów, nadwozi pojazdów i przyborów kuchennych. Stało się niezastąpione w przemyśle elektrycznym oraz przy produkcji urządzeń dla sieci ciepłowniczych. W przeciwieństwie do wielu innych metali aluminium stale wykazuje aktywność chemiczną. Warstwa tlenkowa pokrywająca powierzchnię metalu jest odporna na procesy utleniania. W normalnych warunkach oraz w niektórych typach reakcji chemicznych aluminium może działać jako pierwiastek redukujący.

Metal ten może oddziaływać z tlenem, jeśli zostanie rozdrobniony na wiele małych cząstek. Aby wykonać tego typu operację konieczne jest zastosowanie wysokiej temperatury. Reakcji towarzyszy wyzwolenie dużej ilości energii cieplnej. Kiedy temperatura wzrasta do 200°C, aluminium reaguje z siarką. Rzecz w tym, że aluminium w normalnych warunkach nie zawsze może reagować z wodorem. Tymczasem po zmieszaniu z innymi metalami mogą powstać różne stopy.

Innym wyraźnym metalem amfoterycznym jest żelazo. Pierwiastek ten ma numer 26 i znajduje się pomiędzy kobaltem a manganem. Żelazo jest najpowszechniejszym pierwiastkiem występującym w skorupie ziemskiej. Żelazo można zaliczyć do pierwiastka prostego, który ma srebrzystobiałą barwę i jest oczywiście plastyczny pod wpływem wysokich temperatur. Może szybko zacząć korodować pod wpływem wysokich temperatur. Żelazo umieszczone w czystym tlenie spala się całkowicie i może zapalić się na wolnym powietrzu.

Taki metal ma zdolność szybkiego wejścia w fazę korozji pod wpływem wysokich temperatur. Żelazo umieszczone w czystym tlenie wypala się całkowicie. Substancja metaliczna pod wpływem powietrza szybko utlenia się z powodu nadmiernej wilgoci, to znaczy rdzewieje. Podczas spalania w masie tlenu tworzy się rodzaj kamienia, który nazywa się tlenkiem żelaza.

Właściwości metali amfoterycznych

Definiuje je samo pojęcie amfoteryczności. W typowym stanie, to znaczy w normalnej temperaturze i wilgotności, większość metali to ciała stałe. Żadnego metalu nie można rozpuścić w wodzie. Zasady alkaliczne pojawiają się dopiero po pewnych reakcjach chemicznych. Podczas reakcji sole metali oddziałują. Należy zauważyć, że przepisy bezpieczeństwa wymagają szczególnej ostrożności podczas przeprowadzania tej reakcji.

Połączenie substancji amfoterycznych z samymi tlenkami lub kwasami najpierw powoduje reakcję właściwą zasadom. Jednocześnie, jeśli zostaną połączone z zasadami, pojawią się właściwości kwasowe.

Ogrzewanie wodorotlenków amfoterycznych powoduje ich rozkład na wodę i tlenek. Innymi słowy, właściwości substancji amfoterycznych są bardzo szerokie i wymagają dokładnych badań, co można przeprowadzić podczas reakcji chemicznej.

Właściwości pierwiastków amfoterycznych można zrozumieć, porównując je z właściwościami materiałów tradycyjnych. Na przykład większość metali ma niski potencjał jonizacji, co pozwala im działać jako środki redukujące podczas procesów chemicznych.

Amfoteryczny - może wykazywać zarówno właściwości redukujące, jak i utleniające. Istnieją jednak związki, które charakteryzują się ujemnym stopniem utlenienia.

Absolutnie wszystkie znane metale mają zdolność tworzenia wodorotlenków i tlenków.

Wszystkie metale mają zdolność tworzenia zasadowych wodorotlenków i tlenków. Nawiasem mówiąc, metale mogą ulegać reakcjom utleniania tylko z niektórymi kwasami. Na przykład reakcja z kwasem azotowym może przebiegać na różne sposoby.

Substancje amfoteryczne, klasyfikowane jako proste, mają oczywiste różnice w budowie i właściwościach. W przypadku niektórych substancji przynależność do określonej klasy można określić na pierwszy rzut oka, na przykład od razu wiadomo, że miedź jest metalem, ale brom nie.

Jak odróżnić metal od niemetalu

Główna różnica polega na tym, że metale oddają elektrony znajdujące się w zewnętrznej chmurze elektronów. Niemetale aktywnie je przyciągają.

Wszystkie metale są dobrymi przewodnikami ciepła i elektryczności; niemetale nie mają tej zdolności.

Amfoteryczne podstawy metalowe

W normalnych warunkach substancje te nie rozpuszczają się w wodzie i można je łatwo zaliczyć do słabych elektrolitów. Substancje takie otrzymuje się po reakcji soli metali i zasad. Reakcje te są dość niebezpieczne dla tych, którzy je wytwarzają, dlatego np. aby otrzymać wodorotlenek cynku, wodorotlenek sodu należy powoli i ostrożnie wprowadzać, kropla po kropli, do pojemnika z chlorkiem cynku.

Jednocześnie amfoteryczny - oddziałuje z kwasami jako zasadami. Oznacza to, że gdy zachodzi reakcja pomiędzy kwasem solnym i wodorotlenkiem cynku, pojawi się chlorek cynku. A podczas interakcji z zasadami zachowują się jak kwasy.

13.1. Definicje

Do najważniejszych klas substancji nieorganicznych zalicza się tradycyjnie substancje proste (metale i niemetale), tlenki (kwasowe, zasadowe i amfoteryczne), wodorotlenki (niektóre kwasy, zasady, wodorotlenki amfoteryczne) oraz sole. Substancje należące do tej samej klasy mają podobne właściwości chemiczne. Ale już wiesz, że przy identyfikacji tych klas stosuje się różne kryteria klasyfikacji.
W tej sekcji ostatecznie sformułujemy definicje wszystkich najważniejszych klas substancji chemicznych i zrozumiemy, według jakich kryteriów rozróżnia się te klasy.
Zacznijmy proste substancje (klasyfikacja według liczby pierwiastków tworzących substancję). Zwykle dzieli się je na metale I niemetale(Rys. 13.1- A).
Znasz już definicję „metalu”.

Z tej definicji jasno wynika, że ​​główną cechą, która pozwala nam podzielić proste substancje na metale i niemetale, jest rodzaj wiązania chemicznego.

Większość niemetali ma wiązania kowalencyjne. Ale są też gazy szlachetne (proste substancje pierwiastków z grupy VIIIA), których atomy w stanie stałym i ciekłym są połączone jedynie wiązaniami międzycząsteczkowymi. Stąd definicja.

Ze względu na właściwości chemiczne metale dzielą się na grupę tzw metale amfoteryczne. Nazwa ta odzwierciedla zdolność tych metali do reagowania zarówno z kwasami, jak i zasadami (w postaci amfoterycznych tlenków lub wodorotlenków) (ryc. 13.1- B).
Ponadto ze względu na obojętność chemiczną wśród metali istnieją metale szlachetne. Należą do nich złoto, ruten, rod, pallad, osm, iryd i platyna. Zgodnie z tradycją do metali szlachetnych zalicza się również nieco bardziej reaktywne srebro, ale nie obejmuje metali obojętnych, takich jak tantal, niob i inne. Istnieją inne klasyfikacje metali, na przykład w metalurgii wszystkie metale są podzielone czarne i kolorowe, odnoszące się do metali żelaznych, żelaza i jego stopów.
Z substancje złożone najważniejsze są przede wszystkim tlenki(patrz §2.5), ale ponieważ ich klasyfikacja uwzględnia właściwości kwasowo-zasadowe tych związków, najpierw przypomnijmy sobie, co kwasy I fusy.

Zatem kwasy i zasady odróżniamy od całkowitej masy związków na podstawie dwóch cech: składu i właściwości chemicznych.
Ze względu na skład kwasy dzielą się na zawierający tlen (oksokwasy) I beztlenowy(ryc. 13.2).

Należy pamiętać, że kwasy zawierające tlen ze względu na swoją strukturę są wodorotlenki.

Notatka. Tradycyjnie w przypadku kwasów beztlenowych słowo „kwas” jest używane w przypadkach, gdy mówimy o roztworze odpowiedniej pojedynczej substancji, na przykład: substancja HCl nazywa się chlorowodorem, a jej wodny roztwór nazywa się kwasem solnym lub chlorowodorowym kwas.

Wróćmy teraz do tlenków. Do grupy przypisaliśmy tlenki kwaśny Lub główny od tego, jak reagują z wodą (lub od tego, czy są zbudowane z kwasów czy zasad). Ale nie wszystkie tlenki reagują z wodą, ale większość z nich reaguje z kwasami lub zasadami, dlatego lepiej jest klasyfikować tlenki według tej właściwości.

Istnieje kilka tlenków, które w normalnych warunkach nie reagują ani z kwasami, ani z zasadami. Takie tlenki nazywane są nie tworzący soli. Są to na przykład CO, SiO, N 2 O, NO, MnO 2. Natomiast pozostałe tlenki nazywane są tworzące sól(ryc. 13.3).

Jak wiadomo, większość kwasów i zasad jest wodorotlenki. W oparciu o zdolność wodorotlenków do reagowania zarówno z kwasami, jak i zasadami, dzielą się one (a także wśród tlenków) na wodorotlenki amfoteryczne(ryc. 13.4).

Teraz musimy tylko zdefiniować sole. Termin sól jest używany od dawna. W miarę rozwoju nauki jej znaczenie było wielokrotnie zmieniane, rozszerzane i wyjaśniane. We współczesnym rozumieniu sól jest związkiem jonowym, jednak tradycyjnie do soli nie zalicza się tlenków jonowych (bo tak zwane tlenki zasadowe), wodorotlenków jonowych (zasad), a także wodorków, węglików, azotków itp. uproszczony sposób, możemy powiedzieć: Co

Można podać inną, bardziej precyzyjną definicję soli.

Biorąc pod uwagę tę definicję, sole oksoniowe są zwykle klasyfikowane zarówno jako sole, jak i kwasy.
Sole dzieli się zwykle ze względu na ich skład na kwaśny, przeciętny I podstawowy(ryc. 13.5).

Oznacza to, że aniony soli kwasów obejmują atomy wodoru połączone wiązaniami kowalencyjnymi z innymi atomami anionów i zdolne do oderwania się pod działaniem zasad.

Sole zasadowe mają zwykle bardzo złożony skład i często są nierozpuszczalne w wodzie. Typowym przykładem soli zasadowej jest mineralny malachit Cu 2 (OH) 2 CO 3 .

Jak widać, najważniejsze klasy substancji chemicznych wyróżniono według różnych kryteriów klasyfikacji. Ale niezależnie od tego, jak wyróżnimy klasę substancji, wszystkie substancje tej klasy mają wspólne właściwości chemiczne.

W tym rozdziale zapoznasz się z najbardziej charakterystycznymi właściwościami chemicznymi substancji należących do tych klas oraz z najważniejszymi metodami ich otrzymywania.

METALE, NIEMETALE, METALE AMFOTERYCZNE, KWASY, ZASADY, KWASY OXO, KWASY BEZTLENOWE, TLENKI ZASADOWE, TLENKI KWASOWE, TLENKI AMFOTERYCZNE, WODOROTLENKI AMFOTERYCZNE, SOLE, SOLE KWASOWE, SOLE ŚREDNIE, ZASADY NOWA SÓL
1. Gdzie w naturalnym układzie pierwiastków znajdują się pierwiastki tworzące metale, a gdzie pierwiastki tworzące niemetale?
2. Napisz wzory pięciu metali i pięciu niemetali.
3. Ułóż wzory strukturalne następujących związków:
(H 3 O)Cl, (H 3 O) 2 SO 4, HCl, H 2 S, H 2 SO 4, H 3 PO 4, H 2 CO 3, Ba(OH) 2, RbOH.
4. Które tlenki odpowiadają następującym wodorotlenkom:
H2SO4, Ca(OH)2, H3PO4, Al(OH)3, HNO3, LiOH?
Jaka jest natura (kwasowa lub zasadowa) każdego z tych tlenków?
5. Znajdź sole wśród poniższych substancji. Utwórz ich wzory strukturalne.
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. Ułóż wzory strukturalne następujących soli kwasów:
NaHSO 4, KHSO 3, NaHCO 3, Ca(H 2 PO 4) 2, CaHPO 4.

13.2. Metale

W kryształach metali i ich stopach rdzenie atomowe są połączone pojedynczą chmurą elektronów wiązania metalicznego. Podobnie jak pojedynczy atom pierwiastka tworzącego metal, kryształ metalu ma zdolność oddawania elektronów. Skłonność metalu do oddawania elektronów zależy od jego budowy, a przede wszystkim od wielkości atomów: im większe rdzenie atomowe (czyli większy promień jonowy), tym łatwiej metal oddaje elektrony.
Metale są substancjami prostymi, dlatego stopień utlenienia ich atomów wynosi 0. Metale, wchodząc w reakcje, prawie zawsze zmieniają stopień utlenienia swoich atomów. Atomy metali, nie mające tendencji do przyjmowania elektronów, mogą je jedynie oddawać lub udostępniać. Elektroujemność tych atomów jest niska, dlatego nawet gdy tworzą wiązania kowalencyjne, atomy metalu uzyskują dodatni stopień utlenienia. W rezultacie wszystkie metale wykazują, w takim czy innym stopniu, właściwości regeneracyjne. Reagują:
1) C niemetale(ale nie wszyscy i nie z każdym):
4Li + O 2 = 2Li 2 O,
3Mg + N 2 = Mg 3 N 2 (po podgrzaniu),
Fe + S = FeS (po podgrzaniu).
Najbardziej aktywne metale łatwo reagują z halogenami i tlenem, a jedynie lit i magnez reagują z bardzo silnymi cząsteczkami azotu.
Podczas reakcji z tlenem większość metali tworzy tlenki, a najbardziej aktywne nadtlenki (Na 2 O 2, BaO 2) i inne bardziej złożone związki.
2) C tlenki mniej aktywne metale:
2Ca + MnO 2 = 2CaO + Mn (po podgrzaniu),
2Al + Fe 2 O 3 = Al 2 O 3 + 2Fe (z podgrzewaniem).
Możliwość wystąpienia tych reakcji jest określona ogólną zasadą (reakcje redoks przebiegają w kierunku tworzenia słabszych środków utleniających i redukujących) i zależy nie tylko od aktywności metalu (metalu bardziej aktywnego, czyli metalu który łatwiej oddaje swoje elektrony, redukuje mniej aktywny), ale także od energii sieci krystalicznej tlenku (reakcja przebiega w kierunku powstania mocniejszego tlenku).
3) C roztwory kwasów(§ 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.
W tym przypadku możliwość reakcji można łatwo określić na podstawie szeregu napięć (reakcja zachodzi, jeśli metal w szeregu napięcia znajduje się na lewo od wodoru).
4) C roztwory soli(§ 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.
W tym przypadku wykorzystuje się również szereg napięć, aby określić, czy może zajść reakcja.
5) Ponadto najbardziej aktywne metale (alkaliczne i ziem alkalicznych) reagują z wodą (§ 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.
W drugiej reakcji możliwe jest wytrącenie się osadu Ca(OH) 2.
Większość metali w przemyśle Dostawać, redukcja ich tlenków:
Fe 2 O 3 + 3CO = 2Fe + 3CO 2 (w wysokiej temperaturze),
MnO 2 + 2C = Mn + 2CO (w wysokiej temperaturze).
W laboratorium często wykorzystuje się do tego wodór:

Najbardziej aktywne metale, zarówno w przemyśle, jak i w laboratorium, otrzymuje się przez elektrolizę (§ 9.9).
W laboratorium mniej aktywne metale można zredukować z roztworów ich soli metalami bardziej aktywnymi (ograniczenia patrz § 12.2).

1. Dlaczego metale nie wykazują właściwości utleniających?
2.Co przede wszystkim decyduje o aktywności chemicznej metali?
3. Przeprowadź transformacje
a) Li Li 2 O LiOH LiCl; b) NaCl Na Na 2 O 2;
c) FeO FeS FeS Fe2O3; d) CuCl 2 Cu(OH) 2 CuO Cu CuBr 2.
4.Przywróć lewe strony równań:
a) ... = H2O + Cu;
b) ... = 3CO + 2Fe;
c) ... = 2Cr + Al 2 O 3
. Właściwości chemiczne metali.

13.3. Niemetale

W przeciwieństwie do metali, niemetale bardzo różnią się od siebie właściwościami - zarówno fizycznymi, jak i chemicznymi, a nawet rodzajem struktury. Ale nie licząc gazów szlachetnych, we wszystkich niemetalach wiązanie między atomami jest kowalencyjne.
Atomy tworzące niemetale mają tendencję do pozyskiwania elektronów, ale tworząc proste substancje, nie mogą tej tendencji „zaspokoić”. Dlatego niemetale (w takim czy innym stopniu) mają tendencję do dodawania elektronów, to znaczy mogą wykazywać właściwości utleniające. Aktywność oksydacyjna niemetali zależy z jednej strony od wielkości atomów (im mniejsze atomy, tym aktywniejsza substancja), z drugiej zaś od siły wiązań kowalencyjnych w substancji prostej (im silniejsze wiązania, tym mniej aktywna jest substancja). Tworząc związki jonowe, atomy niemetali faktycznie dodają „dodatkowe” elektrony, a tworząc związki z wiązaniami kowalencyjnymi, przesuwają jedynie wspólne pary elektronów w swoim kierunku. W obu przypadkach stopień utlenienia maleje.
Niemetale mogą utleniać:
1) metale(substancje mniej lub bardziej skłonne do oddawania elektronów):
3F2 + 2Al = 2AlF3,
O 2 + 2Mg = 2MgO (z podgrzewaniem),
S + Fe = FeS (po podgrzaniu),
2C + Ca = CaC2 (po podgrzaniu).
2) inne niemetale(mniej skłonny do przyjmowania elektronów):
2F 2 + C = CF 4 (po podgrzaniu),
O 2 + S = SO 2 (z podgrzewaniem),
S + H 2 = H 2 S (po podgrzaniu),
3) wiele złożony Substancje:
4F 2 + CH 4 = CF 4 + 4HF,
3O 2 + 4NH 3 = 2N 2 + 6H 2 O (po podgrzaniu),
Cl2 + 2HBr = Br2 + 2HCl.
Tutaj o możliwości zajścia reakcji decyduje przede wszystkim siła wiązań w odczynnikach i produktach reakcji i można ją określić za pomocą obliczeń G.
Najsilniejszym utleniaczem jest fluor. Tlen i chlor nie są od niego dużo gorsze (zwróć uwagę na ich położenie w układzie pierwiastków).
W znacznie mniejszym stopniu bor, grafit (i diament), krzem i inne proste substancje utworzone przez pierwiastki sąsiadujące z granicą metali i niemetali wykazują właściwości utleniające. Atomy tych pierwiastków rzadziej zdobywają elektrony. To właśnie te substancje (zwłaszcza grafit i wodór) są w stanie wykazywać właściwości regeneracyjne:
2C + MnO 2 = Mn + 2CO,
4H 2 + Fe 3 O 4 = 3Fe + 4H 2 O.
Pozostałe właściwości chemiczne niemetali poznasz w kolejnych rozdziałach, zapoznając się z chemią poszczególnych pierwiastków (tak jak miało to miejsce w przypadku tlenu i wodoru). Tam też dowiesz się jak pozyskać te substancje.

1. Które z poniższych substancji są niemetalami: Be, C, Ne, Pt, Si, Sn, Se, Cs, Sc, Ar, Ra?
2. Podaj przykłady niemetali, które w normalnych warunkach są a) gazami, b) cieczami, c) ciałami stałymi.
3. Podaj przykłady a) molekularnych i b) niemolekularnych substancji prostych.
4. Podaj trzy przykłady reakcji chemicznych, w których a) chlor i b) wodór wykazują właściwości utleniające.
5. Podaj trzy przykłady reakcji chemicznych, których nie ma w tekście akapitu, w których wodór wykazuje właściwości redukujące.
6. Przeprowadź przekształcenia:
a) P 4 P 4 O 10 H 3 PO 4; b) H2NaHH2; c) Cl2NaClCl2.
Właściwości chemiczne niemetali.

13.4. Zasadowe tlenki

Wiesz już, że wszystkie zasadowe tlenki są ciałami niecząsteczkowymi z wiązaniami jonowymi.
Do głównych tlenków należą:
a) tlenki pierwiastków alkalicznych i ziem alkalicznych,
b) tlenki niektórych innych pierwiastków tworzących metale na niższych stopniach utlenienia, np.: CrO, MnO, FeO, Ag 2 O itp.

Zawierają kationy naładowane pojedynczo, podwójnie (bardzo rzadko potrójnie naładowane) i jony tlenkowe. Najbardziej charakterystyczny Właściwości chemiczne tlenki zasadowe wynikają właśnie z obecności w nich podwójnie naładowanych jonów tlenkowych (bardzo silne cząstki zasadowe). Aktywność chemiczna tlenków zasadowych zależy przede wszystkim od siły wiązań jonowych w ich kryształach.
1) Wszystkie zasadowe tlenki reagują z roztworami mocnych kwasów (§ 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.
W pierwszym przypadku oprócz reakcji z jonami oksoniowymi zachodzi także reakcja z wodą, jednak ze względu na jej znacznie mniejszą szybkość można ją pominąć, tym bardziej, że ostatecznie otrzymuje się te same produkty.
O możliwości reakcji z roztworem słabego kwasu decyduje zarówno siła kwasu (im silniejszy kwas, tym jest on bardziej aktywny), jak i siła wiązania w tlenku (im słabsze wiązanie, tym bardziej aktywne tlenek).
2) Tlenki metali alkalicznych i ziem alkalicznych reagują z wodą (§ 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) Ponadto tlenki zasadowe reagują z tlenkami kwasowymi:
BaO + CO 2 = BaCO 3,
FeO + SO 3 = FeSO 4,
Na 2 O + N 2 O 5 = 2 NaNO 3.
W zależności od aktywności chemicznej tych i innych tlenków reakcje mogą zachodzić w zwykłych temperaturach lub po podgrzaniu.
Jaki jest powód takich reakcji? Rozważmy reakcję tworzenia BaCO 3 z BaO i CO 2. Reakcja przebiega samoistnie, a entropia w tej reakcji maleje (z dwóch substancji, stałej i gazowej, powstaje jedna substancja krystaliczna), dlatego reakcja jest egzotermiczna. W reakcjach egzotermicznych energia powstałych wiązań jest większa niż energia wiązań rozerwanych, dlatego energia wiązań w BaCO 3 jest większa niż w pierwotnym BaO i CO 2. Zarówno w materiałach wyjściowych, jak i produktach reakcji występują dwa rodzaje wiązań chemicznych: jonowe i kowalencyjne. Energia wiązania jonowego (energia sieci) w BaO jest nieco większa niż w BaCO 3 (wielkość jonu węglanowego jest większa niż jonu tlenkowego), dlatego energia układu O 2 + CO 2 jest większa niż energia CO 3 2.

+ Q

Innymi słowy, jon CO 3 2 jest bardziej stabilny niż jon O 2 i cząsteczka CO 2 wzięte oddzielnie. A większa stabilność jonu węglanowego (jego niższa energia wewnętrzna) jest związana z rozkładem ładunku tego jonu (– 2 mi) przez trzy atomy tlenu jonu węglanowego zamiast jednego w jonie tlenkowym (patrz także § 13.11).
4) Wiele zasadowych tlenków można zredukować do metalu za pomocą bardziej aktywnego środka redukującego metal lub niemetal:
MnO + Ca = Mn + CaO (po podgrzaniu),
FeO + H2 = Fe + H2O (po podgrzaniu).
Możliwość wystąpienia takich reakcji zależy nie tylko od aktywności środka redukującego, ale także od siły wiązań w tlenku początkowym i powstałym.
ogólny sposób uzyskania Prawie wszystkie tlenki zasadowe obejmują utlenianie odpowiedniego metalu tlenem. W ten sposób tlenki sodu, potasu i niektórych innych metali bardzo aktywnych (w tych warunkach tworzą nadtlenki i bardziej złożone związki), a także złoto, srebro, platyna i inne metale bardzo mało aktywne (metale te nie reagują z tlenu) nie można uzyskać. Zasadowe tlenki można otrzymać przez rozkład termiczny odpowiednich wodorotlenków, a także niektórych soli (na przykład węglanów). Zatem tlenek magnezu można otrzymać na wszystkie trzy sposoby:
2Mg + O2 = 2MgO,
Mg(OH)2 = MgO + H2O,
MgCO3 = MgO + CO2.

1. Ułóż równania reakcji:
a) Li 2 O + CO 2 b) Na 2 O + N 2 O 5 c) CaO + SO 3
d) Ag 2 O + HNO 3 e) MnO + HCl f) MgO + H 2 SO 4
2. Ułóż równania reakcji zachodzących podczas następujących przemian:
a) Mg MgO MgSO 4 b) Na 2 O Na 2 SO 3 NaCl
c) CoO Co CoCl 2 d) Fe Fe 3 O 4 FeO
3. Porcję niklu o masie 8,85 g kalcynowano w strumieniu tlenu, otrzymując tlenek niklu(II), a następnie traktowano nadmiarem kwasu solnego. Do powstałego roztworu dodawano roztwór siarczku sodu aż do ustania wytrącania. Określ masę tego osadu.
Właściwości chemiczne tlenków zasadowych.

13,5. Tlenki kwasowe

Wszystkie tlenki kwasowe są substancjami z wiązanie kowalencyjne.
Tlenki kwasowe obejmują:
a) tlenki pierwiastków tworzących niemetale,
b) niektóre tlenki pierwiastków tworzących metale, jeżeli metale w tych tlenkach znajdują się na wyższych stopniach utlenienia, na przykład CrO 3, Mn 2 O 7.
Do tlenków kwasowych zaliczają się substancje, które w temperaturze pokojowej są gazami (np. CO 2, N 2 O 3, SO 2, SeO 2), cieczami (np. Mn 2 O 7) i ciałami stałymi (np. 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). Większość tlenków kwasowych to substancje molekularne (wyjątkami są B 2 O 3, SiO 2, stały SO 3, CrO 3 i niektóre inne; istnieją również niemolekularne modyfikacje P 2 O 5). Ale niecząsteczkowe tlenki kwasów również stają się molekularne po przejściu w stan gazowy.
Dla tlenków kwasowych charakterystyczne są: Właściwości chemiczne.
1) Wszystkie tlenki kwasowe reagują z mocnymi zasadami jak z ciałami stałymi:
CO 2 + Ca(OH) 2 = CaCO 3 + H 2 O
SiO 2 + 2KOH = K 2 SiO 3 + H 2 O (po podgrzaniu),
oraz roztworami alkalicznymi (§ 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.
Powód reakcji ze stałymi wodorotlenkami jest taki sam jak z tlenkami (patrz § 13.4).
Najbardziej aktywne tlenki kwasowe (SO 3, CrO 3, N 2 O 5, Cl 2 O 7) mogą również reagować z nierozpuszczalnymi (słabymi) zasadami.
2) Tlenki kwasowe reagują z tlenkami zasadowymi (§ 13.4):
CO 2 + CaO = CaCO 3
P 4 O 10 + 6FeO = 2Fe 3 (PO 4) 2 (po podgrzaniu)
3) Wiele tlenków kwasowych reaguje z wodą (§11.4).
N 2 O 3 + H 2 O = 2HNO 2 SO 2 + H 2 O = H 2 SO 3 (bardziej poprawny zapis wzoru kwasu siarkawego to SO 2 . H 2 O
N 2 O 5 + H 2 O = 2HNO 3 SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4
Może być wiele tlenków kwasowych otrzymane przez utlenianie tlenem (spalanie w tlenie lub w powietrzu) ​​odpowiednich prostych substancji (C gr, S 8, P 4, P cr, B, Se, ale nie N 2 i nie halogeny):
C + O2 = CO2,
S 8 + 8O 2 = 8SO 2,
lub po rozkładzie odpowiednich kwasów:
H 2 SO 4 = SO 3 + H 2 O (przy silnym ogrzewaniu),
H 2 SiO 3 = SiO 2 + H 2 O (po wysuszeniu na powietrzu),
H 2 CO 3 = CO 2 + H 2 O (w temperaturze pokojowej w roztworze),
H 2 SO 3 = SO 2 + H 2 O (w temperaturze pokojowej w roztworze).
Niestabilność kwasów węglowego i siarkowego umożliwia otrzymanie CO 2 i SO 2 poprzez działanie mocnych kwasów na węglany Na 2 CO 3 + 2HCl p = 2NaCl p + CO 2 + H 2 O
(reakcja zachodzi zarówno w roztworze, jak i ze stałym Na2CO3) i siarczyny
K 2 SO 3tv + H 2 SO 4conc = K 2 SO 4 + SO 2 + H 2 O (jeśli jest dużo wody, dwutlenek siarki nie jest uwalniany w postaci gazu).

Związki amfoteryczne

Chemia jest zawsze jednością przeciwieństw.

Spójrz na układ okresowy.

Tworzą się niektóre pierwiastki (prawie wszystkie metale wykazujące stopnie utlenienia +1 i +2). podstawowy tlenki i wodorotlenki. Na przykład potas tworzy tlenek K2O i wodorotlenek KOH. Wykazują podstawowe właściwości, takie jak oddziaływanie z kwasami.

K2O + HCl → KCl + H2O

Tworzą się niektóre pierwiastki (większość niemetali i metali na stopniach utlenienia +5, +6, +7). kwaśny tlenki i wodorotlenki. Wodorotlenki kwasowe to kwasy zawierające tlen, nazywane są wodorotlenkami, ponieważ mają w swojej strukturze grupę hydroksylową, na przykład siarka tworzy tlenek kwasowy SO 3 i wodorotlenek kwasowy H 2 SO 4 (kwas siarkowy):

Związki takie wykazują właściwości kwasowe, np. reagują z zasadami:

H2SO4 + 2KOH → K2SO4 + 2H2O

Istnieją pierwiastki tworzące tlenki i wodorotlenki, które wykazują zarówno właściwości kwasowe, jak i zasadowe. Zjawisko to nazywa się amfoteryczny . To właśnie te tlenki i wodorotlenki skupią naszą uwagę w tym artykule. Wszystkie amfoteryczne tlenki i wodorotlenki są ciałami stałymi nierozpuszczalnymi w wodzie.

Po pierwsze, jak możemy określić, czy tlenek czy wodorotlenek jest amfoteryczny? Jest zasada, trochę dowolna, ale nadal możesz z niej skorzystać:

Amfoteryczne wodorotlenki i tlenki powstają w metalach na stopniach utlenienia +3 i +4, Na przykład (Glin 2 O 3 , Glin(OH) 3 , Fe 2 O 3 , Fe(OH) 3)

I cztery wyjątki:metaleZn , Być , Pb , sen tworzą następujące tlenki i wodorotlenki:ZnO , Zn ( OH ) 2 , BeO , Być ( OH ) 2 , PbO , Pb ( OH ) 2 , SnO , sen ( OH ) 2 , w którym wykazują stopień utlenienia +2, ale mimo to związki te wykazują właściwości amfoteryczne .

Najpopularniejsze tlenki amfoteryczne (i odpowiadające im wodorotlenki): 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.

Właściwości związków amfoterycznych nie są trudne do zapamiętania: oddziałują z nimi kwasy i zasady.

• Podczas interakcji z kwasami wszystko jest proste, w tych reakcjach związki amfoteryczne zachowują się jak podstawowe:

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

Wodorotlenki reagują w ten sam sposób:

Fe(OH) 3 + 3HCl → FeCl 3 + 3H 2 O

Pb(OH) 2 + 2HCl → PbCl 2 + 2H 2 O

• Interakcja z alkaliami jest nieco bardziej skomplikowana. W reakcjach tych związki amfoteryczne zachowują się jak kwasy, a produkty reakcji mogą być różne, w zależności od warunków.

Albo reakcja zachodzi w roztworze, albo reagujące substancje są traktowane jako ciała stałe i topione.

Oddziaływanie związków zasadowych ze związkami amfoterycznymi podczas stapiania.

Spójrzmy na przykład wodorotlenku cynku. Jak wspomniano wcześniej, związki amfoteryczne oddziałują ze związkami zasadowymi i zachowują się jak kwasy. Zapiszmy więc wodorotlenek cynku Zn (OH) 2 jako kwas. Kwas ma z przodu wodór, usuńmy go: H 2 ZnO 2 . A reakcja zasady z wodorotlenkiem będzie przebiegać tak, jakby to był kwas. „Pozostałość kwasu” ZnO 2 2-dwuwartościowy:

2 tys OH(telewizja) + H 2 ZnO 2(stały) (t, topienie) → K 2 ZnO 2 + 2 H 2 O

Powstała substancja K 2 ZnO 2 nazywana jest metacynianem potasu (lub po prostu cynkianem potasu). Substancją tą jest sól potasowa i hipotetyczny „kwas cynkowy” H 2 ZnO 2 (nie do końca słuszne jest nazywanie takich związków solami, ale dla własnej wygody zapomnimy o tym). Wystarczy napisać wodorotlenek cynku w ten sposób: H 2 ZnO 2 - niedobrze. Piszemy jak zwykle Zn (OH) 2, ale mamy na myśli (dla własnej wygody), że jest to „kwas”:

2KOH (stały) + Zn (OH) 2(stały) (t, topienie) → K 2 ZnO 2 + 2H 2 O

W przypadku wodorotlenków, które mają 2 grupy OH, wszystko będzie takie samo jak w przypadku cynku:

Be(OH) 2(tv.) + 2NaOH (tv.) (t, fuzja) → 2H 2 O + Na 2 BeO 2 (metaberylan sodu lub beryllan)

Pb(OH) 2 (sol.) + 2NaOH (sol.) (t, stopienie) → 2H 2 O + Na 2 PbO 2 (metalumbinian lub ołowian sodu)

Z wodorotlenkami amfoterycznymi z trzema grupami OH (Al (OH) 3, Cr (OH) 3, Fe (OH) 3) jest trochę inaczej.

Spójrzmy na przykład wodorotlenku glinu: Al (OH) 3, zapiszmy go w postaci kwasu: H 3 AlO 3, ale nie zostawiamy go w tej formie, ale usuwamy stamtąd wodę:

H 3 AlO 3 – H 2 O → HAlO 2 + H 2 O.

To właśnie z tym „kwasem” (HAlO 2) pracujemy:

HAlO 2 + KOH → H 2 O + KAlO 2 (metaglinian potasu lub po prostu glinian)

Ale wodorotlenku glinu nie można zapisać w ten sposób HAlO 2, piszemy to jak zwykle, ale mamy tam na myśli „kwas”:

Al(OH) 3(rozpuszczalny) + KOH (rozpuszczalny) (t, topienie) → 2H 2 O + KAlO 2 (metaglinian potasu)

To samo dotyczy wodorotlenku chromu:

Cr(OH) 3 → H 3 CrO 3 → HCrO 2

Cr(OH) 3(tv.) + KOH (tv.) (t, synteza) → 2H 2 O + KCrO 2 (metachromian potasu,

ALE NIE CHROMAT, chromiany są solami kwasu chromowego).

Podobnie jest z wodorotlenkami zawierającymi cztery grupy OH: przesuwamy wodór do przodu i usuwamy wodę:

Sn(OH) 4 → H 4 SnO 4 → H 2 SnO 3

Pb(OH) 4 → H 4 PbO 4 → H 2 PbO 3

Należy pamiętać, że ołów i cyna tworzą dwa amfoteryczne wodorotlenki: o stopniu utlenienia +2 (Sn (OH) 2, Pb (OH) 2) i +4 (Sn (OH) 4, Pb (OH) 4 ).

A te wodorotlenki utworzą różne „sole”:

Stan utlenienia
Formuła wodorotlenkowa	Sn(OH)2	Pb(OH)2	Sn(OH)4	Pb(OH)4
Wzór wodorotlenku w postaci kwasu	H2SnO2	H2PbO2	H2SnO3	H2PbO3
Sól (potasowa)	K2SnO2	K2PbO2	K2SNO3	K2PbO3
Nazwa soli			metastannAT	metablumbAT

Na tej samej zasadzie, co w nazwach zwykłych „soli”, pierwiastkiem na najwyższym stopniu utlenienia jest przyrostek AT, w stopniu pośrednim - IT.

Takie „sole” (metachromiany, metagliniany, metaberylany, metacyniany itp.) powstają nie tylko w wyniku oddziaływania zasad i wodorotlenków amfoterycznych. Związki te powstają zawsze w wyniku zetknięcia się „świata” silnie zasadowego i amfoterycznego (podczas topnienia). Oznacza to, że w taki sam sposób, jak wodorotlenki amfoteryczne, tlenki amfoteryczne i sole metali tworzące tlenki amfoteryczne (sole słabych kwasów) będą reagować z zasadami. Zamiast zasady można wziąć mocny zasadowy tlenek i sól metalu tworzącego zasadę (sól słabego kwasu).

Interakcje:

Pamiętaj, że poniższe reakcje zachodzą podczas fuzji.

Tlenek amfoteryczny z mocnym tlenkiem zasadowym:

ZnO (stały) + K 2 O (stały) (t, stopienie) → K 2 ZnO 2 (metacynian potasu lub po prostu cynkian potasu)

Tlenek amfoteryczny z alkaliami:

ZnO (stały) + 2KOH (stały) (t, stopienie) → K 2 ZnO 2 + H 2 O

Tlenek amfoteryczny z solą słabego kwasu i metalu tworzącego zasadę:

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

Wodorotlenek amfoteryczny z mocnym tlenkiem zasadowym:

Zn(OH) 2 (stały) + K 2 O (stały) (t, stopienie) → K 2 ZnO 2 + H 2 O

Wodorotlenek amfoteryczny z alkaliami:

Zn (OH) 2 (stały) + 2KOH (stały) (t, topienie) → K 2 ZnO 2 + 2H 2 O

Wodorotlenek amfoteryczny z solą słabego kwasu i metalu tworzącego zasadę:

Zn (OH) 2(tv.) + K 2 CO 3(tv.) (t, synteza) → K 2 ZnO 2 + CO 2 + H 2 O

Sole słabego kwasu i metalu tworzące związek amfoteryczny z mocnym zasadowym tlenkiem:

ZnCO 3 (stały) + K 2 O (stały) (t, topienie) → K 2 ZnO 2 + CO 2

Sole słabego kwasu i metalu tworzące związek amfoteryczny z zasadą:

ZnCO 3 (stały) + 2KOH (stały) (t, topienie) → K 2 ZnO 2 + CO 2 + H 2 O

Sole słabego kwasu i metalu tworzące związek amfoteryczny z solą słabego kwasu i metalu tworzącą zasadę:

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

Poniżej znajdują się informacje o solach wodorotlenków amfoterycznych, na czerwono zaznaczono te najczęściej spotykane w Unified State Examination.

	Wodorotlenek	Wodorotlenek jako kwas	Pozostałość kwasu		Nazwa soli
BeO	Być(OH) 2	H 2 BeO 2	BeO 2 2-	K 2 BeO 2	Metaberylan (beryllan)
ZnO	Zn(OH) 2	H 2 ZnO 2	ZnO 2 2-	K 2 ZnO 2	Metacynian (cynk)
Glin 2 O 3	Al(OH) 3	Aureola 2	AlO 2 —	KAlO 2	Metaglinian (glinian)
Fe2O3	Fe(OH) 3	HFeO2	FeO2 -	KFeO2	Metażelazian (ALE NIE ŻELINIAN)
	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 (cynian)
PbO2	Pb(OH)4	H2PbO3	PbO 3 2-	K2PbO3	MetablumAT (plumbat)
Cr2O3	Cr(OH)3	HClO2	CrO2 -	KCrO2	Metachromat (ALE NIE CHROMAT)

Oddziaływanie związków amfoterycznych z roztworami ALKALI (tutaj tylko zasady).

W Unified State Examination nazywa się to „rozpuszczaniem wodorotlenku glinu (cynku, berylu itp.) w alkaliach”. Wynika to ze zdolności metali wchodzących w skład amfoterycznych wodorotlenków w obecności nadmiaru jonów wodorotlenkowych (w środowisku alkalicznym) do przyłączania tych jonów do siebie. Cząstka powstaje z metalu (aluminium, berylu itp.) w środku, który jest otoczony jonami wodorotlenkowymi. Cząstka ta zostaje naładowana ujemnie (anion) pod wpływem jonów wodorotlenkowych i jon ten będzie nazywany hydroksyglinianem, hydroksycynianem, hydroksyberylanem itp. Co więcej, proces ten może przebiegać na różne sposoby, metal może być otoczony różną liczbą jonów wodorotlenkowych.

Rozważymy dwa przypadki: gdy metal jest otoczony cztery jony wodorotlenkowe i kiedy jest otoczony sześć jonów wodorotlenkowych.

Zapiszmy skrócone równanie jonowe dla tych procesów:

Al(OH) 3 + OH — → Al(OH) 4 —

Powstały jon nazywany jest jonem tetrahydroksoglinianowym. Dodano przedrostek „tetra-”, ponieważ istnieją cztery jony wodorotlenkowe. Jon tetrahydroksyglinianowy ma ładunek -, ponieważ aluminium ma ładunek 3+, a cztery jony wodorotlenkowe mają ładunek 4-, suma wynosi -.

Al(OH) 3 + 3OH - → Al(OH) 6 3-

Jon powstający w tej reakcji nazywany jest jonem heksahydroksoglinianowym. Dodano przedrostek „hexo-”, ponieważ istnieje sześć jonów wodorotlenkowych.

Konieczne jest dodanie przedrostka wskazującego liczbę jonów wodorotlenkowych. Ponieważ jeśli napiszesz po prostu „hydroksyglinian”, nie jest jasne, który jon masz na myśli: Al (OH) 4 - czy Al (OH) 6 3-.

Kiedy zasada reaguje z amfoterycznym wodorotlenkiem, w roztworze tworzy się sól. Kationem jest kation alkaliczny, a anion jest jonem złożonym, o tworzeniu którego mówiliśmy wcześniej. Anion jest nawiasy kwadratowe.

Al(OH)3 + KOH → K (tetrahydroksoglinian potasu)

Al (OH) 3 + 3KOH → K 3 (heksahydroksoglinian potasu)

Jaki rodzaj soli (heksa- czy tetra-) napiszesz jako produkt, nie ma znaczenia. Nawet w odpowiedziach na egzamin ujednoliconego stanu jest napisane: „... K 3 (tworzenie K jest dopuszczalne”. Najważniejsze jest, aby nie zapomnieć upewnić się, że wszystkie indeksy zostały wprowadzone poprawnie. Śledź opłaty i prowadź pamiętając, że ich suma musi być równa zeru.

Oprócz wodorotlenków amfoterycznych tlenki amfoteryczne reagują z zasadami. Produkt będzie taki sam. Tylko jeśli napiszesz reakcję w ten sposób:

Al 2 O 3 + NaOH → Na

Al 2 O 3 + NaOH → Na 3

Ale te reakcje nie zostaną dla ciebie wyrównane. Musisz dodać wodę po lewej stronie, ponieważ interakcja zachodzi w roztworze, jest tam wystarczająca ilość wody i wszystko się wyrówna:

Al 2 O 3 + 2 NaOH + 3H 2 O → 2 Na

Al 2 O 3 + 6NaOH + 3H 2 O → 2Na 3

Oprócz amfoterycznych tlenków i wodorotlenków, niektóre szczególnie aktywne metale tworzące związki amfoteryczne oddziałują z roztworami alkalicznymi. Mianowicie to: aluminium, cynk i beryl. Do wyrównania potrzebna jest również woda po lewej stronie. Ponadto główną różnicą między tymi procesami jest uwalnianie wodoru:

2Al + 2NaOH + 6H 2O → 2Na + 3H 2

2Al + 6NaOH + 6H 2O → 2Na 3 + 3H 2

Poniższa tabela przedstawia najczęstsze przykłady właściwości związków amfoterycznych w Unified State Examination:

Substancja amfoteryczna		Nazwa soli
Al2O3 Al(OH)3		Tetrahydroksyglinian sodu	Al(OH) 3 + NaOH → Na Glin 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O → 2Na 2Al + 2NaOH + 6H 2 O → 2Na + 3H 2
	Na 3	Heksahydroksyglinian sodu	Al(OH) 3 + 3NaOH → Na 3 Glin 2 O 3 + 6NaOH + 3H 2 O → 2Na 3 2Al + 6NaOH + 6H 2 O → 2Na 3 + 3H 2
Zn(OH)2	K2	Tetrahydroksozinian sodu	Zn(OH) 2 + 2NaOH → Na 2 ZnO + 2NaOH + H 2 O → Nie 2 Zn + 2NaOH + 2H 2 O → Nie 2 +H 2
	K 4	Heksahydroksozinian sodu	Zn(OH) 2 + 4NaOH → Na 4 ZnO + 4NaOH + H 2 O → Nie 4 Zn + 4NaOH + 2H 2 O → Nie 4 +H 2
Być(OH)2	Li 2	Tetrahydroksoberylan litu	Być(OH) 2 + 2LiOH → Li 2 BeO + 2LiOH + H 2 O → Li 2 Być + 2LiOH + 2H 2 O → Li 2 +H 2
	Li 4	Heksahydroksoberylan litu	Być(OH) 2 + 4LiOH → Li 4 BeO + 4LiOH + H 2 O → Li 4 Być + 4LiOH + 2H 2 O → Li 4 +H 2
Cr2O3 Cr(OH)3		Tetrahydroksochromian sodu	Cr(OH) 3 + NaOH → Na Kr 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O → 2Na
	Na 3	Heksahydroksochromian sodu	Cr(OH) 3 + 3NaOH → Na 3 Kr 2 O 3 + 6NaOH + 3H 2 O → 2Na 3
Fe2O3 Fe(OH) 3		Tetrahydroksżelazian sodu	Fe(OH) 3 + NaOH → Na Fe 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O → 2Na
	Nie 3	Heksahydroksżelazian sodu	Fe(OH) 3 + 3NaOH → Na 3 Fe 2 O 3 + 6NaOH + 3H 2 O → 2Na 3

Sole powstałe w wyniku tych oddziaływań reagują z kwasami, tworząc dwie inne sole (sole danego kwasu i dwóch metali):

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

To wszystko! Nic skomplikowanego. Najważniejsze, aby nie mylić, pamiętaj, co powstaje podczas fuzji i co jest w roztworze. Bardzo często pojawiają się zadania dotyczące tej kwestii B Części.