Metalet amfoterike janë substanca të thjeshta që janë strukturore, kimike dhe të ngjashme me grupin metalik të elementeve. Vetë metalet nuk mund të shfaqin veti amfoterike, ndryshe nga përbërjet e tyre. Për shembull, oksidet dhe hidroksidet e disa metaleve kanë një natyrë kimike të dyfishtë - në disa kushte ato sillen si acide, dhe në të tjera ato kanë vetitë e alkaleve.

Metalet kryesore amfoterike janë alumini, zinku, kromi dhe hekuri. Ky grup elementesh përfshin beriliumin dhe stronciumin.

amfoterike?

Kjo pronë u zbulua për herë të parë shumë kohë më parë. Dhe termi "elemente amfoterike" u fut në shkencë në 1814 nga kimistët e famshëm L. Tenard dhe J. Gay-Lussac. Në ato ditë, ishte zakon të ndaheshin komponimet kimike në grupe që korrespondonin me vetitë e tyre themelore gjatë reaksioneve.

Megjithatë, grupi i oksideve dhe bazave kishte aftësi të dyfishta. Në disa kushte, substanca të tilla silleshin si alkale, ndërsa në të tjera, përkundrazi, vepronin si acide. Kështu lindi termi "amfoterik". Për të tillë, sjellja gjatë një reaksioni acid-bazë varet nga kushtet në të cilat kryhet, natyra e reagentëve të përfshirë, si dhe nga vetitë e tretësit.

Është interesante se në kushte natyrore, metalet amfoterike mund të ndërveprojnë si me alkalin ashtu edhe me acidin. Për shembull, kur alumini reagon me aluminin, formohet sulfat alumini. Dhe kur i njëjti metal reagon me alkali të koncentruar, formohet një kripë komplekse.

Bazat amfoterike dhe vetitë themelore të tyre

Në kushte normale këto janë trupa të ngurtë. Ato janë praktikisht të patretshme në ujë dhe konsiderohen elektrolite mjaft të dobëta.

Metoda kryesore për përgatitjen e bazave të tilla është reagimi i një kripe metalike me një sasi të vogël alkali. Reagimi i reshjeve duhet të kryhet ngadalë dhe me kujdes. Për shembull, kur përgatitet hidroksidi i zinkut, hidroksidi i natriumit shtohet me kujdes me pika në një epruvetë me klorur zinku. Sa herë që duhet ta tundni pak enën për të parë një shtresë metalike të bardhë në fund të enës.

Substancat amfoterike gjithashtu reagojnë me acidet si baza. Për shembull, kur hidroksidi i zinkut reagon me acid klorhidrik, formohet klorur zinku.

Por gjatë reaksioneve me bazat, bazat amfoterike sillen si acide.

Përveç kësaj, pas ngrohjes së fortë, ato dekompozohen për të formuar oksidin amfoterik dhe ujin përkatës.

Metalet amfoterike më të zakonshme: përshkrim i shkurtër

Zinku bën pjesë në grupin e elementeve amfoterike. Dhe megjithëse lidhjet e kësaj substance u përdorën gjerësisht në qytetërimet e lashta, ajo u izolua në formën e saj të pastër vetëm në 1746.

Metali i pastër është një substancë mjaft e brishtë kaltërosh. Në ajër, zinku oksidohet shpejt - sipërfaqja e tij bëhet e shurdhër dhe mbulohet me një film të hollë oksidi.

Në natyrë, zinku ekziston kryesisht në formën e mineraleve - zincit, smithsonit, kalamit. Substanca më e njohur është blendja e zinkut, e cila përbëhet nga sulfidi i zinkut. Depozitat më të mëdha të këtij minerali ndodhen në Bolivi dhe Australi.

Alumini Sot konsiderohet metali më i zakonshëm në planet. Lidhjet e saj u përdorën për shumë shekuj, dhe në 1825 substanca u izolua në formën e saj të pastër.

Alumini i pastër është një metal i lehtë, me ngjyrë argjendi. Është e lehtë për t'u përpunuar dhe hedhur. Ky element ka përçueshmëri të lartë elektrike dhe termike. Përveç kësaj, ky metal është rezistent ndaj korrozionit. Fakti është se sipërfaqja e saj është e mbuluar me një film oksidi të hollë, por shumë rezistent.

Sot, alumini përdoret gjerësisht në industri.

Bazat, hidroksidet amfoterike

Bazat janë substanca komplekse të përbëra nga atome metali dhe një ose më shumë grupe hidroksil (-OH). Formula e përgjithshme është Me +y (OH) y, ku y është numri i grupeve hidrokso i barabartë me gjendjen e oksidimit të metalit Me. Tabela tregon klasifikimin e bazave.

Vetitë e alkaleve, hidroksideve të metaleve alkaline dhe alkaline tokësore

1. Tretësirat ujore të alkaleve janë me sapun në prekje dhe ndryshojnë ngjyrën e treguesve: lakmus - blu, fenolftaleinë - purpur.

2. Tretësirat ujore disociojnë:

3. Ndërveproni me acidet, duke hyrë në një reaksion shkëmbimi:

Bazat poliacid mund të japin kripëra mesatare dhe bazë:

4. Reagojnë me oksidet acide, duke formuar kripëra mesatare dhe acide në varësi të bazicitetit të acidit që i korrespondon këtij oksidi:

5. Ndërveproni me oksidet dhe hidroksidet amfoterike:

a) bashkimi:

b) në tretësirë:

6. Ndërveproni me kripërat e tretshme në ujë nëse formohet një precipitat ose gaz:

Bazat e patretshme (Cr(OH) 2, Mn(OH) 2, etj.) ndërveprojnë me acidet dhe dekompozohen kur nxehen:

Hidroksidet amfoterike

Komponimet amfoterike janë komponime që, në varësi të kushteve, mund të jenë edhe dhurues të kationeve të hidrogjenit dhe të shfaqin veti acidike, edhe pranuesit e tyre, d.m.th., të shfaqin veti bazike.

Vetitë kimike të përbërjeve amfoterike

1. Duke ndërvepruar me acide të forta, ato shfaqin veti themelore:

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

2. Duke ndërvepruar me alkalet - baza të forta, ato shfaqin veti acidike:

Zn(OH) 2 + 2NaOH = Na 2 ( kripë komplekse)

Al(OH) 3 + NaOH = Na ( kripë komplekse)

Komponimet komplekse janë ato në të cilat të paktën një lidhje kovalente formohet nga një mekanizëm dhurues-pranues.

Metoda e përgjithshme për përgatitjen e bazave bazohet në reaksionet e shkëmbimit, me ndihmën e të cilave mund të fitohen baza të patretshme dhe të tretshme.

CuSO 4 + 2KOH = Cu(OH) 2 ↓ + K 2 SO 4

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

Kur bazat e tretshme fitohen me këtë metodë, një kripë e patretshme precipiton.

Gjatë përgatitjes së bazave të patretshme në ujë me veti amfoterike, duhet të shmanget alkali i tepërt, pasi mund të ndodhë shpërbërja e bazës amfoterike, për shembull:

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

Në raste të tilla, hidroksidi i amonit përdoret për të marrë hidrokside, në të cilat hidroksidet amfoterike nuk treten:

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

Hidroksidet e argjendit dhe të merkurit dekompozohen aq lehtë sa që kur përpiqeni t'i merrni ato me reaksion shkëmbimi, në vend të hidroksideve, precipitojnë oksidet:

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

Në industri, alkalet zakonisht fitohen nga elektroliza e solucioneve ujore të klorureve.

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

Alkalet mund të përftohen gjithashtu duke reaguar me ujë të metaleve alkaline dhe alkaline tokësore ose oksideve të tyre.

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

SrO + H2O = Sr(OH) 2

Acidet

Acidet janë substanca komplekse, molekulat e të cilave përbëhen nga atome hidrogjeni që mund të zëvendësohen nga atomet metalike dhe mbetjet acidike. Në kushte normale, acidet mund të jenë të ngurtë (fosforik H 3 PO 4; silic H 2 SiO 3) dhe të lëngshëm (në formën e tij të pastër, acidi sulfurik H 2 SO 4 do të jetë një lëng).

Gazrat si klorur hidrogjeni HCl, hidrogjen bromi HBr, sulfuri i hidrogjenit H 2 S formojnë acidet përkatëse në tretësirat ujore. Numri i joneve të hidrogjenit të formuar nga secila molekulë acidi gjatë disociimit përcakton ngarkesën e mbetjes së acidit (anionit) dhe bazën e acidit.

Sipas teoria protolitike e acideve dhe bazave, propozuar njëkohësisht nga kimisti danez Brønsted dhe kimisti anglez Lowry, një acid është një substancë duke u ndarë me këtë reagim protonet, A bazë- një substancë që mund pranojnë protonet.

acid → bazë + H +

Bazuar në ide të tilla, është e qartë vetitë themelore të amoniakut, i cili, për shkak të pranisë së një çifti elektronik të vetëm në atomin e azotit, pranon në mënyrë efektive një proton kur ndërvepron me acidet, duke formuar një jon amoniumi përmes një lidhje dhurues-pranues.

HNO 3 + NH 3 ⇆ NH 4 + + NO 3 —

bazë acid bazë acid

Përkufizim më i përgjithshëm i acideve dhe bazave propozuar nga kimisti amerikan G. Lewis. Ai sugjeroi që ndërveprimet acid-bazë janë plotësisht nuk ndodhin domosdoshmërisht me transferimin e protoneve. Në përcaktimin e Lewis të acideve dhe bazave, rolin kryesor në reaksionet kimike e luan çifte elektronike

Quhen katione, anione ose molekula neutrale që mund të pranojnë një ose më shumë çifte elektronesh Acidet Lewis.

Për shembull, fluori i aluminit AlF 3 është një acid, pasi është në gjendje të pranojë një çift elektronik kur ndërvepron me amoniak.

AlF 3 + :NH 3 ⇆ :

Kationet, anionet ose molekulat neutrale të afta të dhurojnë çifte elektronike quhen baza Lewis (amoniaku është një bazë).

Përkufizimi i Lewis mbulon të gjitha proceset acid-bazë që janë konsideruar nga teoritë e propozuara më parë. Tabela krahason përkufizimet e acideve dhe bazave të përdorura aktualisht.

Nomenklatura e acideve

Meqenëse ekzistojnë përkufizime të ndryshme të acideve, klasifikimi dhe nomenklatura e tyre janë mjaft arbitrare.

Sipas numrit të atomeve të hidrogjenit që mund të eliminohen në një tretësirë ​​ujore, acidet ndahen në monobazike(p.sh. HF, HNO 2), dybazike(H 2 CO 3, H 2 SO 4) dhe tribazike(H 3 PO 4).

Sipas përbërjes së acidit, ato ndahen në pa oksigjen(HCl, H2S) dhe që përmbajnë oksigjen(HClO 4, HNO 3).

Zakonisht emrat e acideve që përmbajnë oksigjen rrjedhin nga emri i jometalit me shtimin e mbaresave -kai, -vaya, nëse gjendja e oksidimit të jometalit është e barabartë me numrin e grupit. Ndërsa gjendja e oksidimit zvogëlohet, prapashtesat ndryshojnë (në rend të uljes së gjendjes së oksidimit të metalit): -opak, i ndryshkur, -ovish:

Nëse marrim parasysh polaritetin e lidhjes hidrogjen-jometal brenda një periudhe, ne mund ta lidhim lehtësisht polaritetin e kësaj lidhjeje me pozicionin e elementit në Tabelën Periodike. Nga atomet e metaleve, të cilët humbasin lehtësisht elektronet e valencës, atomet e hidrogjenit i pranojnë këto elektrone, duke formuar një shtresë të qëndrueshme dy-elektronike si lëvozhga e një atomi të heliumit dhe japin hidride metalike jonike.

Në përbërjet hidrogjenore të elementeve të grupeve III-IV të Tabelës Periodike, bor, alumin, karboni dhe silikoni formojnë lidhje kovalente, dobët polare me atome hidrogjeni që nuk janë të prirura për shkëputje. Për elementët e grupeve V-VII të tabelës periodike, brenda një periudhe, polariteti i lidhjes jometal-hidrogjen rritet me ngarkesën e atomit, por shpërndarja e ngarkesave në dipolin që rezulton është e ndryshme se në përbërjet hidrogjenore të elementeve që priren të dhurojnë elektrone. Atomet jometale, të cilat kërkojnë disa elektrone për të kompletuar shtresën e elektroneve, tërheqin (polarizojnë) një palë elektronesh lidhëse sa më fort, aq më e madhe ngarkesa bërthamore. Prandaj, në serinë CH 4 - NH 3 - H 2 O - HF ose SiH 4 - PH 3 - H 2 S - HCl, lidhjet me atomet e hidrogjenit, duke mbetur kovalente, bëhen më polare në natyrë dhe atomi i hidrogjenit në dipoli element-lidhje hidrogjeni bëhet më elektropozitiv. Nëse molekulat polare e gjejnë veten në një tretës polar, mund të ndodhë një proces i disociimit elektrolitik.

Le të diskutojmë sjelljen e acideve që përmbajnë oksigjen në tretësirat ujore. Këto acide kanë një lidhje H-O-E dhe, natyrisht, polariteti i lidhjes H-O ndikohet nga lidhja O-E. Prandaj, këto acide, si rregull, shpërndahen më lehtë se uji.

H 2 SO 3 + H 2 O ⇆ H 3 O + + HSO 3

HNO 3 + H 2 O ⇆ H 3 O + + NO 3

Le të shohim disa shembuj vetitë e acideve që përmbajnë oksigjen, të formuara nga elementë që janë në gjendje të shfaqin shkallë të ndryshme oksidimi. Dihet se acid hipoklorik HClO shumë i dobët acid klorur HClO 2 gjithashtu i dobët, por më i fortë se acidi hipoklor, hipoklor HClO 3 të fortë. Acidi perklorik HClO 4 është një nga më i forti acidet inorganike.

Për shpërbërjen acidike (me eliminimin e jonit H), është e nevojshme ndarja e lidhjes O-H. Si mund ta shpjegojmë uljen e forcës së kësaj lidhjeje në serinë HClO - HClO 2 - HClO 3 - HClO 4? Në këtë seri, numri i atomeve të oksigjenit të lidhur me atomin qendror të klorit rritet. Sa herë që formohet një lidhje e re oksigjen-klor, dendësia e elektroneve nxirret nga atomi i klorit, dhe për rrjedhojë nga lidhja e vetme O-Cl. Si rezultat, dendësia e elektroneve pjesërisht largohet nga lidhja O-H, e cila si rezultat dobësohet.

Ky model - forcimi i vetive acidike me rritjen e shkallës së oksidimit të atomit qendror - karakteristike jo vetëm e klorit, por edhe e elementeve të tjera. Për shembull, acidi nitrik HNO 3, në të cilin gjendja e oksidimit të azotit është +5, është më i fortë se acidi azotik HNO 2 (gjendja e oksidimit të azotit është +3); acidi sulfurik H 2 SO 4 (S +6) është më i fortë se acidi sulfurik H 2 SO 3 (S +4).

Marrja e acideve

1. Mund të merren acide pa oksigjen nga kombinimi i drejtpërdrejtë i jometaleve me hidrogjenin.

H2 + Cl2 → 2HCl,

H 2 + S ⇆ H 2 S

2. Mund të përftohen disa acide që përmbajnë oksigjen ndërveprimi i oksideve të acidit me ujin.

3. Mund të përftohen edhe acide pa oksigjen edhe ato që përmbajnë oksigjen nga reaksionet metabolike ndërmjet kripërave dhe acideve të tjera.

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 (konc) = HCl + NaHSO 4

AgNO 3 + HCl = AgCl↓ + HNO 3

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

4. Disa acide mund të përftohen duke përdorur reaksionet redoks.

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

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

Shija e thartë, efekti në tregues, përçueshmëria elektrike, ndërveprimi me metalet, oksidet bazike dhe amfoterike, bazat dhe kripërat, formimi i estereve me alkoolet - këto veti janë të zakonshme për acidet inorganike dhe organike.

mund të ndahet në dy lloje reaksionesh:

1) janë të zakonshme Për acidet reaksionet shoqërohen me formimin e jonit të hidroniumit H 3 O + në tretësirat ujore;

2) specifike reaksione (d.m.th. karakteristike). acide specifike.

Joni i hidrogjenit mund të hyjë në redoks reaksion, duke u reduktuar në hidrogjen, si dhe në një reaksion të përbërë me grimca të ngarkuara negativisht ose neutrale që kanë çifte të vetme elektronesh, d.m.th reaksionet acido-bazike.

Vetitë e përgjithshme të acideve përfshijnë reaksionet e acideve me metale në serinë e tensionit deri në hidrogjen, për shembull:

Zn + 2Н + = Zn 2+ + Н 2

Reaksionet acido-bazike përfshijnë reaksionet me oksidet dhe bazat bazike, si dhe me kripërat e ndërmjetme, bazike dhe ndonjëherë acidike.

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

Vini re se acidet polibazike shpërndahen hap pas hapi, dhe në çdo hap pasues disociimi është më i vështirë, prandaj, me një tepricë të acidit, më së shpeshti formohen kripëra acide, sesa ato mesatare.

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

Në pamje të parë, formimi i kripërave acide mund të duket i habitshëm monobazike acid hidrofluorik. Megjithatë, ky fakt mund të shpjegohet. Ndryshe nga të gjitha acidet e tjera hidrohalike, acidi hidrofluorik në tretësirë ​​është pjesërisht i polimerizuar (për shkak të formimit të lidhjeve hidrogjenore) dhe në të mund të jenë të pranishme grimca të ndryshme (HF) X, përkatësisht H 2 F 2, H 3 F 3, etj.

Një rast i veçantë i ekuilibrit acid-bazë - reaksionet e acideve dhe bazave me tregues që ndryshojnë ngjyrën e tyre në varësi të aciditetit të tretësirës. Treguesit përdoren në analizat cilësore për të zbuluar acidet dhe bazat në zgjidhje.

Treguesit më të përdorur janë lakmus(V neutrale mjedisi vjollcë, V i thartë - e kuqe, V alkaline - blu), portokalli metil(V i thartë mjedisi e kuqe, V neutrale - portokalli, V alkaline - e verdhë), fenolftaleinë(V shumë alkaline mjedisi mjedra e kuqe, V neutral dhe acid - pa ngjyrë).

Vetitë specifike acide të ndryshme mund të jenë dy llojesh: së pari, reaksionet që çojnë në formim kripëra të patretshme, dhe së dyti, transformimet redoks. Nëse reaksionet që lidhen me praninë e jonit H + janë të përbashkëta për të gjitha acidet (reaksione cilësore për zbulimin e acideve), reaksionet specifike përdoren si reaksione cilësore për acidet individuale:

Ag + + Cl - = AgCl (precipitat i bardhë)

Ba 2+ + SO 4 2- = BaSO 4 (precipitat i bardhë)

3Ag + + PO 4 3 - = Ag 3 PO 4 (precipitat i verdhë)

Disa reaksione specifike të acideve janë për shkak të vetive të tyre redoks.

Acidet anoksike në një tretësirë ​​ujore mund të oksidohen vetëm.

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

H 2 S + Br 2 = S + 2НВг

Acidet që përmbajnë oksigjen mund të oksidohen vetëm nëse atomi qendror në to është në një gjendje oksidimi më të ulët ose të ndërmjetëm, si, për shembull, në acidin sulfurik:

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

Shumë acide që përmbajnë oksigjen, në të cilat atomi qendror ka gjendjen maksimale të oksidimit (S +6, N +5, Cr +6), shfaqin vetitë e agjentëve të fortë oksidues. H 2 SO 4 i koncentruar është një agjent i fortë oksidues.

Cu + 2H 2 SO 4 (konc) = CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O

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

C + 2H 2 SO 4 (konc) = CO 2 + 2SO 2 + 2H 2 O

Duhet mbajtur mend se:

• Tretësirat e acidit reagojnë me metalet që janë në të majtë të hidrogjenit në serinë e tensionit elektrokimik, duke iu nënshtruar një sërë kushtesh, më e rëndësishmja prej të cilave është formimi i një kripe të tretshme si rezultat i reaksionit. Ndërveprimi i HNO 3 dhe H 2 SO 4 (konc.) me metalet vazhdon ndryshe.

Acidi sulfurik i përqendruar në të ftohtë pasivizon aluminin, hekurin dhe kromin.

• Në ujë, acidet shpërndahen në katione hidrogjeni dhe anione të mbetjeve acide, për shembull:

• Acidet inorganike dhe organike reagojnë me oksidet bazike dhe amfoterike, me kusht që të formohet një kripë e tretshme:

• Të dy acidet reagojnë me bazat. Acidet polibazike mund të formojnë kripëra të ndërmjetme dhe acide (këto janë reaksione neutralizimi):

• Reagimi midis acideve dhe kripërave ndodh vetëm nëse formohet një precipitat ose gaz:

Ndërveprimi i H 3 PO 4 me gurin gëlqeror do të ndalet për shkak të formimit të precipitatit të fundit të patretshëm të Ca 3 (PO 4) 2 në sipërfaqe.

Veçoritë e vetive të HNO 3 nitrik dhe acideve sulfurik të përqendruar H 2 SO 4 (konc.) janë për faktin se kur ato ndërveprojnë me substanca të thjeshta (metale dhe jometale), agjentët oksidues nuk do të jenë kationet H + , por jonet e nitrateve dhe sulfateve. Është logjike të pritet që si rezultat i reaksioneve të tilla të mos formohet hidrogjen H2, por të përftohen substanca të tjera: domosdoshmërisht kripë dhe ujë, si dhe një nga produktet e reduktimit të joneve të nitrateve ose sulfatit, në varësi të përqendrimit. të acideve, pozicioni i metalit në serinë e tensionit dhe kushtet e reaksionit (temperatura, shkalla e bluarjes së metaleve etj.).

Këto veçori të sjelljes kimike të HNO 3 dhe H 2 SO 4 (konc.) ilustrojnë qartë tezën e teorisë së strukturës kimike për ndikimin reciprok të atomeve në molekulat e substancave.

Konceptet e paqëndrueshmërisë dhe stabilitetit (stabilitetit) shpesh ngatërrohen. Acidet e avullueshme janë acide molekulat e të cilave kalojnë lehtësisht në gjendje të gaztë, domethënë avullojnë. Për shembull, acidi klorhidrik është një acid i paqëndrueshëm, por i qëndrueshëm. Është e pamundur të gjykohet paqëndrueshmëria e acideve të paqëndrueshme. Për shembull, acidi silicik jo i paqëndrueshëm dhe i patretshëm zbërthehet në ujë dhe SiO2. Tretësirat ujore të acideve klorhidrik, nitrik, sulfurik, fosforik dhe një sërë acidesh të tjera janë të pangjyrë. Një tretësirë ​​ujore e acidit kromik H 2 CrO 4 ka ngjyrë të verdhë, dhe acidi i manganit HMnO 4 është i kuq.

Materiali referues për marrjen e testit:

Tabela e Mendelejevit

Tabela e tretshmërisë

Substancat e thjeshta të ngjashme me elementët metalikë në strukturë dhe një sërë parametrash kimikë dhe fizikë quhen amfoterike, d.m.th. këto janë ato elemente që shfaqin dualitet kimik. Duhet të theksohet se këto nuk janë vetë metale, por kripëra ose okside të tyre. Për shembull, oksidet e disa metaleve mund të kenë dy veti: në disa kushte ato mund të shfaqin veti të natyrshme në acide, ndërsa në të tjera, ato sillen si alkale.

Metalet kryesore amfoterike përfshijnë aluminin, zinkun, kromin dhe disa të tjerë.

Termi amfoterizëm u krijua në fillim të shekullit të 19-të. Në atë kohë, substancat kimike ndaheshin në bazë të vetive të tyre të ngjashme, të manifestuara në reaksione kimike.

Çfarë janë metalet amfoterike

Lista e metaleve që mund të klasifikohen si amfoterike është mjaft e madhe. Për më tepër, disa prej tyre mund të quhen amfoterike, dhe disa - me kusht.

Le të rendisim numrat serialë të substancave nën të cilat ato ndodhen në Tabelën Periodike. Lista përfshin grupe nga 22 në 32, nga 40 në 51 dhe shumë të tjera. Për shembull, kromi, hekuri dhe një numër i të tjerëve me të drejtë mund të quhen bazë; këto të fundit përfshijnë gjithashtu stroncium dhe berilium.

Nga rruga, alumini konsiderohet përfaqësuesi më i mrekullueshëm i metaleve të amforës.

Lidhjet e tij janë përdorur për një kohë të gjatë në pothuajse të gjitha industritë. Përdoret për të bërë elementë të trupave të avionëve, trupave të automjeteve dhe enëve të kuzhinës. Është bërë i domosdoshëm në industrinë elektrike dhe në prodhimin e pajisjeve për rrjetet e ngrohjes. Ndryshe nga shumë metale të tjera, alumini vazhdimisht shfaq aktivitet kimik. Filmi oksid që mbulon sipërfaqen e metalit i reziston proceseve oksiduese. Në kushte normale dhe në disa lloje reaksionesh kimike, alumini mund të veprojë si një element reduktues.

Ky metal është në gjendje të ndërveprojë me oksigjenin nëse grimcohet në shumë grimca të vogla. Për të kryer këtë lloj operacioni është e nevojshme të përdorni temperaturë të lartë. Reagimi shoqërohet me lëshimin e një sasie të madhe të energjisë termike. Kur temperatura rritet në 200 ºC, alumini reagon me squfurin. Puna është se alumini, në kushte normale, nuk mund të reagojë gjithmonë me hidrogjenin. Ndërkohë, kur përzihet me metale të tjera, mund të lindin lidhje të ndryshme.

Një metal tjetër amfoterik i theksuar është hekuri. Ky element është numri 26 dhe ndodhet midis kobaltit dhe manganit. Hekuri është elementi më i zakonshëm që gjendet në koren e tokës. Hekuri mund të klasifikohet si një element i thjeshtë që ka një ngjyrë të bardhë argjendi dhe është i lakueshëm, natyrisht, kur ekspozohet ndaj temperaturave të larta. Mund të fillojë shpejt të gërryhet kur ekspozohet ndaj temperaturave të larta. Hekuri, nëse vendoset në oksigjen të pastër, digjet plotësisht dhe mund të ndizet në ajër të hapur.

Një metal i tillë ka aftësinë të hyjë shpejt në fazën e korrozionit kur ekspozohet ndaj temperaturave të larta. Hekuri i vendosur në oksigjen të pastër digjet plotësisht. Kur ekspozohet ndaj ajrit, një substancë metalike oksidohet shpejt për shkak të lagështirës së tepërt, domethënë ndryshket. Kur digjet në një masë oksigjeni, formohet një lloj peshore, e cila quhet oksid hekuri.

Vetitë e metaleve amfoterike

Ato përcaktohen nga vetë koncepti i amfoteritetit. Në gjendjen e tyre tipike, domethënë në temperaturë dhe lagështi normale, shumica e metaleve janë të ngurta. Asnjë metal nuk mund të tretet në ujë. Bazat alkaline shfaqen vetëm pas disa reaksioneve kimike. Gjatë reaksionit, kripërat e metaleve ndërveprojnë. Duhet të theksohet se rregullat e sigurisë kërkojnë kujdes të veçantë gjatë kryerjes së këtij reagimi.

Kombinimi i substancave amfoterike me vetë oksidet ose acidet së pari tregon një reaksion që është i natyrshëm në baza. Në të njëjtën kohë, nëse ato kombinohen me baza, do të shfaqen vetitë acidike.

Ngrohja e hidroksideve amfoterike bën që ato të dekompozohen në ujë dhe oksid. Me fjalë të tjera, vetitë e substancave amfoterike janë shumë të gjera dhe kërkojnë studim të kujdesshëm, i cili mund të bëhet gjatë një reaksioni kimik.

Vetitë e elementeve amfoterike mund të kuptohen duke i krahasuar me ato të materialeve tradicionale. Për shembull, shumica e metaleve kanë një potencial të ulët jonizimi, dhe kjo u lejon atyre të veprojnë si agjentë reduktues gjatë proceseve kimike.

Amfoterike - mund të tregojë karakteristika reduktuese dhe oksiduese. Megjithatë, ka komponime që karakterizohen nga një nivel negativ i oksidimit.

Absolutisht të gjitha metalet e njohura kanë aftësinë për të formuar hidrokside dhe okside.

Të gjitha metalet kanë aftësinë të formojnë hidrokside dhe okside bazike. Nga rruga, metalet mund t'i nënshtrohen vetëm reaksioneve të oksidimit me acide të caktuara. Për shembull, reagimi me acid nitrik mund të vazhdojë në mënyra të ndryshme.

Substancat amfoterike, të klasifikuara si të thjeshta, kanë dallime të dukshme në strukturë dhe karakteristika. Për disa substanca, që i përkasin një klase të caktuar mund të përcaktohet me një shikim; për shembull, është menjëherë e qartë se bakri është një metal, por bromi nuk është.

Si të dallojmë metalin nga jometali

Dallimi kryesor është se metalet dhurojnë elektrone që janë në renë e jashtme të elektroneve. Jometalet i tërheqin në mënyrë aktive.

Të gjitha metalet janë përcjellës të mirë të nxehtësisë dhe energjisë elektrike; jometalet nuk e kanë këtë aftësi.

Baza metalike amfoterike

Në kushte normale, këto substanca nuk treten në ujë dhe mund të klasifikohen lehtësisht si elektrolite të dobëta. Substancat e tilla fitohen pas reaksionit të kripërave të metaleve dhe alkalit. Këto reaksione janë mjaft të rrezikshme për ata që i prodhojnë dhe për këtë arsye, për shembull, për të marrë hidroksid zinku, hidroksidi i natriumit duhet të futet ngadalë dhe me kujdes, pikë-pikë, në një enë me klorur zinku.

Në të njëjtën kohë, amfoterike - ndërvepron me acidet si baza. Kjo do të thotë, kur kryhet një reagim midis acidit klorhidrik dhe hidroksidit të zinkut, do të shfaqet kloruri i zinkut. Dhe kur ndërveprojnë me bazat, ato sillen si acide.

13.1. Përkufizimet

Klasat më të rëndësishme të substancave inorganike tradicionalisht përfshijnë substanca të thjeshta (metale dhe jometale), okside (acide, bazike dhe amfoterike), hidrokside (disa acide, baza, hidrokside amfoterike) dhe kripëra. Substancat që i përkasin të njëjtës klasë kanë veti kimike të ngjashme. Por ju tashmë e dini se kur identifikoni këto klasa, përdoren kritere të ndryshme klasifikimi.
Në këtë pjesë do të formulojmë përfundimisht përkufizimet e të gjitha klasave më të rëndësishme të substancave kimike dhe do të kuptojmë se me çfarë kriteresh dallohen këto klasa.
Le të fillojmë me substanca të thjeshta (klasifikimi sipas numrit të elementeve që përbëjnë substancën). Zakonisht ndahen në metalet Dhe jometalet(Fig. 13.1- A).
Ju tashmë e dini përkufizimin e "metalit".

Nga ky përkufizim del qartë se tipari kryesor që na lejon të ndajmë substancat e thjeshta në metale dhe jometale është lloji i lidhjes kimike.

Shumica e jometaleve kanë lidhje kovalente. Por ka edhe gazra fisnikë (substanca të thjeshta të elementeve të grupit VIIIA), atomet e të cilave në gjendje të ngurtë dhe të lëngët lidhen vetëm me lidhje ndërmolekulare. Prandaj përkufizimi.

Sipas vetive të tyre kimike, metalet ndahen në një grup të të ashtuquajturve metale amfoterike. Ky emër pasqyron aftësinë e këtyre metaleve për të reaguar si me acidet ashtu edhe me alkalet (si okside amfoterike ose hidrokside) (Fig. 13.1- b).
Përveç kësaj, për shkak të inertitetit kimik midis metaleve ekzistojnë metale fisnike. Këto përfshijnë ari, rutenium, rodium, paladium, osmium, iridium dhe platin. Sipas traditës, argjendi pak më reaktiv klasifikohet gjithashtu si metale fisnike, por nuk përfshihen metale inerte si tantal, niob dhe disa të tjerë. Ekzistojnë klasifikime të tjera të metaleve, për shembull, në metalurgji, të gjitha metalet ndahen në te zeza dhe me ngjyra, duke iu referuar metaleve të zeza hekuri dhe lidhjet e tij.
Nga substanca komplekse janë më të rëndësishmet, para së gjithash, oksidet(shih §2.5), por meqenëse klasifikimi i tyre merr parasysh vetitë acido-bazike të këtyre përbërjeve, fillimisht kujtojmë se çfarë acidet Dhe bazat.

Kështu, ne dallojmë acidet dhe bazat nga masa totale e përbërjeve duke përdorur dy karakteristika: përbërjen dhe vetitë kimike.
Sipas përbërjes së tyre, acidet ndahen në që përmbajnë oksigjen (oksoacidet) Dhe pa oksigjen(Fig. 13.2).

Duhet mbajtur mend se acidet që përmbajnë oksigjen, për nga struktura e tyre, janë hidroksidet.

Shënim. Tradicionalisht, për acidet pa oksigjen, fjala "acid" përdoret në rastet kur bëhet fjalë për një tretësirë ​​të substancës përkatëse individuale, për shembull: substanca HCl quhet klorur hidrogjeni, dhe tretësira ujore e saj quhet klorhidrik ose klorhidrik. acid.

Tani le të kthehemi te oksidet. I caktuam grupit okside acidike ose kryesore nga mënyra se si ato reagojnë me ujin (ose nëse janë bërë nga acide ose baza). Por jo të gjitha oksidet reagojnë me ujin, por shumica e tyre reagojnë me acide ose alkale, ndaj është më mirë të klasifikohen oksidet sipas kësaj vetie.

Ka disa okside që në kushte normale nuk reagojnë as me acide as me alkale. Oksidet e tilla quhen që nuk formojnë kripëra. Këto janë, për shembull, CO, SiO, N 2 O, NO, MnO 2. Në të kundërt, oksidet e mbetura quhen kripë-formues(Fig. 13.3).

Siç e dini, shumica e acideve dhe bazave janë hidroksidet. Bazuar në aftësinë e hidroksideve për të reaguar si me acidet ashtu edhe me alkalet, ato (si dhe midis oksideve) ndahen në hidroksidet amfoterike(Fig. 13.4).

Tani na duhet vetëm të përcaktojmë kripërat. Termi kripë është përdorur për një kohë të gjatë. Me zhvillimin e shkencës, kuptimi i saj u ndryshua, u zgjerua dhe u sqarua vazhdimisht. Në kuptimin modern, kripa është një përbërje jonike, por tradicionalisht kripërat nuk përfshijnë oksidet jonike (siç quhen oksidet bazë), hidroksidet jonike (bazat), si dhe hidridet jonike, karbitet, nitridet, etj. Prandaj, në një në mënyrë të thjeshtuar, mund të themi, Çfarë

Mund të jepet një përkufizim tjetër, më i saktë i kripërave.

Kur jepet ky përkufizim, kripërat e oksoniumit zakonisht klasifikohen si kripëra ashtu edhe si acide.
Kripërat zakonisht ndahen sipas përbërjes së tyre në i thartë, mesatare Dhe bazë(Fig. 13.5).

Kjo do të thotë, anionet e kripërave acide përfshijnë atome hidrogjeni të lidhura me lidhje kovalente me atome të tjera të anioneve dhe të afta për t'u shkëputur nën veprimin e bazave.

Kripërat bazë zakonisht kanë një përbërje shumë komplekse dhe shpesh janë të patretshme në ujë. Një shembull tipik i një kripe bazë është malakiti mineral Cu 2 (OH) 2 CO 3 .

Siç mund ta shihni, klasat më të rëndësishme të substancave kimike dallohen sipas kritereve të ndryshme të klasifikimit. Por pavarësisht se si dallojmë një klasë substancash, të gjitha substancat e kësaj klase kanë veti kimike të përbashkëta.

Në këtë kapitull do të njiheni me vetitë kimike më karakteristike të substancave që përfaqësojnë këto klasa dhe me metodat më të rëndësishme për përgatitjen e tyre.

METALET, JOMETALET, METALET AMFOTERIKE, ACIDET, BAZAT, ACIDET OXO, ACIDET PA OXIGJEN, OKISIDE BAZË, OXIDET E ACIDIT, OKSIDE AMFOTERIKE, HIDROKSIDE AMFOTERIKE, KRIPËRAT, KRIPËRIRAT, KRIPËRAT ACIDE
1.Ku në sistemin natyror të elementeve ndodhen elementet që formojnë metale dhe ku janë elementet që formojnë jometale?
2.Shkruani formulat e pesë metaleve dhe pesë jometaleve.
3. Përbëni formulat strukturore të përbërjeve të mëposhtme:
(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. Cilat okside korrespondojnë me hidroksidet e mëposhtme:
H2SO4, Ca(OH)2, H3PO4, Al(OH)3, HNO3, LiOH?
Cila është natyra (acide apo bazike) e secilit prej këtyre oksideve?
5. Gjeni kripërat midis substancave të mëposhtme. Hartoni formulat e tyre strukturore.
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. Përbëni formulat strukturore të kripërave acide të mëposhtme:
NaHSO 4, KHSO 3, NaHCO 3, Ca(H 2 PO 4) 2, CaHPO 4.

13.2. Metalet

Në kristalet metalike dhe shkrirjet e tyre, bërthamat atomike lidhen me një re të vetme elektronike të lidhjes metalike. Ashtu si një atom individual i elementit që formon një metal, një kristal metalik ka aftësinë të dhurojë elektrone. Tendenca e një metali për të hequr dorë nga elektronet varet nga struktura e tij dhe, mbi të gjitha, nga madhësia e atomeve: sa më të mëdha të jenë bërthamat atomike (pra, sa më të mëdha të jenë rrezet jonike), aq më lehtë metali heq dorë nga elektronet.
Metalet janë substanca të thjeshta, prandaj gjendja e oksidimit të atomeve në to është 0. Me rastin e hyrjes në reaksione, metalet pothuajse gjithmonë ndryshojnë gjendjen e oksidimit të atomeve të tyre. Atomet e metaleve, duke mos pasur tendencë për të pranuar elektrone, mund t'i dhurojnë ose ndajnë ato. Elektronegativiteti i këtyre atomeve është i ulët, prandaj, edhe kur ato formojnë lidhje kovalente, atomet e metaleve marrin një gjendje pozitive oksidimi. Rrjedhimisht, të gjitha metalet shfaqin, në një shkallë ose në një tjetër, vetitë restauruese. Ata reagojnë:
1) C jometalet(por jo të gjithë dhe jo me të gjithë):
4Li + O 2 = 2Li 2 O,
3Mg + N 2 = Mg 3 N 2 (kur nxehet),
Fe + S = FeS (kur nxehet).
Metalet më aktive reagojnë lehtësisht me halogjenet dhe oksigjenin, dhe vetëm litiumi dhe magnezi reagojnë me molekula shumë të forta të azotit.
Kur reagojnë me oksigjen, shumica e metaleve formojnë okside, dhe ato më aktive formojnë perokside (Na 2 O 2, BaO 2) dhe komponime të tjera më komplekse.
2) C oksidet metale më pak aktive:
2Ca + MnO 2 = 2CaO + Mn (kur nxehet),
2Al + Fe 2 O 3 = Al 2 O 3 + 2Fe (me ngrohje paraprake).
Mundësia e shfaqjes së këtyre reaksioneve përcaktohet nga rregulli i përgjithshëm (reaksionet redoks zhvillohen në drejtim të formimit të agjentëve më të dobët oksidues dhe reduktues) dhe varet jo vetëm nga aktiviteti i metalit (një metal më aktiv, domethënë një metal që më lehtë heq dorë nga elektronet e tij, zvogëlon një më pak aktiv), por edhe në energjinë e rrjetës kristalore të oksidit (reaksioni vazhdon në drejtim të formimit të një oksidi më "të fortë").
3) C tretësirat e acidit(§ 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.
Në këtë rast, mundësia e një reaksioni përcaktohet lehtësisht nga një seri tensionesh (reaksioni ndodh nëse metali në serinë e tensionit është në të majtë të hidrogjenit).
4) C tretësirat e kripës(§ 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.
Këtu përdoren gjithashtu një numër tensionesh për të përcaktuar nëse një reaksion mund të ndodhë.
5) Përveç kësaj, metalet më aktive (alkali dhe toka alkaline) reagojnë me ujin (§ 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.
Në reaksionin e dytë, formimi i një precipitati Ca(OH) 2 është i mundur.
Shumica e metaleve në industri marr, duke reduktuar oksidet e tyre:
Fe 2 O 3 + 3CO = 2Fe + 3CO 2 (në temperaturë të lartë),
MnO 2 + 2C = Mn + 2CO (në temperaturë të lartë).
Hidrogjeni përdoret shpesh për këtë në laborator:

Metalet më aktive, si në industri ashtu edhe në laborator, merren me elektrolizë (§ 9.9).
Në laborator, metalet më pak aktive mund të reduktohen nga tretësirat e kripërave të tyre nga metale më aktive (për kufizime, shih § 12.2).

1. Pse metalet nuk priren të shfaqin veti oksiduese?
2. Çfarë e përcakton kryesisht aktivitetin kimik të metaleve?
3. Kryen transformimet
a) Li Li 2 O LiOH LiCl; b) NaCl Na Na 2 O 2;
c) FeO Fe FeS Fe 2 O 3; d) CuCl 2 Cu(OH) 2 CuO Cu CuBr 2.
4. Rivendos anët e majta të ekuacioneve:
a) ... = H 2 O + Cu;
b) ... = 3CO + 2Fe;
c) ... = 2Cr + Al 2 O 3
. Vetitë kimike të metaleve.

13.3. jometalet

Ndryshe nga metalet, jometalet ndryshojnë shumë nga njëri-tjetri në vetitë e tyre - fizike dhe kimike, madje edhe në llojin e strukturës. Por, pa llogaritur gazrat fisnikë, në të gjitha jometalet lidhja ndërmjet atomeve është kovalente.
Atomet që përbëjnë jometalet kanë një tendencë për të fituar elektrone, por kur formojnë substanca të thjeshta, ato nuk mund ta "kënaqin" këtë prirje. Prandaj, jometalet (në një shkallë ose në një tjetër) kanë një tendencë për të shtuar elektrone, domethënë ato mund të shfaqin vetitë oksiduese. Aktiviteti oksidativ i jometaleve varet, nga njëra anë, nga madhësia e atomeve (sa më të vogla të jenë atomet, aq më aktive është substanca), dhe nga ana tjetër, nga forca e lidhjeve kovalente në një substancë të thjeshtë (aq më e fortë është lidhjet, aq më pak aktive është substanca). Kur formojnë komponime jonike, atomet jometale në fakt shtojnë elektrone "ekstra" dhe kur formojnë komponime me lidhje kovalente, ato zhvendosin vetëm çiftet e zakonshme të elektroneve në drejtimin e tyre. Në të dyja rastet, gjendja e oksidimit zvogëlohet.
Jometalet mund të oksidohen:
1) metalet(substancat pak a shumë të prirura për të dhuruar elektrone):
3F 2 + 2Al = 2AlF 3,
O 2 + 2Mg = 2MgO (me ngrohje paraprake),
S + Fe = FeS (kur nxehet),
2C + Ca = CaC 2 (kur nxehet).
2) jometale të tjera(më pak të prirur për të pranuar elektrone):
2F 2 + C = CF 4 (kur nxehet),
O 2 + S = SO 2 (me ngrohje paraprake),
S + H 2 = H 2 S (kur nxehet),
3) shumë komplekse substancat:
4F 2 + CH 4 = CF 4 + 4HF,
3O 2 + 4NH 3 = 2N 2 + 6H 2 O (kur nxehet),
Cl 2 + 2HBr = Br 2 + 2HCl.
Këtu, mundësia e ndodhjes së një reaksioni përcaktohet kryesisht nga forca e lidhjeve në reagentët dhe produktet e reaksionit dhe mund të përcaktohet me llogaritje G.
Agjenti më i fortë oksidues është fluori. Oksigjeni dhe klori nuk janë shumë inferiorë ndaj tij (i kushtoni vëmendje pozicionit të tyre në sistemin e elementeve).
Në një masë shumë më të vogël, bor, grafiti (dhe diamanti), silikoni dhe substanca të tjera të thjeshta të formuara nga elementë ngjitur me kufirin midis metaleve dhe jometaleve shfaqin veti oksiduese. Atomet e këtyre elementeve kanë më pak gjasa të fitojnë elektrone. Janë këto substanca (veçanërisht grafiti dhe hidrogjeni) që janë të afta të ekspozohen vetitë restauruese:
2C + MnO 2 = Mn + 2CO,
4H 2 + Fe 3 O 4 = 3Fe + 4H 2 O.
Ju do të studioni vetitë kimike të mbetura të jometaleve në seksionet në vijim ndërsa njiheni me kiminë e elementeve individuale (siç ishte rasti me oksigjenin dhe hidrogjenin). Aty do të mësoni gjithashtu se si t'i merrni këto substanca.

1. Cilat nga substancat e mëposhtme janë jometale: Be, C, Ne, Pt, Si, Sn, Se, Cs, Sc, Ar, Ra?
2. Jepni shembuj të jometaleve që në kushte normale janë a) gazra, b) të lëngëta, c) të ngurta.
3. Jepni shembuj të a) substancave të thjeshta molekulare dhe b) jomolekulare.
4. Jepni tre shembuj të reaksioneve kimike në të cilat a) klori dhe b) hidrogjeni shfaqin veti oksiduese.
5.Jepni tre shembuj të reaksioneve kimike që nuk janë në tekstin e paragrafit, në të cilat hidrogjeni shfaq veti reduktuese.
6. Kryeni transformimet:
a) P 4 P 4 O 10 H 3 PO 4 ; b) H2NaH H2; c) Cl 2 NaCl Cl 2 .
Vetitë kimike të jometaleve.

13.4. Oksidet bazë

Ju tashmë e dini se të gjitha oksidet bazë janë lëndë të ngurta jo molekulare me lidhje jonike.
Oksidet kryesore përfshijnë:
a) oksidet e elementeve alkaline dhe alkaline tokësore,
b) oksidet e disa elementeve të tjerë që formojnë metale në gjendje më të ulët oksidimi, p.sh.: CrO, MnO, FeO, Ag 2 O etj.

Ato përmbajnë jone të vetëm të ngarkuar, të dyfishtë (shumë rrallë katione të ngarkuara trefish) dhe okside. Më karakteristike Vetitë kimike oksidet bazë janë pikërisht për shkak të pranisë në to të joneve të oksidit të dyfishtë të ngarkuar (grimca bazë shumë të forta). Aktiviteti kimik i oksideve bazë varet kryesisht nga forca e lidhjeve jonike në kristalet e tyre.
1) Të gjitha oksidet bazë reagojnë me tretësirat e acideve të forta (§ 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.
Në rastin e parë, krahas reaksionit me jonet e oksoniumit, ndodh edhe reaksioni me ujin, por duke qenë se shpejtësia e tij është shumë më e ulët, mund të neglizhohet, aq më tepër që në fund fitohen ende të njëjtat produkte.
Mundësia e reagimit me një zgjidhje të një acidi të dobët përcaktohet si nga forca e acidit (sa më i fortë të jetë acidi, aq më aktiv është) ashtu edhe nga forca e lidhjes në oksid (sa më e dobët të jetë lidhja, aq më aktive oksidi).
2) Oksidet e metaleve alkaline dhe alkaline tokësore reagojnë me ujin (§ 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) Përveç kësaj, oksidet bazë reagojnë me oksidet acide:
BaO + CO 2 = BaCO 3,
FeO + SO 3 = FeSO 4,
Na 2 O + N 2 O 5 = 2 NaNO 3.
Në varësi të aktivitetit kimik të këtyre dhe oksideve të tjera, reaksionet mund të ndodhin në temperatura të zakonshme ose kur nxehen.
Cila është arsyeja e reagimeve të tilla? Le të shqyrtojmë reagimin e formimit të BaCO 3 nga BaO dhe CO 2. Reaksioni vazhdon spontanisht, dhe entropia në këtë reaksion zvogëlohet (nga dy substanca, të ngurta dhe të gazta, formohet një substancë kristalore), prandaj, reaksioni është ekzotermik. Në reaksionet ekzotermike, energjia e lidhjeve të formuara është më e madhe se energjia e lidhjeve të thyera; prandaj, energjia e lidhjeve në BaCO 3 është më e madhe se në BaO dhe CO 2 origjinale. Ekzistojnë dy lloje të lidhjeve kimike si në materialet fillestare ashtu edhe në produktet e reaksionit: jonike dhe kovalente. Energjia e lidhjes jonike (energjia e rrjetës) në BaO është pak më e madhe se në BaCO 3 (madhësia e jonit karbonat është më e madhe se joni i oksidit), prandaj, energjia e sistemit O 2 + CO 2 është më e madhe se energjia e CO 3 2.

+ P

Me fjalë të tjera, joni CO 3 2 është më i qëndrueshëm se molekula e jonit O 2 dhe CO 2 të marra veçmas. Dhe stabiliteti më i madh i jonit karbonat (energjia e tij më e ulët e brendshme) shoqërohet me shpërndarjen e ngarkesës së këtij joni (– 2 e) nga tre atome oksigjeni të jonit karbonat në vend të një në jonin oksid (shih gjithashtu § 13.11).
4) Shumë okside bazë mund të reduktohen në metal nga një agjent reduktues më aktiv metalik ose jometal:
MnO + Ca = Mn + CaO (kur nxehet),
FeO + H 2 = Fe + H 2 O (kur nxehet).
Mundësia e shfaqjes së reaksioneve të tilla varet jo vetëm nga aktiviteti i agjentit reduktues, por edhe nga forca e lidhjeve në oksidin fillestar dhe atë që rezulton.
Gjeneral mënyra e marrjes Pothuajse të gjitha oksidet bazë përfshijnë oksidimin e metalit përkatës me oksigjen. Në këtë mënyrë, oksidet e natriumit, kaliumit dhe disa metaleve të tjera shumë aktive (në këto kushte formojnë perokside dhe komponime më komplekse), si dhe ari, argjendi, platini dhe metale të tjera me aktivitet shumë të ulët (këto metale nuk reagojnë me oksigjen) nuk mund të merret. Oksidet bazë mund të merren nga zbërthimi termik i hidroksideve përkatëse, si dhe disa kripërave (për shembull, karbonateve). Kështu, oksidi i magnezit mund të merret në të tre mënyrat:
2Mg + O 2 = 2MgO,
Mg(OH) 2 = MgO + H2O,
MgCO 3 = MgO + CO 2.

1. Krijoni ekuacionet e reagimit:
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. Krijoni ekuacione për reaksionet që ndodhin gjatë transformimeve të mëposhtme:
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. Një pjesë e nikelit me peshë 8,85 g u kalcinua në një rrjedhë oksigjeni për të marrë oksid nikel (II), më pas u trajtua me një tepricë të acidit klorhidrik. Një zgjidhje e sulfurit të natriumit iu shtua tretësirës së përftuar derisa reshjet të pushonin. Përcaktoni masën e këtij sedimenti.
Vetitë kimike të oksideve bazike.

13.5. Oksidet acidike

Të gjitha oksidet e acidit janë substanca me lidhje kovalente.
Oksidet e acidit përfshijnë:
a) oksidet e elementeve që formojnë jometale,
b) disa okside të elementeve që formojnë metale, nëse metalet në këto okside janë në gjendje më të lartë oksidimi, për shembull, CrO 3, Mn 2 O 7.
Midis oksideve acide ka substanca që janë gaze në temperaturën e dhomës (për shembull: CO 2, N 2 O 3, SO 2, SeO 2), lëngje (për shembull, Mn 2 O 7) dhe të ngurta (për shembull: 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). Shumica e oksideve acide janë substanca molekulare (përjashtim bëjnë B 2 O 3, SiO 2, SO 3 të ngurtë, CrO 3 dhe disa të tjera; ka edhe modifikime jo molekulare të P 2 O 5). Por oksidet jo-molekulare të acidit gjithashtu bëhen molekulare pas kalimit në një gjendje të gaztë.
Karakteristikat e mëposhtme janë karakteristike për oksidet e acidit: Vetitë kimike.
1) Të gjitha oksidet acide reagojnë me baza të forta si me trupat e ngurtë:
CO 2 + Ca(OH) 2 = CaCO 3 + H 2 O
SiO 2 + 2KOH = K 2 SiO 3 + H 2 O (kur nxehet),
dhe me solucione alkali (§ 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.
Arsyeja e reaksioneve me hidroksidet e ngurta është e njëjtë si me oksidet (shih § 13.4).
Oksidet acidike më aktive (SO 3, CrO 3, N 2 O 5, Cl 2 O 7) mund të reagojnë edhe me bazat e patretshme (të dobëta).
2) Oksidet acidike reagojnë me oksidet bazë (§ 13.4):
CO 2 + CaO = CaCO 3
P 4 O 10 + 6FeO = 2Fe 3 (PO 4) 2 (kur nxehet)
3) Shumë okside acidike reagojnë me ujin (§11.4).
N 2 O 3 + H 2 O = 2HNO 2 SO 2 + H 2 O = H 2 SO 3 (shkrimi më i saktë i formulës së acidit sulfurik -SO 2. H 2 O
N 2 O 5 + H 2 O = 2HNO 3 SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4
Shumë okside acide mund të jenë marrë nga oksidimi me oksigjen (djegia në oksigjen ose në ajër) të substancave të thjeshta përkatëse (C gr, S 8, P 4, P cr, B, Se, por jo N 2 dhe jo halogjene):
C + O 2 = CO 2,
S 8 + 8O 2 = 8SO 2,
ose pas dekompozimit të acideve përkatëse:
H 2 SO 4 = SO 3 + H 2 O (me ngrohje të fortë),
H 2 SiO 3 = SiO 2 + H 2 O (kur thahen në ajër),
H 2 CO 3 = CO 2 + H 2 O (në temperaturën e dhomës në tretësirë),
H 2 SO 3 = SO 2 + H 2 O (në temperaturë dhome në tretësirë).
Paqëndrueshmëria e acideve karbonike dhe sulfurore bën të mundur marrjen e CO 2 dhe SO 2 nga veprimi i acideve të forta mbi karbonatet Na 2 CO 3 + 2HCl p = 2NaCl p + CO 2 + H 2 O
(reaksioni ndodh si në tretësirë ​​ashtu edhe me Na 2 CO 3 të ngurtë), dhe sulfite
K 2 SO 3tv + H 2 SO 4conc = K 2 SO 4 + SO 2 + H 2 O (nëse ka shumë ujë, dioksidi i squfurit nuk çlirohet si gaz).

Komponimet amfoterike

Kimia është gjithmonë një unitet i të kundërtave.

Shikoni tabelën periodike.

Disa elementë (pothuajse të gjitha metalet që shfaqin gjendje oksidimi +1 dhe +2) formohen bazë oksidet dhe hidroksidet. Për shembull, kaliumi formon oksidin K 2 O, dhe hidroksidin KOH. Ato shfaqin veti themelore, të tilla si ndërveprimi me acidet.

K2O + HCl → KCl + H2O

Formohen disa elementë (shumica e jometaleve dhe metaleve me gjendje oksidimi +5, +6, +7). acidike oksidet dhe hidroksidet. Hidroksidet e acidit janë acide që përmbajnë oksigjen, ato quhen hidrokside sepse kanë një grup hidroksil në strukturën e tyre, për shembull, squfuri formon oksid acidi SO 3 dhe hidroksid acid H 2 SO 4 (acidi sulfurik):

Komponime të tilla shfaqin veti acidike, për shembull ato reagojnë me bazat:

H2SO4 + 2KOH → K2SO4 + 2H2O

Dhe ka elementë që formojnë okside dhe hidrokside që shfaqin veti acidike dhe bazike. Ky fenomen quhet amfoterike . Janë këto okside dhe hidrokside që do të përqendrojnë vëmendjen tonë në këtë artikull. Të gjitha oksidet dhe hidroksidet amfoterike janë lëndë të ngurta të patretshme në ujë.

Së pari, si mund të përcaktojmë nëse një oksid ose hidroksid është amfoterik? Ekziston një rregull, pak arbitrar, por prapë mund ta përdorni:

Hidroksidet dhe oksidet amfoterike formohen nga metalet në gjendje oksidimi +3 dhe +4, Për shembull (Al 2 O 3 , Al(Oh) 3 , Fe 2 O 3 , Fe(Oh) 3)

Dhe katër përjashtime:metaletZn , Bëhuni , Pb , Sn formojnë oksidet dhe hidroksidet e mëposhtme:ZnO , Zn ( Oh ) 2 , BeO , Bëhuni ( Oh ) 2 , PbO , Pb ( Oh ) 2 , SnO , Sn ( Oh ) 2 , në të cilat shfaqin gjendje oksidimi +2, por pavarësisht kësaj, këto komponime shfaqin vetitë amfoterike .

Oksidet amfoterike më të zakonshme (dhe hidroksidet e tyre përkatëse): 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.

Vetitë e komponimeve amfoterike nuk janë të vështira për t'u mbajtur mend: ato ndërveprojnë me të acidet dhe alkalet.

• Kur bashkëveproni me acidet, gjithçka është e thjeshtë; në këto reaksione, përbërjet amfoterike sillen si ato themelore:

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

Hidroksidet reagojnë në të njëjtën mënyrë:

Fe(OH) 3 + 3HCl → FeCl 3 + 3H 2 O

Pb(OH) 2 + 2HCl → PbCl 2 + 2H 2 O

• Ndërveprimi me alkalet është pak më i ndërlikuar. Në këto reaksione, komponimet amfoterike sillen si acide, dhe produktet e reaksionit mund të jenë të ndryshme, në varësi të kushteve.

Ose reaksioni ndodh në tretësirë, ose substancat reaguese merren si të ngurta dhe shkrihen.

Ndërveprimi i përbërjeve bazë me ato amfoterike gjatë shkrirjes.

Le të shohim shembullin e hidroksidit të zinkut. Siç u përmend më herët, komponimet amfoterike ndërveprojnë me përbërjet bazë dhe sillen si acide. Pra, le të shkruajmë hidroksidin e zinkut Zn (OH) 2 si acid. Acidi ka hidrogjen përpara, ta nxjerrim: H 2 ZnO 2 . Dhe reagimi i alkalit me hidroksidin do të vazhdojë sikur të ishte një acid. "Mbetjet e acidit" ZnO 2 2-divalent:

2K Oh(TV) + H 2 ZnO 2 (i ngurtë) (t, shkrirje)→ K 2 ZnO 2 + 2 H 2 O

Substanca që rezulton K 2 ZnO 2 quhet metazinkat i kaliumit (ose thjesht zinkat i kaliumit). Kjo substancë është një kripë e kaliumit dhe "acidit të zinkut" hipotetik H 2 ZnO 2 (nuk është plotësisht e saktë të quhen komponime të tilla kripëra, por për lehtësinë tonë do ta harrojmë këtë). Thjesht shkruani hidroksidin e zinkut kështu: H 2 ZnO 2 - jo i mirë. Ne shkruajmë Zn (OH) 2 si zakonisht, por nënkuptojmë (për lehtësinë tonë) që është një "acid":

2KOH (i ngurtë) + Zn (OH) 2 (i ngurtë) (t, shkrirja) → K 2 ZnO 2 + 2H 2 O

Me hidroksidet, të cilat kanë 2 grupe OH, gjithçka do të jetë e njëjtë si me zinkun:

Be(OH) 2(tv.) + 2NaOH (tv.) (t, shkrirje)→ 2H 2 O + Na 2 BeO 2 (metaberillat natriumi ose berillat)

Pb(OH) 2 (sol.) + 2NaOH (sol.) (t, shkrirje) → 2H 2 O + Na 2 PbO 2 (metaplumbat natriumi, ose plumbat)

Me hidroksidet amfoterike me tre grupe OH (Al (OH) 3, Cr (OH) 3, Fe (OH) 3) është pak më ndryshe.

Le të shohim shembullin e hidroksidit të aluminit: Al (OH) 3, ta shkruajmë në formën e një acidi: H 3 AlO 3, por nuk e lëmë në këtë formë, por e nxjerrim ujin prej andej:

H 3 AlO 3 – H 2 O → HAlO 2 + H 2 O.

Është ky "acid" (HAlO 2) me të cilin ne punojmë:

HAlO 2 + KOH → H 2 O + KAlO 2 (metaaluminat kaliumi, ose thjesht aluminat)

Por hidroksidi i aluminit nuk mund të shkruhet si ky HAlO 2, ne e shkruajmë atë si zakonisht, por nënkuptojmë "acid" atje:

Al(OH) 3(solv.) + KOH (solv.) (t, shkrirje)→ 2H 2 O + KAlO 2 (metaaluminat kaliumi)

E njëjta gjë vlen edhe për hidroksidin e kromit:

Cr(OH) 3 → H 3 CrO 3 → HCrO 2

Cr(OH) 3(tv.) + KOH (tv.) (t, shkrirje)→ 2H 2 O + KCrO 2 (metakromat kaliumi,

POR JO KROMATI, kromatet janë kripëra të acidit kromik).

Është e njëjta gjë me hidroksidet që përmbajnë katër grupe OH: ne lëvizim hidrogjenin përpara dhe largojmë ujin:

Sn(OH) 4 → H 4 SnO 4 → H 2 SnO 3

Pb(OH) 4 → H 4 PbO 4 → H 2 PbO 3

Duhet mbajtur mend se plumbi dhe kallaji formojnë secila dy hidrokside amfoterike: me një gjendje oksidimi +2 (Sn (OH) 2, Pb (OH) 2) dhe +4 (Sn (OH) 4, Pb (OH) 4. ).

Dhe këto hidrokside do të formojnë "kripëra" të ndryshme:

Gjendja e oksidimit
Formula e hidroksidit	Sn(OH)2	Pb(OH)2	Sn(OH)4	Pb(OH)4
Formula e hidroksidit si acid	H2SnO2	H2PbO2	H2SnO3	H2PbO3
Kripë (kalium)	K2SnO2	K2PbO2	K2SNO3	K2PbO3
Emri i kripës			metastannAT	metablumbAT

Të njëjtat parime si në emrat e "kripërave" të zakonshme, elementi në gjendjen më të lartë të oksidimit është prapashtesa AT, në të ndërmjetme - IT.

"Kripëra" të tilla (metakromate, metaaluminate, metaberilate, metazinkate, etj.) Përftohen jo vetëm si rezultat i bashkëveprimit të alkaleve dhe hidroksideve amfoterike. Këto komponime formohen gjithmonë kur një "botë" fort bazë dhe një amfoterike (gjatë shkrirjes) vijnë në kontakt. Kjo do të thotë, në të njëjtën mënyrë si hidroksidet amfoterike, oksidet amfoterike dhe kripërat e metaleve që formojnë okside amfoterike (kripërat e acideve të dobëta) do të reagojnë me alkalet. Dhe në vend të një alkali, mund të merrni një oksid të fortë bazë dhe një kripë të metalit që formon alkalin (një kripë e një acidi të dobët).

Ndërveprimet:

Mos harroni, reagimet e mëposhtme ndodhin gjatë shkrirjes.

Oksid amfoterik me oksid bazë të fortë:

ZnO (i ngurtë) + K 2 O (i ngurtë) (t, shkrirje) → K 2 ZnO 2 (metazinkat kaliumi, ose thjesht zinkat kaliumi)

Oksid amfoterik me alkali:

ZnO (i ngurtë) + 2KOH (i ngurtë) (t, shkrirje) → K 2 ZnO 2 + H 2 O

Oksid amfoterik me një kripë të një acidi të dobët dhe një metal që formon një alkali:

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

Hidroksid amfoterik me oksid bazë të fortë:

Zn(OH) 2 (i ngurtë) + K 2 O (i ngurtë) (t, shkrirje) → K 2 ZnO 2 + H 2 O

Hidroksidi amfoterik me alkali:

Zn (OH) 2 (i ngurtë) + 2KOH (i ngurtë) (t, shkrirja) → K 2 ZnO 2 + 2H 2 O

Hidroksidi amfoterik me një kripë të një acidi të dobët dhe një metal që formon një alkali:

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

Kripërat e një acidi të dobët dhe një metali që formojnë një përbërje amfoterike me një oksid bazë të fortë:

ZnCO 3 (i ngurtë) + K 2 O (i ngurtë) (t, shkrirje) → K 2 ZnO 2 + CO 2

Kripërat e një acidi të dobët dhe të një metali që formon një përbërje amfoterike me një alkali:

ZnCO 3 (i ngurtë) + 2KOH (i ngurtë) (t, shkrirje) → K 2 ZnO 2 + CO 2 + H 2 O

Kripërat e një acidi të dobët dhe një metali që formon një përbërje amfoterike me një kripë të një acidi të dobët dhe një metal që formon një alkali:

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

Më poshtë është informacioni për kripërat e hidroksideve amfoterike; ato më të zakonshmet në Provimin e Unifikuar të Shtetit janë shënuar me të kuqe.

	Hidroksidi	Hidroksidi si acid	Mbetjet e acidit		Emri i kripës
BeO	Be(OH) 2	H 2 BeO 2	BeO 2 2-	K 2 BeO 2	Metaberyllate (beryllate)
ZnO	Zn(OH) 2	H 2 ZnO 2	ZnO 2 2-	K 2 ZnO 2	Metazinkat (zinkat)
Al 2 O 3	Al(OH) 3	HAlO 2	AlO 2 —	KAlO 2	Metaaluminat (aluminat)
Fe2O3	Fe(OH) 3	HFeO2	FeO2 -	KFeO2	Metaferrate (POR JO 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	Metakromat (POR JO KROMAT)

Ndërveprimi i përbërjeve amfoterike me tretësirat e ALKALIVE (këtu vetëm alkalet).

Në Provimin e Bashkuar të Shtetit kjo quhet "shpërbërja e hidroksidit të aluminit (zink, berilium, etj.) me alkali". Kjo është për shkak të aftësisë së metaleve në përbërjen e hidroksideve amfoterike në prani të një tepricë të joneve hidroksid (në një mjedis alkalik) për t'i bashkuar këto jone me vete. Një grimcë formohet me një metal (alumin, beril, etj.) në qendër, i cili është i rrethuar nga jone hidroksid. Kjo grimcë bëhet e ngarkuar negativisht (anion) për shkak të joneve hidroksid dhe ky jon do të quhet hidroksaluminat, hidroksizinkat, hidroksoberilat etj. Për më tepër, procesi mund të vazhdojë në mënyra të ndryshme; metali mund të rrethohet nga një numër i ndryshëm jonesh hidroksid.

Ne do të shqyrtojmë dy raste: kur metali është i rrethuar katër jone hidroksid, dhe kur është i rrethuar gjashtë jone hidroksid.

Le të shkruajmë ekuacionin e shkurtuar jonik për këto procese:

Al(OH) 3 + OH — → Al(OH) 4 —

Joni që rezulton quhet jon tetrahidroksoaluminat. Parashtesa "tetra-" shtohet sepse ka katër jone hidroksid. Joni tetrahidroksialuminat ka një ngarkesë -, pasi alumini mbart një ngarkesë prej 3+, dhe katër jone hidroksid kanë një ngarkesë prej 4-, totali është -.

Al(OH) 3 + 3OH - → Al(OH) 6 3-

Joni i formuar në këtë reaksion quhet jon heksahidroksoaluminat. Parashtesa "hexo-" shtohet sepse ka gjashtë jone hidroksid.

Është e nevojshme të shtoni një prefiks që tregon numrin e joneve hidroksid. Sepse nëse shkruani thjesht "hidroksialuminat", nuk është e qartë se cilin jon e keni parasysh: Al (OH) 4 - ose Al (OH) 6 3-.

Kur një alkali reagon me një hidroksid amfoterik, në tretësirë ​​formohet një kripë. Kationi i të cilit është një kation alkali, dhe anioni është një jon kompleks, formimi i të cilit diskutuam më herët. Anioni është kllapa katrore.

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

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

Çfarë lloj kripe (heksa- ose tetra-) shkruani si produkt nuk ka rëndësi. Edhe në përgjigjet e Provimit të Unifikuar të Shtetit shkruhet: "... K 3 (formimi i K është i lejueshëm." Gjëja kryesore është të mos harroni të siguroheni që të gjithë indekset janë futur saktë. Mbani gjurmët e tarifave dhe mbani duke pasur parasysh se shuma e tyre duhet të jetë e barabartë me zero.

Përveç hidroksideve amfoterike, oksidet amfoterike reagojnë me alkalet. Produkti do të jetë i njëjtë. Vetëm nëse e shkruani reagimin si ky:

Al 2 O 3 + NaOH → Na

Al 2 O 3 + NaOH → Na 3

Por këto reagime nuk do të barazohen për ju. Ju duhet të shtoni ujë në anën e majtë, sepse ndërveprimi ndodh në tretësirë, ka ujë të mjaftueshëm atje dhe gjithçka do të barazohet:

Al 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O → 2Na

Al 2 O 3 + 6NaOH + 3H 2 O → 2Na 3

Përveç oksideve dhe hidroksideve amfoterike, disa metale veçanërisht aktive që formojnë komponime amfoterike ndërveprojnë me tretësirat alkaline. Domethënë kjo: alumini, zinku dhe beriliumi. Për të barazuar, uji nevojitet gjithashtu në të majtë. Dhe, përveç kësaj, ndryshimi kryesor midis këtyre proceseve është lirimi i hidrogjenit:

2Al + 2NaOH + 6H 2 O → 2Na + 3H 2

2Al + 6NaOH + 6H 2 O → 2Na 3 + 3H 2

Tabela më poshtë tregon shembujt më të zakonshëm të vetive të përbërjeve amfoterike në Provimin e Unifikuar të Shtetit:

Substanca amfoterike		Emri i kripës
Al2O3 Al(OH) 3		Tetrahidroksialuminat natriumi	Al(OH) 3 + NaOH → Na Al 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O → 2Na 2Al + 2NaOH + 6H 2 O → 2Na + 3H 2
	Na 3	Heksahidroksialuminat natriumi	Al(OH) 3 + 3NaOH → Na 3 Al 2 O 3 + 6NaOH + 3H 2 O → 2Na 3 2Al + 6NaOH + 6H 2 O → 2Na 3 + 3H 2
Zn(OH)2	K2	Tetrahidroksozinkat natriumi	Zn(OH) 2 + 2NaOH → Na 2 ZnO + 2NaOH + H 2 O → Na 2 Zn + 2NaOH + 2H 2 O → Na 2 +H 2
	K 4	Heksahidroksozinkat natriumi	Zn(OH) 2 + 4NaOH → Na 4 ZnO + 4 NaOH + H 2 O → Na 4 Zn + 4NaOH + 2H 2 O → Na 4 +H 2
Be(OH)2	Li 2	Tetrahidroksoberillat litium	Be(OH) 2 + 2LiOH → Li 2 BeO + 2LiOH + H 2 O → Li 2 Be + 2LiOH + 2H 2 O → Li 2 +H 2
	Li 4	Heksahidroksoberillat litiumi	Be(OH) 2 + 4LiOH → Li 4 BeO + 4LiOH + H 2 O → Li 4 Be + 4LiOH + 2H 2 O → Li 4 +H 2
Cr2O3 Cr(OH)3		Tetrahidroksokromati i natriumit	Cr(OH) 3 + NaOH → Na Kr 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O → 2Na
	Na 3	Heksahidroksokromati i natriumit	Cr(OH) 3 + 3NaOH → Na 3 Kr 2 O 3 + 6NaOH + 3H 2 O → 2Na 3
Fe2O3 Fe(OH) 3		Tetrahidroksoferrat natriumi	Fe(OH) 3 + NaOH → Na Fe 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O → 2Na
	Na 3	Heksahidroksoferrat natriumi	Fe(OH) 3 + 3NaOH → Na 3 Fe 2 O 3 + 6NaOH + 3H 2 O → 2Na 3

Kripërat e marra në këto ndërveprime reagojnë me acidet, duke formuar dy kripëra të tjera (kripërat e një acidi të caktuar dhe dy metale):

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

Kjo eshte e gjitha! Asgjë e komplikuar. Gjëja kryesore është të mos ngatërroni, mbani mend se çfarë formohet gjatë shkrirjes dhe çfarë është në zgjidhje. Shumë shpesh, ndeshen detyra për këtë çështje B pjesët.