Amfotära metaller är enkla ämnen som är strukturellt, kemiskt och liknar metallgruppen av grundämnen. Metaller själva kan inte uppvisa amfotära egenskaper, till skillnad från deras föreningar. Till exempel har oxider och hydroxider av vissa metaller en dubbel kemisk natur - under vissa förhållanden beter de sig som syror, och under andra har de egenskaperna hos alkalier.

De viktigaste amfotära metallerna är aluminium, zink, krom och järn. Denna grupp av grundämnen inkluderar beryllium och strontium.

amfotär?

Denna fastighet upptäcktes först för ganska länge sedan. Och termen "amfoteriska element" introducerades i vetenskapen 1814 av kända kemister L. Tenard och J. Gay-Lussac. På den tiden var det brukligt att dela in kemiska föreningar i grupper som motsvarade deras grundläggande egenskaper under reaktioner.

Men gruppen av oxider och baser hade dubbla förmågor. Under vissa förhållanden betedde sig sådana ämnen som alkalier, medan de i andra tvärtom agerade som syror. Så här uppstod termen "amfoterisk". För sådana beror beteendet under en syra-bas-reaktion på de förhållanden under vilka den utförs, arten av de inblandade reagensen, såväl som på lösningsmedlets egenskaper.

Intressant nog kan amfotära metaller under naturliga förhållanden interagera med både alkali och syra. Till exempel, när aluminium reagerar med aluminium, bildas aluminiumsulfat. Och när samma metall reagerar med koncentrerad alkali bildas ett komplext salt.

Amfotera baser och deras grundläggande egenskaper

Under normala förhållanden är dessa fasta ämnen. De är praktiskt taget olösliga i vatten och anses vara ganska svaga elektrolyter.

Huvudmetoden för att framställa sådana baser är reaktionen av ett metallsalt med en liten mängd alkali. Fällningsreaktionen måste utföras långsamt och försiktigt. Till exempel, när man bereder zinkhydroxid, tillsätts natriumhydroxid försiktigt droppvis i ett provrör med zinkklorid. Varje gång du behöver skaka behållaren något för att se en vit metallavlagring i botten av behållaren.

Amfotera ämnen reagerar också med syror som baser. Till exempel, när zinkhydroxid reagerar med saltsyra, bildas zinkklorid.

Men under reaktioner med baser beter sig amfotära baser som syror.

Dessutom, vid stark uppvärmning, sönderdelas de för att bilda motsvarande amfotera oxid och vatten.

De vanligaste amfotära metallerna: kort beskrivning

Zink tillhör gruppen amfotera grundämnen. Och även om legeringar av detta ämne användes i stor utsträckning i antika civilisationer, isolerades det först i sin rena form 1746.

Ren metall är ett ganska skört blåaktigt ämne. I luft oxiderar zink snabbt - dess yta blir matt och täcks av en tunn oxidfilm.

I naturen finns zink huvudsakligen i form av mineraler - zinciter, smithsoniter, kalamiter. Det mest kända ämnet är zink blende, som består av zinksulfid. De största fyndigheterna av detta mineral finns i Bolivia och Australien.

Aluminium Idag anses det vara den vanligaste metallen på planeten. Dess legeringar användes i många århundraden, och 1825 isolerades ämnet i sin rena form.

Rent aluminium är en lätt silverfärgad metall. Den är lätt att bearbeta och gjuta. Detta element har hög elektrisk och termisk ledningsförmåga. Dessutom är denna metall motståndskraftig mot korrosion. Faktum är att dess yta är täckt med en tunn men mycket resistent oxidfilm.

Idag används aluminium flitigt inom industrin.

Baser, amfotära hydroxider

Baser är komplexa ämnen som består av metallatomer och en eller flera hydroxylgrupper (-OH). Den allmänna formeln är Me +y (OH) y, där y är antalet hydroxogrupper lika med oxidationstillståndet för metallen Me. Tabellen visar klassificeringen av baser.

Egenskaper av alkalier, hydroxider av alkali och alkaliska jordartsmetaller

1. Vattenhaltiga lösningar av alkalier är tvålaktiga vid beröring och ändrar färgen på indikatorer: lackmus - blå, fenolftalein - röd.

2. Vattenlösningar dissocierar:

3. Interagera med syror och gå in i en utbytesreaktion:

Polysyrabaser kan ge medium och basiska salter:

4. Reagera med sura oxider och bildar medium och sura salter beroende på basiciteten hos syran som motsvarar denna oxid:

5. Interagera med amfotära oxider och hydroxider:

a) fusion:

b) i lösningar:

6. Interagera med vattenlösliga salter om en fällning eller gas bildas:

Olösliga baser (Cr(OH) 2, Mn(OH) 2, etc.) interagerar med syror och sönderdelas vid upphettning:

Amfotära hydroxider

Amfotera föreningar är föreningar som, beroende på förhållanden, både kan vara donatorer av vätekatjoner och uppvisa sura egenskaper, och deras acceptorer, d.v.s., uppvisa basiska egenskaper.

Kemiska egenskaper hos amfotera föreningar

1. De interagerar med starka syror och uppvisar grundläggande egenskaper:

Zn(OH)2 + 2HCl = ZnCl2 + 2H2O

2. Interagerar med alkalier - starka baser, de uppvisar sura egenskaper:

Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2 ( komplext salt)

Al(OH)3 + NaOH = Na ( komplext salt)

Komplexa föreningar är de där minst en kovalent bindning bildas av en donator-acceptormekanism.

Den allmänna metoden för framställning av baser är baserad på utbytesreaktioner, med hjälp av vilka både olösliga och lösliga baser kan erhållas.

CuSO4 + 2KOH = Cu(OH)2 ↓ + K2SO4

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

När lösliga baser erhålls med denna metod fälls ett olösligt salt ut.

Vid framställning av vattenolösliga baser med amfotära egenskaper bör överskott av alkali undvikas, eftersom upplösning av den amfotera basen kan inträffa, till exempel:

AICI3 + 4KOH = K[Al(OH)4] + 3KCl

I sådana fall används ammoniumhydroxid för att erhålla hydroxider, i vilka amfotära hydroxider inte löser sig:

AlCl3 + 3NH3 + ZH2O = Al(OH)3 ↓ + 3NH4Cl

Silver- och kvicksilverhydroxider sönderfaller så lätt att när man försöker få fram dem genom utbytesreaktion, istället för hydroxider, fälls oxider ut:

2AgNO3 + 2KOH = Ag2O↓ + H2O + 2KNO3

Inom industrin erhålls alkalier vanligtvis genom elektrolys av vattenhaltiga lösningar av klorider.

2NaCl + 2H2O → ϟ → 2NaOH + H2 + Cl2

Alkalier kan också erhållas genom att omsätta alkali- och jordalkalimetaller eller deras oxider med vatten.

2Li + 2H2O = 2LiOH + H2

SrO + H2O = Sr(OH)2

Syror

Syror är komplexa ämnen vars molekyler består av väteatomer som kan ersättas av metallatomer och sura rester. Under normala förhållanden kan syror vara fasta (fosfor H 3 PO 4; kisel H 2 SiO 3) och flytande (i sin rena form kommer svavelsyra H 2 SO 4 att vara en vätska).

Gaser som väteklorid HCl, vätebromid HBr, vätesulfid H 2 S bildar motsvarande syror i vattenlösningar. Antalet vätejoner som bildas av varje syramolekyl under dissociation bestämmer laddningen av syraresten (anjon) och syrans basicitet.

Enligt protolytisk teori om syror och baser, som föreslagits samtidigt av den danske kemisten Brønsted och den engelska kemisten Lowry, är en syra ett ämne splittras av med denna reaktion protoner, A grund- ett ämne som kan acceptera protoner.

syra → bas + H+

Baserat på sådana idéer är det tydligt grundläggande egenskaper hos ammoniak, som, på grund av närvaron av ett ensamt elektronpar vid kväveatomen, effektivt accepterar en proton när den interagerar med syror och bildar en ammoniumjon genom en donator-acceptorbindning.

HNO 3 + NH 3 ⇆ NH 4 + + NO 3 —

syrabas syrabas

Mer allmän definition av syror och baser föreslagit av den amerikanske kemisten G. Lewis. Han föreslog att syra-bas-interaktioner är helt uppstår inte nödvändigtvis vid överföring av protoner. I Lewis-bestämningen av syror och baser spelas huvudrollen i kemiska reaktioner av elektronpar

Katjoner, anjoner eller neutrala molekyler som kan acceptera ett eller flera elektronpar kallas Lewis-syror.

Till exempel är aluminiumfluorid AlF 3 en syra, eftersom den kan acceptera ett elektronpar när den interagerar med ammoniak.

AlF3 + :NH3 ⇆ :

Katjoner, anjoner eller neutrala molekyler som kan donera elektronpar kallas Lewis-baser (ammoniak är en bas).

Lewis definition täcker alla syra-bas-processer som övervägdes av tidigare föreslagna teorier. Tabellen jämför de definitioner av syror och baser som används för närvarande.

Nomenklatur för syror

Eftersom det finns olika definitioner av syror är deras klassificering och nomenklatur ganska godtyckliga.

Enligt antalet väteatomer som kan elimineras i en vattenlösning delas syror in i monobasisk(t.ex. HF, HNO2), tvåbasisk(H2CO3, H2SO4) och tribasic(H3PO4).

Enligt syrans sammansättning är de uppdelade i syrefri(HCl, H2S) och syreinnehållande(HClO4, HNO3).

Vanligtvis namn på syrehaltiga syrorär härledda från namnet på icke-metallen med tillägg av ändelserna -kai, -Vaya, om icke-metallens oxidationstillstånd är lika med grupptalet. När oxidationstillståndet minskar ändras suffixen (i ordning efter minskande oxidationstillstånd för metallen): -ogenomskinlig, rostig, -ovisk:

Om vi ​​betraktar polariteten för väte-icke-metallbindningen inom en period, kan vi enkelt relatera polariteten för denna bindning till elementets position i det periodiska systemet. Från metallatomer, som lätt förlorar valenselektroner, accepterar väteatomer dessa elektroner och bildar ett stabilt tvåelektronskal som skalet på en heliumatom och ger joniska metallhydrider.

I väteföreningar av element i grupperna III-IV i det periodiska systemet bildar bor, aluminium, kol och kisel kovalenta, svagt polära bindningar med väteatomer som inte är benägna att dissociera. För element i grupperna V-VII i det periodiska systemet, inom en period, ökar polariteten för icke-metall-vätebindningen med atomens laddning, men fördelningen av laddningar i den resulterande dipolen är annorlunda än i väteföreningar av element som tenderar att donera elektroner. Icke-metallatomer, som kräver flera elektroner för att fullborda elektronskalet, attraherar (polariserar) ett par bindningselektroner ju starkare, desto större kärnladdning. Därför, i serien CH 4 - NH 3 - H 2 O - HF eller SiH 4 - PH 3 - H 2 S - HCl, blir bindningar med väteatomer, medan de förblir kovalenta, mer polära till sin natur, och väteatomen i element-vätebindningsdipolen blir mer elektropositiv. Om polära molekyler befinner sig i ett polärt lösningsmedel kan en process av elektrolytisk dissociation inträffa.

Låt oss diskutera beteendet hos syrehaltiga syror i vattenlösningar. Dessa syror har en H-O-E-bindning och naturligtvis påverkas H-O-bindningens polaritet av O-E-bindningen. Därför dissocierar dessa syror som regel lättare än vatten.

H 2 SO 3 + H 2 O ⇆ H 3 O + + HSO 3

HNO 3 + H 2 O ⇆ H 3 O + + NO 3

Låt oss titta på några exempel egenskaper hos syrehaltiga syror, bildas av grundämnen som kan uppvisa olika grader av oxidation. Det är känt att hypoklorsyra HClO väldigt svag klorsyra HClO2 också svag, men starkare än underklor, underklorsyra HClO 3 stark. Perklorsyra HClO 4 är en av den starkaste oorganiska syror.

För sur dissociation (med eliminering av H-jonen) är klyvningen av O-H-bindningen nödvändig. Hur kan vi förklara minskningen av styrkan hos denna bindning i serierna HClO - HClO 2 - HClO 3 - HClO 4? I denna serie ökar antalet syreatomer associerade med den centrala kloratomen. Varje gång en ny syre-klorbindning bildas, dras elektrontätheten från kloratomen och därför från O-Cl-enkelbindningen. Som ett resultat lämnar elektrontätheten delvis O-H-bindningen, som försvagas som ett resultat.

Detta mönster - förstärkning av sura egenskaper med ökande grad av oxidation av den centrala atomen - karakteristisk inte bara för klor, utan också för andra grundämnen. Till exempel är salpetersyra HNO 3, där kvävets oxidationstillstånd är +5, starkare än salpetersyra HNO 2 (oxidationstillståndet för kvävet är +3); svavelsyra H 2 SO 4 (S +6) är starkare än svavelsyra H 2 SO 3 (S +4).

Erhålla syror

1. Syrefria syror kan erhållas genom direkt kombination av icke-metaller med väte.

H2 + Cl2 → 2HCl,

H 2 + S ⇆ H 2 S

2. Vissa syrehaltiga syror kan erhållas interaktion av sura oxider med vatten.

3. Både syrefria och syrehaltiga syror kan erhållas genom metaboliska reaktioner mellan salter och andra syror.

BaBr 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2НВr

CuSO4 + H2S = H2SO4 + CuS↓

FeS + H2SO4 (pa zb) = H2S + FeSO4

NaCl (T) + H2SO4 (konc) = HCl + NaHSO4

AgNO3 + HCl = AgCl↓ + HNO3

CaCO3 + 2HBr = CaBr2 + CO2 + H2O

4. Vissa syror kan erhållas med hjälp av redoxreaktioner.

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

3P + 5HNO3 + 2H2O = ZN3PO4 + 5NO2

Sur smak, effekt på indikatorer, elektrisk ledningsförmåga, interaktion med metaller, basiska och amfotera oxider, baser och salter, bildning av estrar med alkoholer - dessa egenskaper är vanliga för oorganiska och organiska syror.

kan delas in i två typer av reaktioner:

1) är vanliga För syror reaktioner är förknippade med bildningen av hydroniumjon H 3 O + i vattenlösningar;

2) specifik(dvs karakteristiska) reaktioner specifika syror.

Vätejonen kan komma in i redox reaktion, reducerande till väte, samt i en sammansatt reaktion med negativt laddade eller neutrala partiklar som har ensamma elektronpar, dvs. syra-bas-reaktioner.

Syrors allmänna egenskaper inkluderar reaktioner av syror med metaller i spänningsserien upp till väte, till exempel:

Zn + 2Н + = Zn 2+ + Í 2

Syra-bas-reaktioner inkluderar reaktioner med basiska oxider och baser, såväl som med mellanliggande, basiska och ibland sura salter.

2 CO3 + 4HBr = 2CuBr2 + CO2 + 3H2O

Mg(HC03)2 + 2HCl = MgCl2 + 2CO2 + 2H2O

2KHSO3 + H2SO4 = K2SO4 + 2SO2 + 2H2O

Observera att flerbasiska syror dissocierar stegvis, och vid varje efterföljande steg är dissociationen svårare, därför bildas sura salter oftast med ett överskott av syra, snarare än genomsnittliga.

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

Na2S + H3PO4 = Na2HPO4 + H2S

NaOH + H3PO4 = NaH2PO4 + H2O

KOH + H2S = KHS + H2O

Vid första anblicken kan bildandet av sura salter verka överraskande monobasisk fluorvätesyra. Detta faktum kan dock förklaras. Till skillnad från alla andra halogenvätesyror är fluorvätesyra i lösningar delvis polymeriserad (på grund av bildandet av vätebindningar) och olika partiklar (HF) X kan vara närvarande i den, nämligen H 2 F 2, H 3 F 3, etc.

Ett specialfall av syra-bas-jämvikt - reaktioner av syror och baser med indikatorer som ändrar färg beroende på lösningens surhet. Indikatorer används i kvalitativ analys för att detektera syror och baser i lösningar.

De vanligaste indikatorerna är lackmus(V neutral miljö lila, V sur - röd, V alkalisk - blå), metylorange(V sur miljö röd, V neutral - orange, V alkalisk - gul), fenolftalein(V mycket alkaliskt miljö hallonröd, V neutral och sur - färglös).

Specifika egenskaper olika syror kan vara av två typer: för det första reaktioner som leder till bildningen olösliga salter, och för det andra, redoxtransformationer. Om reaktionerna förknippade med närvaron av H+-jonen är gemensamma för alla syror (kvalitativa reaktioner för att detektera syror), används specifika reaktioner som kvalitativa reaktioner för enskilda syror:

Ag + + Cl - = AgCl (vit fällning)

Ba 2+ + SO 4 2- = BaSO 4 (vit fällning)

3Ag + + PO 4 3 - = Ag 3 PO 4 (gul fällning)

Vissa specifika reaktioner av syror beror på deras redoxegenskaper.

Anoxiska syror i en vattenlösning kan endast oxideras.

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

H2S + Br2 = S + 2НВг

Syrehaltiga syror kan endast oxideras om den centrala atomen i dem är i ett lägre eller mellanliggande oxidationstillstånd, som till exempel i svavelsyra:

H2SO3 + Cl2 + H2O = H2SO4 + 2HCl

Många syrehaltiga syror, i vilka den centrala atomen har det maximala oxidationstillståndet (S +6, N +5, Cr +6), uppvisar egenskaperna hos starka oxidationsmedel. Koncentrerad H 2 SO 4 är ett starkt oxidationsmedel.

Cu + 2H2SO4 (konc) = CuSO4 + SO2 + 2H2O

Pb + 4HNO3 = Pb(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O

C + 2H2SO4 (konc) = CO2 + 2SO2 + 2H2O

Man bör komma ihåg att:

• Sura lösningar reagerar med metaller som finns till vänster om väte i den elektrokemiska spänningsserien, under förutsättning av ett antal villkor, varav den viktigaste är bildandet av ett lösligt salt till följd av reaktionen. Interaktionen mellan HNO 3 och H 2 SO 4 (konc.) med metaller fortskrider annorlunda.

Koncentrerad svavelsyra i kylan passiverar aluminium, järn och krom.

• I vatten dissocierar syror till vätekatjoner och anjoner av syrarester, till exempel:

• Oorganiska och organiska syror reagerar med basiska och amfotära oxider, förutsatt att ett lösligt salt bildas:

• Båda syrorna reagerar med baser. Flerbasiska syror kan bilda både mellanliggande och sura salter (dessa är neutraliseringsreaktioner):

• Reaktionen mellan syror och salter sker endast om en fällning eller gas bildas:

Interaktionen mellan H 3 PO 4 och kalksten kommer att upphöra på grund av bildandet av den sista olösliga fällningen av Ca 3 (PO 4) 2 på ytan.

Egenskaperna hos salpeter HNO 3 och koncentrerade svavelsyra H 2 SO 4 (konc.) syror beror på det faktum att när de interagerar med enkla ämnen (metaller och icke-metaller), kommer oxidationsmedlen inte att vara H + katjoner men nitrat- och sulfatjoner. Det är logiskt att förvänta sig att som ett resultat av sådana reaktioner bildas inte väte H2, utan andra ämnen erhålls: nödvändigtvis salt och vatten, såväl som en av produkterna från reduktionen av nitrat- eller sulfatjoner, beroende på koncentrationen av syror, metallens läge i spänningsserien och reaktionsförhållanden (temperatur, metallslipningsgrad etc.).

Dessa egenskaper hos det kemiska beteendet hos HNO 3 och H 2 SO 4 (konc.) illustrerar tydligt tesen om teorin om kemisk struktur om den ömsesidiga inverkan av atomer i ämnens molekyler.

Begreppen volatilitet och stabilitet (stabilitet) blandas ofta ihop. Flyktiga syror är syror vars molekyler lätt övergår i ett gasformigt tillstånd, det vill säga avdunstar. Till exempel är saltsyra en flyktig men stabil syra. Det är omöjligt att bedöma flyktigheten hos instabila syror. Till exempel sönderfaller icke-flyktig, olöslig kiselsyra till vatten och SiO 2. Vattenlösningar av saltsyra, salpetersyra, svavelsyra, fosforsyra och ett antal andra syror är färglösa. En vattenlösning av kromsyra H 2 CrO 4 är gul till färgen och mangansyra HMnO 4 är röd.

Referensmaterial för att göra testet:

Mendeleev bord

Löslighetstabell

Enkla ämnen som liknar metallelement i strukturen och ett antal kemiska och fysikaliska parametrar kallas amfotera, d.v.s. dessa är de element som uppvisar kemisk dualitet. Det bör noteras att dessa inte är metaller i sig, utan deras salter eller oxider. Till exempel kan oxider av vissa metaller ha två egenskaper: under vissa förhållanden kan de uppvisa egenskaper som är inneboende i syror, medan de under andra beter sig som alkalier.

De viktigaste amfotära metallerna inkluderar aluminium, zink, krom och några andra.

Begreppet amfotericitet myntades i början av 1800-talet. På den tiden separerades kemiska ämnen baserat på deras liknande egenskaper, manifesterade i kemiska reaktioner.

Vad är amfotära metaller

Listan över metaller som kan klassificeras som amfotera är ganska stor. Dessutom kan några av dem kallas amfotera, och några - villkorligt.

Låt oss lista serienumren för de ämnen under vilka de finns i det periodiska systemet. Listan innehåller grupper från 22 till 32, från 40 till 51 och många fler. Till exempel kan krom, järn och ett antal andra med rätta kallas basiskt, de senare inkluderar även strontium och beryllium.

Förresten anses aluminium vara den mest slående representanten för amforametaller.

Dess legeringar har använts under lång tid i nästan alla industrier. Den används för att tillverka delar av flygplanskroppar, fordonskarosser och köksredskap. Det har blivit oumbärligt inom elindustrin och vid produktion av utrustning för värmenätverk. Till skillnad från många andra metaller uppvisar aluminium ständigt kemisk aktivitet. Oxidfilmen som täcker ytan på metallen motstår oxidativa processer. Under normala förhållanden, och i vissa typer av kemiska reaktioner, kan aluminium fungera som ett reducerande element.

Denna metall kan interagera med syre om den krossas till många små partiklar. För att utföra denna typ av operation är det nödvändigt att använda hög temperatur. Reaktionen åtföljs av frigörandet av en stor mängd termisk energi. När temperaturen stiger till 200 ºC reagerar aluminium med svavel. Saken är den att aluminium, under normala förhållanden, inte alltid kan reagera med väte. Under tiden, när det blandas med andra metaller, kan olika legeringar uppstå.

En annan uttalad amfoter metall är järn. Detta grundämne är nummer 26 och ligger mellan kobolt och mangan. Järn är det vanligaste grundämnet som finns i jordskorpan. Järn kan klassificeras som ett enkelt grundämne som har en silvervit färg och är formbar, naturligtvis, när den utsätts för höga temperaturer. Kan snabbt börja korrodera när den utsätts för höga temperaturer. Järn, om det placeras i rent syre, brinner helt och kan antändas i det fria.

En sådan metall har förmågan att snabbt komma in i korrosionsstadiet när den utsätts för höga temperaturer. Järn som placeras i rent syre brinner ut helt. När det utsätts för luft oxiderar ett metalliskt ämne snabbt på grund av överdriven luftfuktighet, det vill säga rostar. Vid förbränning i en syremassa bildas ett slags fjäll som kallas järnoxid.

Egenskaper hos amfotära metaller

De definieras av själva begreppet amfotericitet. I sitt typiska tillstånd, det vill säga vid normal temperatur och fuktighet, är de flesta metaller fasta ämnen. Ingen metall kan lösas i vatten. Alkaliska baser uppträder först efter vissa kemiska reaktioner. Under reaktionen interagerar metallsalter. Det bör noteras att säkerhetsföreskrifter kräver särskild försiktighet när denna reaktion utförs.

Kombinationen av amfotera ämnen med oxider eller syror i sig visar först en reaktion som är inneboende i baser. Samtidigt, om de kombineras med baser, kommer sura egenskaper att visas.

Uppvärmning av amfotera hydroxider får dem att sönderdelas till vatten och oxid. Med andra ord är egenskaperna hos amfotera ämnen mycket breda och kräver noggranna studier, vilket kan göras under en kemisk reaktion.

Egenskaperna hos amfotera element kan förstås genom att jämföra dem med traditionella material. Till exempel har de flesta metaller en låg joniseringspotential, och detta gör att de kan fungera som reduktionsmedel under kemiska processer.

Amfoter - kan visa både reducerande och oxiderande egenskaper. Det finns dock föreningar som kännetecknas av en negativ nivå av oxidation.

Absolut alla kända metaller har förmågan att bilda hydroxider och oxider.

Alla metaller har förmågan att bilda basiska hydroxider och oxider. Förresten kan metaller bara genomgå oxidationsreaktioner med vissa syror. Till exempel kan reaktionen med salpetersyra fortgå på olika sätt.

Amfotera ämnen, klassade som enkla, har uppenbara skillnader i struktur och egenskaper. För vissa ämnen kan tillhörande till en viss klass bestämmas med ett ögonkast, till exempel är det omedelbart klart att koppar är en metall, men brom är det inte.

Hur man skiljer metall från icke-metall

Den största skillnaden är att metaller donerar elektroner som finns i det yttre elektronmolnet. Icke-metaller lockar dem aktivt.

Alla metaller är bra ledare av värme och elektricitet, icke-metaller har inte denna förmåga.

Amfotera metallbaser

Under normala förhållanden löser sig dessa ämnen inte i vatten och kan lätt klassas som svaga elektrolyter. Sådana ämnen erhålls efter reaktionen av metallsalter och alkali. Dessa reaktioner är ganska farliga för dem som producerar dem och därför måste, till exempel, för att få zinkhydroxid, natriumhydroxid införas långsamt och försiktigt, droppe för droppe, i en behållare med zinkklorid.

Samtidigt, amfoter - interagerar med syror som baser. Det vill säga när en reaktion utförs mellan saltsyra och zinkhydroxid kommer zinkklorid att uppstå. Och när de interagerar med baser beter de sig som syror.

13.1. Definitioner

De viktigaste klasserna av oorganiska ämnen inkluderar traditionellt enkla ämnen (metaller och icke-metaller), oxider (sura, basiska och amfotera), hydroxider (vissa syror, baser, amfotära hydroxider) och salter. Ämnen som tillhör samma klass har liknande kemiska egenskaper. Men du vet redan att när du identifierar dessa klasser används olika klassificeringskriterier.
I detta avsnitt kommer vi slutligen att formulera definitionerna av alla de viktigaste klasserna av kemiska ämnen och förstå med vilka kriterier dessa klasser särskiljs.
Låt oss börja med enkla ämnen (klassificering enligt antalet grundämnen som utgör ämnet). De brukar delas in i metaller Och icke-metaller(Fig. 13.1- A).
Du känner redan till definitionen av "metall".

Från denna definition är det tydligt att den huvudsakliga egenskapen som gör att vi kan dela enkla ämnen i metaller och icke-metaller är typen av kemisk bindning.

De flesta icke-metaller har kovalenta bindningar. Men det finns också ädelgaser (enkla ämnen av grupp VIIIA-element), vars atomer i fasta och flytande tillstånd endast är förbundna med intermolekylära bindningar. Därav definitionen.

Enligt deras kemiska egenskaper delas metaller in i en grupp av sk amfotära metaller. Detta namn återspeglar förmågan hos dessa metaller att reagera med både syror och alkalier (som amfotera oxider eller hydroxider) (Fig. 13.1- b).
Dessutom, på grund av kemisk tröghet bland metaller finns det ädla metaller. Dessa inkluderar guld, rutenium, rodium, palladium, osmium, iridium och platina. Enligt traditionen klassas även det lite mer reaktiva silvret som ädelmetaller, men inerta metaller som tantal, niob och några andra ingår inte. Det finns andra klassificeringar av metaller, till exempel inom metallurgi är alla metaller indelade i svart och färgad, hänvisar till järnmetaller järn och dess legeringar.
Från komplexa ämnen är viktigast, först och främst, oxider(se §2.5), men eftersom deras klassificering tar hänsyn till dessa föreningars syra-basegenskaper, minns vi först vad syror Och grunder.

Således skiljer vi syror och baser från den totala massan av föreningar med två egenskaper: sammansättning och kemiska egenskaper.
Enligt deras sammansättning är syror indelade i syreinnehållande (oxosyror) Och syrefri(Fig. 13.2).

Man bör komma ihåg att syrehaltiga syror, genom sin struktur, är hydroxider.

Notera. Traditionellt, för syrefria syror, används ordet "syra" i fall där vi talar om en lösning av motsvarande enskilda ämne, till exempel: ämnet HCl kallas väteklorid, och dess vattenlösning kallas saltsyra eller saltsyra syra.

Låt oss nu återgå till oxider. Vi tilldelade oxider till gruppen surt eller huvud av hur de reagerar med vatten (eller av om de är gjorda av syror eller baser). Men inte alla oxider reagerar med vatten, men de flesta av dem reagerar med syror eller alkalier, så det är bättre att klassificera oxider enligt denna egenskap.

Det finns flera oxider som under normala förhållanden inte reagerar med vare sig syror eller alkalier. Sådana oxider kallas icke-saltbildande. Dessa är till exempel CO, SiO, N 2 O, NO, MnO 2. Däremot kallas de återstående oxiderna saltbildande(Fig. 13.3).

Som ni vet är de flesta syror och baser det hydroxider. Baserat på förmågan hos hydroxider att reagera med både syror och alkalier, delas de (liksom bland oxider) in i amfotära hydroxider(Fig. 13.4).

Nu behöver vi bara definiera salter. Termen salt har använts under lång tid. Allt eftersom vetenskapen utvecklades ändrades dess innebörd upprepade gånger, utvidgades och förtydligades. I den moderna uppfattningen är salt en jonförening, men traditionellt inkluderar salter inte jonoxider (som de kallas basiska oxider), jonhydroxider (baser), samt jonhydrider, karbider, nitrider etc. Därför, i en förenklat sätt kan vi säga, vad

En annan, mer exakt definition av salter kan ges.

När denna definition ges, klassificeras oxoniumsalter vanligtvis som både salter och syror.
Salter delas vanligtvis in efter deras sammansättning i sur, genomsnitt Och grundläggande(Fig. 13.5).

Det vill säga, anjonerna av sura salter inkluderar väteatomer kopplade genom kovalenta bindningar till andra atomer i anjonerna och som kan slitas av under inverkan av baser.

Basiska salter har vanligtvis en mycket komplex sammansättning och är ofta olösliga i vatten. Ett typiskt exempel på ett basiskt salt är mineralet malakit Cu 2 (OH) 2 CO 3 .

Som du kan se särskiljs de viktigaste klasserna av kemiska ämnen enligt olika klassificeringskriterier. Men oavsett hur vi skiljer en klass av ämnen, har alla ämnen i denna klass gemensamma kemiska egenskaper.

I detta kapitel kommer du att bekanta dig med de mest karakteristiska kemiska egenskaperna hos ämnen som representerar dessa klasser och med de viktigaste metoderna för deras framställning.

METALLER, ICKE-METALLER, AMFOTERISKA METALLER, SYROR, BASER, OXOSYROR, SYREFRIA SYROR, BASOXIDER, SYRAOXIDER, AMFOTERISKA OXIDER, AMFOTERISKA HYDROXIDER, SALTER, SYRA SALTER, MEDELBASSALTER, NATTER
1.Var i det naturliga systemet av grundämnen finns de grundämnen som bildar metaller, och var finns de grundämnen som bildar icke-metaller?
2.Skriv formlerna för fem metaller och fem icke-metaller.
3. Skapa strukturformlerna för följande föreningar:
(H3O)Cl, (H3O)2SO4, HCl, H2S, H2SO4, H3PO4, H2CO3, Ba(OH)2, RbOH.
4. Vilka oxider motsvarar följande hydroxider:
H2SO4, Ca(OH)2, H3PO4, Al(OH)3, HNO3, LiOH?
Vilken natur (sur eller basisk) har var och en av dessa oxider?
5. Hitta salter bland följande ämnen. Gör upp deras strukturformler.
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. Skapa strukturformlerna för följande sura salter:
NaHSO 4, KHSO 3, NaHCO 3, Ca(H 2 PO 4) 2, CaHPO 4.

13.2. Metaller

I metallkristaller och deras smältor är atomkärnorna förbundna med ett enda elektronmoln av metallisk bindning. Liksom en enskild atom av grundämnet som bildar en metall, har en metallkristall förmågan att donera elektroner. En metalls tendens att ge upp elektroner beror på dess struktur och framför allt på atomernas storlek: ju större atomkärnor (det vill säga ju större jonradier) desto lättare avger metallen elektroner.
Metaller är enkla ämnen, därför är oxidationstillståndet för atomerna i dem 0. När de går in i reaktioner ändrar metaller nästan alltid oxidationstillståndet för sina atomer. Metallatomer, som inte har en tendens att acceptera elektroner, kan bara donera eller dela dem. Elektronegativiteten för dessa atomer är låg, därför, även när de bildar kovalenta bindningar, får metallatomerna ett positivt oxidationstillstånd. Följaktligen uppvisar alla metaller, i en eller annan grad, restaurerande egenskaper. De reagerar:
1) C icke-metaller(men inte alla och inte med alla):
4Li + O2 = 2Li2O,
3Mg + N2 = Mg3N2 (vid upphettning),
Fe + S = FeS (vid upphettning).
De mest aktiva metallerna reagerar lätt med halogener och syre, och endast litium och magnesium reagerar med mycket starka kvävemolekyler.
När de reagerar med syre bildar de flesta metaller oxider, och de mest aktiva bildar peroxider (Na 2 O 2, BaO 2) och andra mer komplexa föreningar.
2) C oxider mindre aktiva metaller:
2Ca + MnO2 = 2CaO + Mn (vid upphettning),
2Al + Fe2O3 = Al2O3 + 2Fe (med förvärmning).
Möjligheten att dessa reaktioner inträffar bestäms av den allmänna regeln (redoxreaktioner fortskrider i riktning mot bildandet av svagare oxidations- och reduktionsmedel) och beror inte bara på aktiviteten hos metallen (en mer aktiv metall, det vill säga en metall) som lättare ger upp sina elektroner, reducerar en mindre aktiv), men också på energin hos oxidkristallgittret (reaktionen fortsätter i riktning mot bildandet av en mer "stark" oxid).
3) C sura lösningar(§ 12.2):
Mg + 2H3O = Mg2B + H2 + 2H2O, Fe + 2H3O = Fe2 + H2 + 2H2O,
Mg + H2SO4p = MgSO4p + H2, Fe + 2HCl p = FeCl2p + H2.
I det här fallet bestäms möjligheten för en reaktion lätt av en serie spänningar (reaktionen sker om metallen i spänningsserien är till vänster om väte).
4) C saltlösningar(§ 12.2):

Fe + Cu2 = Fe2 + Cu, Cu + 2Ag = Cu2 +2Ag,
Fe + CuSO4p = Cu + FeSO4p, Cu + 2AgNO3p = 2Ag + Cu(NO3)2p.
Här används också ett antal spänningar för att avgöra om en reaktion kan inträffa.
5) Dessutom reagerar de mest aktiva metallerna (alkali och jordalkali) med vatten (§ 11.4):
2Na + 2H2O = 2Na + H2 + 2OH, Ca + 2H2O = Ca2 + H2 + 2OH,
2Na + 2H2O = 2NaOH p + H2, Ca + 2H2O = Ca(OH)2p + H2.
I den andra reaktionen är bildningen av en Ca(OH)2-fällning möjlig.
De flesta metaller i industrin skaffa sig, reducera deras oxider:
Fe 2 O 3 + 3CO = 2Fe + 3CO 2 (vid hög temperatur),
MnO 2 + 2C = Mn + 2CO (vid hög temperatur).
Väte används ofta för detta i laboratoriet:

De mest aktiva metallerna, både inom industrin och i laboratoriet, erhålls genom elektrolys (§ 9.9).
I laboratoriet kan mindre aktiva metaller reduceras från lösningar av deras salter med mer aktiva metaller (för begränsningar, se § 12.2).

1. Varför tenderar inte metaller att uppvisa oxiderande egenskaper?
2.Vad bestämmer i första hand metallers kemiska aktivitet?
3. Genomför transformationer
a) Li Li20 LiOH LiCl; b) NaCl Na Na2O2;
c) FeO Fe FeS Fe2O3; d) CuCl2 Cu(OH)2 CuO Cu CuBr2.
4. Återställ de vänstra sidorna av ekvationerna:
a) ... = H2O + Cu;
b) ... = 3CO + 2Fe;
c) ... = 2Cr + Al2O3
. Kemiska egenskaper hos metaller.

13.3. Icke-metaller

Till skillnad från metaller skiljer sig icke-metaller väldigt mycket från varandra i sina egenskaper - både fysikaliska och kemiska, och även i typ av struktur. Men, om man inte räknar ädelgaserna, i alla icke-metaller är bindningen mellan atomer kovalent.
Atomerna som utgör icke-metaller har en tendens att få elektroner, men när de bildar enkla ämnen kan de inte "tillfredsställa" denna tendens. Därför har icke-metaller (i en eller annan grad) en tendens att lägga till elektroner, det vill säga de kan uppvisa oxiderande egenskaper. Den oxidativa aktiviteten hos icke-metaller beror å ena sidan på atomernas storlek (ju mindre atomer, desto aktivare ämne) och å andra sidan på styrkan hos kovalenta bindningar i en enkel substans (ju starkare bindningar, desto mindre aktivt ämne). När de bildar joniska föreningar lägger icke-metallatomer faktiskt till "extra" elektroner, och när de bildar föreningar med kovalenta bindningar förskjuter de bara vanliga elektronpar i deras riktning. I båda fallen minskar oxidationstillståndet.
Icke-metaller kan oxidera:
1) metaller(ämnen som är mer eller mindre benägna att donera elektroner):
3F2 + 2Al = 2AlF3,
O 2 + 2Mg = 2MgO (med förvärmning),
S + Fe = FeS (vid uppvärmning),
2C + Ca = CaC2 (vid upphettning).
2) andra icke-metaller(mindre benägen att acceptera elektroner):
2F 2 + C = CF 4 (vid uppvärmning),
O 2 + S = SO 2 (med förvärmning),
S + H 2 = H 2 S (vid uppvärmning),
3) många komplex ämnen:
4F 2 + CH 4 = CF 4 + 4HF,
3O2 + 4NH3 = 2N2 + 6H2O (vid upphettning),
Cl2 + 2HBr = Br2 + 2HCl.
Här bestäms möjligheten att en reaktion inträffar främst av styrkan hos bindningarna i reagenserna och reaktionsprodukterna och kan bestämmas genom beräkning G.
Det starkaste oxidationsmedlet är fluor. Syre och klor är inte mycket sämre än det (var uppmärksam på deras position i elementsystemet).
I mycket mindre utsträckning uppvisar bor, grafit (och diamant), kisel och andra enkla ämnen som bildas av element som gränsar till gränsen mellan metaller och icke-metaller oxiderande egenskaper. Atomer av dessa grundämnen är mindre benägna att få elektroner. Det är dessa ämnen (särskilt grafit och väte) som kan uppvisa restaurerande egenskaper:
2C + MnO2 = Mn + 2CO,
4H2 + Fe3O4 = 3Fe + 4H2O.
Du kommer att studera de återstående kemiska egenskaperna hos icke-metaller i följande avsnitt när du blir bekant med kemin hos enskilda grundämnen (som var fallet med syre och väte). Där får du också lära dig hur du får tag i dessa ämnen.

1. Vilka av följande ämnen är icke-metaller: Be, C, Ne, Pt, Si, Sn, Se, Cs, Sc, Ar, Ra?
2. Ge exempel på icke-metaller som under normala förhållanden är a) gaser, b) vätskor, c) fasta ämnen.
3. Ge exempel på a) molekylära och b) icke-molekylära enkla ämnen.
4. Ge tre exempel på kemiska reaktioner där a) klor och b) väte uppvisar oxiderande egenskaper.
5. Ge tre exempel på kemiska reaktioner som inte finns i texten i stycket, där väte uppvisar reducerande egenskaper.
6. Utför transformationer:
a) P4P4O10H3PO4; b) H2NaHH2; c) Cl2NaCl Cl2.
Kemiska egenskaper hos icke-metaller.

13.4. Grundläggande oxider

Du vet redan att alla basiska oxider är icke-molekylära fasta ämnen med jonbindningar.
De viktigaste oxiderna inkluderar:
a) oxider av alkaliska och alkaliska jordartsmetaller,
b) oxider av några andra grundämnen som bildar metaller i lägre oxidationstillstånd, till exempel: CrO, MnO, FeO, Ag 2 O, etc.

De innehåller enkelladdade, dubbelladdade (mycket sällan trippelladdade katjoner) och oxidjoner. Det mest karakteristiska Kemiska egenskaper basiska oxider beror just på närvaron i dem av dubbelt laddade oxidjoner (mycket starka baspartiklar). Den kemiska aktiviteten hos basiska oxider beror främst på styrkan hos jonbindningarna i deras kristaller.
1) Alla basiska oxider reagerar med lösningar av starka syror (§ 12.5):
Li2O + 2H3O = 2Li + 3H2O, NiO + 2H3O = Ni2 + 3H2O,
Li2O + 2HCl p = 2LiCl p + H2O, NiO + H2SO4p = NiSO4p + H2O.
I det första fallet, förutom reaktionen med oxoniumjoner, sker också en reaktion med vatten, men eftersom dess hastighet är mycket lägre, kan den försummas, särskilt eftersom samma produkter i slutändan fortfarande erhålls.
Möjligheten att reagera med en lösning av en svag syra bestäms både av syrans styrka (ju starkare syran, desto aktivare är den) och styrkan av bindningen i oxiden (ju svagare bindningen är, desto mer aktiv oxiden).
2) Oxider av alkali- och jordalkalimetaller reagerar med vatten (§ 11.4):
Li2O + H2O = 2Li + 2OH BaO + H2O = Ba2 + 2OH
Li2O + H2O = 2LiOH p, BaO + H2O = Ba(OH) 2p.
3) Dessutom reagerar basiska oxider med sura oxider:
BaO + CO 2 = BaCO 3,
FeO + SO3 = FeSO4,
Na2O + N2O5 = 2NaNO3.
Beroende på den kemiska aktiviteten hos dessa och andra oxider kan reaktioner inträffa vid vanliga temperaturer eller vid upphettning.
Vad är anledningen till sådana reaktioner? Låt oss överväga reaktionen för bildandet av BaCO 3 från BaO och CO 2. Reaktionen fortskrider spontant, och entropin i denna reaktion minskar (från två ämnen, fast och gasformig, bildas en kristallin substans), därför är reaktionen exoterm. I exoterma reaktioner är energin i de bildade bindningarna större än energin för de brutna bindningarna; därför är energin för bindningarna i BaCO 3 större än i de ursprungliga BaO och CO 2. Det finns två typer av kemiska bindningar i både utgångsmaterialen och reaktionsprodukterna: joniska och kovalenta. Jonbindningsenergin (gitterenergin) i BaO är något större än i BaCO 3 (storleken på karbonatjonen är större än oxidjonen), därför är energin i O 2 + CO 2-systemet större än energin i CO 3 2.

+ F

Med andra ord är CO 3 2-jonen mer stabil än O 2-jonen och CO 2-molekylen taget separat. Och den större stabiliteten hos karbonatjonen (dess lägre inre energi) är associerad med laddningsfördelningen av denna jon (– 2 e) av tre syreatomer i karbonatjonen istället för en i oxidjonen (se även § 13.11).
4) Många basiska oxider kan reduceras till metallen med en mer aktiv metall eller icke-metallreduktionsmedel:
MnO + Ca = Mn + CaO (vid upphettning),
FeO + H2 = Fe + H2O (vid upphettning).
Möjligheten att sådana reaktioner inträffar beror inte bara på reduktionsmedlets aktivitet utan också på styrkan hos bindningarna i den initiala och resulterande oxiden.
Allmän sätt att erhålla Nästan alla basiska oxider involverar oxidation av motsvarande metall med syre. På detta sätt, oxider av natrium, kalium och vissa andra mycket aktiva metaller (under dessa förhållanden bildar de peroxider och mer komplexa föreningar), samt guld, silver, platina och andra mycket lågaktiva metaller (dessa metaller reagerar inte med syre) kan inte erhållas. Basiska oxider kan erhållas genom termisk sönderdelning av motsvarande hydroxider, såväl som vissa salter (till exempel karbonater). Således kan magnesiumoxid erhållas på alla tre sätten:
2Mg + O2 = 2MgO,
Mg(OH)2 = MgO + H2O,
MgCO 3 = MgO + CO 2.

1. Gör reaktionsekvationer:
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. Gör ekvationer för de reaktioner som sker under följande transformationer:
a) Mg MgO MgS04 b) Na2O Na2SO3 NaCl
c) CoO Co CoCl2 d) Fe Fe 3 O 4 FeO
3. En portion nickel som vägde 8,85 g kalcinerades i en ström av syre för att erhålla nickel(II)oxid och behandlades sedan med ett överskott av saltsyra. En natriumsulfidlösning sattes till den resulterande lösningen tills utfällningen upphörde. Bestäm massan av detta sediment.
Kemiska egenskaper hos basiska oxider.

13.5. Sura oxider

Alla sura oxider är ämnen med kovalent bindning.
Syraoxider inkluderar:
a) oxider av grundämnen som bildar icke-metaller,
b) vissa oxider av grundämnen som bildar metaller, om metallerna i dessa oxider är i högre oxidationstillstånd, till exempel CrO 3, Mn 2 O 7.
Bland de sura oxiderna finns ämnen som är gaser vid rumstemperatur (till exempel: CO 2, N 2 O 3, SO 2, SeO 2), vätskor (till exempel Mn 2 O 7) och fasta ämnen (till exempel: B 2 O3, SiO2, N2O5, P4O6, P4O10, SO3, I2O5, CrO3). De flesta sura oxider är molekylära ämnen (undantag är B 2 O 3, SiO 2, fast SO 3, CrO 3 och några andra; det finns även icke-molekylära modifieringar av P 2 O 5). Men icke-molekylära syraoxider blir också molekylära vid övergången till ett gasformigt tillstånd.
Följande är karakteristiska för sura oxider: Kemiska egenskaper.
1) Alla sura oxider reagerar med starka baser som med fasta ämnen:
CO 2 + Ca(OH) 2 = CaCO 3 + H 2 O
SiO 2 + 2KOH = K 2 SiO 3 + H 2 O (vid upphettning),
och med alkalilösningar (§ 12.8):
SO 3 + 2OH = SO 4 2 + H 2 O, N 2 O 5 + 2OH = 2NO 3 + H 2 O,
SO3 + 2NaOH р = Na2SO4р + H2O, N2O5 + 2KOH р = 2KNO 3р + H2O.
Orsaken till reaktioner med fasta hydroxider är densamma som med oxider (se § 13.4).
De mest aktiva sura oxiderna (SO 3, CrO 3, N 2 O 5, Cl 2 O 7) kan också reagera med olösliga (svaga) baser.
2) Sura oxider reagerar med basiska oxider (§ 13.4):
CO 2 + CaO = CaCO 3
P 4 O 10 + 6FeO = 2Fe 3 (PO 4) 2 (vid uppvärmning)
3) Många sura oxider reagerar med vatten (§11.4).
N 2 O 3 + H 2 O = 2HNO 2 SO 2 + H 2 O = H 2 SO 3 (en mer korrekt beteckning för formeln för svavelsyra är SO 2. H 2 O
N 2 O 5 + H 2 O = 2HNO 3 SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4
Många sura oxider kan vara mottagen genom oxidation med syre (förbränning i syre eller i luft) av motsvarande enkla ämnen (C gr, S 8, P 4, P cr, B, Se, men inte N 2 och inte halogener):
C + O 2 = CO 2,
S8 + 8O2 = 8SO2,
eller vid sönderdelning av motsvarande syror:
H 2 SO 4 = SO 3 + H 2 O (med stark uppvärmning),
H 2 SiO 3 = SiO 2 + H 2 O (när den torkas i luft),
H 2 CO 3 = CO 2 + H 2 O (vid rumstemperatur i lösning),
H 2 SO 3 = SO 2 + H 2 O (vid rumstemperatur i lösning).
Instabiliteten hos kol- och svavelsyra gör det möjligt att erhålla CO 2 och SO 2 genom inverkan av starka syror på karbonater Na 2 CO 3 + 2HCl p = 2NaCl p + CO 2 + H 2 O
(reaktionen sker både i lösning och med fast Na2CO3), och sulfiter
K 2 SO 3tv + H 2 SO 4conc = K 2 SO 4 + SO 2 + H 2 O (om det finns mycket vatten frigörs inte svaveldioxid som gas).

Amfotera föreningar

Kemi är alltid en enhet av motsatser.

Titta på det periodiska systemet.

Vissa grundämnen (nästan alla metaller som uppvisar oxidationstillstånd +1 och +2) bildas grundläggande oxider och hydroxider. Till exempel bildar kalium oxiden K 2 O och hydroxiden KOH. De uppvisar grundläggande egenskaper, såsom att interagera med syror.

K2O + HCl → KCl + H2O

Vissa grundämnen (de flesta icke-metaller och metaller med oxidationstillstånd +5, +6, +7) bildas surt oxider och hydroxider. Syrahydroxider är syrehaltiga syror, de kallas hydroxider eftersom de har en hydroxylgrupp i sin struktur, till exempel bildar svavel sur oxid SO 3 och sur hydroxid H 2 SO 4 (svavelsyra):

Sådana föreningar uppvisar sura egenskaper, till exempel reagerar de med baser:

H2SO4 + 2KOH → K2SO4 + 2H2O

Och det finns grundämnen som bildar oxider och hydroxider som uppvisar både sura och basiska egenskaper. Detta fenomen kallas amfotär . Det är dessa oxider och hydroxider som kommer att fokusera vår uppmärksamhet i den här artikeln. Alla amfotera oxider och hydroxider är fasta ämnen olösliga i vatten.

För det första, hur kan vi avgöra om en oxid eller hydroxid är amfoter? Det finns en regel, lite godtycklig, men du kan fortfarande använda den:

Amfotera hydroxider och oxider bildas av metaller i oxidationstillstånd +3 och +4, Till exempel (Al 2 O 3 , Al(ÅH) 3 , Fe 2 O 3 , Fe(ÅH) 3)

Och fyra undantag:metallerZn , Vara , Pb , Sn bildar följande oxider och hydroxider:ZnO , Zn ( ÅH ) 2 , BeO , Vara ( ÅH ) 2 , PbO , Pb ( ÅH ) 2 , SnO , Sn ( ÅH ) 2 , där de uppvisar ett oxidationstillstånd av +2, men trots detta uppvisar dessa föreningar amfotära egenskaper .

De vanligaste amfotera oxiderna (och deras motsvarande hydroxider): ZnO, Zn(OH) 2, BeO, Be(OH) 2, PbO, Pb(OH) 2, SnO, Sn(OH) 2, Al 2 O 3, Al (OH)3, Fe2O3, Fe(OH)3, Cr2O3, Cr(OH)3.

Egenskaperna hos amfotera föreningar är inte svåra att komma ihåg: de interagerar med syror och alkalier.

• När man interagerar med syror är allt enkelt; i dessa reaktioner beter sig amfotera föreningar som grundläggande:

Al2O3 + 6HCl → 2AlCl3 + 3H2O

ZnO + H2SO4 → ZnSO4 + H2O

BeO + HNO3 → Be(NO3)2 + H2O

Hydroxider reagerar på samma sätt:

Fe(OH)3 + 3HCl → FeCl3 + 3H2O

Pb(OH)2 + 2HCl → PbCl2 + 2H2O

• Att interagera med alkalier är lite mer komplicerat. I dessa reaktioner beter sig amfotera föreningar som syror, och reaktionsprodukterna kan vara olika beroende på förhållandena.

Antingen sker reaktionen i lösning eller så tas de reagerande ämnena som fasta ämnen och smälts samman.

Interaktion av basiska föreningar med amfotera under fusion.

Låt oss titta på exemplet med zinkhydroxid. Som nämnts tidigare interagerar amfotera föreningar med basiska föreningar och beter sig som syror. Så låt oss skriva zinkhydroxid Zn (OH) 2 som en syra. Syran har väte framför, låt oss ta ut det: H 2 ZnO 2 . Och alkalins reaktion med hydroxiden kommer att fortgå som om det vore en syra. "Syrrest" ZnO 2 2-divalent:

2K ÅH(TV) + H 2 ZnO 2 (fast) (t, fusion) → K 2 ZnO 2 + 2 H 2 O

Det resulterande ämnet K 2 ZnO 2 kallas kaliummetazinkat (eller helt enkelt kaliumzinkat). Detta ämne är ett salt av kalium och den hypotetiska "zinksyran" H 2 ZnO 2 (det är inte helt korrekt att kalla sådana föreningar för salter, men för vår egen bekvämlighet kommer vi att glömma det). Skriv bara zinkhydroxid så här: H 2 ZnO 2 - inte bra. Vi skriver Zn (OH) 2 som vanligt, men vi menar (för vår egen bekvämlighet) att det är en "syra":

2KOH (fast) + Zn (OH) 2(fast) (t, fusion) → K2ZnO2 + 2H2O

Med hydroxider, som har 2 OH-grupper, blir allt detsamma som med zink:

Be(OH) 2(tv.) + 2NaOH (tv.) (t, fusion)→ 2H 2 O + Na 2 BeO 2 (natriummetaberyllat eller berylat)

Pb(OH)2 (sol.) + 2NaOH (sol.) (t, fusion) → 2H 2 O + Na 2 PbO 2 (natriummetaplumbat eller plumbat)

Med amfotära hydroxider med tre OH-grupper (Al (OH) 3, Cr (OH) 3, Fe (OH) 3) är det lite annorlunda.

Låt oss titta på exemplet med aluminiumhydroxid: Al (OH) 3, skriv det i form av en syra: H 3 AlO 3, men vi lämnar det inte i denna form, utan tar vattnet därifrån:

H 3 AlO 3 – H 2 O → HAlO 2 + H 2 O.

Det är denna "syra" (HAlO 2) som vi arbetar med:

HAlO 2 + KOH → H 2 O + KAlO 2 (kaliummetaluminat, eller helt enkelt aluminat)

Men aluminiumhydroxid kan inte skrivas så här HAlO 2, vi skriver det som vanligt, men vi menar "syra" där:

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

Detsamma gäller för kromhydroxid:

Cr(OH)3 → H3 CrO3 → HCrO2

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

MEN INTE KROMAT, kromater är salter av kromsyra).

Det är samma sak med hydroxider som innehåller fyra OH-grupper: vi flyttar väte framåt och tar bort vatten:

Sn(OH) 4 → H 4 SnO 4 → H 2 SnO 3

Pb(OH)4 → H4 PbO4 → H2 PbO3

Man bör komma ihåg att bly och tenn vardera bildar två amfotära hydroxider: med ett oxidationstillstånd på +2 (Sn (OH) 2, Pb (OH) 2) och +4 (Sn (OH) 4, Pb (OH) 4 ).

Och dessa hydroxider kommer att bilda olika "salter":

Oxidationstillstånd
Hydroxid formel	Sn(OH)2	Pb(OH)2	Sn(OH)4	Pb(OH)4
Formel för hydroxid som syra	H2SnO2	H2PbO2	H2SnO3	H2PbO3
Salt (kalium)	K2SnO2	K2PbO2	K2SNO3	K2PbO3
Namn på salt			metastannAT	metablumbAT

Samma principer som i namnen på vanliga "salter", elementet i det högsta oxidationstillståndet är suffixet AT, i mellanliggande - IT.

Sådana "salter" (metakromater, metalluminater, metaberyllater, metazinkater, etc.) erhålls inte bara som ett resultat av interaktionen mellan alkalier och amfotera hydroxider. Dessa föreningar bildas alltid när en starkt grundläggande "värld" och en amfoter (under fusion) kommer i kontakt. Det vill säga, på samma sätt som amfotära hydroxider kommer amfotära oxider och metallsalter som bildar amfotära oxider (salter av svaga syror) att reagera med alkalier. Och istället för ett alkali kan du ta en stark basisk oxid och ett salt av metallen som bildar alkalin (ett salt av en svag syra).

Interaktioner:

Kom ihåg att reaktionerna nedan inträffar under fusion.

Amfoter oxid med stark basisk oxid:

ZnO (fast) + K 2 O (fast) (t, fusion) → K 2 ZnO 2 (kaliummetazinkat, eller helt enkelt kaliumzinkat)

Amfoter oxid med alkali:

ZnO (fast) + 2KOH (fast) (t, fusion) → K 2 ZnO 2 + H 2 O

Amfoter oxid med ett salt av en svag syra och en metall som bildar en alkali:

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

Amfoter hydroxid med stark basisk oxid:

Zn(OH)2 (fast) + K2O (fast) (t, fusion) → K2ZnO2 + H2O

Amfoter hydroxid med alkali:

Zn (OH)2 (fast) + 2KOH (fast) (t, fusion) → K2ZnO2 + 2H2O

Amfoter hydroxid med ett salt av en svag syra och en metall som bildar en alkali:

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

Salter av en svag syra och en metall som bildar en amfoter förening med en stark basisk oxid:

ZnCO 3 (fast) + K 2 O (fast) (t, fusion) → K 2 ZnO 2 + CO 2

Salter av en svag syra och en metall som bildar en amfoter förening med en alkali:

ZnCO 3 (fast) + 2KOH (fast) (t, fusion) → K 2 ZnO 2 + CO 2 + H 2 O

Salter av en svag syra och en metall som bildar en amfoter förening med ett salt av en svag syra och en metall som bildar en alkali:

ZnCO3(tv.) + K2CO3(tv.) (t, fusion)→ K2ZnO2 + 2CO2

Nedan finns information om salter av amfotera hydroxider; de vanligaste i Unified State Examination är markerade med rött.

	Hydroxid	Hydroxid som syra	Sur återstod		Namn på salt
BeO	Var(OH) 2	H 2 BeO 2	BeO 2 2-	K 2 BeO 2	Metaberyllat (beryllat)
ZnO	Zn(OH) 2	H 2 ZnO 2	ZnO 2 2-	K 2 ZnO 2	Metazinkat (zinkat)
Al 2 O 3	Al(OH) 3	Halo 2	AlO 2 —	KAlO 2	Metaluminat (aluminat)
Fe2O3	Fe(OH) 3	HFeO2	FeO2 -	KFeO2	Metaferrate (MEN INTE 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 (MEN INTE KROMAT)

Interaktion av amfotera föreningar med lösningar av ALKALI (här endast alkalier).

I Unified State Examination kallas detta "upplösning av aluminiumhydroxid (zink, beryllium, etc.) med alkali." Detta beror på förmågan hos metaller i sammansättningen av amfotera hydroxider i närvaro av ett överskott av hydroxidjoner (i ett alkaliskt medium) att fästa dessa joner till sig själva. En partikel bildas med en metall (aluminium, beryllium, etc.) i mitten, som är omgiven av hydroxidjoner. Denna partikel blir negativt laddad (anjon) på grund av hydroxidjoner, och denna jon kommer att kallas hydroxoaluminat, hydroxizinkat, hydroxoberyllat, etc. Dessutom kan processen fortgå på olika sätt, metallen kan omges av ett annat antal hydroxidjoner.

Vi kommer att överväga två fall: när metallen är omgiven fyra hydroxidjoner, och när det är omringat sex hydroxidjoner.

Låt oss skriva ner den förkortade joniska ekvationen för dessa processer:

Al(OH)3 + OH — → Al(OH) 4 —

Den resulterande jonen kallas tetrahydroxoaluminatjon. Prefixet "tetra-" läggs till eftersom det finns fyra hydroxidjoner. Tetrahydroxialuminatjonen har en laddning -, eftersom aluminium har en laddning på 3+, och fyra hydroxidjoner har en laddning på 4-, är summan -.

Al(OH)3 + 3OH - → Al(OH)6 3-

Jonen som bildas i denna reaktion kallas hexahydroxoaluminatjon. Prefixet "hexo-" läggs till eftersom det finns sex hydroxidjoner.

Det är nödvändigt att lägga till ett prefix som anger antalet hydroxidjoner. För om man bara skriver ”hydroxialuminat” så är det inte klart vilken jon man menar: Al (OH) 4 - eller Al (OH) 6 3-.

När ett alkali reagerar med en amfoter hydroxid bildas ett salt i lösningen. Katjonen som är en alkalikatjon och anjonen är en komplex jon, vars bildning vi diskuterade tidigare. Anjonen är hakparentes.

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

Al (OH)3 + 3KOH → K3 (kaliumhexahydroxoaluminat)

Vilken sorts salt (hexa- eller tetra-) du skriver som produkt spelar ingen roll. Även i Unified State Examination-svaren står det skrivet: "... K 3 (bildningen av K är tillåten." Det viktigaste är att inte glömma att se till att alla index är korrekt inmatade. Håll koll på avgifterna och håll Tänk på att deras summa måste vara lika med noll.

Förutom amfotära hydroxider reagerar amfotera oxider med alkalier. Produkten kommer att vara densamma. Bara om du skriver reaktionen så här:

Al2O3 + NaOH → Na

Al2O3 + NaOH → Na3

Men dessa reaktioner kommer inte att utjämnas för dig. Du måste lägga till vatten på vänster sida, eftersom interaktionen sker i lösning, det finns tillräckligt med vatten där och allt kommer att utjämnas:

Al2O3 + 2NaOH + 3H2O → 2Na

Al2O3 + 6NaOH + 3H2O → 2Na3

Förutom amfotära oxider och hydroxider interagerar vissa särskilt aktiva metaller som bildar amfotära föreningar med alkalilösningar. Nämligen detta: aluminium, zink och beryllium. För att utjämna behövs även vatten till vänster. Och dessutom är huvudskillnaden mellan dessa processer frisättningen av väte:

2Al + 2NaOH + 6H2O → 2Na + 3H2

2Al + 6NaOH + 6H2O → 2Na3 + 3H2

Tabellen nedan visar de vanligaste exemplen på egenskaperna hos amfotera föreningar i Unified State Examination:

Amfotert ämne		Namn på salt
Al2O3 Al(OH) 3		Natriumtetrahydroxialuminat	Al(OH) 3 + NaOH → Na Al 2 O 3 + 2 NaOH + 3H 2 O → 2Na 2Al + 2NaOH + 6H 2 O → 2Na + 3H 2
	Na 3	Natriumhexahydroxialuminat	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	Natriumtetrahydroxozinkat	Zn(OH) 2 + 2NaOH → Na 2 ZnO + 2NaOH + H 2 O → Na 2 Zn + 2NaOH + 2H 2 O → Na 2 +H 2
	K 4	Natriumhexahydroxozinkat	Zn(OH) 2 + 4NaOH → Na 4 ZnO + 4NaOH + H 2 O → Na 4 Zn + 4NaOH + 2H 2 O → Na 4 +H 2
Be(OH)2	Li 2	Litiumtetrahydroxoberyllat	Var(OH) 2 + 2LiOH → Li 2 BeO + 2LiOH + H 2 O → Li 2 Be + 2LiOH + 2H 2 O → Li 2 +H 2
	Li 4	Litiumhexahydroxoberyllat	Var(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		Natriumtetrahydroxokromat	Cr(OH) 3 + NaOH → Na Cr 2 O 3 + 2 NaOH + 3H 2 O → 2Na
	Na 3	Natriumhexahydroxokromat	Cr(OH) 3 + 3NaOH → Na 3 Cr 2 O 3 + 6NaOH + 3H 2 O → 2Na 3
Fe2O3 Fe(OH) 3		Natriumtetrahydroxoferrat	Fe(OH) 3 + NaOH → Na Fe 2 O 3 + 2 NaOH + 3H 2 O → 2Na
	Na 3	Natriumhexahydroxoferrat	Fe(OH) 3 + 3NaOH → Na 3 Fe 2 O 3 + 6NaOH + 3H 2 O → 2Na 3

Salterna som erhålls i dessa interaktioner reagerar med syror och bildar två andra salter (salter av en given syra och två metaller):

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

Det är allt! Inget komplicerat. Det viktigaste är att inte förvirra, kom ihåg vad som bildas under fusion och vad som är i lösning. Mycket ofta kommer uppdrag i denna fråga fram B delar.