Amfoterik metaller yapısal, kimyasal olarak metal grubuna benzeyen basit maddelerdir. Metaller, bileşiklerinden farklı olarak amfoterik özellikler gösteremezler. Örneğin, bazı metallerin oksitleri ve hidroksitleri ikili kimyasal yapıya sahiptir; bazı koşullar altında asit gibi davranırlar, diğer koşullar altında ise alkali özelliklerine sahiptirler.

Ana amfoterik metaller alüminyum, çinko, krom ve demirdir. Bu element grubu berilyum ve stronsiyumu içerir.

amfoterik mi?

Bu özellik ilk kez oldukça uzun zaman önce keşfedildi. Ve "amfoterik elementler" terimi, 1814 yılında ünlü kimyagerler L. Tenard ve J. Gay-Lussac tarafından bilime tanıtıldı. O günlerde kimyasal bileşikleri reaksiyonlar sırasında temel özelliklerine karşılık gelen gruplara ayırmak gelenekseldi.

Ancak oksitler ve bazlar grubunun ikili yetenekleri vardı. Bazı koşullar altında bu tür maddeler alkali gibi davranırken, diğerlerinde ise tam tersi asit gibi davrandılar. “Amfoterik” terimi böyle ortaya çıktı. Bu nedenle, bir asit-baz reaksiyonu sırasındaki davranış, gerçekleştirildiği koşullara, ilgili reaktiflerin doğasına ve ayrıca çözücünün özelliklerine bağlıdır.

İlginç bir şekilde, doğal koşullar altında amfoterik metaller hem alkali hem de asitle etkileşime girebilir. Örneğin alüminyum alüminyumla reaksiyona girdiğinde alüminyum sülfat oluşur. Aynı metal konsantre alkali ile reaksiyona girdiğinde kompleks bir tuz oluşur.

Amfoterik bazlar ve temel özellikleri

Normal koşullar altında bunlar katıdır. Suda pratik olarak çözünmezler ve oldukça zayıf elektrolitler olarak kabul edilirler.

Bu tür bazları hazırlamanın ana yöntemi, bir metal tuzunun az miktarda alkali ile reaksiyonudur. Çöktürme reaksiyonu yavaş ve dikkatli bir şekilde gerçekleştirilmelidir. Örneğin, çinko hidroksit hazırlanırken, sodyum hidroksit, çinko klorür içeren bir test tüpüne damla damla dikkatlice eklenir. Her seferinde kabın dibinde beyaz bir metal kalıntısı görmek için kabı hafifçe sallamanız gerekir.

Amfoterik maddeler ayrıca bazlar olarak asitlerle reaksiyona girer. Örneğin çinko hidroksit hidroklorik asitle reaksiyona girdiğinde çinko klorür oluşur.

Ancak bazlarla reaksiyonlar sırasında amfoterik bazlar asitler gibi davranır.

Ek olarak, kuvvetli ısıtma üzerine ayrışarak karşılık gelen amfoterik oksit ve suyu oluştururlar.

En yaygın amfoterik metaller: kısa açıklama

Çinko amfoterik elementler grubuna aittir. Ve bu maddenin alaşımları eski uygarlıklarda yaygın olarak kullanılmasına rağmen, yalnızca 1746'da saf haliyle izole edildi.

Saf metal oldukça kırılgan mavimsi bir maddedir. Çinko havada hızla oksitlenir; yüzeyi donuklaşır ve ince bir oksit filmiyle kaplanır.

Doğada çinko esas olarak mineraller şeklinde bulunur - çinkoitler, smithsonitler, kalamitler. En iyi bilinen madde çinko sülfürden oluşan çinko blendedir. Bu mineralin en büyük yatakları Bolivya ve Avustralya'da bulunmaktadır.

Alüminyum Bugün gezegendeki en yaygın metal olarak kabul ediliyor. Alaşımları yüzyıllarca kullanıldı ve 1825'te madde saf haliyle izole edildi.

Saf alüminyum hafif, gümüş renkli bir metaldir. İşlenmesi ve dökümü kolaydır. Bu eleman yüksek elektriksel ve termal iletkenliğe sahiptir. Ayrıca bu metal korozyona karşı dayanıklıdır. Gerçek şu ki yüzeyi ince fakat çok dayanıklı bir oksit filmle kaplıdır.

Günümüzde alüminyum endüstride yaygın olarak kullanılmaktadır.

Bazlar, amfoterik hidroksitler

Bazlar, metal atomları ve bir veya daha fazla hidroksil grubundan (-OH) oluşan karmaşık maddelerdir. Genel formül Me +y (OH) y'dir; burada y, Me metalinin oksidasyon durumuna eşit hidrokso gruplarının sayısıdır. Tablo bazların sınıflandırılmasını göstermektedir.

Alkalilerin özellikleri, alkali ve alkali toprak metallerin hidroksitleri

1. Alkalilerin sulu çözeltileri dokunulduğunda sabunludur ve göstergelerin rengini değiştirir: turnusol - mavi, fenolftalein - koyu kırmızı.

2. Sulu çözeltiler ayrışır:

3. Bir değişim reaksiyonuna girerek asitlerle etkileşime geçin:

Poliasit bazlar orta ve bazik tuzlar verebilir:

4. Asidik oksitlerle reaksiyona girerek, bu okside karşılık gelen asidin bazlığına bağlı olarak ortam ve asidik tuzlar oluşturur:

5. Amfoterik oksitler ve hidroksitlerle etkileşime geçin:

a) füzyon:

b) çözümlerde:

6. Bir çökelti veya gaz oluşması durumunda suda çözünür tuzlarla etkileşime geçin:

Çözünmeyen bazlar (Cr(OH) 2, Mn(OH) 2, vb.) asitlerle etkileşime girer ve ısıtıldığında ayrışır:

Amfoterik hidroksitler

Amfoterik bileşikler, koşullara bağlı olarak hem hidrojen katyonlarının donörü olabilen hem de asidik özellikler sergileyen ve bunların alıcıları, yani temel özellikler sergileyen bileşiklerdir.

Amfoterik bileşiklerin kimyasal özellikleri

1. Güçlü asitlerle etkileşime girerek temel özellikler sergilerler:

Zn(OH)2 + 2HCl = ZnCl2 + 2H20

2. Alkalilerle etkileşime girerek - güçlü bazlar, asidik özellikler sergilerler:

Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2 ( karmaşık tuz)

Al(OH)3 + NaOH = Na ( karmaşık tuz)

Kompleks bileşikler, en az bir kovalent bağın bir verici-alıcı mekanizması tarafından oluşturulduğu bileşiklerdir.

Baz hazırlamanın genel yöntemi, hem çözünmeyen hem de çözünür bazların elde edilebildiği değişim reaksiyonlarına dayanmaktadır.

CuS04 + 2KOH = Cu(OH)2 ↓ + K2S04

K2C03 + Ba(OH)2 = 2 KOH + BaCO3 ↓

Bu yöntemle çözünür bazlar elde edildiğinde çözünmeyen bir tuz çökelir.

Amfoterik özelliklere sahip suda çözünmeyen bazlar hazırlanırken, amfoterik bazın çözünmesi meydana gelebileceğinden aşırı alkaliden kaçınılmalıdır, örneğin:

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

Bu gibi durumlarda, amfoterik hidroksitlerin çözünmediği hidroksitleri elde etmek için amonyum hidroksit kullanılır:

AlCl3 + 3NH3 + ZH20 = Al(OH)3 ↓ + 3NH4Cl

Gümüş ve cıva hidroksitleri o kadar kolay ayrışır ki, bunları değişim reaksiyonuyla elde etmeye çalışırken hidroksitler yerine oksitler çöker:

2AgNO3 + 2KOH = Ag2O↓ + H2O + 2KNO3

Endüstride alkaliler genellikle sulu klorür çözeltilerinin elektrolizi ile elde edilir.

2NaCl + 2H20 → ϟ → 2NaOH + H2 + Cl2

Alkaliler ayrıca alkali ve alkali toprak metallerinin veya bunların oksitlerinin su ile reaksiyona sokulmasıyla da elde edilebilir.

2Li + 2H20 = 2LiOH + H2

SrO + H2O = Sr(OH)2

Asitler

Asitler, molekülleri metal atomları ve asidik kalıntılarla değiştirilebilen hidrojen atomlarından oluşan karmaşık maddelerdir. Normal koşullar altında asitler katı (fosforik H3PO4; silikon H2SiO3) ve sıvı (saf formunda sülfürik asit H2S04 sıvı olacaktır) olabilir.

Hidrojen klorür HCl, hidrojen bromür HBr, hidrojen sülfür H2S gibi gazlar sulu çözeltilerde karşılık gelen asitleri oluşturur. Ayrışma sırasında her bir asit molekülünün oluşturduğu hidrojen iyonlarının sayısı, asit kalıntısının (anyon) yükünü ve asidin bazlığını belirler.

Buna göre asit ve bazların protolitik teorisi, Danimarkalı kimyager Brønsted ve İngiliz kimyager Lowry tarafından eş zamanlı olarak önerilen asit, bir maddedir. ayrılmak bu tepkiyle protonlar, A temel- yapabilen bir madde Protonları kabul edin.

asit → baz + H +

Bu tür fikirlere dayanarak, açıktır amonyağın temel özellikleri, nitrojen atomunda yalnız bir elektron çiftinin varlığı nedeniyle, asitlerle etkileşime girdiğinde etkili bir şekilde bir proton kabul eder ve bir donör-alıcı bağı yoluyla bir amonyum iyonu oluşturur.

HNO3 + NH3 ⇆ NH4 + + NO3 —

asit baz asit baz

Asitlerin ve bazların daha genel tanımı Amerikalı kimyager G. Lewis tarafından önerildi. Asit-baz etkileşimlerinin tamamen gerçekleştiğini öne sürdü. mutlaka protonların transferi ile oluşmaz. Asit ve bazların Lewis tayininde kimyasal reaksiyonlarda ana rol şu şekilde oynanır: elektron çiftleri

Bir veya daha fazla elektron çiftini kabul edebilen katyon, anyon veya nötr moleküllere denir. Lewis asitleri.

Örneğin alüminyum florür AlF3 bir asittir, çünkü amonyakla etkileşime girdiğinde bir elektron çiftini kabul edebilir.

AlF3 + :NH3 ⇆ :

Elektron çifti verebilen katyonlar, anyonlar veya nötr moleküllere Lewis bazları denir (amonyak bir bazdır).

Lewis'in tanımı daha önce önerilen teoriler tarafından dikkate alınan tüm asit-baz süreçlerini kapsamaktadır. Tabloda halihazırda kullanılan asit ve bazların tanımları karşılaştırılmaktadır.

Asitlerin isimlendirilmesi

Asitlerin farklı tanımları olduğundan, bunların sınıflandırılması ve isimlendirilmesi oldukça keyfidir.

Sulu bir çözeltide elimine edilebilen hidrojen atomlarının sayısına göre asitler ikiye ayrılır: tek bazlı(örneğin HF, HNO 2), dibazik(H2C03, H2S04) ve tribazik(H3P04).

Asidin bileşimine göre ikiye ayrılırlar: oksijensiz(HCl, H2S) ve oksijen içeren(HClO4, HNO3).

Genellikle oksijen içeren asitlerin isimleri metal olmayanın adından -kai son ekinin eklenmesiyle türetilir, -vaya, metal olmayanın oksidasyon durumu grup numarasına eşitse. Oksidasyon durumu azaldıkça son ekler değişir (metalin oksidasyon durumunun azalmasına göre): -opak, paslı, -ovish:

Hidrojen-ametal bağının bir periyot içindeki polaritesini dikkate alırsak, bu bağın polaritesini elementin Periyodik Tablodaki konumuyla kolaylıkla ilişkilendirebiliriz. Değerlik elektronlarını kolayca kaybeden metal atomlarından hidrojen atomları bu elektronları kabul ederek helyum atomunun kabuğuna benzer iki elektronlu kararlı bir kabuk oluşturur ve iyonik metal hidritleri verir.

Periyodik Tablonun III-IV gruplarının elementlerinin hidrojen bileşiklerinde bor, alüminyum, karbon ve silikon, ayrışmaya eğilimli olmayan hidrojen atomlarıyla kovalent, zayıf polar bağlar oluşturur. Periyodik Tablonun V-VII gruplarının elemanları için, bir periyot içinde, ametal-hidrojen bağının polaritesi atomun yüküyle birlikte artar, ancak ortaya çıkan dipoldeki yüklerin dağılımı, elementlerin hidrojen bileşiklerinden farklıdır. elektron verme eğilimindedir. Elektron kabuğunu tamamlamak için birkaç elektrona ihtiyaç duyan metal olmayan atomlar, bir çift bağ elektronunu ne kadar güçlü çekerse (polarize ederse) nükleer yük o kadar büyük olur. Bu nedenle, CH4 - NH3 - H2O - HF veya SiH4 - PH3 - H2S - HC1 serisinde, hidrojen atomlarıyla bağlar kovalent kalarak doğada daha polar hale gelir ve hidrojen atomu element-hidrojen bağı dipolü daha elektropozitif hale gelir. Polar moleküller kendilerini polar bir çözücü içinde bulursa, bir elektrolitik ayrışma süreci meydana gelebilir.

Oksijen içeren asitlerin sulu çözeltilerdeki davranışını tartışalım. Bu asitlerin bir H-O-E bağı vardır ve doğal olarak H-O bağının polaritesi O-E bağından etkilenir. Bu nedenle, bu asitler kural olarak sudan daha kolay ayrışır.

H 2 SO 3 + H 2 Ö ⇆ H 3 O + + HSO 3

HNO 3 + H 2 O ⇆ H 3 O + + NO 3

Birkaç örneğe bakalım oksijen içeren asitlerin özellikleri, Farklı derecelerde oksidasyon gösterebilen elementlerden oluşur. biliniyor ki hipokloröz asit HClO çok zayıf klorlu asit HClO 2 ayrıca zayıf, ancak hipokloröz, hipokloröz asit HClO3'ten daha güçlüdür güçlü. Perklorik asit HClO 4 aşağıdakilerden biridir en güçlü inorganik asitler.

Asidik ayrışma için (H iyonunun ortadan kaldırılmasıyla), O-H bağının bölünmesi gereklidir. HClO - HClO 2 - HClO 3 - HClO 4 serisinde bu bağın kuvvetinin azalmasını nasıl açıklayabiliriz? Bu seride merkezi klor atomuna bağlı oksijen atomlarının sayısı artar. Her yeni oksijen-klor bağı oluştuğunda, elektron yoğunluğu klor atomundan ve dolayısıyla O-Cl tekli bağından çekilir. Sonuç olarak elektron yoğunluğu O-H bağını kısmen terk eder ve sonuç olarak zayıflar.

Bu desen - merkezi atomun oksidasyon derecesinin artmasıyla asidik özelliklerin güçlendirilmesi - sadece klorun değil aynı zamanda diğer elementlerin de karakteristiğidir.Örneğin, nitrojenin oksidasyon durumunun +5 olduğu nitrik asit HNO 3, nitröz asit HNO 2'den daha güçlüdür (nitrojenin oksidasyon durumu +3'tür); sülfürik asit H2S04 (S +6), sülfürik asit H2S03'ten (S +4) daha güçlüdür.

Asitlerin elde edilmesi

1. Oksijensiz Asitler Elde Edilebilir metal olmayanların hidrojenle doğrudan birleştirilmesiyle.

H2 + Cl2 → 2HCl,

H 2 + S ⇆ H 2 S

2. Oksijen içeren bazı asitler elde edilebilir asit oksitlerin su ile etkileşimi.

3. Hem oksijensiz hem de oksijen içeren asitler elde edilebilir metabolik reaksiyonlarla tuzlar ve diğer asitler arasında.

BaBr 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2НВr

CuSO 4 + H 2 S = H 2 SO 4 + CuS↓

FeS + H2S04 (pa zb) = H2S + FeS04

NaCl (T) + H2S04 (kons) = HCl + NaHSO4

AgNO3 + HCl = AgCl↓ + HNO3

CaCO3 + 2HBr = CaBr2 + C02 + H20

4. Bazı asitler kullanılarak elde edilebilir redoks reaksiyonları.

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

3P + 5HNO3 + 2H20 = ZN3PO4 + 5NO2

Ekşi tat, göstergeler üzerindeki etki, elektriksel iletkenlik, metallerle etkileşim, bazik ve amfoterik oksitler, bazlar ve tuzlar, alkollerle ester oluşumu - bu özellikler inorganik ve organik asitler için ortaktır.

iki tür reaksiyona ayrılabilir:

1) yaygındırİçin asitler reaksiyonlar sulu çözeltilerde hidronyum iyonu H3O+ oluşumuyla ilişkilidir;

2) özel(yani karakteristik) reaksiyonlar spesifik asitler.

Hidrojen iyonu girebilir redoks reaksiyon, hidrojene indirgenme ve bileşik bir reaksiyonda yalnız elektron çiftlerine sahip negatif yüklü veya nötr parçacıklar ile; asit-baz reaksiyonları.

Asitlerin genel özellikleri, asitlerin hidrojene kadar voltaj serisindeki metallerle reaksiyonlarını içerir, örneğin:

Zn + 2Н + = Zn 2+ + Н 2

Asit-baz reaksiyonları, bazik oksitler ve bazların yanı sıra ara, bazik ve bazen asidik tuzlarla reaksiyonları içerir.

2 CO3 + 4HBr = 2CuBr2 + C02 + 3H20

Mg(HCO3)2 + 2HCl = MgCl2 + 2CO2 + 2H2O

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

Polibazik asitlerin adım adım ayrıştığını ve sonraki her adımda ayrışmanın daha zor olduğunu, bu nedenle aşırı asitle ortalama olanlardan ziyade asidik tuzların çoğunlukla oluştuğunu unutmayın.

Ca3 (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 + H3PO4 = NaH2PO4 + H20

KOH + H2S = KHS + H20

İlk bakışta asit tuzlarının oluşumu şaşırtıcı görünebilir tek bazlı hidroflorik asit. Ancak bu gerçek açıklanabilir. Diğer tüm hidrohalik asitlerin aksine, çözeltilerdeki hidroflorik asit kısmen polimerize edilir (hidrojen bağlarının oluşması nedeniyle) ve içinde çeşitli parçacıklar (HF) X, yani H2F2, H3F3, vb. mevcut olabilir.

Asit-baz dengesinin özel bir durumu - asitlerin ve bazların, çözeltinin asitliğine bağlı olarak rengini değiştiren göstergelerle reaksiyonları. Göstergeler nitel analizde asitleri ve bazları tespit etmek için kullanılırçözümlerde.

En sık kullanılan göstergeler şunlardır: turnusol(V doğalçevre mor, V ekşi - kırmızı, V alkalin - mavi), metil turuncu(V ekşiçevre kırmızı, V doğal - turuncu, V alkalin - sarı), fenolftalein(V son derece alkaliçevre ahududu kırmızısı, V nötr ve asidik - renksiz).

Belirli özellikler farklı asitler iki tipte olabilir: birincisi, oluşuma yol açan reaksiyonlar çözünmeyen tuzlar, ve ikinci olarak, redoks dönüşümleri. H + iyonunun varlığıyla ilişkili reaksiyonlar tüm asitler için ortaksa (asitlerin tespiti için nitel reaksiyonlar), bireysel asitler için nitel reaksiyonlar olarak spesifik reaksiyonlar kullanılır:

Ag + + Cl - = AgCl (beyaz çökelti)

Ba 2+ + SO 4 2- = BaSO 4 (beyaz çökelti)

3Ag + + PO 4 3 - = Ag 3 PO 4 (sarı çökelti)

Asitlerin bazı spesifik reaksiyonları redoks özelliklerinden kaynaklanmaktadır.

Sulu bir çözeltideki anoksik asitler yalnızca oksitlenebilir.

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

H 2 S + Br 2 = S + 2НВг

Oksijen içeren asitler, yalnızca içlerindeki merkezi atomun, örneğin sülfürik asitte olduğu gibi, daha düşük veya orta bir oksidasyon durumunda olması durumunda oksitlenebilir:

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

Merkez atomunun maksimum oksidasyon durumuna (S +6, N +5, Cr +6) sahip olduğu birçok oksijen içeren asit, güçlü oksitleyici ajanların özelliklerini gösterir. Konsantre H 2 SO 4 güçlü bir oksitleyici ajandır.

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

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

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

Şunu unutmamak gerekir:

• Asit çözeltileri, elektrokimyasal voltaj serisinde hidrojenin solundaki metallerle, bir dizi koşula bağlı olarak reaksiyona girer; bunlardan en önemlisi, reaksiyon sonucunda çözünür bir tuzun oluşmasıdır. HNO 3 ve H 2 SO 4'ün (kons.) metallerle etkileşimi farklı şekilde ilerler.

Soğuktaki konsantre sülfürik asit alüminyum, demir ve kromu pasifleştirir.

• Suda asitler hidrojen katyonlarına ve asit kalıntılarının anyonlarına ayrışır, örneğin:

• İnorganik ve organik asitler, çözünür bir tuz oluşması koşuluyla bazik ve amfoterik oksitlerle reaksiyona girer:

• Her iki asit de bazlarla reaksiyona girer. Polibazik asitler hem ara hem de asit tuzları oluşturabilir (bunlar nötrleştirme reaksiyonlarıdır):

• Asitler ve tuzlar arasındaki reaksiyon yalnızca bir çökelti veya gaz oluştuğunda meydana gelir:

H3PO4'ün kireçtaşı ile etkileşimi, yüzeyde son çözünmeyen Ca3 (PO4) 2 çökeltisinin oluşması nedeniyle duracaktır.

Nitrik HNO 3 ve konsantre sülfürik H 2 SO 4 (kons.) asitlerin özelliklerinin özellikleri, basit maddelerle (metaller ve metal olmayanlar) etkileşime girdiklerinde oksitleyici maddelerin H + katyonları olmayacağı gerçeğinden kaynaklanmaktadır. ancak nitrat ve sülfat iyonları. Bu tür reaksiyonların bir sonucu olarak hidrojen H2'nin oluşmamasını, ancak başka maddelerin elde edilmesini beklemek mantıklıdır: konsantrasyona bağlı olarak mutlaka tuz ve suyun yanı sıra nitrat veya sülfat iyonlarının indirgenmesinin ürünlerinden biri. asitlerin miktarı, gerilim serisinde metalin konumu ve reaksiyon koşulları (sıcaklık, metalin öğütülme derecesi vb.).

HNO3 ve H2SO4'ün (kons.) kimyasal davranışının bu özellikleri, kimyasal yapı teorisinin, madde moleküllerindeki atomların karşılıklı etkisi hakkındaki tezini açıkça göstermektedir.

Volatilite ve stabilite (istikrar) kavramları sıklıkla karıştırılmaktadır. Uçucu asitler, molekülleri kolayca gaz haline geçen, yani buharlaşan asitlerdir. Örneğin hidroklorik asit uçucu fakat kararlı bir asittir. Kararsız asitlerin uçuculuğunu yargılamak imkansızdır. Örneğin uçucu olmayan, çözünmeyen silisik asit, suya ve Si02'ye ayrışır. Hidroklorik, nitrik, sülfürik, fosforik ve diğer bazı asitlerin sulu çözeltileri renksizdir. Sulu bir kromik asit H2CrO4 çözeltisi sarı renktedir ve manganez asit HMn04 koyu kırmızıdır.

Sınava girmek için referans materyali:

Mendeleev tablosu

Çözünürlük tablosu

Yapısı ve bir takım kimyasal ve fiziksel parametreleri metal elementlere benzeyen basit maddelere amfoterik denir. bunlar kimyasal dualite sergileyen elementlerdir. Bunların metallerin kendisi değil, tuzları veya oksitleri olduğuna dikkat edilmelidir. Örneğin, bazı metallerin oksitleri iki özelliğe sahip olabilir: Bazı koşullar altında asitlere özgü özellikler gösterebilirken, diğer koşullar altında alkaliler gibi davranabilirler.

Ana amfoterik metaller arasında alüminyum, çinko, krom ve diğerleri bulunur.

Amfoterisite terimi 19. yüzyılın başında icat edildi. O zamanlar kimyasal maddeler, kimyasal reaksiyonlarda ortaya çıkan benzer özelliklerine göre ayrılıyordu.

Amfoterik metaller nelerdir

Amfoterik olarak sınıflandırılabilecek metallerin listesi oldukça geniştir. Dahası, bazılarına amfoterik, bazılarına ise şartlı olarak denilebilir.

Periyodik Tabloda yer alan maddelerin seri numaralarını sıralayalım. Listede 22'den 32'ye, 40'tan 51'e kadar gruplar ve çok daha fazlası yer alıyor. Örneğin, krom, demir ve diğer bazı maddeler haklı olarak bazik olarak adlandırılabilir; ikincisi ayrıca stronsiyum ve berilyumu da içerir.

Bu arada alüminyum, amfora metallerinin en çarpıcı temsilcisi olarak kabul ediliyor.

Alaşımları neredeyse tüm endüstrilerde uzun süredir kullanılmaktadır. Uçak gövdelerinin, araç gövdelerinin ve mutfak eşyalarının elemanlarının yapımında kullanılır. Elektrik sektöründe ve ısıtma şebekelerine yönelik ekipmanların üretiminde vazgeçilmez hale gelmiştir. Diğer birçok metalin aksine alüminyum sürekli olarak kimyasal aktivite sergiler. Metalin yüzeyini kaplayan oksit filmi oksidatif işlemlere karşı direnç gösterir. Normal koşullar altında ve bazı kimyasal reaksiyon türlerinde alüminyum, indirgeyici bir element olarak işlev görebilir.

Bu metal, birçok küçük parçacığa bölünürse oksijenle etkileşime girebilir. Bu tür bir işlemi gerçekleştirmek için yüksek sıcaklığın kullanılması gerekir. Reaksiyona büyük miktarda termal enerjinin salınması eşlik eder. Sıcaklık 200 °C'ye yükseldiğinde alüminyum kükürt ile reaksiyona girer. Mesele şu ki, normal koşullar altında alüminyum her zaman hidrojenle reaksiyona giremez. Bu arada diğer metallerle karıştırıldığında farklı alaşımlar ortaya çıkabilmektedir.

Bir diğer belirgin amfoterik metal ise demirdir. Bu element 26 numaradır ve kobalt ile manganez arasında yer alır. Demir yer kabuğunda en yaygın olarak bulunan elementtir. Demir, gümüşi beyaz renkte olan ve elbette yüksek sıcaklıklara maruz kaldığında dövülebilen basit bir element olarak sınıflandırılabilir. Yüksek sıcaklıklara maruz kaldığında hızla paslanmaya başlayabilir. Demir, saf oksijene konursa tamamen yanar ve açık havada tutuşabilir.

Böyle bir metal, yüksek sıcaklıklara maruz kaldığında hızla korozyon aşamasına girme özelliğine sahiptir. Saf oksijen içerisine konulan demir tamamen yanar. Metalik bir madde havaya maruz kaldığında aşırı nem nedeniyle hızla oksitlenir, yani paslanır. Oksijen kütlesinde yanarken demir oksit adı verilen bir tür kireç oluşur.

Amfoterik metallerin özellikleri

Amfoterisite kavramıyla tanımlanırlar. Tipik hallerinde, yani normal sıcaklık ve nemde metallerin çoğu katıdır. Hiçbir metal suda çözülemez. Alkali bazlar ancak belirli kimyasal reaksiyonlardan sonra ortaya çıkar. Reaksiyon sırasında metal tuzları etkileşime girer. Bu reaksiyonu gerçekleştirirken güvenlik düzenlemelerinin özel dikkat gerektirdiğine dikkat edilmelidir.

Amfoterik maddelerin oksitler veya asitlerle birleşimi ilk önce bazların doğasında olan bir reaksiyonu gösterir. Aynı zamanda bazlarla birleşirlerse asidik özellikler ortaya çıkar.

Amfoterik hidroksitlerin ısıtılması, bunların su ve okside ayrışmasına neden olur. Başka bir deyişle, amfoterik maddelerin özellikleri çok geniştir ve kimyasal reaksiyon sırasında yapılabilecek dikkatli bir çalışma gerektirir.

Amfoterik elemanların özellikleri, geleneksel malzemelerle karşılaştırılarak anlaşılabilir. Örneğin çoğu metalin iyonlaşma potansiyeli düşüktür ve bu onların kimyasal işlemler sırasında indirgeyici ajanlar olarak hareket etmelerine olanak tanır.

Amfoterik - hem indirgeyici hem de oksitleyici özellikler gösterebilir. Bununla birlikte, negatif düzeyde oksidasyon ile karakterize edilen bileşikler de vardır.

Kesinlikle bilinen tüm metaller hidroksit ve oksit oluşturma yeteneğine sahiptir.

Tüm metaller bazik hidroksit ve oksit oluşturma özelliğine sahiptir. Bu arada metaller yalnızca belirli asitlerle oksidasyon reaksiyonlarına girebilir. Örneğin nitrik asitle reaksiyon farklı şekillerde ilerleyebilir.

Basit olarak sınıflandırılan amfoterik maddelerin yapı ve özelliklerinde belirgin farklılıklar vardır. Bazı maddelerin belirli bir sınıfa ait olup olmadığı bir bakışta belirlenebilir; örneğin bakırın bir metal olduğu ancak bromun olmadığı hemen anlaşılır.

Metali metal olmayandan nasıl ayırt edebilirim?

Temel fark, metallerin dış elektron bulutundaki elektronları bağışlamalarıdır. Metal olmayanlar aktif olarak onları çeker.

Tüm metaller ısıyı ve elektriği iyi iletirler; metal olmayanların bu yeteneği yoktur.

Amfoterik metal tabanlar

Normal koşullar altında bu maddeler suda çözünmez ve kolaylıkla zayıf elektrolitler olarak sınıflandırılabilir. Bu tür maddeler metal tuzları ve alkalilerin reaksiyonundan sonra elde edilir. Bu reaksiyonlar onları üretenler için oldukça tehlikelidir ve bu nedenle örneğin çinko hidroksit elde etmek için sodyum hidroksitin çinko klorür içeren bir kaba damla damla yavaş ve dikkatli bir şekilde verilmesi gerekir.

Aynı zamanda amfoterik - baz olarak asitlerle etkileşime girer. Yani hidroklorik asit ile çinko hidroksit arasında reaksiyon gerçekleştiğinde çinko klorür ortaya çıkacaktır. Bazlarla etkileşime girdiklerinde asit gibi davranırlar.

13.1. Tanımlar

İnorganik maddelerin en önemli sınıfları geleneksel olarak basit maddeleri (metaller ve metal olmayanlar), oksitleri (asidik, bazik ve amfoterik), hidroksitleri (bazı asitler, bazlar, amfoterik hidroksitler) ve tuzları içerir. Aynı sınıfa ait maddeler benzer kimyasal özelliklere sahiptir. Ancak bu sınıfları tanımlarken farklı sınıflandırma kriterlerinin kullanıldığını zaten biliyorsunuz.
Bu bölümde nihayet kimyasal maddelerin en önemli sınıflarının tanımlarını formüle edeceğiz ve bu sınıfların hangi kriterlere göre ayırt edildiğini anlayacağız.
İle başlayalım basit maddeler (maddeyi oluşturan elementlerin sayısına göre sınıflandırma). Genellikle ikiye ayrılırlar metaller Ve ametaller(Şekil 13.1- A).
“Metal”in tanımını zaten biliyorsunuz.

Bu tanımdan, basit maddeleri metaller ve metal olmayanlar olarak ayırmamızı sağlayan temel özelliğin kimyasal bağ türü olduğu açıktır.

Çoğu ametalin kovalent bağları vardır. Ancak, atomları katı ve sıvı halde yalnızca moleküller arası bağlarla bağlanan soy gazlar (VIIIA grubu elementlerinin basit maddeleri) de vardır. Dolayısıyla tanım.

Kimyasal özelliklerine göre metaller bir gruba ayrılır. amfoterik metaller. Bu isim, bu metallerin hem asitlerle hem de alkalilerle (amfoterik oksitler veya hidroksitler olarak) reaksiyona girme yeteneğini yansıtır (Şekil 13.1-). B).
Ayrıca metaller arasında kimyasal inertlik nedeniyle asil metaller. Bunlar altın, rutenyum, rodyum, paladyum, osmiyum, iridyum ve platini içerir. Geleneğe göre, biraz daha reaktif olan gümüş de asil metaller olarak sınıflandırılır, ancak tantal, niyobyum ve diğerleri gibi inert metaller dahil değildir. Metallerin başka sınıflandırmaları da vardır, örneğin metalurjide tüm metaller ayrılır siyah ve renkli, demirli metaller demir ve alaşımlarına atıfta bulunur.
İtibaren karmaşık maddeler en önemlisi, her şeyden önce, oksitler(bkz. §2.5), ancak sınıflandırmaları bu bileşiklerin asit-baz özelliklerini hesaba kattığı için, öncelikle ne olduğunu hatırlayalım. asitler Ve zemin.

Böylece asitleri ve bazları iki özelliği kullanarak toplam bileşik kütlesinden ayırıyoruz: bileşim ve kimyasal özellikler.
Bileşimlerine göre asitler ikiye ayrılır oksijen içeren (oksoasitler) Ve oksijensiz(Şekil 13.2).

Oksijen içeren asitlerin yapıları gereği unutulmamalıdır. hidroksitler.

Not. Geleneksel olarak, oksijensiz asitler için, karşılık gelen bireysel maddenin bir çözeltisinden bahsettiğimiz durumlarda "asit" kelimesi kullanılır, örneğin: HCl maddesine hidrojen klorür denir ve sulu çözeltisine hidroklorik veya hidroklorik denir. asit.

Şimdi oksitlere dönelim. Gruba oksitler atadık asidik veya ana suyla nasıl reaksiyona girdiklerine (veya asitlerden mi yoksa bazlardan mı yapıldıklarına) göre. Ancak oksitlerin tümü suyla reaksiyona girmez, ancak çoğu asit veya alkalilerle reaksiyona girer, bu nedenle oksitleri bu özelliğe göre sınıflandırmak daha iyidir.

Normal koşullar altında asitlerle veya alkalilerle reaksiyona girmeyen çeşitli oksitler vardır. Bu tür oksitlere denir tuz oluşturmayan. Bunlar örneğin CO, SiO, N2O, NO, MnO2'dir. Buna karşılık, geri kalan oksitlere denir tuz oluşturan(Şekil 13.3).

Bildiğiniz gibi çoğu asit ve bazlar hidroksitler. Hidroksitlerin hem asitlerle hem de alkalilerle reaksiyona girme kabiliyetine bağlı olarak, bunlar (oksitler arasında olduğu gibi) ikiye ayrılır: amfoterik hidroksitler(Şekil 13.4).

Şimdi sadece tanımlamamız gerekiyor tuzlar. Tuz terimi uzun zamandır kullanılmaktadır. Bilim geliştikçe anlamı defalarca değişti, genişletildi ve netleştirildi. Modern anlayışa göre, tuz iyonik bir bileşiktir, ancak geleneksel olarak tuzlar iyonik oksitleri (bazik oksitler olarak adlandırıldığı gibi), iyonik hidroksitleri (bazlar) ve ayrıca iyonik hidritleri, karbürleri, nitrürleri vb. içermez. basitleştirilmiş bir şekilde şunu söyleyebiliriz: Ne

Tuzların daha kesin bir başka tanımı da verilebilir.

Bu tanım verildiğinde oksonyum tuzları genellikle hem tuzlar hem de asitler olarak sınıflandırılır.
Tuzlar genellikle bileşimlerine göre ikiye ayrılır. ekşi, ortalama Ve temel(Şekil 13.5).

Yani asit tuzlarının anyonları, anyonların diğer atomlarına kovalent bağlarla bağlanan ve bazların etkisi altında parçalanabilen hidrojen atomlarını içerir.

Bazik tuzlar genellikle çok karmaşık bir bileşime sahiptir ve çoğunlukla suda çözünmezler. Bazik tuzun tipik bir örneği, mineral malakit Cu2(OH)2C03'tür.

Görüldüğü gibi kimyasal maddelerin en önemli sınıfları farklı sınıflandırma kriterlerine göre ayrılmaktadır. Ancak bir madde sınıfını nasıl ayırt edersek edelim, bu sınıfa ait tüm maddelerin ortak kimyasal özellikleri vardır.

Bu bölümde bu sınıfları temsil eden maddelerin en karakteristik kimyasal özellikleri ve bunların hazırlanmasına yönelik en önemli yöntemler hakkında bilgi sahibi olacaksınız.

METALLER, METAL OLMAYANLAR, AMFOTERİK METALLER, ASİTLER, BAZLAR, OKSO ASİTLER, OKSİJENSİZ ASİTLER, BAZİK OKSİTLER, ASİT OKSİTLER, AMFOTERİK OKSİTLER, AMFOTERİK HİDROKSİTLER, TUZLAR, ASİT TUZLARI, ORTA TUZLAR, BAZLAR YENİ TUZ
1. Doğal elementler sisteminin neresinde metalleri oluşturan elementler bulunur ve metal olmayanları oluşturan elementler nerede bulunur?
2.Beş metal ve beş ametalin formüllerini yazınız.
3. Aşağıdaki bileşiklerin yapısal formüllerini oluşturun:
(H3O)Cl, (H30)2S04, HC1, H2S, H2S04, H3P04, H2C03, Ba(OH)2, RbOH.
4. Aşağıdaki hidroksitlere hangi oksitler karşılık gelir:
H2SO4, Ca(OH)2, H3PO4, Al(OH)3, HNO3, LiOH?
Bu oksitlerin her birinin doğası (asidik veya bazik) nedir?
5. Aşağıdaki maddelerden tuzları bulun. Yapısal formüllerini oluşturun.
KNO 2, Al 2 O 3, Al 2 S 3, HCN, CS 2, H 2 S, K 2, SiCl 4, CaS04, AlPO 4
6. Aşağıdaki asit tuzlarının yapısal formüllerini oluşturun:
NaHSO 4, KHSO 3, NaHC03, Ca(H2PO4)2, CaHPO 4.

13.2. Metaller

Metal kristallerinde ve bunların eriyiklerinde atomik çekirdekler, tek elektronlu metalik bağ bulutu ile bağlanır. Bir metali oluşturan elementin tek bir atomu gibi, bir metal kristali de elektron bağışlama yeteneğine sahiptir. Bir metalin elektron verme eğilimi, yapısına ve her şeyden önce atomların boyutuna bağlıdır: atom çekirdeği ne kadar büyük olursa (yani iyon yarıçapı ne kadar büyük olursa), metal o kadar kolay elektron verir.
Metaller basit maddelerdir, bu nedenle içlerindeki atomların oksidasyon durumu 0'dır. Metaller reaksiyonlara girerken neredeyse her zaman atomlarının oksidasyon durumunu değiştirir. Elektron kabul etme eğilimi olmayan metal atomları, yalnızca elektronları bağışlayabilir veya paylaşabilir. Bu atomların elektronegatifliği düşüktür, bu nedenle kovalent bağlar oluşturduklarında bile metal atomları pozitif bir oksidasyon durumu kazanır. Sonuç olarak, tüm metaller, bir dereceye kadar, onarıcı özellikler. Tepki veriyorlar:
1) C metal olmayanlar(ama hepsiyle değil ve herkesle değil):
4Li + Ö2 = 2Li2O,
3Mg + N2 = Mg3N2 (ısıtıldığında),
Fe + S = FeS (ısıtıldığında).
En aktif metaller halojenler ve oksijenle kolayca reaksiyona girer ve yalnızca lityum ve magnezyum çok güçlü nitrojen molekülleriyle reaksiyona girer.
Oksijenle reaksiyona girdiğinde çoğu metal oksitler oluşturur ve en aktif olanlar peroksitler (Na202, BaO2) ve diğer daha karmaşık bileşikleri oluşturur.
2) C oksitler daha az aktif metaller:
2Ca + MnO2 = 2CaO + Mn (ısıtıldığında),
2Al + Fe 2 O 3 = Al 2 O 3 + 2Fe (ön ısıtmalı).
Bu reaksiyonların meydana gelme olasılığı genel kuralla belirlenir (redoks reaksiyonları daha zayıf oksitleyici ve indirgeyici maddelerin oluşumu yönünde ilerler) ve yalnızca metalin (daha aktif bir metal, yani bir metal) aktivitesine bağlı değildir. elektronlarını daha kolay veren, daha az aktif olanı azaltır), aynı zamanda oksit kristal kafesin enerjisini de etkiler ( reaksiyon daha "güçlü" bir oksit oluşumu yönünde ilerler).
3) C asit çözeltileri(§ 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 + H2S04p = MgS04p + H2, Fe + 2HCl p = FeCl2p + H2.
Bu durumda bir reaksiyonun olasılığı bir dizi voltajla kolayca belirlenir (gerilim serisindeki metal hidrojenin solundaysa reaksiyon meydana gelir).
4) C tuz çözümleri(§ 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.
Burada bir reaksiyonun meydana gelip gelmeyeceğini belirlemek için bir takım voltajlar da kullanılır.
5) Ayrıca en aktif metaller (alkali ve alkali toprak) suyla reaksiyona girer (§ 11.4):
2Na + 2H20 = 2Na + H2 + 2OH, Ca + 2H20 = Ca2 + H2 + 2OH,
2Na + 2H20 = 2NaOH p + H2, Ca + 2H20 = Ca(OH) 2p + H2.
İkinci reaksiyonda Ca(OH)2 çökeltisinin oluşması mümkündür.
Endüstrideki çoğu metal elde etmek, oksitlerini azaltmak:
Fe 2 O 3 + 3CO = 2Fe + 3CO 2 (yüksek sıcaklıkta),
MnO2 + 2C = Mn + 2CO (yüksek sıcaklıkta).
Hidrojen genellikle laboratuvarda bunun için kullanılır:

Hem endüstride hem de laboratuvarda en aktif metaller elektrolizle elde edilir (§ 9.9).
Laboratuvarda daha az aktif metaller, tuzlarının çözeltilerinden daha aktif metaller kullanılarak indirgenebilir (kısıtlamalar için bkz. § 12.2).

1. Metaller neden oksitleyici özellikler gösterme eğiliminde değildir?
2.Metallerin kimyasal aktivitesini öncelikle ne belirler?
3. Dönüşümleri gerçekleştirin
a) Li Li20 LiOH LiCl; b) NaCl Na Na202;
c) FeO Fe FeS Fe203; d) CuCl 2 Cu(OH) 2 CuO Cu CuBr 2.
4. Denklemlerin sol taraflarını geri yükleyin:
a) ... = H20 + Cu;
b) ... = 3CO + 2Fe;
c) ... = 2Cr + Al 2 O 3
. Metallerin kimyasal özellikleri.

13.3. Ametaller

Metallerin aksine, metal olmayanlar hem fiziksel hem de kimyasal özellikleri ve hatta yapı türü bakımından birbirlerinden çok farklıdır. Ancak soy gazları saymazsak, tüm ametallerde atomlar arasındaki bağ kovalenttir.
Ametalleri oluşturan atomların elektron kazanma eğilimi vardır, ancak basit maddeler oluştururken bu eğilimi "tatmin edemezler". Bu nedenle, metal olmayanların (bir dereceye kadar) elektron ekleme eğilimi vardır, yani sergileyebilirler. oksitleyici özellikler. Ametallerin oksidatif aktivitesi bir yandan atomların boyutuna (atomlar ne kadar küçük olursa madde o kadar aktif olur) ve diğer yandan basit bir maddedeki kovalent bağların kuvvetine (madde ne kadar güçlü olursa) bağlıdır. bağlar ne kadar az aktifse madde o kadar az aktiftir). İyonik bileşikler oluştururken ametal atomlar aslında "ekstra" elektronlar ekler ve kovalent bağlı bileşikler oluştururken yalnızca ortak elektron çiftlerini kendi yönlerine kaydırırlar. Her iki durumda da oksidasyon durumu azalır.
Ametaller oksitlenebilir:
1) metaller(az ya da çok elektron bağışlamaya eğilimli maddeler):
3F2 + 2Al = 2AlF3,
O 2 + 2Mg = 2MgO (ön ısıtmalı),
S + Fe = FeS (ısıtıldığında),
2C + Ca = CaC2 (ısıtıldığında).
2) diğer metal olmayanlar(elektronları kabul etmeye daha az eğilimli):
2F 2 + C = CF 4 (ısıtıldığında),
O 2 + S = SO 2 (ön ısıtmalı),
S + H 2 = H 2 S (ısıtıldığında),
3) birçok karmaşık maddeler:
4F2 + CH4 = CF4 + 4HF,
3O2 + 4NH3 = 2N2 + 6H2O (ısıtıldığında),
Cl2 + 2HBr = Br2 + 2HCl.
Burada bir reaksiyonun meydana gelme olasılığı öncelikle reaktiflerdeki ve reaksiyon ürünlerindeki bağların kuvvetiyle belirlenir ve hesaplamayla belirlenebilir. G.
En güçlü oksitleyici madde flordur. Oksijen ve klor ondan çok daha aşağı değildir (element sistemindeki konumlarına dikkat edin).
Çok daha az ölçüde bor, grafit (ve elmas), silikon ve metaller ile metal olmayanlar arasındaki sınıra bitişik elementlerin oluşturduğu diğer basit maddeler oksitleyici özellikler sergiler. Bu elementlerin atomlarının elektron kazanma olasılığı daha düşüktür. Bu maddeler (özellikle grafit ve hidrojen) sergileyebilmektedir. onarıcı özellikler:
2C + MnO2 = Mn + 2CO,
4H2 + Fe304 = 3Fe + 4H20.
Bireysel elementlerin kimyasına (oksijen ve hidrojende olduğu gibi) aşina oldukça, aşağıdaki bölümlerde ametallerin geri kalan kimyasal özelliklerini inceleyeceksiniz. Orada bu maddelerin nasıl elde edileceğini de öğreneceksiniz.

1. Aşağıdaki maddelerden hangisi metal değildir: Be, C, Ne, Pt, Si, Sn, Se, Cs, Sc, Ar, Ra?
2. Normal koşullar altında a) gaz, b) sıvı, c) katı olan metal olmayan maddelere örnekler verin.
3. a) moleküler ve b) moleküler olmayan basit maddelere örnekler verin.
4. a) klor ve b) hidrojenin oksitleyici özellikler gösterdiği kimyasal reaksiyonlara üç örnek verin.
5. Hidrojenin indirgeyici özellik gösterdiği, paragraf metninde yer almayan kimyasal reaksiyonlara üç örnek verin.
6. Dönüşümleri gerçekleştirin:
a) P4P4010H3P04; b) H2NaHH2; c) Cl2NaClCl2 .
Ametallerin kimyasal özellikleri.

13.4. Bazik oksitler

Tüm bazik oksitlerin iyonik bağlara sahip moleküler olmayan katılar olduğunu zaten biliyorsunuz.
Ana oksitler şunları içerir:
a) alkali ve alkali toprak elementlerinin oksitleri,
b) düşük oksidasyon durumlarında metaller oluşturan diğer bazı elementlerin oksitleri, örneğin: CrO, MnO, FeO, Ag2O, vb.

Tek yüklü, çift yüklü (çok nadiren üçlü yüklü katyonlar) ve oksit iyonlarını içerirler. En karakteristik Kimyasal özellikler bazik oksitler tam olarak iki kat yüklü oksit iyonlarının (çok güçlü baz parçacıkları) varlığından kaynaklanmaktadır. Bazik oksitlerin kimyasal aktivitesi öncelikle kristallerindeki iyonik bağların gücüne bağlıdır.
1) Tüm bazik oksitler, güçlü asitlerin çözeltileriyle reaksiyona girer (§ 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.
İlk durumda oksonyum iyonlarıyla reaksiyonun yanı sıra su ile de reaksiyon meydana gelir, ancak hızı çok daha düşük olduğu için özellikle sonuçta aynı ürünler elde edildiği için ihmal edilebilir.
Zayıf bir asit çözeltisiyle reaksiyon olasılığı, hem asidin gücü (asit ne kadar güçlü olursa o kadar aktif olur) ve oksitteki bağın gücü (bağ ne kadar zayıfsa o kadar aktif) ile belirlenir. oksit).
2) Alkali ve toprak alkali metallerin oksitleri suyla reaksiyona girer (§ 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) Ayrıca bazik oksitler asidik oksitlerle reaksiyona girer:
BaO + C02 = BaCO3,
FeO + SO3 = FeS04,
Na20 + N205 = 2NaN03.
Bu ve diğer oksitlerin kimyasal aktivitelerine bağlı olarak reaksiyonlar normal sıcaklıklarda veya ısıtıldığında meydana gelebilir.
Bu tür tepkilerin nedeni nedir? BaO ve CO2'den BaCO3 oluşumunun reaksiyonunu ele alalım. Reaksiyon kendiliğinden ilerler ve bu reaksiyondaki entropi azalır (katı ve gaz halindeki iki maddeden bir kristalli madde oluşur), bu nedenle reaksiyon ekzotermiktir. Ekzotermik reaksiyonlarda oluşan bağların enerjisi kırılan bağların enerjisinden daha büyüktür; dolayısıyla BaCO3'teki bağların enerjisi orijinal BaO ve CO2'den daha yüksektir. Hem başlangıç ​​maddelerinde hem de reaksiyon ürünlerinde iki tür kimyasal bağ vardır: iyonik ve kovalent. BaO'daki iyonik bağ enerjisi (kafes enerjisi) BaCO3'ten biraz daha büyüktür (karbonat iyonunun boyutu oksit iyonundan daha büyüktür), bu nedenle O2 + CO2 sisteminin enerjisi enerjisinden daha büyüktür. C03 2.

+ Q

Başka bir deyişle, CO 3 2 iyonu, O 2 iyonu ve CO 2 molekülünün ayrı ayrı alınmasından daha stabildir. Ve karbonat iyonunun daha fazla stabilitesi (daha düşük iç enerjisi) bu iyonun yük dağılımıyla ilişkilidir (-2 e) oksit iyonundaki bir yerine karbonat iyonunun üç oksijen atomu ile (ayrıca bkz. § 13.11).
4) Birçok bazik oksit, daha aktif bir metal veya metal olmayan indirgeyici madde ile metale indirgenebilir:
MnO + Ca = Mn + CaO (ısıtıldığında),
FeO + H2 = Fe + H20 (ısıtıldığında).
Bu tür reaksiyonların meydana gelme olasılığı yalnızca indirgeyici maddenin aktivitesine değil, aynı zamanda başlangıçtaki ve sonuçtaki oksitteki bağların gücüne de bağlıdır.
Genel elde etme yöntemi Hemen hemen tüm bazik oksitler, karşılık gelen metalin oksijenle oksidasyonunu içerir. Bu şekilde, sodyum, potasyum ve diğer bazı çok aktif metallerin oksitleri (bu koşullar altında peroksitler ve daha karmaşık bileşikler oluştururlar), ayrıca altın, gümüş, platin ve diğer çok düşük aktif metaller (bu metaller oksijen) elde edilemez. Bazik oksitler, karşılık gelen hidroksitlerin ve ayrıca bazı tuzların (örneğin karbonatlar) termal ayrışmasıyla elde edilebilir. Böylece magnezyum oksit her üç yolla da elde edilebilir:
2Mg + O2 = 2MgO,
Mg(OH)2 = MgO + H20,
MgCO3 = MgO + CO2.

1. Reaksiyon denklemlerini oluşturun:
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. Aşağıdaki dönüşümler sırasında meydana gelen reaksiyonların denklemlerini oluşturun:
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. 8,85 g ağırlığındaki bir nikel kısmı, nikel(II) oksit elde etmek için bir oksijen akışında kalsine edildi, daha sonra fazla miktarda hidroklorik asit ile işlendi. Çökelme durana kadar elde edilen çözeltiye bir sodyum sülfür çözeltisi ilave edildi. Bu çökeltinin kütlesini belirleyin.
Bazik oksitlerin kimyasal özellikleri.

13.5. Asidik oksitler

Tüm asit oksitler aşağıdaki özelliklere sahip maddelerdir: kovalent bağ.
Asit oksitler şunları içerir:
a) metal olmayan elementlerin oksitleri,
b) eğer bu oksitlerdeki metaller daha yüksek oksidasyon durumlarındaysa, örneğin CrO3, Mn207 gibi metalleri oluşturan bazı element oksitleri.
Asit oksitler arasında oda sıcaklığında gaz olan maddeler (örneğin: CO 2, N 2 O 3, SO 2, SeO 2), sıvılar (örneğin Mn 2 O 7) ve katılar (örneğin: B 2) bulunur. O 3, SiO 2, N 2 O 5, P 4 O 6, P 4 O 10, S0 3, I 2 O 5, CrO 3). Asit oksitlerin çoğu moleküler maddelerdir (istisnalar B 2 O 3, SiO 2, katı SO 3, CrO 3 ve diğerleridir; ayrıca P 2 O 5'in moleküler olmayan modifikasyonları da vardır). Ancak moleküler olmayan asit oksitler de gaz haline geçişte moleküler hale gelir.
Aşağıdakiler asit oksitlerin karakteristik özellikleridir: Kimyasal özellikler.
1) Tüm asidik oksitler, katılarda olduğu gibi güçlü bazlarla reaksiyona girer:
C02 + Ca(OH)2 = CaC03 + H20
SiO2 + 2KOH = K2SiO3 + H20 (ısıtıldığında),
ve alkali çözeltilerle (§ 12.8):
S03 + 2OH = S042 + H2O, N205 + 2OH = 2N03 + H2O,
SO 3 + 2NaOH р = Na 2 SO 4р + H 2 O, N 2 O 5 + 2KOH р = 2KNO 3р + H 2 O.
Katı hidroksitlerle reaksiyonların nedeni oksitlerle aynıdır (bkz. § 13.4).
En aktif asidik oksitler (S03, CrO3, N205, Cl207) çözünmeyen (zayıf) bazlarla da reaksiyona girebilir.
2) Asidik oksitler bazik oksitlerle reaksiyona girer (§ 13.4):
CO2 + CaO = CaCO3
P 4 O 10 + 6FeO = 2Fe 3 (PO 4) 2 (ısıtıldığında)
3) Birçok asidik oksit su ile reaksiyona girer (§11.4).
N 2 O 3 + H 2 O = 2HNO 2 SO 2 + H 2 O = H 2 SO 3 (sülfüröz asit -SO 2 formülünün daha doğru yazılması. H 2 O
N 2 Ö 5 + H 2 Ö = 2HNO 3 SO 3 + H 2 Ö = H 2 SO 4
Birçok asit oksit olabilir kabul edilmiş karşılık gelen basit maddelerin (C gr, S8, P4, P cr, B, Se, ancak N2 değil ve halojenler değil) oksijenle oksidasyonu (oksijende veya havada yanma) yoluyla:
C + O2 = C02,
S 8 + 8O 2 = 8SO 2,
veya karşılık gelen asitlerin ayrışması üzerine:
H 2 SO 4 = SO 3 + H 2 O (güçlü ısıtmayla),
H 2 SiO 3 = SiO 2 + H 2 O (havada kurutulduğunda),
H 2 CO 3 = CO 2 + H 2 O (oda sıcaklığında çözelti halinde),
H 2 SO 3 = SO 2 + H 2 O (oda sıcaklığında çözelti içinde).
Karbonik ve sülfürlü asitlerin kararsızlığı, güçlü asitlerin karbonatlar Na2C03 + 2HCl p = 2NaCl p + CO2 +H2O üzerindeki etkisiyle CO2 ve SO2 elde edilmesini mümkün kılar
(reaksiyon hem çözelti içinde hem de katı Na2C03 ile meydana gelir) ve sülfitler
K 2 SO 3tv + H 2 SO 4conc = K 2 SO 4 + SO 2 + H 2 O (çok fazla su varsa kükürt dioksit gaz olarak açığa çıkmaz).

Amfoterik bileşikler

Kimya her zaman karşıtların birliğidir.

Periyodik tabloya bakın.

Bazı elementler (hemen hemen tüm metaller +1 ve +2 oksidasyon durumlarını sergiler) oluşturur temel oksitler ve hidroksitler. Örneğin potasyum, K2O oksitini ve KOH hidroksitini oluşturur. Asitlerle etkileşime girmek gibi temel özellikler sergilerler.

K2O + HCl → KCl + H2O

Bazı elementler (çoğu ametal ve +5, +6, +7 oksidasyon durumlarına sahip metaller) oluşur asidik oksitler ve hidroksitler. Asit hidroksitler oksijen içeren asitlerdir, yapılarında bir hidroksil grubuna sahip oldukları için hidroksitler olarak adlandırılırlar, örneğin kükürt asit oksit S03 ve asit hidroksit H2S04'ü (sülfürik asit) oluşturur:

Bu tür bileşikler asidik özellikler gösterirler, örneğin bazlarla reaksiyona girerler:

H2SO4 + 2KOH → K2SO4 + 2H2O

Hem asidik hem de bazik özellikler sergileyen oksitler ve hidroksitleri oluşturan elementler vardır. Bu fenomene denir amfoterik . Bu makalede dikkatimizi çekecek olan bu oksitler ve hidroksitlerdir. Tüm amfoterik oksitler ve hidroksitler suda çözünmeyen katılardır.

İlk olarak, bir oksitin mi yoksa hidroksitin mi amfoterik olduğunu nasıl belirleyebiliriz? Biraz keyfi bir kural var ama yine de kullanabilirsiniz:

Amfoterik hidroksitler ve oksitler, +3 ve +4 oksidasyon durumlarındaki metaller tarafından oluşturulur., Örneğin (Al 2 Ö 3 , Al(AH) 3 , Fe 2 Ö 3 , Fe(AH) 3)

Ve dört istisna:metallerZn , Olmak , kurşun , sn aşağıdaki oksitleri ve hidroksitleri oluşturur:ZnO , Zn ( AH ) 2 , BeO , Olmak ( AH ) 2 , PbO , kurşun ( AH ) 2 , SnO , sn ( AH ) 2 +2 oksidasyon durumu sergilerler, ancak buna rağmen bu bileşikler amfoterik özellikler .

En yaygın amfoterik oksitler (ve bunlara karşılık gelen hidroksitler): ZnO, Zn(OH) 2, BeO, Be(OH) 2, PbO, Pb(OH) 2, SnO, Sn(OH) 2, Al 2 O 3, Al (OH)3, Fe203, Fe(OH)3, Cr203, Cr(OH)3.

Amfoterik bileşiklerin özelliklerini hatırlamak zor değildir: asitler ve alkaliler.

• Asitlerle etkileşime girdiğinde her şey basittir; bu reaksiyonlarda amfoterik bileşikler bazik olanlar gibi davranır:

Al203 + 6HCl → 2AlCl3 + 3H20

ZnO + H 2 SO 4 → ZnSO 4 + H 2 O

BeO + HNO 3 → Be(NO 3 ) 2 + H 2 O

Hidroksitler aynı şekilde reaksiyona girer:

Fe(OH)3 + 3HCl → FeCl3 + 3H20

Pb(OH)2 + 2HCl → PbCl2 + 2H20

• Alkalilerle etkileşim biraz daha karmaşıktır. Bu reaksiyonlarda amfoterik bileşikler asitler gibi davranır ve reaksiyon ürünleri koşullara bağlı olarak farklı olabilir.

Reaksiyon ya çözelti halinde gerçekleşir ya da reaksiyona giren maddeler katı olarak alınır ve kaynaştırılır.

Füzyon sırasında bazik bileşiklerin amfoterik bileşiklerle etkileşimi.

Çinko hidroksit örneğine bakalım. Daha önce de belirtildiği gibi amfoterik bileşikler, bazik bileşiklerle etkileşime girer ve asitler gibi davranır. O halde asit olarak çinko hidroksit Zn(OH)2 yazalım. Asidin önünde hidrojen var, onu çıkaralım: H 2 ZnO 2 . Ve alkalinin hidroksitle reaksiyonu sanki asitmiş gibi ilerleyecektir. “Asit kalıntısı” ZnO2 2-iki değerlikli:

2K AH(TV) + H 2 ZnO 2(katı) (t, füzyon)→ K 2 ZnO 2 + 2 H 2 Ö

Ortaya çıkan K2ZnO2 maddesine potasyum metazinkat (veya basitçe potasyum çinkot) adı verilir. Bu madde bir potasyum tuzu ve varsayımsal "çinko asit" H2ZnO2'dir (bu tür bileşiklere tuz demek tamamen doğru değildir, ancak kendi rahatlığımız için bunu unutacağız). Çinko hidroksiti şu şekilde yazın: H 2 ZnO 2 - iyi değil. Zn (OH) 2'yi her zamanki gibi yazıyoruz, ancak (kendi kolaylık sağlamak için) bunun bir "asit" olduğunu kastediyoruz:

2KOH (katı) + Zn (OH) 2(katı) (t, füzyon) → K2ZnO2 + 2H20

2 OH grubuna sahip hidroksitlerde her şey çinko ile aynı olacaktır:

Be(OH) 2(tv.) + 2NaOH (tv.) (t, füzyon) → 2H20 + Na2BeO2 (sodyum metaberilat veya berilat)

Pb(OH)2 (sol.) + 2NaOH (sol.) (t, füzyon) → 2H2O + Na2PbO2 (sodyum metaplumbat veya plumbat)

Üç OH grubuna (Al (OH) 3, Cr (OH) 3, Fe (OH) 3) sahip amfoterik hidroksitlerde durum biraz farklıdır.

Alüminyum hidroksit örneğine bakalım: Al (OH) 3, asit formunda yazalım: H 3 AlO 3 ama bu formda bırakmıyoruz, oradan suyu alıyoruz:

H 3 AlO 3 – H 2 O → HAlO 2 + H 2 O.

Çalıştığımız şey bu “asit”tir (HAlO 2):

HAlO 2 + KOH → H 2 O + KAlO 2 (potasyum metaalüminat veya basitçe alüminat)

Ama alüminyum hidroksit bu HAlO 2 gibi yazılamaz, her zamanki gibi yazıyoruz ama orada “asit”i kastediyoruz:

Al(OH)3(çözülebilir) + KOH (çözülebilir) (t, füzyon)→ 2H20 + KAlO2 (potasyum metaalüminat)

Aynı şey krom hidroksit için de geçerlidir:

Cr(OH)3 → H3CrO3 → HCrO2

Cr(OH) 3(tv.) + KOH (tv.) (t, füzyon)→ 2H20 + KCrO2 (potasyum metakromat,

ANCAK KROMAT DEĞİL, kromatlar kromik asit tuzlarıdır).

Dört OH grubu içeren hidroksitler için de durum aynıdır: Hidrojeni ileri doğru hareket ettirir ve suyu çıkarırız:

Sn(OH) 4 → H4SnO4 → H2SnO3

Pb(OH) 4 → H4 PbO4 → H2PbO3

Kurşun ve kalayın her birinin iki amfoterik hidroksit oluşturduğu unutulmamalıdır: oksidasyon durumu +2 (Sn (OH) 2, Pb (OH) 2) ve +4 (Sn (OH) 4, Pb (OH) 4) ile ).

Ve bu hidroksitler farklı "tuzlar" oluşturacaktır:

Paslanma durumu
Hidroksit formülü	Sn(OH)2	Pb(OH)2	Sn(OH)4	Pb(OH)4
Asit olarak hidroksitin formülü	H2SnO2	H2PbO2	H2SnO3	H2PbO3
Tuz (potasyum)	K2SnO2	K2PbO2	K2SNO3	K2PbO3
Tuzun adı			metastannAT	metablumbAT

Sıradan "tuzlar" adlarıyla aynı prensiplere göre, en yüksek oksidasyon durumundaki element, ara madde - IT'deki AT son ekidir.

Bu tür "tuzlar" (metakromatlar, metaaluminatlar, metaberillatlar, metazinkatlar, vb.) yalnızca alkaliler ve amfoterik hidroksitlerin etkileşimi sonucu elde edilmez. Bu bileşikler her zaman güçlü bazik bir “dünya” ile amfoterik bir dünya (füzyon sırasında) temas ettiğinde oluşur. Yani, amfoterik hidroksitlerle aynı şekilde, amfoterik oksitler ve amfoterik oksitler (zayıf asitlerin tuzları) oluşturan metal tuzları alkalilerle reaksiyona girecektir. Ve bir alkali yerine, güçlü bir bazik oksit ve alkaliyi oluşturan metalin bir tuzunu (zayıf bir asidin tuzu) alabilirsiniz.

Etkileşimler:

Aşağıdaki reaksiyonların füzyon sırasında meydana geldiğini unutmayın.

Güçlü bazik oksitli amfoterik oksit:

ZnO (katı) + K20 (katı) (t, füzyon) → K2ZnO2 (potasyum metazinkat veya basitçe potasyum çinkoat)

Alkali amfoterik oksit:

ZnO (katı) + 2KOH (katı) (t, füzyon) → K2ZnO2 + H2O

Zayıf bir asit tuzu ve alkali oluşturan bir metalden oluşan amfoterik oksit:

ZnO (sol.) + K2C03 (sol.) (t, füzyon) → K2ZnO2 + CO2

Güçlü bazik oksitli amfoterik hidroksit:

Zn(OH)2 (katı) + K20 (katı) (t, füzyon) → K2ZnO2 + H2O

Alkali amfoterik hidroksit:

Zn (OH) 2 (katı) + 2KOH (katı) (t, füzyon) → K2ZnO2 + 2H20

Zayıf bir asit tuzu ve alkali oluşturan bir metalden oluşan amfoterik hidroksit:

Zn (OH) 2(katı) + K2C03(katı) (t, füzyon) → K2ZnO2 + C02 + H20

Güçlü bir bazik oksit ile amfoterik bir bileşik oluşturan zayıf bir asit ve bir metalin tuzları:

ZnCO3 (katı) + K20 (katı) (t, füzyon) → K2ZnO2 + C02

Zayıf bir asit ve bir alkali ile amfoterik bir bileşik oluşturan bir metalin tuzları:

ZnCO3 (katı) + 2KOH (katı) (t, füzyon) → K2ZnO2 + C02 + H20

Zayıf bir asit ve bir zayıf asit tuzu ve bir alkali oluşturan bir metal ile amfoterik bir bileşik oluşturan bir metalin tuzları:

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

Aşağıda amfoterik hidroksitlerin tuzları hakkında bilgi bulunmaktadır; Birleşik Devlet Sınavında en yaygın olanları kırmızıyla işaretlenmiştir.

	Hidroksit	Asit olarak hidroksit	Asit kalıntısı		Tuzun adı
BeO	Ol(OH) 2	H 2 BeO 2	BeO 2 2-	k 2 BeO 2	Metaberilat (berillat)
ZnO	Zn(OH) 2	H 2 ZnO 2	ZnO 2 2-	k 2 ZnO 2	Metazinkat (zinkat)
Al 2 Ö 3	Al(OH) 3	HALO 2	AlO 2 —	KAIO 2	Metaalüminat (alüminat)
Fe2O3	Fe(OH)3	HFeO2	FeO2 -	KFeO2	Metaferrat (AMA FERRATE DEĞİL)
	Sn(OH)2	H2SnO2	SnO 2 2-	K2SnO2
	Pb(OH)2	H2PbO2	PbO2 2-	K2PbO2
SnO2	Sn(OH)4	H2SnO3	SnO3 2-	K2SNO3	MetastannAT (stanat)
PbO2	Pb(OH)4	H2PbO3	PbO3 2-	K2PbO3	MetablumAT (tesisat)
Cr2O3	Cr(OH)3	HCrO2	CrO2 -	KCrO2	Metakromat (AMA KROMAT DEĞİL)

Amfoterik bileşiklerin ALKALİ çözeltileri (burada sadece alkali) ile etkileşimi.

Birleşik Devlet Sınavında buna “alüminyum hidroksitin (çinko, berilyum vb.) alkali ile çözünmesi” denir. Bunun nedeni, amfoterik hidroksitlerin bileşimindeki metallerin, fazla miktarda hidroksit iyonu varlığında (alkali bir ortamda) bu iyonları kendilerine bağlama yeteneğinden kaynaklanmaktadır. Merkezinde hidroksit iyonları ile çevrelenmiş bir metal (alüminyum, berilyum vb.) bulunan bir parçacık oluşturulur. Bu parçacık hidroksit iyonları nedeniyle negatif yüklü (anyon) hale gelir ve bu iyona hidroksoalüminat, hidroksizinkat, hidroksoberillat vb. adı verilir. Üstelik işlem farklı şekillerde ilerleyebilir, metal farklı sayıda hidroksit iyonu tarafından çevrelenebilir.

İki durumu ele alacağız: metal çevrelendiğinde dört hidroksit iyonu ve etrafı sarıldığında altı hidroksit iyonu.

Bu işlemler için kısaltılmış iyonik denklemi yazalım:

Al(OH)3 + OH — → Al(OH)4 —

Ortaya çıkan iyona Tetrahidroksoalüminat iyonu denir. Dört hidroksit iyonu olduğundan “tetra-” öneki eklenmiştir. Tetrahidroksialüminat iyonu - yüküne sahiptir, çünkü alüminyum 3+ yük taşıdığından ve dört hidroksit iyonu 4- yüküne sahip olduğundan toplam - olur.

Al(OH) 3 + 3OH - → Al(OH) 6 3-

Bu reaksiyonda oluşan iyona heksahidroksoalüminat iyonu denir. Altı hidroksit iyonu olduğundan “hekso-” öneki eklenmiştir.

Hidroksit iyonlarının sayısını gösteren bir önek eklemek gerekir. Çünkü basitçe “hidroksialüminat” yazarsanız hangi iyonu kast ettiğiniz belli olmaz: Al (OH) 4 - veya Al (OH) 6 3-.

Bir alkali amfoterik hidroksitle reaksiyona girdiğinde çözeltide bir tuz oluşur. Katyonu bir alkali katyondur ve anyonu, oluşumunu daha önce tartıştığımız karmaşık bir iyondur. anyon köşeli parantez.

Al(OH)3 + KOH → K (potasyum tetrahidroksoalüminat)

Al (OH) 3 + 3KOH → K3 (potasyum heksahidroksoalüminat)

Ürün olarak ne tür tuz (heksa- veya tetra-) yazdığınız önemli değil. Birleşik Devlet Sınavı cevaplarında bile şöyle yazılmıştır: “... K 3 (K oluşumuna izin verilir." Asıl mesele, tüm endekslerin doğru girilmesini sağlamayı unutmamaktır. Ücretleri takip edin ve saklayın Toplamlarının sıfıra eşit olması gerektiğini unutmayın.

Amfoterik hidroksitlere ek olarak amfoterik oksitler alkalilerle reaksiyona girer. Ürün aynı olacaktır. Yalnızca reaksiyonu şu şekilde yazarsanız:

Al 2 O 3 + NaOH → Na

Al203 + NaOH → Na3

Ancak bu tepkiler sizin için eşit olmayacaktır. Sol tarafa su eklemeniz gerekir, çünkü etkileşim çözelti içinde gerçekleşir, orada yeterli su vardır ve her şey eşitlenir:

Al203 + 2NaOH + 3H20 → 2Na

Al203 + 6NaOH + 3H20 → 2Na3

Amfoterik oksitler ve hidroksitlere ek olarak amfoterik bileşikler oluşturan bazı özellikle aktif metaller alkali çözeltilerle etkileşime girer. Yani bu: alüminyum, çinko ve berilyum. Eşitlemek için solda da suya ihtiyaç vardır. Ayrıca bu süreçler arasındaki temel fark, hidrojenin salınmasıdır:

2Al + 2NaOH + 6H20 → 2Na + 3H2

2Al + 6NaOH + 6H20 → 2Na3 + 3H2

Aşağıdaki tablo, Birleşik Devlet Sınavında amfoterik bileşiklerin özelliklerine ilişkin en yaygın örnekleri göstermektedir:

Amfoterik madde		Tuzun adı
Al2O3 Al(OH)3		Sodyum tetrahidroksialüminat	Al(OH) 3 + NaOH → Na Al 2 Ö 3 + 2NaOH + 3H 2 Ç → 2Na 2Al + 2NaOH + 6H 2 O → 2Na + 3H 2
	Hayır 3	Sodyum hekzahidroksialüminat	Al(OH) 3 + 3NaOH → Na 3 Al 2 Ö 3 + 6NaOH + 3H 2 Ç → 2Na 3 2Al + 6NaOH + 6H 2 Ç → 2Na 3 + 3 saat 2
Zn(OH)2	K2	Sodyum tetrahidroksozinkat	Zn(OH) 2 + 2NaOH → Na 2 ZnO + 2NaOH + H 2 O → Na 2 Zn + 2NaOH + 2H 2 O → Na 2 +H 2
	K 4	Sodyum heksahidroksozinkat	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	Lityum tetrahidroksoberilat	Ol(OH) 2 + 2LiOH → Li 2 BeO + 2LiOH + H 2 Ç → Li 2 + 2LiOH + 2H olun 2 Ç → Li 2 +H 2
	Li 4	Lityum hekzahidroksoberillat	Ol(OH) 2 + 4LiOH → Li 4 BeO + 4LiOH + H 2 Ç → Li 4 + 4LiOH + 2H olun 2 Ç → Li 4 +H 2
Cr2O3 Cr(OH)3		Sodyum tetrahidroksokromat	Cr(OH) 3 + NaOH → Na CR 2 Ö 3 + 2NaOH + 3H 2 Ç → 2Na
	Hayır 3	Sodyum heksahidroksokromat	Cr(OH) 3 + 3NaOH → Na 3 CR 2 Ö 3 + 6NaOH + 3H 2 Ç → 2Na 3
Fe2O3 Fe(OH)3		Sodyum tetrahidroksoferrat	Fe(OH) 3 + NaOH → Na Fe 2 Ö 3 + 2NaOH + 3H 2 Ç → 2Na
	Hayır 3	Sodyum heksahidroksoferrat	Fe(OH) 3 + 3NaOH → Na 3 Fe 2 Ö 3 + 6NaOH + 3H 2 Ç → 2Na 3

Bu etkileşimlerde elde edilen tuzlar asitlerle reaksiyona girerek diğer iki tuzu (belirli bir asit ve iki metalin tuzları) oluşturur:

2Na 3 + 6 saat 2 BU YÜZDEN 4 → 3Na 2 BU YÜZDEN 4 +Al 2 (BU YÜZDEN 4 ) 3 +12 saat 2 Ö

Bu kadar! Karmaşık bir şey yok. Önemli olan kafa karıştırmamak, füzyon sırasında neyin oluştuğunu ve çözümde neyin olduğunu hatırlamaktır. Çok sık, bu konuyla ilgili ödevler karşımıza çıkıyor B parçalar.