24.11.202227.05.2017

Амфотерні метали - це прості речовини, які за структурою, хімічними та подібними до металевої групи елементів. Самі собою метали що неспроможні виявляти амфотерних властивостей, на відміну їх сполук. Наприклад, оксиди і гідроксиди деяких металів мають подвійну хімічну природу - в одних умовах вони поводяться як кислоти, а в інших мають властивості лугів.

Основні амфотерні метали – це алюміній, цинк, хром, залізо. До цієї групи елементів можна віднести берилій і стронцій.

амфотерність?

Вперше цю властивість виявили досить давно. А термін «амфотерні елементи» був уведений у науку у 1814 році відомими хіміками Л. Тенаром та Ж. Гей-Люссаком. У ті часи хімічні сполуки було прийнято розділяти на групи, які відповідали їх основним властивостям під час реакцій.

Проте, група оксидів і основ володіла двоїстими здібностями. У деяких умовах такі речовини поводилися як луги, в інших, навпаки, діяли як кислоти. Саме так і виник термін «амфотерність». Для таких поведінка під час кислотно-основної реакції залежить від умов її проведення, природи реагентів, що беруть участь, а також від властивостей розчинника.

Цікаво, що в природних умовах амфотерні метали можуть взаємодіяти як з лугом, так і кислотою. Наприклад, під час реакції алюмінію утворюється сульфат алюмінію. А при реакції цього ж металу з концентрованим лугом утворюється комплексна сіль.

Амфотерні основи та їх основні властивості

За нормальних умов це тверді речовини. Вони практично не розчиняються у воді та вважаються досить слабкими електролітами.

Основний метод отримання таких основ – це реакція солі металу з невеликою кількістю лугу. Реакцію осадження потрібно проводити повільно та обережно. Наприклад, при отриманні цинку гідроксиду в пробірку з хлоридом цинку обережно, краплями додають їдкий натр. Щоразу потрібно не сильно струшувати ємність, щоб побачити білий осад металу на дні посуду.

З кислотами та амфотерні речовини реагують як основи. Наприклад, при реакції гідроксиду цинку із соляною кислотою утворюється хлорид цинку.

А ось під час реакцій з основами амфотерні основи поводяться як кислоти.

Крім того, при сильному нагріванні розкладаються з утворенням відповідного оксиду амфотерного і води.

Найпоширеніші амфотерні метали: коротка характеристика

Цинквідноситься до групи амфотерних елементів. І хоча сплави цієї речовини широко використовувалися ще в давніх цивілізаціях, у чистому вигляді його змогли виділити лише 1746 року.

Чистий метал є досить крихкою речовиною блакитного кольору. На повітрі цинк швидко окислюється – його поверхня тьмяніє та покривається тонкою плівкою оксиду.

У природі цинк існує переважно у вигляді мінералів – цинкітів, смітсонітів, каламітів. Найвідоміша речовина - це цинкова обманка, що складається з сульфіду цинку. Найбільші родовища цього мінералу знаходяться у Болівії та Австралії.

АлюмінійНа сьогоднішній день вважається найбільш поширеним металом на планеті. Його сплави використовувалися протягом багатьох століть, а в 1825 речовина була виділена в чистому вигляді.

Чистий алюміній є легким металом сріблястого кольору. Він легко піддається механічній обробці та литтю. Цей елемент має високу електро- та теплопровідність. Крім того, цей метал стійкий до корозії. Справа в тому, що поверхня його покрита тонкою, але дуже стійкою оксидною плівкою.

На сьогоднішній день алюміній широко застосовується у промисловості.

Підстави, амфотерні гідроксиди

Підстави - це складні речовини, що складаються з атомів металу та однієї або кількох гідроксогруп (-OH). Загальна формула Me + y (OH) y , де - число гідроксогруп, рівне ступеня окислення металу Me. У таблиці представлено класифікацію підстав.

Властивості лугів гідроксидів лужних та лужноземельних металів

1. Водні розчини лугів милі на дотик, змінюють забарвлення індикаторів: лакмусу – у синій колір, фенолфталеїну – у малиновий.

2. Водні розчини дисоціюють:

3. Взаємодіють із кислотами, вступаючи у реакцію обміну:

Багатокислотні основи можуть давати середні та основні солі:

4. Взаємодіють із кислотними оксидами, утворюючи середні та кислі солі залежно від основності кислоти, що відповідає цьому оксиду:

5. Взаємодіють з амфотерними оксидами та гідроксидами:

а) сплавлення:

б) у розчинах:

6. Взаємодіють із розчинними у воді солями, якщо утворюється осад або газ:

Нерозчинні основи (Cr(OH) 2 , Mn(OH) 2 та ін.) взаємодіють з кислотами та розкладаються при нагріванні:

Амфотерні гідроксиди

Амфотерними називають сполуки, які в залежності від умов можуть бути як донорами катіонів водню та виявляти кислотні властивості, так і їх акцепторами, тобто виявляти основні властивості.

Хімічні властивості амфотерних сполук

1. Взаємодіючи із сильними кислотами, вони виявляють основні властивості:

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

2. Взаємодіючи з лугами - сильними основами, вони виявляють кислотні властивості:

Zn(OH) 2 + 2NaOH = Na 2 ( комплексна сіль)

Al(OH) 3 + NaOH = Na ( комплексна сіль)

Комплексними називають сполуки, у яких хоча б один ковалентний зв'язок утворився за донорно-акцепторним механізмом.

Загальний метод отримання основ базується на реакціях обміну, за допомогою яких можуть бути отримані як нерозчинні, так і розчинні основи.

CuSО 4 + 2КОН = Cu(OH) 2 ↓ + K 2 SО 4

До 2 СО 3 + (ОН) 2 = 2 КОН + BaCO 3 ↓

При отриманні цим методом розчинних основ осад випадає нерозчинна сіль.

При отриманні нерозчинних у воді основ, що володіють амфотерними властивостями, слід уникати надлишку лугу, оскільки може відбутися розчинення амфотерної основи, наприклад:

АlСl 3 + 4КОН = К [Аl(ОН) 4] + 3КСl

У подібних випадках для отримання гідроксидів використовують гідроксид амонію, в якому амфотерні гідроксиди не розчиняються:

АlСl 3 + 3NH 3 + ДТ 2 О = Аl(ОН) 3 ↓ + 3NH 4 Cl

Гідроксиди срібла і ртуті настільки легко розкладаються, що при спробі отримання обмінної реакцією замість гідроксидів випадають оксиди:

2AgNО 3 + 2КОН = Ag 2 О↓ + Н 2 О + 2KNO 3

У промисловості луги зазвичай одержують електроліз водних розчинів хлоридів.

2NaCl + 2Н 2 Про → ϟ → 2NaOH + H 2 + Cl 2

Луги можна також одержати взаємодією лужних та лужноземельних металів або їх оксидів із водою.

2Li + 2Н 2 О = 2LiOH + Н 2

SrO + Н 2 О = Sr(OH) 2

Кислоти

Кислотами називаються складні речовини, молекули яких складаються з атомів водню, здатних заміщатися на атоми металу, та кислотних залишків. За звичайних умов кислоти можуть бути твердими (фосфорна H 3 PO 4 ; кремнієва H 2 SiO 3) та рідкими (у чистому вигляді рідиною буде сірчана кислота H 2 SO 4).

Такі гази, як хлороводень HCl, бромоводень HBr, сірководень H 2 S у водних розчинах утворюють відповідні кислоти. Числом іонів водню, що утворюються кожною молекулою кислоти при дисоціації, визначається заряд кислотного залишку (аніону) та основність кислоти.

Згідно протолітичної теорії кислот та основ,запропонованої одночасно датським хіміком Бренстедом та англійським хіміком Лоурі, кислотою називають речовину, відщеплюючепри даній реакції протони,а основою- речовина, здатна приймати протони.

кислота → основа + Н +

На основі таких уявлень зрозумілі основні властивості аміаку,який завдяки наявності неподіленої електронної пари при атомі азоту ефективно приймає протон при взаємодії з кислотами, утворюючи іон амонію у вигляді донорноакцепторного зв'язку.

HNO 3 + NH 3 ⇆ NH 4 + + NO 3

кислота основа кислота основа

Більш загальне визначення кислот та основзапропонував американський хімік Г. Льюїс. Він припустив, що кислотно-основні взаємодії зовсім не обов'язково відбуваються з перенесенням для тону.У визначенні кислот та основ за Льюїсом основна роль у хімічних реакціях відводиться електронних пар.

Катіони, аніони або нейтральні молекули, здатні прийняти одну або кілька пар електронів, називають кислотами Льюїса.

Так, наприклад, фторид алюмінію AlF 3 - це кислота, оскільки він здатний приймати електронну пару при взаємодії з аміаком.

AlF 3 + :NH 3 ⇆ :

Катіони, аніони або нейтральні молекули, здатні віддавати електронні пари, називають основами Льюїса (аміак - основа).

Визначення Льюїса охоплює всі кислотно-основні процеси, що розглядалися раніше запропонованими теоріями. У таблиці зіставлені визначення кислот та основ, що використовуються в даний час.

Номенклатура кислот

Оскільки існують різні визначення кислот, їхня класифікація та номенклатура досить умовні.

За кількістю атомів водню, здатних до відщеплення у водному розчині, кислоти ділять на одноосновні(наприклад, HF, HNO 2), двоосновні(H 2 CO 3 , H 2 SO 4) та триосновні(Н 3 Р0 4).

За складом кислоти ділять на безкисневі(НСl, H 2 S) та кисневмісні(НСlO 4 , HNO 3).

Зазвичай назви кисневмісних кислотвиробляються від назви неметалу з додаванням закінчень, -ва,якщо ступінь окислення неметалу дорівнює номеру групи. У міру зниження ступеня окиснення суфікси змінюються (у порядку зменшення ступеня окиснення металу): -овата, іста, -оватиста:

Якщо розглянути полярність зв'язку водень-неметал в межах періоду, можна пов'язати полярність цього зв'язку з положенням елемента в Періодичній системі. Від атомів металів, що легко втрачають валентні електрони, атоми водню приймають ці електрони, утворюючи стійку двоелектронну оболонку типу оболонки атома гелію, і дають іонні гідриди металів.

У водневих сполуках елементів III-IV груп періодичної системи бору, алюмінію, вуглецю, кремнію утворюють ковалентні, слабополярні зв'язки з атомами водню, не схильні до дисоціації. Для елементів V-VII груп Періодичної системи в межах періоду полярність зв'язку неметалл-водень збільшується із зарядом атома, але розподіл зарядів у диполі, що виникає, інше, ніж у водневих сполуках елементів, схильних віддавати електрони. Атоми неметалів, які мають для завершення електронної оболонки необхідно кілька електронів, відтягують себе (поляризують) пару електронів зв'язку тим більше, що більше заряд ядра. Тому в рядах СН 4 - NH 3 - Н 2 O - HF або SiH 4 - PH 3 - H 2 S - НСl зв'язки з атомами водню, залишаючись ковалентними, набувають більш полярного характеру, а атом водню в диполі зв'язку елемент-водень стає більш електропозитивним. Якщо полярні молекули опиняються у полярному розчиннику, може відбуватися процес електролітичної дисоціації.

Обговоримо поведінку кисневмісних кислот у водних розчинах. У цих кислот є зв'язок Н-О-Е та, природно, на полярність зв'язку Н-О впливає зв'язок О-Е. Тому ці кислоти дисоціюють, зазвичай, легше, ніж вода.

H 2 SO 3 + H 2 O ⇆ H з O + + HSO 3

HNO 3 + H 2 O ⇆ H з O + + NO 3

На кількох прикладах розглянемо властивості кисневмісних кислот,утворених елементами, які здатні виявляти різний ступінь окислення. Відомо що хлорноваста кислотаНСlO дуже слабка,хлориста кислота НСlO 2 також слабка,але сильніше хлорнуватистої, хлорнувата кислота НСlO 3 сильна.Хлорна кислота НСlO 4 - одна з найсильнішихнеорганічних кислот.

Для дисоціації за кислотним типом (з відщепленням іона Н) необхідний розрив зв'язку О-Н. Як можна пояснити зменшення міцності цього зв'язку в ряді НСlO-НСlO2-НСlO3-НСClO4? У цьому ряду збільшується кількість атомів кисню, пов'язаних із центральним атомом хлору. Щоразу, коли утворюється новий зв'язок кисню з хлором, від атома хлору, отже, і від одинарного зв'язку О-Cl відтягується електронна щільність. В результаті електронна щільність частково уникає і зв'язку О-Н, який через це послаблюється.

Така закономірність - посилення кислотних властивостей з зростанням ступеня окиснення центрального атома - характерна як для хлору, але й інших елементів.Наприклад, азотна кислота HNO 3 , в якій ступінь окислення азоту +5, сильніша, ніж азотиста кислота HNO 2 (ступінь окислення азоту +3); сірчана кислота H 2 SO 4 (S +6) сильніша, ніж сірчиста кислота H 2 SO 3 (S +4).

Отримання кислот

1. Безкисневі кислоти можуть бути отримані при безпосередньому з'єднанні неметалів з воднем.

Н 2 + Сl 2 → 2НСl,

H 2 + S ⇆ H 2 S

2. Деякі кисневмісні кислоти можуть бути отримані взаємодією кислотних оксидів із водою.

3. Як безкисневі, так і кисневмісні кислоти можна отримати щодо реакцій обмінуміж солями та іншими кислотами.

BaBr 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2НВr

CuSO 4 + H 2 S = H 2 SO 4 + CuS↓

FeS + H 2 SO 4(pa зб) = H 2 S+FeSO 4

NaCl (T) + H 2 SO 4(кінець) = HCl + NaHSO 4

AgNO 3 + HCl = AgCl↓ + HNO 3

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

4. Деякі кислоти можуть бути отримані за допомогою окисно-відновних реакцій

Н 2 O 2 + SO 2 = H 2 SO 4

3Р + 5HNO 3 + 2Н 2 O = ДТ 3 РO 4 + 5NO 2

Кислий смак, дія на індикатори, електрична провідність, взаємодія з металами, основними та амфотерними оксидами, основами та солями, утворення складних ефірів зі спиртами – ці властивості є загальними для неорганічних та органічних кислот.

можна розділити на два типи реакцій:

1) загальнідля кислотреакції пов'язані з утворенням у водних розчинах іона гідроксонію Н 3 O +;

2) специфічні(т. е. характерні) реакції конкретні кислоти.

Іон водню може вступати в окислювачно-відновлювальніреакції, відновлюючись до водню, а також у реакції сполукиз негативно зарядженими або нейтральними частинками, що мають неподілені пари електронів, тобто кислотно-основні реакції.

До загальних властивостей кислот відносяться реакції кислот з металами, що стоять в ряду напруги до водню, наприклад:

Zn + 2Н + = Zn 2+ + Н 2

До кислотно-основних реакцій відносяться реакції з основними оксидами та основами, а також із середніми, основними, а іноді і кислими солями.

2 CO 3 + 4HBr = 2CuBr 2 + CO 2 + 3Н 2 O

Mg(HCO 3) 2 + 2НСl = MgCl 2 + 2СO 2 + 2Н 2 O

2KHSO 3 + H 2 SO 4 = K 2 SO 4 + 2SO 2 + 2H 2 O

Зауважимо, що багатоосновні кислоти дисоціюють ступінчасто, причому кожному наступному щаблі дисоціація проходить важче, тому при надлишку кислоти найчастіше утворюються кислі солі, а чи не середні.

Са 3 (РО 4) 2 + 4Н 3 Р0 4 = 3Са(Н 2 Р0 4) 2

Na 2 S + Н 3 РО 4 = Na 2 HPO 4 + H 2 S

NaOH + H 3 PO 4 = NaH 2 PO 4 + Н 2 O

КОН + H 2 S = KHS + Н 2 O

На перший погляд, може здатися дивним утворення кислих солей. одноосновнийфтороводородною (плавиковою) кислотою. Однак цей факт можна пояснити. На відміну від інших галогеноводородних кислот плавикова кислота в розчинах частково полімеризована (завдяки утворенню водневих зв'язків) і в ній можуть бути різні частинки (HF) X , а саме H 2 F 2 , H 3 F 3 і т. д.

Частковий випадок кислотно-основної рівноваги - реакції кислот та основ з індикаторами, які змінюють своє забарвлення залежно від кислотності розчину. Індикатори використовуються в якісному аналізі для виявлення кислот та основу розчинах.

Найпоширеніші індикатори - лакмус(у нейтральноюсередовищі Фіолетовий колір,в кислий - червоний,в лужний - синій), метилоранж(у кислийсередовищі червоний,в нейтральною - помаранчевий,в лужний - жовтий), фенолфталеїн(у сильнолужнийсередовищі малиново-червоний,в нейтральною та кислою - безбарвний).

Специфічні властивостірізних кислот можуть бути двох типів: по-перше, реакції, що призводять до утворення нерозчинних солей,і, по-друге, окисно-відновні перетворення.Якщо реакції, пов'язані з наявністю у них іона Н + , загальні для всіх кислот (якісні реакції для виявлення кислот), специфічні реакції використовуються як якісні на окремі кислоти:

Ag + + Cl - = AgCl (білий осад)

2+ + SO 4 2- = BaSO 4(білий осад)

3Ag + + PO 4 3 - = Ag 3 PO 4 (жовтий осад)

Деякі специфічні реакції кислот обумовлені їх окислювально-відновними властивостями.

Безкисневі кислоти у водному розчині можуть лише окислюватися.

2КМnO 4 + 16НСl = 5Сl 2 + 2КСl + 2МnСl 2 + 8Н 2 O

H 2 S + Вг 2 = S + 2НВг

Кисень містять кислоти можуть окислюватися тільки в тому випадку, якщо центральний атом в них знаходиться в нижчому або проміжному ступені окислення, як, наприклад, в сірчистій кислоті:

H 2 SO 3 + Сl 2 + Н 2 O = H 2 SO 4 + 2НСl

Багато кисневмісних кислот, в яких центральний атом має максимальний ступінь окислення (S +6 , N +5 , Сг +6), виявляють властивості сильних окислювачів. Концентрована H2SO4 - сильний окислювач.

Сu + 2H 2 SO 4(кінець) = CuSO 4 + SO 2 + 2Н 2 O

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

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

Слід запам'ятати, що:

Розчини кислот реагують з металами, що стоять в електрохімічному ряду напруг лівіше водню, за дотримання ряду умов, найважливішим з яких є утворення в результаті реакції розчинної солі. Взаємодія HNO 3 та Н 2 SO 4 (конц.) з металами протікає інакше.

Концентрована сірчана кислота на холоді пасивує алюміній, залізо, хром.

У воді кислоти дисоціюють на катіони водню та аніони кислотних залишків, наприклад:

Неорганічні та органічні кислоти взаємодіють з основними та амфотерними оксидами за умови, що утворюється розчинна сіль:

І ті, й інші кислоти вступають у реакцію з основами. Багатоосновні кислоти можуть утворювати як середні, так і кислі солі (це реакції нейтралізації):

Реакція між кислотами та солями йде тільки в тому випадку, якщо утворюється осад або газ:

Взаємодія H 3 PO 4 з вапняком припиниться через утворення на поверхні останнього нерозчинного осаду Ca 3 (PO 4) 2 .

Особливості властивостей азотної HNO 3 і концентрованої сірчаної H 2 SO 4 (конц.) кислот обумовлені тим, що при їх взаємодії з простими речовинами (металами та неметалами) окислювачами виступатимуть не катіони H + , а нітрат-і сульфат-іони. Логічно очікувати, що в результаті таких реакцій утворюється не водень H 2 , а виходять інші речовини: обов'язково сіль і вода, а також один із продуктів відновлення нітрат- або сульфат-іонів залежно від концентрації кислот, положення металу в ряді напружень та умов реакції (температури, ступеня подрібненості металу тощо).

Ці особливості хімічної поведінки HNO 3 та H 2 SO 4 (конц.) наочно ілюструють тезу теорії хімічної будови про взаємний вплив атомів у молекулах речовин.

Часто плутають поняття леткість та стійкість (стабільність). Летучими називають кислоти, молекули яких легко переходять у газоподібний стан, тобто випаровуються. Наприклад, соляна кислота є летючою, але стійкою, стабільною кислотою. Про летючість нестабільних кислот не можна судити. Наприклад, нелетюча, нерозчинна кремнієва кислота розкладається на воду та SiO 2 . Водні розчини соляної, азотної, сірчаної, фосфорної та інших кислот не мають забарвлення. Водний розчин хромової кислоти H 2 CrO 4 має жовте забарвлення, марганцевої кислоти HMnO 4 - малинове.

Довідковий матеріал для проходження тестування:

таблиця Менделєєва

Таблиця розчинності

Прості речовини подібні до металевих елементів за структурою і рядом хімічних і фізичних параметрів називають амфотерними, тобто. це елементи, що виявляють хімічну двоїстість. Слід зазначити, що це самі метали, які солі чи оксиди. Наприклад, оксиди деяких металів можуть мати дві властивості, за одних умов вони можуть виявляти властивості властиві кислотам, в інших, вони поводяться як луги.

До основних амфотерних металів відносять алюміній, цинк, хром та деякі інші.

Термін амфотерність був у оборот на початку XIX століття. Тоді хімічні речовини поділяли виходячи з їх подібних властивостей, що виявляються при хімічних реакціях.

Що таке амфотерні метали

Список металів, які можна зарахувати амфотерним, досить великий. Причому деякі з них можна назвати амфотерними, а деякі умовно.

Перерахуємо порядкові номери речовин, під якими розташовані в Таблиці Менделєєва. До списку входять групи з 22 до 32, з 40 до 51 і ще багато інших. Наприклад, хром, залізо та ряд інших можна з повною основою називати основними, до останніх можна віднести і стронцій з бериллієм.

До речі, найяскравішим представником амфорних металів вважають алюміній.

Саме його сплави протягом тривалого часу використовують практично у всіх галузях промисловості. З нього роблять елементи фюзеляжів літальних апаратів, кузовів автомобільного транспорту та кухонний посуд. Він став незамінним в електротехнічній промисловості та при виробництві обладнання для теплових мереж. На відміну багатьох інших металів алюміній постійно виявляє хімічну активність. Оксидна плівка, що покриває поверхню металу, протистоїть окислювальним процесам. У звичайних умовах і в деяких типах хімічних реакцій алюміній може виступати як відновлювальний елемент.

Цей метал здатний взаємодіяти з киснем, якщо його подрібнити на безліч дрібних частинок. Для проведення операції такого роду потрібне використання високої температури. Реакція супроводжується виділенням великої кількості теплової енергії. При підвищенні температури 200 ºC, алюміній вступає в реакцію з сіркою. Справа в тому, що алюміній, не завжди, в нормальних умовах, може вступати в реакцію з воднем. Тим часом при його змішуванні з іншими металами можуть виникати різні сплави.

Ще один яскраво виражений метал, що відноситься до амфотерних – це залізо. Цей елемент має номер 26 і розташований між кобальтом та марганцем. Залізо, найпоширеніший елемент, що у земної корі. Залізо можна класифікувати як простий елемент, що має сріблясто-білий колір та відрізняється ковкістю, зрозуміло, при дії високих температур. Може швидко починати корозію під впливом високих температур. Залізо, якщо помістити його в чистий кисень повністю прогорає і може спалахнути на відкритому повітрі.

Такий метал має здатність швидко переходити в стадію кородування при дії високої температури. Заміщене в чистий кисень залізо повністю перегорає. Перебуваючи на повітрі металева речовина, швидко окислюється внаслідок надмірної вологості, тобто іржавіє. При горінні у кисневій масі утворюється своєрідна окалина, яка називається оксидом заліза.

Властивості амфотерних металів

Вони визначені самим поняттям амфотерності. У типовому стані, тобто звичайній температурі та вологості, більшість металів є твердими тілами. Жоден метал не підлягає розчиненню у воді. Лужні основи проявляються лише після певних хімічних реакцій. У процесі проходження реакції солі металу вступають у взаємодію. Слід зазначити, що правила безпеки вимагають особливої обережності під час проведення цієї реакції.

З'єднання амфотерних речовин з оксидами чи самими кислотами перші показують реакцію, властиву основами. У той же час, якщо їх з'єднувати з основами, то будуть проявлятися кислотні властивості.

Нагрів амфотерних гідроксидів змушує їх розпадатися на воду та оксид. Тобто властивості амфотерних речовин дуже широкі і вимагають ретельного вивчення, яке можна виконати під час хімічної реакції.

Властивості амфотерних елементів можна зрозуміти, порівнявши їх із параметрами традиційних матеріалів. Наприклад, більшість металів мають малий потенціал іонізації і це дозволяє їм виступати під час хімічних процесів відновниками.

Амфотерні – можуть показати як відновлювальні, так і окислювальні характеристики. Однак, існують сполуки, які характеризуються негативним рівнем окислення.

Абсолютно всі відомі метали мають можливість утворювати гідроксиди та оксиди.

Всім металам властива можливість утворення основних гідроксидів та оксидів. До речі, метали можуть вступати в реакцію окислення лише з деякими кислотами. Наприклад, реакція з азотною кислотою може протікати по-різному.

Амфотерні речовини, що відносяться до простих, мають явні відмінності по структурі та особливостям. Приналежність до певного класу можна в деяких речовин визначити з погляду, так, відразу видно, що мідь - це метал, а бром немає.

Як відрізнити метал від неметалу

Головна відмінність полягає в тому, що метали віддають електрони, які знаходяться у зовнішній електронній хмарі. Неметали активно їх притягують.

Усі метали є добрими провідниками тепла та електрики, неметали, такої можливості позбавлені.

Основи амфотерних металів

У нормальних умовах це речовини не розчиняються у воді та їх можна спокійно віднести до слабких електролітів. Такі речовини отримують після проведення реакції солей металу та лугу. Ці реакції досить небезпечні для тих, хто їх виробляє і тому, наприклад, для отримання гідроксиду цинку в ємність із хлоридом цинку повільно та акуратно, по краплині треба вводити їдкий натр.

Водночас, амфотерні – взаємодіють із кислотами як основи. Тобто при виконанні реакції між соляною кислотою та гідроксидом цинку, з'явиться хлорид цинку. А при взаємодії з основами вони поводяться як кислоти.

13.1. Визначення

До найважливіших класів неорганічних речовин за традицією відносять прості речовини (метали та неметали), оксиди (кислотні, основні та амфотерні), гідроксиди (частина кислот, основи, амфотерні гідроксиди) та солі. Речовини, що відносяться до того самого класу, мають подібні хімічні властивості. Але вже знаєте, що з виділенні цих класів використовують різні класифікаційні ознаки.
У цьому параграфі остаточно сформулюємо визначення всіх найважливіших класів хімічних речовин і розберемося, за якими ознаками виділяються ці класи.
Почнемо з простих речовин (Класифікація за кількістю елементів, що входять до складу речовини). Їх зазвичай ділять на металиі неметали(рис. 13.1- а).
Визначення поняття "метал" ви вже знаєте.

З цього визначення видно, що головною ознакою, що дозволяє нам розділити прості речовини на метали та неметали, є тип хімічного зв'язку.

У більшості неметалів зв'язок ковалентний. Але є ще й благородні гази (прості речовини елементів VIIIA групи), атоми яких у твердому та рідкому стані пов'язані лише міжмолекулярними зв'язками. Звідси й визначення.

За хімічними властивостями серед металів виділяють групу про амфотерних металівЦя назва відображає здатність цих металів реагувати як з кислотами, так і з лугами (як амфотерні оксиди або гідроксиди) (рис. 13.1- б).
Крім цього, через хімічну інертність серед металів виділяють благородні метали.До них відносять золото, рутеній, родій, паладій, осмій, іридій, платину. За традицією до шляхетних металів відносять і дещо реакційно-здатне срібло, але не відносять такі інертні метали, як тантал, ніобій та деякі інші. Є й інші класифікації металів, наприклад, у металургії всі метали поділяють на чорні та кольорові,відносячи до чорних металів залізо та його сплави.
З складних речовин найбільше значення мають, перш за все, оксиди(див.§2.5), але оскільки в їх класифікації враховуються кислотно-основні властивості цих сполук, ми спочатку згадаємо, що таке кислотиі основи.

Таким чином, ми виділяємо кислоти та основи із загальної маси сполук, використовуючи дві ознаки: склад та хімічні властивості.
За складом кислоти поділяються на кисневмісні (оксокислоти) та безкисневі(Рис. 13.2).

Слід пам'ятати, що кисневмісні кислоти за своєю будовою є гідроксидами.

Примітка. За традицією для безкисневих кислот слово "кислота" використовується в тих випадках, коли йдеться про розчин відповідної індивідуальної речовини, наприклад: речовину HCl називають хлороводнем, а його водний розчин - хлороводневою або соляною кислотою.

Тепер повернемось до оксидів. Ми відносили оксиди до групи кислотнихабо основнихпо тому, як вони реагують з водою (або по тому, з кислот або підстав вони виходять). Але з водою реагують далеко не всі оксиди, проте більшість з них реагує з кислотами або лугами, тому оксиди краще класифікувати за цією властивістю.

Існує кілька оксидів, які у звичайних умовах не реагують ні з кислотами, ні з лугами. Такі оксиди називають несолетворними. Це, наприклад, CO, SiO, N2O, NO, MnO2. На відміну від них, інші оксиди називають солеутворюючими(Рис. 13.3).

Як ви знаєте, більшість кислот і основ відноситься до гідроксидам. За здатністю гідроксидів реагувати і з кислотами, і з лугами серед них (як і серед оксидів) виділяють амфотерні гідроксиди(Рис. 13.4).

Тепер нам залишилося дати визначення солей. Термін "сіль" використовується здавна. З розвитком науки, його сенс неодноразово змінювався, розширювався і уточнювався. У сучасному розумінні сіль – це іонна сполука, але традиційно до солей не відносять іонні оксиди (оскільки їх називають основними оксидами), іонні гідроксиди (основи), а також іонні гідриди, карбіди, нітриди тощо. що

Можна дати й інше, точніше, визначення солей.

Даючи таке визначення, солі оксонію зазвичай відносять і до солей, і кислот.
Солі прийнято поділяти за складом на кислі, середніі основні(Рис. 13.5).

Тобто до складу аніонів кислих солей входять атоми водню, пов'язані ковалентними зв'язками з іншими атомами аніонів та здатні відриватися під дією основ.

Основні солі зазвичай мають дуже складний склад і часто нерозчинні у воді. Типовий приклад основної солі - мінерал малахіт Cu2(OH)2CO3.

Як бачите, найважливіші класи хімічних речовин виділяються за різними класифікаційними ознаками. Але за якою б ознакою ми не виділяли клас речовин, всі речовини цього класу мають загальні хімічні властивості.

У цьому розділі ви познайомитеся з найбільш характерними хімічними властивостями речовин-представників цих класів і найважливішими способами їх отримання.

МЕТАЛИ, НЕМЕТАЛИ, АМФОТЕРНІ МЕТАЛИ, КИСЛОТИ, ПІДСТАВИ, ОКСОКИСЛОТИ, БЕСКОЛОДНІ КИСЛОТИ, ОСНОВНІ ОКСИДИ, КИСЛОТНІ ОКСИДИ, АМФОТЕРНИ ЧИ, КИСЛІ СОЛІ, СЕРЕДНІ СОЛІ, ОСНОВНІ СОЛІ
1.Де в природній системі елементів розташовані елементи, що утворюють метали, а де – елементи, що утворюють неметали?
2.Напишіть формули п'яти металів та п'яти неметалів.
3.Складіть структурні формули наступних сполук:
(H 3 O)Cl, (H 3 O) 2 SO 4 , HCl, H 2 S, H 2 SO 4 , H 3 PO 4 , H 2 CO 3 , Ba(OH) 2 , RbOH.
4.Яким оксидам відповідають такі гідроксиди:
H 2 SO 4 , Ca(OH) 2 , H 3 PO 4 , Al(OH) 3 , HNO 3 , LiOH?
Який характер (кислотний чи основний) кожного з цих оксидів?
5. Серед наступних речовин знайдіть солі. Складіть їх структурні формули.
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.Складіть структурні формули наступних кислих солей:
NaHSO 4 , KHSO 3 , NaHCO 3 , Ca(H 2 PO 4) 2 , CaHPO 4 .

13.2. Метали

У кристалах металів і в їх розплавах атомні кістяки пов'язує єдину електронну хмару металевого зв'язку. Як і окремий атом елемента, що утворює метал, кристал металу має здатність віддавати електрони. Схильність металу віддавати електрони залежить від його будови і, насамперед, від розміру атомів: чим більше атомні кістяки (тобто чим більше іонні радіуси), тим легше метал віддає електрони.
Метали – прості речовини, тому ступінь окислення атомів у яких дорівнює 0. Вступаючи у реакції, метали майже завжди змінюють ступінь окислення своїх атомів. Атоми металів, не маючи схильності приймати електрони, можуть лише їх віддавати або узагальнювати. Електронегативність цих атомів невелика, тому навіть при утворенні ними ковалентних зв'язків атоми металів набувають позитивного ступеня окислення. Отже, всі метали тією чи іншою мірою виявляють відновлювальні властивості. Вони реагують:
1) З неметалами(але не всі і не з усіма):
4Li + O 2 = 2Li 2 O,
3Mg + N 2 = Mg 3 N 2 (при нагріванні),
Fe + S = FeS (при нагріванні).
Найбільш активні метали легко реагують з галогенами та киснем, а з дуже міцними молекулами азоту реагує лише літій та магній.
Реагуючи з киснем, більшість металів утворює оксиди, а найактивніші – пероксиди (Na 2 O 2 , BaO 2) та інші складніші сполуки.
2) З оксидамименш активних металів:
2Ca + MnO 2 = 2CaO + Mn (при нагріванні),
2Al + Fe 2 O 3 = Al 2 O 3 + 2Fe (з попереднім нагріванням).
Можливість перебігу цих реакцій визначається загальним правилом (ОВР протікають у напрямі утворення більш слабких окислювача і відновника) і залежить не тільки від активності металу (активніший, тобто легше віддає свої електрони метал відновлює менш активний), але і від енергії кристалічної решітки оксиду ( реакція протікає у бік освіти більш " міцного " оксиду).
3) З розчинами кислот(§ 12.2):
Mg + 2H 3 O = Mg 2B + H 2 + 2H 2 O, Fe + 2H 3 O = Fe 2 + H 2 + 2H 2 O,
Mg + H 2 SO 4p = MgSO 4p + H 2 , Fe + 2HCl p = FeCl 2p + H 2 .
В цьому випадку можливість реакції легко визначається по ряду напруг (реакція протікає, якщо метал у ряді напруг стоїть лівіше водню).
4) C розчинами солей(§ 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 .
Для визначення можливості протікання реакції тут також використовують ряд напруг.
5) Крім цього, найбільш активні метали (лужні та лужноземельні) реагують з водою (§ 11.4):
2Na + 2H 2 O = 2Na + H 2 + 2OH , Ca + 2H 2 O = Ca 2 + H 2 + 2OH ,
2Na + 2H 2 O = 2NaOH p + H 2 , Ca + 2H 2 O = Ca(OH) 2p + H 2 .
У другій реакції можливе утворення осаду Ca(OH) 2 .
Більшість металів у промисловості отримують,відновлюючи їх оксиди:
Fe 2 O 3 + 3CO = 2Fe + 3CO 2 (за високої температури),
MnO 2 + 2C = Mn + 2CO (за високої температури).
У лабораторії для цього часто використовують водень:

Найбільш активні метали, як у промисловості, так і в лабораторії, одержують за допомогою електролізу (§ 9.9).
У лабораторії менш активні метали можуть бути відновлені з розчинів їх солей активнішими металами (обмеження див. § 12.2).

1.Чому метали не схильні виявляти окислювальні властивості?
2.Від чого насамперед залежить хімічна активність металів?
3.Здійсніть перетворення
а) Li Li 2 O LiOH LiCl; б) NaCl Na Na 2 O 2;
в) FeO Fe FeS Fe 2 O 3; г) CuCl 2 Cu(OH) 2 CuO Cu CuBr 2 .
4. Відновіть ліві частини рівнянь:
а)... = H 2 O + Cu;
б) ... = 3CO + 2Fe;
в) ... = 2Cr + Al2O3
. Хімічні властивості металів.

13.3. Неметали

На відміну від металів, неметали дуже відрізняються один від одного за своїми властивостями – як фізичними, так і хімічними, і навіть за типом будівлі. Але, крім благородних газів, у всіх неметаллах зв'язок між атомами ковалентна.
Атоми, що входять до складу неметалів, мають схильність до приєднання електронів, але, утворюючи прості речовини, "задовольнити" цю схильність не можуть. Тому неметали (в тій чи іншій мірі) мають схильність приєднувати електрони, тобто можуть виявляти окисні властивості. Окислювальна активність неметалів залежить, з одного боку, від розмірів атомів (чим менше атоми, тим активніша речовина), а з іншого – від міцності ковалентних зв'язків у простій речовині (чим міцніша зв'язок, тим менш активна речовина). При утворенні іонних з'єднань атоми неметалів дійсно приєднують "зайві" електрони, а при утворенні з'єднань з ковалентними зв'язками лише зміщують у свій бік загальні електронні пари. І в тому, і в іншому випадку ступінь окиснення зменшується.
Неметали можуть окислювати:
1) метали(речовини більш менш схильні віддавати електрони):
3F 2 + 2Al = 2AlF 3 ,
O 2 + 2Mg = 2MgO (з попереднім нагріванням),
S + Fe = FeS (при нагріванні),
2C + Ca = CaC 2 (при нагріванні).
2) інші неметали(менш схильні приймати електрони):
2F 2 + C = CF 4 (при нагріванні),
O 2 + S = SO 2 (з попереднім нагріванням),
S + H 2 = H 2 S (при нагріванні),
3) багато складні речовини:
4F 2 + CH 4 = CF 4 + 4HF,
3O 2 + 4NH 3 = 2N 2 + 6H 2 O (при нагріванні),
Cl 2 + 2HBr = Br 2 + 2HCl.
Тут можливість перебігу реакції визначається насамперед міцністю зв'язків у реагентах та продуктах реакції та може бути визначена шляхом розрахунку G.
Найсильніший окислювач – фтор. Ненабагато поступаються йому кисень і хлор (зверніть увагу на їхнє положення в системі елементів).
Значно меншою мірою окислювальні властивості виявляють бор, графіт (і алмаз), кремній та інші прості речовини, утворені елементами, що примикають до кордону між металами та неметалами. Атоми цих елементів менш схильні приєднувати електрони. Саме ці речовини (особливо графіт та водень) здатні виявляти відновлювальні властивості:
2С + MnO 2 = Mn + 2CO,
4H 2 + Fe 3 O 4 = 3Fe + 4H 2 O.
Інші хімічні властивості неметалів ви вивчите в наступних розділах при знайомстві з хімією окремих елементів (як це було у разі кисню та водню). Там же ви дослідите і способи отримання цих речовин.

1.Які з наведених речовин є неметалами: Be, C, Ne, Pt, Si, Sn, Se, Cs, Sc, Ar, Ra?
2. Наведіть приклади неметалів, які за звичайних умов являють собою а) гази, б) рідини, в) тверді речовини.
3. Наведіть приклади а) молекулярних та б) немолекулярних простих речовин.
4. Наведіть по три приклади хімічних реакцій, у яких окисні властивості виявляє а) хлор та б) водень.
5. Наведіть три приклади хімічних реакцій, які відсутні в тексті параграфа, в яких водень виявляє відновлювальні властивості.
6.Здійсніть перетворення:
а) P 4 P 4 O 10 H 3 PO 4; б) H 2 NaH H 2; в) Cl 2 NaCl Cl 2 .
Хімічні властивості неметалів.

13.4. Основні оксиди

Ви вже знаєте, що всі основні оксиди – тверді немолекулярні речовини з іонним зв'язком.
До основних оксидів відносяться:
а) оксиди лужних та лужноземельних елементів,
б) оксиди деяких інших елементів, що утворюють метали, у нижчих ступенях окиснення, наприклад: СrO, MnO, FeO, Ag 2 O та ін.

До їх складу входять однозарядні, двозарядні (дуже рідко тризарядні катіони) та оксид-іони. Найбільш характерні Хімічні властивостіОсновні оксиди якраз і пов'язані з присутністю в них двозарядних оксид-іонів (дуже сильних частинок-підстав). Хімічна активність основних оксидів залежить передусім від міцності іонної зв'язку у тому кристалах.
1) Усі основні оксиди реагують із розчинами сильних кислот (§ 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.
У першому випадку крім реакції з іонами оксонія протікає ще й реакція з водою, але, оскільки її швидкість значно менша, нею можна знехтувати, тим більше, що в результаті все одно виходять ті самі продукти.
Можливість реакції з розчином слабкої кислоти визначається як силою кислоти (чим сильніша кислота, тим вона активніша), так і міцністю зв'язку в оксиді (чим слабший зв'язок, тим активніший оксид).
2) Оксиди лужних та лужноземельних металів реагують з водою (§ 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) Крім того, основні оксиди реагують із кислотними оксидами:
BaO + CO 2 = BaCO 3
FeO + SO 3 = FeSO 4 ,
Na 2 O + N 2 O 5 = 2NaNO 3 .
Залежно від хімічної активності тих та інших оксидів реакції можуть протікати при звичайній температурі або нагріванні.
У чому причина перебігу таких реакцій? Розглянемо реакцію утворення BaCO 3 з BaO та CO 2 . Реакція протікає мимовільно, а ентропія у цій реакції зменшується (з двох речовин, твердої та газоподібної, утворюється одна кристалічна речовина), отже, екзотермічна реакція. В екзотермічних реакціях енергія зв'язків, що утворюються більше, ніж енергія рвуться, отже, енергія зв'язків в BaCO 3 більше, ніж у вихідних BaO і CO 2 . І у вихідних речовинах, і в продуктах реакції два типи хімічного зв'язку: іонна та ковалентна. Енергія іонного зв'язку (енергія решітки) у BaO дещо більша, ніж у BaCO 3 (розмір карбонатного іона більше, ніж оксид-іона), отже, енергія системи O 2 + CO 2 більше, ніж енергія CO 3 2 .

+ Q

Іншими словами, іон CO 3 2 стійкіший, ніж окремо взяті іон O 2 і молекула CO 2 . А більша стійкість карбонат-іона (його менша внутрішня енергія) пов'язана з розподілом заряду цього іона (– 2 е) за трьома атомами кисню карбонат-іона замість одного в оксид-іоні (див. також § 13.11).
4) Багато основних оксидів можуть бути відновлені до металу більш активним металом або неметал-відновником:
MnO + Ca = Mn + CaO (при нагріванні),
FeO + H 2 = Fe + H 2 O (при нагріванні).
Можливість перебігу таких реакцій залежить не тільки від активності відновника, але і від міцності зв'язків у вихідному оксиді, що утворюється.
Загальним способом отриманнябагатьох основних оксидів є окислення відповідного металу киснем. Таким способом не можуть бути отримані оксиди натрію, калію та деяких інших дуже активних металів (у цих умовах вони утворюють пероксиди та складніші сполуки), а також золота, срібла, платини та інших дуже малоактивних металів (ці метали не реагують з киснем). Основні оксиди можуть бути одержані термічним розкладанням відповідних гідроксидів, а також деяких солей (наприклад, карбонатів). Так, оксид магнію може бути отриманий усіма трьома способами:
2Mg + O 2 = 2MgO,
Mg(OH) 2 = MgO + H 2 O,
MgCO 3 = MgO + CO 2 .

1.Складіть рівняння реакцій:
а) Li 2 O + CO 2 б) Na 2 O + N 2 O 5 в) CaO + SO 3
г) Ag 2 O + HNO 3 д) MnO + HCl е) MgO + H 2 SO 4
2.Складіть рівняння реакцій, що протікають при здійсненні наступних перетворень:
а) Mg MgO MgSO 4 б) Na 2 O Na 2 SO 3 NaCl
в) CoO Co CoCl 2 г) Fe Fe 3 O 4 FeO
3.Порцію нікелю масою 8,85 г прожарили в струмі кисню до отримання оксиду нікелю(II), потім обробили надлишком соляної кислоти. До отриманого розчину додали розчин натрію сульфіду до припинення виділення осаду. Визначте масу цього осаду.
Хімічні властивості основних оксидів.

13.5. Кислотні оксиди

Всі кислотні оксиди - речовини з ковалентним зв'язком.
До кислотних оксидів відносяться:
а) оксиди елементів, що утворюють неметали,
б) деякі оксиди елементів, що утворюють метали, якщо метали в цих оксидах знаходяться у вищих ступенях окиснення, наприклад, CrO 3 , Mn 2 O 7 .
Серед кислотних оксидів є речовини, що є при кімнатній температурі гази (наприклад: СО 2 , N 2 O 3 , SO 2 , SeO 2), рідини (наприклад, Mn 2 O 7) і тверді речовини (наприклад: B 2 O 3 , SiO 2 , N 2 O 5 , P 4 O 6 , P 4 O 10 , SO 3 , I 2 O 5 , CrO 3). Більшість кислотних оксидів - молекулярні речовини (винятки становлять B 2 O 3 , SiO 2 , твердий SO 3 , CrO 3 та деякі інші; існують і немолекулярні модифікації P 2 O 5). Але й немолекулярні кислотні оксиди під час переходу в газоподібний стан стають молекулярними.
Для кислотних оксидів характерні наступні Хімічні властивості.
1) Усі кислотні оксиди реагують із сильними основами, як із твердими:
CO 2 + Ca(OH) 2 = CaCO 3 + H 2 O
SiO 2 + 2KOH = K 2 SiO 3 + H 2 O (при нагріванні),
так і з розчинами лугів (§ 12.8):
SO 3 + 2OH = SO 4 2 + H 2 O, N 2 O 5 + 2OH = 2NO 3 + H 2 O,
SO 3 + 2NaOH р = Na 2 SO 4р + H 2 O, N 2 O 5 + 2KOH р = 2KNO 3р + H 2 O.
Причина протікання реакцій з твердими гідроксидами та сама, що з оксидами (див. § 13.4).
Найбільш активні кислотні оксиди (SO 3 , CrO 3 , N 2 O 5 , Cl 2 O 7) можуть реагувати і з нерозчинними (слабкими) основами.
2) Кислотні оксиди реагують з основними оксидами (§ 13.4):
CO 2 + CaO = CaCO 3
P 4 O 10 + 6FeO = 2Fe 3 (PO 4) 2 (при нагріванні)
3) Багато кислотних оксидів реагують з водою (§11.4).
N 2 O 3 + H 2 O = 2HNO 2 SO 2 + H 2 O = H 2 SO 3 (правильніший запис формули сірчистої кислоти -SO 2 . H 2 O
N 2 O 5 + H 2 O = 2HNO 3 SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4
Багато кислотні оксиди можуть бути отриманішляхом окислення киснем (спалювання в кисні або на повітрі) відповідних простих речовин (C гр, S 8 , P 4 , P кр, B, Se, але не N 2 і не галогени):
C + O 2 = CO 2
S 8 + 8O 2 = 8SO 2
або при розкладанні відповідних кислот:
H 2 SO 4 = SO 3 + H 2 O (при сильному нагріванні),
H 2 SiO 3 = SiO 2 + H 2 O (при висушуванні на повітрі),
H 2 CO 3 = CO 2 + H 2 O (при кімнатній температурі в розчині),
H 2 SO 3 = SO 2 + H 2 O (при кімнатній температурі у розчині).
Нестійкість вугільної та сірчистої кислот дозволяє отримувати CO 2 і SO 2 при дії сильних кислот на карбонати Na 2 CO 3 + 2HCl p = 2NaCl p + CO 2 +H 2 O
(реакція протікає як у розчині, так і з твердим Na 2 CO 3), і сульфіти
K 2 SO 3тв + H 2 SO 4конц = K 2 SO 4 + SO 2 + H 2 O (якщо води багато, діоксид сірки у вигляді газу не виділяється).

Амфотерні сполуки

Хімія – це єдність протилежностей.

Подивіться на періодичну систему.

Деякі елементи (майже всі метали, що виявляють ступеня окиснення +1 та +2) утворюють основніоксиди та гідроксиди. Наприклад, калій утворює оксид K 2 O і гідроксид KOH. Вони виявляють основні властивості, наприклад, взаємодіють з кислотами.

K2O + HCl → KCl + H2O

Деякі елементи (більшість неметалів та метали зі ступенями окиснення +5, +6, +7) утворюють кислотніоксиди та гідроксиди. Кислотні гідроксиди – це кислоти, що містять кисень, їх називають гідроксидами, тому що в будові є гідроксильна група, наприклад, сірка утворює кислотний оксид SO 3 і кислотний гідроксид H 2 SO 4 (сірчану кислоту):

Такі сполуки виявляють кислотні властивості, наприклад, вони реагують з основами:

H2SO4 + 2KOH → K2SO4 + 2H2O

А є елементи, що утворюють такі оксиди та гідроксиди, які виявляють і кислотні, і основні властивості. Це явище називається амфотерністю . Таким оксидам та гідроксидам і буде прикута наша увага в цій статті. Усі амфотерні оксиди та гідроксиди – тверді речовини, нерозчинні у воді.

Для початку, як визначити, чи є оксид або гідроксид амфотерним? Є правило трохи умовне, але все-таки користуватися ним можна:

Амфотерні гідроксиди та оксиди утворюються металами, у ступенях окислення +3 та +4, наприклад (Al 2 O 3 , Al(OH) 3 , Fe 2 O 3 , Fe(OH) 3)

І чотири винятки:металиZn , Be , Pb , Sn утворюють такі оксиди та гідроксиди:ZnO , Zn ( OH ) 2 , BeO , Be ( OH ) 2 , PbO , Pb ( OH ) 2 , SnO , Sn ( OH ) 2 , в яких виявляють ступінь окислення +2, але не дивлячись на це ці сполуки виявляють амфотерні властивості .

Найчастіше зустрічаються амфотерні оксиди (і відповідні їм гідроксиди): ZnO, Zn(OH) 2 , BeO, Be(OH) 2 , PbO, Pb(OH) 2 , SnO, Sn(OH) 2 , Al 2 O 3 , Al (OH) 3 , Fe 2 O 3 , Fe(OH) 3 , Cr 2 O 3 , Cr(OH) 3 .

Властивості амфотерних сполук запам'ятати не складно: вони взаємодіють з кислотами та лугами.

із взаємодією з кислотами все просто, у цих реакціях амфотерні сполуки поводяться як основні:

Al 2 O 3 + 6HCl → 2AlCl 3 + 3H 2 O

ZnO + H 2 SO 4 → ZnSO 4 + H 2 O

BeO + HNO 3 → Be(NO 3 ) 2 + H 2 O

Так само реагують гідроксиди:

Fe(OH) 3 + 3HCl → FeCl 3 + 3H 2 O

Pb(OH) 2 + 2HCl → PbCl 2 + 2H 2 O

Із взаємодією із лугами трохи складніше. У цих реакціях амфотерні сполуки поводяться як кислоти, і продукти реакції можуть бути різними, залежить від умов.

Або реакція відбувається в розчині, або реагують беруться тверді і сплавляються.

Взаємодія основних сполук з амфотерними при сплавленні.

Розберемо з прикладу гідроксиду цинку. Як говорилося раніше, амфотерні сполуки взаємодіючи з основними, поводяться як кислоти. Ось і запишемо гідроксид цинку Zn(OH)2 як кислоту. У кислоти водень спереду винесемо його: H 2 ZnO 2 . І реакція лугу з гідроксидом протікатиме ніби він – кислота. «Кислотний залишок» ZnO 2 2-двовалентний:

2K OH(Тв.) + H 2 ZnO 2(тв.) (t ,сплавлення)→ K 2 ZnO 2 + 2 H 2 O

Отримана речовина K 2 ZnO 2 називається метацинкатом калію (або просто цинкатом калію). Ця речовина – сіль калію та гіпотетичної «цинкової кислоти» H 2 ZnO 2 (солями такі сполуки називати не зовсім правильно, але для власної зручності ми про це забудемо). Тільки гідроксид цинку записувати так: H 2 ZnO 2 – погано. Пишемо як завжди Zn (OH ) 2 , але маємо на увазі (для власної зручності), що це «кислота»:

2KOH (тв.) + Zn (OH ) 2(тв.) (t ,сплавлення)→ K 2 ZnO 2 + 2H 2 O

З гідроксидами, в яких 2 групи ВІН, все буде так само як і з цинком:

Be(OH) 2(тв.) + 2NaOH (тв.) (t, сплавлення)→ 2H 2 O + Na 2 BeO 2 (метабериллат натрію, або бериллат)

Pb(OH) 2(тв.) + 2NaOH (тв.) (t, сплавлення)→ 2H 2 O + Na 2 PbO 2 (метаплюмбат натрію, або плюмбат)

З амфотерними гідроксидами з трьома групами OH (Al(OH)3, Cr(OH)3, Fe(OH)3) трохи інакше.

Розберемо на прикладі гідроксиду алюмінію: Al (OH ) 3 запишемо у вигляді кислоти: H 3 AlO 3 але в такому вигляді не залишаємо, а виносимо звідти воду:

H 3 AlO 3 – H 2 O → HAlO 2 + H 2 O .

Ось із цією «кислотою» (HAlO 2) ми і працюємо:

HAlO 2 + KOH → H 2 O + KAlO 2 (метаалюмінат калію, або просто алюмінат)

Але гідроксид алюмінію ось так HAlO 2 записувати не можна, записуємо як завжди, але маємо на увазі там «кислоту»:

Al(OH) 3( тв .) + KOH ( тв .) (t ,сплавлення)→ 2H 2 O + KAlO 2 (метаалюмінат калію)

Те саме і з гідроксидом хрому:

Cr(OH) 3 → H 3 CrO 3 → HCrO 2

Cr(OH) 3( тв .) + KOH ( тв .) (t ,сплавлення)→ 2H 2 O + KCrO 2 (метахромат калію,

АЛЕ НЕ ХРОМАТ, хромати – це солі хромової кислоти).

З гідроксидами містять чотири групи ВІН точно так само: виносимо вперед водень і прибираємо воду:

Sn(OH) 4 → H 4 SnO 4 → H 2 SnO 3

Pb(OH) 4 → H 4 PbO 4 → H 2 PbO 3

Слід пам'ятати, що свинець і олово утворюють по два амфотерні гідроксиди: зі ступенем окислення +2 (Sn (OH ) 2 , Pb (OH ) 2), і +4 (Sn (OH ) 4 , Pb (OH ) 4).

І ці гідроксиди утворюватимуть різні «солі»:

Ступінь окислення
Формула гідроксиду	Sn (OH) 2	Pb (OH) 2	Sn (OH) 4	Pb (OH) 4
Формула гідроксиду у вигляді кислоти	H 2 SnO 2	H 2 PbO 2	H 2 SnO 3	H 2 PbO 3
Сіль (калієва)	K 2 SnO 2	K 2 PbO 2	K 2 SnO 3	K 2 PbO 3
Назва солі			метастаннАТ	метаблюмбАТ

Ті самі принципи, як і в назвах звичайних «солей», елемент найвищою мірою окислення – суфікс АТ, у проміжній – ІТ.

Такі «солі» (метахромати, метаалюмінати, метаберилати, метацинкати тощо) виходять не тільки внаслідок взаємодії лугів та амфотерних гідроксидів. Ці сполуки завжди утворюються, коли стикаються сильноосновний світ і амфотерний (при сплавленні). Тобто так само як і амфотерні гідроксиди з лугами реагуватимуть і амфотерні оксиди, і солі металів, що утворюють амфотерні оксиди (солі слабких кислот). І замість лугу можна взяти сильноосновний оксид, і сіль металу, що утворює луг (сіль слабкої кислоти).

Взаємодія:

Запам'ятайте, наведені нижче реакції протікають при сплавленні.

Амфотерного оксиду з сильноосновним оксидом:

ZnO (тв.) + K 2 O (тв.) (t ,сплавлення)→ K 2 ZnO 2 (метацинкат калію, або просто цинкат калію)

Амфотерного оксиду з лугом:

ZnO (тв.) + 2KOH (тв.) (t ,сплавлення)→ K 2 ZnO 2 + H 2 O

Амфотерного оксиду із сіллю слабкої кислоти та металу, що утворює луг:

ZnO (тв.) + K 2 CO 3(тв.) (t, сплавлення)→ K 2 ZnO 2 + CO 2

Амфотерного гідроксиду з сильноосновним оксидом:

Zn(OH) 2 (тв.) + K 2 O (тв.) (t сплавлення)→ K 2 ZnO 2 + H 2 O

Амфотерного гідроксиду з лугом:

Zn (OH ) 2(тв.) + 2KOH (тв.) (t ,сплавлення)→ K 2 ZnO 2 + 2H 2 O

Амфотерного гідроксиду з сіллю слабкої кислоти та металу, що утворює луг:

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

Солі слабкої кислоти та металу, що утворює амфотерну сполуку з сильноосновним оксидом:

ZnCO 3 (тв.) + K 2 O (тв.) (t ,сплавлення)→ K 2 ZnO 2 + CO 2

Солі слабкої кислоти та металу, що утворює амфотерні сполуки з лугом:

ZnCO 3(тв.) + 2KOH (тв.) (t ,сплавлення)→ K 2 ZnO 2 + CO 2 + H 2 O

Солі слабкої кислоти та металу, що утворює амфотерну сполуку з сіллю слабкої кислоти та металу, що утворює луг:

ZnCO 3(тв.) + K 2 CO 3(тв.) (t, сплавлення)→ K 2 ZnO 2 + 2CO 2

Нижче представлена інформація по солях амфотерних гідроксидів, червоним позначені найбільш поширені в ЄДІ.

	Гідроксид	Гідроксид у вигляді кислоти	Кислотний залишок		Назва солі
BeO	Be(OH) 2	H 2 BeO 2	BeO 2 2-	K 2 BeO 2	Метаберіллат (беріллат)
ZnO	Zn(OH) 2	H 2 ZnO 2	ZnO 2 2-	K 2 ZnO 2	Метацинкат (цинкат)
Al 2 O 3	Al(OH) 3	HAlO 2	AlO 2 —	KAlO 2	Метаалюмінат (алюмінат)
Fe 2 O 3	Fe(OH) 3	HFeO 2	FeO 2 -	KFeO 2	Метаферрат (АЛЕ НЕ ФЕРРАТ)
	Sn(OH) 2	H 2 SnO 2	SnO 2 2-	K 2 SnO 2
	Pb(OH) 2	H 2 PbO 2	PbO 2 2-	K 2 PbO 2
SnO 2	Sn (OH) 4	H 2 SnO 3	SnO 3 2-	K 2 SnO 3	МетастаннАТ (станнат)
PbO 2	Pb (OH) 4	H 2 PbO 3	PbO 3 2-	K 2 PbO 3	МетаблюмбАТ (плюмбат)
Cr 2 O 3	Cr(OH) 3	HCrO 2	CrO 2	KCrO 2	Метахромат (АЛЕ НЕ ХРОМАТ)

Взаємодія амфотерних сполук з розчинами лугів (тут лише луги).

У ЄДІ це називають «розчиненням гідроксиду алюмінію (цинку, берилію тощо) лугу». Це зумовлено здатністю металів у складі амфотерних гідроксидів у присутності надлишку гідроксид-іонів (у лужному середовищі) приєднувати до себе ці іони. Утворюється частка з металом (алюмінієм, бериллієм тощо) у центрі, що оточений гідроксид-іонами. Ця частка стає негативно-зарядженою (аніоном) за рахунок гідроксид-іонів, і називатися цей іон буде гідроксоалюмінат, гідроксоцінкат, гідроксоберіллат і т.д.. Причому процес може протікати по-різному метал може бути оточений різним числом гідроксид-іонів.

Ми розглядатимемо два випадки: коли метал оточений чотирма гідроксид-іонами, і коли він оточений шістьма гідроксид-іонами.

Запишемо скорочене іонне рівняння цих процесів:

Al(OH) 3 + OH — → Al(OH) 4 —

Іон, що утворився, називається Тетрагідроксоалюмінат-іон. Приставка «тетра-» додається, тому що гідроксид-іона чотири. Тетрагідроксоалюмінат-іон має заряд -, оскільки алюміній несе заряд 3+, а чотири гідроксид-іона 4-, в сумі виходить -.

Al(OH) 3 + 3OH → Al(OH) 6 3-

Іон, що утворився в цій реакції, називається гексагідроксоалюмінат іон. Приставка «гексо-» додається, тому що гідроксид-іона шість.

Додавати приставку, що вказує на кількість гідроксид-іонів обов'язково. Тому що якщо ви напишете просто «гідроксоалюмінат», не зрозуміло, який іон ви маєте на увазі: Al(OH)4- або Al(OH)6-3-.

При взаємодії лугу з амфотерним гідроксидом у розчині утворюється сіль. Катіон якої – це катіон лугу, а аніон – це складний іон, освіту якого ми розглянули раніше. Аніон полягає в квадратні дужки.

Al (OH ) 3 + KOH → K (тетрагідроксоалюмінат калію)

Al (OH ) 3 + 3KOH → K 3 (гексагідроксоалюмінат калію)

Яку саме (гекса або тетра) сіль ви напишете як продукт – не має ніякого значення. Навіть у відповідачах ЄДІ написано: «…K 3 (припустимо освіту K». Головне не забувайте стежити, щоб усі індекси були правильно проставлені. Слідкуйте за зарядами, і майте на увазі, що їхня сума має дорівнювати нулю.

Крім амфотерних гідроксидів, із лугами реагують амфотерні оксиди. Продукт буде той самий. Тільки якщо ви запишете реакцію ось так:

Al 2 O 3 + NaOH → Na

Al 2 O 3 + NaOH → Na 3

Але ці реакції у вас не зрівняються. Треба додати воду в ліву частину, адже взаємодія відбувається в розчині, води там доточно, і все зрівняється:

Al 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O → 2Na

Al 2 O 3 + 6NaOH + 3H 2 O → 2Na 3

Крім амфотерних оксидів та гідроксидів, з розчинами лугів взаємодіють деякі особливо активні метали, які утворюють амфотерні сполуки. А саме це: алюміній, цинк та берилій. Щоб зрівнялося, ліворуч теж потрібна вода. І, крім того, головна відмінність цих процесів – виділення водню:

2Al + 2NaOH + 6H 2 O → 2Na + 3H 2

2Al + 6NaOH + 6H 2 O → 2Na 3 + 3H 2

У таблиці нижче наведено найбільш поширені в ЄДІ приклади якості амфотерних сполук:

Амфотерна речовина		Назва солі
Al 2 O 3 Al(OH) 3		Тетрагідроксоалюмінат натрію	Al(OH) 3 + NaOH → Na Al 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O → 2Na 2Al + 2NaOH + 6H 2 O → 2Na + 3H 2
Al 2 O 3 Al(OH) 3	Na 3	Гексагідроксоалюмінат натрію	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	K 2	Тетрагідроксоцінкат натрію	Zn(OH) 2 + 2NaOH → Na 2 ZnO + 2NaOH + H 2 O → Na 2 Zn + 2NaOH + 2H 2 O → Na 2 + H 2
Zn(OH) 2	K 4	Гексагідроксоцінкат натрію	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	Тетрагідроксоберилат літію	Be(OH) 2 + 2LiOH → Li 2 BeO + 2LiOH + H 2 O → Li 2 Be + 2LiOH + 2H 2 O → Li 2 + H 2
Be(OH) 2	Li 4	Гексагідроксоберилат літію	Be(OH) 2 + 4LiOH → Li 4 BeO + 4LiOH + H 2 O → Li 4 Be + 4LiOH + 2H 2 O → Li 4 + H 2
Cr 2 O 3 Cr(OH) 3		Тетрагідроксохромат натрію	Cr(OH) 3 + NaOH → Na Cr 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O → 2Na
Cr 2 O 3 Cr(OH) 3	Na 3	Гексагідроксохромат натрію	Cr(OH) 3 + 3NaOH → Na 3 Cr 2 O 3 + 6NaOH + 3H 2 O → 2Na 3
Fe 2 O 3 Fe(OH) 3		Тетрагідроксоферрат натрію	Fe(OH) 3 + NaOH → Na Fe 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O → 2Na
Fe 2 O 3 Fe(OH) 3	Na 3	Гексагідроксоферрат натрію	Fe(OH) 3 + 3NaOH → Na 3 Fe 2 O 3 + 6NaOH + 3H 2 O → 2Na 3

Отримані в цих взаємодіях солі реагують з кислотами, утворюючи дві інші солі (солі цієї кислоти та двох металів):

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

От і все! Нічого складного. Головне не плутайте, пам'ятайте, що утворюється при сплавленні, що в розчині. Дуже часто завдання з цього питання трапляються у Bчастини.