Главная » Оформление пенсии » Способы получения оснований и амфотерных гидроксидов. Амфотерные гидроксиды и оксиды

Способы получения оснований и амфотерных гидроксидов. Амфотерные гидроксиды и оксиды

Амфотерными являются следующие оксиды элементов главных подгрупп: BeO, A1 2 O 3 , Ga 2 O 3 , GeO 2 , SnO, SnO 2 , PbO, Sb 2 O 3 , РоO 2 . Амфотерными гидроксидами являются следующие гидроксиды элементов главных подгрупп: Ве(ОН) 2 , А1(ОН) 3 , Sc(OH) 3 , Ga(OH) 3 , In(OH) 3 , Sn(OH) 2 , SnО 2 ·nH 2 О, Pb(OH) 2 , PbО 2 ·nH 2 О.

Основный характер оксидов и гидроксидов элементов одной подгруппы усиливается с возрастанием порядкового номера элемента (при сравнении оксидов и гидроксидов элементов в одной и той же степени окисления). Например, N 2 O 3 , Р 2 O 3 , As 2 O 3 – кислотные оксиды, Sb 2 O 3 – амфотерный оксид, Bi 2 O 3 – основный оксид.

Рассмотрим амфотерные свойства гидроксидов на примере соединений бериллия и алюминия.

Гидроксид алюминия проявляет амфотерные свойства, реагирует как с основаниями, так и с кислотами и образует два ряда солей:

1) в которых элемент А1 находится в форме катиона;

2А1(ОН) 3 + 6НС1 = 2А1С1 3 + 6Н 2 O А1(ОН) 3 + 3Н + = А1 3+ + 3Н 2 O

В этой реакции А1(ОН) 3 выполняет функцию основания, образуя соль, в которой алюминий является катионом А1 3+ ;

2) в которых элемент А1 входит в состав аниона (алюминаты).

А1(ОН) 3 + NaOH = NaA1O 2 + 2Н 2 O.

В этой реакции А1(ОН) 3 выполняет функцию кислоты, образуя соль, в которой алюминий входит в состав аниона AlO 2 – .

Формулы растворенных алюминатов записывают упрощенно, имея ввиду продукт, образующийся при обезвоживании соли.

В химической литературе можно встретить разные формулы соединений, образующихся при растворении гидроксида алюминия в щёлочи: NaA1О 2 (метаалюминат натрия), Na тетрагидроксоалюминат натрия. Эти формулы не противоречат друг другу, так как их различие связано с разной степенью гидратации этих соединений: NaA1О 2 ·2Н 2 О – это иная запись Na. При растворении А1(ОН) 3 в избытке щелочи образуется тетрагидроксоалюминат натрия:

А1(ОН) 3 + NaOH = Na.

При спекании реагентов – образуется метаалюминат натрия:

А1(ОН) 3 + NaOH ==== NaA1О 2 + 2Н 2 О.

Таким образом, можно говорить, что в водных растворах присутствуют одновременно такие ионы, как [А1(ОН) 4 ] – или [А1(ОН) 4 (Н 2 О) 2 ] – (для случая, когда составляется уравнение реакции с учетом гидратной оболочки), а запись A1О 2 – является упрощенной.

Из-за способности реагировать со щелочами гидроксид алюминия, как правило, не получают действием щелочи на растворы солей алюминия, а используют раствор аммиака:

A1 2 (SО 4) 3 + 6 NH 3 ·Н 2 О = 2А1(ОН) 3 + 3(NH 4) 2 SО 4 .

Среди гидроксидов элементов второго периода амфотерные свойства проявляют гидроксид бериллия (сам бериллий проявляет диагональное сходство с алюминием).

С кислотами:

Ве(ОН) 2 + 2НС1 = ВеС1 2 + 2Н 2 О.

С основаниями:

Ве(ОН) 2 + 2NaOH = Na 2 (тетрагидроксобериллат натрия).

В упрощенном виде (если представить Ве(ОН) 2 как кислоту Н 2 ВеО 2)

Ве(ОН) 2 + 2NaOH(конц.горяч.) = Na 2 BeО 2 + 2H 2 О.

бериллат Na

Гидроксиды элементов побочных подгрупп, соответствующие высшим степеням окисления, чаще всего имеют кислотные свойства: например, Мn 2 О 7 – НМnО 4 ; CrО 3 – H 2 CrО 4 . Для низших оксидов и гидроксидов характерно преобладание основных свойств: СrО – Сr(ОН) 2 ; МnО – Mn(OH) 2 ; FeO – Fe(OH) 2 . Промежуточные соединения, соответствующие степеням окисления +3 и +4, часто проявляют амфотерные свойства: Сr 2 О 3 – Cr(OH) 3 ; Fe 2 О 3 – Fe(OH) 3 . Проиллюстрируем эту закономерность на примере соединений хрома (таблица 9).

Таблица 9 – Зависимость характера оксидов и соответствующих им гидроксидов от степени окисления элемента

Взаимодействие с кислотами приводит к образованию соли, в которой элемент хром находится в форме катиона:

2Cr(OH) 3 + 3H 2 SO 4 = Cr 2 (SO 4) 3 + 6H 2 O.

сульфат Cr(III)

Взаимодействие с основаниями приводит к образованию соли, в которой элемент хром входит в состав аниона:

Cr(OH) 3 + 3NaOH = Na 3 + 3H 2 О.

гексагидроксохромат (III) Na

Оксид и гидроксид цинка ZnO, Zn(OH) 2 – типично амфотерные соединения, Zn(OH) 2 легко растворяется в растворах кислот и щелочей.

Взаимодействие с кислотами приводит к образованию соли, в которой элемент цинк находится в форме катиона:

Zn(OH) 2 + 2HC1 = ZnCl 2 + 2H 2 O.

Взаимодействие с основаниями приводит к образованию соли, в которой элемент цинк находится в составе аниона. При взаимодействии со щелочами в растворах образуются тетрагидроксоцинкаты, при сплавлении – цинкаты:

Zn(OH) 2 + 2NaOH = Na 2 .

Или при сплавлении:

Zn(OH) 2 + 2NaOH = Na 2 ZnO 2 + 2Н 2 O.

Получают гидроксид цинка аналогично гидроксиду алюминия.

Тема: Основные классы соединений, их свойства и типичные реакции

Урок: Амфотерные гидроксиды

С греческого языка слово «amphoteros» переводится как «тот и другой». Амфотерность - это двойственность кислотно-основных свойств вещества. Амфотерными называют гидроксиды, которые в зависимости от условий могут проявлять как кислотные, так и основные свойства.

Примером амфотерного гидроксида может служить гидроксид цинка. Формула этого гидроксида в основной форме - Zn(OH) 2 . Но можно записать формулу гидроксида цинка в кислотной форме, поставив на первое место атомы водорода, как в формулах неорганических кислот: H 2 ZnO 2 (Рис. 1). Тогда ZnO 2 2- будет кислотным остатком с зарядом 2-.

Рис. 1. Формулы гидроксида цинка

Особенностью амфотерного гидроксида является то, что в нем мало различаются по прочности связи О-Н и Zn-O. Отсюда и двойственность свойств. В реакциях с кислотами, готовыми отдать катионы водорода, гидроксиду цинка выгодно разрывать связь Zn-O, отдавая ОН-группу и выступая в роли основания. В результате таких реакций образуются соли, в которых цинк является катионом, поэтому их называют солями катионного типа:

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

(основание)

В реакциях со щелочами гидроксид цинка выступает в роли кислоты, отдавая водород. При этом образуются соли анионного типа (цинк входит в состав кислотного остатка - аниона цинката). Например, при сплавлении гидроксида цинка с твердым гидроксидом натрия образуется Na 2 ZnO 2 - средняя соль анионного типа цинкат натрия:

H 2 ZnO 2 + 2NaOH (ТВ.) = Na 2 ZnO 2 + 2H 2 O

(кислота)

При взаимодействии с растворами щелочей амфотерные гидроксиды образуют растворимые комплексные соли. Например, при взаимодействии гидроксида цинка с раствором гидроксида натрия образуется тетрагидроксоцинкат натрия:

Zn(OH) 2 + 2NaOH = Na 2

2- - сложный анион, который принято заключать в квадратные скобки.

Таким образом, амфотерность гидроксида цинка обусловлена возможностью существования ионов цинка в водном растворе в составе как катионов, так и анионов. Состав этих ионов зависит от кислотности среды. В щелочной среде устойчивы анионы ZnO 2 2- , а в кислотной среде устойчивы катионы Zn 2+ .

Амфотерные гидроксиды - нерастворимые в воде вещества, и при нагревании они разлагаются на оксид металла и воду:

Zn(OH) 2 = ZnO + H 2 O

2Fe(OH) 3 = Fe 2 O 3 + 3H 2 O

2Al(OH) 3 = Al 2 O 3 + 3H 2 O

Степень окисления металла в гидроксиде и оксиде должна быть одинаковой.

Амфотерные гидроксиды - нерастворимые в воде соединения, поэтому их можно получить по реакции обмена между раствором соли переходного металла и щелочью. Например, гидроксид алюминия образуется при взаимодействии растворов хлорида алюминия и гидроксида натрия:

AlCl 3 + 3NaOH = Al(OH) 3 ↓ + 3NaCl

При сливании данных растворов образуется белый желеподобный осадок гидроксида алюминия (Рис. 2).

Но при этом нельзя допустить избытка щелочи, ведь амфотерные гидроксиды растворяются в щелочах. Поэтому вместо щелочи лучше использовать водный раствор аммиака. Это слабое основание, в котором гидроксид алюминия не растворяется. При взаимодействии хлорида алюминия с водным раствором аммиака образуется гидроксид алюминия и хлорид аммония:

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

Рис. 2. Образование осадка гидроксида алюминия

Список литературы

Новошинский И. И., Новошинская Н. С. Химия. Учебник для 10 класса общеобр. учрежд. Профильный уровень. - М.: ООО «ТИД «Русское слово - РС», 2008. (§54)
Кузнецова Н. Е., Литвинова Т. Н., Лёвкин А. Н. Химия: 11 класс: Учебник для учащихся общеобраз. учрежд. (профильный уровень): в 2-х ч. Ч. 2. М.: Вентана-Граф, 2008. (с. 110-111)
Радецкий А.М. Химия. Дидактический материал. 10-11 классы. - М.: Просвещение, 2011.
Хомченко И. Д. Сборник задач и упражнений по химии для средней школы. - М.: РИА «Новая волна»: Издатель Умеренков, 2008.

Амфотерные соединения

Химия – это всегда единство противоположностей.

Посмотрите на периодическую систему.

Некоторые элементы (почти все металлы, проявляющие степени окисления +1 и +2) образуют основные оксиды и гидроксиды. Например, калий образует оксид K 2 O, и гидроксид KOH. Они проявляют основные свойства, например взаимодействуют с кислотами.

K2O + HCl → KCl + H2O

Некоторые элементы (большинство неметаллов и металлы со степенями окисления +5, +6, +7) образуют кислотные оксиды и гидроксиды. Кислотные гидроксиды – это кислородсодержащие кислоты, их называют гидроксидами, потому что в строении есть гидроксильная группа, например, сера образует кислотный оксид SO 3 и кислотный гидроксид H 2 SO 4 (серную кислоту):

Такие соединения проявляют кислотные свойства, например они реагируют с основаниями:

H2SO4 + 2KOH → K2SO4 + 2H2O

А есть элементы, образующие такие оксиды и гидроксиды, которые проявляют и кислотные, и основные свойства. Это явление называется амфотерностью . Таким оксидам и гидроксидам и будет приковано наше внимание в этой статье. Все амфотерные оксиды и гидроксиды — твердые вещества, нерастворимые в воде.

Для начала, как определить является ли оксид или гидроксид амфотерным? Есть правило, немного условное, но все-таки пользоваться им можно:

Амфотерные гидроксиды и оксиды образуются металлами, в степенях окисления +3 и +4 , например (Al 2 O 3 , Al (OH ) 3 , Fe 2 O 3 , Fe (OH ) 3)

И четыре исключения: металлы Zn , Be , Pb , Sn образуют следующие оксиды и гидроксиды: ZnO , Zn ( OH ) 2 , BeO , Be ( OH ) 2 , PbO , Pb ( OH ) 2 , SnO , Sn ( OH ) 2 , в которых проявляют степень окисления +2, но не смотря на это, эти соединения проявляют амфотерные свойства .

Наиболее часто встречающиеся амфотерные оксиды (и соответствующие им гидроксиды): 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 .

Свойства амфотерных соединений запомнить не сложно: они взаимодействуют с кислотами и щелочами .

с взаимодействием с кислотами все просто, в этих реакциях амфотерные соединения ведут себя как основные:

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

Точно так же реагируют гидроксиды:

Fe(OH) 3 + 3HCl → FeCl 3 + 3H 2 O

Pb(OH) 2 + 2HCl → PbCl 2 + 2H 2 O

С взаимодействием со щелочами немного сложнее. В этих реакциях амфотерные соединения ведут себя как кислоты, и продукты реакции могут быть различными, все зависит от условий.

Или реакция происходит в растворе, или реагирующие вещества берутся твердые и сплавляются.

Взаимодействие основных соединений с амфотерными при сплавлении.

Разберем на примере гидроксида цинка. Как уже говорилось ранее, амфотерные соединения взаимодействуя с основными, ведут себя как кислоты. Вот и запишем гидроксид цинка Zn (OH ) 2 как кислоту. У кислоты водород спереди, вынесем его: H 2 ZnO 2 . И реакция щелочи с гидроксидом будет протекать как будто он – кислота. «Кислотный остаток» ZnO 2 2- двухвалентный:

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

Полученное вещество K 2 ZnO 2 называется метацинкат калия (или просто цинкат калия). Это вещество – соль калия и гипотетической «цинковой кислоты» H 2 ZnO 2 (солями такие соединения называть не совсем правильно, но для собственного удобства мы про это забудем). Только гидроксид цинка записывать вот так: H 2 ZnO 2 – нехорошо. Пишем как обычно Zn (OH ) 2 , но подразумеваем (для собственного удобства), что это «кислота»:

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

С гидроксидами, в которых 2 группы ОН, все будет так же как и с цинком:

Be(OH) 2( тв .) + 2NaOH ( тв .) (t ,сплавление)→ 2H 2 O + Na 2 BeO 2 (метабериллат натрия, или бериллат)

Pb(OH) 2( тв .) + 2NaOH ( тв .) (t ,сплавление)→ 2H 2 O + Na 2 PbO 2 (метаплюмбат натрия, или плюмбат)

С амфотерными гидроксидов с тремя группами OH (Al (OH ) 3 , Cr (OH ) 3 , Fe (OH ) 3) немного иначе.

Разберем на примере гидроксида алюминия: Al (OH ) 3 , запишем в виде кислоты: H 3 AlO 3 , но в таком виде не оставляем, а выносим оттуда воду:

H 3 AlO 3 – H 2 O → HAlO 2 + H 2 O .

Вот с этой «кислотой» (HAlO 2) мы и работаем:

HAlO 2 + KOH → H 2 O + KAlO 2 (метаалюминат калия, или просто алюминат)

Но гидроксид алюминия вот так HAlO 2 записывать нельзя, записываем как обычно, но подразумеваем там «кислоту»:

Al(OH) 3( тв .) + KOH ( тв .) (t ,сплавление)→ 2H 2 O + KAlO 2 (метаалюминат калия)

То же самое и с гидроксидом хрома:

Cr(OH) 3 → H 3 CrO 3 → HCrO 2

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

НО НЕ ХРОМАТ, хроматы – это соли хромовой кислоты).

С гидроксидами содержащими четыре группы ОН точно так же: выносим вперед водород и убираем воду:

Sn(OH) 4 → H 4 SnO 4 → H 2 SnO 3

Pb(OH) 4 → H 4 PbO 4 → H 2 PbO 3

Следует помнить, что свинец и олово образуют по два амфотерных гидроксида: со степенью окисления +2 (Sn (OH ) 2 , Pb (OH ) 2), и +4 (Sn (OH ) 4 , Pb (OH ) 4).

И эти гидроксиды будут образовывать разные «соли»:

Степень окисления
Формула гидроксида	Sn (OH ) 2	Pb (OH ) 2	Sn (OH ) 4	Pb (OH ) 4
Формула гидроксида в виде кислоты	H 2 SnO 2	H 2 PbO 2	H 2 SnO 3	H 2 PbO 3
Соль (калиевая)	K 2 SnO 2	K 2 PbO 2	K 2 SnO 3	K 2 PbO 3
Название соли			метастаннАТ	метаблюмбАТ

Те же принципы, что и в названиях обычных «солей», элемент в высшей степени окисления – суффикс АТ, в промежуточной – ИТ.

Такие «соли» (метахроматы, метаалюминаты, метабериллаты, метацинкаты и т.д.) получаются не только в результате взаимодействия щелочей и амфотерных гидроксидов. Эти соединения всегда образуются, когда соприкасаются сильноосновный «мир» и амфотерный (при сплавлении). То есть точно так же как и амфотерные гидроксиды со щелочами будут реагировать и амфотерные оксиды, и соли металлов, образующих амфотерные оксиды (соли слабых кислот). И вместо щелочи можно взять сильноосновный оксид, и соль металла, образующего щелочь (соль слабой кислоты).

Взаимодействия:

Запомните, реакции, приведенные ниже, протекают при сплавлении.

Амфотерного оксида с сильноосновным оксидом:

ZnO (тв.) + K 2 O (тв.) (t ,сплавление)→ K 2 ZnO 2 (метацинкат калия, или просто цинкат калия)

Амфотерного оксида со щелочью:

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

Амфотерного оксида с солью слабой кислоты и металла, образующего щелочь:

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

Амфотерного гидроксида с сильноосновным оксидом:

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

Амфотерного гидроксида со щелочью:

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

Амфотерного гидроксида с солью слабой кислоты и металла, образующего щелочь:

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

Соли слабой кислоты и металла, образующего амфотерные соединение с сильноосновным оксидом:

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

Соли слабой кислоты и металла, образующего амфотерные соединение со щелочью:

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

Соли слабой кислоты и металла, образующего амфотерные соединение с солью слабой кислоты и металла, образующего щелочь:

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

Ниже представлена информация по солям амфотерных гидроксидов, красным помечены наиболее встречающиеся в ЕГЭ.

	Гидроксид	Гидроксид в виде кислоты	Кислотный остаток		Название соли
BeO	Be(OH) 2	H 2 BeO 2	BeO 2 2-	K 2 BeO 2	Метабериллат (бериллат)
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	Метаалюминат (алюминат)
Fe 2 O 3	Fe(OH) 3	HFeO 2	FeO 2 —	KFeO 2	Метаферрат (НО 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 (НО НЕ ХРОМАТ)

Взаимодействие амфотерных соединений с растворами ЩЕЛОЧЕЙ (здесь только щелочи).

В ЕГЭ это называют «растворением гидроксида алюминия (цинка, бериллия и т.д.) щелочи». Это обусловлено способностью металлов в составе амфотерных гидроксидов в присутствии избытка гидроксид-ионов (в щелочной среде) присоединять к себе эти ионы. Образуется частица с металлом (алюминием, бериллием и т.д.) в центре, который окружен гидроксид-ионами. Эта частица становится отрицательно-заряженной (анионом) за счет гидроксид-ионов, и называться этот ион будет гидроксоалюминат, гидроксоцинкат, гидроксобериллат и т.д.. Причем процесс может протекать по-разному металл может быть окружен разным числом гидроксид-ионов.

Мы будем рассматривать два случая: когда металл окружен четырьмя гидроксид-ионами , и когда он окружен шестью гидроксид-ионами .

Запишем сокращенное ионное уравнение этих процессов:

Al(OH) 3 + OH — → Al(OH) 4 —

Образовавшийся ион называется Тетрагидроксоалюминат-ион. Приставка «тетра-» прибавляется, потому что гидроксид-иона четыре. Тетрагидроксоалюминат-ион имеет заряд -, так как алюминий несет заряд 3+, а четыре гидроксид-иона 4-, в сумме получается -.

Al(OH) 3 + 3OH — → Al(OH) 6 3-

Образовавшийся в этой реакции ион называется гексагидроксоалюминат ион. Приставка «гексо-» прибавляется, потому что гидроксид-иона шесть.

Прибавлять приставку, указывающую на количество гидроксид-ионов обязательно . Потому что если вы напишете просто «гидроксоалюминат», не понятно, какой ион вы имеете в виду: Al (OH ) 4 — или Al (OH ) 6 3- .

При взаимодействии щелочи с амфотерным гидроксидом в растворе образуется соль. Катион которой – это катион щелочи, а анион – это сложный ион, образование которого мы рассмотрели ранее. Анион заключается в квадратные скобки .

Al (OH ) 3 + KOH → K (тетрагидроксоалюминат калия)

Al (OH ) 3 + 3KOH → K 3 (гексагидроксоалюминат калия)

Какую именно (гекса- или тетра-) соль вы напишете как продукт – не имеет никакого значения. Даже в ответниках ЕГЭ написано: «…K 3 (допустимо образование K ». Главное не забывайте следить, чтобы все индексы были верно проставлены. Следите за зарядами, и имейте ввиду, что сумма их должна быть равна нулю.

Кроме амфотерных гидроксидов, со щелочами реагируют амфотерные оксиды. Продукт будет тот же. Только вот если вы запишете реакцию вот так:

Al 2 O 3 + NaOH → Na

Al 2 O 3 + NaOH → Na 3

Но эти реакции у вас не уравняются. Надо добавить воду в левую часть, взаимодейтсиве ведь происходит в растворе, воды там дотаточно, и все уравняется:

Al 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O → 2Na

Al 2 O 3 + 6NaOH + 3H 2 O → 2Na 3

Помимо амфотерных оксидов и гидроксидов, с растворами щелочей взаимодействуют некоторые особо активные металлы, которые образуют амфотерные соединения. А именно это: алюминий, цинк и бериллий. Чтобы уравнялось, слева тоже нужна вода. И, кроме того, главное отличие этих процессов – это выделение водорода:

2Al + 2NaOH + 6H 2 O → 2Na + 3H 2

2Al + 6NaOH + 6H 2 O → 2Na 3 + 3H 2

В таблице ниже приведены наиболее распространенные в ЕГЭ примеры свойства амфотерных соединений:

Амфотерное вещество		Название соли
Al 2 O 3 Al(OH) 3		Тетрагидроксоалюминат натрия	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	Гексагидроксоалюминат натрия	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	Тетрагидроксоцинкат натрия	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	Гексагидроксоцинкат натрия	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	Тетрагидроксобериллат лития	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	Гексагидроксобериллат лития	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		Тетрагидроксохромат натрия	Cr(OH) 3 + NaOH → Na Cr 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O → 2Na
Cr 2 O 3 Cr(OH) 3	Na 3	Гексагидроксохромат натрия	Cr(OH) 3 + 3NaOH → Na 3 Cr 2 O 3 + 6NaOH + 3H 2 O → 2Na 3
Fe 2 O 3 Fe(OH) 3		Тетрагидроксоферрат натрия	Fe(OH) 3 + NaOH → Na Fe 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O → 2Na
Fe 2 O 3 Fe(OH) 3	Na 3	Гексагидроксоферрат натрия	Fe(OH) 3 + 3NaOH → Na 3 Fe 2 O 3 + 6NaOH + 3H 2 O → 2Na 3

Полученные в этих взаимодействиях соли реагируют с кислотами, образуя две другие соли (соли данной кислоты и двух металлов):

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

Вот и все! Ничего сложного. Главное не путайте, помните что образуется при сплавлении, что в растворе. Очень часто задания по этому вопросу попадаются в B части.

Примером амфотерного гидроксида может служить гидроксид цинка. Формула этого гидроксида в основной форме - Zn(OH)2. Но можно записать формулу гидроксида цинка в кислотной форме, поставив на первое место атомы водорода, как в формулах неорганических кислот: H2ZnO2 (Рис. 1). Тогда ZnO22- будет кислотным остатком с зарядом 2-.

Рис. 1. Формулы гидроксида цинка

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

В реакциях со щелочами гидроксид цинка выступает в роли кислоты, отдавая водород. При этом образуются соли анионного типа (цинк входит в состав кислотного остатка - аниона цинката). Например, при сплавлении гидроксида цинка с твердым гидроксидом натрия образуется Na2ZnO2 - средняя соль анионного типа цинкат натрия:

H2ZnO2 + 2NaOH(ТВ.) = Na2ZnO2 + 2H2O (кислота)

Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2

2- - сложный анион, который принято заключать в квадратные скобки.

Таким образом, амфотерность гидроксида цинка обусловлена возможностью существования ионов цинка в водном растворе в составе как катионов, так и анионов. Состав этих ионов зависит от кислотности среды. В щелочной среде устойчивы анионы ZnO22-, а в кислотной среде устойчивы катионы Zn2+.

Zn(OH)2 = ZnO + H2O

2Fe(OH)3 = Fe2O3 + 3H2O

2Al(OH)3 = Al2O3 + 3H2O

Степень окисления металла в гидроксиде и оксиде должна быть одинаковой.

AlCl3 + 3NaOH = Al(OH)3↓ + 3NaCl

При сливании данных растворов образуется белый желеподобный осадок гидроксида алюминия (Рис. 2).

AlCl3+ 3NH3. H2O = Al(OH)3↓ + 3NH4Cl

Рис. 2. Образование осадка гидроксида алюминия

Амфотерные гидроксиды образованы переходными химическими элементами и проявляют двойственные свойства, т. е. являются одновременно и кислотой, и основанием. Получим и подтвердим амфотерный характер гидроксида алюминия.

Получим в пробирке осадок гидроксида алюминия. Для этого к раствору сульфата алюминия прильем небольшое количество раствора щелочи (гидроксида натрия) до появления осадка (Рис. 1). Обратите внимание: на данном этапе щелочь не должна быть в избытке. Полученный осадок белого цвета - это гидроксид алюминия:

Al2(SO4)3 + 6NaOH = 2Al(OH)3↓ + 3Na2SO4

Для следующего опыта разделим полученный осадок на две части. Чтобы доказать, что гидроксид алюминия проявляет свойства кислоты, надо провести его реакцию со щелочью. И наоборот, для доказательства основных свойств гидроксида алюминия смешаем его с кислотой. В одну пробирку с осадком гидроксида алюминия приливаем раствор щелочи - гидроксида натрия (на этот раз берется избыток щелочи). Осадок растворяется. В результате реакции образуется комплексная соль - гидроксоалюминат натрия:

Al(OH)3 + NaOH = Na

Во вторую пробирку с осадком прильем раствор соляной кислоты. Осадок тоже растворяется. Значит, гидроксид алюминия реагирует не только со щелочью, но и с кислотой, т. е. проявляет амфотерные свойства. В данном случае протекает реакция обмена, образуются хлорид алюминия и вода:

Опыт № 3. Взаимодействие раствора тетрагидроксоалюминината натрия с соляной кислотой и углекислым газом

К раствору гидроксоалюмината натрия будем добавлять по каплям разбавленный раствор соляной кислоты. Наблюдаем выпадение осадка гидроксида алюминия и его последующее растворение:

Na + HCl = Al(OH)3¯ + NaCl + H2O

Al(OH)3+ 3HCl = AlCl3 + 3H2O

Тетрагидроксоалюминат натрия неустойчив и в кислой среде разрушается. Посмотрим, разрушает ли комплекс слабая угольная кислота.

Через раствор тетрагидроксоалюмината натрия будем пропускать углекислый газ. Углекислый газ, в свою очередь, получаем по реакции между мрамором и соляной кислотой. Через некоторое время образуется взвесь нерастворимого в воде гидроксида алюминия, которая при дальнейшем пропускании углекислого газа не исчезает.

Na + CO2= Al(OH)3¯ + NaHCO3

Т. е. избыток углекислоты не растворяет гидроксид алюминия.

Источники

http://www.youtube.com/watch?t=146&v=EQO8iViXb1s

http://www.youtube.com/watch?t=6&v=85N0v3cQ-lI

источник презентации - http://ppt4web.ru/khimija/amfoternye-oksidy-i-gidroksidy.html

http://interneturok.ru/ru/school/chemistry/11-klass

Существует три основных класса неорганических химических соединений: оксиды, гидроксиды и соли. Первые делятся на две группы: несолеобразующие (к ним относятся угарный газ, закись азота, монооксид азота и т. д.) и солеобразующие, которые, в свою очередь, бывают основными, кислотными и амфотерными. Гидроксиды делятся на кислоты, основания и амфотерные. Соли существуют основные, кислые, средние и двойные. Ниже будут более подробно описаны амфотерные оксиды и гидроксиды.

Что такое амфотерность?

Это способность неорганического химического вещества проявлять как кислотные, так и основные свойства, в зависимости от условий реакции. К веществам, которые обладают такого рода особенностью, могут относиться оксиды и гидроксиды. Среди первых можно назвать оксид и диоксид олова, бериллия, марганца, цинка, железа (ІІ), (ІІІ). Амфотерные гидроксиды представлены такими веществами: гидроксид бериллия, алюминия, железа (ІІ), метагидроксид железа, алюминия, дигидроксид-оксид титана. Самыми распространенными и часто используемыми из перечисленных выше соединений являются оксид железа и алюминия, а также гидроксиды этих металлов.

Химические свойства амфотерных оксидов

Амфотерные оксиды имеют одновременно как свойства кислотных, так и основных соединений. Как кислотные, они могут взаимодействовать со щелочами. При такого типа реакциях образуются соль и вода. Также они вступают в химическую реакцию с основными оксидами. Проявляя свои основные свойства, они вступают во взаимодействиескислотами, вследствие чего образуются соль и вода, а также с кислотными оксидами, благодаря чему можно получить соль.

Примеры уравнений реакций, в которых участвуют амфотерные оксиды

АІ 2 О 3 + 2КОН = 2КАІО 2 + Н 2 О — данная реакция показывает кислотные свойства амфотерных оксидов. 2АІ 2 О 3 + 6НСІ = 4АІСІ 3 + 3Н 2 О; АІ 2 О 3 + 3СО 2 = АІ2(СО 3) 3 — эти уравнения служат примером основных химических свойств таких оксидов.

Химические свойства амфотерных гидроксидов

Они способны вступать в химическое взаимодействие как с сильными кислотами, так и со щелочами, а некоторые из них реагируют также со слабыми кислотами. Все они при воздействии высоких температур распадаются на оксид и воду. При реакции амфотерного гидроксида с кислотой образуются соль и вода. Все такие гидроксиды нерастворимы в воде, поэтому могут реагировать только с растворами определенных соединений, но не с сухими веществами.

Физические свойства амфотерных оксидов, способы их получения и применение

Оксид ферума (ІІ) — пожалуй, самый распространенный амфотерный оксид. Способов его получения существует довольно много. Он широко используется в промышленности. Другие амфотерные оксиды также применяются во многих отраслях: от металлургии до пищевой промышленности.

Внешний вид, получение и использование ферум (ІІ) оксида

Он представляет собой твердое вещество черного цвета. Его кристаллическая решетка схожа с решеткой пищевой соли. В природе его можно найти в виде минерала вюстита.
Данное химическое соединение получают четырьмя различными способами. Первый — восстановление оксида железа (ІІІ) с использованием угарного газа. При этом, смешав одинаковое количество этих двух веществ, можно получить две части оксида железа (ІІ) и одну — углекислого газа. Второй метод получения — взаимодействие железа с его оксидами, к примеру, ферум (ІІІ) оксидом, при этом не образуется никаких побочных продуктов.

Однако для такой реакции необходимо создать условия в виде высокой температуры — 900-1000 градусов по Цельсию. Третий способ — реакция между железом и кислородом, в этом случае образуется только оксид железа (ІІ). Для осуществления данного процесса также понадобится нагревание исходных веществ. Четвертым методом получения является оксалата двухвалентного железа. Для такой реакции необходима высокая температура, а также вакуум. В результате образуются ферум (ІІ) оксид, углекислый и угарный газ в соотношении 1:1:1. Из написанного выше можно сделать вывод, что самым простым и не требующим специальных условий является первый способ получения данного вещества. Применяют оксид железа (ІІ) для выплавки чугуна, также он является одной из составляющих некоторых красителей, используется в процессе чернения стали.

Оксид железа (ІІІ)

Это не менее распространенный амфотерный оксид, чем описанный выше. При нормальных условиях он представляет собой твердое вещество, имеющее красно-коричневый цвет. В природе может встретиться в виде минерала гематита, который используется в изготовлении украшений. В промышленности данное вещество получило широкое применение: его используют для окрашивания некоторых строительных материалов, таких как кирпич, тротуарная плитка и т. д., в изготовлении красок, в том числе полиграфических, и эмалей. Также рассматриваемое вещество служит пищевым красителем под названием Е172. В химической отрасли его применяют при производстве аммиака в качестве катализатора.

Оксид алюминия

Амфотерные оксиды также включают в свой список и оксид алюминия. Данное вещество при нормальных условиях имеет твердое состояние. Цвет этого оксида белый. В природе его часть можно встретить в виде глинозема, а также сапфира и рубина. Используется в основном в химической промышленности в качестве катализатора. Но также его применяют и в изготовлении керамики.

Оксид цинка

Это химическое соединение также обладает амфотерностью. Это твердое вещество, не имеющее цвета, в воде не растворяется. Получают его в основном посредством разложения различных соединений цинка. К примеру, его нитрата. При этом выделяется оксид цинка, диоксид азота и кислород. Также можно добыть данное вещество посредством разложения карбоната цинка. При такой реакции, кроме нужного соединения, выделяется еще и углекислый газ. Также возможен распад гидроксида цинка на его оксид и воду. Для того чтобы осуществить все три выше перечисленных процесса, требуется воздействие высокой температуры. Применяют оксид цинка в различных отраслях промышленности, например, в химической (в качестве катализатора) для изготовления стекла, в медицине для лечения кожных дефектов.

Оксид бериллия

Получают его в основном путем термического разложения гидроксида данного элемента. При этом также образуется вода. Он имеет вид твердого бесцветного вещества. Применение свое данный оксид находит в различных отраслях промышленности в качестве термостойкого материала.

Оксид олова

Имеет темный цвет, обладает твердым состоянием при нормальных условиях. Получить его возможно, как и многие другие амфотерные оксиды, посредством разложения его гидроксида. В результате образуется рассматриваемое вещество и вода. Для этого также нужно воздействие высокой температуры. Используется данное соединение в химической промышленности в качестве восстановителя в окислительно-восстановительных реакциях, реже применяется как катализатор.

Свойства, получение и применение амфотерных гидроксидов

Амфотерные гидроксиды используются не менее широко, нежели оксиды. Благодаря своему разностороннему химическому поведению, они в основном применяются для получения всевозможных соединений. Кроме того, гидроксид железа (бесцветное твердое вещество) используется в изготовлении аккумуляторов; гидроксид алюминия — для очистки воды; гидроксид бериллия — для получения оксида.

Просмотров