Амфотерные основные и кислотные свойства – Урок №33. Оксиды: классификация, номенклатура, свойства оксидов, получение, применение

1. Кислотно-основные свойства веществ

1.1. Оксиды

Оксидами называются сложные вещества, состоящие из двух элементов, одним из которых является кислород.

Название оксида составляют из слова «оксид» и названия элемента в родительном падеже. Если элемент, образующий оксид, имеет постоянную степень окисления, то ее не указывают в названии оксида. Например, MgO – оксид магния, Al2O3 – оксид алюминия. Если элемент образует несколько оксидов, то после названия оксида в скобках римской цифрой указывают степень окисления элемента: SnO – оксид олова (II), SnO2 – оксид олова (IV).

По числу атомов кислорода в молекуле оксиды иногда называют: PbO2 – диоксид свинца, SO3 – триоксид серы.

Особую группу составляют пероксиды, которые содержат пероксидную группу –О–О–: Н2О2 – пероксид водорода, Na2О2 - пероксид натрия.

Оксиды делятся на несолеобразующие

и солеобразующие.

Несолеобразующие оксиды (безразличные или индифферентные) – это оксиды, которым в качестве гидроксидов не соответствуют ни основания, ни кислоты. Например: СО, NO, N2O.

Солеобразующие оксиды делятся на основные, кислотные и амфотерные. Солеобразующие оксиды обладают способностью образовывать соли.

Основные оксиды

Основными называются оксиды, которым в качестве гидроксидов соответствуют основания:

К2О  КОН, СаО  Са(ОН)2.

Основные оксиды обычно образованы типичными металлами со степенями окисления:

+1: K2O, Li2O, Na2O, Rb2O, Cs2O, Cu2O, Ag2O, Tl2O;

+2: CaO, BaO, SrO, MnO, FeO, MgO, NiO, TiO;

+3: (иногда) Bi2O3, La2O3, Ti2O3.

Способы получения основных оксидов:

- окислением металлов

2Fe + O2 = 2FeO;

- разложением оснований и солей при нагревании

Ca(OH)2 = CaO + H2O;

MgCO3 = MgO + CO2↑;

- оксиды серебра и ртути получают разложением их гидроксидов в момент образования:

2AgNO3 + 2NaOH = Ag2O + H2O + 2NaNO3;

Hg(NO3)2 + 2NaOH = HgO + H2O + 2NaNO3.

Химические свойства основных оксидов:

- взаимодействие с водой оксидов щелочных (Li, Na, K, Rb, Cs) и щелочноземельных металлов (Ca, Sr, Ba) с образованием щелочей:

СаО + Н2О = Са(ОН)2;

К2О + Н2О = 2КОН;

- взаимодействие с кислотами

MgO + H2SO4 = MgSO4 + H2O;

- взаимодействие с кислотными оксидами

ВаО + СО2 = ВаСО3.

Кислотные оксиды

Кислотными называются оксиды, которым в качестве гидроксидов соответствуют кислоты:

N2O5  HNO3; CO2  H2CO3.

Кислотные оксиды – это оксиды неметаллов (P2O5, B2O3, Cl2O7) и некоторых металлов, проявляющих высокие степени окисления:

+5, +6, +7 (Nb2O5, MoO3, Mn2O7).

Способы получения кислотных оксидов:

- окислением неметаллов и сложных веществ:

S + O2 = SO2;

CH4 + 2O2 = CO2 + 2H2O;

- разложением кислот и солей:

BaCO3 = BaO + CO2;

H2CO3 = H2O + CO2;

Химические свойства кислотных оксидов:

- взаимодействие с водой

P

2O5 + 3H2O = 2H3PO4.

Некоторые кислотные оксиды с водой не взаимодействуют, например, SiO2;

- взаимодействие со щелочами

СО2 + Ва(ОН)2 = ВаСО3 + Н2О;

- взаимодействие с основными оксидами

СаО + СО2 = СаСО3.

Амфотерные оксиды

Амфотерными называются оксиды, которым в качестве гидроксидов соответствуют и основания, и кислоты, например

H2ZnO2  ZnO Zn(OH)2

кислота оксид цинка основание

H2[Zn(OH)4]

Амфотерные оксиды – это оксиды металлов со степенями окисления:

+2: BeO, ZnO, SnO, PbO, CuO, GeO;

+3: Al2O3, Sb2O3, Cr2O3, Fe2O3, Ga2O3;

+4: SnO

2, PbO2, GeO2.

Амфотерные оксиды взаимодействуют:

- с кислотами и кислотными оксидами, проявляя основные свойства:

PbO + 2HNO3 = Pb(NO3)2 + H2O;

PbO + CO2 = PbCO3;

- со щелочами и основными оксидами, проявляя кислотные свойства:

Al2O3 + 2NaOH = 2NaAlO2 + H2O;

Al2O3 + 2NaOH + 3H2O = 2Na[Al(OH)4];

Al2O3 + BaO = Ba(AlO2)2.

Амфотерность — Википедия

Амфоте́рность (от др.-греч. ἀμφότεροι «двоякий, двойственный; обоюдный») — способность некоторых химических веществ и соединений проявлять в зависимости от условий как кислотные, так и осно́вные свойства.

Понятие амфоте́рность как характеристика двойственного поведения вещества было введено в 1814 г. Ж. Гей-Люссаком и Л. Тенаром. А. Ганч в рамках общей химической теории кислотно-основных взаимодействий (1917-1927 гг.) определил амфоте́рность как «

способность некоторых соединений проявлять как кислотные, так и основные свойства в зависимости от условий и природы реагентов, участвующих в кислотно-основном взаимодействии, особенно в зависимости от свойств растворителя»[1].

Амфотерны гидроксиды таких элементов главных подгрупп, как бериллий, алюминий, галлий, мышьяк, сурьма, селен и др., таких элементов побочных подгрупп как хром, цинк, молибден, вольфрам и многих других. Обычно в химическом поведении гидроксидов преобладает или кислотный, или основный характер[2].

Амфотерность как химическое свойство[править | править код]

Амфотерность как химическое свойство вещества может проявляться по-разному:

1. В рамках теории электролитической диссоциации это способность вещества к электролитической диссоциации как по механизму кислот (с отщеплением ионов гидроксония, H+ ), так и по механизму оснований (отщепление гидроксид-ионов, OH ). Электролиты, которые в растворе ионизируются одновременно по кислотному и основному типам называются

амфолитами[3]. Если обозначить амфотерный электролит формулой XOH, то его диссоциацию можно описать схемой:

H++XO−⇄XOH⇄X++OH−{\displaystyle {\mathsf {H^{+}+XO^{-}\rightleftarrows XOH\rightleftarrows X^{+}+OH^{-}}}}

Например, кислотно-основные свойства азотистой кислоты определяются равновесными процессами диссоциации с образованием нитрит-аниона и нитрозильного катиона:

HNO2⇄H++NO2−  Ka≈10−5{\displaystyle {\mathsf {HNO_{2}\rightleftarrows H^{+}+NO_{2}^{-}\ \ K_{a}\approx 10^{-5}}}}
HNO2⇄NO++OH−  Kb≈10−7{\displaystyle {\mathsf {HNO_{2}\rightleftarrows NO^{+}+OH^{-}\ \ K_{b}\approx 10^{-7}}}}

Идеальным амфолитом будет вода:

h3O⇄H++OH−{\displaystyle {\mathsf {H_{2}O\rightleftarrows H^{+}+OH^{-}}}}

Также к числу идеальных амфолитов относят гидроксид галлия Ga(OH)3, вторые и третьи константы диссоциации которого по кислотному и основному типам практически одинаковы[2].

2. В рамках протолитической теории Брёнстеда-Лоури проявление амфотерности рассматривается как способность протолита выступать донором и акцептором протона. Например, для воды амфотерность проявляется как автопротолиз[4]:

2h3O→h4O++OH−{\displaystyle {\mathsf {2H_{2}O\rightarrow H_{3}O^{+}+OH^{-}}}}

Амфолитами также будут вещества, имеющие в своём составе функциональные группы, способные быть донорами и акцепторами протонов. Например, к амфотерным органическим электролитам относятся белки, пептиды и аминокислоты. Так аминокислоты имеют в своём составе, по крайней мере, карбоксильную группу –COOH и аминогруппу –NH2. В растворе эти группы подвергаются частичной ионизации:

h3N-CH(R)-COOH+h3O⇄h3N-CH(R)-COO−+h4O+{\displaystyle {\mathsf {H_{2}N{\text{-}}CH(R){\text{-}}COOH+H_{2}O\rightleftarrows H_{2}N{\text{-}}CH(R){\text{-}}COO^{-}+H_{3}O^{+}}}}
h3N-CH(R)-COOH+h3O⇄[h4N-CH(R)-COOH]++OH−{\displaystyle {\mathsf {H_{2}N{\text{-}}CH(R){\text{-}}COOH+H_{2}O\rightleftarrows [H_{3}N{\text{-}}CH(R){\text{-}}COOH]^{+}+OH^{-}}}}

Таким образом, молекула аминокислоты находится в двух равновесных формах, заряженной (цвиттер-ион) и незаряженной. В этих комбинациях R–COOH и R–NH3+ являются потенциальными кислотами (донорами протонов, катионов), а R–COO и R–NH2 – сопряженными потенциальными основаниями (акцепторами протонов, катионов).

3. Амфотерность может проявляться как способность вещества к взаимодействию как с кислотами, так и с основаниями. Это характерно для оксидов, гидроксидов и комплексных соединений некоторых p-элементов и большинства d-элементов в промежуточных степенях окисления. Амфотерность в той или иной степени является общим свойством гидроксидов[3]. Например, для соединений хрома (III) известны реакции[5]:

Cr(OH)3+3HCl→CrCl3+3h3O{\displaystyle {\mathsf {Cr(OH)_{3}+3HCl\rightarrow CrCl_{3}+3H_{2}O}}}
Cr(OH)3+3NaOH→Na3[Cr(OH)6]{\displaystyle {\mathsf {Cr(OH)_{3}+3NaOH\rightarrow Na_{3}[Cr(OH)_{6}]}}}
Cr2O3+6HCl→2CrCl3+3h3O{\displaystyle {\mathsf {Cr_{2}O_{3}+6HCl\rightarrow 2CrCl_{3}+3H_{2}O}}}
Cr2O3+2NaOH→ot2NaCrO2+h3O{\displaystyle {\mathsf {Cr_{2}O_{3}+2NaOH{\xrightarrow[{}]{^{o}t}}2NaCrO_{2}+H_{2}O}}}

Не соответствуют действительности традиционные представления о проявлении амфотерности гидроксидов как диссоциации по кислотному и основному типам[2]. В общем виде амфотерное поведение нерастворимых гидроксидов хрома (III), алюминия, цинка может быть описано как реакции ионного обмена ионов среды с лигандами H2O и OH. Например, для Al(OH)3 ионные равновесия могут быть записаны следующим образом:

[Al(OH)3(h3O)3]+3h4O+⇄[Al(h3O)6]3++3h3O{\displaystyle {\mathsf {[Al(OH)_{3}(H_{2}O)_{3}]+3H_{3}O^{+}\rightleftarrows [Al(H_{2}O)_{6}]^{3+}+3H_{2}O}}}
[Al(OH)3(h3O)3]+3OH−⇄[Al(OH)6]3−+3h3O{\displaystyle {\mathsf {[Al(OH)_{3}(H_{2}O)_{3}]+3OH^{-}\rightleftarrows [Al(OH)_{6}]^{3-}+3H_{2}O}}}

4. В ряде случаев важным косвенным признаком амфотерности является способность элемента образовывать два ряда солей, катионного и анионного типа[6]. Например, для цинка: ZnCl2, [Zn(H2O)4]SO4 (катионные) и Na2ZnO2, Na2(Zn(OH)4) (анионные).

  • Амфотерные гидроксиды и их поведение в водных растворах / Корольков Д. В. Основы неорганической химии. - М.: Просвещение, 1982. - 271 с.
  • Кислотные и основные свойства / Общая химия. Под ред. Е. М. Соколовской и Л. С. Гузея. — М.: Изд-во Моск. ун-та, 1989. — 640 с. ун-та, 1989. — 640 с
  1. ↑ Танганов Б.Б. Химические методы анализа. - Улан-Удэ, 2005.- 550 с.
  2. 1 2 3 Амфотерные гидроксиды и их поведение в водных растворах / Корольков Д. В. Основы неорганической химии. - М.: Просвещение, 1982. - 271 с.
  3. 1 2 Угай Я. А. Общая и неорганическая химия. - М.: Высшая школа, 1997. - 527 с.
  4. ↑ Автопротолиз воды / Жуков С. Т. Химия. 8-9 класс
  5. ↑ Лидин Р. А., Молочко В. А., Андреева Л. Л. Химические свойства неорганических веществ. – М.: Химия, 2000. – 480 с.: ил.
  6. ↑ Кислотные и основные свойства / Общая химия. Под ред. Е. М. Соколовской и Л. С. Гузея. — М.: Изд-во Моск. ун-та, 1989. — 640 с. ун-та, 1989. — 640 с .

Амфотерные соединения | Дистанционные уроки

05-Дек-2014 | комментария 4 | Лолита Окольнова

и их свойства

 

амфотерные соединения

 

 Автор статьи — Саид Лутфуллин

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 K2O, и гидроксид KOH. Они проявляют основные свойства, например взаимодействуют с кислотами.

K2O + HCl → KCl + h3O

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 SO3 и кислотный гидроксид H2SO4 (серную кислоту):

sernaya-kislota

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

h3SO4 + 2KOH → K2SO4 + 2h3O

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 (Al2O3, Al(OH)3, Fe2O3, 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, Al2O3, Al(OH)3, Fe2O3, Fe(OH)3, Cr2O3, 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:

 

Оксиды:

 

Al2O3 + 6HCl → 2AlCl3 + 3H2O

ZnO + H2SO4 → ZnSO4 + H2O

BeO + HNO3 → Be(NO3)2 + H2O

 

Точно так же реагируют гидроксиды:

 

Fe(OH)3 + 3HCl → FeCl3 + 3H2O

 

Pb(OH)2 + 2HCl → PbCl2 + 2H2O

 

  • 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.

 

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: H2ZnO2. И реакция щелочи с гидроксидом будет протекать как будто он – кислота. «Кислотный остаток» ZnO22- двухвалентный:

 

2KOH(тв.) + H2ZnO2(тв.) (t,сплавление)→ K2ZnO2 + 2H2O

 

Полученное вещество K2ZnO2 называется метацинкат калия (или просто цинкат калия). Это вещество – соль калия и гипотетической «цинковой кислоты» H2ZnO2 (солями такие соединения называть не совсем правильно, но для собственного удобства мы про это забудем). Только гидроксид цинка записывать вот так: H2ZnO2 – нехорошо. Пишем как обычно Zn(OH)2, но подразумеваем (для собственного удобства), что это «кислота»:

 

2KOH(тв.) + Zn(OH)2(тв.) (t,сплавление)→ K2ZnO2 + 2H2O

 

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

 

Be(OH)2(тв.) + 2NaOH(тв.) (t,сплавление)→ 2H2O + Na2BeO2 (метабериллат натрия, или бериллат)

 

Pb(OH)2(тв.) + 2NaOH(тв.) (t,сплавление)→ 2H2O + Na2PbO2 (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: H3AlO3, но в таком виде не оставляем, а выносим оттуда воду:

 

H3AlO3 – H2O → HAlO2 + H2O.

 

Вот с этой «кислотой» (HAlO2) мы и работаем:

 

HAlO2 + KOH → H2O + KAlO(метаалюминат калия, или просто алюминат)

Но гидроксид алюминия вот так HAlO2 записывать нельзя, записываем как обычно, но подразумеваем там «кислоту»:

Al(OH)

3(тв.) + KOH(тв.) (t,сплавление)→ 2H2O + KAlO2(метаалюминат калия)

 

То же самое и с гидроксидом хрома:

 

Cr(OH)3 → H3CrO3 → HCrO2

 

Cr(OH)3(тв.) + KOH(тв.) (t,сплавление)→ 2H2O + KCrO2(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 → H4SnO4 → H2SnO3

 

Pb(OH)4 → H4PbO4 → H2PbO3

 

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

+2

+4

Формула гидроксида

Sn(OH)2

Pb(OH)2

Sn(OH)4

Pb(OH)4

Формула гидроксида в виде кислоты

H2SnO2

H2PbO2

H2SnO3

H2PbO3

Соль (калиевая)

K2SnO

2

K2PbO2

K2SnO3

K2PbO3

Название соли

станнИТ

блюмбИТ

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).

 

амфотерные соединения

 

Взаимодействия:

 Запомните, реакции, приведенные ниже, протекают при сплавлении.

  1. Амфотерного оксида с сильноосновным оксидом:

 

ZnO(тв.) + K2O(тв.) (t,сплавление)→ K2ZnO2 (метацинкат калия, или просто цинкат калия)

 

  1. Амфотерного оксида со щелочью:

ZnO(тв.) + 2KOH(тв.) (t,сплавление)→ K2ZnO2 + H2O↑

 

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

 

ZnO(тв.)+ K2CO3(тв.) (t,сплавление)→ K2ZnO2 + CO2

 

  1. Амфотерного гидроксида с сильноосновным оксидом:

 

Zn(OH)2(тв.) + K2O(тв.) (t,сплавление)→ K2ZnO2 + H2O↑

 

  1. Амфотерного гидроксида со щелочью:

 

Zn(OH)2(тв.) + 2KOH(тв.) (t,сплавление)→ K2ZnO2 + 2H2O↑

 

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

 

Zn(OH)2(тв.) + K2CO3(тв.) (t,сплавление)→ K2ZnO2 + CO2↑ + H2O↑

 

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

 

ZnCO3(тв.) + K2O(тв.) (t,сплавление)→ K2ZnO2 + CO2

 

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

 

ZnCO3(тв.) + 2KOH(тв.) (t,сплавление)→ K2ZnO2 + CO2↑ + H2O↑

 

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

ZnCO3(тв.)+ K2CO3(тв.) (t,сплавление)→ K2ZnO2 + 2CO2

 

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

 

Оксид

Гидроксид

Гидроксид в виде кислоты

Кислотный остаток

Соль

Название соли

BeO

Be(OH)2

H2BeO2

BeO22-

K2BeO2

Метабериллат (бериллат)

ZnO

Zn(OH)2

H2ZnO2

ZnO22-

K2ZnO2

Метацинкат (цинкат)

Al2O3

Al(OH)3

HAlO2

AlO2

KAlO2

Метаалюминат (алюминат)

Fe2O3

Fe(OH)3

HFeO2

FeO2

KFeO2

Метаферрат (НО НЕ ФЕРРАТ)

SnO

Sn(OH)2

H2SnO2

SnO22-

K2SnO2

СтаннИТ

PbO

Pb(OH)2

H2PbO2

PbO22-

K2PbO2

БлюмбИТ

SnO2

Sn(OH)4

H2SnO3

SnO32-

K2SnO3

МетастаннАТ (станнат)

PbO2

Pb(OH)4

H2PbO3

PbO32-

K2PbO3

МетаблюмбАТ (плюмбат)

Cr2O3

Cr(OH)3

HCrO2

CrO2

KCrO2

Метахромат (НО НЕ ХРОМАТ)

 

 

 

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)63-

 

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)63-.

 

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[Al(OH)4] (тетрагидроксоалюминат калия)

 

Al(OH)3 + 3KOH → K3[Al(OH)6] (гексагидроксоалюминат калия)

 

Какую именно (гекса- или тетра-) соль вы напишете как продукт – не имеет никакого значения. Даже в ответниках ЕГЭ написано: «…K3[Al(OH)6] (допустимо образование K[Al(OH)4]». 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:

 

Al2O3 + NaOH → Na[Al(OH)4]

 

Al2O3 + NaOH → Na3[Al(OH)6]

 

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

 

Al2O3 + 2NaOH + 3H2O → 2Na[Al(OH)4]

 

Al2O3 + 6NaOH + 3H2O → 2Na3[Al(OH)6]

 

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 + 6H2O → 2Na[Al(OH)4] + 3H2

 

2Al + 6NaOH + 6H2O → 2Na3[Al(OH)6] + 3H2

 

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

 

Амфотерное вещество

Соль

Название соли

Реакции

Al

Al2O3

Al(OH)3

Na[Al(OH)4]

Тетрагидроксоалюминат натрия

Al(OH)3 + NaOH → Na[Al(OH)4]

Al2O3 + 2NaOH + 3H2O → 2Na[Al(OH)4]

2Al + 2NaOH + 6H2O → 2Na[Al(OH)4] + 3H2

Na3[Al(OH)6]

Гексагидроксоалюминат натрия

Al(OH)3 + 3NaOH → Na3[Al(OH)6]

Al2O3 + 6NaOH + 3H2O → 2Na3[Al(OH)6]

2Al + 6NaOH + 6H2O → 2Na3[Al(OH)6] + 3H2

Zn

ZnO

Zn(OH)2

K2[Zn(OH)4]

Тетрагидроксоцинкат натрия

Zn(OH)2 + 2NaOH → Na2[Zn(OH)4]

ZnO + 2NaOH + H2O → Na2[Zn(OH)4]

Zn + 2NaOH + 2H2O → Na2[Zn(OH)4]+ H2

K4[Zn(OH)6]

Гексагидроксоцинкат натрия

Zn(OH)2 + 4NaOH → Na4[Zn(OH)6]

ZnO + 4NaOH + H2O → Na4[Zn(OH)6]

Zn + 4NaOH + 2H2O → Na4[Zn(OH)6]+ H2

Be

BeO

Be(OH)2

Li2[Be(OH)4]

Тетрагидроксобериллат лития

Be(OH)2 + 2LiOH → Li2[Be(OH)4]

BeO + 2LiOH + H2O → Li2[Be(OH)4]

Be + 2LiOH + 2H2O → Li2[Be(OH)4]+ H2

Li4[Be(OH)6]

Гексагидроксобериллат лития

Be(OH)2 + 4LiOH → Li4[Be(OH)6]

BeO + 4LiOH + H2O → Li4[Be(OH)6]

Be + 4LiOH + 2H2O → Li4[Be(OH)6]+ H2

Cr2O3

Cr(OH)3

Na[Cr(OH)4]

Тетрагидроксохромат натрия

Cr(OH)3 + NaOH → Na[Cr(OH)4]

Cr2O3 + 2NaOH + 3H2O → 2Na[Cr(OH)4]

Na3[Cr(OH)6]

Гексагидроксохромат натрия

Cr(OH)3 + 3NaOH → Na3[Cr(OH)6]

Cr2O3 + 6NaOH + 3H2O → 2Na3[Cr(OH)6]

Fe2O3

Fe(OH)3

Na[Fe(OH)4]

Тетрагидроксоферрат натрия

Fe(OH)3 + NaOH → Na[Fe(OH)4]

Fe2O3 + 2NaOH + 3H2O → 2Na[Fe(OH)4]

Na3[Fe(OH)6]

Гексагидроксоферрат натрия

Fe(OH)3 + 3NaOH → Na3[Fe(OH)6]

Fe2O3 + 6NaOH + 3H2O → 2Na3[Fe(OH)6]

 

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

2Na3[Al(OH)6] + 6H2SO4 → 3Na2SO4 + Al2(SO4)3 + 12H2O

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.

Еще на эту тему:

Обсуждение: "Амфотерные соединения"

(Правила комментирования)

Добавить комментарий

Ваш адрес email не будет опубликован. Обязательные поля помечены *