Яка сполука має амфотерні властивості. Амфотерні органічні та неорганічні сполуки. Основні властивості амфотерних металів
Амфотерні метали представлені не складними елементами, які є аналогом групи компонентів металевого типу. Подібність простежується у ряді властивостей фізичного та хімічного напряму. Причому за самими речовинами не помічено здатності до властивостей амфотерного типу, а різні сполуки цілком здатні до їх прояву.
Наприклад, можна розглянути гідроксиди з оксидами. Вони явно простежується двоїста хімічна природа. Вона виражена в тому, що, в залежності від умов, вищеназвані сполуки можуть мати властивості або лугів, або кислот. Поняття амфотерності виникло досить давно, воно знайоме науці ще з 1814 року. Термін «амфотерність» виражав здатність хімічної речовини поводитися певним чином під час проведення кислотної (головної) реакції. Отримувані властивості залежать від того, який тип самих реагентів, виду розчинника і умов, за яких проводиться реакція.
Що являють собою амфотерні метали?
Список амфотерних металів включає безліч найменувань. Деякі з них можна з упевненістю назвати амфотерними, деякі – імовірно, інші – умовно. Якщо розглядати питання масштабно, то для стислості можна назвати просто порядкові номери вище за зазначені метали. Ці номери: 4,13, з 22 до 32, з 40 до 51, з 72 до 84, зі 104 до 109. Але є метали, які мають право назватися основними. До них відносяться хром, залізо, алюміній та цинк. Доповнюють основну групу стронцій та берилій. Найпоширенішим із усіх перелічених на даний момент є алюміній. Саме його сплави вже багато століть використовуються в найрізноманітніших сферах та сферах застосування. Метал має відмінну антикорозійну стійкість, легко піддається литтю та різним типам механічної обробки. Крім того, популярність алюмінію доповнюється такими перевагами, як висока теплопровідність та хороша електропровідність.
Алюміній – амфотерний метал, для якого властиво виявляти хімічну активність. Стійкість даного металу визначається міцною оксидною плівкою та, у звичайних умовах навколишнього середовища, при реакціях хімічного напрямку, алюміній виступає відновлювальним елементом. Така амфотерна речовина здатна взаємодіяти з киснем у разі роздроблення металу на дрібні частинки. Для такої взаємодії потрібний вплив високого температурного режиму. Хімічна реакція при зіткненні з кисневою масою супроводжується величезним виділенням теплової енергії. При температурі понад 200 градусів взаємодія реакцій при з'єднанні з такою речовиною, як сірка, утворює сульфід алюмінію. Амфотерний алюміній не здатний безпосередньо взаємодіяти з воднем, а при змішуванні металу з іншими металевими компонентами виникають різні сплави, що містять сполуки інтерметалевого типу.
Залізо – амфотерний метал, який є однією з побічних підгруп групи 4 періоду у системі елементів хімічного типу. Цей елемент виділяється як найпоширеніша складова групи металевих речовин, у складі компонентів земної кори. Залізо класифікується як проста речовина, серед відмінних властивостей якої можна виділити його ковкість, сріблясто-білу кольорову гаму. Такий метал має здатність провокувати виникнення підвищеної хімічної реакції і швидко переходить у стадію кородування при дії високої температури. Залізо, що поміщене в чистий кисень, повністю перегорає, а доведене до дрібнодисперсного стану може самозайматися на простому повітрі. Перебуваючи на повітрі металева речовина швидко окислюється внаслідок надмірної вологості, тобто іржавіє. При горінні у кисневій масі утворюється своєрідна окалина, яка називається оксидом заліза.
Основні властивості амфотерних металів
Властивості амфотерних металів – основне поняття в амфотерності. Розглянемо, що вони з себе представляють. У стандартному стані кожен метал є твердим тілом. Тому їх заведено вважати слабкими електролітами. Крім того, жоден метал не може розчинятися у воді. Підстави виходять шляхом спеціальної реакції. У ході цієї реакції сіль металу з'єднується з невеликою дозою лугу. Правила вимагають проводити весь процес акуратно, обережно та досить повільно.
При з'єднанні амфотерних речовин з кислотними оксидами або безпосередньо кислотами перші видають реакцію, властиву основ. Якщо такі підстави з'єднувати з основами, проявляються властивості кислот. Сильне нагрівання амфотерних гідроксидів призводить до їхнього розпаду. В результаті розпаду утворюється вода та відповідний амфотерний оксид. Як видно з наведених прикладів, властивості досить великі і вимагають ретельного аналізу, який можна провести під час хімічних реакцій.
Хімічні властивості амфотерних металів можна порівняти із властивостями звичайних металів, щоб провести паралель чи побачити різницю. Всі метали мають досить низький потенціал іонізації, завдяки чому в хімічних реакціях вони виступають у ролі відновників. Варто зазначити також, що електронегативність неметалів вища, ніж цей показник у металів.
Амфотерні метали виявляють як відновлювальні, так і окисні властивості. Але при цьому амфотерні метали мають сполуки, що характеризуються негативним ступенем окислення. Всім металам властива можливість утворення основних гідроксидів та оксидів. Залежно від зростання порядкового номера в періодичному ранжирі відмічено зменшення основності металу. Слід також зауважити, що метали, в основному, можуть окислюватися тільки певними кислотами. Так, взаємодія з азотною кислотою у металів відбувається по-різному.
Метали неметали амфотерні, які є простими речовинами, мають явну відмінність за своєю будовою та індивідуальними особливостями щодо фізичних та хімічних проявів. Тип деяких із цих речовин легко визначити візуальним способом. Наприклад, мідь є простим амфотерним металом, а бром класифікується як неметал.
Щоб не помилитися у визначенні різновиду простих речовин, необхідно чітко знати всі ознаки, які відрізняють метали від неметалів. Основною відмінністю металів і неметалів є здатність перших віддавати електрони, розташовані у зовнішньому енергетичному секторі. Неметали навпаки, притягують електрони до зони зовнішнього накопичувача енергетики. Усі метали мають властивість передавати енергетичний блиск, що робить їх добрими провідниками теплової та електричної енергії, а неметали неможливо використовувати як пропускник електрики та тепла.
Амфотерними є такі оксиди елементів головнихпідгруп: BeO, A12O3, Ga2O3, GeO2, SnO, SnO2, PbO, Sb2O3, РоO2. Амфотерними гідроксидами є наступні гідроксиди елементів головнихпідгруп: 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.
Основний характер оксидів та гідроксидів елементів однієї підгрупи посилюється зі зростанням порядкового номера елемента (при порівнянні оксидів та гідроксидів елементів в одній і тій же мірі окислення). Наприклад, N 2 O 3 Р 2 O 3 As 2 O 3 - кислотні оксиди, Sb 2 O 3 - амфотерний оксид, Bi 2 O 3 - основний оксид.
Розглянемо амфотерні властивості гідроксидів на прикладі сполук берилію та алюмінію.
Гідроксид алюмінію виявляє амфотерні властивості, реагує як з основами, так і з кислотами та утворює два ряди солей:
1) у яких елемент А1 знаходиться у формі катіону;
2А1(ВІН) 3 + 6НС1 = 2А1С1 3 + 6Н 2 O А1(ВІН) 3 + 3Н + = А1 3+ + 3Н 2 O
У цій реакції А1(ОН) 3 виконує функцію основи, утворюючи сіль, в якій алюміній є катіоном А1 3+;
2) у яких елемент А1 входить до складу аніону (алюмінати).
А1(ОН) 3 + NaOH = NaA1O 2 + 2Н2O.
У цій реакції А1(ОН) 3 виконує функцію кислоти, утворюючи сіль, де алюміній входить до складу аніону AlO 2 – .
Формули розчинених алюмінатів записують спрощено, маючи на увазі продукт, що утворюється при зневодненні солі.
У хімічній літературі можна зустріти різні формули сполук, що утворюються при розчиненні гідроксиду алюмінію в луги: NaA1О 2 (метаалюмінат натрію), Na тетрагідроксоалюмінат натрію. Ці формули не суперечать одна одній, оскільки їх відмінність пов'язані з різним ступенем гідратації цих сполук: NaA1О 2 ·2Н 2 Про – це інший запис Na. При розчиненні А1(ОН) 3 у надлишку лугу утворюється тетрагідроксоалюмінат натрію:
А1(ВІН) 3 + NaOH = Na.
При спіканні реагентів утворюється метаалюмінат натрію:
А1(ОН) 3 + NaOH ==== NaA1О 2 + 2Н 2 О.
Таким чином, можна говорити, що у водних розчинах присутні одночасно такі іони, як [А1(ОН) 4 ] - або [А1(ОН) 4 (Н 2 О) 2 ] - (для випадку, коли складається рівняння реакції з урахуванням гідратної оболонки), а запис A1О 2 – є спрощеним.
Через здатність реагувати з лугами гідроксид алюмінію, як правило, не отримують дією лугу на розчини солей алюмінію, а використовують розчин аміаку:
A1 2 (SО 4) 3 + 6 NH 3 ·Н 2 О = 2А1(ОН) 3 + 3(NH 4) 2 SО 4 .
Серед гідроксидів елементів другого періоду амфотерні властивості виявляють гідроксид берилію (сам берилій виявляє діагональну схожість з алюмінієм).
З кислотами:
Ве(ОН) 2 + 2НС1 = ВеС1 2 + 2Н2О.
З основами:
Ве(ОН) 2 + 2NaOH = Na 2 (тетрагідроксоберилату натрію).
У спрощеному вигляді (якщо представити Ве(ОН) 2 як кислоту Н 2 ВеО 2)
Ве(ОН) 2 + 2NaOH(конц.гар.) = Na 2 BeО 2 + 2H 2 О.
берилат Na
Гідроксиди елементів побічних підгруп, що відповідають вищим ступеням окислення, найчастіше мають кислотні властивості: наприклад, Мn 2 Про 7 - НМnО 4 ; CrО 3 – H 2 CrО 4 . Для нижчих оксидів і гідроксидів характерно переважання основних властивостей: СrО - Сr(ОН) 2; МnО - Mn(OH) 2; FeO – Fe(OH) 2 . Проміжні сполуки, що відповідають ступеням окиснення +3 і +4, часто виявляють амфотерні властивості: Сr 2 Про 3 – Cr(OH) 3 ; Fe 2 Про 3 – Fe(OH) 3 . Проілюструємо цю закономірність з прикладу сполук хрому (таблиця 9).
Таблиця 9 – Залежність характеру оксидів та відповідних їм гідроксидів від ступеня окиснення елемента
Взаємодія з кислотами призводить до утворення солі, в якій елемент хром знаходиться у формі катіону:
2Cr(OH) 3 + 3H 2 SO 4 = Cr 2 (SO 4) 3 + 6H 2 O.
сульфат Cr(III)
Взаємодія з основами призводить до утворення солі, якоїелемент хром входить до складу аніону:
Cr(OH) 3 + 3NaOH = Na 3 + 3H2О.
гексагідроксохромат (III) Na
Оксид та гідроксид цинку ZnO, Zn(OH) 2 – типово амфотерні сполуки, Zn(OH) 2 легко розчиняється у розчинах кислот та лугів.
Взаємодія з кислотами призводить до утворення солі, в якій елемент цинку знаходиться у формі катіону:
Zn(OH) 2 + 2HC1 = ZnCl 2 + 2H 2 O.
Взаємодія з основами призводить до утворення солі, в якій елемент цинку знаходиться у складі аніону. При взаємодії із лугами у розчинахутворюються тетрагідроксоцінкати, при сплавленні- Цинкати:
Zn(OH) 2 + 2NaOH = Na 2 .
Або при сплавленні:
Zn(OH) 2 + 2NaOH = Na 2 ZnO 2 + 2Н 2 O.
Отримують гідроксид цинку аналогічно гідроксиду алюмінію.
Це заняття ми присвятимо вивченню оксидів амфотерів і гідроксидів. На ньому ми поговоримо про речовини, що мають амфотерні (двійні) властивості, та особливості хімічних реакцій, які протікають з ними. Але спочатку повторимо, з чим реагують кислотні та основні оксиди. Після цього розглянемо приклади амфотерних оксидів і гідроксидів.
Тема: Введення
Урок: Амфотерні оксиди та гідроксиди
Мал. 1. Речовини, що виявляють амфотерні властивості
Основні оксиди реагують із кислотними оксидами, а кислотні оксиди - з основами. Але існують речовини, оксиди і гідроксиди яких залежно від умов реагуватимуть і з кислотами, і з основами. Такі властивості називаються амфотерними.
Речовини, що володіють амфотерними властивостями наведені Мал.1.. Це сполуки, утворені бериллієм, цинком, хромом, миш'яком, алюмінієм, германієм, свинцем, марганцем, залізом, оловом.
Приклади їх амфотерних оксидів наведено у таблиці 1.
Розглянемо амфотерні властивості оксидів цинку та алюмінію. На прикладі їх взаємодії з основними та кислотними оксидами, з кислотою та лугом.
ZnO + Na 2 O → Na 2 ZnO 2 (цинкат натрію). Оксид цинку поводиться як кислотний.
ZnO + 2NaOH → Na 2 ZnO 2 + H 2 O
3ZnO + P 2 O 5 → Zn 3 (PO 4) 2 (фосфат цинку)
ZnO + 2HCl → ZnCl 2 + H 2 O
Аналогічно оксиду цинку поводиться і оксид алюмінію:
Взаємодія з основними оксидами та основами:
Al 2 O 3 + Na 2 O → 2NaAlO 2 (метаалюмінат натрію). Оксид алюмінію поводиться як кислотний.
Al 2 O 3 + 2NaOH → 2NaAlO 2 + H 2 O
Взаємодія з кислотними оксидами та кислотами. Виявляє властивості основного оксиду.
Al 2 O 3 + P 2 O 5 → 2AlPO 4 (фосфат алюмінію)
Al 2 O 3 + 6HCl → 2AlCl 3 + 3H 2 O
Розглянуті реакції відбуваються під час нагрівання, при сплавленні. Якщо взяти розчини речовин, реакції підуть дещо інакше.
ZnO + 2NaOH + H 2 O → Na 2 (тетрагідроксосоцінкат натрію) Al 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O → 2Na (тетрагідроксоалюмінат натрію)
Внаслідок цих реакцій виходять солі, які відносяться до комплексних.
Мал. 2. Мінерали на основі оксиду алюмінію
Оксид алюмінію.
Оксид алюмінію є надзвичайно поширеною на Землі речовиною. Він становить основу глини, бокситів, корунду та інших мінералів. Рис.2.
В результаті взаємодії цих речовин із сірчаною кислотою, виходить сульфат цинку або сульфат алюмінію.
ZnO + H 2 SO 4 → ZnSO 4 + H 2 O
Al 2 O 3 + 3H 2 SO 4 → Al 2 (SO 4) 3 + 3H 2 O
Реакції гідроксидів цинку та алюмінію з оксидом натрію відбуваються при сплавленні, тому що ці гідроксиди тверді та не входять до складу розчинів.
Zn(ON) 2 + Na 2 O → Na 2 ZnO 2 + Н 2 Про сіль називається цинкат натрію.
2Al(ON) 3 + Na 2 O → 2NaAlO 2 + 3Н 2 Про сіль називається метаалюмінат натрію.
Мал. 3. Гідроксид алюмінію
Реакція амфотерних основ з лугами характеризує їх кислотні властивості. Дані реакції можна проводити як при сплаві твердих речовин, так і в розчинах. Але цьому вийдуть різні речовини, тобто. продукти реакції залежить від умов проведення реакції: у розплаві чи розчині.
Zn(OH) 2 + 2NaOH тв. Na 2 ZnO 2 + 2Н 2 Про
Al(OH) 3 + NaOH тв. NaAlO 2 + 2H 2 O
Zn(OH) 2 + 2NaOH розчин → Na 2 Al(OH) 3 + NaOH розчин → Na тетрагідроксоалюмінат натрію Al(OH) 3 + 3NaOH розчин → Na 3 гексагідроксоалюмінат натрію.
Виходить тетрагідроксоалюмінат натрію або гексагідроксоалюмінат натрію залежить від того, скільки лугу ми взяли. В останній реакції лугу взято багато і утворюється гексагідроксоалюмінат натрію.
Елементи, які утворюють амфотерні сполуки можуть самі проявляти амфотерні властивості.
Zn + 2NaOH + 2H 2 O → Na 2 + Н 2 (тетрагідроксоцінкат натрію)
2Al + 2NaOH + 6H 2 O → 2Na + 3Н 2 ((тетрагідроксоалюмінат натрію)
Zn + H 2 SO 4 (розб.) → ZnSO 4 + H 2
2Al + 3H 2 SO 4(розб.) → Al 2 (SO 4) 3 + 3H 2
Амфотерні гідроксиди є нерозчинними основами. І при нагріванні розкладаються, утворюючи оксид та воду.
Розкладання амфотерних підстав під час нагрівання.
2Al(OH) 3 Al 2 O 3 + 3H 2 O
Zn(OH) 2 ZnO + H 2 O
Підбиття підсумку уроку.
Ви дізналися властивості амфотерних оксидів та гідроксидів. Ці речовини мають амфотерні (подвійні) властивості. Хімічні реакції, які протікають із нею, мають особливості. Ви розглянули приклади амфотерних оксидів та гідроксидів. .
1. Рудзітіс Г.Є. Неорганічна та органічна хімія. 8 клас: підручник для загальноосвітніх установ: базовий рівень/Г. Є. Рудзітіс, Ф.Г. Фельдман.М.: Просвітництво. 2011 176с.:іл.
2. Попель П.П.Хімія: 8 кл.: підручник для загальноосвітніх навчальних закладів/П.П. Попель, Л.С.Крівля. -К.: ІЦ «Академія», 2008.-240 с.: Іл.
3. Габрієлян О.С. Хімія. 9 клас. Підручник Видавництво: Дрофа.:2001. 224с.
1. № № 6,10 (с.130) Рудзітіс Г.Є. Неорганічна та органічна хімія. 9 клас: підручник для загальноосвітніх установ: базовий рівень/Г. Є. Рудзітіс, Ф.Г. Фельдман.М.: Просвітництво. 2008 170с.: іл.
2. Напишіть формулу гексагідроксоалюмінату натрію. Як одержують цю речовину?
3. До розчину сульфату алюмінію потроху приливали розчин гідроксиду натрію до надлишку. Що спостерігали? Напишіть рівняння реакцій.
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 і 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 та ртуті настільки легко розкладаються, що при спробі їх отримання обмінною 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 -ка, -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 й 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
Хімія – це єдність протилежностей.
Розглянемо елементи періодичної системи, сполуки яких виявляють амфотерні (протилежні) властивості.
· Деякі елементи, наприклад, сполуки К (K2O - оксид, KOH - гідроксид) виявляють основні властивості.
Основні властивості - взаємодія з кислотними оксидами та кислотами.
Майже всі метали, що виявляють ступеня окиснення +1 і +2) утворюють основніоксиди та гідроксиди.
· Деякі елементи ( всі неметалиі d-елементи зі ступенями окиснення +5 і +6) утворюють кислотніз'єднання.
Кислотні сполуки – це оксиди та відповідні кисневмісні кислоти, вони взаємодіють з основними оксидами та основами, утворюючи солі
А є елементи, що утворюють такі оксиди та гідроксиди, які виявляють і кислотні та основні властивості, тобто є амфотерними сполуками .
Більшість амфотерних оксидів та гідроксидів – тверді (або гелеподібні) речовини, мало- або нерозчинні у воді.
Які елементи утворюють амфотерні сполуки?
Є правило, трохи умовне, зате цілком практичне:
· Елементи лежать на умовно проведеній діагоналі Be - At: найпоширеніші в шкільній програмі - це Be і Al
· Амфотерні гідроксиди та оксиди утворюються металами - d-елементами в середньому ступені окислення, наприклад
Cr 2 O 3 Cr(OH) 3; Fe 2 O 3 Fe(OH) 3
· І три винятки: метали Zn, Pb, Sn утворюють такі сполуки, та амфотерні з'єднання.
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
· З взаємодією зі 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:
2KOH (тв.) + H 2 ZnO 2(тв.) (t,сплавлення)→ K 2 ZnO 2 + 2H 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 – недобре. 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 (метаберилату натрію, або берилату)
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).
Ті самі принципи, як і в назвах звичайних «солей», елемент найвищою мірою окислення – суфікс АТ, у проміжній – ІТ.
Ці сполуки завжди утворюються, коли стикаються сильноосновний світ (луги) і амфотерний (при сплавленні). Тобто так само, як і амфотерні гідроксиди з лугами реагуватимуть і амфотерні оксиди.
Взаємодія:
1. Амфотерного оксиду з сильноосновним оксидом:
ZnO (тв.) + K 2 O (тв.) (t,сплавлення)→ K 2 ZnO 2 (метацинкат калію, або просто цинкат калію)
2. Амфотерного оксиду із лугом:
ZnO (тв.) + 2KOH (тв.) (t,сплавлення)→ K 2 ZnO 2 + H 2 O
3. Амфотерного гідроксиду з сильноосновним оксидом:
Zn(OH) 2(тв.) + K 2 O (тв.) (t,сплавлення)→ K 2 ZnO 2 + H 2 O
4. Амфотерного гідроксиду з лугом:
Zn(OH) 2(тв.) + 2KOH (тв.) (t,сплавлення)→ K 2 ZnO 2 + 2H 2 O
Запам'ятайте, наведені вище реакції протікають при сплавленні.
· Взаємодія амфотерних сполук з лугами (тут тільки луги) у розчині.
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.
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 -.
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)
Не забувайте стежити, щоб усі індекси були правильно проставлені. Слідкуйте за зарядами, і майте на увазі, що сума їх повинна 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
Але ця реакція у вас не зрівняється. 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
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:
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 в частині B.