Как найти амфотерные соединения

Амфотерные соединения

05-Дек-2014 | комментария 4 | Лолита Окольнова

Амфотерные соединения

и их свойства

 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 + 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 SO₃ и кислотный гидроксид H₂SO₄ (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 (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.

• 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: H₂ZnO₂. И реакция щелочи с гидроксидом будет протекать как будто он – кислота. «Кислотный остаток» ZnO₂^2- двухвалентный:

2KOH_(тв.) + H₂ZnO_2(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 + KAlO₂ (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)	K2SnO2	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).

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.) + K₂CO_3(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.) + K₂CO_3(тв.) (t,сплавление)→ K₂ZnO₂ + CO₂↑ + H₂O↑

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

ZnCO_3(тв.) + K₂O_(тв.) (t,сплавление)→ K₂ZnO₂ + CO₂↑

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

ZnCO_3(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:

ZnCO_3(тв.) + K₂CO_3(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)

• 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[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.

Обсуждение: “Амфотерные соединения”

(Правила комментирования)

Это определение было введено при изучении общей теоретической химии в области ведущих и кислотных взаимодействий при наступлении определенных условий.

Отмечается влияние смены растворяющего вещества на дуальные характеристики.

Амфотерные свойства

В концепции электролитической диссоциации, когда происходит распадение проводящего вещества на отдельные ионы при сплавлении или растворении, субстанция реагирует по кислотному механизму или основным свойствам. В первом случае отщепляются частицы гидроксония, Н⁺, во втором варианте отделяются гидроксид-анионы, ОН^–. Электролиты получают ионы одновременно из нейтральных молекул и атомов, процесс проходит под совместным действием кислотных и генеральных качеств вещества. В этом случае проводящие смеси имеют название амфолитов.

Гидроксиды элементов и их сцеплений из таблицы Менделеева, которые относятся к амфотерным соединениям:

• элементы головных подгрупп (алюминий, бериллий, сурьма, галлий, селен, мышьяк);
• участники дополнительных подвидов (вольфрам, цинк, молибден).

Чаще всего вещества проявляют одно из взаимодействий, которое изменяет характер при перемене условий. Например, происходят процессы ионизации азотной кислоты, при этом получаются нитрозильные анионы и нитрит-катионы, в качестве амфолита выступает вода.

Амфотерность рассматривается в виде способности проводящего вещества быть донором и акцептировать протоны в рамках протеолитической концепции Бренстеда и Лоури. В этом случае вода проявляет свойства самоионизации в форме обратимой передачи молекул между жидкостями, в результате появляется одинаковое число анионов и катионов.

Амфолитами являются субстанции с содержанием структурных включений органических молекул, которые передают свойственные характеристики разного характера.

Такие вещества представлены пептидами, белками и аминокислотами. Эти группы частично ионизируются при помещении в раствор.

Молекулы и частицы аминокислот имеют равновесные состояния:

• заряженная (цвиттер-ион);
• незаряженная форма.

В этих случаях вещество представлено кислотой (воспроизводят катионы) и протоны или работает по основному свойству и акцептирует катионы и протоны.

Характеристики гидроксидов

Способность амфотерного элемента проявляется и в форме взаимодействия с кислотами и основаниями.

Так ведут себя оксиды, комплексные соединения, гидроксиды и отдельные р-элементы на средней стадии окисления. Для неорганических связей с присутствием гидроксильной группы ОН такое взаимодействие является общей характеристикой.

Традиционная теория об амфотерности гидроксидов в процессе разложения на ионы по основному и кислотному виду не подтверждается. Амфотерное поведение гидроксидов заключается в реакции обмена частицами среды с молекулами, имеющими связь с акцепторным центром. Гидроксиды обладают особенностью выделять соль и по-разному взаимодействовать в кислотной среде и растворе щелочи.

В первом случае они действуют по типу оснований, а вторая среда заставляет проявлять реакцию кислот.

Амфотерность гидроксидов и оксидов проявляется в продуцировании 2 рядов солей. Двойственность свойств используется при проведении качественного анализа и отделения веществ с подобными характеристиками от других элементов. Интервал появления осадка проявляется узким промежутком, поэтому внимание уделяется тщательности регулировки растворной среды.

Номенклатура и химические особенности

На особом положении в ряду амфотерных элементов находится алюминий, он стоит на границе между кислотами и основаниями. Это ведет к его диссоциации по двум типам поведения.

Амфотерные металлы и неметаллы обладают свойствами:

• гидроксиды слабо растворяются в водной среде, поэтому не способствуют приобретению водой основных или кислотных характеристик;
• оксид-гидроксиды имеют особенности, типичные для электроположительных веществ;
• гидроксиды активных металлических групп чаще проявляют характеристики акцепторов элементарных частиц;
• по мере перехода к неметаллам свойства переходят от типичных оснований к амфотерным связкам, т. е. вещества выступают донорами протонов;
• в категории основных гидроксидов с положительными катионами существует ионная спайка, а кислород присоединяется к водороду с помощью ковалентной связи;
• в группе кислотных оксидов кислород имеет ковалентную связь с положительными электрочастицами, а с водородом соединяется полярной сцепкой ионов.

Гидроксиды с двойственными свойствами имеют физические промежуточные характеристики, доказать амфотерность можно на примере взаимодействия комплексных соединений из списка веществ 3 периода таблицы Менделеева.

В химии свойства однотипных сульфидов и оксидов, а также гидросульфитов и гидроксидов имеют разную реакцию в пределах отличающихся периодов. Свойство оснований проявляют сульфиды типичных металлов, а кислотные характеристики присутствуют в бинарных соединениях неметаллических субстанций. Различие химического происхождения наблюдается при обменной реакции между действующим веществом и растворителем, а также во взаимодействии сульфидов друг с другом.

Амфотерность гидроксидов металлических элементов объясняется тем, что в воде вещество распадается на отдельные ионы водорода по кислотному виду, а образование гидроксильных ионов проходит по типу основы.

Степени окисления

У некоторых веществ наблюдается несколько ступеней окисления, поэтому амфотерные свойства гидроксидов и оксидов подлежат разной классификации. Вещества с низкими окислительными характеристиками тяготеют к группе оснований, а сам элемент обладает свойствами металла, поскольку содержится в категории катионов. Субстанции с высокой степенью окисления являются участниками кислотных групп и проявляют неметаллические показатели, так как представляют собой анионы.

Например, у гидроксида и оксида марганца (2) главными являются основные свойства, а сам элемент входит в категорию катионов. У разновидности марганца (Vil) преобладают показатели кислоты, а само вещество относится к анионовой группы (тип МПО4).

Свойства оксидов и гидроксидов проявляются в зависимости от характеристики металла. Для элементов подвида бора (исключается таллий) типичной является 3-я степень перехода заряженных частиц от донора-восстановителя к окислительному акцептору. В результате свойства основания для элемента ослабляются.

При переходе к 3 группе встречаются вещества, которые образуют кислоты и неорганические кислоты. Последние обладают сочетанием химических и физических показателей, характерных для кислот и являются типовыми для многих элементов, за исключением щелочноземельных и щелочных металлов.

Рост свойств основного вещества происходит при увеличении радиуса движения ионов. Некоторые субстанции имеют почти одинаковую степень диссоциации с получением ионов, а у других аморфные показатели выражаются слабо.

В соединениях развитие основных свойств происходит медленно. Это объясняется тем, что атомы веществ 3 группы представляют собой аналоги с характерным строением внешней оболочки по типу благородных газов. Другие субстанции отличаются наружным слоем атома в форме электронной оболочки с 10 электронами. В таблице после алюминия наблюдается увеличение радиусов ионов, отмечается диагональное сходство, что ведет к постепенному усилению основных характеристик.

Процессы при диссоциации

В некоторых случаях амфотерные характеристики металлических гидроксидов проявляются не только в водной среде, но под действием кислотного и щелочного раствора. Если в случае с кислотой при продуцировании нейтральных частиц выделяется вода и появляется ион металла (свойство основания), то в щелочной среде не происходит отщепление протона.

При тяготении азота к висмуту степень окисления стабилизируется и усиливаются показатели основного характера. Такие соединительные субстанции выполняют одновременно окислительные и восстановительные функции. Двойственный процесс объясняется ионизацией молекулы воды, которая располагается во внутренней сфере, а протон перемещается к иону ОН.

В этом случае затрудняется определение развитости кислотных и основных показателей вещества, так как оно не имеет в составе подвижного водородного атома.

В результате из бокситов получаются другие элементы, что служит показателем использования химических характеристик при разделении. Метод основывается на применении свойства амфотерности алюминия. К этому же разряду относится выделение магния из воды морей и океанов.

Реакции взаимного действия с расплавами щелочей и кислотами ведут к появлению молекул воды и соли, а в результате степень окисления остается неизменной.

Двойственные показатели

Ионный потенциал вещества увеличивается в результате проявления двойственного механизма при диссоциации амфотерных соединений. Например, Мл (0Н) является неуравновешенным основанием, а Мп (0Н)4 представляет собой амфотерный элемент, который в равной степени проявляет кислотные особенности. НМПО4 переходит в категорию усиленных кислот, при этом снижаются свойства основания.

Щелочная среда используется для восстановления элементов с образованием гидросолей, например, гексагидроксоалюминат натрия. Если судить о тетрагидроксиде титана, то название подчеркивает возможность взаимной реакции с кислотами. Эта же субстанция гидроокиси называется ортокислотой при характеристике ее реагирования в условиях щелочной среды.

Активные металлические соединения образовывают сильнополярные ионные связи, поэтому относятся к группе оснований. Уменьшение динамичности характера вещества изменяется в сторону кислотного реагирования: НМпО, КОН, 5с (ОН)3, Са (ОН)2, НУО3 и другие.

Амфотерные оксиды М2О3 и соответствующие им гидроксиды М (ОН)3 (при этом исключается В2О3) плохо растворяются в водном растворе.

Гидроксиды характеризуются неравномерным изменением двойственных характеристик:

1. А1 (0Н)3 имеет небольшое показание в области диссоциации, как основание, и представляет собой амфотерный проводящий электролит.
2. Оа (0Н)3 является дуалистическим гидроксидом с неизменной константой распада, которая характеризует вещество в качестве основания и одновременно кислоты.
3. Переход от Оа (0Н)3 к Т1 (0Н)3 происходит постепенно, также равномерно изменяется реакция в сторону кислотного взаимодействия в результате увеличения металлизации.

Другие вещества

Соединение гидроксида циркония является малорастворимым в воде и проявляет устойчивость к этой среде. Вещество относится к классу полимеров с положительно заряженными частицами, который содержит периодические цепи, расположенные в клеточном порядке. Материал не реагирует на основания, восстановительных и окислительных агентов.

В кислых растворах гидроксид циркония переводит анионы С1, НО3, СГО4, 8Ог на ионы ОН. Увеличение температурных показателей почти не сказывается на скорости обмена. В случае с цирконием не происходит образование определенных гидратов, термогравиметрические измерения показывают осадок полимерных частиц с образованием структурного слоя.

Германий находится ближе к группе металлов и образовывает связи, в которых его степень окисления расценивается по 2 категории. Соединения являются менее прочными, по сравнению с контактами германиевого аналога свинцовой группы, и отличаются восстановительными характеристиками. Амфотерный гидроксид с явно выраженными кислотными свойствами соответствует черному оксиду германия, молекулы которого не растворяются в жидкости. Последний носит название германистой кислоты, а его осадочные соли — германитов.

Если элемент в зависимости от условий образовывает несколько различающихся по составу оснований, то наиболее сильным признается то, которое отличается низкой окислительной степенью.

Качества основания в таких веществах выражаются ярко. Сильной является кислота, анионы которой содержат множество кислородных атомов в случае появления у элемента нескольких кислотосодержащих соединений.

План урока:

Основное понятие амфотерности

Расположение амфотерных элементов в таблице Менделеева

Представители амфотерных элементов

Свойства металлов Al и Zn как простых веществ

Получение алюминия и цинка

Химические свойства алюминия и цинка

Оксиды цинка и алюминия

Применение алюминия и цинка

Сплавы алюминия и цинка

Основное понятие амфотерности

Что такое металлы и неметаллы – понять нетрудно. Металлы обладают восстановительными свойствами и в химической реакции отдают электроны. При этом, гидроксиды металлов – это основания. Неметаллы, напротив, являются окислителями и забирают электроны. Гидроксиды неметаллов – это кислоты.

Источник

Амфотерные соединения могут проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства в зависимости от реакционной среды. Гидроксиды таких атомов могут выступать в качестве кислот или оснований.

Расположение амфотерных элементов в таблице Менделеева

В таблице Менделеева положение того или иного атома сообщает значительную часть информации о строении атома этого элемента и его химических свойствах. Периодической эта система называется, потому что в разных периодах (горизонтальные строчки) и группах (вертикальные столбцы) повторяется определенное качество элементов. Так, вся первая группа является щелочными металлами, а седьмая – галогенами (неметаллами), восьмая – инертными газами. Но, это характерно только для главной подгруппы. В побочной группе располагаются амфотерные элементы.

Строение атома амфотерных элементов

Особенность химических свойств амфотерных элементов связана со строением их атомов. У них происходит предзаполнение s-подуровня, из-за этого, незаполненным оказывается всегда d-подуровень. Все представители побочных подгрупп являются p- или d-элементами. В различных условиях может происходить перескок электронов с подуровней и увеличение неспаренных электронов.

Таблица. Строение атомов некоторых амфотерных элементов

Для некоторых из них характерен проскок электрона. Это состояние, при котором электрон с последнего уровня перескакивает на следующий. По этой причине оказывается неспаренным s-электрон.

Представители амфотерных элементов

Все элементы побочных групп являются амфотерными и проявляют сходные химические свойства. Наиболее распространены в природе три элемента: Al, Zn и Cr.

Цинк как амфотерный элемент

Цинк — это относительно мягкий светло-серый металл. Является одним из самых распространенных амфотерных элементов. В природе цинк встречается в составе 66 минералов, наиболее распространенные представлены в таблице.

Таблица. Минералы, в состав которых входит Zn

Цинк является d-элементом.

1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d¹⁰4s²

Химические свойства цинка обусловлены наличием незаполненной p-обитали. С s-подуровня происходит перескок электрона, за счет чего появляется два неспаренных электрона: Zn* 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d¹⁰4s¹4p¹.

Алюминий как амфотерный элемент

Al является самым распространенных элементом не только среди металлов, но и во всей таблице Менделеева. Он занимает 3 место после кислорода (O₂) и кремния (Si).

Это мягкое вещество серебристо-серого цвета с низкой температурой плавления. В природе встречается как в виде минералов, так и в виде самородков. Является примесью многих минералов.

Наиболее распространенные минералы, содержащие Al:

• Авгит ((Ca,Na)(Mg,Fe,Al,Ti)(Si,Al)₂O₆)
• Боксит (Al₂O₃xH₂O)
• Нефелин (Элиолит) ((NaK)AlSiO₄)
• Алунит (K₂SO₄Al₂(SO₄)₃·4Al(OH)₃)
• Силлиманит ((Al₂O₃)(SiO₂))
• Корунд (Al₂O₃)

Последний минерал в зависимости от примесей имеет разный окрас. Применяется в ювелирном деле и считается полудрагоценным камнем.

Его атом содержит 13 электронов, распределенных по 3 электронным уровням: 1s²2s²2p⁶3s²3p¹. Это р-элемент, у которого может происходить переход электрона с s-подуровня на свободную р-орбиталь. За счет этого, металл приобретает 3 неспаренных электрона: Al* 1s²2s²2p⁶3s¹3p²

Свойства металлов Al и Zn как простых веществ

Цинк – довольно плотный металл. Сохраняет свои качества в небольшом диапазоне температур: при низких значениях (до -30) становится хрупким, при температурах выше 100⁰ С очень пластичен. Это используется в металлургии, прокатывая цинковые листы толщиной несколько миллиметров (цинковая фольга). Некоторые примеси резко повышают хрупкость металла, поэтому используется очищенный материал.

Al – сильно пластичный легкий металл с низкой температурой плавления. Обладает высокой ковкостью и электропроводностью.

На воздухе он покрывается оксидной пленкой поэтому практически не подвергается коррозии. Благодаря этому он используется при изготовлении проводов и корпусов машинной техники.

Получение алюминия и цинка

Основной способ получения металлов – выделение их из состава руды. Для этого используется наиболее богатая металлом горная порода. Алюминий получают из боксита. Этот процесс состоит из трех этапов:

• Добыча горной породы;
• Обогащение (увеличение концентрации метала за счет очистки от примесей);
• Выделение чистого вещества путем электролиза.

Получение цинка производится несколькими методами – электролитическим (так же как и Al) и пирометаллургический. Второй способ основан на восстановлении цинка из его оксида углеродом или оксидом углерода II (угарным газом):

ZnO + C ⇄ Zn + CO

ZnO + CO ⇄ Zn + CO₂

Достоинство этого метода в том, что продукты первой реакции могут использоваться во второй, что снижает количество выбросов в атмосферу.

Химические свойства алюминия и цинка

Оба вещества способны реагировать как обычные металлы. Так же, есть ряд специфических реакций.

Взаимодействие с неметаллами

С неметаллами и оба вещества взаимодействуют с образованием бинарных соединений – солей. Как правило, скорость течения реакции и условия зависят от активности неметалла. Так, с кислородом реакция идет реакция образования оксида при нагревании с цинком:

2Zn + O₂ = 2ZnO

с алюминием в обычных условиях:

4Al + 3O₂ = 2Al₂O₃

Оксид алюминия покрывает изделие плотной пленкой (оксидная пленка) и доступ кислорода прекращается, поэтому, для полной реакции его нужно брать в порошке.

Zn не реагирует с Br, N₂, Si, C, H₂.

Al не вступает в реакцию только с H₂.

Взаимодействие с металлами

С восстановителями оба металла образуют сплавы:

• Алюминиды CuAl₂, CrAl₇, FeAl₃
• Латунь ZnCu

Это не является химической реакцией, так как не происходит передачи электронов или изменения химических свойств веществ.

Взаимодействие с кислотами и щелочами

С кислотами и алюминий, и цинк взаимодействуют при обычных условиях с образованием солей:

8Al + 30HNO₃ = 8Al(NO₃)₃ + 3N₂O + 15H₂O;

2Al + 6HCl = 2AlCl₃ + 3H₂;

Zn + 2HCl = ZnCl₂ + H₂;

Zn + H₂SO₄ = ZnSO₄ + H₂.

Результат реакции со щелочами зависит от условий реакции: если реакция идет в растворе (в присутствии воды), то образуются комплексные соли:

2Al + 2NaOH + 10H₂O = 2Na[Al(H₂O)₂(OH)₄] + 3H₂;

Zn + 2NaOH + 2H₂O = Na₂[Zn(OH)₄] + H₂.

В безводной среде (сплавление) образуются соли металлических кислот:

Zn + 2KOH = K₂ZnO₂ + H₂ (K₂ZnO₂ – цинкат калия);

2Al + 6KOH = 2KAlO₂ + 2K₂O + 3H₂ (KAlO₂ – алюминат калия).

Взаимодействие с водой

Алюминий активно взаимодействует с водой, если очистить оксидную пленку. Реакцию нужно проводить быстро, так как пленка образуется практически мгновенно:

2Al + 6H₂O = 2Al(OH)₃ + 3H₂;

Zn реагирует с водой при очень высокой температуре (при накаливании до красного состояния):

Zn + H₂O = ZnO + H₂.

Оксиды цинка и алюминия

ZnO – оксид, широко используемый в химической промышленности. Он применяется для получения солей. В реакции со щелочами образуются комплексные соли, легко разрушаемые кислотами.

Al₂O₃ –глинозем. Имеет очень плотную кристаллическую решетку, из-за чего практически не реагирует при обычных условиях. При экстремально высоких температурах вступает в реакцию со щелочами:

 Al₂O₃ + 2KOH = 2KAlO₂ + H2O

Может вступать в реакцию с кипящими кислотами с образованием комплексных солей.

Применение алюминия и цинка

Al как самый распространенный элемент широко используется в химической промышленности. Он способен вытеснять восстановители из соединений, поэтому применяется для получения металлов. Такой метод называется алюмотермия.

Благодаря оксидной пленке и низкой плотности используется в автомобиле-, самолето- и ракетостроении для снижения массы изделия. В строительстве алюминий применяется для изготовления каркасов высотных зданий.

Zn применяется для снижения коррозии металлических изделий –цинкование. Порошок этого металла используется для изготовления масляных красок с металлическим блеском. Также, оксид служит в качестве антисептика. Мази на основе цинкового порошка используются в лечении лишаев и других инфекционных поражений кожи.

Сплавы алюминия и цинка

В металлургии практически не применяются в чистом виде из-за высокой пластичности. Для того чтобы сохранить достоинства металлов, но убрать недостатки осуществляют сплавление с другими металлами.

Сплавы алюминия

Сплавы алюминия делятся на две группы:

• Литейные (без сохранения пластичности);
• Конструкционные (деформируемые).

Таблица. Характеристика основных сплавов алюминия

Сплавы цинка

Самый используемый сплав цинка – латунь (Cu — Zn). Он обладает хорошими сварными свойствами, поэтому применяется в изготовлении кухонной утвари и различных изделий интерьера.

Если к этому сплаву добавляют свинец, этот сплав называется мунц-металл. Оба сплава применяются при литье труб и каркасов.

Вся основная информация об амфотерных соединениях в рамках школьной программы в одном месте.

Как полноценная химическая грамотность, так и государственная аттестация в виде ОГЭ и ЕГЭ, требуют от современного человека определённого уровня владения таким понятием как амфотерность. И, что логично, прежде всего мы попытаемся его определить.

Таким образом амфотерные вещества занимают промежуточное место между основаниями и кислотами, проявляя в зависимости от условий те или иные свойства. Конечно, правильнее было заранее обосновать, какие вещества мы называем кислотами и основаниями, а так же какие приписываем им свойства, но вдохновению не прикажешь, и мы можем только выразить надежду, что и об этом мы с удовольствием поговорим, но позднее.
А пока что обозначим очень ограниченный перечень самых часто упоминаемых в контексте амфотерности веществ.

Как мы можем видеть, амфотерными свойствами обладают бериллий, цинк, алюминий, некоторые их соединения, а так же оксиды и гидроксиды железа (III) и хрома (III). Это, разумеется, не исчерпывающий перечень и при желании его можно дополнять.

Нас же ждёт материал посвящённый химическим свойствам амфотерных соединений. Как известно, такие противоположные классы неорганических соединений, как кислоты (химические свойства кислот) и основания (химические свойства оснований), чаще всего прекрасно реагируют друг с другом. Нас же это подводит к мысли о том, что амфотерные соединения, проявляют основные свойства, реагируя с кислотами, и проявляют кислотные свойства, реагируя с основаниями (преимущественно с сильными основаниями – щелочами).

Амфотерные соединения реагируют как с кислотами, так и с основаниями.

Химические же свойства амфотерных соединений по моему мнению удобнее всего разделить на три группы: свойства амфотерных металлов, амфотерных оксидов и амфотерных гидроксидов.
В качестве примера я избрал алюминий и его соединения:

Попробуем провести некоторую аналитику изложенных уравнений реакций. Алюминий как амфотерный металл, реагирует как с кислотами, так и со щелочами (сильными основаниями), в обоих случаях при этом образуется соль и как бы вытесняется водород.
Однако, если соль хлорида алюминия не способна нас удивить, то комплексная соль тетрагидроксоалюмината натрия может вызвать вопросы. Дело в том, что реагируя со щёлочью (сильными основанием), алюминий проявляет свои кислотные свойства и тем самым даёт начало кислотному остатку алюминат-аниону, существующему в растворе в виде комплекса, который кстати в ряде источников обозначают как гексагидроксоалюминат, но пусть Вас это не пугает, оба способа обозначения считаются правильными.
Обратите так же внимание, что для написания уравнения реакции со щёлочью, в перечень исходных необходимо добавить воду.

Значительно интереснее дела обстоят с амфотерными оксидами.
Как мы видим, амфотерный оксид, оксид алюминия, по прежнему, проявляя свои амфотерные свойства, реагирует как с кислотами, так и со щелочами.
Однако взаимодействие амфотерных оксидов со щелочами может протекать по-разному в зависимости от условий протекания реакции.
Так в растворе, или как я иногда в шутку говорю, в луже, при обозначении воды в перечне исходных, образуется уже знакомая нам комплексная соль.
А при нагревании, на печке, водичка испаряется, и мы получаем уже не комплексную соль, а твёрдый алюминат натрия. Формулу алюмината натрия можно получить, как бы отщепив от тетрагидроксоалюмината две молекулы воды. Это и логично, ведь, как мы уже сказали, при нагревании вода испаряется.

В случае амфотерных гидроксидов, принимая во внимание всё вышесказанное, мы получаем наиболее простые и логичные уравнения. Здесь ни воды в перечне исходных, ни водорода среди продуктов в качестве простого вещества, нет.

А на этом у меня всё. Всего доброго, пока.