Амфотерные органические и неорганические соединения

Амфотэрность с греческого
означает и тот, и другой. Их двойственность выражается в том, что они могут
проявлять и основные
, и кислотные свойства.

alt

Узнай стоимость своей работы

Бесплатная оценка заказа!

Оценим за полчаса!

Амфотэрными называются
соединения, которые в зависимости от условий могут проявлять и кислотные, и
основные свойства
.

Среди
неорганических веществ амфотэрными являются оксиды и гидроксиды пэ-элементов.
Например: оксиды и гидроксиды цинка, алюминия, бериллия и других элементов, а
также оксиды и гидроксиды некоторых дэ-элементов.

Амфотерные органические и неорганические соединения

Амфотэрные
соединения в реакции с кислотой ведут себя как основания, в реакции с основания
выступают в роли кислот
.

Амфотерные органические и неорганические соединения Амфотерные органические и неорганические соединения

С точки зрения
теории электролитической диссоциации кислотыэто электролиты,
при диссоциации которых в качестве катионов образуются катионы водорода.
Основанияэто электролиты, при диссоциации которых в
качестве анионов образуются только гидроксид-ионы
.

Рассмотрим
изменение кислотно-основных свойств гидроксидов.

alt

Узнай стоимость своей работы

Бесплатная оценка заказа!
Читайте также:  Уравнение лапласа в физике

Оценим за полчаса!

Для примера
возьмём строение гидроксида натрия, гидроксида алюминия и серной кислоты.

Амфотерные органические и неорганические соединения

У этих гидроксидов
будет по-разному разрываться связь. В гидроксиде натрия связь натрий-кислород
полярнее, чем между кислородом и водородом.

Поэтому гидроксид
натрия будет диссоциировать на ионы натрия и гидроксид-ионы. В серной кислоте
атомы водорода и кислорода значительно отличаются по электроотрицательности,
чем между серой и кислородом. Поэтому серная кислота диссоциирует с
образованием катионов водорода и сульфат-ионов.

Таким образом, в
периодах с увеличением порядкового номера происходит ослабление основных
свойств
и усиление кислотных свойств гидроксидов.

Амфотерные органические и неорганические соединения

  • Рассмотрим
    свойства бескислородных соединений.
  • Вспомним, согласно
    протолитической теории, кислоты – это вещества, группы атомов или ионы,
    которые являются в данной реакции донорами катионов, то есть отдают
    катионы водорода.
  • Амфотерные органические и неорганические соединения
  • Основания – это вещества,
    группы атомов или ионы, которые являются акцэпторами катионов, то есть
    принимают протоны водорода.
  • Например,
    рассмотрим водородные соединения неметаллов: аммиака, воды и фтороводорода.
  • У атома азота в
    аммиаке одна неподелённая пара электронов, у кислорода в молекуле воды – две неподелённые
    пары, а у фтора во фтороводороде – три.

Амфотерные органические и неорганические соединения

В этих молекулах есть
неподелённые пары электронов, что позволяет им быть акцэпторами катионов
водорода и проявлять основные свойства. Но в молекулах веществ есть и неметаллы
– атомы водорода. При отрыве атомов водорода, соединение может быть донором
катионов водорода, то есть проявлять кислотные свойства.

Например, в
реакции аммиака с водой, катион водорода отделяется от воды, потому что связь
между кислородом и водородом более полярная, чем между азотом и водородом, так
как разница в электроорицательности кислорода и водорода больше, чем между азотом
и водородом.

Этот катион
водорода присоединяется к аммиаку. То есть вода здесь проявляет кислотные
свойства, а аммиак – основные.

Амфотерные органические и неорганические соединения

В реакции
фтороводорода с водой от фтороводорода отделяется катион водорода, а вода тем
самым является акцэптором катионов водорода, потому что связь между водородом и
фтором более полярная, чем между кислородом и водородом, фтороводород является
кислотой, а вода – основанием.

Амфотерные органические и неорганические соединения

  1. Поэтому в ряду от
    аммиака до фтороводорода идёт увеличение порядкового номера неметалла, основные
    свойства ослабевают, а идёт усиление кислотных свойств.
  2. Таким образом, вода
    является амфотэрным соединением: с аммиаком вода выступает донором катионов
    водорода
    , то есть является кислотой, а в реакции с фтороводородом она будет
    акцэптором катионов водорода, то есть является основанием.
  3. Амфотэрные
    соединения реагируют с кислотами и щелочами
    .
  4. Так, в реакции с
    кислотами амфотэрные оксиды и гидроксиды ведут себя, как основания.

Амфотерные органические и неорганические соединения

  • В реакции
    гидроксида цинка с соляной кислотой образуется соль – хлорид цинка и вода.
  • В реакции оксида
    цинка с соляной кислотой образуется соль – хлорид цинка и вода.

В реакциях с
основаниями амфотэрные соединения ведут себя, как кислоты. Так, в реакции
гидроксида цинка с гидроксидом натрия образуется тэтра-гидроксо-цинкат натрия,
в реакции оксида цинка с гидроксидом натрия образуется соль –
тэтра-гидроксо-цинкат натрия.

Аминокислоты
являются амфотэрными органическими соединениями. В аминокислотах есть две
функциональные группы: аминогруппа и карбоксильная группа.

Эти группы
отличаются по свойствам. Так, аминогруппа является акцэптором катионов
водорода, так как содержит азот, имеющий неподелённую пару электронов.
Аминогруппа обуславливает основные свойства. Карбоксильная группа имеет сильно
полярную кислород-водородную связь, поэтому является донором катионов водорода.
Карбоксильная группа обуславливает кислотные свойства аминокислот.

Амфотэрные
свойства аминокислот связаны с тем, что они являются бифункциональными
соединениями. Аминокислота присоединяет протон водорода, который образуется при
диссоциации кислоты.

  1. При взаимодействии
    аминокислоты с гидроксидом натрия она проявляет кислотные свойства, так как
    взаимодействие происходит в карбоксильной группе.

Аминокислоты реагируют
со спиртами

по реакции этэрификации с образованием сложных эфиров. При чём, от кислоты
отщепляется о-аш группа, а от спирта – атом водорода.

В аминокислотах
возможно внутримолекулярное взаимодействие из-за наличия двух функциональных
групп. Ион водорода, который образуется при диссоциации в карбоксильной группе,
присоединяется к аминогруппе и образуется диполярный ион, как бы внутренняя
соль, поэтому аминокислоты проявляют амфотэрные свойства.

  • Аминокислоты также
    реагируют друг с другом по реакции кондэнсации.

Благодаря этой
реакции в рибосомах происходит биосинтез белка. В промышленности таким образом
получают синтетические волокна, например, капрон.

Таким образом, к
амфотэрным соединениям относятся соединения, которые могут реагировать и с
кислотами, и с основаниями. Неорганическими амфотэрными соединениями являются
оксиды и гидроксиды некоторых пэ- и дэ-элементов. Органическими амфотэрными
соединениями являются аминокислоты.

Источник: https://videouroki.net/video/44-amfoternye-organicheskie-i-neorganicheskie-soedineniya.html

Амфотерные органические и неорганические соединения Составитель: И.Н. Пиялкина, учитель химии МБОУ СОШ 37 города Белово. — презентация

1 Амфотерные органические и неорганические соединения Составитель: И.Н. Пиялкина, учитель химии МБОУ СОШ 37 города Белово

  • 2 С какими из перечисленных веществ будет реагировать гидроксид натрия, а с какими соляная кислота? Вещества: HNO 3, CaO, CO 2, СuSO 4, Cu(OH) 2, P 2 O 5, ZnO, AgNO 3
  • 3 1. NaOH + HNO 3 = NaNO 3 + H 2 O 2NaOH + CO 2 = Na 2 CO 3 + H 2 O 2NaOH + CuSO 4 = Na 2 SO 4 + Cu(OH) 2 2NaOH + ZnO =Na 2 ZnO 2 + H 2 O 6NaOH + P 2 O 5 = 2Na 3 PO 4 + 3H 2 O
  • 4 2. 2HCl + CaO = CaCl 2 + H 2 O 2HCl + Cu(OH) 2 = CuCl 2 + 2H 2 O 2HCl + ZnO = ZnCl 2 + H 2 O HCl + AgNO 3 = AgCl + HNO 3

5 Амфотерными называются вещества, которые в зависимости от условий проявляют как основные, так и кислотные свойства. оксиды переходных металлов (ZnO, BeO, Al 2 O 3, Cr 2 O 3 и др.) гидроксиды переходных металлов (Zn(OH) 2, Be(OH) 2, Al(OH) 3, Cr(OH) 3 и др.) аминокислоты (NH 2 – CH 2 (R) – COOH)

  1. 6 Какие элементы образуют эти соединения? Металлы в степени окисления +3 и +4,а также металлы, металлические свойства которых выражены неярко (в периодической системе элементов они находятся между металлами и неметаллами, вдоль диагонали) Например: Be, Zn, Ge и др
  2. 7 Физические свойства амфотерных гидроксидов Амфотерные гидроксиды – это нерастворимые в воде твердые вещества, как правило, белого цвета
  3. 8 Получение Предположите способ получения амфотерных гидроксидов, помня, что они не растворимы в воде
  4. 9 Реакцией обмена между растворимой солью соответствующего металла и щелочью ZnCl 2 + 2NaOH = Zn(OH) 2 + 2NaCl Zn OH — = Zn (OH) 2 Получение
  5. 10 Задание: получить гидроксид алюминия и определить его химические свойства есть растворы: хлорида алюминия, аммиака, соляной кислоты и гидроксида натрия

11 AlCl 3 + 3NH 3 * H 2 O = Al(OH) 3 + 3NH 4 Cl Как основание Как кислота Al(OH) 3 +3HCl=AlCl 3 +3H 2 O Al(OH) 3 +3H + =Al 3+ +3H 2 O Образуются соли катионного типа Al(OH) 3 +NaOH= Na[Al(OH) 4 ] тетрагидроксоалюминат натрия Al(OH) 3 +OH — =[Al (OH) 4 ]– Образуются соли анионного типа Вывод: гидроксид алюминия взаимодействует и с кислотами, и с основаниями, т.е. проявляет амфотерные свойства

12 Как основание AlCl 3 +3NH 3 * H 2 O=Al(OH) 3 + 3NH 4 Cl Al(OH) 3 +3HCl=AlCl 3 +3H 2 O Al(OH) 3 +3H + =Al 3+ +3H 2 O Образуются соли катионного типа

13 Как кислота Al(OH) 3 +NaOH = Na[Al(OH) 4 ] тетрагидроксоалюминат натрия Al(OH) 3 +OH — = [Al (OH) 4 ] – Образуются соли анионного типа Вывод: гидроксид алюминия взаимодействует и с кислотами, и с основаниями, т.е. проявляет амфотерные свойства

14 Соли анионного типа устойчивы в щелочной среде, но разрушаются при подкислении растворов Na[Al(OH) 4 ]+4HCl=NaCl+AlCl 3 +4H 2 O

15 Амфотерные гидроксиды, как и нерастворимые основания, при нагревании разлагаются: 2Al(OH ) 3 Al 2 O 3 + 3H 2 O

16 Экспериментальная задача Даны три пробирки с растворами хлоридов натрия, магния и алюминия. Как определить, в какой пробирке какое вещество?

17 1. NaCl 2 + NaOH =/= реакция не идет 2. MgCl 2 + 2NaOH = Mg (OH) 2 + 2NaCl – выпадает белый осадок, нерастворимый в щелочах 3. AlCl 3 + 3NaOH = Al (OH) 3 + 3NaCl – выпадает белый осадок Al(OH) 3 + NaOH = Na[ Al(OH) 4 ] – осадок растворяется в избытке щелочи

18 Осуществить превращения Вариант 1 Al- 1 — Al 2 O NaAlO Al (OH) Al 2 O 3 Вариант 2 AlCl Al(OH) Na[Al (OH) 4 ]- 3 — AlCl Al (NO 3 ) 3

19 1. 4Al + 3O 2 = 2Al 2 O 3 2. Al 2 O 3 + Na 2 O 2NaAlO 2 3. NaAlO 2 + HCl + H 2 O = NaCl + Al(OH) Al(OH) 3 Al 2 O 3 +3H 2 O

20 1. AlCl 3 + 3NaOH = 3NaCl + Al(OH) 3 2. Al(OH) 3 + NaOH = Na[ Al(OH) 4 ] 3. Na[ Al(OH) 4 ]+ 4HCl = NaCl+AlCl 3 +4H 2 O

  • 21 Щёлочь Кислота Основный оксид Кислотный оксид Амфотерные оксиды Соль Соль и вода Допишите уравнения реакций: Al 2 O 3 + H 2 SO 4 ZnO + KOH + H 2 O BeO + NaOH K 2 O + BeO ZnO + SO 3
  • 22 Допишите уравнения реакций: Al(OH) 3 + HCl Zn(OH) 2 + NaOH Al(OH) 3 Оксид и вода Разлагаются при нагревании Щёлочь Кислота Амфотерные гидроксиды + + Соль и вода
  • 23 Аминокислоты 1.Аминокислоты, являясь амфотерными соединениями, могут проявлять как основные, так и кислотные свойства, вступая в соответствующие реакции: NH 2 R1R1 О OH Основные свойства Кислотные свойства C
  • 24 Допишите уравнения реакций: NH 2 – CH 2 – COOH + Mg NH 2 – CH 2 – COOH + CaO NH 2 – CH 2 – COOH + NaOH NH 2 – CH 2 – COOH + Na 2 CO 3 NH 2 – CH 2 – COOH + C 2 H 5 OH NH 2 – CH 2 – COOH + HCl Соль Кислоты Спирты Соли слабых кислот Щёлочь Основный оксид Металл аминокислоты Соль и Н 2 Соль и вода Новые соль и кислота + Сложный эфир и вода +
  • 25 глицин(аминоуксусная кислота) хлорид глициния Реакции АК, как оснований — по группе NH 2 Взаимодействуют с кислотами
  • 26 С галогенпроизводными алканов Реакции АК, как оснований — по группе NH 2
  • 27 Реакции АК, как кислот — по группе СООН Взаимодействие с основаниями. аминоацетат натрия
  • 28 Реакции АК, как кислот — по группе СООН Взаимодействуют с основными оксидами, так при нагревании проходит реакция между оксидом меди (II) и глутаминовой кислотой с образованием соли ярко синего цвета – глутамата меди С металлами
  • 29 Реакция этерификации со спиртами NH 2 CH 2 COOH + C 2 H 5 OH NH 2 CH 2 COOC 2 H 5 + H 2 O H 2 SO 4 (к) этиловый эфир аминоуксусной кислоты
  • 30 Карбоксильная и аминогруппа аминокислот реагируют друг с другом А) образование биполярного иона (или внутренней соли) RCHC OH O NH 2 RCHC O–O– O NH 3 + Б) образование пептидов (линейная дегидратация, поликонденсация) NH 2 CHC OH O R + HNHCHCOH O R NH 2 CHC O R NH CHCOH O R + H 2 O полипептидная (амидная связь)
  • 31 Дипептид(димер) Капрон — полипептид (полиамид) Реакция поликонденсации
Читайте также:  Строение атома углерода (c), схема и примеры

32 Получение аминокислот 1. Из карбоновых кислот, через галогенпроизводные P (красный) СН 3 СООН Сl 2 Сl СН 2 СООН НСl СlСН 2 СООН 2NН 3 NН 2 СН 2 СООН NН 4 Сl 2. Гидролиз белков. Белок – полимер под действием воды распадается на мономеры — аминокислоты

33 Домашнее задание: п.22, 3-5

34 Желаю вам успеха в учении Благодарю за внимание!

Источник: http://www.myshared.ru/slide/1110100/

Амфотерные соединения

Амфотерные оксиды и гидроксиды, например, соединения цинка, бериллия, алюминия, железа, хрома. проявляют

  1. Основные свойства при взаимодействии с сильными кислотами:
  • ZnO+ 2HCl  =  ZnCl2 + 2H2O
  • Zn(OH)2 + 2HCl  =  ZnCl2 + 2H2O
  • Al2O3 + 6HCl  = 2AlCl3 + 3H2O
  • Al(OH)3 + 3HCl  = AlCl3 + 3H2O
  1. Кислотные свойства при взаимодействии со щелочами:
  1. а)  Реакции при сплавлении.
  2. Формулу гидроксида цинка записывают в кислотной форме H2ZnO2 (цинковая кислота).
  3. H2ZnO2  + 2NaOH =  Na2ZnO2 + 2H2O (цинкат натрия)
  4. ZnO + 2NaOH  =  Na2ZnO2 + H2O
  5. Кислотная форма гидроксида алюминия H3AlO3 (ортоалюминиевая кислота), но она неустойчива, и при нагревании отщепляется вода: H3AlO3 – H2O = HAlO2, получается метаалюминиевая кислота.
  6. По этой причине при сплавлении соединений алюминия со щелочами получаются соли – метаалюминаты:
  7. Al(OH)3 + NaOH  =  NaAlO2 + 2H2O
  8. Al2O3 + 2NaOH  = 2NaAlO2 + H2O
  9. б) Реакции в растворе происходят с образованием комплексных солей:
  10. Zn(OH)2 + 2NaOH =  Na2[Zn(OH)4]
  11. ZnO + 2NaOH + 2H2O  =  Na2[Zn(OH)4] —
  12. тетрагидроксоцинкатнатрия.
  13. Al(OH)3 + NaOH  =  Na[Al(OH)4]
  14. Al2O3 + 2NaOH + 3H2O  =  2Na[Al(OH)4] —
  15. тетрагидроксоалюминат натрия.
  16. При  взаимодействии соединений алюминия со щелочами в растворе получаются разные формы комплексных солей:
  17. Na[Al(OH)4] — тетрагидроксоалюминат натрия,
  18. Na3[Al(OH)6] — гексагидроксоалюминат натрия,
  19. Na[Al(OH)4 (H2O)2] — диакватетрагидроксоалюминат  натрия.
  20. Форма соли зависит от концентрации щелочи.
  21. Соединения бериллия — ВеО и Ве(ОН)2 — взаимодействуют со щелочами аналогично соединениям цинка, соединения хрома (III) и железа (III) — Cr2O3, Cr(OH)3, Fe2O3, Fe(OH)3 — аналогично соединениям алюминия, но оксиды этих металлов взаимодействуют со щелочами только при сплавлении.
  22. Cr2O3 + NaOH =  NaCrO2 + H2O –
  23. метахромит натрия, хромат (III) натрия.
  24. Fe2O3 + 2NaOH  =  2NaFeO2 + H2O –
  25. феррит натрия, феррат (III) натрия.
  26. При взаимодействии гидроксидов этих металлов со щелочами в растворе получаются комплексные соли с координационным числом  6.
  27. Гидроксид хрома (III) легко растворяется в щелочах.
  28. Cr(OH)3 + 3NaOH = Na3[Cr(OH)6]
  29. гексагидроксохромат (III) натрия.
  30. Гидроксид железа (III) имеет очень слабые амфотерные свойства, взаимодействует только с горячими концентрированными растворами щелочей:
  31. Fe(OH)3 + 3NaOH = Na3[Fe(OH)6] -гексагидроксоферрат (III) натрия.
  32. Из рассматриваемых металлов с растворами щелочей взаимодействуют только Ве, Zn, Al:
  33. Be + 2NaOH + 2H2O = Na2[Be(OH)4] + H2­ —
  34. тетрагидроксобериллатнатрия.
  35. 2n + 2NaOH + 2H2O = Na2[Zn(OH)4] + H2­
  36. 2Al + 2NaOH + 6H2O = 2Na[Al(OH)4] + 3H2­
  37. Железо и хром с растворами щелочей не реагируют, эти реакции возможны только при сплавлении с твёрдыми щелочами.
  38. При рассмотрении способов разрушения комплексных солей можно                     выделить несколько случаев:
  1. При действии избытка сильной кислоты получается две средних соли и вода:

Na[Al(OH)4] + 4HClизб. = NaCl + AlCl3 + H2O

K3[Cr(OH)6] + 6HNO3 изб. = 3KNO3 + Cr(NO3)3 + 6H2O

  1. При действии недостатка сильной кислоты получается средняя соль активного  металла, амфотерный гидроксид и вода:

Na[Al(OH)4] + HClнед. = NaCl + Al(OH)3¯ + H2O

K3[Cr(OH)6] + 3HNO3 нед. = 3KNO3 + Cr(OH)3¯ + 3H2O

  1. При действии слабой кислоты получается кислая соль активного металла, амфотерный гидроксид и вода:

Na[Al(OH)4] + H2S = NaHS + Al(OH)3¯ + H2O

K3[Cr(OH)6] + 3H2CO3 = 3KHCO3 + Cr(OH)3¯ + 3H2O

  1. При действии углекислого или сернистого газа получается кислая соль активного металла и амфотерный гидроксид:

Na[Al(OH)4] + CO2 = NaHCO3 + Al(OH)3¯

K3[Cr(OH)6]+ 3SO2 = 3KHSO3 + Cr(OH)3

  1. При действии солей, образованных сильными кислотами и катионами Fe3+, Al3+ и  Cr3+ происходит взаимное усиление
  • гидролиза, получается два амфотерных гидроксида и соль  активного металла:
  • 3Na[Al(OH)4] + FeCl3 = 3Al(OH)3¯ + Fe(OH)3¯ + 3NaCl
  • K3[Cr(OH)6] + Al(NO3)3 = Al(OH)3¯ + Cr(OH)3¯ + 3KNO3
  1.   При нагревании выделяется вода:

Na[Al(OH)4] = NaAlO2 + 2H2O

K3[Cr(OH)6] = KCrO2 + 2H2O + 2KOH

Источник: http://himege.ru/amfoternye-soedineniya/

ЕГЭ. Химические свойства амфотерных соединений

Правило 1. Амфотерными соединениями являются оксиды и гироксиды, имеющие в своем составе металл в степении окисения +3 или +4, а также оксиды и гидроксиды Zn, Be и Pb, например:

ZnO BeO Al2O3 Fe2O3* Cr2O3*
Zn(OH)2 Be(OH)2 Al(OH)3 Fe(OH)3 Cr(OH)3
PbO PbO2 SnO SnO2
Pb(OH)2 Pb(OH)4** Sn(OH)2 Sn(OH)4**
  • *Оксиды железа и хрома реагируют с щелочами только при сплавлении.
  • **Представляют собой гидратированные диоксиды МO2 • хH2O.
  • Правило 2. В реакциях с растворами щелочей образуются комплексные соединения:
  • ZnO + 2NaOH + H2O → Na2[Zn(OH)4] (тетрагидроксоцинкат натрия)
  • Zn(OH)2 + NaOH → Na2[Zn(OH)4]                        
  • BeO + 2NaOH + H2O → Na2[Be(OH)4] (тетрагидроксобериллат натрия)
  • Be(OH)2 + NaOH → Na2[Be(OH)4]
  • Al2O3 + 2NaOH + 3H2O → 2Na[Al(OH)4] (тетрагидроксоалюминат натрия)
  • Al(OH)3 + NaOH → Na[Al(OH)4]                          

Правило 3. В реакциях сплавления с твердыми щелочами образуются соли соответствующих кислот (H2ZnO2, HAlO2 и др.):

  1. ZnO + 2NaOH → Na2ZnO2 + H2O (цинкат натрия)
  2. Zn(OH)2 + 2NaOH → Na2ZnO2 + 2H2O (кислота: H2ZnO2)
  3. BeO + 2NaOH → Na2BeO2 + H2O (бериллат натрия)
  4. Be(OH)2 + 2NaOH → Na2BeO2 + 2H2O (кислота: H2BeO2)
  5. Al2O3 + 2NaOH → 2NaAlO2 + H2O (алюминат натрия)
  6. Al(OH)3 + NaOH → NaAlO2 + 2H2O (кислота: HAlO2)
  7. Правило 4. При сплавлении с карбонатами выделяется CO2: 2Al(OH)3 + Na2CO3 → 2NaAlO2 + 3H2O + CO2
  8. Правило 5. Амфотерные оксиды взаимодействуют с карбонатами и сульфитами Na и K с выделением более летучего оксида:
  9. Al2O3 + Na2CO3 → 2NaAlO2 + CO2­
  10. Fe2O3 + Na2CO3 → 2NaFeO2 + CO2­
  11. ZnO + Na2SO3 → Na2ZnO2 + SO2­
  12. Правило 6. Соли слабой кислоты и амфотерного металла реагируют с оксидами щелочных металов, щелочами и карбонатами щелочных металлов:

ZnCO3(тв.) + K2O(тв.) → K2ZnO2 + CO2­

ZnCO3(тв.) + 2KOH(тв.) → K2ZnO2 + CO2­ + H2O

ZnCO3(тв.) + K2CO3(тв.) → K2ZnO2 + 2CO2­

  • Правило 7. Соли соединений Zn, Be и Al разлагаются водой, кислотами, хлоридом аммония:
  • NaAlO2 + 2H2O → Na[Al(OH)4]
  • NaAlO2 + 4HCl → AlCl3 + NaCl + 2H2O (в избытке HCl)
  • NaAlO2 + HCl + H2O → NaCl + Al(OH)3 (в недостатке HCl)
  • NaAlO2 + NH4Cl + H2O → Al(OH)3 + NaCl + NH3­.

Источник: https://chemrise.ru/theory/rules_amphoteric_11

Амфотерность

      Амфотерность (от др.-греч. амфотеро — «двойственный»,
«обоюдный») — способность некоторых соединений проявлять в зависимости от
условий как кислотные, так и основные свойства.

    Понятие амфотерность как характеристика
двойственного поведения вещества было введено в 1814 г. Ж. Гей-Люссаком и Л.
Тенаром
.

    Амфотерными называются
оксиды и гидроксиды, которые проявляют и основные и кислотные свойства в
зависимости от условий.

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 

ОСНОВНЫЕ СВОЙСТВА

  1. Оксиды:
  2. Al2O3 + 6HCl =
    2AlCl3 + 3H2O;
  3. ZnO + H2SO4 = ZnSO4 +
    H2O;
  4. BeO + HNO3 = Be(NO3)2 +
    H2O
  5. Гидроксиды:
  6. Fe(OH)3 + 3HCl = FeCl3 +
    3H2O;
  7. Pb(OH)2 + 2HCl = PbCl2 +
    2H2O

   Сложней для понимания реакция со щелочью.

 Рассмотрим на примере взаимодействия гидроксида цинка с гидроксидом калия при сплавлении. Амфотерные соединения взаимодействуя с основаниями, 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.)    =     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). 

   Гидроксид цинка записывать в виде H2ZnO2 не принято. Пишем как обычно Zn(OH)2,
но подразумеваем (для собственного удобства), что это кислота H2ZnO2:
                                                      

2KOH(тв.) + Zn(OH)2(тв.) 
=    K2ZnO2 + 2H2O

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

Be(OH)2(тв.) + 2NaOH(тв.)  =Na2BeO22H2O   (метабериллат натрия, или бериллат)

Pb(OH)2(тв.) + 2NaOH(тв.) = Na2PbO2 2H2O   (метаплюмбат натрия, или плюмбат)

 С амфотерными гидроксидов с тремя OH— группами  (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 HAlO2 записывать нельзя, записываем как обычно, но подразумеваем кислоту HAlO2:

      Al(OH)3(тв.) + KOH(тв.) =  2H2O + KAlO2 (метаалюминат калия)

То
же самое и с гидроксидом хрома (при сплавлении):

Cr(OH)3 → H3CrO3 → HCrO2;

Cr(OH)3(тв.) + KOH(тв.)  =  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).

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

  * Выше было рассмотрено взаимодействие амфотерных соединений с твердыми щелочами при сплавлении, т.е. в отсутствии воды. При взаимодействии с растворами щелочей образуются комплексные соединения:

  1. Al(OH)3 + KOH → K[Al(OH)4] 
  2. (тетрагидроксоалюминат калия);
  3. Al(OH)3 + 3KOH → K3[Al(OH)6] 
  4. (гексагидроксоалюминат калия).

    С растворами щелочей реагируют и амфотерные оксиды. Следует обратить внимание, что в уравнении реакции вода записывается, как исходное вещество, т.е. в левой части уравнения:

  • Al2O3 + 2NaOH + 3H2O → 2Na[Al(OH)4];
  • Al2O3 + 6NaOH + 3H2O → 2Na3[Al(OH)6].
  •    Продукты реакций относятся к классу солей и являются растворимыми. Следовательно, при диссоциации распадаются на катион металла и анионы кислотных остатков
  • [Al(OH)4]- или [Al(OH)6]3-.

   Какой продукт писать, не имеет значения. Главное чтобы все индексы были верно проставлены и сумма всех зарядов равнялась нулю.

    Элементы, образующие амфотерные оксиды и гидроксиды, относятся к металлам. Они как все металлы реагируют с разбавленными кислотами:

                         2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2;

                        Zn + H2SO4 = ZnSO4 + H2

   Наиболее активные металлы, образующие амфотерные оксиды и гидроксиды (алюминий, берилий, цинк), реагируют со щелочами:

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

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

ТЕСТ

Пазл «Оксиды»

Основания и амфотерные гидроксиды

Источник: http://himija8en.blogspot.com/p/blog-page_23.html

Классификация неорганических веществ

  • Химические вещества можно разделить на две неравные группы: простые и сложные.
  • Простые вещества состоят из атомов одного элемента (О2, P4).
  • Сложные вещества  состоят из атомов двух и более элементов (CaO, H3PO4).
  • Простые вещества можно разделить на металлы и неметаллы.

Металлы – это простые вещества, в которых атомы соединены между собой металлической химической связью.

Металлы стремятся отдавать электроны и характеризуются металлическими свойствами (металлический блеск, высокая электро- и теплопроводность, пластичность и др.).

Неметаллы – это простые вещества, в которых атомы соединены ковалентными (или межмолекулярными) связями. Неметаллы стремятся принимать или притягивать электроны. Неметаллические свойства – это способность принимать или притягивать электроны.

Все элементы в Периодической системе химических элементов (ПСХЭ)  расположены либо в главной подгруппе, либо в побочной. В различных формах короткопериодной ПСХЭ главные и побочные подгруппы расположены по-разному.

Есть простой способ, который позволит вам быстро и надежно определять, к акой подгруппе относится элемент. Дело в том, что все элементы второго периода расположены в главной подгруппе.

Те элементы, которые расположены в ячейке точно под элементами второго периода (справа или слева), относятся к главной подгруппе. Остальные — к побочной.

Например, в таблице Менделеева, которая используется на ЕГЭ по химии, элемент номер 32, галлий, расположен в ячейке справа, точно под соответствующим ему элементом второго периода, бором. Следовательно, галлий относится к главной подгруппе. А вот скандий, элемент номер 21, расположен в ячейке слева. Следовательно, скандий относится к побочной подгруппе.

К металлам относятся все элементы побочных подгрупп и элементы главных подгрупп, расположенные в левой нижней части ПСХЭ.

 Разделяют металлы и неметаллы обычно, проводя условную линию от бериллия до астата. На рисунке показано точное разделение на металлы и неметаллы. Закрашены цветом неметаллы.

  1. Основные классы сложных веществ — это оксиды, гидроксиды, соли.
  2. Оксиды — это сложные вещества, которые состоят из атомов двух элементов, один из которых кислород, имеющий степень окисления -2.

В зависимости от второго элемента оксиды проявляют разные химические свойства. Некоторым оксидам соответствуют гидроксиды (солеобразующие оксиды), а некоторым нет (несолеобразующие).

Солеобразующие оксиды делят на основные, амфотерные и кислотные.

Основные оксиды — это оксиды, которые проявляют характерные основные свойства. К ним относят оксиды, образованные атомами металлов со степенью окисления +1 и +2. Например, оксид лития Li2O, оксид железа (II) FeO.

Кислотные оксиды — это оксиды, которые проявляют кислотные свойства. К ним относят оксиды, образованные атомами металлов со степенью окисления +5, +6 и +7, а также атомами неметаллов с любой степенью окисления. Например, оксид хлора (I) Cl2O, оксид хрома (VI) CrO3.

Амфотерные оксиды — это оксиды, которые проявляют и основные, и кислотные свойства. Это оксиды металлов со степенью окисления +3 и +4, а также четыре оксида со степенью окисления +2: ZnO, PbO, SnO и BeO.

Несолеобразующие оксиды не проявляют характерных основных или кислотных свойств, им не соответствуют гидроксиды. К несолеобразующим относят четыре оксида: CO, NO, N2O и SiO.

Встречаются и оксиды, похожие на соли, т.е. солеобразные (двойные).

Двойные оксиды — это некоторые оксиды, образованные элементом с разными степенями окисления. Например, магнетит (магнитный железняк) FeO·Fe2O3.

 

Алгоритм определения типа оксида: сначала определяем, какой элемент образует оксид – металл или неметалл.  Если это металл, то определяем степень окисления, затем определяем тип оксида. Если это неметалл, то оксид кислотный (если это не  исключение).

Гидроксиды — это сложные вещества, в составе которых есть группа Э-O-H. К гидроксидам относятся основания, амфотерные гидроксиды, и кислородсодержащие кислоты.

  • Каждому солеобразующему оксиду соответствует гидроксид:
  • основному оксиду соответствует гидроксид основание,
  • кислотному оксиду соответствует гидроксид  кислота,
  • амфотерному оксиду соответствует амфотерный гидроксид.

Например, оксид хрома (II) CrO — основный, ему соответствует гидроксид основание. Формулу гидроксида легко получить, просто добавив к металлу гидроксидную группу OH: Cr(OH)2.

Оксид хрома (VI) — кислотный, ему соответствует гидроксид кислота H2CrO4, и кислотный остаток хромат-ион CrO42-.

Если все индексы кратны 2, то мы делим все индексы на 2.

Например: N2O5 + H2O → H2N2O6, делим на 2, получаем HNO3. Так получаем мета-формулу кислоты. Если мы добавим еще одну молекулу воды, то получим орто-формулу кислоты.

Например: оксид P2O5, мета-форма: HPO3. Добавляем воду, орто-форма: H3PO4. Орто-форма устойчива у фосфора и мышьяка.

  1. Оксид хрома (III) — Cr2O3 — амфотерный, ему соответствует амфотерный гидроксид, который может выступать и как основание, и как кислота: Cr(OH)3 = HCrO2,  кислотный остаток хромит: CrO2—.
  2. Взаимосвязь оксидов и гидроксидов:
  3. Основания (основные гидроксиды) — это сложные вещества, которые при диссоциации в водных растворах в качестве анионов (отрицательных ионов) образуют только гидроксид-ионы OH—.
  4. Основания можно разделить на растворимые в воде (щелочи), нерастворимые в воде, и самопроизвольно разлагающиеся.
  5. К разлагающимся в воде (неустойчивым) основаниям относят гидроксид аммония, гидроксид серебра (I), гидроксид меди (I). В водном растворе такие соединения практически необратимо распадаются:
  6. NH4OH → NH3 + H2O
  7. 2AgOH → Ag2O + H2O
  8. 2CuOH → Cu2O + H2O
  9. Основания с одной группой ОН – однокислотные (например, NaOH), с двумя – двухкислотные (Ca(OH)2) и с тремя – трехкислотные (Fe(OH)3).

Кислоты – это сложные вещества, которые при диссоциации в водных растворах образуют в качестве катионов только ионы гидроксония H3O+(H+). Кислоты состоят из водорода H+ и кислотного остатка.

По числу атомов водорода, которые можно заместить на металлы,  кислоты разделяют на одноосновные (HNO3), двухосновные (H2SO4), трехосновные (H3PO4) и т.д.

  • По содержанию атомов кислорода кислоты делят на бескислородные (например, соляная кислота HCl)  и кислородсодержащие (например, серная кислота H2SO4).
  • Кислоты также можно разделить на сильные и слабые.
  • Сильные кислоты. К ним относятся:
  • Бескислородные кислоты: HCl, HBr, HI. Остальные бескислородные кислоты, как правило, слабые.
  • Некоторые высшие кислородсодержащие кислоты: H2SO4, HNO3, HClO4 и др.

Слабые кислоты. К ним относятся:

  • Слабые и растворимые кислоты: это H3PO4, CH3COOH, HF и др.
  • Летучие или неустойчивые кислоты: H2S —  газ; H2CO3 — распадается на воду и оксид: H2CO3 → Н2О + СО2↑; H2SO3 — распадается на воду и оксид: H2SO3 → H2O+ SО2↑. 
  • Нерастворимые в воде кислоты: H2SiO3, H3BO3  и другие.

Определить, сильная кислота перед вами, или слабая, позволяет простой прием.  Мы вычитаем из числа атомов O в кислоте число атомов H. Если получаем число 2 или 3, то кислота сильная. Если 1 или 0 — то кислота слабая

Например: HClO: 1-1 = 0, следовательно, кислота слабая.

Соли – сложные вещества, состоящие из катиона металла (или металлоподобных катионов, например, иона аммония NH4+) и аниона кислотного остатка. Также солями называют вещества, которые могут быть получены при взаимодействии кислот и оснований с выделением воды.

  1. Если рассматривать соли, как продукты взаимодействия кислоты и основания, то соли делят на средние, кислые и основные.
  2. Средние соли – продукты полного замещения катионов водорода в кислоте на катионы металла (например, Na2CO3, K3PO4).
  3. Кислые соли – продукты неполного замещения катионов водорода в кислоте на катионы металлов (например, NaHCO3, K2HPO4).
  4. Основные соли – продукты неполного замещения гидроксогрупп основания на анионы кислотных остатков кислоты (например, малахит (CuOH)2CO3).
  5. По числу катионов и анионов соли разделяют на:
  6. Простые соли – состоящие из катиона одного типа и аниона одного типа (например, хлорид кальция CaCl2).
  7. Двойные соли – это соли, состоящие из двух или более разных катионов и аниона одного типа (например, алюмокалиевые квасцы – KAl(SO4)2).
  8.  Смешанные соли – это соли, состоящие из катиона одного типа и двух или более анионов разного типа (например, хлорид-гипохлорит кальция Ca(OCl)Cl).
  9. По структурным особенностям выделяют также гидратные соли и комплексные соли.
  10. Гидратные соли (кристаллогидраты) – это такие соли, в состав которых входят молекулы кристаллизационной  воды (например, декагидрат сульфата натрия Na2SO4·10 H2O).
  11. Комплексные соли – это соли, содержащие комплексный катион или комплексный анион (K3[Fe(CN)6], [Cu(NH3)4](OH)2).

Помимо основных классов неорганических соединений, существует большое количество других. Например, бинарные соединения элементов с водородом.

Водородные соединения – это сложные вещества, состоящие из двух элементов, один из которых водород. Водород образует солеобразные гидриды и летучие водородные соединения.

Солеобразные гидриды ЭНх – это соединения металлов IA, IIA групп и алюминия с водородом. Степень окисления водорода равна -1. Например, гидрид натрия NaH.

Летучие водородные соединения НхЭ – это соединения неметаллов с водородом, в которых степень окисления водорода равна +1. Например, аммиак NH3, фосфин PH3.

Источник: https://chemege.ru/materials/classification/

Амфотерные соединения. Специфика химических свойств

Понятие об эквиваленте элемента. Закон эквивалентности.

  • Эквивалентов вещества называется его весовое количество, которое взаимодействует без остатка с одной весовой частью водорода или с 8 частями кислорода, или замещает то же количества водорода и кислорода в их соединения.
  • Закон эквивалентности: Вещества взаимодействуют друг с другом в количествах пропорциональных их эквивалентам. m1/m2=Mэ1/Mэ2;V1/V2=Vэ1/Vэ2 ; m1/V2=Mэ1/Vэ2
  • Определение эквивалента сложного вещества.
  • Эквивалентом сложного вещества называется его весовое количество, которое взаимодействует без остатка с 1 молем водорода или 1эквивалентом  любого другого вещества.
  • Мэ(кислоты)=М(кислоты) / основность(число Н)
  • Мэ(основания)=М(основания)/ кислотность (число ОН)
  • Мэ(эсоли)= М(соли)/ В(Ме)*число атомов Ме

Мэ(оксида)= М(оксида)/ В(эл.)*число атомов эл.

Типы химических реакций.

а) Реакции соединения— это реакции, в результате которых из двух и более исходных веществ образуется одно вещество более сложного состава: А+В=С. Наиболее характерны для органических веществ, в процессе может изменяться степень окисления.

б) Реакции разложения— это реакции, в результате которых из одного сложного вещества образуется несколько веществ более простого состава: А=В+С. Это в основном реакции, идущие на повышение температуры, могут протекать с изменением степеней окисления.

в) Реакции обмена –это реакции, в результате которых взаимодействующие вещества обмениваются своими составными частями: АВ+СД=АД+СВ. Наиболее характерный тип для солей, кислот и оснований, протекают без изменения СО.

г) Реакции замещения— это реакции, в результате которых при взаимодействии простого и сложного веществ образуется новое простое и сложное вещество: А+ВС=АВ+С. Большинство таких реакций окислительно-восстановительные.

Реакции бывают: идущие в газовой форме, в растворах, между твердыми веществами. От кол-ва фаз веществ образующихся в реакции различают: гомогенные реакции, гетерогенные.

Оксиды. Получение оксидов и их свойства.

  1. Оксиды — это сложные вещества, состоящие из 2 элементов один из которых кислород (СО -2).
  2. Оксиды: Солеобразующие (Основные +1,+2; Кислотные +5 и выше; Амфотерные +2,+3,+4), Несолеобразующие(SiO, CO, N2O,NO).
  3. Получение оксидов:
  4. а) взаимодействие(окисление) простых веществ: 2Mg+O2=2MgO
  5. б) Разложение некоторых кислородосодержащих веществ(оснований,кислот,солей) при нагревании: Cu(OH)2=CuO+H2O
  6. в) Обжиг сульфидов: 2CuS+3O2=2CuO+2SO2
  7.  г) Разложение солей слабых кислот: CaCO3=CaO+CO2
  8. Свойства: а) Взаимодействие щелочных и щелочноземельных Ме с водой(Be, Mg только в кипящей воде): CaO+H2O=Ca(OH)2
  9. б)Взаимодействие с оксидами(кислотные с основными, основные с кислотными, амфотерные и с темит и с теми): CaO+SO3=CaSO4
  10. в) Взаимодействие с кислотами: CaO+H2SO4=CaSO4+H2O
  11. Основания, способы получения, основные свойства.

Основания – это сложные вещества, состоящие из атомов металла и одной или нескольких гидроксильных групп. Основания: растворимые, нерастворимые.

  • Способы получения:
  • а) Электролиз водных растворов: 2KCl+2H2O=2KOH+Cl2+H2  
  • б) Взаимодействие щелочных и щелочноземельных металлов: 2K+2H2O=2KOH+H2
  • в) реакции обмена солей и оснований: MgCl2+2KOH=Mg(OH)2+2KCl.
  • Свойства: почти все твердые, имеют различные цвета.
  • а) взаимодействие с кислотами: 3KOH+H3PO4=K3PO4+3H2O
  • б) Взаимодействие с кислотными оксидами: 2NaOH+CO2=Na2CO3+H2O
  • в) Взаимодействие с солями: CuCl2+2NH4OH=Cu(OH)2+2NH4Cl
  • Кислоты, получение и их свойства.
  • Кислоты — это вещества, состоящие из атомов водорода способного замещаться на атомы металла, и кислотного остатка. Кислоты: органически и неорганические; одноосновные, двухосновные, трехосновные, многоосновные; сильные(HCl,HNO3,H2SO4), слабые(H2S,H2SO3,H2CO3,H3PO4)
  1. Получение:
  2. а)взаимодействие кислотных оксидов с водой: SO3+H2O=H2SO4
  3. б)окисление простых веществ: S+2HNO3=H2SO4+2NO3
  4. в)выделение из солей: Ca3(PO4)2+H2SO4=H3PO4+CaSO4
  5. Свойства:
  6. а)взаимодействие с основаниями: HCl+Fe(OH)2=Fe(OH)2Cl+H2O
  7. б) взаимодействие с основными оксидами: FeO+H2SO4=FeSO4+H2O
  8. в)взаимодействие с солями: BaCl2+H2SO4=BaSO4+2HCl, Na2CO3+H2SO4=BaSO4+2HCl

Соли. Кислые и основные соли. Способы получения солей и их свойства.

Соли — это сложные вещества, состоящие из катиона металла и аниона кислотного остатка.

Кислые соли – это продукт неполной нейтрализации кислоты основанием. Получают при взаимодействии средней соли с кислотами: CaCO3+H2CO3=Ca(HCO3)2 –гидрокарбонат кальция.

  • Основные соли — это продукт неполной нейтрализации основания кислотой. Можно получить при действии небольшого кол-ва щелочи на среднюю соль: 2CuSO4+2NaOH=(CuOH)2SO4 (гидроксосульфат меди)+Na2SO4
  • Получение:
  • а)взаимодействие Ме с кислотами: Zn+H2SO4+H2
  • б) взаимодействие щелочи с кислотами(реакция нейтрализации): H3PO4+3KOH=K3PO4+3H2O в)взаимодействие основных оксидов с кислотами, взаимодействие кислотных оксидов с основанием: MgO+2HCl=MgCl2+H2O; SO3+2KOH=K2SO3+H2O
  • Свойства:
  • а)разложение солей: 2KNO3=2KNO2+O2
  • б) взаимодействии с растворами щелочей: CuSO4+2NaOH=Cu(OH)2+Na2SO4
  • в) взаимодействие с кислотыми при условии необратимости реакции: Na2S+H2S=2NaHS
  • Амфотерные соединения. Специфика химических свойств

1)Элементы, проявляющие в соединениях металлические и неметаллические свойства, называют амфотерными, к ним относятся элементы А-групп Периодической системы — Be, Al, Ga, Ge, Sn, Pb, Sb, Bi, Po и др., а также большинство элементов Б-групп — Cr, Mn, Fe, Zn, Cd, Au и др. Амфотерные оксиды называют так же, как и основные, например:

  1. BeO — оксид бериллия
  2. FeO — оксид железа(II)
  3. Al2O3 — оксид алюминия
  4. Fe2O3 — оксид железа(III)
  5. SnO — оксид олова(II)
  6. MnO2 — оксид марганца(IV)
  7. SnO2 — диоксид олова(IV)
  8. ZnO — оксид цинка(II)
  9. Амфотерные гидроксиды (если степень окисления элемента превышает + II) могут находиться в орто — или (и) мета — форме. Приведем примеры амфотерных гидроксидов:
  10. Be(OH)2
  11. — гидроксид бериллия
  12. Al(OH)3
  13. — гидроксид алюминия
  14. AlO(OH)
  15. — метагидроксид алюминия
  16. TiO(OH)2
  17. — дигидроксид-оксид титана
  18. Fe(OH)2
  19. — гидроксид железа(II)
  20. FeO(OH)
  21. — метагидроксид железа
  22. Амфотерным оксидам не всегда соответствуют амфотерные гидроксиды, поскольку при попытке получения последних образуются гидратированные оксиды, например:
  23. SnO2 . nH2O
  24. — полигидрат оксида олова(IV)
  25. Au2O3 . nH2O
  26. — полигидрат оксида золота(I)
  27. Au2O3 . nH2O
  28. — полигидрат оксида золота(III)

Если амфотерному элементу в соединениях отвечает несколько степеней окисления, то амфотерность соответствующих оксидов и гидроксидов (а следовательно, и амфотерность самого элемента) будет выражена по-разному.

Для низких степеней окисления у гидроксидов и оксидов наблюдается преобладание основных свойств, а у самого элемента — металлических свойств, поэтому он почти всегда входит в состав катионов.

Для высоких степеней окисления, напротив, у гидроксидов и оксидов наблюдается преобладание кислотных свойств, а у самого элемента — неметаллических свойств, поэтому он почти всегда входит в состав анионов.

Так, у оксида и гидроксида марганца(II) доминируют основныесвойства, а сам марганец входит в состав катионов типа [Mn(H2O)6]2+, тогда как у оксида и гидроксида марганца(VII) доминируют кислотные свойства, а сам марганец входит в состав аниона типа MnO4- . Амфотерным гидроксидам с большим преобладанием кислотных свойств приписывают формулы и названия по образцу кислотных гидроксидов, например НMnVIIO4 — марганцовая кислота.

Таким образом, деление элементов на металлы и неметаллы — условное; между элементами (Na, K, Ca, Ba и др.) с чисто металлическими и элементами (F, O, N, Cl, S, C и др.) с чисто неметаллическими свойствами существует большая группа элементов с амфотерными свойствами

Источник: https://megaobuchalka.ru/14/3434.html

Ссылка на основную публикацию