Jednoduché látky strukturou a řadou chemických a fyzikálních parametrů podobné kovovým prvkům se nazývají amfoterní, tzn. to jsou ty prvky, které vykazují chemickou dualitu. Je třeba poznamenat, že se nejedná o kovy samotné, ale o jejich soli nebo oxidy. Například oxidy některých kovů mohou mít dvě vlastnosti: za určitých podmínek mohou vykazovat vlastnosti vlastní kyselinám, zatímco za jiných se chovají jako zásady.

Mezi hlavní amfoterní kovy patří hliník, zinek, chrom a některé další.

Vžil se termín amfoterita začátek XIX století. V té době chemikálie separovány na základě jejich podobných vlastností, projevujících se chemickými reakcemi.

Co jsou amfoterní kovy

Seznam kovů, které lze klasifikovat jako amfoterní, je poměrně velký. Některé z nich lze navíc nazvat amfoterní a některé - podmíněně.

Uveďme pořadová čísla látek, pod kterými se v periodické tabulce nacházejí. Seznam obsahuje skupiny od 22 do 32, od 40 do 51 a mnoho dalších. Například chrom, železo a řadu dalších lze právem nazvat zásaditými;

Mimochodem, hliník je považován za nejnápadnějšího zástupce amforových kovů.

Jeho slitiny se již dlouhou dobu používají téměř ve všech průmyslových odvětvích. Vyrábí se z něj prvky trupů letadel, karoserie vozidel a kuchyňské náčiní. Stala se nepostradatelnou v elektrotechnickém průmyslu a při výrobě zařízení pro tepelné sítě. Na rozdíl od mnoha jiných kovů, hliník neustále vykazuje chemickou aktivitu. Oxidový film, který pokrývá povrch kovu, odolává oxidačním procesům. Za normálních podmínek a při některých typech chemických reakcí může hliník působit jako redukční prvek.

Tento kov je schopen interagovat s kyslíkem, pokud je rozdrcen na mnoho malých částic. K provedení tohoto typu operace je nutné použít vysoká teplota. Reakce je doprovázena uvolněním velké množství tepelné energie. Když teplota stoupne na 200 ºC, hliník reaguje se sírou. Jde o to, že hliník za normálních podmínek nemůže vždy reagovat s vodíkem. Mezitím, když je smíchán s jinými kovy, mohou vznikat různé slitiny.

Dalším výrazným amfoterním kovem je železo. Tento prvek má číslo 26 a nachází se mezi kobaltem a manganem. Železo je nejběžnějším prvkem, který se nachází v zemské kůře. Železo lze klasifikovat jako jednoduchý prvek, který má stříbřitě bílou barvu a je tvárný, samozřejmě při vystavení vysokým teplotám. Při vystavení vysokým teplotám může rychle začít korodovat. Železo, pokud je umístěno v čistém kyslíku, zcela shoří a může se vznítit na čerstvém vzduchu.

Takový kov má schopnost rychle vstoupit do stupně koroze, když je vystaven vysokým teplotám. Železo umístěné v čistém kyslíku zcela shoří. Když je kovová látka vystavena vzduchu, rychle oxiduje kvůli nadměrné vlhkosti, to znamená, že reziví. Při hoření v kyslíkové hmotě vzniká jakýsi vodní kámen, kterému se říká oxid železa.

Vlastnosti amfoterních kovů

Jsou definovány samotným pojmem amfoterie. Ve svém typickém stavu, to znamená při normální teplotě a vlhkosti, je většina kovů pevné látky. Žádný kov nelze rozpustit ve vodě. Alkalické báze se objevují až po určitých chemických reakcích. Během reakce dochází k interakci solí kovů. Je třeba poznamenat, že bezpečnostní předpisy vyžadují při provádění této reakce zvláštní opatrnost.

Kombinace amfoterních látek se samotnými oxidy nebo kyselinami nejprve vykazuje reakci, která je vlastní zásadám. Současně, pokud jsou kombinovány se zásadami, objeví se kyselé vlastnosti.

Zahříváním amfoterních hydroxidů dochází k jejich rozkladu na vodu a oxid. Jinými slovy, vlastnosti amfoterních látek jsou velmi široké a vyžadují pečlivé studium, které lze provést během chemické reakce.

Vlastnosti amfoterních prvků lze pochopit jejich porovnáním s parametry tradičních materiálů. Například většina kovů má nízký ionizační potenciál, což jim umožňuje působit jako redukční činidla během chemických procesů.

Amfoterní - může vykazovat jak redukční, tak oxidační vlastnosti. Existují však sloučeniny, které se vyznačují negativní úrovní oxidace.

Naprosto všechny známé kovy mají schopnost tvořit hydroxidy a oxidy.

Všechny kovy mají schopnost tvořit zásadité hydroxidy a oxidy. Mimochodem, kovy mohou podléhat oxidačním reakcím pouze s určitými kyselinami. Například reakce s kyselinou dusičnou může probíhat různými způsoby.

Amfoterní látky, klasifikované jako jednoduché, mají zjevné rozdíly ve struktuře a vlastnostech. U některých látek lze na první pohled určit příslušnost k určité třídě, například je hned jasné, že měď je kov, ale brom nikoli.

Jak rozeznat kov od nekovu

Hlavní rozdíl je v tom, že kovy darují elektrony, které jsou ve vnějším elektronovém oblaku. Nekovy je aktivně přitahují.

Všechny kovy jsou dobrými vodiči tepla a elektřiny, nekovy tuto schopnost nemají.

Amfoterní kovové základny

Za normálních podmínek se tyto látky ve vodě nerozpouštějí a lze je snadno klasifikovat jako slabé elektrolyty. Takové látky se získávají po reakci solí kovů a alkálií. Tyto reakce jsou pro ty, kdo je vyrábějí, poměrně nebezpečné, a proto se například pro získání hydroxidu zinečnatého musí hydroxid sodný pomalu a opatrně po kapkách přidávat do nádoby s chloridem zinečnatým.

Zároveň amfoterní - interagují s kyselinami jako zásadami. To znamená, že když se provádí reakce mezi kyselinou chlorovodíkovou a hydroxidem zinečnatým, objeví se chlorid zinečnatý. A při interakci se zásadami se chovají jako kyseliny.

Tuto lekci budeme věnovat studiu amfoterních oxidů a hydroxidů. Zde budeme hovořit o látkách, které mají amfoterní (duální) vlastnosti, ao charakteristikách chemických reakcí, které s nimi probíhají. Nejprve si ale zopakujme, s čím kyselé a zásadité oxidy reagují. Dále se budeme zabývat příklady amfoterních oxidů a hydroxidů.

Téma: Úvod

Lekce: Amfoterní oxidy a hydroxidy

Rýže. 1. Látky vykazující amfoterní vlastnosti

Bazické oxidy reagují s kyselými oxidy a kyselé reagují se zásadami. Existují však látky, jejichž oxidy a hydroxidy v závislosti na podmínkách budou reagovat s kyselinami i zásadami. Takové vlastnosti se nazývají amfoterní.

Látky s amfoterními vlastnostmi jsou znázorněny na obr. 1. Jedná se o sloučeniny tvořené beryliem, zinkem, chromem, arsenem, hliníkem, germaniem, olovem, manganem, železem, cínem.

Příklady jejich amfoterních oxidů jsou uvedeny v tabulce 1.

Uvažujme amfoterní vlastnosti oxidů zinku a hliníku. Na příkladu jejich interakce s bazickými a kyselými oxidy, s kyselinou a zásadou.

ZnO + Na 2 O → Na 2 ZnO 2 (zinečnan sodný). Oxid zinečnatý se chová jako kyselina.

ZnO + 2NaOH → Na2ZnO2 + H20

3ZnO + P 2 O 5 → Zn 3 (PO 4) 2 (fosforečnan zinečnatý)

ZnO + 2HCl → ZnCl2 + H20

Oxid hlinitý se chová podobně jako oxid zinečnatý:

Interakce se zásaditými oxidy a bázemi:

Al 2 O 3 + Na 2 O → 2NaAlO 2 (metalaluminát sodný). Oxid hlinitý se chová jako kyselina.

Al203 + 2NaOH -> 2NaAl02 + H20

Interakce s oxidy a kyselinami. Vykazuje vlastnosti zásaditého oxidu.

Al 2 O 3 + P 2 O 5 → 2AlPO 4 (fosforečnan hlinitý)

AI2O3 + 6HCl -> 2AlCl3 + 3H20

Uvažované reakce nastávají při zahřívání, během fúze. Pokud vezmeme roztoky látek, budou reakce probíhat poněkud jinak.

ZnO + 2NaOH + H 2 O → Na 2 (tetrahydroxoaluminát sodný) Al 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O → 2Na (tetrahydroxoaluminát sodný)

V důsledku těchto reakcí se získají soli, které jsou komplexní.

Rýže. 2. Minerály oxidu hlinitého

Oxid hlinitý.

Oxid hlinitý je na Zemi extrémně běžná látka. Tvoří základ jílu, bauxitu, korundu a dalších minerálů. Obr.2.

V důsledku interakce těchto látek s kyselinou sírovou se získá síran zinečnatý nebo síran hlinitý.

ZnO + H2SO4 → ZnSO4 + H20

Al 2 O 3 + 3H 2 SO 4 → Al 2 (SO 4) 3 + 3H 2O

Při tavení dochází k reakcím hydroxidů zinku a hliníku s oxidem sodným, protože tyto hydroxidy jsou pevné a nejsou součástí roztoků.

Zn(OH) 2 + Na 2 O → Na 2 ZnO 2 + H 2 O sůl se nazývá zinečnan sodný.

Sůl 2Al(OH) 3 + Na 2 O → 2NaAlO 2 + 3H 2 O se nazývá metahlinitan sodný.

Rýže. 3. Hydroxid hlinitý

Reakce amfoterních zásad s alkáliemi jsou charakteristické svými kyselými vlastnostmi. Tyto reakce lze provádět jak fúzí pevných látek, tak v roztocích. Tím ale vzniknou různé látky, tzn. Reakční produkty závisí na reakčních podmínkách: v tavenině nebo v roztoku.

Zn(OH)2 + 2NaOH pevná látka. Na2Zn02 + 2H20

Al(OH)3 + NaOH pevná látka. NaAl02 + 2H20

Roztok Zn(OH) 2 + 2NaOH → roztok Na 2 Al(OH) 3 + NaOH → Natriumtetrahydroxoaluminát Al(OH) 3 + 3NaOH roztok → Na 3 hexahydroxoaluminát sodný.

Zda se ukáže, že jde o tetrahydroxoaluminát sodný nebo hexahydroxoaluminát sodný, závisí na tom, kolik alkálie jsme vzali. Při poslední reakci se odebírá velké množství alkálie a vzniká hexahydroxoaluminát sodný.

Prvky, které tvoří amfoterní sloučeniny, mohou samy vykazovat amfoterní vlastnosti.

Zn + 2NaOH + 2H20 → Na2 + H2 (tetrahydroxozinkat sodný)

2Al + 2NaOH + 6H20 → 2Na + 3H2 ((tetrahydroxoaluminát sodný)

Zn + H 2 SO 4 (zředěný) → ZnSO 4 + H 2

2Al + 3H 2 SO 4 (zřed.) → Al 2 (SO 4) 3 + 3H 2

Připomeňme, že amfoterní hydroxidy jsou nerozpustné zásady. A při zahřátí se rozkládají, tvoří oxid a vodu.

Rozklad amfoterních bází při zahřívání.

2Al(OH)3Al203 + 3H20

Zn(OH)2ZnO + H20

Shrnutí lekce.

Naučili jste se vlastnosti amfoterních oxidů a hydroxidů. Tyto látky mají amfoterní (dvojí) vlastnosti. Chemické reakce, které s nimi probíhají, mají své vlastní charakteristiky. Podívali jste se na příklady amfoterních oxidů a hydroxidů .

1. Rudzitis G.E. Anorganické a organické chemie. 8. ročník: učebnice pro všeobecně vzdělávací instituce: základní stupeň / G. E. Rudzitis, F.G. Feldman.M.: Osvícení. 2011, 176 s.: ill.

2. Popel P.P Chemie: 8. ročník: učebnice pro všeobecně vzdělávací instituce / P.P. Popel, L.S. -K.: IC “Academy”, 2008.-240 s.: nemoc.

3. Gabrielyan O.S. Chemie. 9. třída. Učebnice. Vydavatel: Drop: 2001. 224s.

1. č. 6,10 (str. 130) Rudzitis G.E. Anorganická a organická chemie. 9. ročník: učebnice pro všeobecně vzdělávací instituce: základní stupeň / G. E. Rudzitis, F.G. Feldman.M.: Osvícení. 2008, 170 s.: ill.

2. Napište vzorec pro hexahydroxoaluminát sodný. Jak se tato látka získává?

3. K roztoku síranu hlinitého byl postupně přidáván roztok hydroxidu sodného, ​​dokud nebyl přebytek. co jsi pozoroval? Napište reakční rovnice.

Báze, amfoterní hydroxidy

Báze jsou komplexní látky skládající se z atomů kovů a jedné nebo více hydroxylových skupin (-OH). Obecný vzorec je Me + y (OH) y, kde y je počet hydroxoskupin rovný oxidačnímu stavu kovu Me. Tabulka ukazuje klasifikaci bází.

Vlastnosti alkálií, hydroxidů alkalických kovů a kovů alkalických zemin

1. Vodné roztoky alkálií jsou na dotek mýdlové, mění barvu indikátorů: lakmus - in modrý, fenolftalein - do karmínové.

2. Vodné roztoky disociují:

3. Interakce s kyselinami, vstup do výměnné reakce:

Polykyselinové báze mohou poskytovat střední a zásadité soli:

4. Reagujte s kyselými oxidy za vzniku prostředí a kyselých solí v závislosti na zásaditosti kyseliny odpovídající tomuto oxidu:

5. Interakce s amfoterními oxidy a hydroxidy:

a) fúze:

b) v řešeních:

6. Interagujte se solemi rozpustnými ve vodě, pokud se vytvoří sraženina nebo plyn:

Nerozpustné zásady (Cr(OH) 2, Mn(OH) 2 atd.) interagují s kyselinami a při zahřívání se rozkládají:

Amfoterní hydroxidy

Amfoterní sloučeniny jsou sloučeniny, které v závislosti na podmínkách mohou být jak donory vodíkových kationtů a vykazovat kyselé vlastnosti, tak jejich akceptory, tj. mají zásadité vlastnosti.

Chemické vlastnosti amfoterních sloučenin

1. Při interakci se silnými kyselinami vykazují základní vlastnosti:

Zn(OH)2 + 2HCl = ZnCl2 + 2H20

2. Interakce s alkáliemi - silné zásady, vykazují kyselé vlastnosti:

Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2 ( komplexní sůl)

Al(OH)3 + NaOH = Na ( komplexní sůl)

Komplexní sloučeniny jsou takové, ve kterých je alespoň jedna kovalentní vazba tvořena mechanismem donor-akceptor.

Obecný způsob přípravy bází je založen na výměnných reakcích, pomocí kterých lze získat nerozpustné i rozpustné báze.

CuSO 4 + 2KOH = Cu(OH) 2 ↓ + K 2 SO 4

K2CO3 + Ba(OH)2 = 2 KOH + BaCO3 ↓

Když se tímto způsobem získají rozpustné báze, vysráží se nerozpustná sůl.

Při přípravě ve vodě nerozpustných bází s amfoterními vlastnostmi je třeba se vyvarovat přebytku alkálie, protože může dojít k rozpuštění amfoterní báze, například:

AICI3 + 4KOH = K[Al(OH)4] + 3KCI

V takových případech se hydroxid amonný používá k získání hydroxidů, ve kterých se nerozpouštějí amfoterní hydroxidy:

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

Hydroxidy stříbra a rtuti se rozkládají tak snadno, že při pokusu o jejich získání výměnnou reakcí se místo hydroxidů vysrážejí oxidy:

2AgNO3 + 2KOH = Ag 2 O↓ + H 2 O + 2 KNO 3

V průmyslu se alkálie obvykle získávají elektrolýzou vodných roztoků chloridů.

2NaCl + 2H20 → ϟ → 2NaOH + H2 + Cl2

Alkálie lze také získat reakcí alkalických kovů a kovů alkalických zemin nebo jejich oxidů s vodou.

2Li + 2H20 = 2LiOH + H2

SrO + H20 = Sr(OH)2

Kyseliny

Kyseliny jsou složité látky, jejichž molekuly se skládají z atomů vodíku, které mohou být nahrazeny atomy kovů a kyselými zbytky. Za normálních podmínek mohou být kyseliny pevné (fosforečná H 3 PO 4; křemík H 2 SiO 3) a kapalné (v čisté formě bude kapalná kyselina sírová H2SO4).

Plyny jako chlorovodík HCl, bromovodík HBr, sirovodík H 2 S tvoří ve vodných roztocích odpovídající kyseliny. Počet vodíkových iontů vytvořených každou molekulou kyseliny během disociace určuje náboj zbytku kyseliny (anion) a zásaditost kyseliny.

Podle protolytická teorie kyselin a zásad, navrhl současně dánský chemik Brønsted a anglický chemik Lowry, kyselina je látka odštěpení s touto reakcí protony, A základ- látka, která může přijímat protony.

kyselina → zásada + H +

Na základě takových představ je to jasné základní vlastnosti amoniaku, který díky přítomnosti osamoceného elektronového páru na atomu dusíku účinně přijímá proton při interakci s kyselinami a vytváří amoniový ion prostřednictvím vazby donor-akceptor.

HNO 3 + NH 3 ⇆ NH 4 + + NO 3 —

kyselá zásada kyselá zásada

Obecnější definice kyselin a zásad navrhl americký chemik G. Lewis. Navrhl, že acidobazické interakce jsou úplné nemusí nutně nastat při přenosu protonů. Při Lewisově stanovení kyselin a zásad hraje hlavní roli v chemických reakcích elektronové páry

Kationty, anionty nebo neutrální molekuly, které mohou přijmout jeden nebo více párů elektronů, se nazývají Lewisovy kyseliny.

Například fluorid hlinitý AlF3 je kyselina, protože je schopen přijmout elektronový pár při interakci s amoniakem.

AlF 3 + :NH 3 ⇆ :

Kationty, anionty nebo neutrální molekuly schopné darovat elektronové páry se nazývají Lewisovy báze (amoniak je báze).

Lewisova definice pokrývá všechny acidobazické procesy, které byly zvažovány dříve navrženými teoriemi. Tabulka porovnává v současnosti používané definice kyselin a zásad.

Názvosloví kyselin

Protože existují různé definice kyselin, jejich klasifikace a nomenklatura jsou spíše libovolné.

Podle počtu atomů vodíku schopných eliminace ve vodném roztoku se kyseliny dělí na jednosložkový(např. HF, HNO 2), dibazický(H2C03, H2S04) a tribasic(H3P04).

Podle složení kyseliny se dělí na bez kyslíku(HCI, H2S) a obsahující kyslík(HC104, HN03).

Obvykle názvy kyselin obsahujících kyslík jsou odvozeny od názvu nekovu s přidáním koncovek -kai, -vaya, pokud je oxidační stav nekovu roven číslu skupiny. Jak se oxidační stav snižuje, mění se přípony (v pořadí klesajícího oxidačního stavu kovu): -neprůhledný, rezavý, -ovovitý:

Uvážíme-li polaritu vazby vodík-nekov v periodě, můžeme polaritu této vazby snadno vztáhnout k poloze prvku v periodické tabulce. Z atomů kovů, které snadno ztrácejí valenční elektrony, přijímají atomy vodíku tyto elektrony, vytvářejí stabilní dvouelektronový obal jako obal atomu helia a dávají iontové hydridy kovů.

Ve vodíkových sloučeninách prvků skupin III-IV periodické tabulky tvoří bor, hliník, uhlík a křemík kovalentní, slabě polární vazby s atomy vodíku, které nejsou náchylné k disociaci. Pro prvky skupin V-VII Periodická tabulka během periody se polarita vazby nekov-vodík zvyšuje s nábojem atomu, ale rozložení nábojů ve výsledném dipólu je jiné než ve vodíkových sloučeninách prvků, které mají tendenci darovat elektrony. Nekovové atomy, které vyžadují několik elektronů k dokončení elektronového obalu, přitahují (polarizují) pár vazebných elektronů tím silněji, čím větší je jaderný náboj. Proto v řadě CH 4 - NH 3 - H 2 O - HF nebo SiH 4 - PH 3 - H 2 S - HCl se vazby s atomy vodíku, i když zůstávají kovalentní, stávají polárnějšími a atom vodíku v dipól prvek-vodíková vazba se stává elektropozitivnějším. Pokud se polární molekuly ocitnou v polárním rozpouštědle, může dojít k procesu elektrolytické disociace.

Pojďme diskutovat o chování kyselin obsahujících kyslík ve vodných roztocích. Tyto kyseliny mají N-O-E připojení a přirozeně, polarita H-O vazby je ovlivněna O-E připojení. Proto se tyto kyseliny zpravidla disociují snadněji než voda.

H2SO3 + H20 ⇆ H30 + + HSO3

HNO 3 + H 2 O ⇆ H 3 O + + NO 3

Podívejme se na pár příkladů vlastnosti kyselin obsahujících kyslík, tvořené prvky, které jsou schopny vykazovat různé stupně oxidace. To se ví kyselina chlorná HC1O velmi slabé kyselina chloritá HCl02 také slabý, ale silnější než chlorná, kyselina chlorná HClO 3 silný. Kyselina chloristá HClO 4 je jednou z nejsilnější anorganické kyseliny.

Pro disociaci kyselého typu (s eliminací H iontu) je nutná ruptura O-N připojení. Jak lze vysvětlit pokles pevnosti této vazby v řadě HClO - HClO 2 - HClO 3 - HClO 4? V této řadě se zvyšuje počet atomů kyslíku spojených s centrálním atomem chloru. Pokaždé, když se vytvoří nová vazba kyslík-chlor, je elektronová hustota čerpána z atomu chloru, a tedy z jednoduché vazby O-Cl. V důsledku toho elektronová hustota částečně opouští vazbu O-H, která je v důsledku toho oslabena.

Tento vzor - posílení kyselých vlastností se zvyšujícím se stupněm oxidace centrálního atomu - charakteristické nejen pro chlór, ale i pro další prvky. Například kyselina dusičná HNO 3, ve které je oxidační stav dusíku +5, je silnější než kyselina dusitá HNO 2 (oxidační stav dusíku je +3); kyselina sírová H 2 SO 4 (S +6) je silnější než kyselina siřičitá H 2 SO 3 (S +4).

Získávání kyselin

1. Lze získat kyseliny bez kyslíku přímou kombinací nekovů s vodíkem.

H2 + Cl2 → 2HCl,

H 2 + S ⇆ H 2 S

2. Lze získat některé kyseliny obsahující kyslík interakce oxidů kyselin s vodou.

3. Lze získat jak kyseliny bez kyslíku, tak kyseliny obsahující kyslík metabolickými reakcemi mezi solemi a jinými kyselinami.

BaBr 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2НВr

CuS04 + H2S = H2S04 + CuS↓

FeS + H2S04 (pa zb) = H2S + FeSO4

NaCl (T) + H2S04 (konc) = HCl + NaHS04

AgNO 3 + HCl = AgCl↓ + HNO 3

CaC03 + 2HBr = CaBr2 + C02 + H20

4. Některé kyseliny lze získat pomocí redoxních reakcí.

H202 + S02 = H2S04

3P + 5HNO3 + 2H20 = ZN3PO4 + 5NO2

Kyselá chuť, vliv na indikátory, elektrická vodivost, interakce s kovy, zásadité a amfoterní oxidy, zásady a soli, tvorba esterů s alkoholy – tyto vlastnosti jsou společné pro anorganické a organické kyseliny.

lze rozdělit na dva typy reakcí:

1) generál Pro kyseliny reakce jsou spojeny s tvorbou hydroniového iontu H 3 O + ve vodných roztocích;

2) konkrétní(tedy charakteristické) reakce specifické kyseliny.

Vodíkový iont může vstoupit dovnitř redoxní reakce, redukce na vodík, stejně jako ve složené reakci se záporně nabitými nebo neutrálními částicemi s osamělými páry elektronů, tj acidobazické reakce.

Mezi obecné vlastnosti kyselin patří reakce kyselin s kovy v napěťové řadě až po vodík, například:

Zn + 2Н + = Zn 2+ + Н 2

Acidobazické reakce zahrnují reakce s bazickými oxidy a bázemi, stejně jako s meziprodukty, bazickými a někdy kyselými solemi.

2 CO3 + 4HBr = 2CuBr2 + CO2 + 3H20

Mg(HC03)2 + 2HCl = MgCl2 + 2C02 + 2H20

2KHS03 + H2SO4 = K2S04 + 2SO2 + 2H20

Všimněte si, že vícesytné kyseliny disociují postupně a v každém následujícím kroku je disociace obtížnější, proto se při přebytku kyseliny nejčastěji tvoří kyselé soli, spíše než průměrné.

Ca3(PO4)2 + 4H3PO4 = 3Ca (H2PO4)2

Na2S + H3P04 = Na2HP04 + H2S

NaOH + H3P04 = NaH2P04 + H20

KOH + H2S = KHS + H20

Na první pohled se může vznik kyselých solí zdát překvapivý jednosložkový kyselina fluorovodíková. Tuto skutečnost však lze vysvětlit. Na rozdíl od všech ostatních halogenovodíkových kyselin je kyselina fluorovodíková v roztocích částečně polymerizovaná (vzhledem k tvorbě vodíkových vazeb) a mohou se v ní vyskytovat různé částice (HF) X, konkrétně H 2 F 2, H 3 F 3 atd.

Zvláštní případ acidobazické rovnováhy - reakce kyselin a zásad s indikátory, které mění svou barvu v závislosti na kyselosti roztoku. Indikátory se používají v kvalitativní analýza pro detekci kyselin a zásad v řešeních.

Nejčastěji používané indikátory jsou lakmus(PROTI neutrální prostředí fialová, PROTI kyselý - červený, PROTI zásadité - modrá), methylová oranž(PROTI kyselý prostředí červený, PROTI neutrální - pomerančový, PROTI zásadité - žlutá), fenolftalein(PROTI vysoce alkalické prostředí malinová červená, PROTI neutrální a kyselé - bezbarvý).

Specifické vlastnosti různé kyseliny mohou být dvojího typu: za prvé, reakce vedoucí k tvorbě nerozpustné soli, a za druhé, redoxní transformace. Pokud jsou reakce spojené s přítomností iontu H + společné pro všechny kyseliny (kvalitativní reakce pro detekci kyselin), používají se jako kvalitativní reakce pro jednotlivé kyseliny specifické reakce:

Ag + + Cl - = AgCl (bílá sraženina)

Ba 2+ + SO 4 2- = BaSO 4 (bílá sraženina)

3Ag + + PO 4 3 - = Ag 3 PO 4 (žlutá sraženina)

Některé specifické reakce kyselin jsou způsobeny jejich redoxními vlastnostmi.

Anoxické kyseliny ve vodném roztoku lze pouze oxidovat.

2KMnO 4 + 16HCl = 5 Сl 2 + 2 КСl + 2 МnСl 2 + 8 Н 2 O

H2S + Br2 = S + 2НВг

Kyslík obsahující kyseliny lze oxidovat pouze tehdy, je-li centrální atom v nich v nižším nebo středním oxidačním stavu, jako například v kyselině siřičité:

H2SO3 + Cl2 + H20 = H2SO4 + 2HCl

Mnoho kyselin obsahujících kyslík, ve kterých má centrální atom maximální oxidační stav (S +6, N +5, Cr +6), vykazuje vlastnosti silných oxidačních činidel. Koncentrovaná H 2 SO 4 je silné oxidační činidlo.

Cu + 2H2S04 (konc) = CuS04 + SO2 + 2H20

Pb + 4HN03 = Pb(N03)2 + 2NO2 + 2H20

C + 2H2S04 (konc) = CO2 + 2SO2 + 2H20

Je třeba mít na paměti, že:

• Kyselé roztoky reagují s kovy, které jsou v elektrochemické napěťové řadě nalevo od vodíku, za řady podmínek, z nichž nejdůležitější je tvorba rozpustné soli v důsledku reakce. Interakce HNO 3 a H 2 SO 4 (konc.) s kovy probíhá odlišně.

Koncentrovaná kyselina sírová za studena pasivuje hliník, železo a chrom.

• Ve vodě se kyseliny disociují na vodíkové kationty a anionty zbytků kyselin, například:

• Anorganické a organické kyseliny reagují s bazickými a amfoterními oxidy za předpokladu, že se vytvoří rozpustná sůl:

• Obě kyseliny reagují se zásadami. Vícesytné kyseliny mohou tvořit intermediární i kyselé soli (jedná se o neutralizační reakce):

• K reakci mezi kyselinami a solemi dochází pouze tehdy, když se vytvoří sraženina nebo plyn:

Interakce H 3 PO 4 s vápencem se zastaví v důsledku tvorby poslední nerozpustné sraženiny Ca 3 (PO 4) 2 na povrchu.

Zvláštnosti vlastností dusičné HNO 3 a koncentrovaných sírových H 2 SO 4 (konc.) kyselin jsou dány tím, že při jejich interakci s jednoduchými látkami (kovy a nekovy) nebudou oxidačními činidly kationty H + , ale dusičnanové a síranové ionty. Je logické očekávat, že v důsledku takových reakcí nevznikne vodík H2, ale získají se další látky: nutně sůl a voda, stejně jako jeden z produktů redukce dusičnanových nebo síranových iontů, v závislosti na koncentraci kyselin, poloha kovu v napěťové řadě a reakční podmínky (teplota, stupeň mletí kovu atd.).

Tyto rysy chemického chování HNO 3 a H 2 SO 4 (konc.) jasně ilustrují tezi teorie chemická struktura o vzájemném ovlivňování atomů v molekulách látek.

Pojmy volatilita a stabilita (stabilita) jsou často zaměňovány. Těkavé kyseliny jsou kyseliny, jejichž molekuly snadno přecházejí do plynného stavu, to znamená, že se vypařují. Například kyselina chlorovodíková je těkavá, ale stabilní kyselina. Není možné posoudit těkavost nestabilních kyselin. Například netěkavá nerozpustná kyselina křemičitá se rozkládá na vodu a Si02. Vodné roztoky kyseliny chlorovodíkové, dusičné, sírové, fosforečné a řady dalších kyselin jsou bezbarvé. Vodný roztok kyselina chromová H 2 CrO 4 je žluté barvy, kyselina manganová HMnO 4 karmínová.

Referenční materiál pro složení testu:

Periodická tabulka

Tabulka rozpustnosti

Amfoterní kovy jsou jednoduché látky, které jsou strukturně, chemicky a podobné kovové skupině prvků. Kovy samotné nemohou vykazovat amfoterní vlastnosti, na rozdíl od jejich sloučenin. Například oxidy a hydroxidy některých kovů mají dvojí chemickou povahu – za určitých podmínek se chovají jako kyseliny a za jiných mají vlastnosti zásad.

Hlavními amfoterními kovy jsou hliník, zinek, chrom a železo. Do této skupiny prvků patří berylium a stroncium.

amfoterní?

Tato vlastnost byla poprvé objevena před poměrně dlouhou dobou. A termín „amfoterní prvky“ zavedli do vědy v roce 1814 slavní chemici L. Tenard a J. Gay-Lussac. V té době bylo zvykem rozdělovat chemické sloučeniny do skupin, které odpovídaly jejich základním vlastnostem při reakcích.

Skupina oxidů a zásad však měla dvojí schopnosti. Za určitých podmínek se takové látky chovaly jako alkálie, zatímco v jiných naopak jako kyseliny. Tak vznikl termín „amfoterní“. V takovém případě chování během acidobazické reakce závisí na podmínkách, za kterých se provádí, na povaze použitých činidel a také na vlastnostech rozpouštědla.

Je zajímavé, že v přírodních podmínkách mohou amfoterní kovy interagovat s alkálií i kyselinou. Například, když hliník reaguje s hliníkem, vzniká síran hlinitý. A když stejný kov reaguje s koncentrovanou alkálií, vzniká komplexní sůl.

Amfoterní báze a jejich základní vlastnosti

Za normálních podmínek jsou to pevné látky. Jsou prakticky nerozpustné ve vodě a jsou považovány za spíše slabé elektrolyty.

Hlavní metodou přípravy takových bází je reakce soli kovu s malým množstvím alkálie. Srážecí reakce se musí provádět pomalu a opatrně. Například při přípravě hydroxidu zinečnatého se hydroxid sodný opatrně přidává po kapkách do zkumavky obsahující chlorid zinečnatý. Pokaždé, když potřebujete nádobou mírně zatřepat, abyste viděli bílý kovový nános na dně nádoby.

Amfoterní látky reagují také s kyselinami jako zásady. Například, když hydroxid zinečnatý reaguje s kyselinou chlorovodíkovou, vzniká chlorid zinečnatý.

Ale během reakcí s bázemi se amfoterní báze chovají jako kyseliny.

Navíc se při silném zahřátí rozkládají za vzniku odpovídajícího amfoterního oxidu a vody.

Nejběžnější amfoterní kovy jsou: stručný popis

Zinek patří do skupiny amfoterních prvků. A přestože slitiny této látky byly široce používány ve starověkých civilizacích, v čisté formě byla izolována až v roce 1746.

Čistý kov je dosti křehká hmota namodralé barvy. Na vzduchu zinek rychle oxiduje - jeho povrch zmatní a pokryje se tenkým filmem oxidu.

V přírodě se zinek vyskytuje především ve formě minerálů - zincitů, smithsonitů, kalamitů. Nejznámější látkou je zinková směs, která se skládá ze sulfidu zinečnatého. Největší ložiska tohoto nerostu se nacházejí v Bolívii a Austrálii.

Hliník Dnes je považován za nejběžnější kov na planetě. Jeho slitiny se používaly po mnoho staletí a v roce 1825 byla látka izolována v čisté formě.

Čistý hliník je lehký kov stříbrné barvy. Snadno se poddá obrábění a odlévání. Tento prvek má vysokou elektrickou a tepelnou vodivost. Navíc je tento kov odolný vůči korozi. Faktem je, že jeho povrch je pokryt tenkým, ale velmi odolným oxidovým filmem.

Dnes je hliník široce používán v průmyslu.

Amfoterní sloučeniny

Chemie je vždy jednota protikladů.

Podívejte se na periodickou tabulku.

Některé prvky (téměř všechny kovy vykazující oxidační stavy +1 a +2) se tvoří základní oxidy a hydroxidy. Například draslík tvoří oxid K20 a hydroxid KOH. Vykazují základní vlastnosti, jako je interakce s kyselinami.

K2O + HCl → KCl + H2O

Některé prvky (většina nekovů a kovů s oxidačním stavem +5, +6, +7) se tvoří kyselý oxidy a hydroxidy. Kyselé hydroxidy jsou kyseliny obsahující kyslík, nazývají se hydroxidy, protože mají ve své struktuře hydroxylovou skupinu, např. síra tvoří oxid kyseliny SO 3 a kyselý hydroxid H 2 SO 4 (kyselina sírová):

Takové sloučeniny vykazují kyselé vlastnosti, například reagují s bázemi:

H2SO4 + 2KOH -> K2SO4 + 2H2O

A existují prvky, které tvoří oxidy a hydroxidy, které vykazují jak kyselé, tak zásadité vlastnosti. Tento jev se nazývá amfoterní . Právě tyto oxidy a hydroxidy zaměří naši pozornost v tomto článku. Všechny amfoterní oxidy a hydroxidy jsou pevné látky nerozpustné ve vodě.

Za prvé, jak můžeme určit, zda je oxid nebo hydroxid amfoterní? Existuje pravidlo, trochu libovolné, ale stále ho můžete použít:

Amfoterní hydroxidy a oxidy jsou tvořeny kovy v oxidačních stavech +3 a +4, Například (Al 2 Ó 3 , Al(Ó) 3 , Fe 2 Ó 3 , Fe(Ó) 3)

A čtyři výjimky:kovyZn , Být , Pb , Sn tvoří následující oxidy a hydroxidy:ZnO , Zn ( Ó ) 2 , BeO , Být ( Ó ) 2 , PbO , Pb ( Ó ) 2 , SnO , Sn ( Ó ) 2 , ve kterém vykazují oxidační stav +2, ale přesto tyto sloučeniny vykazují amfoterní vlastnosti .

Nejběžnější amfoterní oxidy (a jim odpovídající hydroxidy): ZnO, Zn(OH) 2, BeO, Be(OH) 2, PbO, Pb(OH) 2, SnO, Sn(OH) 2, Al 2 O 3, Al (OH)3, Fe203, Fe(OH)3, Cr203, Cr(OH)3.

Vlastnosti amfoterních sloučenin není těžké si zapamatovat: interagují s nimi kyseliny a zásady.

• Při interakci s kyselinami je vše jednoduché v těchto reakcích se amfoterní sloučeniny chovají jako základní:

AI2O3 + 6HCl -> 2AlCl3 + 3H20

ZnO + H2SO4 → ZnSO4 + H20

BeO + HN03 → Be(N03)2 + H20

Hydroxidy reagují stejným způsobem:

Fe(OH)3 + 3HCl -> FeCl3 + 3H20

Pb(OH)2 + 2HCl -> PbCl2 + 2H20

• Interakce s alkáliemi je trochu složitější. V těchto reakcích se amfoterní sloučeniny chovají jako kyseliny a reakční produkty mohou být různé v závislosti na podmínkách.

Buď reakce probíhá v roztoku, nebo se reagující látky vezmou jako pevné látky a roztaví se.

Interakce bazických sloučenin s amfoterními během fúze.

Podívejme se na příklad hydroxidu zinečnatého. Jak již bylo zmíněno dříve, amfoterní sloučeniny interagují s bazickými sloučeninami a chovají se jako kyseliny. Zapišme tedy hydroxid zinečnatý Zn (OH) 2 jako kyselinu. Kyselina má vpředu vodík, vyjmeme ho: H 2 ZnO 2 . A reakce alkálie s hydroxidem bude probíhat, jako by to byla kyselina. „Zbytek kyseliny“ ZnO 2 2-divalentní:

2K Ó(TV) + H 2 ZnO 2 (pevná látka) (t, fúze)→ K 2 ZnO 2 + 2 H 2 Ó

Výsledná látka K 2 ZnO 2 se nazývá metazinkat draselný (nebo jednoduše zinek draselný). Tato látka je solí draslíku a hypotetické „kyseliny zinečnaté“ H 2 ZnO 2 (není zcela správné nazývat takové sloučeniny solemi, ale pro vlastní pohodlí na to zapomeneme). Stačí napsat hydroxid zinečnatý takto: H 2 ZnO 2 - není dobrý. Zn (OH) 2 píšeme jako obvykle, ale myslíme tím (pro naše pohodlí), že jde o „kyselinu“:

2KOH (pevná látka) + Zn (OH) 2 (pevná látka) (t, fúze) → K 2 ZnO 2 + 2H 2 O

U hydroxidů, které mají 2 OH skupiny, bude vše stejné jako u zinku:

Be(OH) 2 (sol.) + 2NaOH (sol.) (t, fúze) → 2H 2 O + Na 2 BeO 2 (metaberylát sodný nebo beryllát)

Pb(OH) 2(rozp.) + 2NaOH (rozp.) (t, fúze)→ 2H20 + Na2PbO2 (metaplumbát sodný nebo olovnatý)

U amfoterních hydroxidů se třemi OH skupinami (Al (OH) 3, Cr (OH) 3, Fe (OH) 3) je to trochu jinak.

Podívejme se na příklad hydroxidu hlinitého: Al (OH) 3, zapišme ho ve formě kyseliny: H 3 AlO 3, ale v této podobě ho nenecháme, ale vodu odtamtud vyjmeme:

H 3 AlO 3 – H 2 O → HAlO 2 + H 2 O.

Právě s touto „kyselinou“ (HAlO 2) pracujeme:

HAlO 2 + KOH → H 2 O + KAlO 2 (metalaluminát draselný nebo jednoduše hlinitan)

Ale hydroxid hlinitý nelze zapsat jako HAlO 2, píšeme to jako obvykle, ale máme na mysli „kyselinu“:

Al(OH) 3 (rozp.) + KOH (rozp.) (t, fúze)→ 2H 2 O + KAlO 2 (metalaluminát draselný)

Totéž platí pro hydroxid chromitý:

Cr(OH)3 → H3CrO3 → HCr02

Cr(OH) 3(tv.) + KOH (tv.) (t, fúze)→ 2H 2 O + KCrO 2 (metachroman draselný,

ALE NE CHROMÁNY, chromany jsou soli kyseliny chromové).

Je to stejné s hydroxidy obsahujícími čtyři OH skupiny: posouváme vodík dopředu a odstraňujeme vodu:

Sn(OH)4 → H4Sn04 → H2Sn03

Pb(OH)4 -> H4PbO4 -> H2PbO3

Je třeba si uvědomit, že olovo a cín tvoří dva amfoterní hydroxidy: s oxidačním stavem +2 (Sn (OH) 2, Pb (OH) 2) a +4 (Sn (OH) 4, Pb (OH) 4 ).

A tyto hydroxidy budou tvořit různé „soli“:

Oxidační stav
Hydroxidový vzorec	Sn(OH)2	Pb(OH)2	Sn(OH)4	Pb(OH)4
Vzorec hydroxidu jako kyseliny	H2SnO2	H2PbO2	H2SnO3	H2PbO3
Sůl (draslík)	K2SNO2	K2PbO2	K2SNO3	K2PbO3
Název soli			metastannAT	metablumbAT

Stejné principy jako v názvech běžných „solí“, prvek v nejvyšším oxidačním stavu je přípona AT, v meziproduktu - IT.

Takové „soli“ (metachromany, metahlinitany, metaberyláty, metazinkaty atd.) se získávají nejen jako výsledek interakce alkálií a amfoterních hydroxidů. Tyto sloučeniny vznikají vždy při kontaktu silně bazického „světa“ a amfoterního (při fúzi). To znamená, že stejně jako amfoterní hydroxidy budou amfoterní oxidy a soli kovů, které tvoří amfoterní oxidy (soli slabých kyselin), reagovat s alkáliemi. A místo zásady můžete vzít silný zásaditý oxid a sůl kovu, který tvoří zásadu (sůl slabé kyseliny).

interakce:

Pamatujte, že k níže uvedeným reakcím dochází během fúze.

Amfoterní oxid se silným zásaditým oxidem:

ZnO (pevná látka) + K 2 O (pevná látka) (t, fúze) → K 2 ZnO 2 (metazinekát draselný nebo jednoduše zinek draselný)

Amfoterní oxid s alkálií:

ZnO (pevná látka) + 2KOH (pevná látka) (t, fúze) → K 2 ZnO 2 + H 2 O

Amfoterní oxid se solí slabé kyseliny a kovem, který tvoří zásadu:

ZnO (sol.) + K 2 CO 3 (sol.) (t, fúze) → K 2 ZnO 2 + CO 2

Amfoterní hydroxid se silně zásaditým oxidem:

Zn(OH) 2 (pevná látka) + K 2 O (pevná látka) (t, fúze) → K 2 ZnO 2 + H 2 O

Amfoterní hydroxid s alkálií:

Zn (OH) 2 (pevná látka) + 2KOH (pevná látka) (t, fúze) → K 2 ZnO 2 + 2H 2 O

Amfoterní hydroxid se solí slabé kyseliny a kovem, který tvoří zásadu:

Zn (OH) 2 (pevná látka) + K 2 CO 3 (pevná látka) (t, fúze) → K 2 ZnO 2 + CO 2 + H 2 O

Soli slabé kyseliny a kovu tvořící amfoterní sloučeninu se silným zásaditým oxidem:

ZnCO 3 (pevná látka) + K 2 O (pevná látka) (t, fúze) → K 2 ZnO 2 + CO 2

Soli slabé kyseliny a kovu, který tvoří amfoterní sloučeninu s alkálií:

ZnCO 3 (pevná látka) + 2KOH (pevná látka) (t, fúze) → K 2 ZnO 2 + CO 2 + H 2 O

Soli slabé kyseliny a kovu tvořící amfoterní sloučeninu se solí slabé kyseliny a kovu tvořícího zásadu:

ZnCO 3 (tv.) + K 2 CO 3 (tv.) (t, fúze)→ K 2 ZnO 2 + 2CO 2

Níže jsou uvedeny informace o solích amfoterních hydroxidů, ty nejběžnější v Jednotné státní zkoušce jsou označeny červeně.

	Hydroxid	Hydroxid jako kyselina	Zbytek kyseliny		Název soli
BeO	být (OH) 2	H 2 BeO 2	BeO 2 2-	K 2 BeO 2	Metaberyllát (beryllát)
ZnO	Zn(OH) 2	H 2 ZnO 2	ZnO 2 2-	K 2 ZnO 2	metazinkat (zinkat)
Al 2 Ó 3	Al(OH) 3	Svatozář 2	AlO 2 —	KAlO 2	Metaaluminát (hlinitan)
Fe203	Fe(OH) 3	HfeO2	FeO2 -	KFeO2	Metaferát (ALE NE FERRATOVANÝ)
	Sn(OH)2	H2SnO2	SnO 2 2-	K2SNO2
	Pb(OH)2	H2PbO2	PbO 2 2-	K2PbO2
SnO2	Sn(OH)4	H2SnO3	SnO 3 2-	K2SNO3	MetastannAT (stanát)
PbO2	Pb(OH)4	H2PbO3	PbO 3 2-	K2PbO3	MetablumAT (plumbat)
Cr2O3	Cr(OH)3	HCrO2	CrO2 -	KCrO2	Metachromat (ALE NE CHROMÁT)

Interakce amfoterních sloučenin s roztoky ALKALI (zde pouze alkálie).

V jednotné státní zkoušce se tomu říká „rozpouštění hydroxidu hlinitého (zinek, berylium atd.) s alkálií“. To je způsobeno schopností kovů ve složení amfoterních hydroxidů v přítomnosti nadbytku hydroxidových iontů (v alkalickém prostředí) tyto ionty na sebe vázat. Vznikne částice s kovem (hliník, berylium atd.) uprostřed, který je obklopen hydroxidovými ionty. Tato částice se vlivem hydroxidových iontů nabije záporně (aniont) a tento ion se bude nazývat hydroxoaluminát, hydroxyzinkát, hydroxoberylát atd. Navíc může proces probíhat různými způsoby.

Budeme uvažovat dva případy: když je kov obklopen čtyři hydroxidové ionty a když je obklíčen šest hydroxidových iontů.

Zapišme si zkrácenou iontovou rovnici pro tyto procesy:

Al(OH) 3 + OH — → Al(OH) 4 —

Výsledný iont se nazývá tetrahydroxoaluminátový iont. Předpona „tetra-“ je přidána, protože existují čtyři hydroxidové ionty. Tetrahydroxyaluminátový iont má náboj -, protože hliník nese náboj 3+ a čtyři hydroxidové ionty mají náboj 4-, je celkový náboj -.

Al(OH) 3 + 3OH - → Al(OH) 6 3-

Iont vzniklý při této reakci se nazývá hexahydroxoaluminátový iont. Předpona „hexo-“ je přidána, protože existuje šest hydroxidových iontů.

Je nutné přidat předponu udávající počet hydroxidových iontů. Protože pokud jednoduše napíšete „hydroxyaluminát“, není jasné, který ion máte na mysli: Al (OH) 4 - nebo Al (OH) 6 3-.

Když alkálie reaguje s amfoterním hydroxidem, v roztoku se tvoří sůl. Kationtem, který je alkalickým kationtem, a aniontem je komplexní iont, o jehož vzniku jsme hovořili dříve. Anion je hranaté závorky.

Al(OH)3 + KOH → K (tetrahydroxoaluminát draselný)

Al (OH) 3 + 3KOH → K 3 (hexahydroxoaluminát draselný)

Jakou sůl (hexa- nebo tetra-) napíšete jako produkt je jedno. I v odpovědích Jednotné státní zkoušky je napsáno: „... K 3 (tvorba K je přípustná.“ Hlavní věcí je nezapomenout zajistit, aby byly všechny indexy zadány správně. Sledujte poplatky a mějte je na paměti, že jejich součet se musí rovnat nule.

Kromě amfoterních hydroxidů reagují amfoterní oxidy s alkáliemi. Produkt bude stejný. Pouze pokud reakci napíšete takto:

Al 2 O 3 + NaOH → Na

Al203 + NaOH → Na3

Tyto reakce se vám ale nevyrovnají. Musíte přidat vodu na levou stranu, protože k interakci dochází v roztoku, je tam dostatek vody a vše se vyrovná:

Al203 + 2NaOH + 3H20 -> 2Na

Al203 + 6NaOH + 3H20 → 2Na3

Kromě amfoterních oxidů a hydroxidů interagují s alkalickými roztoky i některé zvláště aktivní kovy, které tvoří amfoterní sloučeniny. Konkrétně toto: hliník, zinek a berylium. K vyrovnání je potřeba voda i vlevo. A kromě toho je hlavním rozdílem mezi těmito procesy uvolňování vodíku:

2Al + 2NaOH + 6H20 -> 2Na + 3H 2

2Al + 6NaOH + 6H20 -> 2Na3 + 3H2

Níže uvedená tabulka ukazuje nejběžnější příklady vlastností amfoterních sloučenin v jednotné státní zkoušce:

Amfoterní látka		Název soli
Al2O3 Al(OH) 3		Tetrahydroxyaluminát sodný	Al(OH) 3 + NaOH → Na Al 2 Ó 3 + 2NaOH + 3H 2 O → 2Na 2Al + 2NaOH + 6H 2 O -> 2Na + 3H 2
	Na 3	Hexahydroxyaluminát sodný	Al(OH) 3 + 3NaOH → Na 3 Al 2 Ó 3 + 6NaOH + 3H 2 O → 2Na 3 2Al + 6NaOH + 6H 2 O → 2Na 3 + 3H 2
Zn(OH)2	K2	Tetrahydroxozinkat sodný	Zn(OH) 2 + 2NaOH → Na 2 ZnO + 2NaOH + H 2 O → Na 2 Zn + 2NaOH + 2H 2 O → Na 2 +H 2
	K 4	Hexahydroxozinkát sodný	Zn(OH) 2 + 4NaOH -> Na 4 ZnO + 4NaOH + H 2 O → Na 4 Zn + 4NaOH + 2H 2 O → Na 4 +H 2
Be(OH)2	Li 2	Lithium tetrahydroxoberyllát	být (OH) 2 + 2LiOH → Li 2 BeO + 2 LiOH + H 2 O → Li 2 Be + 2LiOH + 2H 2 O → Li 2 +H 2
	Li 4	Hexahydroxoberyllát lithný	být (OH) 2 + 4LiOH → Li 4 BeO + 4LiOH + H 2 O → Li 4 Be + 4LiOH + 2H 2 O → Li 4 +H 2
Cr2O3 Cr(OH)3		Tetrahydroxochromát sodný	Cr(OH) 3 + NaOH → Na Cr 2 Ó 3 + 2NaOH + 3H 2 O → 2Na
	Na 3	Hexahydroxochromát sodný	Cr(OH) 3 + 3NaOH → Na 3 Cr 2 Ó 3 + 6NaOH + 3H 2 O → 2Na 3
Fe203 Fe(OH) 3		Tetrahydroxoferát sodný	Fe(OH) 3 + NaOH → Na Fe 2 Ó 3 + 2NaOH + 3H 2 O → 2Na
	Na 3	Hexahydroxoželezitan sodný	Fe(OH) 3 + 3NaOH → Na 3 Fe 2 Ó 3 + 6NaOH + 3H 2 O → 2Na 3

Soli získané v těchto interakcích reagují s kyselinami a tvoří dvě další soli (soli dané kyseliny a dvou kovů):

2Na 3 + 6H 2 TAK 4 → 3Na 2 TAK 4 + Al 2 (TAK 4 ) 3 +12H 2 Ó

To je vše! Nic složitého. Hlavní věcí je nezaměňovat, pamatovat si, co se tvoří při fúzi a co je v roztoku. Velmi často se setkávají zadání k této problematice B díly.