Einfache Substanzen, die in ihrer Struktur und einer Reihe von chemischen und physikalischen Parametern metallischen Elementen ähneln, werden als amphoter, d.h. Dies sind die Elemente, die chemische Dualität aufweisen. Dabei ist zu beachten, dass es sich dabei nicht um die Metalle selbst handelt, sondern um deren Salze oder Oxide. Beispielsweise können Oxide einiger Metalle zwei Eigenschaften haben, unter bestimmten Bedingungen können sie die Eigenschaften aufweisen, die Säuren innewohnen, unter anderen verhalten sie sich wie Alkalien.

Zu den wichtigsten amphoteren Metallen gehören Aluminium, Zink, Chrom und einige andere.

Der Begriff amphoter wurde geprägt frühes XIX Jahrhundert. Während Chemikalien getrennt auf der Grundlage ihrer ähnlichen Eigenschaften, die sich in chemischen Reaktionen manifestieren.

Was sind amphotere Metalle?

Die Liste der Metalle, die als amphoter eingestuft werden können, ist ziemlich lang. Darüber hinaus können einige von ihnen als amphoter und einige - bedingt bezeichnet werden.

Lassen Sie uns die Seriennummern der Substanzen auflisten, unter denen sie sich im Periodensystem befinden. Die Liste umfasst die Gruppen 22 bis 32, 40 bis 51 und viele mehr. Beispielsweise können Chrom, Eisen und eine Reihe anderer zu Recht als basisch bezeichnet werden, und letzterem können auch Strontium und Beryllium zugeordnet werden.

Aluminium gilt übrigens als hellster Vertreter der Amphorenmetalle.

Es sind seine Legierungen, die seit langem in fast allen Branchen eingesetzt werden. Es wird verwendet, um Elemente von Flugzeugrümpfen, Autokarosserien und Küchenutensilien herzustellen. In der Elektroindustrie und bei der Herstellung von Ausrüstungen für Heizungsnetze ist es nicht mehr wegzudenken. Im Gegensatz zu vielen anderen Metallen ist Aluminium ständig reaktiv. Der Oxidfilm, der die Oberfläche des Metalls bedeckt, widersteht oxidativen Prozessen. Unter normalen Bedingungen und bei bestimmten chemischen Reaktionen kann Aluminium als reduzierendes Element wirken.

Dieses Metall kann mit Sauerstoff interagieren, wenn es in viele kleine Partikel zerkleinert wird. Um diese Art von Operation durchzuführen, ist es notwendig, zu verwenden hohe Temperatur. Die Reaktion wird von der Freisetzung einer großen Menge thermischer Energie begleitet. Wenn die Temperatur auf 200 ºC ansteigt, reagiert Aluminium mit Schwefel. Die Sache ist die, dass Aluminium unter normalen Bedingungen nicht immer mit Wasserstoff reagieren kann. Beim Mischen mit anderen Metallen können unterschiedliche Legierungen entstehen.

Ein weiteres ausgeprägt amphoteres Metall ist Eisen. Dieses Element hat die Nummer 26 und liegt zwischen Kobalt und Mangan. Eisen ist das häufigste Element, das in der Erdkruste vorkommt. Eisen kann als einfaches Element eingestuft werden, das eine silbrig weiße Farbe hat und natürlich formbar ist, wenn es hohen Temperaturen ausgesetzt wird. Kann bei hohen Temperaturen schnell zu korrodieren beginnen. Eisen brennt vollständig aus, wenn es in reinen Sauerstoff gebracht wird, und kann sich im Freien entzünden.

Ein solches Metall hat die Fähigkeit, bei hohen Temperaturen schnell in das Korrosionsstadium überzugehen. Eisen, das in reinen Sauerstoff gegeben wird, brennt vollständig aus. In der Luft oxidiert eine metallische Substanz aufgrund übermäßiger Feuchtigkeit schnell, dh sie rostet. Beim Verbrennen in einer Sauerstoffmasse bildet sich eine Art Zunder, der als Eisenoxid bezeichnet wird.

Eigenschaften amphoterer Metalle

Sie werden durch das Konzept der Amphoterität definiert. Im typischen Zustand, also bei normaler Temperatur und Luftfeuchtigkeit, sind die meisten Metalle Festkörper. Keines der Metalle kann in Wasser gelöst werden. Alkalische Basen entstehen erst nach bestimmten chemischen Reaktionen. Im Verlauf der Reaktion treten Metallsalze in Wechselwirkung. Es ist zu beachten, dass Sicherheitsvorschriften bei der Durchführung dieser Reaktion besondere Sorgfalt erfordern.

Die Verbindung amphoterer Substanzen mit Oxiden oder Säuren selbst zeigt erst die den Basen innewohnende Reaktion. Gleichzeitig treten in Kombination mit Basen saure Eigenschaften auf.

Das Erhitzen amphoterer Hydroxide bewirkt, dass sie sich in Wasser und Oxid zersetzen. Mit anderen Worten, die Eigenschaften amphoterer Substanzen sind sehr breit gefächert und erfordern eine sorgfältige Untersuchung, die während einer chemischen Reaktion durchgeführt werden kann.

Die Eigenschaften amphoterer Elemente können verstanden werden, indem man sie mit den Parametern traditioneller Materialien vergleicht. Beispielsweise haben die meisten Metalle ein niedriges Ionisationspotential und können daher in chemischen Prozessen als Reduktionsmittel wirken.

Amphoter – kann sowohl reduzierende als auch oxidierende Eigenschaften aufweisen. Es gibt jedoch Verbindungen, die durch einen negativen Oxidationsgrad gekennzeichnet sind.

Absolut alle bekannten Metalle haben die Fähigkeit, Hydroxide und Oxide zu bilden.

Alle Metalle haben die Fähigkeit, basische Hydroxide und Oxide zu bilden. Übrigens können Metalle nur mit bestimmten Säuren eine Oxidationsreaktion eingehen. Beispielsweise kann die Umsetzung mit Salpetersäure auf unterschiedliche Weise ablaufen.

Amphotere Substanzen, die mit einfachen verwandt sind, unterscheiden sich deutlich in Struktur und Eigenschaften. Die Zugehörigkeit zu einer bestimmten Klasse lässt sich bei manchen Stoffen auf einen Blick feststellen, sodass sofort klar ist, dass Kupfer ein Metall ist, Brom jedoch nicht.

Wie man Metall von Nichtmetall unterscheidet

Der Hauptunterschied besteht darin, dass Metalle Elektronen abgeben, die sich in einer externen Elektronenwolke befinden. Nichtmetalle ziehen sie aktiv an.

Alle Metalle sind gute Wärme- und Stromleiter, Nichtmetalle sind einer solchen Möglichkeit beraubt.

Basen von amphoteren Metallen

Unter normalen Bedingungen lösen sich diese Substanzen nicht in Wasser und können sicher schwachen Elektrolyten zugeordnet werden. Solche Substanzen werden nach der Reaktion von Metallsalzen und Alkali erhalten. Diese Reaktionen sind ziemlich gefährlich für die, die sie herstellen, und deshalb muss beispielsweise zur Gewinnung von Zinkhydroxid Natronlauge langsam und vorsichtig Tropfen für Tropfen in einen Behälter mit Zinkchlorid eingeführt werden.

Gleichzeitig amphoter - interagieren mit Säuren als Basen. Das heißt, wenn eine Reaktion zwischen Salzsäure und Zinkhydroxid durchgeführt wird, erscheint Zinkchlorid. Und wenn sie mit Basen interagieren, verhalten sie sich wie Säuren.

Wir werden diese Lektion dem Studium amphoterer Oxide und Hydroxide widmen. Darauf werden wir über Substanzen sprechen, die amphotere (duale) Eigenschaften haben, und die Merkmale der chemischen Reaktionen, die mit ihnen ablaufen. Aber lassen Sie uns zuerst wiederholen, womit saure und basische Oxide reagieren. Nachdem wir Beispiele für amphotere Oxide und Hydroxide betrachtet haben.

Thema: Einführung

Lektion: Amphotere Oxide und Hydroxide

Reis. 1. Substanzen mit amphoteren Eigenschaften

Basische Oxide reagieren mit sauren Oxiden und saure Oxide mit Basen. Aber es gibt Substanzen, deren Oxide und Hydroxide je nach Bedingungen sowohl mit Säuren als auch mit Basen reagieren. Solche Eigenschaften werden aufgerufen amphoter.

Substanzen mit amphoteren Eigenschaften sind in Abb. 1 dargestellt. Dies sind Verbindungen, die aus Beryllium, Zink, Chrom, Arsen, Aluminium, Germanium, Blei, Mangan, Eisen und Zinn bestehen.

Beispiele ihrer amphoteren Oxide sind in Tabelle 1 gezeigt.

Betrachten Sie die amphoteren Eigenschaften von Zink- und Aluminiumoxiden. Am Beispiel ihrer Wechselwirkung mit basischen und sauren Oxiden, mit Säure und Lauge.

ZnO + Na 2 O → Na 2 ZnO 2 (Natriumzinkat). Zinkoxid verhält sich wie eine Säure.

ZnO + 2NaOH → Na 2 ZnO 2 + H 2 O

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

ZnO + 2HCl → ZnCl 2 + H 2 O

Aluminiumoxid verhält sich ähnlich wie Zinkoxid:

Wechselwirkung mit basischen Oxiden und Basen:

Al 2 O 3 + Na 2 O → 2NaAlO 2 (Natriummetaaluminat). Aluminiumoxid verhält sich wie eine Säure.

Al 2 O 3 + 2NaOH → 2NaAlO 2 + H 2 O

Wechselwirkung mit Säureoxiden und Säuren. Zeigt die Eigenschaften des Basisoxids.

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

Al 2 O 3 + 6HCl → 2AlCl 3 + 3H 2 O

Die betrachteten Reaktionen treten beim Erhitzen, beim Schmelzen auf. Wenn wir Lösungen von Substanzen nehmen, werden die Reaktionen etwas anders verlaufen.

ZnO + 2NaOH + H 2 O → Na 2 (Natriumtetrahydroxozinkat) Al 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O → 2Na (Natriumtetrahydroxoaluminat)

Als Ergebnis dieser Reaktionen werden Salze erhalten, die komplex sind.

Reis. 2. Mineralien auf Basis von Aluminiumoxid

Aluminium Oxid.

Aluminiumoxid ist eine extrem häufige Substanz auf der Erde. Es bildet die Grundlage für Ton, Bauxit, Korund und andere Mineralien. Abb.2.

Als Ergebnis der Wechselwirkung dieser Substanzen mit Schwefelsäure wird Zinksulfat oder Aluminiumsulfat erhalten.

ZnO + H 2 SO 4 → ZnSO 4 + H 2 O

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

Die Reaktionen von Zink- und Aluminiumhydroxiden mit Natriumoxid treten während des Schmelzens auf, da diese Hydroxide fest sind und nicht in Lösungen gehen.

Zn (OH) 2 + Na 2 O → Na 2 ZnO 2 + H 2 O-Salz wird als Natriumzinkat bezeichnet.

2Al(OH) 3 + Na 2 O → 2NaAlO 2 + 3H 2 O-Salz wird Natriummetaaluminat genannt.

Reis. 3. Aluminiumhydroxid

Die Reaktionen amphoterer Basen mit Alkalien charakterisieren ihre sauren Eigenschaften. Diese Reaktionen können sowohl beim Aufschmelzen von Feststoffen als auch in Lösungen durchgeführt werden. Aber in diesem Fall werden andere Substanzen erhalten, d.h. die Reaktionsprodukte hängen von den Reaktionsbedingungen ab: in der Schmelze oder in Lösung.

Zn(OH) 2 + 2 NaOH-Feststoff. Na 2 ZnO 2 + 2H 2 O

Al(OH) 3 + NaOH tv. NaAlO 2 + 2H 2 O

Zn (OH) 2 + 2 NaOH-Lösung → Na 2 Al (OH) 3 + NaOH-Lösung → Na-Natriumtetrahydroxoaluminat Al (OH) 3 + 3 NaOH-Lösung → Na 3 Natriumhexahydroxoaluminat.

Es stellt sich heraus, dass Natriumtetrahydroxoaluminat oder Natriumhexahydroxoaluminat davon abhängen, wie viel Alkali wir genommen haben. Bei der letzten Alkalireaktion wird viel abgenommen und es entsteht Natriumhexahydroxoaluminat.

Elemente, die amphotere Verbindungen bilden, können selbst amphotere Eigenschaften aufweisen.

Zn + 2NaOH + 2H 2 O → Na 2 + H 2 (Natriumtetrahydroxozinkat)

2Al + 2NaOH + 6H 2 O → 2Na + 3H 2 ((Natriumtetrahydroxoaluminat)

Zn + H 2 SO 4 (zersetzt) ​​→ ZnSO 4 + H 2

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

Denken Sie daran, dass amphotere Hydroxide unlösliche Basen sind. Und wenn sie erhitzt werden, zersetzen sie sich und bilden Oxid und Wasser.

Zersetzung amphoterer Basen beim Erhitzen.

2Al(OH) 3 Al 2 O 3 + 3H 2 O

Zn(OH) 2 ZnO + H 2 O

Zusammenfassung der Lektion.

Sie haben die Eigenschaften von amphoteren Oxiden und Hydroxiden kennengelernt. Diese Substanzen haben amphotere (duale) Eigenschaften. Die dabei ablaufenden chemischen Reaktionen haben Besonderheiten. Sie haben sich Beispiele für amphotere Oxide und Hydroxide angesehen .

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2. Schreiben Sie die Formel von Natriumhexahydroxoaluminat auf. Wie wird dieser Stoff gewonnen?

3. Eine Lösung von Natriumhydroxid wurde allmählich zu einer Lösung von Aluminiumsulfat bis zu einem Überschuss gegeben. Was haben Sie beobachtet? Reaktionsgleichungen schreiben.

Basen, amphotere Hydroxide

Basen sind komplexe Substanzen, die aus Metallatomen und einer oder mehreren Hydroxogruppen (-OH) bestehen. Die allgemeine Formel ist Me + y (OH) y, wobei y die Anzahl der Hydroxogruppen gleich dem Oxidationszustand des Metalls Me ist. Die Tabelle zeigt die Klassifizierung der Basen.

Eigenschaften von Alkalihydroxiden von Alkali- und Erdalkalimetallen

1. Wässrige Lösungen von Alkalien fühlen sich seifig an, ändern die Farbe der Indikatoren: Lackmus - in blaue Farbe, Phenolphthalein - in Purpur.

2. Wässrige Lösungen dissoziieren:

3. Mit Säuren interagieren und eine Austauschreaktion eingehen:

Polysäurebasen können Zwischensalze und basische Salze ergeben:

4. Wechselwirkung mit Säureoxiden, Bildung von Medium und Säuresalzen, abhängig von der Basizität der Säure, die diesem Oxid entspricht:

5. Interaktion mit amphoteren Oxiden und Hydroxiden:

a) Fusion:

b) in Lösungen:

6. Reagieren Sie mit wasserlöslichen Salzen, wenn sich ein Niederschlag oder Gas bildet:

Unlösliche Basen (Cr (OH) 2, Mn (OH) 2 usw.) interagieren mit Säuren und zersetzen sich beim Erhitzen:

Amphotere Hydroxide

Als amphoter werden Verbindungen bezeichnet, die je nach Bedingungen sowohl Spender von Wasserstoffkationen sein können als auch saure Eigenschaften aufweisen und deren Akzeptoren basische Eigenschaften aufweisen.

Chemische Eigenschaften amphoterer Verbindungen

1. In Wechselwirkung mit starken Säuren offenbaren sie die Haupteigenschaften:

Zn(OH) 2 + 2HCl = ZnCl 2 + 2H 2 O

2. Wechselwirkung mit Alkalien - starke Basen, sie weisen saure Eigenschaften auf:

Zn (OH) 2 + 2 NaOH \u003d Na 2 ( komplexes Salz)

Al (OH) 3 + NaOH \u003d Na ( komplexes Salz)

Verbindungen werden als Komplexe bezeichnet, bei denen mindestens eine kovalente Bindung durch den Donor-Akzeptor-Mechanismus gebildet wurde.

Das allgemeine Verfahren zur Gewinnung von Basen basiert auf Austauschreaktionen, durch die sowohl unlösliche als auch lösliche Basen erhalten werden können.

CuSO 4 + 2 KOH \u003d Cu (OH) 2 ↓ + K 2 SO 4

K 2 CO 3 + Ba (OH) 2 \u003d 2 KOH + BaCO 3 ↓

Wenn durch dieses Verfahren lösliche Basen erhalten werden, fällt ein unlösliches Salz aus.

Bei der Gewinnung von wasserunlöslichen Basen mit amphoteren Eigenschaften sollte ein Alkaliüberschuss vermieden werden, da es zum Beispiel zu einer Auflösung der amphoteren Base kommen kann:

AlCl 3 + 4KOH \u003d K [Al (OH) 4] + 3KSl

In solchen Fällen wird Ammoniumhydroxid verwendet, um Hydroxide zu erhalten, in denen sich amphotere Hydroxide nicht lösen:

AlCl 3 + 3NH 3 + ZH 2 O \u003d Al (OH) 3 ↓ + 3NH 4 Cl

Hydroxide von Silber und Quecksilber zersetzen sich so leicht, dass, wenn man versucht, sie durch eine Austauschreaktion zu erhalten, anstelle von Hydroxiden Oxide ausfallen:

2AgNO 3 + 2KOH \u003d Ag 2 O ↓ + H 2 O + 2KNO 3

In der Industrie werden Alkalien üblicherweise durch Elektrolyse wässriger Lösungen von Chloriden gewonnen.

2NaCl + 2H 2 O → ϟ → 2NaOH + H 2 + Cl 2

Alkalien können auch durch Umsetzung von Alkali- und Erdalkalimetallen oder deren Oxiden mit Wasser erhalten werden.

2Li + 2H 2 O \u003d 2LiOH + H 2

SrO + H 2 O \u003d Sr (OH) 2

Säuren

Säuren werden komplexe Substanzen genannt, deren Moleküle aus Wasserstoffatomen, die durch Metallatome ersetzt werden können, und Säureresten bestehen. Unter normalen Bedingungen können Säuren fest (Phosphorsäure H 3 PO 4; Silizium H 2 SiO 3) und flüssig (in ihrer reinen Form eine Flüssigkeit sein Schwefelsäure H2SO4).

Gase wie Chlorwasserstoff HCl, Bromwasserstoff HBr, Schwefelwasserstoff H 2 S bilden in wässrigen Lösungen die entsprechenden Säuren. Die Anzahl der von jedem Säuremolekül während der Dissoziation gebildeten Wasserstoffionen bestimmt die Ladung des Säurerests (Anion) und die Basizität der Säure.

Entsprechend protolytische Theorie der Säuren und Basen, Gleichzeitig vom dänischen Chemiker Bronsted und dem englischen Chemiker Lowry vorgeschlagen, ist eine Säure eine Substanz Abspaltung mit dieser Reaktion Protonen, a Basis- eine Substanz, die in der Lage ist Protonen erhalten.

Säure → Base + H +

Basierend auf diesen Ideen ist es klar grundlegende Eigenschaften von Ammoniak, das aufgrund des Vorhandenseins eines einsamen Elektronenpaars am Stickstoffatom bei der Wechselwirkung mit Säuren effektiv ein Proton aufnimmt und über eine Donor-Akzeptor-Bindung ein Ammoniumion bildet.

HNO 3 + NH 3 ⇆ NH 4 + + NO 3 -

Säure Base Säure Base

Eine allgemeinere Definition von Säuren und Basen vorgeschlagen von dem amerikanischen Chemiker G. Lewis. Er schlug vor, dass Säure-Base-Wechselwirkungen ziemlich sind treten beim Protonentransfer nicht unbedingt auf. Bei der Bestimmung von Säuren und Basen nach Lewis kommt ihnen die Hauptrolle bei chemischen Reaktionen zu elektronischer Dampf.

Kationen, Anionen oder neutrale Moleküle genannt, die ein oder mehrere Elektronenpaare aufnehmen können Lewis-Säuren.

Beispielsweise ist Aluminiumfluorid AlF 3 eine Säure, da es bei der Wechselwirkung mit Ammoniak ein Elektronenpaar aufnehmen kann.

AlF 3 + :NH 3 ⇆ :

Kationen, Anionen oder neutrale Moleküle, die Elektronenpaare abgeben können, werden Lewis-Basen genannt (Ammoniak ist eine Base).

Die Lewis-Definition deckt alle Säure-Base-Prozesse ab, die von den zuvor vorgeschlagenen Theorien berücksichtigt wurden. Die Tabelle vergleicht die derzeit gebräuchlichen Definitionen von Säuren und Basen.

Nomenklatur der Säuren

Da es verschiedene Definitionen von Säuren gibt, sind ihre Klassifizierung und Nomenklatur eher willkürlich.

Nach der Anzahl der in wässriger Lösung abspaltbaren Wasserstoffatome werden Säuren eingeteilt monobasisch(z. B. HF, HNO 2), zweibasisch(H 2 CO 3 , H 2 SO 4 ) und tribasisch(H 3 RO 4).

Entsprechend der Zusammensetzung wird die Säure unterteilt in anoxisch(HCl, H 2 S) und sauerstoffhaltig(HClO 4 , HNO 3 ).

In der Regel Namen sauerstoffhaltiger Säuren abgeleitet vom Namen eines Nichtmetalls mit der Endung -kai, -Weg, wenn die Oxidationsstufe des Nichtmetalls gleich der Gruppenzahl ist. Wenn der Oxidationszustand abnimmt, ändern sich die Suffixe (in der Reihenfolge des abnehmenden Metalloxidationszustands): - oval, ististaya, - eiförmig:

Wenn wir die Polarität der Wasserstoff-Nichtmetall-Bindung innerhalb einer Periode betrachten, können wir die Polarität dieser Bindung leicht mit der Position des Elements im Periodensystem in Beziehung setzen. Von Metallatomen, die leicht Valenzelektronen verlieren, nehmen Wasserstoffatome diese Elektronen auf, bilden eine stabile Zwei-Elektronen-Hülle wie die Hülle eines Heliumatoms und ergeben ionische Metallhydride.

In Wasserstoffverbindungen von Elementen der Gruppen III-IV des Periodensystems bilden Bor, Aluminium, Kohlenstoff, Silizium kovalente, schwach polare Bindungen mit Wasserstoffatomen, die nicht zur Dissoziation neigen. Für Elemente der Gruppen V-VII Periodensystem innerhalb einer Periode steigt die Polarität der Nichtmetall-Wasserstoff-Bindung mit der Ladung des Atoms, aber die Ladungsverteilung im resultierenden Dipol ist anders als in Wasserstoffverbindungen von Elementen, die dazu neigen, Elektronen abzugeben. Atome von Nichtmetallen, bei denen mehrere Elektronen zur Vervollständigung der Elektronenhülle benötigt werden, ziehen ein Paar Bindungselektronen um so stärker an sich (polarisieren), je größer die Ladung des Kerns ist. Daher werden in der Reihe CH 4 - NH 3 - H 2 O - HF oder SiH 4 - PH 3 - H 2 S - Hcl Bindungen mit Wasserstoffatomen, die kovalent bleiben, polarer, und das Wasserstoffatom im Dipol der Element-Wasserstoff-Bindung wird elektropositiver. Wenn sich polare Moleküle in einem polaren Lösungsmittel befinden, kann es zum Prozess der elektrolytischen Dissoziation kommen.

Diskutieren wir das Verhalten sauerstoffhaltiger Säuren in wässrigen Lösungen. Diese Säuren haben N-O-E-Verbindung und natürlich wird die Polarität der H-O-Bindung beeinflusst O-E-Verbindung. Daher dissoziieren diese Säuren in der Regel leichter als Wasser.

H 2 SO 3 + H 2 O ⇆ H s O + + HSO 3

HNO 3 + H 2 O ⇆ H s O + + NO 3

Schauen wir uns ein paar Beispiele an Eigenschaften sauerstoffhaltiger Säuren, aus Elementen gebildet, die unterschiedliche Oxidationsstufen aufweisen können. Es ist bekannt, dass hypochlorige Säure HClO sehr schwach Salzsäure HClO 2 ebenfalls schwach aber stärker als hypochlorige, hypochlorige Säure HclO 3 stark. Perchlorsäure HClO 4 ist eine der die stärkste anorganische Säuren.

Die Dissoziation nach Säuretyp (unter Abspaltung des H-Ions) erfordert eine Pause O-N-Verbindungen. Wie kann man die Abnahme der Stärke dieser Bindung in der Reihe HClO - HClO 2 - HClO 3 - HClO 4 erklären? In dieser Reihe nimmt die Zahl der mit dem zentralen Chloratom verbundenen Sauerstoffatome zu. Jedes Mal, wenn eine neue Bindung von Sauerstoff mit Chlor gebildet wird, wird eine Elektronendichte vom Chloratom und damit von der einzelnen O-Cl-Bindung abgezogen. Dadurch verlässt die Elektronendichte teilweise die dadurch geschwächte О-Н-Bindung.

So ein Muster - Verstärkung der sauren Eigenschaften bei Erhöhung des Oxidationsgrades des Zentralatoms - charakteristisch nicht nur für Chlor, sondern auch für andere Elemente. Zum Beispiel ist Salpetersäure HNO 3 , in der der Stickstoff-Oxidationszustand +5 ist, stärker als salpetrige Säure HNO 2 (Stickstoff-Oxidationszustand ist +3); Schwefelsäure H 2 SO 4 (S +6) ist stärker als schweflige Säure H 2 SO 3 (S +4).

Säuren gewinnen

1. Anoxische Säuren können erhalten werden bei der direkten Verbindung von Nichtmetallen mit Wasserstoff.

H 2 + Cl 2 → 2HCl,

H 2 + S ⇆ H 2 S

2. Einige sauerstoffhaltige Säuren können erhalten werden Wechselwirkung von Säureoxiden mit Wasser.

3. Es können sowohl anoxische als auch sauerstoffhaltige Säuren erhalten werden nach Austauschreaktionen zwischen Salzen und anderen Säuren.

BaBr 2 + H 2 SO 4 \u003d BaSO 4 ↓ + 2HBr

CuSO 4 + H 2 S \u003d H 2 SO 4 + CuS ↓

FeS + H 2 SO 4 (pa zb) \u003d H 2 S + FeSO 4

NaCl (T) + H 2 SO 4 (konz.) = HCl + NaHSO 4

AgNO 3 + HCl = AgCl↓ + HNO 3

CaCO 3 + 2HBr \u003d CaBr 2 + CO 2 + H 2 O

4. Einige Säuren können mit erhalten werden Redoxreaktionen.

H 2 O 2 + SO 2 \u003d H 2 SO 4

3P + 5HNO 3 + 2H 2 O \u003d ZH 3 PO 4 + 5NO 2

Saurer Geschmack, Wirkung auf Indikatoren, elektrische Leitfähigkeit, Wechselwirkung mit Metallen, basischen und amphoteren Oxiden, Basen und Salzen, Esterbildung mit Alkoholen - diese Eigenschaften sind anorganischen und organischen Säuren gemeinsam.

kann in zwei Arten von Reaktionen unterteilt werden:

1) Allgemeines zum Säuren die Reaktionen sind mit der Bildung von Hydroniumionen H 3 O + in wässrigen Lösungen verbunden;

2) Spezifisch(d. h. charakteristische) Reaktionen bestimmte Säuren.

Das Wasserstoffion kann eintreten Redox Reaktionen, Reduktion zu Wasserstoff, sowie in einer zusammengesetzten Reaktion mit negativ geladenen oder neutralen Teilchen mit freien Elektronenpaaren, d.h. in Säure-Base-Reaktionen.

Zu den allgemeinen Eigenschaften von Säuren gehören die Reaktionen von Säuren mit Metallen in der Spannungsreihe bis hin zu Wasserstoff, zum Beispiel:

Zn + 2½ + = Zn 2+ + ½ 2

Säure-Base-Reaktionen umfassen Reaktionen mit basischen Oxiden und Basen sowie mit mittleren, basischen und manchmal sauren Salzen.

2 CO 3 + 4 HBr \u003d 2 CuBr 2 + CO 2 + 3 H 2 O

Mg (HCO 3) 2 + 2 HCl \u003d MgCl 2 + 2 CO 2 + 2 H 2 O

2KHSO 3 + H 2 SO 4 \u003d K 2 SO 4 + 2SO 2 + 2H 2 O

Beachten Sie, dass mehrbasige Säuren schrittweise dissoziieren und bei jedem nächsten Schritt die Dissoziation schwieriger ist, daher werden bei einem Säureüberschuss meistens eher saure Salze als mittlere gebildet.

Ca 3 (PO 4) 2 + 4H 3 PO 4 \u003d 3Ca (H 2 PO 4) 2

Na 2 S + H 3 PO 4 = Na 2 HPO 4 + H 2 S

NaOH + H 3 PO 4 = NaH 2 PO 4 + H 2 O

KOH + H 2 S \u003d KHS + H 2 O

Auf den ersten Blick mag die Bildung saurer Salze überraschen. monobasisch Flusssäure (Flusssäure). Diese Tatsache lässt sich jedoch erklären. Im Gegensatz zu allen anderen Halogenwasserstoffsäuren wird Flusssäure in Lösungen teilweise polymerisiert (aufgrund der Bildung von Wasserstoffbrückenbindungen) und es können verschiedene Partikel (HF) X darin enthalten sein, nämlich H 2 F 2, H 3 F 3 usw.

Ein Sonderfall des Säure-Basen-Haushaltes - Reaktionen von Säuren und Basen mit Indikatoren, die je nach Säuregrad der Lösung ihre Farbe ändern. Indikatoren werden verwendet in qualitative Analyse zum Nachweis von Säuren und Basen bei Lösungen.

Die am häufigsten verwendeten Indikatoren sind Lackmus(in neutral Umgebung lila, in sauer - rot, in alkalisch - blau), Methylorange(in sauer Umgebung rot, in neutral - Orange, in alkalisch - gelb), Phenolphthalein(in stark alkalisch Umgebung purpurrot, in neutral und sauer - farblos).

Spezifische Eigenschaften verschiedene Säuren können zwei Typen sein: erstens die Reaktionen, die zur Bildung führen unlösliche Salze, und zweitens, Redox-Transformationen. Wenn die mit dem Vorhandensein eines H + -Ions verbundenen Reaktionen allen Säuren gemeinsam sind (qualitative Reaktionen zum Nachweis von Säuren), werden spezifische Reaktionen als qualitative Reaktionen für einzelne Säuren verwendet:

Ag + + Cl – = AgCl (weißer Niederschlag)

Ba 2+ + SO 4 2- \u003d BaSO 4 (weißer Niederschlag)

3Ag + + PO 4 3 - = Ag 3 PO 4 (gelber Niederschlag)

Einige spezifische Reaktionen von Säuren beruhen auf ihren Redoxeigenschaften.

Anoxische Säuren können in wässriger Lösung nur oxidieren.

2KMnO 4 + 16 HCl \u003d 5Cl 2 + 2KCl + 2MnCl 2 + 8H 2 O

H 2 S + Br 2 \u003d S + 2HBg

Sauerstoffhaltige Säuren können nur oxidiert werden, wenn sich das Zentralatom in ihnen in einer niedrigeren oder mittleren Oxidationsstufe befindet, wie z. B. in der schwefeligen Säure:

H 2 SO 3 + Cl 2 + H 2 O \u003d H 2 SO 4 + 2 HCl

Viele sauerstoffhaltige Säuren, bei denen das Zentralatom die maximale Oxidationsstufe (S +6, N +5, Cr +6) hat, weisen die Eigenschaften starker Oxidationsmittel auf. Konzentrierte H 2 SO 4 ist ein starkes Oxidationsmittel.

Cu + 2H 2 SO 4 (konz.) = CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O

Pb + 4HNO 3 \u003d Pb (NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

C + 2H 2 SO 4 (konz.) = CO 2 + 2SO 2 + 2H 2 O

Es sollte daran erinnert werden, dass:

• Säurelösungen reagieren mit Metallen, die sich in der elektrochemischen Spannungsreihe links von Wasserstoff befinden, unter einer Reihe von Bedingungen, von denen die wichtigste die Bildung eines löslichen Salzes als Ergebnis der Reaktion ist. Anders verläuft die Wechselwirkung von HNO 3 und H 2 SO 4 (konz.) mit Metallen.

Konzentrierte Schwefelsäure in der Kälte passiviert Aluminium, Eisen, Chrom.

• In Wasser dissoziieren Säuren in Wasserstoffkationen und Anionen von Säureresten, zum Beispiel:

• Anorganische und organische Säuren interagieren mit basischen und amphoteren Oxiden, sofern ein lösliches Salz gebildet wird:

• Sowohl diese als auch andere Säuren reagieren mit Basen. Mehrbasige Säuren können sowohl mittlere als auch saure Salze bilden (dies sind Neutralisationsreaktionen):

• Die Reaktion zwischen Säuren und Salzen findet nur statt, wenn ein Niederschlag oder Gas gebildet wird:

Die Wechselwirkung von H 3 PO 4 mit Kalkstein wird durch die Bildung des letzten unlöslichen Niederschlags Ca 3 (PO 4) 2 auf der Oberfläche gestoppt.

Die Merkmale der Eigenschaften von Salpetersäure HNO 3 und konzentrierter Schwefelsäure H 2 SO 4 (konz.) sind darauf zurückzuführen, dass sie bei Wechselwirkung mit einfachen Substanzen (Metallen und Nichtmetallen) keine H + -Kationen, sondern Nitrat und Sulfat aufweisen Ionen wirken als Oxidationsmittel. Es ist logisch zu erwarten, dass als Ergebnis solcher Reaktionen kein Wasserstoff H 2 gebildet wird, sondern andere Substanzen erhalten werden: notwendigerweise Salz und Wasser sowie eines der Reduktionsprodukte von Nitrat- oder Sulfationen, je nach Konzentration von Säuren, die Position des Metalls in einer Reihe von Spannungen und Reaktionsbedingungen (Temperatur, Metallfeinheit usw.).

Diese Merkmale des chemischen Verhaltens von HNO 3 und H 2 SO 4 (konz.) veranschaulichen deutlich die These der Theorie chemische Strukturüber die gegenseitige Beeinflussung von Atomen in Stoffmolekülen.

Die Begriffe Volatilität und Stabilität (Stabilität) werden oft verwechselt. Flüchtige Säuren werden Säuren genannt, deren Moleküle leicht in einen gasförmigen Zustand übergehen, dh sie verdampfen. Beispielsweise ist Salzsäure eine flüchtige, aber persistente, stabile Säure. Die Flüchtigkeit instabiler Säuren kann nicht beurteilt werden. Beispielsweise zerfällt nichtflüchtige, unlösliche Kieselsäure in Wasser und SiO 2 . Wässrige Lösungen von Salzsäure, Salpetersäure, Schwefelsäure, Phosphorsäure und einer Reihe anderer Säuren sind farblos. Eine wässrige Lösung von Chromsäure H 2 CrO 4 ist gelb, Permangansäure HMnO 4 ist himbeer.

Referenzmaterial zum Bestehen der Prüfung:

Periodensystem

Löslichkeitstabelle

Amphotere Metalle sind einfache Substanzen, die der Metallgruppe der Elemente strukturell, chemisch und ähnlich sind. Metalle selbst können im Gegensatz zu ihren Verbindungen keine amphoteren Eigenschaften aufweisen. Beispielsweise haben die Oxide und Hydroxide einiger Metalle eine duale chemische Natur – unter manchen Bedingungen verhalten sie sich wie Säuren, während sie unter anderen die Eigenschaften von Laugen haben.

Die wichtigsten amphoteren Metalle sind Aluminium, Zink, Chrom und Eisen. Beryllium und Strontium können derselben Elementgruppe zugeordnet werden.

amphoter?

Zum ersten Mal wurde diese Eigenschaft vor langer Zeit entdeckt. Und der Begriff "amphotere Elemente" wurde 1814 von den berühmten Chemikern L. Tenard und J. Gay-Lussac in die Wissenschaft eingeführt. Damals war es üblich, chemische Verbindungen in Gruppen einzuteilen, die ihren grundlegenden Eigenschaften bei Reaktionen entsprachen.

Die Gruppe der Oxide und Basen hatte jedoch doppelte Fähigkeiten. Unter manchen Bedingungen verhielten sich solche Substanzen wie Alkalien, unter anderen dagegen wie Säuren. So entstand der Begriff „amphoter“. Dabei hängt das Verhalten während der Säure-Base-Reaktion von den Bedingungen ihrer Durchführung, der Art der beteiligten Reagenzien und auch von den Eigenschaften des Lösungsmittels ab.

Interessanterweise können amphotere Metalle unter natürlichen Bedingungen sowohl mit Alkali als auch mit Säuren wechselwirken. Beispielsweise entsteht bei der Reaktion von Aluminium mit Aluminiumsulfat. Und wenn das gleiche Metall mit konzentriertem Alkali reagiert, wird ein komplexes Salz gebildet.

Amphotere Basen und ihre Haupteigenschaften

Unter normalen Bedingungen sind dies Feststoffe. Sie sind in Wasser praktisch unlöslich und gelten als eher schwache Elektrolyte.

Das Hauptverfahren zur Gewinnung solcher Basen ist die Reaktion eines Metallsalzes mit einer kleinen Menge Alkali. Die Fällungsreaktion muss langsam und vorsichtig durchgeführt werden. Zum Beispiel wird bei der Aufnahme von Zinkhydroxid Natronlauge vorsichtig in ein Reagenzglas mit Zinkchlorid getropft. Jedes Mal müssen Sie den Behälter vorsichtig schütteln, um den weißen Metallniederschlag am Boden der Schale zu sehen.

Mit Säuren und amphoteren Stoffen reagieren sie wie Basen. Beispielsweise entsteht bei der Reaktion von Zinkhydroxid mit Salzsäure Zinkchlorid.

Aber bei Reaktionen mit Basen verhalten sich amphotere Basen wie Säuren.

Außerdem zersetzen sie sich bei starker Erwärmung unter Bildung des entsprechenden amphoteren Oxids und Wasser.

Die häufigsten amphoteren Metalle sind: eine kurze Beschreibung bzgl

Zink gehört zur Gruppe der amphoteren Elemente. Und obwohl Legierungen dieser Substanz bereits in alten Zivilisationen weit verbreitet waren, konnten sie sie erst 1746 in reiner Form isolieren.

Reines Metall ist eine ziemlich spröde bläuliche Substanz. Zink oxidiert schnell an der Luft – seine Oberfläche läuft an und wird mit einem dünnen Oxidfilm bedeckt.

In der Natur kommt Zink hauptsächlich in Form von Mineralien vor - Zinkite, Smithsonite, Calamite. Die bekannteste Substanz ist Zinkblende, die aus Zinksulfid besteht. Die größten Vorkommen dieses Minerals befinden sich in Bolivien und Australien.

Aluminium Heute gilt es als das häufigste Metall der Erde. Seine Legierungen werden seit vielen Jahrhunderten verwendet, und 1825 wurde die Substanz in ihrer reinen Form isoliert.

Reines Aluminium ist ein helles, silberfarbenes Metall. Er bietet sich leicht an Bearbeitung und Gießen. Dieses Element hat eine hohe elektrische und thermische Leitfähigkeit. Darüber hinaus ist dieses Metall korrosionsbeständig. Tatsache ist, dass seine Oberfläche mit einem dünnen, aber sehr widerstandsfähigen Oxidfilm bedeckt ist.

Heute ist Aluminium in der Industrie weit verbreitet.

Amphotere Verbindungen

Chemie ist immer eine Einheit von Gegensätzen.

Schau dir das Periodensystem an.

Einige Elemente (fast alle Metalle mit den Oxidationsstufen +1 und +2) bilden sich hauptsächlich Oxide und Hydroxide. Beispielsweise bildet Kalium das Oxid K 2 O und das Hydroxid KOH. Sie weisen grundlegende Eigenschaften auf, wie z. B. die Wechselwirkung mit Säuren.

K2O + HCl → KCl + H2O

Einige Elemente (die meisten Nichtmetalle und Metalle mit den Oxidationsstufen +5, +6, +7) bilden sich sauer Oxide und Hydroxide. Säurehydroxide sind sauerstoffhaltige Säuren, sie werden Hydroxide genannt, weil in der Struktur eine Hydroxylgruppe vorhanden ist, beispielsweise bildet Schwefel Säureoxid SO 3 und Säurehydroxid H 2 SO 4 (Schwefelsäure):

Solche Verbindungen weisen saure Eigenschaften auf, sie reagieren beispielsweise mit Basen:

H2SO4 + 2KOH → K2SO4 + 2H2O

Und es gibt Elemente, die solche Oxide und Hydroxide bilden, die sowohl saure als auch basische Eigenschaften aufweisen. Dieses Phänomen heißt amphoter . Solche Oxide und Hydroxide werden in diesem Artikel im Mittelpunkt unserer Aufmerksamkeit stehen. Alle amphoteren Oxide und Hydroxide sind wasserunlösliche Feststoffe.

Erstens, wie bestimmt man, ob ein Oxid oder Hydroxid amphoter ist? Es gibt eine Regel, die etwas bedingt ist, aber Sie können sie trotzdem verwenden:

Amphotere Hydroxide und Oxide werden von Metallen in den Oxidationsstufen +3 und +4 gebildet, Zum Beispiel (Al 2 Ö 3 , Al(Oh) 3 , Fe 2 Ö 3 , Fe(Oh) 3)

Und vier Ausnahmen:MetalleZn , Sei , Pb , schn bilden die folgenden Oxide und Hydroxide:ZnO , Zn ( Oh ) 2 , BeO , Sei ( Oh ) 2 , PbO , Pb ( Oh ) 2 , SNO , schn ( Oh ) 2 , in der sie eine Oxidationsstufe von +2 aufweisen, aber trotzdem weisen diese Verbindungen auf amphotere Eigenschaften .

Die häufigsten amphoteren Oxide (und ihre entsprechenden Hydroxide): ZnO, Zn(OH) 2 , BeO, Be(OH) 2 , PbO, Pb(OH) 2 , SnO, Sn(OH) 2 , Al 2 O 3 , Al (OH) 3 , Fe 2 O 3 , Fe(OH) 3 , Cr 2 O 3 , Cr(OH) 3 .

Die Eigenschaften amphoterer Verbindungen sind nicht schwer zu merken: Sie interagieren mit Säuren und Laugen.

• bei Wechselwirkungen mit Säuren ist alles einfach, bei diesen Reaktionen verhalten sich amphotere Verbindungen wie basische:

Al 2 O 3 + 6HCl → 2AlCl 3 + 3H 2 O

ZnO + H 2 SO 4 → ZnSO 4 + H 2 O

BeO + HNO 3 → Be(NO 3 ) 2 + H 2 O

Hydroxide reagieren auf die gleiche Weise:

Fe(OH) 3 + 3HCl → FeCl 3 + 3H 2 O

Pb(OH) 2 + 2HCl → PbCl 2 + 2H 2 O

• Bei der Wechselwirkung mit Alkalien ist es etwas schwieriger. Bei diesen Reaktionen verhalten sich amphotere Verbindungen wie Säuren, und die Reaktionsprodukte können unterschiedlich sein, alles hängt von den Bedingungen ab.

Entweder findet die Reaktion in Lösung statt, oder die Reaktanden werden als Feststoffe genommen und geschmolzen.

Wechselwirkung von basischen Verbindungen mit amphoteren Verbindungen während der Fusion.

Nehmen wir als Beispiel Zinkhydroxid. Wie bereits erwähnt, verhalten sich amphotere Verbindungen, die mit basischen wechselwirken, wie Säuren. Also schreiben wir Zinkhydroxid Zn (OH) 2 als Säure. Die Säure hat Wasserstoff vorne, nehmen wir ihn heraus: H 2 ZnO 2. Und die Reaktion von Alkali mit Hydroxid wird so ablaufen, als ob es eine Säure wäre. "Säurerest" ZnO 2 2-wertig:

2K Oh(Fernseher) + H 2 ZnO 2 (fest) (t, Fusion) → K 2 ZnO 2 + 2 H 2 Ö

Die resultierende Substanz K 2 ZnO 2 wird als Kaliummetazinkat (oder einfach Kaliumzinkat) bezeichnet. Diese Substanz ist ein Kaliumsalz und die hypothetische "Zinksäure" H 2 ZnO 2 (es ist nicht ganz richtig, solche Verbindungen Salze zu nennen, aber für unsere eigene Bequemlichkeit werden wir es vergessen). Nur Zinkhydroxid wird so geschrieben: H 2 ZnO 2 ist nicht gut. Wir schreiben wie üblich Zn (OH) 2, aber wir meinen (zu unserer eigenen Bequemlichkeit), dass dies eine "Säure" ist:

2KOH (fest) + Zn (OH) 2 (fest) (t, Fusion) → K 2 ZnO 2 + 2H 2 O

Bei Hydroxiden, in denen 2 OH-Gruppen vorhanden sind, ist alles wie bei Zink:

Be (OH) 2 (fest.) + 2NaOH (fest.) (t, Fusion) → 2H 2 O + Na 2 BeO 2 (Natriummetaberyllat oder Beryllat)

Pb (OH) 2 (fest.) + 2NaOH (fest.) (t, Fusion) → 2H 2 O + Na 2 PbO 2 (Natriummetaplumbat oder Plumbat)

Bei amphoteren Hydroxiden mit drei OH-Gruppen (Al(OH) 3, Cr(OH) 3, Fe(OH) 3) etwas anders.

Nehmen wir als Beispiel Aluminiumhydroxid: Al (OH) 3, schreiben Sie es in Form einer Säure: H 3 AlO 3, aber wir belassen es nicht in dieser Form, sondern nehmen dort das Wasser heraus:

H 3 AlO 3 – H 2 O → HAlO 2 + H 2 O.

Hier arbeiten wir mit dieser „Säure“ (HAlO 2):

HAlO 2 + KOH → H 2 O + KAlO 2 (Kaliummetaaluminat oder einfach Aluminat)

Aber Aluminiumhydroxid kann man nicht so schreiben HAlO 2, wir schreiben es wie gewohnt, aber wir meinen dort „Säure“:

Al (OH) 3 (fest.) + KOH (fest.) (t, Fusion) → 2H 2 O + KAlO 2 (Kaliummetaaluminat)

Dasselbe gilt für Chromhydroxid:

Cr(OH) 3 → H 3 CrO 3 → HCrO 2

Cr (OH) 3 (fest.) + KOH (fest.) (t, Fusion) → 2H 2 O + KCrO 2 (Kaliummetachromat,

ABER NICHT CHROMAT, Chromate sind Salze der Chromsäure).

Bei Hydroxiden mit vier OH-Gruppen ist es genau dasselbe: Wir bringen Wasserstoff vor und entfernen Wasser:

Sn(OH) 4 → H 4 SnO 4 → H 2 SnO 3

Pb(OH) 4 → H 4 PbO 4 → H 2 PbO 3

Es sei daran erinnert, dass Blei und Zinn jeweils zwei amphotere Hydroxide bilden: mit einer Oxidationsstufe von +2 (Sn (OH) 2, Pb (OH) 2) und +4 (Sn (OH) 4, Pb (OH) 4 ).

Und diese Hydroxide bilden verschiedene "Salze":

Oxidationszustand
Hydroxid-Formel	Sn(OH)2	Blei (OH) 2	Sn(OH)4	Pb(OH)4
Formel von Hydroxid als Säure	H2SnO2	H2PbO2	H2SnO3	H2PbO3
Salz (Kalium)	K2SnO2	K 2 PbO 2	K2SnO3	K2PbO3
Salzname			Metastannat	metablumbAT

Die gleichen Prinzipien wie in den Namen gewöhnlicher "Salze", das Element im höchsten Oxidationsgrad - das Suffix AT, im Zwischenprodukt - IT.

Solche "Salze" (Metachromate, Metaaluminate, Metaberyllate, Metazincate usw.) werden nicht nur durch das Zusammenwirken von Alkalien und amphoteren Hydroxiden erhalten. Diese Verbindungen entstehen immer dann, wenn eine stark basische "Welt" und eine amphotere (durch Fusion) in Kontakt kommen. Das heißt, genau wie amphotere Hydroxide mit Alkalien reagieren sowohl amphotere Oxide als auch Metallsalze, die amphotere Oxide (Salze schwacher Säuren) bilden. Und anstelle von Alkali können Sie ein stark basisches Oxid und ein Salz eines Metalls nehmen, das ein Alkali bildet (Salz einer schwachen Säure).

Interaktionen:

Denken Sie daran, dass die folgenden Reaktionen während der Fusion stattfinden.

Amphoteres Oxid mit stark basischem Oxid:

ZnO (fest) + K 2 O (fest) (t, Fusion) → K 2 ZnO 2 (Kaliummetazinkat oder einfach Kaliumzinkat)

Amphoteres Oxid mit Alkali:

ZnO (fest) + 2KOH (fest) (t, Fusion) → K 2 ZnO 2 + H 2 O

Amphoteres Oxid mit einem Salz einer schwachen Säure und einem alkalibildenden Metall:

ZnO (fest) + K 2 CO 3 (fest) (t, Fusion) → K 2 ZnO 2 + CO 2

Amphoteres Hydroxid mit stark basischem Oxid:

Zn (OH) 2 (fest) + K 2 O (fest) (t, Fusion) → K 2 ZnO 2 + H 2 O

Amphoteres Hydroxid mit Alkali:

Zn (OH) 2 (fest) + 2KOH (fest) (t, Fusion) → K 2 ZnO 2 + 2H 2 O

Amphoteres Hydroxid mit einem Salz einer schwachen Säure und einem alkalibildenden Metall:

Zn (OH) 2 (fest) + K 2 CO 3 (fest) (t, Fusion) → K 2 ZnO 2 + CO 2 + H 2 O

Salze einer schwachen Säure und eines Metalls, das mit einem stark basischen Oxid eine amphotere Verbindung bildet:

ZnCO 3 (fest) + K 2 O (fest) (t, Fusion) → K 2 ZnO 2 + CO 2

Salze einer schwachen Säure und eines Metalls, das mit einem Alkali eine amphotere Verbindung bildet:

ZnCO 3 (fest) + 2KOH (fest) (t, Fusion) → K 2 ZnO 2 + CO 2 + H 2 O

Salze einer schwachen Säure und eines Metalls, das mit einem Salz einer schwachen Säure und einem Metall, das ein Alkali bildet, eine amphotere Verbindung bildet:

ZnCO 3 (fest) + K 2 CO 3 (fest) (t, Fusion) → K 2 ZnO 2 + 2CO 2

Nachfolgend finden Sie Informationen zu Salzen amphoterer Hydroxide, die in der Prüfung am häufigsten vorkommenden sind rot markiert.

	Hydroxid	Säurehydroxid	Säurerest		Salzname
BeO	Sei (OH) 2	H 2 BeO 2	BeO 2 2-	K 2 BeO 2	Metaberylat (Berylat)
ZnO	Zn(OH) 2	H 2 ZnO 2	ZnO 2 2-	K 2 ZnO 2	Metazinkat (Zinkat)
Al 2 Ö 3	Al(OH) 3	Heiligenschein 2	AlO 2 —	KALO 2	Metaaluminat (Aluminat)
Fe2O3	Fe(OH)3	HFeO 2	FeO 2 -	KFeO 2	Metaferrate (ABER NICHT FERRATE)
	Sn(OH)2	H2SnO2	SnO 2 2-	K2SnO2
	Pb(OH)2	H2PbO2	PbO 2 2-	K 2 PbO 2
SnO2	Sn(OH)4	H2SnO3	SnO 3 2-	K2SnO3	MetastannAT (Stannat)
PbO2	Pb(OH)4	H2PbO3	PbO 3 2-	K2PbO3	MetablumbAT (Lot)
Cr2O3	Cr(OH)3	HCrO2	CrO2 -	KCrO 2	Metachromat (ABER NICHT CHROM)

Wechselwirkung amphoterer Verbindungen mit Alkalilösungen (hier nur Laugen).

In der Einheitlichen Staatsprüfung wird dies als "Auflösen von Aluminiumhydroxid (Zink, Beryllium usw.) in Alkali" bezeichnet. Dies liegt an der Fähigkeit von Metallen in der Zusammensetzung amphoterer Hydroxide in Gegenwart eines Überschusses an Hydroxidionen (in einem alkalischen Medium), diese Ionen an sich selbst zu binden. Es entsteht ein Teilchen mit einem Metall (Aluminium, Beryllium etc.) im Zentrum, das von Hydroxidionen umgeben ist. Dieses Teilchen wird aufgrund von Hydroxidionen negativ geladen (Anion), und dieses Ion wird als Hydroxoaluminat, Hydroxozinkat, Hydroxoberyllat usw. bezeichnet. Außerdem kann der Prozess auf unterschiedliche Weise ablaufen, das Metall kann von einer unterschiedlichen Anzahl von Hydroxidionen umgeben sein.

Wir betrachten zwei Fälle: Wenn das Metall umgeben ist vier Hydroxidionen, und wenn es umgeben ist sechs Hydroxidionen.

Schreiben wir die abgekürzte Ionengleichung dieser Prozesse auf:

Al(OH) 3 + OH – → Al(OH) 4 –

Das resultierende Ion wird Tetrahydroxoaluminat-Ion genannt. Das Präfix „Tetra“ wird hinzugefügt, weil es vier Hydroxidionen gibt. Das Tetrahydroxoaluminat-Ion hat eine --Ladung, da Aluminium eine 3+-Ladung trägt, und vier Hydroxid-Ionen 4-, insgesamt stellt sich heraus -.

Al (OH) 3 + 3OH - → Al (OH) 6 3-

Das bei dieser Reaktion gebildete Ion wird Hexahydroxoaluminat-Ion genannt. Das Präfix „Hexo-“ wird hinzugefügt, weil es sechs Hydroxidionen gibt.

Es ist notwendig, ein Präfix hinzuzufügen, das die Menge an Hydroxidionen angibt. Denn wenn Sie nur „Hydroxoaluminat“ schreiben, ist nicht klar, welches Ion Sie meinen: Al(OH) 4 - oder Al(OH) 6 3-.

Wenn Alkali mit amphoterem Hydroxid reagiert, wird in Lösung ein Salz gebildet. Das Kation davon ist ein Alkalikation und das Anion ist ein komplexes Ion, dessen Bildung wir früher betrachtet haben. Das Anion ist drin eckige Klammern.

Al (OH) 3 + KOH → K (Kaliumtetrahydroxoaluminat)

Al (OH) 3 + 3KOH → K 3 (Kaliumhexahydroxoaluminat)

Welches (Hexa- oder Tetra-)Salz Sie genau als Produkt schreiben, spielt keine Rolle. Sogar in den USE-Antworten steht geschrieben: „... K 3 (die Bildung von K ist akzeptabel.“ Hauptsache nicht vergessen, dass alle Indizes korrekt angebracht sind. Behalten Sie den Überblick über die Gebühren und halten Sie sich daran Beachten Sie, dass ihre Summe gleich Null sein sollte.

Neben amphoteren Hydroxiden reagieren amphotere Oxide mit Alkalien. Das Produkt wird das gleiche sein. Nur wenn Sie die Reaktion so schreiben:

Al 2 O 3 + NaOH → Na

Al 2 O 3 + NaOH → Na 3

Aber diese Reaktionen gleichen sich nicht aus. Auf der linken Seite muss Wasser hinzugefügt werden, da in Lösung Wechselwirkungen auftreten, dort genügend Wasser vorhanden ist und sich alles ausgleicht:

Al 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O → 2Na

Al 2 O 3 + 6NaOH + 3H 2 O → 2Na 3

Neben amphoteren Oxiden und Hydroxiden interagieren einige besonders aktive Metalle mit Alkalilösungen, die amphotere Verbindungen bilden. Es ist nämlich: Aluminium, Zink und Beryllium. Zum Ausgleich braucht auch die Linke Wasser. Und außerdem ist der Hauptunterschied zwischen diesen Prozessen die Freisetzung von Wasserstoff:

2Al + 2NaOH + 6H 2 O → 2Na + 3H 2

2Al + 6NaOH + 6H 2 O → 2Na 3 + 3H 2

Die folgende Tabelle zeigt die häufigsten Beispiele für die Eigenschaften von amphoteren Verbindungen in der Prüfung:

Amphotere Substanz		Salzname
Al2O3 Al(OH)3		Natriumtetrahydroxoaluminat	Al(OH) 3 + NaOH → Na Al 2 Ö 3 + 2NaOH + 3H 2 O → 2Na 2Al + 2NaOH + 6H 2 O → 2Na + 3H 2
	Nein 3	Natriumhexahydroxoaluminat	Al(OH) 3 + 3NaOH → Na 3 Al 2 Ö 3 + 6NaOH + 3H 2 O → 2Na 3 2Al + 6NaOH + 6H 2 O → 2Na 3 + 3H 2
Zn(OH) 2	K2	Natriumtetrahydroxozinkat	Zn(OH) 2 + 2NaOH → Na 2 ZnO + 2 NaOH + H 2 O → Na 2 Zn + 2NaOH + 2H 2 O → Na 2 +H 2
	K4	Natriumhexahydroxozinkat	Zn(OH) 2 + 4 NaOH → Na 4 ZnO + 4 NaOH + H 2 O → Na 4 Zn + 4NaOH + 2H 2 O → Na 4 +H 2
Be(OH)2	Li 2	Lithiumtetrahydroxoberyllat	Sei (OH) 2 + 2LiOH → Li 2 BeO + 2LiOH + H 2 O → Li 2 Sei + 2LiOH + 2H 2 O → Li 2 +H 2
	Li 4	Lithiumhexahydroxoberyllat	Sei (OH) 2 + 4LiOH → Li 4 BeO + 4LiOH + H 2 O → Li 4 Sei + 4LiOH + 2H 2 O → Li 4 +H 2
Cr2O3 Cr(OH)3		Natriumtetrahydroxochromat	Cr(OH) 3 + NaOH → Na Kr 2 Ö 3 + 2NaOH + 3H 2 O → 2Na
	Nein 3	Natriumhexahydroxochromat	Cr(OH) 3 + 3NaOH → Na 3 Kr 2 Ö 3 + 6NaOH + 3H 2 O → 2Na 3
Fe2O3 Fe(OH)3		Natriumtetrahydroxoferrat	Fe(OH) 3 + NaOH → Na Fe 2 Ö 3 + 2NaOH + 3H 2 O → 2Na
	N / A 3	Natriumhexahydroxoferrat	Fe(OH) 3 + 3NaOH → Na 3 Fe 2 Ö 3 + 6NaOH + 3H 2 O → 2Na 3

Die bei diesen Wechselwirkungen erhaltenen Salze reagieren mit Säuren und bilden zwei weitere Salze (Salze einer bestimmten Säure und zweier Metalle):

2Na 3 + 6 Std 2 SO 4 → 3Na 2 SO 4 + Al 2 (SO 4 ) 3 + 12 Std 2 Ö

Das ist alles! Nichts kompliziertes. Die Hauptsache ist, nicht zu verwirren, sich daran zu erinnern, was während der Fusion entsteht, was sich in Lösung befindet. Sehr oft tauchen Aufgaben zu diesem Thema auf B Teile.