Substancat e thjeshta të ngjashme me elementët metalikë në strukturë dhe një sërë parametrash kimikë dhe fizikë quhen amfoterike, d.m.th. këto janë elementet që shfaqin dualitet kimik. Duhet të theksohet se këto nuk janë vetë metalet, por kripërat ose oksidet e tyre. Për shembull, oksidet e disa metaleve mund të kenë dy veti, në disa kushte ato mund të shfaqin veti të natyrshme në acide, në të tjerat, ato sillen si alkale.

Metalet kryesore amfoterike përfshijnë aluminin, zinkun, kromin dhe disa të tjerë.

Termi amfoterizëm u fut në qarkullim në fillim të shekullit të 19-të. Derisa substancave kimike të ndara në bazë të vetive të tyre të ngjashme, të manifestuara në reaksione kimike.

Çfarë janë metalet amfoterike

Lista e metaleve që mund të klasifikohen si amfoterike është mjaft e madhe. Për më tepër, disa prej tyre mund të quhen amfoterike, dhe disa me kusht.

Le të rendisim numrat rendorë të substancave nën të cilat ndodhen në tabelën periodike. Lista përfshin grupet 22 deri në 32, 40 deri në 51 dhe shumë të tjera. Për shembull, kromi, hekuri dhe një sërë të tjerësh me të drejtë mund të quhen bazë, këto të fundit përfshijnë stroncium me berilium.

Nga rruga, alumini konsiderohet përfaqësuesi më i ndritshëm i metaleve të amforës.

Janë lidhjet e tij që janë përdorur për një kohë të gjatë pothuajse në të gjitha industritë. Përdoret për të bërë elementë të trupave të avionëve, trupave të automjeteve dhe enëve të kuzhinës. Është bërë i domosdoshëm në industrinë elektrike dhe në prodhimin e pajisjeve për rrjetet e ngrohjes. Ndryshe nga shumë metale të tjera, alumini është vazhdimisht reaktiv. Filmi oksid që mbulon sipërfaqen e metalit i reziston proceseve oksiduese. Në kushte normale dhe në disa lloje reaksionesh kimike, alumini mund të veprojë si një element reduktues.

Ky metal është i aftë të ndërveprojë me oksigjenin nëse grimcohet në shumë grimca të vogla. Për të kryer një operacion të këtij lloji, është e nevojshme të përdoret temperaturë të lartë... Reagimi shoqërohet me çlirimin e një sasie të madhe të energjisë termike. Kur temperatura rritet në 200 ºC, alumini reagon me squfurin. Gjë është se alumini, jo gjithmonë, në kushte normale, mund të reagojë me hidrogjen. Ndërkohë, kur përzihet me metale të tjera, mund të lindin lidhje të ndryshme.

Një tjetër metal i theksuar që lidhet me amfoterikun është hekuri. Ky element numërohet me numrin 26 dhe ndodhet midis kobaltit dhe manganit. Hekuri, elementi më i bollshëm që gjendet në koren e tokës. Hekuri mund të klasifikohet si një element i thjeshtë që ka një ngjyrë të bardhë argjendi dhe është i lakueshëm, natyrisht, kur ekspozohet ndaj temperaturave të larta. Mund të gërryhet shpejt kur ekspozohet ndaj temperaturave të larta. Hekuri, nëse vendoset në oksigjen të pastër, digjet plotësisht dhe mund të ndizet në ajër të hapur.

Një metal i tillë ka aftësinë të kalojë shpejt në fazën e korrozionit kur ekspozohet ndaj temperaturave të larta. Hekuri i vendosur në oksigjen të pastër digjet plotësisht. Kur ekspozohet ndaj ajrit, një substancë metalike oksidohet shpejt për shkak të lagështirës së tepërt, domethënë ndryshket. Kur digjet në një masë oksigjeni, formohet një lloj peshore, e cila quhet oksid hekuri.

Vetitë e metaleve amfoterike

Ato përcaktohen nga vetë koncepti i amfotericitetit. Në një gjendje tipike, domethënë temperaturë dhe lagështi të zakonshme, shumica e metaleve janë të ngurta. Asnjë metal nuk mund të tretet në ujë. Bazat alkaline shfaqen vetëm pas disa reaksioneve kimike. Gjatë reaksionit, kripërat e metaleve ndërveprojnë. Duhet të theksohet se rregullat e sigurisë kërkojnë kujdes të veçantë gjatë kryerjes së këtij reagimi.

Kombinimi i substancave amfoterike me oksidet ose vetë acidet janë të parat që tregojnë reaksionin që është i natyrshëm në baza. Në të njëjtën kohë, nëse ato kombinohen me baza, do të shfaqen vetitë acidike.

Ngrohja e hidroksideve amfoterike i detyron ato të dekompozohen në ujë dhe oksid. Me fjalë të tjera, vetitë e substancave amfoterike janë shumë të gjera dhe kërkojnë studim të kujdesshëm, i cili mund të kryhet gjatë një reaksioni kimik.

Vetitë e elementeve amfoterike mund të kuptohen duke i krahasuar me ato të materialeve tradicionale. Për shembull, shumica e metaleve kanë një potencial të ulët jonizimi dhe kjo u lejon atyre të veprojnë si agjentë reduktues gjatë proceseve kimike.

Amfoterike - mund të tregojë karakteristika reduktuese dhe oksiduese. Megjithatë, ka komponime që karakterizohen nga një nivel negativ i oksidimit.

Absolutisht të gjitha metalet e njohura kanë aftësinë për të formuar hidrokside dhe okside.

Të gjitha metalet kanë aftësinë të formojnë hidrokside dhe okside bazike. Nga rruga, metalet mund të oksidohen vetëm me disa acide. Për shembull, reagimi me acid nitrik mund të vazhdojë në mënyra të ndryshme.

Substancat amfoterike që lidhen me ato të thjeshta kanë dallime të dukshme në strukturë dhe karakteristika. Përkatësia në një klasë të caktuar mund të përcaktohet me një shikim për disa substanca, kështu që është menjëherë e qartë se bakri është një metal, dhe bromi nuk është.

Si të dalloni metalin nga jometali

Dallimi kryesor është se metalet dhurojnë elektrone që janë në renë e jashtme të elektroneve. Jometalet, i tërheqin në mënyrë aktive.

Të gjitha metalet janë përcjellës të mirë të nxehtësisë dhe energjisë elektrike, jometalet janë të privuar nga një mundësi e tillë.

Baza metalike amfoterike

Në kushte normale, këto substanca nuk treten në ujë dhe mund t'i atribuohen në mënyrë të sigurtë elektroliteve të dobëta. Substancat e tilla fitohen pas reaksionit të kripërave të metaleve dhe alkalit. Këto reaksione janë mjaft të rrezikshme për ata që i prodhojnë, dhe për këtë arsye, për shembull, për të marrë hidroksid zinku në një enë me klorur zinku, hidroksidi i natriumit duhet të futet ngadalë dhe me kujdes, pikë-pikë.

Në të njëjtën kohë, amfoterike - ndërvepron me acidet si baza. Kjo do të thotë, kur kryhet reaksioni midis acidit klorhidrik dhe hidroksidit të zinkut, do të shfaqet kloruri i zinkut. Dhe kur ndërveprojnë me bazat, ato sillen si acide.

Ne do t'ia kushtojmë këtë mësim studimit të oksideve amfoterike dhe hidroksideve. Në të do të flasim për substancat që kanë veti amfoterike (të dyfishta) dhe veçoritë e reaksioneve kimike që ndodhin me to. Por së pari, le të përsërisim me çfarë reagojnë oksidet acidike dhe bazike. Pastaj do të shqyrtojmë shembuj të oksideve dhe hidroksideve amfoterike.

Tema: Hyrje

Mësimi: Oksidet dhe hidroksidet amfoterike

Oriz. 1. Substancat që shfaqin veti amfoterike

Oksidet bazë reagojnë me oksidet acidike dhe oksidet acidike reagojnë me bazat. Por ka substanca, oksidet dhe hidroksidet e të cilave, në varësi të kushteve, do të reagojnë si me acidet ashtu edhe me bazat. Veti të tilla quhen amfoterike.

Substancat me veti amfoterike janë paraqitur në figurën 1. Këto janë përbërje të formuara nga beriliumi, zinku, kromi, arseniku, alumini, germaniumi, plumbi, mangani, hekuri, kallaji.

Shembuj të oksideve të tyre amfoterike janë paraqitur në Tabelën 1.

Konsideroni vetitë amfoterike të oksideve të zinkut dhe aluminit. Me shembullin e ndërveprimit të tyre me oksidet bazike dhe acide, me acidin dhe alkalin.

ZnO + Na 2 O → Na 2 ZnO 2 (zinkat natriumi). Oksidi i zinkut sillet si acid.

ZnO + 2NaOH → Na 2 ZnO 2 + H 2 O

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

ZnO + 2HCl → ZnCl 2 + H 2 O

Oksidi i aluminit sillet në mënyrë të ngjashme me oksidin e zinkut:

Ndërveprimi me oksidet dhe bazat bazë:

Al 2 O 3 + Na 2 O → 2NaAlO 2 (metaaluminat natriumi). Oksidi i aluminit sillet si acid.

Al 2 O 3 + 2NaOH → 2NaAlO 2 + H 2 O

Ndërveprimi me oksidet dhe acidet acide. Tregon vetitë e një oksidi bazë.

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

Al 2 O 3 + 6HCl → 2AlCl 3 + 3H 2 O

Reaksionet e konsideruara ndodhin gjatë ngrohjes, gjatë shkrirjes. Nëse marrim tretësira të substancave, atëherë reaksionet do të shkojnë pak më ndryshe.

ZnO + 2NaOH + H 2 O → Na 2 (tetrahidroksozinkat natriumi) Al 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O → 2Na (tetrahidroksoaluminat natriumi)

Si rezultat i këtyre reaksioneve fitohen kripëra që janë komplekse.

Oriz. 2. Mineralet me bazë oksidi alumini

Oksid alumini.

Oksidi i aluminit është një substancë jashtëzakonisht e zakonshme në Tokë. Ajo formon bazën e argjilës, boksitit, zmerilit dhe mineraleve të tjera. Fig. 2.

Si rezultat i bashkëveprimit të këtyre substancave me acidin sulfurik, fitohet sulfat zinku ose sulfat alumini.

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

Reaksionet e hidroksideve të zinkut dhe aluminit me oksid natriumi ndodhin gjatë shkrirjes, sepse këto hidrokside janë të ngurta dhe nuk përfshihen në tretësirë.

Kripa Zn (OH) 2 + Na 2 O → Na 2 ZnO 2 + H 2 O quhet zinkat natriumi.

Kripa 2Al (OH) 3 + Na 2 O → 2NaAlO 2 + 3H 2 O quhet metaaluminat natriumi.

Oriz. 3. Hidroksid alumini

Reaksionet e bazave amfoterike me alkalet karakterizojnë vetitë e tyre acidike. Këto reaksione mund të kryhen si me shkrirjen e lëndëve të ngurta ashtu edhe në tretësirë. Por kjo do të rezultojë në substanca të ndryshme, d.m.th. produktet e reaksionit varen nga kushtet e reaksionit: në shkrirë ose në tretësirë.

Zn (OH) 2 + 2NaOH i ngurtë. Na 2 ZnO 2 + 2H 2 O

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

Tretësirë ​​Zn (OH) 2 + 2NaOH → Na 2 Al (OH) 3 + tretësirë ​​NaOH → Natriumi tetrahidroksoaluminat Al (OH) 3 + 3 Tretësirë ​​NaOH → Heksahidroksoaluminat natriumi Na 3.

Rezulton se tetrahidroksoaluminat natriumi ose heksahidroksoaluminat natriumi varet nga sa alkali kemi marrë. Në reaksionin e fundit, merret shumë alkali dhe formohet heksahidroksoaluminat natriumi.

Elementet që formojnë komponime amfoterike mund të shfaqin vetë veti amfoterike.

Zn + 2NaOH + 2H 2 O → Na 2 + H 2 (tetrahidroksozinkat natriumi)

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

Zn + H 2 SO 4 (dil.) → ZnSO 4 + H 2

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

Kujtojmë se hidroksidet amfoterike janë baza të patretshme. Dhe kur nxehen, ato dekompozohen, duke formuar oksid dhe ujë.

Zbërthimi i bazave amfoterike me ngrohje.

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

Zn (OH) 2 ZnO + H 2 O

Duke përmbledhur mësimin.

Ju keni mësuar vetitë e oksideve amfoterike dhe hidroksideve. Këto substanca kanë veti amfoterike (të dyfishta). Reaksionet kimike që zhvillohen me to kanë veçoritë e tyre. Ju keni shikuar shembuj të oksideve dhe hidroksideve amfoterike .

1. Rudzitis G.E. Inorganike dhe kimi organike... Klasa 8: tekst shkollor për institucionet arsimore: niveli bazë / G.E. Rudzitis, F.G. Feldman, Moskë: Iluminizmi. 2011 176s.: Ill.

2. Popel PP Kimia: klasa 8: tekst shkollor për institucionet arsimore / PP. Popel, L.S. Krivlya. -K .: IT "Akademia", 2008.-240 f.: ill.

3. Gabrielyan O.S. Kimia. Klasa 9. Libër mësuesi. Botuesi: Bustard.: 2001. 224s.

1.Nr.6.10 (fq. 130) Rudzitis G.Ye. Kimi inorganike dhe organike. Klasa 9: tekst shkollor për institucionet arsimore: niveli bazë / G.E. Rudzitis, F.G. Feldman, Moskë: Iluminizmi. 2008 170: i sëmurë.

2. Shkruani formulën për heksahidroksoaluminatin e natriumit. Si merret ky material?

3. Tretësira e hidroksidit të natriumit u shtua gradualisht në tretësirën e sulfatit të aluminit në një tepricë. Çfarë keni vërejtur? Shkruani ekuacionet e reaksionit.

Bazat, hidroksidet amfoterike

Bazat janë substanca komplekse të përbëra nga atome metali dhe një ose më shumë grupe hidrokso (-OH). Formula e përgjithshme është Me + y (OH) y, ku y është numri i grupeve hidrokso i barabartë me gjendjen e oksidimit të metalit Me. Tabela tregon klasifikimin e bazave.

Vetitë e hidroksideve alkaline të metaleve alkaline dhe tokësore alkaline

1. Tretësirat ujore të alkaleve janë me sapun në prekje, ndryshojnë ngjyrën e treguesve: lakmus - në ngjyre blu, fenolftaleinë - në mjedër.

2. Tretësirat ujore disociojnë:

3. Ndërveproni me acidet, duke hyrë në një reaksion shkëmbimi:

Bazat me shumë acide mund të japin kripëra mesatare dhe bazë:

4. Reagojnë me oksidet e acidit, duke formuar kripëra mesatare dhe acide, në varësi të bazicitetit të acidit që i korrespondon këtij oksidi:

5. Ndërveproni me oksidet dhe hidroksidet amfoterike:

a) bashkimi:

b) në tretësirë:

6. Ndërveproni me kripërat e tretshme në ujë nëse formohet sediment ose gaz:

Bazat e patretshme (Cr (OH) 2, Mn (OH) 2, etj.) ndërveprojnë me acidet dhe dekompozohen kur nxehen:

Hidroksidet amfoterike

Komponimet amfoterike quhen komponime që, në varësi të kushteve, mund të jenë edhe dhurues të kationeve të hidrogjenit dhe të shfaqin veti acidike, edhe pranuesit e tyre, d.m.th., të shfaqin veti bazike.

Vetitë kimike të përbërjeve amfoterike

1. Duke ndërvepruar me acide të forta, ato shfaqin veti themelore:

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

2. Duke bashkëvepruar me alkalet - baza të forta, ato shfaqin veti acidike:

Zn (OH) 2 + 2NaOH = Na 2 ( kripë komplekse)

Al (OH) 3 + NaOH = Na ( kripë komplekse)

Komponimet quhen komplekse në të cilat të paktën një lidhje kovalente formohet nga mekanizmi dhurues-pranues.

Metoda e përgjithshme për marrjen e bazave bazohet në reaksionet e shkëmbimit, me ndihmën e të cilave mund të fitohen baza të patretshme dhe të tretshme.

CuSО 4 + 2КОН = Cu (OH) 2 ↓ + K 2 SO 4

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

Kur bazat e tretshme fitohen me këtë metodë, një kripë e patretshme precipiton.

Kur merren baza të patretshme në ujë me veti amfoterike, duhet të shmanget një tepricë e alkalit, pasi mund të ndodhë shpërbërja e bazës amfoterike, për shembull:

АlСl 3 + 4КОН = К [Аl (ОН) 4] + 3КСl

Në raste të tilla, hidroksidi i amonit përdoret për të marrë hidrokside, në të cilat hidroksidet amfoterike nuk treten:

АlСl 3 + 3NH 3 + ЗН 2 О = Аl (ОН) 3 ↓ + 3NH 4 Cl

Hidroksidet e argjendit dhe të merkurit dekompozohen aq lehtë sa që kur përpiqen t'i marrin ato me një reaksion shkëmbimi, oksidet precipitojnë në vend të hidroksideve:

2AgNO 3 + 2KON = Ag 2 O ↓ + H 2 O + 2KNO 3

Në industri, alkalet zakonisht përftohen nga elektroliza e solucioneve ujore të klorureve.

2NaCl + 2Н 2 О → ϟ → 2NaOH + H 2 + Cl 2

Alkalet mund të përftohen gjithashtu duke reaguar me ujë të metaleve alkaline dhe alkaline tokësore ose oksideve të tyre.

2Li + 2H 2 O = 2LiOH + H 2

SrO + H 2 O = Sr (OH) 2

Acidi

Acidet quhen substanca komplekse, molekulat e të cilave përbëhen nga atome hidrogjeni që mund të zëvendësohen me atome metali dhe mbetje acide. Në kushte normale, acidet mund të jenë të ngurtë (fosforik H 3 PO 4; silic H 2 SiO 3) dhe të lëngshëm (lëng i pastër do të jetë acid sulfurik H2SO4).

Gaze të tilla si kloruri i hidrogjenit HCl, hidrogjen bromi HBr, sulfuri i hidrogjenit H 2 S formojnë acidet përkatëse në tretësirat ujore. Numri i joneve të hidrogjenit të formuar nga secila molekulë acidi gjatë disociimit përcakton ngarkesën e mbetjes së acidit (anionit) dhe bazën e acidit.

Sipas teoria protolitike e acideve dhe bazave, propozuar njëkohësisht nga kimisti danez Brønsted dhe kimisti anglez Lowry, një acid quhet një substancë. duke u ndarë me këtë reagim protonet, a bazë- një substancë e aftë për marrin protone.

acid → bazë + H +

Bazuar në ide të tilla, është e qartë vetitë themelore të amoniakut, i cili, për shkak të pranisë së një çifti elektronik të vetëm në atomin e azotit, pranon në mënyrë efektive një proton kur ndërvepron me acidet, duke formuar një jon amoniumi përmes një lidhje dhurues-pranues.

HNO 3 + NH 3 ⇆ NH 4 + + NO 3 -

bazë acid bazë acid

Përkufizim më i përgjithshëm i acideve dhe bazave sugjeruar nga kimisti amerikan G. Lewis. Ai sugjeroi që ndërveprimet acid-bazë janë plotësisht nuk ndodhin domosdoshmërisht me transferimin e protoneve. Në përcaktimin e acideve dhe bazave sipas Lewis, roli kryesor në reaksionet kimike i është caktuar çifte elektronike.

Quhen katione, anione ose molekula neutrale të afta të pranojnë një ose më shumë çifte elektronesh Acidet Lewis.

Kështu, për shembull, fluori i aluminit AlF 3 është një acid, pasi është i aftë të pranojë një çift elektronik kur ndërvepron me amoniak.

AlF 3 +: NH 3 ⇆:

Kationet, anionet ose molekulat neutrale të afta të dhurojnë çifte elektronike quhen baza Lewis (amoniaku është një bazë).

Përkufizimi i Lewis mbulon të gjitha proceset acid-bazë që janë konsideruar nga teoritë e propozuara më parë. Tabela krahason përkufizimet e acideve dhe bazave të përdorura aktualisht.

Nomenklatura e acideve

Meqenëse ekzistojnë përkufizime të ndryshme të acideve, klasifikimi dhe nomenklatura e tyre janë mjaft arbitrare.

Sipas numrit të atomeve të hidrogjenit që mund të eliminohen në një tretësirë ​​ujore, acidet ndahen në monobazike(për shembull, HF, HNO 2), dybazike(H 2 CO 3, H 2 SO 4) dhe tribazike(H 3 PO 4).

Sipas përbërjes, acidi ndahet në anoksike(HCl, H2S) dhe oksigjenuar(HClO 4, HNO 3).

Zakonisht Emrat e acideve të oksigjenuara janë bërë nga emri i një jometali me shtimin e mbaresave -ka, -të, nëse gjendja e oksidimit të jometalit është e barabartë me numrin e grupit. Ndërsa gjendja e oksidimit zvogëlohet, prapashtesat ndryshojnë (në rend të uljes së gjendjes së oksidimit të metaleve): -disa, e vërtetë, -e ëmbël:

Nëse marrim parasysh polaritetin e lidhjes hidrogjen-jometal brenda periudhës, mund të lidhet lehtësisht polariteti i kësaj lidhjeje me pozicionin e elementit në Tabelën Periodike. Nga atomet e metaleve, të cilët humbasin lehtësisht elektronet e valencës, atomet e hidrogjenit i pranojnë këto elektrone, duke formuar një shtresë të qëndrueshme dy-elektronike si lëvozhga e një atomi të heliumit dhe japin hidride metalike jonike.

Në përbërjet hidrogjenore të elementeve të grupeve III-IV të Tabelës Periodike, bor, alumin, karboni, silikoni formojnë lidhje kovalente, dobët polare me atomet e hidrogjenit, jo të prirur për shpërbërje. Për elementet e grupeve V-VII Tabelë periodike brenda periudhës, polariteti i lidhjes jometal-hidrogjen rritet me ngarkesën e atomit, por shpërndarja e ngarkesave në dipolin që rezulton është e ndryshme sesa në përbërjet hidrogjenore të elementeve që priren të dhurojnë elektrone. Atomet e jometaleve, në të cilat nevojiten disa elektrone për të kompletuar shtresën elektronike, tërheqin (polarizojnë) një palë elektrone lidhjesh, aq më e fortë aq më e madhe është ngarkesa e bërthamës. Prandaj, në serinë CH 4 - NH 3 - Н 2 O - HF ose SiH 4 - PH 3 - H 2 S - НСl lidhjet me atomet e hidrogjenit, duke mbetur kovalente, fitojnë një karakter më polar, dhe atomi i hidrogjenit në dipol. e lidhjes element-hidrogjen bëhet më elektropozitive. Nëse molekulat polare përfundojnë në një tretës polar, mund të ndodhë disociimi elektrolitik.

Le të diskutojmë sjelljen e acideve që përmbajnë oksigjen në tretësirat ujore. Këto acide kanë komunikimi N-O-E dhe, natyrisht, polariteti i lidhjes Н-О ndikohet nga komunikimi O-E... Prandaj, këto acide shpërndahen, si rregull, më lehtë se uji.

H 2 SO 3 + H 2 O ⇆ H s O + + HSO 3

HNO 3 + H 2 O ⇆ H s O + + NO 3

Le të shohim disa shembuj. vetitë e acideve që përmbajnë oksigjen, të formuara nga elementë që janë në gjendje të shfaqin gjendje të ndryshme oksidimi. Dihet se acid hipoklorikНСlO shumë i dobët acid klorhidrik HClO 2 gjithashtu i dobët por më i fortë hipoklor, acid klorhidrik HClO 3 të fortë. Acidi perklorik НСlO 4 - një nga më i forti acidet inorganike.

Për ndarjen sipas llojit të acidit (me eliminimin e jonit H), kërkohet një këputje komunikimi O-N... Si mund ta shpjegoni uljen e forcës së kësaj lidhjeje në serinë НСlO - НСlO 2 - НСlO 3 - НСClO 4? Në këtë seri, numri i atomeve të oksigjenit të lidhur me atomin qendror të klorit rritet. Sa herë që formohet një lidhje e re e oksigjenit me klorin, dendësia e elektroneve tërhiqet nga atomi i klorit, dhe rrjedhimisht nga lidhja e vetme O-Cl. Si rezultat, dendësia e elektroneve pjesërisht largohet nga lidhja O - H, e cila dobësohet për shkak të kësaj.

Një model i tillë - rritja e vetive acidike me një rritje të gjendjes së oksidimit të atomit qendror - karakteristik jo vetëm për klorin, por edhe për elementët e tjerë. Për shembull, acidi nitrik HNO 3, në të cilin gjendja e oksidimit të azotit është +5, është më i fortë se acidi azotik HNO 2 (gjendja e oksidimit të azotit është +3); acidi sulfurik H 2 SO 4 (S +6) është më i fortë se acidi sulfurik H 2 SO 3 (S +4).

Marrja e acideve

1. Acidet anoksike mund të përftohen me lidhje direkte të jometaleve me hidrogjenin.

H2 + Cl2 → 2HCl,

H 2 + S ⇆ H 2 S

2. Mund të përftohen disa acide të oksigjenuara ndërveprimi i oksideve acidike me ujin.

3. Mund të përftohen edhe acide anoksike edhe ato që përmbajnë oksigjen mbi reagimet e shkëmbimit ndërmjet kripërave dhe acideve të tjera.

BaBr 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2HBr

CuSO 4 + H 2 S = H 2 SO 4 + CuS ↓

FeS + H 2 SO 4 (pa sb) = H 2 S + FeSO 4

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

AgNO 3 + HCl = AgCl ↓ + HNO 3

CaCO 3 + 2HBr = CaBr 2 + CO 2 + H 2 O

4. Disa acide mund të përftohen duke përdorur reaksionet redoks.

H 2 O 2 + SO 2 = H 2 SO 4

3Р + 5HNO 3 + 2Н 2 O = ЗН 3 РО 4 + 5NO 2

Shija e thartë, veprimi në tregues, përçueshmëria elektrike, ndërveprimi me metalet, oksidet bazike dhe amfoterike, bazat dhe kripërat, formimi i estereve me alkoolet - këto veti janë të zakonshme për acidet inorganike dhe organike.

mund të ndahet në dy lloje reaksionesh:

1) janë të zakonshme për acidet reaksionet shoqërohen me formimin e jonit të hidroniumit H 3 O + në tretësirat ujore;

2) specifike reaksione (d.m.th. karakteristike). acide specifike.

Joni i hidrogjenit mund të hyjë në redoks reaksionet, duke u reduktuar në hidrogjen dhe në reaksionin e komponimit me grimca të ngarkuara negativisht ose neutrale që kanë çifte të vetme elektronesh, d.m.th., in reaksionet acido-bazike.

Vetitë e përgjithshme të acideve përfshijnë reaksionet e acideve me metale që qëndrojnë në një seri tensionesh deri në hidrogjen, për shembull:

Zn + 2H + = Zn 2+ + H2

Reaksionet acido-bazike përfshijnë reaksionet me oksidet dhe bazat bazike, si dhe me kripërat mesatare, bazike dhe ndonjëherë acidike.

2 CO 3 + 4HBr = 2CuBr 2 + CO 2 + 3H 2 O

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

2KHSO 3 + H 2 SO 4 = K 2 SO 4 + 2SO 2 + 2H 2 O

Vini re se acidet polibazike shpërndahen hap pas hapi, dhe në çdo hap pasues, shpërbërja është më e vështirë, prandaj, me një tepricë të acidit, kripërat acidike formohen më shpesh, sesa ato mesatare.

Ca 3 (PO 4) 2 + 4H 3 PO 4 = 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 = KHS + H 2 O

Në pamje të parë, formimi i kripërave acidike mund të duket i habitshëm monobazike acid hidrofluorik (hidrofluorik). Megjithatë, ky fakt mund të shpjegohet. Ndryshe nga të gjithë acidet e tjera hidrohalike, acidi hidrofluorik në tretësirë ​​është pjesërisht i polimerizuar (për shkak të formimit të lidhjeve hidrogjenore) dhe në të mund të jenë të pranishme grimca të ndryshme (HF) X, përkatësisht H 2 F 2, H 3 F 3, etj.

Një rast i veçantë i ekuilibrit acid-bazë - reaksionet e acideve dhe bazave me tregues që ndryshojnë ngjyrën e tyre në varësi të aciditetit të tretësirës. Treguesit përdoren në analiza cilësore për zbulimin e acideve dhe bazave në zgjidhje.

Treguesit më të përdorur janë - lakmus(v neutrale mjedisi vjollcë, v i thartë - E kuqe, v alkaline - blu), portokalli metil(v i thartë mjedisi E kuqe, v neutrale - portokalli, v alkaline - e verdhë), fenolftaleinë(v fort alkaline mjedisi e kuqe e kuqe v neutral dhe acid - pa ngjyrë).

Vetitë specifike acide të ndryshme mund të jenë të dy llojeve: së pari, reaksionet që çojnë në formimin kripëra të patretshme dhe së dyti transformimet redoks. Nëse reaksionet që lidhen me praninë e jonit H + në to janë të zakonshme për të gjitha acidet (reaksionet cilësore për zbulimin e acideve), reagimet specifike përdoren si cilësore për acidet individuale:

Ag + + Cl - = AgCl (precipitat i bardhë)

Ba 2+ + SO 4 2- = BaSO 4 (precipitat i bardhë)

3Ag + + PO 4 3 - = Ag 3 PO 4 (precipitat i verdhë)

Disa reaksione specifike të acideve janë për shkak të vetive të tyre redoks.

Acidet anoksike në tretësirën ujore mund të oksidohen vetëm.

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

H 2 S + Br 2 = S + 2HBg

Acidet që përmbajnë oksigjen mund të oksidohen vetëm nëse atomi qendror në to është në një gjendje oksidimi më të ulët ose të ndërmjetëm, si, për shembull, në acidin sulfurik:

H 2 SO 3 + Cl 2 + H 2 O = H 2 SO 4 + 2 HCl

Shumë acide që përmbajnë oksigjen, në të cilat atomi qendror ka gjendjen maksimale të oksidimit (S +6, N +5, Cr +6), shfaqin vetitë e agjentëve të fortë oksidues. H 2 SO 4 i koncentruar është një agjent i fortë oksidues.

Cu + 2H 2 SO 4 (konc) = CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O

Pb + 4HNO 3 = Pb (NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

C + 2H 2 SO 4 (konc) = CO 2 + 2SO 2 + 2H 2 O

Duhet mbajtur mend se:

• Tretësirat e acidit reagojnë me metalet në serinë elektrokimike të tensioneve në të majtë të hidrogjenit, duke iu nënshtruar një sërë kushtesh, më e rëndësishmja prej të cilave është formimi i një kripe të tretshme si rezultat i reaksionit. Ndërveprimi i HNO 3 dhe H 2 SO 4 (konc.) me metalet vazhdon ndryshe.

Acidi sulfurik i koncentruar pasivizon aluminin, hekurin, kromin në të ftohtë.

• Në ujë, acidet shpërndahen në katione hidrogjeni dhe anione të mbetjeve acide, për shembull:

• Acidet inorganike dhe organike ndërveprojnë me oksidet bazike dhe amfoterike, me kusht që të formohet një kripë e tretshme:

• Si ato ashtu edhe acidet e tjera reagojnë me bazat. Acidet polibazike mund të formojnë kripëra mesatare dhe acide (këto janë reaksione neutralizimi):

• Reagimi midis acideve dhe kripërave ndodh vetëm nëse formohet një precipitat ose gaz:

Ndërveprimi i H 3 PO 4 me gurin gëlqeror do të pushojë për shkak të formimit të precipitatit të fundit të patretshëm Ca 3 (PO 4) 2 në sipërfaqe.

Veçoritë e vetive të acideve nitrik HNO 3 dhe sulfurik të përqendruar H 2 SO 4 (konc.) janë për shkak të faktit se kur ndërveprojnë me substanca të thjeshta (metale dhe jometale), jonet nitrat dhe sulfate, në vend të H + katione, do të veprojnë si oksidantë. Është logjike të pritet që si rezultat i reaksioneve të tilla të mos formohet hidrogjen H 2, por të përftohen substanca të tjera: domosdoshmërisht kripë dhe ujë, si dhe një nga produktet reduktuese të joneve të nitrateve ose sulfatit, në varësi të përqendrimit të acidet, pozicioni i metalit në një sërë tensionesh dhe kushtet e reagimit (temperatura, shkalla e imtësisë së metalit etj.).

Këto veçori të sjelljes kimike të HNO 3 dhe H 2 SO 4 (konc.) Ilustrojnë qartë tezën e teorisë struktura kimike për ndikimin reciprok të atomeve në molekulat e substancave.

Konceptet e paqëndrueshmërisë dhe stabilitetit (stabilitetit) shpesh ngatërrohen. Acidet e avullueshme quhen acide, molekulat e të cilave kalojnë lehtësisht në gjendje të gaztë, domethënë avullojnë. Për shembull, acidi klorhidrik është një acid i paqëndrueshëm, por i qëndrueshëm, i qëndrueshëm. Paqëndrueshmëria e acideve të paqëndrueshme nuk mund të gjykohet. Për shembull, acidi silicik jo i paqëndrueshëm dhe i patretshëm zbërthehet në ujë dhe SiO2. Tretësirat ujore të acideve klorhidrik, nitrik, sulfurik, fosforik dhe një sërë acidesh të tjera nuk kanë ngjyrë. Një zgjidhje ujore e acidit kromik H 2 CrO 4 ka një ngjyrë të verdhë, acid manganik HMnO 4 - mjedër.

Materiali referues për kalimin e testit:

Tabela e Mendelejevit

Tabela e tretshmërisë

Metalet amfoterike janë substanca të thjeshta që janë strukturore, kimike dhe të ngjashme me grupin metalik të elementeve. Vetë metalet nuk mund të shfaqin veti amfoterike, në kontrast me përbërjet e tyre. Për shembull, oksidet dhe hidroksidet e disa metaleve kanë një natyrë kimike të dyfishtë - në disa kushte ato sillen si acide, ndërsa në të tjera ato kanë vetitë e alkaleve.

Metalet kryesore amfoterike janë alumini, zinku, kromi, hekuri. Ky grup elementësh përfshin beriliumin dhe stronciumin.

amfotericiteti?

Kjo pronë u zbulua për herë të parë shumë kohë më parë. Dhe termi "elemente amfoterike" u fut në shkencë në 1814 nga kimistët e famshëm L. Thénard dhe J. Gay-Lussac. Në ato ditë, ishte zakon të ndaheshin komponimet kimike në grupe që korrespondonin me vetitë e tyre themelore gjatë reaksioneve.

Megjithatë, grupi i oksideve dhe bazave kishte fuqi të dyfishta. Në disa kushte, substanca të tilla silleshin si alkale, në të tjera, përkundrazi, ato vepronin si acide. Kështu lindi termi "amfoterizëm". Për këto, sjellja gjatë reaksionit acid-bazë varet nga kushtet e zbatimit të tij, nga natyra e reagentëve të përfshirë, si dhe nga vetitë e tretësit.

Është interesante se në kushte natyrore, metalet amfoterike mund të ndërveprojnë si me alkalin ashtu edhe me acidin. Për shembull, gjatë reagimit të aluminit me sulfat alumini formohet. Dhe kur i njëjti metal reagon me alkali të koncentruar, formohet një kripë komplekse.

Bazat amfoterike dhe vetitë kryesore të tyre

Në kushte normale, këto janë trupa të ngurtë. Ato janë praktikisht të patretshme në ujë dhe konsiderohen të jenë elektrolite mjaft të dobëta.

Metoda kryesore për përgatitjen e bazave të tilla është reagimi i një kripe metalike me një sasi të vogël alkali. Reagimi i reshjeve duhet të kryhet ngadalë dhe me kujdes. Për shembull, kur merrni hidroksid zinku në një epruvetë me klorur zinku, shtoni me kujdes hidroksid natriumi me pika. Shkundni lehtë enën çdo herë për të parë një shtresë të bardhë metali në fund të enës.

Me acidet dhe substancat amfoterike reagojnë si baza. Për shembull, kur hidroksidi i zinkut reagon me acid klorhidrik, klorur zinku formohet.

Por gjatë reaksioneve me bazat, bazat amfoterike sillen si acide.

Përveç kësaj, me ngrohje të fortë, ato dekompozohen me formimin e oksidit amfoterik përkatës dhe ujit.

Metalet amfoterike më të zakonshme janë: një përshkrim të shkurtër të

Zinku bën pjesë në grupin e elementeve amfoterike. Dhe megjithëse lidhjet e kësaj substance u përdorën gjerësisht në qytetërimet e lashta, ata ishin në gjendje ta izolonin atë në formën e tij të pastër vetëm në 1746.

Metali i pastër është një substancë mjaft e brishtë kaltërosh. Në ajër, zinku oksidohet me shpejtësi - sipërfaqja e tij njolloset dhe mbulohet me një film të hollë oksidi.

Në natyrë, zinku ekziston kryesisht në formën e mineraleve - zincit, smithsonit, kalamit. Substanca më e famshme është blendja e zinkut, e cila përbëhet nga sulfidi i zinkut. Depozitat më të mëdha të këtij minerali gjenden në Bolivi dhe Australi.

Alumini sot konsiderohet metali më i bollshëm në planet. Lidhjet e saj janë përdorur për shumë shekuj, dhe në 1825 substanca u izolua në formën e saj më të pastër.

Alumini i pastër është një metal i lehtë, i argjendtë. Ai dorëzohet lehtësisht përpunimit dhe hedhjen. Ky element ka përçueshmëri të lartë elektrike dhe termike. Përveç kësaj, ky metal është rezistent ndaj korrozionit. Fakti është se sipërfaqja e saj është e mbuluar me një film oksidi të hollë, por shumë rezistent.

Sot alumini përdoret gjerësisht në industri.

Komponimet amfoterike

Kimia është gjithmonë një unitet i të kundërtave.

Shikoni tabelën periodike.

Disa elementë (pothuajse të gjitha metalet që shfaqin gjendje oksidimi +1 dhe +2) formohen kryesor oksidet dhe hidroksidet. Për shembull, kaliumi formon oksidin K 2 O, dhe hidroksidin KOH. Ato shfaqin veti themelore, të tilla si bashkëveprimi me acidet.

K2O + HCl → KCl + H2O

Formohen disa elementë (shumica e jometaleve dhe metaleve me gjendje oksidimi +5, +6, +7). acidike oksidet dhe hidroksidet. Hidroksidet e acidit janë acide që përmbajnë oksigjen, ato quhen hidrokside, sepse ekziston një grup hidroksil në strukturë, për shembull, squfuri formon oksid acid SO 3 dhe hidroksid acid H 2 SO 4 (acid sulfurik):

Komponime të tilla shfaqin veti acidike, për shembull, ato reagojnë me bazat:

H2SO4 + 2KOH → K2SO4 + 2H2O

Dhe ka elementë që formojnë okside dhe hidrokside të tilla që shfaqin veti acidike dhe bazike. Ky fenomen quhet amfotericiteti ... Oksidet dhe hidroksidet e tilla do të jenë fokusi ynë në këtë artikull. Të gjitha oksidet dhe hidroksidet amfoterike janë të ngurta, të patretshme në ujë.

Si fillim, si mund të dalloni nëse një oksid ose hidroksid është amfoterik? Ekziston një rregull, pak i kushtëzuar, por prapë mund ta përdorni:

Hidroksidet dhe oksidet amfoterike formohen nga metalet, në gjendje oksidimi +3 dhe +4, Për shembull (Al 2 O 3 , Al(Oh) 3 , Fe 2 O 3 , Fe(Oh) 3)

Dhe katër përjashtime:metaletZn , Bëhuni , Pb , Sn formojnë oksidet dhe hidroksidet e mëposhtme:ZnO , Zn ( Oh ) 2 , BeO , Bëhuni ( Oh ) 2 , PbO , Pb ( Oh ) 2 , SnO , Sn ( Oh ) 2 , në të cilat shfaqin gjendje oksidimi +2, por pavarësisht kësaj, këto komponime shfaqin vetitë amfoterike .

Oksidet amfoterike më të zakonshme (dhe hidroksidet e tyre përkatëse): 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.

Vetitë e përbërjeve amfoterike nuk janë të vështira për t'u mbajtur mend: ato ndërveprojnë me të acidet dhe alkalet.

• me ndërveprimin me acidet, gjithçka është e thjeshtë, në këto reaksione përbërjet amfoterike sillen si ato kryesore:

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

Hidroksidet reagojnë në të njëjtën mënyrë:

Fe (OH) 3 + 3HCl → FeCl 3 + 3H 2 O

Pb (OH) 2 + 2HCl → PbCl 2 + 2H 2 O

• Ndërveprimi me alkalet është pak më i komplikuar. Në këto reaksione, komponimet amfoterike sillen si acide, dhe produktet e reagimit mund të jenë të ndryshme, gjithçka varet nga kushtet.

Ose reaksioni zhvillohet në tretësirë, ose substancat reaguese merren të ngurta dhe shkrihen.

Ndërveprimi i përbërjeve bazë me përbërjet amfoterike gjatë shkrirjes.

Le të hedhim një vështrim në hidroksidin e zinkut si një shembull. Siç u përmend më herët, komponimet amfoterike ndërveprojnë me ato bazike dhe sillen si acide. Pra, le të shkruajmë hidroksidin e zinkut Zn (OH) 2 si acid. Acidi ka hidrogjen në pjesën e përparme, le ta nxjerrim atë: H 2 ZnO 2. Dhe reagimi i alkalit me hidroksid do të vazhdojë sikur të ishte një acid. "Mbetjet e acidit" ZnO 2 2 - bivalent:

2K Oh(tv.) + H 2 ZnO 2 (i ngurtë) (t, shkrirje) → K 2 ZnO 2 + 2 H 2 O

Substanca që rezulton K 2 ZnO 2 quhet metazinkat i kaliumit (ose thjesht zinkat i kaliumit). Kjo substancë është një kripë e kaliumit dhe një "acid zinku" hipotetik H 2 ZnO 2 (nuk është plotësisht e saktë t'i quajmë përbërës të tillë kripëra, por për lehtësinë tonë do ta harrojmë). Vetëm hidroksidi i zinkut duhet të shkruhet kështu: H 2 ZnO 2 nuk është i mirë. Ne shkruajmë Zn (OH) 2 si zakonisht, por nënkuptojmë (për lehtësinë tonë) që është "acid":

2KOH (s) + Zn (OH) 2 (s) (t, shkrirje) → K 2 ZnO 2 + 2H 2 O

Me hidroksidet, në të cilat ka 2 grupe OH, gjithçka do të jetë e njëjtë si me zinkun:

Be (OH) 2 (tv.) + 2NaOH (tv.) (T, shkrirje) → 2H 2 O + Na 2 BeO 2 (metaberilat natriumi, ose berillat)

Pb (OH) 2 (tv.) + 2NaOH (tv.) (T, shkrirje) → 2H 2 O + Na 2 PbO2 (metaplumbat natriumi, ose plumbat)

Hidroksidet amfoterike me tre grupe OH (Al (OH) 3, Cr (OH) 3, Fe (OH) 3) janë paksa të ndryshme.

Le të analizojmë duke përdorur shembullin e hidroksidit të aluminit: Al (OH) 3, e shkruajmë në formën e një acidi: H 3 AlO 3, por nuk e lëmë në këtë formë, por e nxjerrim ujin prej andej:

H 3 AlO 3 - H 2 O → HAlO 2 + H 2 O.

Këtu punojmë me këtë "acid" (HAlO 2):

HAlO 2 + KOH → H 2 O + KAlO 2 (meta-aluminat kaliumi, ose thjesht aluminat)

Por hidroksidi i aluminit nuk mund të shkruhet si ky HAlO 2, ne e shkruajmë atë si zakonisht, por nënkuptojmë "acid" atje:

Al (OH) 3 (s) + KOH (s) (t, shkrirja) → 2H 2 O + KAlO 2 (meta-aluminat kaliumi)

Është e njëjta gjë me hidroksidin e kromit:

Cr (OH) 3 → H 3 CrO 3 → HCrO 2

Cr (OH) 3 (s) + KOH (s) (t, shkrirje) → 2H 2 O + KCrO 2 (metakromat kaliumi,

POR JO KROMATI, kromatet janë kripëra të acidit kromik).

Me hidroksidet që përmbajnë katër grupe OH, është saktësisht e njëjtë: ne lëvizim hidrogjenin përpara dhe largojmë ujin:

Sn (OH) 4 → H 4 SnO 4 → H 2 SnO 3

Pb (OH) 4 → H 4 PbO 4 → H 2 PbO 3

Duhet mbajtur mend se plumbi dhe kallaji formojnë dy hidrokside amfoterike secila: me gjendje oksidimi +2 (Sn (OH) 2, Pb (OH) 2) dhe +4 (Sn (OH) 4, Pb (OH) 4) .

Dhe këto hidrokside do të formojnë "kripëra" të ndryshme:

Gjendja e oksidimit
Formula e hidroksidit	Sn (OH) 2	Pb (OH) 2	Sn (OH) 4	Pb (OH) 4
Acidi i formulës së hidroksidit	H 2 SnO 2	H2PbO2	H 2 SnO 3	H2PbO3
Kripë (kalium)	K 2 SnO 2	K 2 PbO 2	K 2 SnO 3	K 2 PbO 3
Emri i kripës			metastannAT	metablumbAT

Të njëjtat parime si në emrat e "kripërave" të zakonshme, elementi në gjendjen më të lartë të oksidimit është prapashtesa AT, në të ndërmjetme - IT.

"Kripëra" të tilla (metakromate, metaaluminate, metaberilate, metazinkate etj.) përftohen jo vetëm si rezultat i bashkëveprimit të alkaleve dhe hidroksideve amfoterike. Këto komponime formohen gjithmonë kur "bota" fort bazë dhe amfoterike (kur shkrihen) vijnë në kontakt. Kjo do të thotë, në të njëjtën mënyrë si hidroksidet amfoterike, oksidet amfoterike dhe kripërat e metaleve që formojnë okside amfoterike (kripërat e acideve të dobëta) do të reagojnë me alkalet. Dhe në vend të alkalit, mund të merrni një oksid të fortë bazë, dhe një kripë të një metali që formon një alkali (një kripë e një acidi të dobët).

Ndërveprimet:

Mbani mend, reagimet e mëposhtme ndodhin gjatë shkrirjes.

Oksid amfoterik me oksid bazë të fortë:

ZnO (i ngurtë) + K 2 O (i ngurtë) (t, shkrirje) → K 2 ZnO2 (metazinkat kaliumi, ose thjesht zinkat kaliumi)

Oksid amfoterik me alkali:

ZnO (s) + 2KOH (s) (t, shkrirje) → K 2 ZnO 2 + H 2 O

Oksid amfoterik me një kripë të një acidi të dobët dhe një metal që formon një alkali:

ZnO (i ngurtë) + K 2 CO 3 (i ngurtë) (t, shkrirja) → K 2 ZnO 2 + CO 2

Hidroksid amfoterik me oksid bazë të fortë:

Zn (OH) 2 (s) + K 2 O (s) (t, shkrirje) → K 2 ZnO 2 + H 2 O

Hidroksidi amfoterik me alkali:

Zn (OH) 2 (s) + 2KOH (s) (t, shkrirje) → K 2 ZnO 2 + 2H 2 O

Hidroksid amfoterik me një kripë të një acidi të dobët dhe një metal që formon një alkali:

Zn (OH) 2 (s) + K 2 CO 3 (s) (t, shkrirje) → K 2 ZnO 2 + CO 2 + H 2 O

Kripërat e një acidi të dobët dhe të një metali që formojnë një përbërje amfoterike me një oksid fort bazë:

ZnCO 3 (s) + K 2 O (s) (t, shkrirje) → K 2 ZnO 2 + CO 2

Kripërat e një acidi të dobët dhe një metali që formojnë një përbërje amfoterike me një alkali:

ZnCO 3 (s) + 2KOH (s) (t, shkrirje) → K 2 ZnO 2 + CO 2 + H 2 O

Kripërat e një acidi të dobët dhe një metali që formon një përbërje amfoterike me një kripë të një acidi të dobët dhe një metal që formon një alkali:

ZnCO 3 (s) + K 2 CO 3 (s) (t, shkrirje) → K 2 ZnO 2 + 2CO 2

Më poshtë është informacioni për kripërat e hidroksideve amfoterike, më të zakonshmet në Provimin e Unifikuar të Shtetit janë shënuar me të kuqe.

	Hidroksidi	Hidroksidi si acid	Mbetje acidike		Emri i kripës
BeO	Bëhu (OH) 2	H 2 BeO 2	BeO 2 2-	K 2 BeO 2	Methaberyllate (beryllate)
ZnO	Zn (OH) 2	H 2 ZnO 2	ZnO 2 2-	K 2 ZnO 2	Metazinkat (zinkat)
Al 2 O 3	Al (OH) 3	HAlO 2	AlO 2 —	KAlO 2	Metaaluminat (aluminat)
Fe 2 O 3	Fe (OH) 3	HFeO 2	FeO 2 -	KFeO 2	Metaferrat (POR JO FERRAT)
	Sn (OH) 2	H 2 SnO 2	SnO 2 2-	K 2 SnO 2
	Pb (OH) 2	H2PbO2	PbO 2 2-	K 2 PbO 2
SnO 2	Sn (OH) 4	H 2 SnO 3	SnO 3 2-	K 2 SnO 3	MetastannAT (stannate)
PbO 2	Pb (OH) 4	H2PbO3	PbO 3 2-	K 2 PbO 3	Metablumbat (plumbat)
Cr 2 O 3	Cr (OH) 3	HCrO 2	CrO 2 -	KCrO 2	Metakromat (POR JO KROMAT)

Ndërveprimi i përbërjeve amfoterike me tretësirat alkaline (këtu vetëm alkalet).

Në Provimin e Unifikuar të Shtetit, kjo quhet "shpërbërja e alkalit të hidroksidit të aluminit (zink, beril, etj.)". Kjo është për shkak të aftësisë së metaleve në përbërjen e hidroksideve amfoterike në prani të një tepricë të joneve hidroksid (në një mjedis alkalik) për t'i bashkuar këto jone me vete. Një grimcë formohet me një metal (alumin, beril, etj.) në qendër, i cili është i rrethuar nga jone hidroksid. Kjo grimcë bëhet e ngarkuar negativisht (anion) për shkak të joneve hidroksid dhe ky jon do të quhet hidroksaluminat, hidroksizinkat, hidroksiberillat etj. Për më tepër, procesi mund të vazhdojë në mënyra të ndryshme, metali mund të rrethohet nga një numër i ndryshëm jonesh hidroksid.

Ne do të shqyrtojmë dy raste: kur metali është i rrethuar katër jone hidroksid dhe kur ai është i rrethuar gjashtë jone hidroksid.

Le të shkruajmë ekuacionin e shkurtuar jonik të këtyre proceseve:

Al (OH) 3 + OH - → Al (OH) 4 -

Joni që rezulton quhet jon tetrahidroksoaluminat. Parashtesa "tetra-" shtohet sepse ka katër jone hidroksid. Joni tetrahidroksoaluminat ka një ngarkesë -, pasi alumini mbart një ngarkesë 3+, dhe katër jone hidroksid 4-, totali është -.

Al (OH) 3 + 3OH - → Al (OH) 6 3-

Joni i formuar në këtë reaksion quhet joni heksahidroksoaluminat. Parashtesa "hexo" shtohet sepse joni hidroksid është gjashtë.

Është e domosdoshme të shtoni një prefiks që tregon sasinë e joneve hidroksid. Sepse nëse thjesht shkruani "hidroksoaluminat", nuk është e qartë se cilin jon e keni parasysh: Al (OH) 4 - ose Al (OH) 6 3-.

Kur alkali ndërvepron me hidroksid amfoterik, në tretësirë ​​formohet një kripë. Kationi i të cilit është një kation alkali, dhe anioni është një jon kompleks, formimin e të cilit e kemi shqyrtuar më herët. Anion është kllapa katrore.

Al (OH) 3 + KOH → K (tetrahidroksoaluminat kaliumi)

Al (OH) 3 + 3KOH → K 3 (heksahidroksoaluminat kaliumi)

Çfarë lloj kripe (heksa- ose tetra-) shkruani si produkt nuk ka rëndësi. Edhe në përgjigjet e PËRDORIMIT shkruhet: “... K 3 (lejohet formimi i K-së”.

Përveç hidroksideve amfoterike, oksidet amfoterike reagojnë me alkalet. Produkti do të jetë i njëjtë. Vetëm nëse e shkruani reagimin si ky:

Al 2 O 3 + NaOH → Na

Al 2 O 3 + NaOH → Na 3

Por këto reagime nuk do të barazohen për ju. Është e nevojshme të shtoni ujë në anën e majtë, sepse ndërveprimi zhvillohet në një zgjidhje, ka ujë të mjaftueshëm atje dhe gjithçka do të barazohet:

Al 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O → 2Na

Al 2 O 3 + 6NaOH + 3H 2 O → 2Na 3

Përveç oksideve amfoterike dhe hidroksideve, disa metale veçanërisht aktive ndërveprojnë me tretësirat alkaline, të cilat formojnë komponime amfoterike. Domethënë kjo: alumini, zinku dhe beriliumi. Për të barazuar, edhe e majta ka nevojë për ujë. Dhe, përveç kësaj, ndryshimi kryesor midis këtyre proceseve është lirimi i hidrogjenit:

2Al + 2NaOH + 6H 2 O → 2Na + 3H 2

2Al + 6NaOH + 6H 2 O → 2Na 3 + 3H 2

Tabela më poshtë tregon shembujt më të zakonshëm të vetive të përbërjeve amfoterike në provim:

Substanca amfoterike		Emri i kripës
Al 2 O 3 Al (OH) 3		Tetrahidroksoaluminat natriumi	Al (OH) 3 + NaOH → Na Al 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O → 2Na 2Al + 2NaOH + 6H 2 O → 2Na + 3H 2
	Na 3	Heksahidroksoaluminat natriumi	Al (OH) 3 + 3NaOH → Na 3 Al 2 O 3 + 6NaOH + 3H 2 O → 2Na 3 2Al + 6NaOH + 6H 2 O → 2Na 3 + 3H 2
Zn (OH) 2	K 2	Tetrahidroksozinkat natriumi	Zn (OH) 2 + 2NaOH → Na 2 ZnO + 2NaOH + H 2 O → Na 2 Zn + 2NaOH + 2H 2 O → Na 2 + H 2
	K 4	Heksahidroksozinkat natriumi	Zn (OH) 2 + 4NaOH → Na 4 ZnO + 4 NaOH + H 2 O → Na 4 Zn + 4NaOH + 2H 2 O → Na 4 + H 2
Bëhu (OH) 2	Li 2	Tetrahidroksoberilati i litiumit	Bëhu (OH) 2 + 2LiOH → Li 2 BeO + 2LiOH + H 2 O → Li 2 Be + 2LiOH + 2H 2 O → Li 2 + H 2
	Li 4	Heksahidroksoberillat litium	Bëhu (OH) 2 + 4LiOH → Li 4 BeO + 4LiOH + H 2 O → Li 4 Be + 4LiOH + 2H 2 O → Li 4 + H 2
Cr 2 O 3 Cr (OH) 3		Tetrahidroksokromati i natriumit	Cr (OH) 3 + NaOH → Na Kr 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O → 2Na
	Na 3	Heksahidroksokromati i natriumit	Cr (OH) 3 + 3NaOH → Na 3 Kr 2 O 3 + 6NaOH + 3H 2 O → 2Na 3
Fe 2 O 3 Fe (OH) 3		Tetrahidroksoferrat natriumi	Fe (OH) 3 + NaOH → Na Fe 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O → 2Na
	Na 3	Heksahidroksoferrat natriumi	Fe (OH) 3 + 3NaOH → Na 3 Fe 2 O 3 + 6NaOH + 3H 2 O → 2Na 3

Kripërat e marra në këto ndërveprime reagojnë me acidet, duke formuar dy kripëra të tjera (kripërat e këtij acidi dhe dy metalet):

2 Na 3 + 6H 2 KËSHTU QË 4 → 3Na 2 KËSHTU QË 4 + Al 2 (KËSHTU QË 4 ) 3 + 12 orë 2 O

Kjo eshte e gjitha! Asgjë e komplikuar. Gjëja kryesore është të mos ngatërroheni, mbani mend se çfarë formohet gjatë shkrirjes, çfarë është në zgjidhje. Shumë shpesh, detyrat për këtë çështje ndeshen në B pjesët.