Прості речовини подібні до металевими елементами по структурі і ряду хімічних і фізичних параметрів називають амфотерними, тобто це ті елементи, які виявляють хімічну подвійність. Треба відзначити, що це не самі металеві, а їх солі або оксиди. К, наприклад, оксиди деяких металів можуть володіти двома властивостями, при одних умовах вони можуть проявляти властивості притаманні кислотам, в інших, вони ведуть себе як луги.

До основних амфотерним металів відносять алюміній, цинк, хром і деякі інші.

Термін амфотерность був введений в обіг на початку XIX століття. В той час хімічні речовини поділяли на підставі їх подібних властивостей, які проявляються при хімічних реакціях.

Що таке амфотерні метали

Список металів, які можна віднести амфотерним, досить великий. Причому деякі з них можна назвати амфотерними, а деякі - умовно.

Перерахуємо порядкові номери речовин, під якими вони розташовані в таблиці Менделєєва. У список входять групи з 22 по 32, з 40 по 51 і ще багато інших. Наприклад, хром, залізо та ряд інших можна з повною підставою називати основними, до останніх можна віднести і стронцій з берилієм.

До речі, найяскравішим представником амфорних металів вважають алюміній.

Саме його сплави протягом тривалого часу використовують практично у всіх галузях промисловості. З нього роблять елементи фюзеляжів літальних апаратів, кузовів автомобільного транспорту, і кухонний посуд. Він став незамінний в електротехнічної промисловості і при виробництві обладнання для теплових мереж. На відміну від багатьох інших металів алюміній постійно проявляє хімічну активність. Оксидна плівка, яка покриває поверхню металу, протистоїть окислювальним процесам. У звичайних умовах, і в деяких типах хімічних реакцій алюміній може виступати в якості відновного елемента.

Цей метал здатний взаємодіяти з киснем, якщо його роздрібнити на безліч дрібних частинок. Для проведення операції такого роду необхідно використання високої температури. Реакція супроводжується виділенням великої кількості теплової енергії. При підвищенні температури в 200 ºC, алюміній вступає в реакцію з сіркою. Вся справа в тому, що алюміній, не завжди, в нормальних умовах, може вступати в реакцію з воднем. Тим часом, при його змішуванні з іншими металами можуть виникати різні сплави.

Ще один яскраво виражений метал, що відноситься до амфотерним - це залізо. Цей елемент має номер 26 і розташований між кобальтом і марганцем. Залізо, найпоширеніший елемент, що знаходиться в земній корі. Залізо можна класифікувати як простий елемент, який має сріблясто-білий колір і відрізняється ковкістю, зрозуміло, під дією високих температур. Може швидко починати коррозировать під впливом високих температур. Залізо, якщо помістити його в чистий кисень повністю прогорає і може спалахнути на відкритому повітрі.

Такий метал має здатність швидко переходити в стадію Кородування під впливом високої температури. Поміщене в чистий кисень залізо повністю перегорає. Перебуваючи на повітрі металеве речовина, швидко окислюється внаслідок надмірної вологості, тобто, іржавіє. При горінні в кисневій масі утворюється своєрідна окалина, яка називається оксидом заліза.

Властивості амфотерних металів

Вони визначені самим поняттям амфотерности. У типовому стані, тобто звичайній температурі і вологості, більшість металів є тверді тіла. Жоден метал не підлягає розчиненню у воді. Лужні підстави проявляються тільки після певних хімічних реакцій. В процесі проходження реакції солі металу вступають у взаємодію. Треба відзначити що правила безпеки вимагають особливої \u200b\u200bобережності при проведенні цієї реакції.

З'єднання амфотерних речовин з оксидами або самими кислотами перші показують реакцію, яка властива підставами. У той же час якщо їх з'єднувати з підставами, то будуть проявлятися кислотні властивості.

Нагрівання амфотерних гідроксидів змушує їх розпадатися на воду і оксид. Іншими словами властивості амфотерних речовин дуже широкі і вимагають ретельного вивчення, яке можна виконати під час хімічної реакції.

Властивості амфотерних елементів можна зрозуміти, порівнявши їх з параметрами традиційних матеріалів. Наприклад, більшість металів мають малий потенціал іонізації і це дозволяє їм виступати в ході хімічних процесів восстановителями.

Амфотерні - можуть показати як відновлювальні, так і окисні властивості. Однак, існують сполуки які характеризуються негативним рівнем окислення.

Абсолютно всі відомі метали мають можливість утворювати гідроксиди та оксиди.

Будь-який метал властива можливість утворення основних гідроксидів і оксидів. До речі, метали можуть вступати в реакцію окислення тільки з деякими кислотами. Наприклад, реакція з азотною кислотою може протікати по-різному.

Амфотерні речовини, що відносяться до простих, мають явними відмінностями по структурі і особливостям. Належність до певного класу можна у деяких речовин визначити на погляд, так, відразу видно що мідь - це метал, а бром немає.

Як відрізнити метал від неметалла

Головна відмінність полягає в тому, що метали віддають електрони, які знаходяться в зовнішньому електронному хмарі. Неметали, активно їх притягують.

Всі метали є хорошими провідниками тепла і електрики, неметали, такої можливості позбавлені.

Підстави амфотерних металів

У нормальних умовах це речовини не розчиняються у воді і їх можна спокійно віднести до слабких електролітів. Такі речовини отримують після проведення реакції солей металу і лугу. Ці реакції досить небезпечні для тих, хто їх виробляє і тому, наприклад, для отримання гідроксиду цинку в ємність з хлоридом цинку повільно і акуратно, по краплині треба вводити їдкий натр.

Разом тим, амфотерні - взаємодіють з кислотами як підстави. Тобто при виконанні реакції між соляною кислотою і гідроксидом цинку, з'явиться хлорид цинку. А при взаємодії з підставами, вони ведуть себе як кислоти.

Це заняття ми присвятимо вивченню амфотерних оксидів і гідроксидів. На нього ми поговоримо про речовини, що мають амфотерні (подвійні) властивості, і особливості хімічних реакцій, які протікають з ними. Але спочатку повторимо, з чим реагують кислотні та основні оксиди. Після розглянемо приклади амфотерних оксидів і гідроксидів.

Тема: Введення

Урок: Амфотерні оксиди і гідроксиди

Мал. 1. Речовини, що проявляють амфотерні властивості

Основні оксиди реагують з кислотними оксидами, а кислотні оксиди - з підставами. Але існують речовини, оксиди і гідроксиди яких в залежності від умов, будуть реагувати і з кислотами і з підставами. Такі властивості називаються амфотерними.

Речовини, що володіють амфотерними властивостями наведені Рис.1 .. Це з'єднання, утворені берилієм, цинком, хромом, миш'яком, алюмінієм, германієм, свинцем, марганцем, залізом, оловом.

Приклади їх амфотерних оксидів наведені в таблиці 1.

Розглянемо амфотерні властивості оксидів цинку і алюмінію. На прикладі їх взаємодії з основними і кислотними оксидами, з кислотою і лугом.

ZnO + Na 2 O → Na 2 ZnO 2 (цинкат натрію). Оксид цинку веде себе як кислотний.

ZnO + 2NaOH → Na 2 ZnO 2 + H 2 O

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

ZnO + 2HCl → ZnCl 2 + H 2 O

Аналогічно оксиду цинку поводиться і оксид алюмінію:

Взаємодія з основними оксидами і підставами:

Al 2 O 3 + Na 2 O → 2NaAlO 2 (метаалюмінат натрію). Оксид алюмінію поводиться як кислотний.

Al 2 O 3 + 2NaOH → 2NaAlO 2 + H 2 O

Взаємодія з кислотними оксидами і кислотами. Виявляє властивості основного оксиду.

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

Al 2 O 3 + 6HCl → 2AlCl 3 + 3H 2 O

Розглянуті реакції відбуваються при нагріванні, при сплаву. Якщо взяти розчини речовин, то реакції підуть трохи інакше.

ZnO + 2NaOH + H 2 O → Na 2 (тетрагідроксоцінкат натрію) Al 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O → 2Na (тетрагідроксоалюмінат натрію)

В результаті цих реакцій утворюються солі, які відносяться до комплексних.

Мал. 2. Мінерали на основі оксиду алюмінію

Оксид алюмінію.

Оксид алюмінію надзвичайно поширене на Землі речовина. Він становить основу глини, бокситів, корунду і інших мінералів. Рис.2.

В результаті взаємодії цих речовин з сірчаною кислотою, виходить сульфат цинку або сульфат алюмінію.

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

Реакції гідроксидів цинку і алюмінію з оксидом натрію відбуваються при сплаву, тому що ці гідроксиди тверді і не входять до складу розчинів.

Zn (OН) 2 + Na 2 O → Na 2 ZnO 2 + Н 2 О сіль називається цинкат натрію.

2Al (OН) 3 + Na 2 O → 2NaAlO 2 + 3Н 2 О сіль називається метаалюмінат натрію.

Мал. 3. Гідроксид алюмінію

Реакції амфотерних підстав з лугами характеризує їх кислотні властивості. Дані реакції можна проводити як при сплаву твердих речовин, так і в розчинах. Але при цьому вийдуть різні речовини, тобто продукти реакції залежать від умов проведення реакції: в розплаві або в розчині.

Zn (OH) 2 + 2NaOH тв. Na 2 ZnO 2 + 2Н 2 О

Al (OH) 3 + NaOH тв. NaAlO 2 + 2H 2 O

Zn (OH) 2 + 2NaOH розчин → Na 2 Al (OH) 3 + NaOH розчин → Na тетрагідроксоалюмінат натрію Al (OH) 3 + 3NaOH розчин → Na 3 гексагідроксоалюмінат натрію.

Виходить тетрагідроксоалюмінат натрію або гексагідроксоалюмінат натрію залежить від того, скільки лугу ми взяли. В останній реакції лугу взято багато і утворюється гексагідроксоалюмінат натрію.

Елементи, які утворюють амфотерні сполуки, можуть самі виявляти амфотерні властивості.

Zn + 2NaOH + 2H 2 O → Na 2 + Н 2 (тетрагідроксоцінкат натрію)

2Al + 2NaOH + 6H 2 O → 2Na + 3Н 2 ((тетрагідроксоалюмінат натрію)

Zn + H 2 SO 4 (разб.) → ZnSO 4 + H 2

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

Нагадаємо про те, що амфотерні гідроксиди є нерозчинними підставами. І при нагріванні розкладаються, утворюючи оксид і воду.

Розкладання амфотерних підстав при нагріванні.

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

Zn (OH) 2 ZnO + H 2 O

Підбиття підсумку уроку.

Ви дізналися властивості амфотерних оксидів і гідроксидів. Ці речовини, мають амфотерні (подвійні) властивості. Хімічні реакції, які протікають з ними, мають особливості. Ви розглянули приклади амфотерних оксидів і гідроксидів .

1. Рудзитис Г.Є. неорганічна і органічна хімія. 8 клас: підручник для загальноосвітніх установ: базовий рівень / Г. Е. Рудзитис, Ф.Г. Фельдман.М .: Просвещение. 2011 г.176с.: Ил.

2. Попель П.П.Хімія: 8 кл .: Підручник для загальноосвітніх навчальних закладів / П.П. Попель, Л.С.Крівля. -К .: ВЦ «Академія», 2008.-240 с .: іл.

3. Габрієлян О.С. Хімія. 9 клас. Підручник. Видавництво: Дрофа.: 2001. 224с.

1. №№ 6,10 (с.130) Рудзитис Г.Є. Неорганічна і органічна хімія. 9 клас: підручник для загальноосвітніх установ: базовий рівень / Г. Е. Рудзитис, Ф.Г. Фельдман.М .: Просвещение. 2008 г.170с .: ил.

2. Напишіть формулу гексагідроксоалюміната натрію. Як отримують цю речовину?

3. До розчину сульфату алюмінію потроху доливали розчин гідроксиду натрію до надлишку. Що спостерігали? Напишіть рівняння реакцій.

Підстави, амфотерні гідроксиди

Підстави - це складні речовини, що складаються з атомів металу і однієї або декількох гидроксогрупп (-OH). Загальна формула Me + y (OH) y, де у - число гидроксогрупп, рівне ступеню окислення металу Me. У таблиці подано класифікацію підстав.

Властивості лугів гідроксидів лужних і лужноземельних металів

1. Водні розчини лугів Милка на дотик, змінюють забарвлення індикаторів: лакмус - в синій колір, Фенолфталеїну - в малиновий.

2. Водні розчини дисоціюють:

3. взаємодіють з кислотами, вступаючи в реакцію обміну:

Многокіслотние підстави можуть давати середні і основні солі:

4. взаємодіють з кислотними оксидами, утворюючи середні і кислі солі в залежності від основності кислоти, що відповідає цому оксиду:

5. взаємодіють з амфотерними оксидами і гідроксидами:

а) сплав:

б) в розчинах:

6. взаємодіють з розчинними у воді солями, якщо утворюється осад або газ:

Нерозчинні підстави (Cr (OH) 2, Mn (OH) 2 та ін.) Взаємодіють з кислотами і розкладаються при нагріванні:

амфотерні гідроксиди

Амфотерними називають з'єднання, які в залежності від умов можуть бути як донорами катіонів водню і проявляти кислотні властивості, так і їх акцепторами, т. Е. Виявляти основні властивості.

Хімічні властивості амфотерних з'єднань

1. Взаємодіючи з сильними кислотами, вони виявляють основні властивості:

Zn (OH) 2 + 2HCl \u003d ZnCl 2 + 2H 2 O

2. Взаємодіючи з лугами - сильними підставами, вони виявляють кислотні властивості:

Zn (OH) 2 + 2NaOH \u003d Na 2 ( комплексна сіль)

Al (OH) 3 + NaOH \u003d Na ( комплексна сіль)

Комплексними називають з'єднання, в яких хоча б одна ковалентний зв'язок утворилася по донорно-акцепторного механізму.

Загальний метод одержання підстав базується на реакціях обміну, за допомогою яких можуть бути отримані як нерозчинні, так і розчинні підстави.

CuSО 4 + 2КОН \u003d Cu (OH) 2 ↓ + K 2 SО 4

К 2 СО 3 + Ва (ОН) 2 \u003d 2 КОН + BaCO 3 ↓

При отриманні цим методом розчинних підстав в осад випадає нерозчинна сіль.

При отриманні нерозчинних у воді підстав, що володіють амфотерними властивостями, слід уникати надлишку лугу, так як може статися розчинення амфотерного підстави, наприклад:

АlСl 3 + 4КОН \u003d К [Аl (ОН) 4] + 3КСl

У подібних випадках для отримання гідроксидів використовують гідроксид амонію, в якому амфотерні гідроксиди не розчиняються:

АlСl 3 + 3NH 3 + ЗН 2 О \u003d Аl (ОН) 3 ↓ + 3NH 4 Cl

Гідроксиди срібла і ртуті настільки легко розкладаються, що при спробі їх отримання обмінної реакцією замість гідроксидів випадають оксиди:

2AgNО 3 + 2КОН \u003d Ag 2 Про ↓ + Н 2 О + 2KNO 3

У промисловості лугу зазвичай отримують електролізом водних розчинів хлоридів.

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

Луги можна також отримати взаємодією лужних і лужноземельних металів або їх оксидів з водою.

2Li + 2Н 2 О \u003d 2LiOH + Н 2

SrO + Н 2 О \u003d Sr (OH) 2

кислоти

Кислотами називаються складні речовини, молекули яких складаються з атомів водню, здатних заміщатися на атоми металу, і кислотних залишків. При звичайних умовах кислоти можуть бути твердими (фосфорна H 3 PO 4; кремнієва H 2 SiO 3) і рідкими (в чистому вигляді рідиною буде сірчана кислота H 2 SO 4).

Такі гази, як хлороводород HCl, бромоводород HBr, сірководень H 2 S, у водних розчинах утворюють відповідні кислоти. Числом іонів водню, утворених кожною молекулою кислоти при дисоціації, визначається заряд кислотного залишку (аніона) і основність кислоти.

згідно протолітична теорії кислот і підстав, запропонованої одночасно данським хіміком Бренстеда і англійським хіміком Лоурі, кислотою називають речовину, отщепляют при даній реакції протони, а підставою - речовина, здатне приймати протони.

кислота → основа + Н +

На основі таких уявлень зрозумілі основні властивості аміаку, який завдяки наявності неподіленої електронної пари при атомі азоту ефективно приймає протон при взаємодії з кислотами, утворюючи іон амонію за допомогою донорноакцепторной зв'язку.

HNO 3 + NH 3 ⇆ NH 4 + + NO 3 -

кислота підставу кислота підставу

Більш загальне визначення кислот і підстав запропонував американський хімік Г. Льюїс. Він припустив, що кислотно-основні взаємодії зовсім не обов'язково відбуваються з перенесенням про тони. У визначенні кислот і підстав по Льюїсом основна роль в хімічних реакціях відводиться електронним парам.

Катіони, аніони або нейтральні молекули, здатні прийняти одну або кілька пар електронів, називають кислотами Льюїса.

Так, наприклад, фторид алюмінію AlF 3 - це кислота, так як він здатний приймати електронну пару при взаємодії з аміаком.

AlF 3 +: NH 3 ⇆:

Катіони, аніони або нейтральні молекули, здатні віддавати електронні пари, називають підставами Льюїса (аміак - підстава).

Визначення Льюїса охоплює все кислотно-основні процеси, які розглядалися раніше запропонованими теоріями. У таблиці зіставлені визначення кислот і підстав, які використовуються в даний час.

номенклатура кислот

Оскільки існують різні визначення кислот, їх класифікація та номенклатура досить умовні.

За кількістю атомів водню, здатних до отщеплению у водному розчині, кислоти ділять на одноосновні (Наприклад, HF, HNO 2), двохосновні (H 2 CO 3, H 2 SO 4) і триосновні (Н 3 РO 4).

За складом кислоти ділять на безкисневі (НСl, H 2 S) і кислородсодержащие (НСlO 4, HNO 3).

зазвичай назви кисневмісних кислот виробляються від назви неметалла з додатком закінчень -кая, -вая, якщо ступінь окислення неметалла дорівнює номеру групи. У міру зниження ступеня окислення суфікси змінюються (в порядку зменшення ступеня окислення металу): -оватая, щира, -оватістая:

Якщо розглянути полярність зв'язку водень-неметалл в межах періоду, легко можна зв'язати полярність зв'язку з цим з положенням елемента в Періодичній системі. Від атомів металів, легко втрачають валентні електрони, атоми водню приймають ці електрони, утворюючи стійку двухелектронних оболонку типу оболонки атома гелію, і дають іонні гідриди металів.

У водневих з'єднаннях елементів III-IV груп Періодичної системи бору, алюмінію, вуглецю, кремнію утворюють ковалентні, слабополярная зв'язку з атомами водню, не схильні до дисоціації. Для елементів V-VII груп періодичної системи в межах періоду полярність зв'язку неметалл-водень збільшується з зарядом атома, але розподіл зарядів в виникає диполі інше, ніж в водневих з'єднаннях елементів, схильних віддавати електрони. Атоми неметалів, у яких для завершення електронної оболонки необхідно кілька електронів, відтягують до себе (поляризують) пару електронів зв'язку тим сильніше, чим більше заряд ядра. Тому в рядах СН 4 - NH 3 - Н 2 O - HF або SiH 4 - PH 3 - H 2 S - НСl зв'язку з атомами водню, залишаючись ковалентними, набувають більш полярний характер, а атом водню в диполі зв'язку елемент-водень стає більш електропозитивні. Якщо полярні молекули виявляються в полярному розчиннику, може відбуватися процес електролітичноїдисоціації.

Обговоримо поведінку кисневмісних кислот у водних розчинах. У цих кислот є зв'язок Н-О-Е і, природно, на полярність зв'язку Н-О впливає зв'язок О-Е. Тому ці кислоти дисоціюють, як правило, легше, ніж вода.

H 2 SO 3 + H 2 O ⇆ H з O + + HSO 3

HNO 3 + H 2 O ⇆ H з O + + NO 3

На кількох прикладах розглянемо властивості кисневмісних кислот, утворених елементами, які здатні виявляти різну ступінь окислення. Відомо що хлорнуватиста кислота НСlO дуже слабка, хлориста кислота НСlO 2 також слабка, але сильніше хлорнуватисту, хлоратна кислота НСlO 3 сильна. Хлорне кислота НСlO 4 - одна з найсильніших неорганічних кислот.

Для дисоціації по кислотному типу (з відщепленням іона Н) необхідний розрив зв'язку О-Н. Як можна пояснити зменшення міцності зв'язку з цим у ряді НСlO - НСlO 2 - НСlO 3 - НСClO 4? У цьому ряду збільшується число атомів кисню, пов'язаних з центральним атомом хлору. Кожен раз, коли утворюється нова зв'язок кисню з хлором, від атома хлору, а отже, і від одинарного зв'язку О-Cl відтягується електронна щільність. В результаті електронна щільність частково йде і від зв'язку О-Н, яка через це послаблюється.

така закономірність - посилення кислотних властивостей з возрас танием ступеня окислення центрального атома - характерна не тільки для хлору, а й для інших елементів. Наприклад, азотна кислота HNO 3, в якій ступінь окислення азоту +5, сильніша, ніж азотистая кислота HNO 2 (ступінь окислення азоту +3); сірчана кислота H 2 SO 4 (S +6) сильніша, ніж сірчиста кислота H 2 SO 3 (S +4).

отримання кислот

1. Безкисневі кислоти можуть бути отримані при безпосередньому з'єднанні неметалів з воднем.

Н 2 + Сl 2 → 2НСl,

H 2 + S ⇆ H 2 S

2. Деякі кислородсодержащие кислоти можуть бути отримані взаємодією кислотних оксидів з водою.

3. Як безкисневі, так і кисень кислоти можна отримати по реакціях обміну між солями і іншими кислотами.

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

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

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

NaCl (T) + H 2 SO 4 (конц) \u003d HCl + NaHSO 4

AgNO 3 + HCl \u003d AgCl ↓ + HNO 3

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

4. Деякі кислоти можуть бути отримані за допомогою окисно-відновних реакцій.

Н 2 O 2 + SO 2 \u003d H 2 SO 4

3Р + 5HNO 3 + 2Н 2 O \u003d ДТ 3 РO 4 + 5NO 2

Кислий смак, дія на індикатори, електрична провідність, взаємодія з металами, основними і амфотерними оксидами, основами і солями, утворення складних ефірів зі спиртами - ці властивості є загальними для неорганічних і органічних кислот.

можна розділити на два типи реакцій:

1) загальні для кислот реакції пов'язані з утворенням у водних розчинах іона гідроксонію Н 3 O +;

2) специфічні (Т. Е. Характерні) реакції конкретних кислот.

Іон водню може вступати в окіслітел'но-відновлювальні реакції, відновлюючись до водню, а також в реакції з'єднання з негативно зарядженими або нейтральними частинками, що мають неподіленого пари електронів, т. е. в кислотно-основні реакції.

До загальних властивостей кислот відносяться реакції кислот з металами, що стоять у ряді напруг до водню, наприклад:

Zn + 2Н + \u003d Zn 2+ + Н 2

До кислотно-основним реакцій відносяться реакції з основними оксидами і підставами, а також із середніми, основними, а іноді і кислими солями.

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

Mg (HCO 3) 2 + 2НСl \u003d MgCl 2 + 2СO 2 + 2Н 2 O

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

Зауважимо, що багатоосновні кислоти дисоціюють ступінчасто, причому на кожній наступній ступені дисоціація проходить важче, тому при надлишку кислоти найчастіше утворюються кислі солі, а не середні.

Са 3 (РO 4) 2 + 4Н 3 РO 4 \u003d 3Са (Н 2 РO 4) 2

Na 2 S + Н 3 РО 4 \u003d Na 2 HPO 4 + H 2 S

NaOH + H 3 PO 4 \u003d NaH 2 PO 4 + Н 2 O

КОН + H 2 S \u003d KHS + Н 2 O

На перший погляд, може здатися дивним освіту кислих солей одноосновної фтороводородной (плавиковою) кислотою. Однак цей факт можна пояснити. На відміну від всіх інших галогеноводородних кислот плавикова кислота в розчинах частково полімеризовані (завдяки освіті водневих зв'язків) і в ній можуть бути присутніми різні частки (HF) X, а саме H 2 F 2, H 3 F 3 і т. Д.

Окремий випадок кислотно-лужної рівноваги - реакції кислот і підстав з індикаторами, які змінюють своє забарвлення залежно від кислотності розчину. Індикатори використовуються в якісному аналізі для виявлення кислот і підстав в розчинах.

Самі часто застосовуються індикатори - лакмус (в нейтральної середовищі фіолетовий колір, в кислої - червоний, в лужної - синій), метилоранж (в кислої середовищі червоний, в нейтральної - помаранчевий, в лужної - жовтий), фенолфталеїн (в сильнощелочнойсередовищі малиново-червоний, в нейтральному і кислому - безбарвний).

специфічні властивості різних кислот можуть бути двох типів: по-перше, реакції, що призводять до утворення нерозчинних солей, і, по-друге, окислювально-відновні перетворення. Якщо реакції, пов'язані з наявністю у них іона Н +, загальні для всіх кислот (якісні реакції для виявлення кислот), специфічні реакції використовуються як якісні на окремі кислоти:

Ag + + Cl - \u003d AgCl (білий осад)

Ва 2 + SO 4 2 \u003d BaSO 4 (білий осад)

3Ag + + PO 4 3 - \u003d Ag 3 PO 4 (жовтий осад)

Деякі специфічні реакції кислот обумовлені їх окислювально-відновні властивості.

Безкисневі кислоти у водному розчині можуть тільки окислюватися.

2КМnO 4 + 16НСl \u003d 5Сl 2 + 2КСl + 2МnСl 2 + 8Н 2 O

H 2 S + Вг 2 \u003d S + 2НВг

Кисневовмісні кислоти можуть окислюватися тільки в тому випадку, якщо центральний атом в них знаходиться в нижчій або проміжної ступеня окислення, як, наприклад, в сірчистої кислоти:

H 2 SO 3 + Сl 2 + Н 2 O \u003d H 2 SO 4 + 2НСl

Багато кисневмісних кислоти, в яких центральний атом має максимальну ступінь окислення (S +6, N +5, Сг +6), проявляють властивості сильних окислювачів. Концентрована H 2 SO 4 - сильний окислювач.

Сu + 2H 2 SO 4 (конц) \u003d CuSO 4 + SO 2 + 2Н 2 O

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

C + 2H 2 SO 4 (конц) \u003d CO 2 + 2SO 2 + 2H 2 O

Слід запам'ятати, що:

• Розчини кислот реагують з металами, що стоять в електрохімічному ряді напруг лівіше водню, при дотриманні ряду умов, найважливішим з яких є утворення в результаті реакції розчинної солі. Взаємодія HNO 3 і Н 2 SO 4 (конц.) З металами протікає інакше.

Концентрована сірчана кислота на холоді пасивує алюміній, залізо, хром.

• У воді кислоти дисоціюють на катіони водню і аніони кислотних залишків, наприклад:

• Неорганічні і органічні кислоти взаємодіють з основними і амфотерними оксидами за умови, що утворюється розчинна сіль:

• І ті, і інші кислоти вступають в реакцію з підставами. Багатоосновні кислоти можуть утворювати як середні, так і кислі солі (це реакції нейтралізації):

• Реакція між кислотами і солями йде тільки в тому випадку, якщо утворюється осад або газ:

Взаємодія H 3 PO 4 з вапняком припиниться через утворення на поверхні останнього нерозчинного осаду Ca 3 (PO 4) 2.

Особливості властивостей азотної HNO 3 і концентрованої сірчаної H 2 SO 4 (конц.) Кислот обумовлені тим, що при їх взаємодії з простими речовинами (металами і неметалами) окислювачами будуть виступати не катіони H +, а нітрат-і сульфат-іони. Логічно чекати, що в результаті таких реакцій утворюється не водень H 2, а виходять інші речовини: обов'язково сіль і вода, а також один з продуктів відновлення нітрат або сульфат-іонів в залежності від концентрації кислот, положення металу в ряді напруг і умов реакції (температури, ступеня подрібнення металу і т. д.).

Ці особливості хімічної поведінки HNO 3 і H 2 SO 4 (конц.) Наочно ілюструють тезу теорії хімічної будови про взаємний вплив атомів в молекулах речовин.

Часто плутають поняття летючість і стійкість (стабільність). Летючими називають кислоти, молекули яких легко переходять в газоподібний стан, тобто випаровуються. Наприклад, соляна кислота є летючої, але стійкою, стабільною кислотою. Про летючості нестабільних кислот судити не можна. Наприклад, нелетка, нерозчинна кремнієва кислота розкладається на воду і SiO 2. Водні розчини соляної, азотної, сірчаної, фосфорної і ряду інших кислот не мають забарвлення. Водний розчин хромової кислоти H 2 CrO 4 має жовте забарвлення, марганцевої кислоти HMnO 4 - малинову.

Довідковий матеріал для проходження тестування:

таблиця Менделєєва

Таблиця розчинності

Амфотерні метали - це прості речовини, які за структурою, хімічним і схожі з металевою групою елементів. Самі по собі метали не можуть проявляти амфотерних властивостей, на відміну від їхніх сполук. Наприклад, оксиди і гідроксиди деяких металів володіють подвійною хімічною природою - в одних умовах вони поводяться як кислоти, а в інших мають властивості лугів.

Основні амфотерні метали - це алюміній, цинк, хром, залізо. До цієї ж групи елементів можна віднести берилій і стронцій.

амфотерность?

Вперше це властивість було виявлено досить давно. А термін «амфотерні елементи» був введений в науку в 1814 році відомими хіміками Л. Тенаром і Ж. Гей-Люссак. В ті часи хімічні сполуки прийнято було розділяти на групи, які відповідали їх основним властивостями під час реакцій.

Проте, група оксидів і підстав володіла подвійними здібностями. У деяких умовах такі речовини поводилися як луги, в інших же, навпаки, діяли як кислоти. Саме так і виник термін «амфотерность». Для таких поведінку під час кислотно-основної реакції залежить від умов її проведення, природи беруть участь реагентів, а також від властивостей розчинника.

Цікаво, що в природних умовах амфотерні метали можуть взаємодіяти як з лугом, так і з кислотою. Наприклад, під час реакції алюмінію з утворюється сульфат алюмінію. А при реакції цього ж металу з концентрованою лугом утворюється комплексна сіль.

Амфотерні підстави і їх основні властивості

При нормальних умовах це тверді речовини. Вони практично не розчиняються у воді і вважаються досить слабкими електролітами.

Основний метод отримання таких підстав - це реакція солі металу з невеликою кількістю лугу. Реакцію осадження потрібно проводити повільно і обережно. Наприклад, при отриманні гідроксиду цинку в пробірку з хлоридом цинку обережно, краплями додають їдкий натр. Щоразу потрібно несильно струшувати ємність, щоб побачити білий осад металу на дні посуду.

З кислотами і амфотерні речовини реагують як підстави. Наприклад, при реакції гідроксиду цинку з соляною кислотою утворюється хлорид цинку.

А ось під час реакцій з підставами амфотерні підстави поводяться як кислоти.

Крім того, при сильному нагріванні розкладаються з утворенням відповідного амфотерного оксиду і води.

Найпоширеніші амфотерні метали: коротка характеристика

цинк відноситься до групи амфотерних елементів. І хоча сплави цієї речовини широко використовувалися ще в древніх цивілізаціях, в чистому вигляді його змогли виділити лише в 1746 році.

Чистий метал являє собою досить крихке речовина блакитного кольору. На повітрі цинк швидко окислюється - його поверхня тьмяніє і покривається тонкою плівкою оксиду.

У природі цинк існує переважно у вигляді мінералів - цинкита, смітсоніту, каламітів. Найвідоміше речовина - це цинкова обманка, яка складається з сульфіду цинку. Найбільші родовища цього мінералу знаходяться в Болівії і Австралії.

алюміній на сьогоднішній день вважається найбільш поширеним металом на планеті. Його сплави використовувалися протягом багатьох століть, а в 1825 році речовина було виділено в чистому вигляді.

Чистий алюміній являє собою легкий метал сріблястого кольору. Він легко піддається механічній обробці і лиття. Цей елемент має високу електро- і теплопровідністю. Крім того, даний метал стійкий до корозії. Справа в тому, що поверхня його вкрита тонкою, але дуже стійкою оксидною плівкою.

На сьогоднішній день алюміній широко застосовується в промисловості.

амфотерні сполуки

Хімія - це завжди єдність протилежностей.

Подивіться на періодичну систему.

Деякі елементи (майже всі метали, що проявляють ступеня окислення +1 і +2) утворюють основні оксиди і гідроксиди. Наприклад, калій утворює оксид K 2 O, і гідроксид KOH. Вони виявляють основні властивості, наприклад взаємодіють з кислотами.

K2O + HCl → KCl + H2O

Деякі елементи (більшість неметалів і метали зі ступенями окислення +5, +6, +7) утворюють кислотні оксиди і гідроксиди. Кислотні гідроксиди - це кисень кислоти, їх називають гідроксидами, тому що в будові є гідроксильна група, наприклад, сірка утворює кислотний оксид SO 3 і кислотний гідроксид H 2 SO 4 (сірчану кислоту):

Такі сполуки виявляють кислотні властивості, наприклад вони реагують з основами:

H2SO4 + 2KOH → K2SO4 + 2H2O

А є елементи, що утворюють такі оксиди і гідроксиди, які проявляють і кислотні, і основні властивості. Це явище називається амфотерного . Таким оксиду та гідроксиду і буде прикута нашу увагу в цій статті. Все амфотерні оксиди і гідроксиди - тверді речовини, нерозчинні у воді.

Для початку, як визначити чи є оксид або гідроксид амфотерним? Є правило, трохи умовне, але все-таки користуватися ним можна:

Амфотерні гідроксиди та оксиди утворюються металами, в ступенях окислення +3 і +4, Наприклад (Al 2 O 3 , Al(OH) 3 , Fe 2 O 3 , Fe(OH) 3)

І чотири виключення:металиZn , Be , Pb , Sn утворюють такі оксиди і гідроксиди:ZnO , Zn ( OH ) 2 , BeO , Be ( OH ) 2 , PbO , Pb ( OH ) 2 , SnO , Sn ( OH ) 2 , В яких виявляють ступінь окислення +2, але не дивлячись на це, ці сполуки виявляють амфотерні властивості .

Найбільш часто зустрічаються амфотерні оксиди (і відповідні їм гідроксиди): 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.

Властивості амфотерних з'єднань запам'ятати не складно: вони взаємодіють з кислотами і лугами.

• з взаємодією з кислотами все просто, в цих реакціях амфотерні сполуки поводяться як основні:

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

Точно так само реагують гідроксиди:

Fe (OH) 3 + 3HCl → FeCl 3 + 3H 2 O

Pb (OH) 2 + 2HCl → PbCl 2 + 2H 2 O

• З взаємодією з лугами трохи складніше. У цих реакціях амфотерні сполуки поводяться як кислоти, і продукти реакції можуть бути різними, все залежить від умов.

Або реакція відбувається в розчині, або реагують речовини беруться тверді і сплавляються.

Взаємодія основних з'єднань з амфотерними при сплаву.

Розберемо на прикладі гідроксиду цинку. Як вже говорилося раніше, амфотерні сполуки взаємодіючи з основними, поводяться як кислоти. Ось і запишемо гідроксид цинку Zn (OH) 2 як кислоту. У кислоти водень спереду, винесемо його: H 2 ZnO 2. І реакція лугу з гідроксидом буде протікати як ніби він - кислота. «Кислотний залишок» ZnO 2 2 двовалентний:

2K OH (Тв.) + H 2 ZnO 2 (тв.) (T, сплавлення) → K 2 ZnO 2 + 2 H 2 O

Отриману речовину K 2 ZnO 2 називається метацінкат калію (або просто цинкат калію). Ця речовина - сіль калію і гіпотетичної «цинкової кислоти» H 2 ZnO 2 (солями такі сполуки називати не зовсім правильно, але для власної зручності ми про це забудемо). Тільки гідроксид цинку записувати ось так: H 2 ZnO 2 - недобре. Пишемо як зазвичай Zn (OH) 2, але маємо на увазі (для власної зручності), що це «кислота»:

2KOH (тв.) + Zn (OH) 2 (тв.) (T, сплавлення) → K 2 ZnO 2 + 2H 2 O

З гидроксидами, в яких 2 групи ОН, все буде так само як і з цинком:

Be (OH) 2 (тв.) + 2NaOH (тв.) (T, сплавлення) → 2H 2 O + Na 2 BeO 2 (метаберіллат натрію, або беріллатов)

Pb (OH) 2 (тв.) + 2NaOH (тв.) (T, сплавлення) → 2H 2 O + Na 2 PbO 2 (метаплюмбат натрію, або Плюмбат)

З амфотерними гідроксидів з трьома групами OH (Al (OH) 3, Cr (OH) 3, Fe (OH) 3) трохи інакше.

Розберемо на прикладі гідроксиду алюмінію: Al (OH) 3, запишемо у вигляді кислоти: H 3 AlO 3, але в такому вигляді не залишаємо, а виносимо звідти воду:

H 3 AlO 3 - H 2 O → HAlO 2 + H 2 O.

Ось з цієї «кислотою» (HAlO 2) ми і працюємо:

HAlO 2 + KOH → H 2 O + KAlO 2 (метаалюмінат калію, або просто алюмінат)

Але гідроксид алюмінію ось так HAlO 2 записувати не можна, записуємо як зазвичай, але маємо на увазі там «кислоту»:

Al (OH) 3 (тв.) + KOH (тв.) (T, сплавлення) → 2H 2 O + KAlO 2 (метаалюмінат калію)

Те ж саме і з гідроксидом хрому:

Cr (OH) 3 → H 3 CrO 3 → HCrO 2

Cr (OH) 3 (тв.) + KOH (тв.) (T, сплавлення) → 2H 2 O + KCrO 2 (метахромат калію,

АЛЕ НЕ Хромат, хромати - це солі хромової кислоти).

З гидроксидами містять чотири групи ОН точно так же: виносимо вперед водень і прибираємо воду:

Sn (OH) 4 → H 4 SnO 4 → H 2 SnO 3

Pb (OH) 4 → H 4 PbO 4 → H 2 PbO 3

Слід пам'ятати, що свинець і олово утворюють по два амфотерних гідроксиду: зі ступенем окислення +2 (Sn (OH) 2, Pb (OH) 2), і +4 (Sn (OH) 4, Pb (OH) 4).

І ці гідроксиди будуть утворювати різні «солі»:

Ступінь окислення
Формула гідроксиду	Sn (OH) 2	Pb (OH) 2	Sn (OH) 4	Pb (OH) 4
Формула гідроксиду у вигляді кислоти	H 2 SnO 2	H 2 PbO 2	H 2 SnO 3	H 2 PbO 3
Сіль (калієва)	K 2 SnO 2	K 2 PbO 2	K 2 SnO 3	K 2 PbO 3
Назва солі			метастаннАТ	метаблюмбАТ

Ті ж принципи, що і в назвах звичайних «солей», елемент надзвичайно окислення - суфікс АТ, в проміжній - ІТ.

Такі «солі» (метахромати, метаалюмінати, метаберіллати, метацінкати і т.д.) виходять не тільки в результаті взаємодії лугів і амфотерних гідроксидів. Ці сполуки завжди утворюються, коли стикаються сільноосновним «світ» і амфотерний (при сплаву). Тобто точно так само як і амфотерні гідроксиди з лугами реагуватимуть і амфотерні оксиди, і солі металів, що утворюють амфотерні оксиди (солі слабких кислот). І замість лугу можна взяти сільноосновним оксид, і сіль металу, що утворює луг (сіль слабкої кислоти).

взаємодії:

Запам'ятайте, реакції, наведені нижче, протікають при сплаву.

Амфотерного оксиду з сільноосновним оксидом:

ZnO (тв.) + K 2 O (тв.) (T, сплавлення) → K 2 ZnO 2 (метацінкат калію, або просто цинкат калію)

Амфотерного оксиду з лугом:

ZnO (тв.) + 2KOH (тв.) (T, сплавлення) → K 2 ZnO 2 + H 2 O

Амфотерного оксиду з сіллю слабкої кислоти і металу, що утворює луг:

ZnO (тв.) + K 2 CO 3 (тв.) (T, сплавлення) → K 2 ZnO 2 + CO 2

Амфотерного гідроксиду з сільноосновним оксидом:

Zn (OH) 2 (тв.) + K 2 O (тв.) (T, сплавлення) → K 2 ZnO 2 + H 2 O

Амфотерного гідроксиду з лугом:

Zn (OH) 2 (тв.) + 2KOH (тв.) (T, сплавлення) → K 2 ZnO 2 + 2H 2 O

Амфотерного гідроксиду з сіллю слабкої кислоти і металу, що утворює луг:

Zn (OH) 2 (тв.) + K 2 CO 3 (тв.) (T, сплавлення) → K 2 ZnO 2 + CO 2 + H 2 O

Солі слабкої кислоти і металу, що утворює амфотерні з'єднання з сільноосновним оксидом:

ZnCO 3 (тв.) + K 2 O (тв.) (T, сплавлення) → K 2 ZnO 2 + CO 2

Солі слабкої кислоти і металу, що утворює амфотерні з'єднання з лугом:

ZnCO 3 (тв.) + 2KOH (тв.) (T, сплавлення) → K 2 ZnO 2 + CO 2 + H 2 O

Солі слабкої кислоти і металу, що утворює амфотерні з'єднання з сіллю слабкої кислоти і металу, що утворює луг:

ZnCO 3 (тв.) + K 2 CO 3 (тв.) (T, сплавлення) → K 2 ZnO 2 + 2CO 2

Нижче представлена \u200b\u200bінформація по солям амфотерних гідроксидів, червоним позначені найбільш зустрічаються в ЄДІ.

	гідроксид	Гідроксид у вигляді кислоти	кислотний залишок		Назва солі
BeO	Be (OH) 2	H 2 BeO 2	BeO 2 2-	K 2 BeO 2	Метаберіллат (беріллатов)
ZnO	Zn (OH) 2	H 2 ZnO 2	ZnO 2 2-	K 2 ZnO 2	Метацінкат (цинкат)
Al 2 O 3	Al (OH) 3	HAlO 2	AlO 2 —	KAlO 2	Метаалюмінат (алюмінат)
Fe 2 O 3	Fe (OH) 3	HFeO 2	FeO 2 -	KFeO 2	Метаферрат (АЛЕ НЕ Феррата)
	Sn (OH) 2	H 2 SnO 2	SnO 2 2	K 2 SnO 2
	Pb (OH) 2	H 2 PbO 2	PbO 2 2	K 2 PbO 2
SnO 2	Sn (OH) 4	H 2 SnO 3	SnO 3 2	K 2 SnO 3	МетастаннАТ (станат)
PbO 2	Pb (OH) 4	H 2 PbO 3	PbO 3 2	K 2 PbO 3	МетаблюмбАТ (Плюмбат)
Cr 2 O 3	Cr (OH) 3	HCrO 2	CrO 2 -	KCrO 2	Метахромат (АЛЕ НЕ Хромат)

Взаємодія амфотерних з'єднань з розчинами лугів (тут тільки лугу).

В ЄДІ це називають «розчиненням гідроксиду алюмінію (цинку, берилію і т.д.) луги». Це обумовлено здатністю металів в складі амфотерних гідроксидів в присутності надлишку гідроксид-іонів (в лужному середовищі) приєднувати до себе ці іони. Утворюється частинка з металом (алюмінієм, берилієм і т.д.) в центрі, який оточений гідроксид-іонами. Ця частка стає негативно-зарядженої (аніоном) за рахунок гідроксид-іонів, і називатися цей іон буде гідроксоалюмінат, гідроксоцінкат, гідроксоберіллат і т.д .. Причому процес може протікати по-різному метал може бути оточений різним числом гідроксид-іонів.

Ми будемо розглядати два випадки: коли метал оточений чотирма гідроксид-іонами, І коли він оточений шістьма гідроксид-іонами.

Запишемо скорочене іонне рівняння цих процесів:

Al (OH) 3 + OH - → Al (OH) 4 -

Утворився іон називається Тетрагідроксоалюмінат-іон. Приставка «тетра» додається, тому що гідроксид-іона чотири. Тетрагідроксоалюмінат-іон має заряд -, так як алюміній несе заряд 3+, а чотири гідроксид-іона 4, в сумі виходить -.

Al (OH) 3 + 3OH - → Al (OH) 6 3

Утворився в цій реакції іон називається гексагідроксоалюмінат іон. Приставка «гексо-» додається, тому що гідроксид-іона шість.

Додавати приставку, яка вказує на кількість гідроксид-іонів обов'язково. Тому що якщо ви напишете просто «гідроксоалюмінат», не зрозуміло, який іон ви маєте на увазі: Al (OH) 4 - або Al (OH) 6 3.

При взаємодії лугу з амфотерним гідроксидом в розчині утворюється сіль. Катіон якої - це катіон лугу, а аніон - це складний іон, утворення якого ми розглянули раніше. Анион полягає в квадратні дужки.

Al (OH) 3 + KOH → K (тетрагідроксоалюмінат калію)

Al (OH) 3 + 3KOH → K 3 (гексагідроксоалюмінат калію)

Яку саме (гекса- або тетра) сіль ви напишете як продукт - не має ніякого значення. Навіть в ответніках ЄДІ написано: «... K 3 (допустимо освіту K». Головне не забувайте стежити, щоб всі індекси були вірно проставлені. Слідкуйте за зарядами, і майте на увазі, що сума їх повинна бути дорівнює нулю.

Крім амфотерних гідроксидів, з лугами реагують амфотерні оксиди. Продукт буде той же. Тільки от якщо ви запишете реакцію ось так:

Al 2 O 3 + NaOH → Na

Al 2 O 3 + NaOH → Na 3

Але ці реакції у вас не зрівняються. Треба додати воду в ліву частину, взаімодейтсіве адже відбувається в розчині, води там дотаточно, і все зрівняється:

Al 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O → 2Na

Al 2 O 3 + 6NaOH + 3H 2 O → 2Na 3

Крім амфотерних оксидів і гідроксидів, з розчинами лугів взаємодіють деякі особливо активні метали, які утворюють амфотерні сполуки. А саме це: алюміній, цинк і берилій. Щоб зрівнялося, зліва теж потрібна вода. І, крім того, головна відмінність цих процесів - це виділення водню:

2Al + 2NaOH + 6H 2 O → 2Na + 3H 2

2Al + 6NaOH + 6H 2 O → 2Na 3 + 3H 2

У таблиці нижче наведені найбільш поширені в ЄДІ приклади властивості амфотерних з'єднань:

амфотерное речовина		Назва солі
Al 2 O 3 Al (OH) 3		Тетрагідроксоалюмінат натрію	Al (OH) 3 + NaOH → Na Al 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O → 2Na 2Al + 2NaOH + 6H 2 O → 2Na + 3H 2
	Na 3	Гексагідроксоалюмінат натрію	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	Тетрагідроксоцінкат натрію	Zn (OH) 2 + 2NaOH → Na 2 ZnO + 2NaOH + H 2 O → Na 2 Zn + 2NaOH + 2H 2 O → Na 2 + H 2
	K 4	Гексагідроксоцінкат натрію	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	Тетрагідроксоберіллат літію	Be (OH) 2 + 2LiOH → Li 2 BeO + 2LiOH + H 2 O → Li 2 Be + 2LiOH + 2H 2 O → Li 2 + H 2
	Li 4	Гексагідроксоберіллат літію	Be (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		Тетрагідроксохромат натрію	Cr (OH) 3 + NaOH → Na Cr 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O → 2Na
	Na 3	Гексагідроксохромат натрію	Cr (OH) 3 + 3NaOH → Na 3 Cr 2 O 3 + 6NaOH + 3H 2 O → 2Na 3
Fe 2 O 3 Fe (OH) 3		Тетрагідроксоферрат натрію	Fe (OH) 3 + NaOH → Na Fe 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O → 2Na
	Na 3	Гексагідроксоферрат натрію	Fe (OH) 3 + 3NaOH → Na 3 Fe 2 O 3 + 6NaOH + 3H 2 O → 2Na 3

Отримані в цих взаємодіях солі реагують з кислотами, утворюючи дві інші солі (солі даної кислоти і двох металів):

2Na 3 + 6H 2 SO 4 → 3Na 2 SO 4 + Al 2 (SO 4 ) 3 + 12H 2 O

От і все! Нічого складного. Головне не плутайте, пам'ятайте що утворюється при сплаву, що в розчині. Дуже часто завдання з цього питання трапляються в B частини.