Какие соединения обладают амфотерными свойствами

Определение

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

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

А. Ганч в рамках общей химической теории кислотно-основных взаимодействий (1917-1927 г.г.) предложил следующее определение:

Определение

Амфотерность — способность некоторых соединений проявлять как кислотные, так и основные свойства в зависимости от условий и природы реагентов, участвующих в кислотно-основном взаимодействии, особенно в зависимости от свойств растворителя.

Амфотерными называют соединения, которые в зависимости от условий могут быть как донорами катионов водорода и проявлять кислотные свойства, так и их акцепторами, то есть проявлять основные свойства.

Запомнить! Амфотерными свойствами обладают оксиды и гидроксиды

элементов главных подгрупп — бериллий, алюминий, галлий, мышьяк, сурьма, селен и др.,
элементов побочных подгрупп — хром, цинк, медь (II), железо (III), молибден, вольфрам и др.

Обычно в химическом поведении гидроксидов преобладает или кислотный, или основный характер. Амфотерными свойствами обладают также некоторые органические соединения. Например, аминокислоты $(NH_2)R-COOH$, содержат в своей структуре одновременно карбоксильную группу -СООН, обуславливающую кислотные свойства, то есть являющуюся донором протона водорода, и амино-группу $NH_2$, обеспечивающую основные свойства, то есть являющуюся акцептором протонов водорода за счет неподеленной электронной пары азота.

Получение амфотерных гидроксидов

Общим способом получения амфотерных гидроксидов является осаждение разбавленной щёлочью из растворов солей соответствующего амфотерного элемента, например:

$ZnSO_4 + 2NaOH longrightarrow Zn(OH)_2 downarrow+ Na_2SO_4$

В ряде случаев при осаждении образуется не гидроксид, а гидрат оксида соответствующего элемента (например, гидраты оксидов железа(III), хрома(III), олова(II) и др.). Химические свойства таких гидратов по большей части аналогичны свойствам соответствующих гидроксидов.

Общие химические свойства амфотерных гидроксидов

Все амфотерные гидроксиды являются твёрдыми веществами. Нерастворимы в воде, в основном являются слабыми электролитами.

1. При нагревании разлагаются с образованием соответствующего амфотерного оксида, например:

$2Fe(OH)_3 xrightarrow{150-200^0 C} Fe_2O_3 + 3H_2O$

2. При взаимодействии с кислотами образуют растворимые соли, содержащие амфотерный катион, например:

$Zn(OH)_2 downarrow + 2HCl longrightarrow ZnCl_2 + 2H_2O$

3. При взаимодействии со щёлочью образуют растворимые соли с амфотерным элементом в анионе, например:

$Zn(OH)_2 downarrow + 2NaOH rightarrow Na_2[Zn(OH)_4]$

При сплавлении со щелочами образуют средние соли с амфотерным элементом в ионе кислотного остатка:

$Zn(OH)_2 downarrow + 2NaOH xrightarrow[]{t, ^circ C} Na_2ZnO_2 + 2H_2O$

Химические свойства амфотерных гидроксидов

Амфотерность может проявляться как способность вещества к взаимодействию как с кислотами, так и с основаниями.

Это характерно для оксидов, гидроксидов и комплексных соединений некоторых p-элементов и большинства d-элементов в промежуточных степенях окисления. Амфотерность в той или иной степени является общим свойством гидроксидов. Например, для соединений хрома (III) характерны следующие реакции:

$Cr(OH)_3$ (тв) + $3HCl$ (р-р) $ longrightarrow CrCl_3$ (р-р) + $3H_2O$

$Cr(OH)_3$ (тв) + NaOH (р-р) + $2H_2O longrightarrow Na[Cr(OH)_4(H_2O)_2]$ (р-р)

$Cr_2O_3$ (тв) + 6HCl (р-р) $ longrightarrow 2CrCl_3$ (р-р) + $3H_2O$

$Cr_2O_3$ (тв) + $Na_2CO_3$ (плавл)$ longrightarrow 2NaCrO_2 + CO_2$ (газ)

Традиционные представления о проявлении амфотерности гидроксидов как диссоциации по кислотному и основному типам не являются достаточно точными. В общем виде амфотерное поведение нерастворимых гидроксидов хрома (III), алюминия, цинка может быть описано как реакции ионного обмена гидратированных комплексов с ионами гидроксония и гидроксил-анионами $H_3O^+$ и $OH^–$. Например, для $Al(OH_3)$ ионные равновесия могут быть записаны следующим образом:

$[Al(OH)_3(H_2O)_3] + 3H_3O^+ leftrightarrow [Al(H_2O)_6]^{3+} + 3H_2O$ (в кислой среде)

$[Al(OH)_3(H_2O)_3] + 3OH^- leftrightarrow [Al(OH)_6]^{3-}$ (в щелочной среде)

В ряде случаев важным косвенным признаком амфотерности является способность элемента образовывать два ряда солей, катионного и анионного типа. Например, для цинка:

$ZnCl_2$ и $[Zn(H_2O)_4]SO_4$ (катионные))
$Na_2ZnO_2$ и $Na_2]Zn(OH)_4]$ (анионные).

Источник

Амфоте́рность (от др.-греч. ἀμφότεροι «двоякий, двойственный; обоюдный») — способность некоторых химических веществ и соединений проявлять в зависимости от условий как кислотные, так и осно́вные свойства.

Понятие амфоте́рность как характеристика двойственного поведения вещества было введено в 1814 г. Ж. Гей-Люссаком и Л. Тенаром. А. Ганч в рамках общей химической теории кислотно-основных взаимодействий (1917-1927 гг.) определил амфоте́рность как «способность некоторых соединений проявлять как кислотные, так и основные свойства в зависимости от условий и природы реагентов, участвующих в кислотно-основном взаимодействии, особенно в зависимости от свойств растворителя»[1].

Амфотерны гидроксиды таких элементов главных подгрупп, как бериллий, алюминий, галлий, мышьяк, сурьма, селен и др., таких элементов побочных подгрупп как хром, цинк, молибден, вольфрам и многих других. Обычно в химическом поведении гидроксидов преобладает или кислотный, или основный характер[2].

Амфотерность как химическое свойство[править | править код]

Амфотерность как химическое свойство вещества может проявляться по-разному:

1. В рамках теории электролитической диссоциации это способность вещества к электролитической диссоциации как по механизму кислот (с отщеплением ионов гидроксония, H+ ), так и по механизму оснований (отщепление гидроксид-ионов, OH– ). Электролиты, которые в растворе ионизируются одновременно по кислотному и основному типам называются амфолитами[3]. Если обозначить амфотерный электролит формулой XOH, то его диссоциацию можно описать схемой:

Например, кислотно-основные свойства азотистой кислоты определяются равновесными процессами диссоциации с образованием нитрит-аниона и нитрозильного катиона:

Идеальным амфолитом будет вода:

Также к числу идеальных амфолитов относят гидроксид галлия Ga(OH)3, вторые и третьи константы диссоциации которого по кислотному и основному типам практически одинаковы[2].

2. В рамках протолитической теории Брёнстеда-Лоури проявление амфотерности рассматривается как способность протолита выступать донором и акцептором протона. Например, для воды амфотерность проявляется как автопротолиз[4]:

Амфолитами также будут вещества, имеющие в своём составе функциональные группы, способные быть донорами и акцепторами протонов. Например, к амфотерным органическим электролитам относятся белки, пептиды и аминокислоты. Так аминокислоты имеют в своём составе, по крайней мере, карбоксильную группу –COOH и аминогруппу –NH2. В растворе эти группы подвергаются частичной ионизации:

Таким образом, молекула аминокислоты находится в двух равновесных формах, заряженной (цвиттер-ион) и незаряженной. В этих комбинациях R–COOH и R–NH3+ являются потенциальными кислотами (донорами протонов, катионов), а R–COO– и R–NH2 – сопряженными потенциальными основаниями (акцепторами протонов, катионов).

3. Амфотерность может проявляться как способность вещества к взаимодействию как с кислотами, так и с основаниями. Это характерно для оксидов, гидроксидов и комплексных соединений некоторых p-элементов и большинства d-элементов в промежуточных степенях окисления. Амфотерность в той или иной степени является общим свойством гидроксидов[3]. Например, для соединений хрома (III) известны реакции[5]:

Не соответствуют действительности традиционные представления о проявлении амфотерности гидроксидов как диссоциации по кислотному и основному типам[2]. В общем виде амфотерное поведение нерастворимых гидроксидов хрома (III), алюминия, цинка может быть описано как реакции ионного обмена ионов среды с лигандами H2O и OH–. Например, для Al(OH)3 ионные равновесия могут быть записаны следующим образом:

4. В ряде случаев важным косвенным признаком амфотерности является способность элемента образовывать два ряда солей, катионного и анионного типа[6]. Например, для цинка: ZnCl2, [Zn(H2O)4]SO4 (катионные) и Na2ZnO2, Na2(Zn(OH)4) (анионные).

Ссылки[править | править код]

Амфотерный // Энциклопедический словарь Брокгауза и Ефрона : в 86 т. (82 т. и 4 доп.). — СПб., 1890—1907.

Литература[править | править код]

Амфотерные гидроксиды и их поведение в водных растворах / Корольков Д. В. Основы неорганической химии. — М.: Просвещение, 1982. — 271 с.
Кислотные и основные свойства / Общая химия. Под ред. Е. М. Соколовской и Л. С. Гузея. — М.: Изд-во Моск. ун-та, 1989. — 640 с. ун-та, 1989. — 640 с

Примечания[править | править код]

↑ Танганов Б.Б. Химические методы анализа. — Улан-Удэ, 2005.- 550 с.
↑ 1 2 3 Амфотерные гидроксиды и их поведение в водных растворах / Корольков Д. В. Основы неорганической химии. — М.: Просвещение, 1982. — 271 с.
↑ 1 2 Угай Я. А. Общая и неорганическая химия. — М.: Высшая школа, 1997. — 527 с.
↑ Автопротолиз воды / Жуков С. Т. Химия. 8-9 класс
↑ Лидин Р. А., Молочко В. А., Андреева Л. Л. Химические свойства неорганических веществ. – М.: Химия, 2000. – 480 с.: ил.
↑ Кислотные и основные свойства / Общая химия. Под ред. Е. М. Соколовской и Л. С. Гузея. — М.: Изд-во Моск. ун-та, 1989. — 640 с. ун-та, 1989. — 640 с .

Источник

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

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

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

Наиболее
часто встречающиеся амфотерные оксиды (и соответствующие им гидроксиды):

ZnO,
Zn(OH)2, BeO, Be(OH)2, PbO, Pb(OH)2, SnO,
Sn(OH)2, Al2O3, Al(OH)3, Fe2O3,
Fe(OH)3, Cr2O3, Cr(OH)3

Свойства амфотерных соединений
запомнить не сложно: они взаимодействуют с

ОСНОВНЫЕ СВОЙСТВА

При взаимодействии с кислотами все просто. Амфотерные соединения ведут себя как основания:

Оксиды:

Al2O3 + 6HCl =
2AlCl3 + 3H2O;

ZnO + H2SO4 = ZnSO4 +
H2O;

BeO + HNO3 = Be(NO3)2 +
H2O

Гидроксиды:

Fe(OH)3 + 3HCl = FeCl3 +
3H2O;

Pb(OH)2 + 2HCl = PbCl2 +
2H2O

Таким образом, при описании основных свойств записывают хорошо знакомые уравнения реакций обмена.

КИСЛОТНЫЕ СВОЙСТВА

Сложней для понимания реакция со щелочью. Рассмотрим на примере взаимодействия гидроксида цинка с гидроксидом калия при сплавлении. Амфотерные соединения взаимодействуя с основаниями, ведут себя как кислоты. Вот и запишем гидроксид
цинка Zn(OH)2 как
кислоту. У кислоты водород спереди, вынесем его: H2ZnO2. И реакция щелочи с гидроксидом будет протекать как будто он –
кислота. «Кислотный остаток» ZnO22- двухвалентный:

2KOH(тв.) + H2ZnO2(тв.) = K2ZnO2 + 2H2O

Полученное
вещество K2ZnO2 называется метацинкат калия (или просто
цинкат калия). Это вещество – соль калия и гипотетической «цинковой кислоты» H2ZnO2 (солями такие соединения называть не совсем правильно, но
для собственного удобства мы про это забудем).

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

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

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

Be(OH)2(тв.) + 2NaOH(тв.) =Na2BeO2 + 2H2O (метабериллат натрия, или бериллат)

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

С амфотерными гидроксидов с тремя OH— группами (Al(OH)3, Cr(OH)3, Fe(OH)3) немного
иначе.

Разберем
на примере гидроксида алюминия: Al(OH)3, запишем в виде кислоты: H3AlO3, но в таком виде не оставляем, а выносим оттуда воду:

H3AlO3 – H2O → HAlO2 + H2O.

Вот с этой «кислотой» (HAlO2) мы и работаем:

HAlO2 + KOH = H2O + KAlO2
(метаалюминат калия, или просто алюминат)

Но гидроксид алюминия HAlO2 записывать нельзя, записываем как обычно, но подразумеваем кислоту HAlO2:

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

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

Cr(OH)3 → H3CrO3 → HCrO2;

Cr(OH)3(тв.) + KOH(тв.) = 2H2O + KCrO2
(метахромат калия,

НО НЕ ХРОМАТ, хроматы – это соли
хромовой кислоты).

*С гидроксидами содержащими четыре группы
ОН точно так же: выносим вперед водород и убираем воду:

Sn(OH)4 → H4SnO4 → H2SnO3;

Pb(OH)4 → H4PbO4 → H2PbO3

Следует
помнить, что свинец и олово образуют по два амфотерных гидроксида: со степенью
окисления +2 (Sn(OH)2, Pb(OH)2), и +4 (Sn(OH)4,Pb(OH)4).

Оксид	Гидроксид	Гидроксид в виде кислоты	Кислотный остаток	Соль	Название соли
BeO	Be(OH)2	H2BeO2	BeO22-	K2BeO2	Метабериллат (бериллат)
ZnO	Zn(OH)2	H2ZnO2	ZnO22-	K2ZnO2	Метацинкат (цинкат)
Al2O3	Al(OH)3	HAlO2	AlO2—	KAlO2	Метаалюминат (алюминат)
Fe2O3	Fe(OH)3	HFeO2	FeO2—	KFeO2	Метаферрат (НО НЕ ФЕРРАТ)
SnO	Sn(OH)2	H2SnO2	SnO22-	K2SnO2	СтаннИТ
PbO	Pb(OH)2	H2PbO2	PbO22-	K2PbO2	БлюмбИТ
SnO2	Sn(OH)4	H2SnO3	SnO32-	K2SnO3	МетастаннАТ (станнат)
PbO2	Pb(OH)4	H2PbO3	PbO32-	K2PbO3	МетаблюмбАТ (плюмбат)
Cr2O3	Cr(OH)3	HCrO2	CrO2—	KCrO2	Метахромат (НО НЕ ХРОМАТ

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

Al(OH)3 + KOH → K[Al(OH)4]

(тетрагидроксоалюминат калия);

Al(OH)3 + 3KOH → K3[Al(OH)6]

(гексагидроксоалюминат калия).

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

Al2O3 + 2NaOH + 3H2O → 2Na[Al(OH)4];

Al2O3 + 6NaOH + 3H2O → 2Na3[Al(OH)6].

Продукты реакций относятся к классу солей и являются растворимыми. Следовательно, при диссоциации распадаются на катион металла и анионы кислотных остатков

[Al(OH)4]- или [Al(OH)6]3-.

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

ПЕРЕХОДНЫЕ МЕТАЛЛЫ

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

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

Zn + H2SO4 = ZnSO4 + H2

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

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

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

ТРЕНИРУМСЯ!!!

Амфотерные гидроксиды

Амфотерные оксиды

Химические свойства амфотерных гидроксидов

Химические свойства амфотерных оксидов

Источник

Главная » Металлы » Получение и сферы применения амфотерных металлов

На чтение 4 мин.

Амфотерные металлы — группа простых элементов, которые похожи с материалами из металлической группы. Сходства проявляются в свойствах, характеристиках. Сами по себе компоненты из металлической группы не проявляют подобных свойств, но их соединения часто становятся амфотерными.

Амфотерные металлы

Какие элементы относятся к амфотерным?

Амфотерными называют — соединения, которые проявляют химическую двойственность. Они делятся на 3 группы:

Оксиды — Cu2O, Cr2O, PbO2, PbO, SnO
Гидроксиды — Al(OH)3, Fe(OH)3, Zn(OH)2.

К третьей группе относятся металлы — алюминий, медь, железо, цинк, бериллий, свинец и т. д. Они занимают значительную часть в периодической таблице Менделеева и находятся под порядковыми номерами — 22–32, 40–51. Другие идут по отдельности.

Представители металлов:

Железо. Относится к группе амфотерных. Представляет собой простое вещество. Характерные свойства — серебристо-белый цвет, ковкость, универсальность. Если поместить железо в чистый кислород, оно полностью перегорит, а если сделать его мелкодисперсным, может произойти самовозгорание на открытом воздухе. Оксид железа образуется при его горении в среде, насыщенной чистым кислородом. Он представляет собой окалину.
Алюминий. На открытом воздухе покрывается прочной оксидной пленкой, которая защищает его от образования ржавчины. Если раздробить его до мелких частиц, начинает взаимодействовать с кислородом. При контакте с кислородом выделяется большое количество тепла. Если нагреть алюминий до 200°C, он начинает взаимодействовать серой. В результате такой реакции образуется сульфид алюминия.

Амфотерные металлы — простые элементы, которые являются аналогами группы веществ металлического типа. Сходства можно увидеть в химических, физических свойствах.

Свинец (Фото: Instagram / dielektrikum)

Получение

Для получения амфотерных металлов, ученые применяют тот же процесс, что при выделении нерастворимых в воде оснований. Перед проведением работ нужно получить больше информации о взаимодействии амфотерных соединений с щелочами, поскольку с помощью щелочного раствора будет выделяться металл.

Примеры:

Для получения гидроксида цинка нужно смешать раствор сульфата цинка с гидроксидом натрия.
Для получения гидроксида алюминия нужно смешать раствор сульфата алюминия с раствором гидроксида калия.
Для получения трехвалентных гидроксидов хрома, алюминия нужно смешать раствор карбоната с раствором на основе солей этих металлов.

Гидроксид алюминия (Фото: Instagram / ostroukh_roman)

Свойства

Свойства:

При сильном нагревании соединения распадаются на составляющие. Одновременно с этим выделяется амфотерный оксид.
При взаимодействии с щелочами образуются растворимые соли, с кислотами —растворимые соли с амфотерным катионом.
Они могут проявлять восстановительные, окислительные свойства.
Существуют определенные амфотерные металлы, которые имеют отрицательную степень окисления.

Чтобы понять химические свойства этих веществ, их нужно сравнить с обычными металлами. Они имеют множество похожих характеристик. Металлы могут образовывать оксиды, гидроксиды.

Амфотерные свойства могут проявлять металлы и неметаллы. Металлы могут отдавать электроны, которые располагаются на внешнем электронном облаке. Неметаллы притягивают их к себе.

Неметаллы не могут проводить тепло или электричество. Некоторые из них обладают такими способностями, но они незначительны. Металлы хорошо проводят электрический ток, тепло. Их используют для изготовления проводников, радиаторов.

В нормальных условия амфотерные соединения не растворяются в воде. Это твердые материалы с высокой прочностью. Выделить их основание можно после проведения химической реакции, в которой будут задействованы металлические соли, щелочь. Реакция опасна. Проводить ее нужно в специальном защитном снаряжении, медленно и аккуратно.

Большинство металлов этой группы взаимодействуют с щелочами, кислотами, легко поддаются обработке разными способами. Проявляют высокое электросопротивление, магнитные свойства.

Получение амфотерных оксидов (Фото: Instagram / lena._s1997)

Сферы применения:

Изготовление деталей для сейсмических и скоростных датчиков, часовых механизмов, крутящего момента.
Производство деталей для оборудования, которые будут взаимодействовать с агрессивными факторами.
Армирование труб высокого давления.
Кораблестроение, самолетостроение.
Производство бытовых приборов, инструментов. К ним относятся столовые приборы, рулетки, бритвенные лезвия, посуда для кухни.
Сборка видеозаписывающего оборудования.

С каждым годом появляется все больше химических соединений. Благодаря этому открываются новые амфотерные металлы. Их называют материалами будущего, но популярность их растет медленно. Связано это с высокой стоимостью, небольшими размерами готовых изделий.

Источник