Какое основание с точки зрения амфотерных свойств лишнее
1. Какое слово наиболее близко понятию «амфотерный»:
а) двойственный +
б) неустойчивый
в) однозначный
2. Осуществите превращение: ZnO → Na2ZnO2:
а) 2ZnO + NaOH = Na2ZnO2 + Н2О
б) ZnO + 2NaOH = Na2ZnO2 + Н2О +
в) ZnO + NaOH = Na2ZnO2 + Н2О
3. Какое основание с точки зрения амфотерных свойств лишнее:
а) Ве(ОН)2
б) Zn(OH)2
в) КОН +
4. Что происходит при постепенном добавлении к раствору сульфата цинка раствора гидрооксида калия:
а) выпадает белый студенистый осадок +
б) цвет раствора изменяется на молочно-белый
в) изменений не наблюдается
5. Выберите гексагидроксоферрат натрия:
а) Na2[Fe(OH)4]
б) Na[Fe(OH)6]
в) Na3[Fe(OH)6] +
6. Укажите название элемента, который образует амфотерные соединения:
а) фтор
б) цинк +
в) натрий
7. Осуществите превращение: ZnSO4 → Zn(OH)2:
а) 2ZnSO4 + NaOH = Na2SO4 + Zn(OH)2
б) ZnSO4 + NaOH = Na2SO4 + Zn(OH)2
в) ZnSO4 + 2NaOH = Na2SO4 + Zn(OH)2 +
8. Амфотерные гидроксиды и оксиды образуются металлами, в степенях окисления:
а) 3, 4
б) 2, 3
в) 3, 5
9. Выберите тетрагидроксоалюминат натрия:
а) Na2[Al(OH)6]
б) Na2[Al(OH)6]
в) Na[Al(OH)4] +
10. Осуществите превращение: ZnCl2 → Zn(OH)2:
а) ZnCl2 + NaOH = Zn(OH)2 + NaCl
б) ZnCl2 + 2NaOH = Zn(OH)2 + 2NaCl +
в) ZnCl2 + 2NaOH = 2Zn(OH)2 + 2NaCl
11. Нитрат алюминия в растворе взаимодействует с:
а) Ca(OH)2 +
б) Fe(NO3)2
в) KCl
12. С водными растворами хлороводорода, гидроксида бария и хлорида меди (II) реагирует:
а) Na2SO4
б) K2SO3 +
в) CaCO3
13. И с железом, и с гидроксидом калия и с нитратом серебра реагирует в растворе:
а) FeCl3 +
б) MgCl2
в) Na2SO4
14. И с гидроксидом натрия, и с соляной кислотой, и с хлоридом бария реагирует в растворе:
а) Zn(OH)2
б) Na2SO4
в) (NH4)2CO3 +
15. Раствор йодида калия реагирует с каждым из этих веществ:
а) Br2 и AgNO3 +
б) HCl и Cl2
в) AgNO3 и HCl
16. Гидрокарбонат натрия реагирует с каждым из этих веществ:
а) О2 и СО2
б) NaOH и HCl +
в) CaCl2 и NaOH
17. И с хлором, и с гидроксидом калия, и с нитратом серебра реагирует в растворе:
а) FeCl3
б) NaI
в) FeCl2 +
18. Карбонат кальция при обычных условиях реагирует с:
а) гидроксидом натрия
б) углекислым газом в водном растворе +
в) раствором хлорида бария
19. Очистить воду от ионов кальция, содержащихся в растворенном в ней гидрокарбонате кальция можно при:
а) добавлении соляной кислоты
б) добавлении хлорида бария
в) кипячении +
20. Сульфид натрия в растворе не реагирует с:
а) соляной кислотой
б) сульфатом калия +
в) сероводородом
21. И с медью, и с раствором сульфида натрия реагирует:
а) раствор хлорида железа (III) +
б) гидроксид калия
в) соляная кислота
22. Реагируют друг с другом:
а) ртуть и раствор нитрата свинца (II)
б) серная кислота и сульфит натрия +
в) бром и раствор хлорида натрия
23. Карбонат калия в растворе реагирует с:
а) хлоридом натрия
б) гидроксидом натрия
в) углекислым газом +
24. Возможна реакция между:
а) хлоридом меди (II) и ртутью
б) хлоридом аммония и гидроксидом кальция +
в) сульфатом натрия и соляной кислотой
25. И с гидроксидом натрия и с разбавленной серной кислотой реагирует соль:
а) Cu(NO3)2
б) Ca3(PO4)2
в) NaHCO3 +
26. Азот выделяется при разложении:
а) NH4Cl
б) NH4NO2 +
в) (NH4)2CO3
27. Возможна реакция в растворе между:
а) нитратом ртути (II) и медью +
б) сульфатом бария и соляной кислотой
в) хлоридом натрия и нитратом калия
28. И с гидроксидом натрия, и нитратом серебра, и с хлором реагирует в водном растворе:
а) NH4Cl
б) Fe2(SO4)3
в) CuBr2 +
29. При действии раствора серной кислоты на раствор карбоната аммония выделяется газ:
а) CO2 +
б) NH3
в) SO2
30. Гидроксид натрия образуется при взаимодействии в растворе:
а) NaNO3 и Ca(OH)2
б) Na2SO4 и Ba(OH)2 +
в) NaCl и H2O
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 .
Основания – сложные вещества, состоящие из атома металла и одной или нескольких гидроксильных групп. Общая формула оснований Ме (ОН) n. Основания (с точки зрения теории электролитической диссоциации) – это электролиты, диссоциирующие при растворении в воде с образованием катионов металла и гидроксид-ионов ОН–.
Классификация. По растворимости в воде основания делят на щелочи (растворимые в воде основания) и нерастворимые в воде основания. Щелочи образуют щелочные и щелочно-земельные металлы, а также некоторые другие элементы-металлы. По кислотности (числу ионов ОН–, образующихся при полной диссоциации, или количеству ступеней диссоциации) основания подразделяют на однокислотные (при полной диссоциации получается один ион ОН–; одна ступень диссоциации) и многокислотные (при полной диссоциации получается больше одного иона ОН–; более одной ступени диссоциации) . Среди многокислотных оснований различают двухкислотные (например, Sn(OH)2), трехкислотные (Fe(OH)3) и четырехкислотные (Th(OH)4). Однокислотным является, например, основание КОН.
Выделяют группу гидроксидов, которые проявляют химическую двойственность. Они взаимодействую как с основаниями, так и с кислотами. Это амфотерные гидроксиды (см. таблицу 1).
Амфотерные гидроксиды
Амфотерный гидроксид (основная и кислотная форма)
Кислотный остаток и его валентность
Комплексный ион
Zn(OH)2 / H2ZnO2
ZnO2 (II)
[Zn(OH)4]2–
Al(OH)3 / HAlO2
AlO2 (I)
[Al(OH)4]–, [Al(OH)6]3–
Be(OH)2 / H2BeO2
BeO2 (II)
[Be(OH)4]2–
Sn(OH)2 / H2SnO2
SnO2 (II)
[Sn(OH)4]2–
Pb(OH)2 / H2PbO2
PbO2 (II)
[Pb(OH)4]2–
Fe(OH)3 / HFeO2
FeO2 (I)
[Fe(OH)4]–, [Fe(OH)6]3–
Cr(OH)3 / HCrO2
CrO2 (I)
[Cr(OH)4]–, [Cr(OH)6]3–
Физические свойства. Основания — твердые вещества различных цветов и различной растворимости в воде.
Химические свойства оснований
1) Диссоциация: КОН + nН2О К+×mН2О + ОН–×dН2О или сокращенно: КОН К+ + ОН–.
Многокислотные основания диссоциируют по нескольким ступеням (в основном диссоциация протекает по первой ступени) . Например, двухкислотное основание Fe(OH)2 диссоциирует по двум ступеням:
Fe(OH)2 FeOH+ + OH– (1 ступень) ;
FeOH+ Fe2+ + OH– (2 ступень) .
2) Взаимодействие с индикаторами (щелочи окрашивают фиолетовый лакмус в синий цвет, метилоранж – в желтый, а фенолфталеин – в малиновый) :
индикатор + ОН– (щелочь) окрашенное соединение.
3) Разложение с образованием оксида и воды
Гидроксиды щелочных металлов устойчивы к нагреванию (плавятся без разложения) .
Гидроксиды щелочно-земельных и тяжелых металлов обычно легко разлагаются. Исключение составляет Ba(OH)2, у которого tразл достаточно высока (примерно 1000 °C).
Zn(OH)2 =ZnO + H2O.
4) Взаимодействие щелочей с некоторыми металлами (например, Al и Zn):
В растворе: 2Al + 2NaOH + 6H2O ® 2Na[Al(OH)4] + 3H2
2Al + 2OH– + 6H2О ® 2[Al(OH)4]– + 3H2.
При сплавлении: 2Al + 2NaOH + 2H2O 2NaAlО2 + 3H2.
5) Взаимодействие щелочей с неметаллами:
6NaOH + 3Cl2 5NaCl + NaClO3 + 3H2O.
6) Взаимодействие щелочей с кислотными и амфотерными оксидами:
2NaOH + СО2 ® Na2CO3 + H2O 2OH– + CO2 ® CO32– + H2O.
В растворе: 2NaOH + ZnO + H2O ® Na2[Zn(OH)4] 2OH– + ZnO + H2О ® [Zn(OH)4]2–.
При сплавлении с амфотерным оксидом: 2NaOH + ZnO Na2ZnO2 + H2O.
7) Взаимодействие оснований с кислотами:
H2SO4 + Ca(OH)2 ® CaSO4¯ + 2H2O 2H+ + SO42– + Ca2+ +2OH– ® CaSO4¯ + 2H2O
H2SO4 + Zn(OH)2 ® ZnSO4 + 2H2O 2H+ + Zn(OH)2 ® Zn2+ + 2H2O.
8) Взаимодействие щелочей с амфотерными гидроксидами
В растворе: 2NaOH + Zn(OH)2 ® Na2[Zn(OH)4] 2OH– + Zn(OH)2 ® [Zn(OH)4]
При сплавлении: 2NaOH + Zn(OH)2 Na2ZnO2 + 2H2O.
9) Взаимодействие щелочей с солями. В реакцию вступают соли, которым соответствует нерастворимое в воде основание:
CuSО4 + 2NaOH ® Na2SO4 + Cu(OH)2¯ Cu2+ + 2OH– ® Cu(OH)2¯.