Какой гидроксид обладает амфотерными свойствами
Анонимный вопрос · 5 марта 2019
5,1 K
Подготовила к ЕГЭ по химии 5000 учеников. С любого уровня до 100 в режиме онлайн 🙂 · vk.com/mendo_him
Амфотерные гидроксиды — это гидроксиды, которые повторяют свойства кислот и оснований ⚗️
????К амфотерным относятся следующие гидроксиды:
????большинство гидроксидов d-элементов (хрома(III), железа, цинка, и др.);
????ряд гидроксидов p-элементов (алюминия, галлия, олова, свинца и др.);
????из гидроксидов s-элементов амфотерным является гидроксид бериллия;
????ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА, СОВПАДАЮЩИЕ С ОСНОВАНИЯМИ
????Реагируют с кислотами
▫️Al(OH)3 + 3HCl = AlCl3 + 3H2O
????Реагируют с кислотными оксидами
▫️2Al(OH)3 + 3SiO2 = Al2(SiO3)3 + 3H2O
????ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА, СОВПАДАЮЩИЕ С КИСЛОТАМИ
????Реагируют со щелочами
1) В растворе:
▫️Al(OH)3 + NaOH = Na[Al(OH)4]
2) При сплавлении:
▫️Al(OH)3 + NaOH = NaAlO2 + 2H2O
????Реагируют с основными оксидами
▫️2Al(OH)3 + Na2O = 2NaAlO2 + 3H2O
????Реагируют с солями
▫️2Al(OH)3 + Na2CO3 = 2NaAlO2 + CO2 + 3H2O
????Одно из общих свойств — разложение при нагревании:
▫️2Fe(OH)3 = Fe2O3 + 3H2O
Осуществимы ли реакции:
соль +неметалл,галоген + кислота(без галогена)?
Реакция замещения металла в основаниях по такому же принципу как и в солях? Если металл правее в ряду, значит реакция не идет?
Химик, программист, трансженщина, феминистка
Да легко:
1. Na2S + S -> Na2S2 (Na2S4, Na2S5 и т.д.)
2. H2SO3 + Cl2 + H2O -> H2SO4 + 2HCl
3. С основаниями сложнее, поскольку растовримых в воде оснований мало и все они весьма активных металлов, но если нас устраивает расплав основания, то конечно всё пойдет как по маслу (главное не забыть делать это в инертной атмосфере)
NaOH + K -> Na + KOH
ну и классический термит — это по сути тоже подобный пример реакции (только основной оксид, а не гидроксид)
Fe3O4 + Al -> Al2O3 + Fe
В чём роль антиоксидантов для организма? Только ли лишь для нейтрализации свободных радикалов? или чего то ещё?
Да, антиоксиданты нужны только для нейтрализации свободных радикалов и активных форм кислорода. Но нет, это не мелочь — это очень важно. Это важно настолько, что исследования показывают: для здоровья очень опасно не только понижение концентрации антиоксидантов ниже физиологической нормы, но и её превышение. Разберём по порядку.
Органические вещества имеют свойство окисляться: окисляются углеводы, жиры, спирты, кислоты. В их окислении организм черпает энергию. Обратимся к схеме дыхательной цепи:
- В правом нижнем углу из кислорода появляются активные формы кислорода, благодаря появлению которых синтезируется АТФ. Из школьного курса биологии мы знаем, что АТФ, то есть аденозинтрифосфат — молекула, несущая три остатка фосфорной кислоты, связи между которыми несут большую энергию, разрыв которых передаёт её на осуществление биохимических реакций. АТФ — это своеобразное топливо для двигателя внутреннего сгорания, которое и не будет сгорать без посредства кислорода. Именно благодаря кислороду окисляются названные выше вещества и именно их окисление питает организм АТФ.
- В левом нижнем углу НАД+ превращается в НАДH2 (читается как над аш два) в цикле трикарбоновых кислот (и других биохимических локациях организма) — центральном биореакторе, перераспределяющем энергию и вещества по реакциям в организме, — а затем обратно из НАДH2 в НАД+. НАД — это своеобразное машинное масло. Если бы в правом нижнем углу не было кислорода и не синтезировался АТФ, этот конвейер переполнился, движение остановилось, и НАДH2 перестал превращаться обратно в НАД+, таким образом остановив и центральный биореактор.
Как мы видим из всё той же схемы, в дыхательной цепи участвует молекулярный кислород и его активная форма, которая, однако, может и высвобождаться из этой цепи. Кроме того, кислород и его активные формы участвуют в окислении многих веществ, в процессе окисления которых лавинообразным каскадом (со всё нарастающими объёмом и скоростью) образуются свободные радикалы этих окисляемых веществ, которые продолжают окислять неокисленные вещества, тем самым и наращивая эту окислительную лавину. Здесь-то на арену и выходят антиоксиданты — своеобразный щит от лавины окисления. Если бы антиоксидантов не было, все вещества нашего организма окислились без остатка, поскольку ничто бы не регулировало и не останавливало этот процесс.
С другой стороны, когда антиоксидантов слишком много, они просто останавливают всякое окисление, в том числе полезное, необходимое — как было сказано выше, вызывая переполнение конвейра, останавливая движение: движение энергии по окислительной цепи, движение веществ по организму, движение организма вообще. Поэтому нельзя употреблять БАДы-витаминки с антиоксидантами (витамины A, E, C) не по назначению врача, да и по назначению без очевидных признаков гиповитаминоза их следует принимать с осторожностью.
Таким образом,
- когда антиоксидантов мало, мы окисляемся без остатка:
https://www.ncbi.nlm.nih.gov/pubmed/6947277
https://www.ncbi.nlm.nih.gov/pubmed/21977319 - когда антиоксидантов много, наше жизненное начало останавливается:
https://www.ncbi.nlm.nih.gov/pubmed/15153272
https://www.ncbi.nlm.nih.gov/pubmed/17327526
https://www.ncbi.nlm.nih.gov/pmc/articles/PMC3765487/ - лишь когда антиоксидантов достаточно, всё идёт своим чередом.
А здесь я отвечал на вопрос, откуда взять достаточное количество витамина С.
Какие соли называются кислыми?
Кислые соли — это соли, содержащие два вида катионов: катион металла (или аммония) и катион водорода, и многозарядный анион кислотного остатка. Катион водорода даёт к названию соли приставку «гидро», например, гидрокарбонат натрия.
Кислые соли сильных кислот (гидросульфаты, дигидрофосфаты) при гидролизе дают кислую реакцию среды (с чем и связано их название). В то же время растворы кислых солей слабых кислот (гидрокарбонаты, тартраты) могут обладать нейтральной или щелочной реакцией среды.
Кислые соли диссоциируют на ионы металла и кислотный остаток, включающий частицу водорода
Кислые соли образуются при воздействии избытка кислоты на щелочь. В зависимости от количества молей кислоты (в данном случае — ортофосфорной) могут образовываться дигидроортофосфаты (1) и гидроортофосфаты (2):
- Ba(OH)2 + 2H3PO4 → Ba(H2PO4)2 + 2H2O
- Ba(OH)2 + H3PO4 → BaHPO4 + 2H2O
NaHSO4 + NaOH = Na2SO4 + H2O
Кислые соли переходят в средние под действием соответствующей щелочи.
Прочитать ещё 1 ответ
Какая структурная формула оловянистой кислоты (H2SnO2)?
ALBA synchrotron, postdoc
Sn(OH)2 в свободном виде не существует. Бывает либо гель гидрата неопределённого состава, либо оксогидроксид Sn6O4(OH)4. Он состоит из кластеров состава Sn6O8, соединенных между собой водородными связями (на картинке не показаны).
Что такое химия?
Химия- это наука изучающая взаимодействие веществ и их преобразования на молекулярном уровне. Очень интересная наука если учить наглядно записывая лишь реакции, а не по картинкам из учебника.
Прежде чем рассуждать о химических свойствах оснований и амфотерных гидроксидов, давайте четко определим, что же это такое?
1) К основаниями или основным гидроксидам относят гидроксиды металлов в степени окисления +1 либо +2, т.е. формулы которых записываются либо как MeOH , либо как Me(OH)2. Однако существуют исключения. Так, гидроксиды Zn(OH)2, Be(OH)2, Pb(OH)2, Sn(OH)2 к основаниям не относятся.
2) К амфотерным гидроксидам относят гидроксиды металлов в степени окисления +3,+4, а также в качестве исключений гидроксиды Zn(OH)2, Be(OH)2, Pb(OH)2, Sn(OH)2. Гидроксиды металлов в степени окисления +4, в заданиях ЕГЭ не встречаются, поэтому рассмотрены не будут.
Химические свойства оснований
Все основания подразделяют на:
Напомним, что бериллий и магний к щелочноземельным металлам не относятся.
Помимо того, что щелочи растворимы в воде, они также очень хорошо диссоциируют в водных растворах, в то время как нерастворимые основания имеют низкую степень диссоциации.
Такое отличие в растворимости и способности к диссоциации у щелочей и нерастворимых гидроксидов приводит, в свою очередь, к заметным отличиям в их химических свойствах. Так, в частности, щелочи являются более химически активными соединениями и нередко способны вступать в те реакции, в которые не вступают нерастворимые основания.
Взаимодействие оснований с кислотами
Щелочи реагируют абсолютно со всеми кислотами, даже очень слабыми и нерастворимыми. Например:
Нерастворимые основания реагируют практически со всеми растворимыми кислотами, не реагируют с нерастворимой кремниевой кислотой:
Следует отметить, что как сильные, так и слабые основания с общей формулой вида Me(OH)2 могут образовывать основные соли при недостатке кислоты, например:
Взаимодействие с кислотными оксидами
Щелочи реагируют со всеми кислотными оксидами, при этом образуются соли и часто вода:
Нерастворимые основания способны реагировать со всеми высшими кислотными оксидами, соответствующими устойчивым кислотам, например, P2O5, SO3, N2O5, с образованием средних солей:
<.p>
Нерастворимые основания вида Me(OH)2 реагируют в присутствии воды с углекислым газом исключительно с образованием основных солей. Например:
Cu(OH)2 + CO2 = (CuOH)2CO3 + H2O
С диоксидом кремния, ввиду его исключительной инертности, реагируют только самые сильные основания — щелочи. При этом образуются нормальные соли. С нерастворимыми основаниями реакция не идет. Например:
Взаимодействие оснований с амфотерными оксидами и гидроксидами
Все щелочи реагируют с амфотерными оксидами и гидроксидами. Если реакцию проводят, сплавляя амфотерный оксид либо гидроксид с твердой щелочью, такая реакция приводит к образованию безводородных солей:
Если же используют водные растворы щелочей, то образуются гидроксокомплексные соли:
В случае алюминия при действии избытка концентрированной щелочи вместо соли Na[Al(OH)4] образуется соль Na3[Al(OH)6]:
Взаимодействие оснований с солями
Какое-либо основание реагирует с какой-либо солью только при соблюдении одновременно двух условий:
1) растворимость исходных соединений;
2) наличие осадка или газа среди продуктов реакции
Например:
Термическая устойчивость оснований
Все щелочи, кроме Ca(OH)2, устойчивы к нагреванию и плавятся без разложения.
Все нерастворимые основания, а также малорастворимый Ca(OH)2 при нагревании разлагаются. Наиболее высокая температура разложения у гидроксида кальция – около 1000oC:
Нерастворимые гидроксиды имеют намного более низкие температуры разложения. Так, например, гидроксид меди (II) разлагается уже при температуре выше 70 oC:
Химические свойства амфотерных гидроксидов
Взаимодействие амфотерных гидроксидов с кислотами
Амфотерные гидроксиды реагируют с кислотами:
Амфотерные гидроксиды металлов в степени окисления +3, т.е. вида Me(OH)3, не реагируют с такими кислотами, как H2S, H2SO3 и H2СO3 ввиду того, что соли, которые могли бы образоваться в результате таких реакций, подвержены необратимому гидролизу до исходного амфотерного гидроксида и соответствующей кислоты:
Взаимодействие амфотерных гидроксидов с кислотными оксидами
Амфотерные гидроксиды реагируют с высшими оксидами, которым соответствуют устойчивые кислоты (SO3, P2O5, N2O5):
Амфотерные гидроксиды металлов в степени окисления +3, т.е. вида Me(OH)3, не реагируют с кислотными оксидами SO2 и СO2.
Взаимодействие амфотерных гидроксидов с основаниями
Из оснований амфотерные гидроксиды реагируют только с щелочами. При этом, если используется водный раствор щелочи, то образуются гидроксокомплексные соли:
А при сплавлении амфотерных гидроксидов с твердыми щелочами получаются их безводные аналоги:
Взаимодействие амфотерных гидроксидов с основными оксидами
Амфотерные гидроксиды реагируют при сплавлении с оксидами щелочных и щелочноземельных металлов:
Термическое разложение амфотерных гидроксидов
Все амфотерные гидроксиды не растворимы в воде и, как любые нерастворимые гидроксиды, разлагаются при нагревании на соответствующий оксид и воду:
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).
Основания, их классификация, свойства, получение
Основания — это сложные вещества, при диссоциации которых образуются ионы металла или аммония и гидроксид-ионы ОН-. NaOH <=> Na+ + ОН- | Основания — это вещества, принимающие протоны. NH3 + H+ = NH4+ |
1. Какие из перечисленных веществ относятся к основаниям: LiOH, CH3COOH, Fe(OH)2, CH3NH2, H2SO3, Mg(OH)2?
Классификация оснований
Признаки классификации | Группы оснований | Примеры |
1. Природа веществ | Неорганические | NaOH гидроксид натрия |
Органические | CH3NH2 метиламин | |
2. Состав веществ (наличие кислорода) | Бескислородные | NH3 -аммиак |
Кислородсодержащие | Cu(OH)2 -гидроксид меди (II) | |
3. Кислотность оснований (по числу гидроксильных групп) | Однокислотные | KOH — гидроксид калия |
Двухкислотные | Ca(OH)2 — гидроксид кальция | |
4. Степень электролитической диссоциации | Слабые | Fe(OH)2 — гидроксид железа (II) |
Сильные (щелочи) | NaOH гидроксид натрия | |
5. Растворимость в воде | Растворимые (щелочи) | NaOH гидроксид натрия |
Нерастворимые | Cu(OH)2 -гидроксид меди (II) | |
6. Летучесть | Летучие | NH3 -аммиак |
Нелетучие | Cu(OH)2 -гидроксид меди (II) | |
7. Устойчивость к нагреванию | Устойчивые | KOH — гидроксид калия |
Неустойчивые | Cu(OH)2 -гидроксид меди (II) |
2. Охарактеризуйте гидроксид кальция Сa(OH)2 по всем признакам классификации.
ПОЛУЧЕНИЕ
Получение растворимых оснований (щелочей) | Получение нерастворимых оснований |
1. Реакцией обмена (если один из продуктов выпадает в осадок): Na2SO4 + Вa(OH)2 = ВaSO4↓ + 2NaOH | Нерастворимые основания получают реакцией обмена между раствором соли и раствором щелочи: CuCl2 + 2NaOH = Cu(OH)2↓+ 2NaCl |
2. Растворимые основания (щелочи) можно получить взаимодействием щелочного и щелочно-земельного металла или их оксидов с водой: CaO + H2O = Ca(OH)2 | |
3. Электролизом водного раствора соли хлоридов щелочных металлов (в качестве побочного продукта образуется хлор): 2NaCl + 2H2O = 2NaOH + H2 + Cl2 (действием электрического тока) |
3. Даны вещества: Fe(OH)2, Ca(OH)2, LiOH, Al(OH)3. Какие вещества образуются при взаимодействии металлов с водой, а какие — действием щелочи на раствор соли?
Химические свойства оснований
1. Диссоциация оснований с образованием гидроксид-ионов ОН-:
NaOH <=> Na+ + OH-
LiOH <=> Li+ + OH-
Наличие гидроксид-ионов в растворе щелочи можно определить при помощи кислотно-основных индикаторов.
2. Взаимодействие с кислотами с образованием соли (реакция нейтрализации):
Mg(OH)2 + 2HNO3 = Mg(NO3)2 + 2H2O
Mg(OH)2 + 2H+ = Mg2+ + 2H2O
3. Взаимодействие щелочей с кислотными оксидами с образованием соли и воды:
2NaOH + SiO2 = Na2SiO3 + H2O (при нагревании)
Ca(OH)2 + CO2 = CaCO3↓ + H2O
4. Взаимодействие раствора щелочи с растворами различных солей с образованием нерастворимого основания:
CuSO4 + 2NaOH = Cu(OH)2 ↓+ Na2SO4
Cu2+ + 2OH- = Cu(OH)2 ↓
5. Разложение нерастворимых оснований при нагревании с образованием оксида металла и воды:
Cu(OH)2 = CuO + H2O (при нагревании)
6. Взаимодействие растворов щелочи с некоторыми неметаллами:
2NaOH + Cl2 = NaCl + NaClO + H2O (на холоде)
6NaOH + 3Cl2 = 5NaCl + NaClO3 + 3H2O (при нагревании)
2NaOH + Si = Na2SiO3 + 2H2
Взаимодействие щелочи с некоторыми металлами (образующие амфотерные соединения).
??? 4. Даны вещества: CaO, SO2, Ba(OH)2, HClO4, KCl, CuCl2.
а) Какие из перечисленных веществ реагируют с гидроксидом натрия?
б) Напишите уравнения возможных реакций.
в) Какая из приведенных реакций относится к реакции нейтрализации?
5. Какие вещества разлагаются при нагревании: Fe(OH)2, NaOH, Al(OH)3, Fe(OH)3, Ba(OH)2? Напишите уравнения возможных реакций.
6.
В трех пробирках даны растворы хлорида натрия, соляной кислоты,
гидроксида натрия. Как можно распознать эти растворы химическим
способом?
7.
Какая масса щелочи NaOH должна находиться в растворе для реакции с 16 г
сульфата меди (II), чтобы получить осадок гидроксида меди(II)?
Амфотерные гидроксиды
Амфотерные гидроксиды — гидроксиды, которые при диссоциации образуют одновременно и катионы Н+, и гидроксид-ионы ОН-.
Амфотерные гидроксиды соответствуют амфотерным оксидам. Например, Al(OH)3, Zn(OH)2, Cr(OH)3, Be(OH)2 и другие.
1) Взаимодействие амфотерных гидроксидов с кислотами:
Al(OH)3 + 3HCl = AlCl3 + 3H2O
Al(OH)3 + 3H+ = Al3+ + 3H2O
2) Взаимодействие амфотерных гидроксидов со щелочью:
Al(OН)3 + NaOH = Na[Al(OH)4] (тетрагидроксоалюминат натрия)
Zn(OН)2 + 2NaOH = Na2[Zn(OH)4] (тетрагидроксоцинкат натрия)
3) Проявляют свойства нерастворимых оснований — разлагаются при нагревании с образованием оксида и воды:
2Al(OH)3 → Al2O3 + 3H2O
??? 8. а) Приведите примеры реакций, доказывающие свойства гидроксида цинка.
б) В какой из приведенных реакций гидроксид цинка проявляется себя как кислота?
в) В какой из приведенных реакций гидроксид цинка проявляется себя как основание?
г) Напишите уравнение реакции получения гидроксида цинка.
Ответы на вопросы, которые вы встретили в конспекте, вы можете отправить в отдельное задание.