Оксиды и гидроксиды каких элементов обладают амфотерными свойствами
Ключевые слова конспекта: амфотерность, амфотерные оксиды, амфотерные гидроксиды,
ГИДРОКСИДЫ
Гидроксиды – это неорганические соединения, образованные тем или иным элементом, кислородом и водородом. В гидроксидах обязательно имеется водород, связанный с кислородом (связь О–Н). В некоторых гидроксидах водород может непосредственно соединяться с атомами элемента. Например, в H3РO3 два атома водорода связаны с атомами кислорода, а один – с атомом фосфора.
В ряде случаев гидроксиды являются продуктами гидратации (соединения с водой) соответствующих оксидов, хотя многие оксиды непосредственно с водой не взаимодействуют. В результате дегидратации гидроксидов образуются соответствующие оксиды.
Гидроксиды могут быть основными (основания), кислотными (кислородсодержащие кислоты) и амфотерными. Примерами основных гидроксидов являются NaOH, Ва(ОН)2, Mg(OH)2. Примерами кислотных гидроксидов являются НСlO4 (хлорная кислота, высший гидроксид хлора), H3РO4 (ортофосфорная кислота, высший гидроксид фосфора), H2SO4 (серная кислота, высший гидроксид серы).
Графические формулы перечисленных гидроксидов приведены ниже. Во всех гидроксидах имеется связь О–Н:
ПОНЯТИЕ ОБ АМФОТЕРНЫХ ОКСИДАХ И ГИДРОКСИДАХ
Амфотерность (от греч. amphoteros – и тот, и другой) – способность химических соединений проявлять и кислотные, и основные свойства в зависимости от природы реагента, с которым амфотерное вещество вступает в кислотно-основное взаимодействие.
Амфотерные оксиды и гидроксиды – оксиды и гидроксиды, проявляющие как основные, так и кислотные свойства. Они реагируют как с кислотами, так и с основаниями. Амфотерным оксидам соответствуют амфотерные гидроксиды, например: ВeО – Вe(ОН)2, Сr2O3 – Сr(ОН)3.
Амфотерные гидроксиды практически нерастворимы в воде. Их основные и кислотные свойства выражены слабо, они являются слабыми кислотами и слабыми основаниями.
Амфотерными оксидами и гидроксидами являются, как правило, оксиды и гидроксиды металлов, в которых степень окисления металла +3, +4, иногда +2.
Среди оксидов элементов главных подгрупп амфотерными являются: BeO, Al2O3, SnO, SnO2, PbO, Sb2O3.
Амфотерными гидроксидами являются следующие гидроксиды элементов главных подгрупп: Ве(ОН)2, Al(ОН)3, Рb(ОН)2 и некоторые другие.
Оксиды и гидроксиды элементов побочных подгрупп, соответствующие высоким степеням окисления, как правило, являются кислотными, например: СrO3 (ему соответствует H2СrO4), Мn2O7 (ему соответствует НМnO4).
Для низших оксидов и гидроксидов характерно преобладание основных свойств, например: СrO и Сr(ОН)2, МnО и Мn(ОН)2.
Оксиды и гидроксиды, в которых степени окисления элементов +3 и +4, являются, как правило, амфотерными: Сг2O3 и Cr(OH)3, Fe2O3 и Fe(OH)3. Однако последние элементы в декадах d–элементов (например, Zn) образуют амфотерные оксиды и гидроксиды даже в низких степенях окисления, например ZnO и Zn(OH)2.
ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА АМФОТЕРНЫХ ОКСИДОВ И ГИДРОКСИДОВ
Рассмотрим амфотерные свойства оксида и гидроксида цинка – ZnO и Zn(OH)2. Оба вещества реагируют с кислотами:
ZnO + 2HNO3 = Zn(NO3)2 + H2O
Zn(OH)2 + H2SO4 = ZnSO4 + 2H2O
Оксид и гидроксид цинка реагируют также и со щелочами:
В результате реакций со щелочами в растворах образуются комплексные ионы – тетрагидроксоцинкаты (например, Na2[Zn(OH)4]), а при сплавлении – цинкаты (например, Na2ZnO2). Чтобы составить формулы цинкатов, запишите формулу гидроксида цинка Zn(OH)2 как формулу кислоты – H2ZnO2. Кислотным остатком такой кислоты является ион ZnO22–.
При диссоциации этих солей в растворах образуются ионы, в которых цинк входит в состав анионов, поэтому говорят, что в этих соединениях «цинк в анионной форме».
Докажем амфотерность оксида и гидроксида алюминия Al(ОН)3. Он растворяется в кислотах с образованием солей, где алюминий находится в катионной форме:
Al(ОН)3 + 3Н+ = Al3+ + 3H2O
Но гидроксид алюминия взаимодействует и со щелочами. При сплавлении со щелочами образуются алюминаты (метаалюминаты):
Al(ОН)3 + NaOH = NaAlO2 + 2H2O
Чтобы составить формулы алюминатов, запишите формулу гидроксида алюминия Al(ОН)3 как H3AlO3. Теперь представьте, что от 1 моль этого соединения отщепляется 1 моль воды. Образуется соединение НАlO2, в котором кислотным остатком будет ион AlO2–.
В образовавшейся соли алюминий образует анион AlO2– (алюминий в анионной форме). В растворах в результате реакции со щёлочью образуется комплексный тетрагидроксоалюминат-ион [Al(ОН)4]–:
Al(ОН)3 + NaOH = Na[Al(OH)4] (тетрагидроксоалюминат натрия)
Некоторые амфотерные оксиды и гидроксиды не проявляют амфотерность в обычных условиях и в растворах ведут себя как основные. Амфотерность таких соединений проявляется в более жёстких условиях. Например, гидроксид железа (III) Fe(OH)3 легко реагирует с кислотами:
Fe(OH)3 + 3НCl = FeCl3 + 3H2O
Fe(OH)3 + NaOH = NaFeO2 + 2H2O
Признаком этой реакции будет растворение бурого осадка. А вот при добавлении раствора щёлочи гидроксид железа (III) не растворяется. Тогда, может быть, считать его основанием, не растворимым в воде? Дело в том, что в данном случае соль образуется при плавлении со щёлочью.
Естественно, что в ходе плавления происходит разложение гидроксида на оксид и воду, и в действительности реакция идёт между оксидом и щёлочью:
Fe2O3 + 2NaOH = 2NaFeO2 + H2O
Таким образом, гидроксид железа (III) можно отнести к амфотерным гидроксидам, хотя основные свойства у него преобладают.
Конспект урока «Амфотерные оксиды и гидроксиды».
Следующая тема: «».
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).
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 | 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↑