Цинк амфотерный металл: Амфотерные металлы: цинк и алюминий

Амфотерные металлы: цинк и алюминий

На этой странице вы узнаете 

• Особенности строения атомов амфотерных металлов;
• Физические и химические свойства;
• И нашим, и вашим: обсудим амфотерность цинка и алюминия. 

Кто-то любит соленое, кто-то любит сладкое, а кто-то — и то, и другое. То же самое происходит и с амфотерными металлами. 

Характеристика амфотерных металлов

Под амфотерностью понимают способность соединений проявлять одновременно и кислотные, и основные свойства в зависимости от условий и природы реагентов, участвующих в реакции.

Список амфотерных металлов включает в себя множество наименований. Из них мы рассмотрим цинк и алюминий.

Характеристики элементов-металлов

Алюминий — элемент IIIA группы третьего периода. Его электронная конфигурация [Ne]3s²3p¹. 

В возбужденном состоянии электронная пара на 3s-орбитали распаривается. В результате образуются три неспаренных электрона, которые способны образовывать химические связи. Поэтому у алюминия постоянная степень окисления +3.

Цинк — расположен во IIВ группе в четвертом периоде. Цинк относится к d-элементам, при этом атом цинка имеет полностью заполненные 3d– и 4s– электронные подуровни. 

Его электронная конфигурация в основном состоянии [Ar]3d¹⁰4s². В соединениях цинк проявляет постоянную степень окисления +2. 

Физические свойства

Алюминий — лёгкий серебристо-белый металл, покрывающийся на воздухе оксидной плёнкой из-за взаимодействия с кислородом (на фото расположен слева). Из алюминия часто делают тысячи вещей, которые окружают нас в быту: от фольги на баночке йогурта до стильного корпуса смартфона.

Цинк — голубовато-белый металл (на фото расположен справа).  

Способы получения

Химические свойства

По химическим свойствам они являются типичными восстановителями, а значит, способны реагировать с окислителями. Как и другие металлы, они будут взаимодействовать со своими противоположностями — неметаллами. Также они будут вступать в реакции вытеснения с водой, кислотами-неокислителями, щелочами и солями менее активных металлов. 

1. Реакции с неметаллами

Как типичные металлы, алюминий и цинк способны вступать в реакции с неметаллами и образовывать различные бинарные соединения.  

2. Реакции с оксидами

Ввиду низких значений электроотрицательности алюминий и цинк, как и другие металлы, являются отличными восстановителями. Настолько сильными, что они даже способны восстанавливать некоторые металлы и неметаллы из их оксидов. Этот процесс называется металлотермией.  

Активные металлы (стоящие до алюминия в ряду активности) не получают путём восстановления из оксидов.

Алюминий является очень активным металлом, который, помимо этого, ещё и является одним из наиболее распространённых в земной коре. 

Его очень часто используют в металлургии для получения других металлов из их оксидов. Этот процесс называется алюмотермией. 

3. Реакции с водой 

Так как алюминий и цинк — металлы, стоящие в ряду активности левее водорода, то они способны вытеснять водород из воды. 

Алюминий, подобно другим активным металлам, при взаимодействии с водой образует гидроксид и водород. 

Цинк является уже менее активным металлом, поэтому нуждается в создании более жёстких условий для реакции с водой. Он взаимодействует только с перегретым водяным паром и в таких жёстких условиях вытесняет из воды ОБА атома водорода, превращаясь в оксид.  

4. Реакции с кислотами

Алюминий и цинк также способны вытеснять водород не только из воды, но и из кислот-неокислителей. 

С кислотами-окислителями протекают более сложные ОВР, при этом помним, что в холодных концентрированных растворах кислот-окислителей алюминий пассивируется из-за наличия оксидной плёнки на его поверхности. 

5. Реакции со щелочами 

Амфотерные металлы реагируют со щелочами, причем продукты зависят от определенных условий: 

6. Реакции с солями

Как и другие металлы, алюминий и цинк способны вытеснять менее активные металлы из их солей. 

Оксиды алюминия и цинка

Оксиды алюминия и цинка по физическим свойствам представляют собой бесцветные порошки, нерастворимые в воде. 

По химическим свойствам это типичные амфотерные оксиды, которые способны вступать в основно-кислотные взаимодействия как с основным, так и с кислотным. Как и другие оксиды, они могут вступать в ОВР с сильными восстановителями с восстановлением из них металла.

1. Реакции с водой 

Оксидам алюминия и цинка соответствуют нерастворимые гидроксиды Al(OH)₃ и Zn(OH)₂, поэтому и сами оксиды с водой не взаимодействуют.

2. Амфотерные свойства оксидов

Как типичные амфотерные оксиды, оксиды алюминия и цинка будут реагировать как с веществами, проявляющими основные свойства (основаниями, основными оксидами), так и с веществами, проявляющими кислотные свойства (кислотами, кислотными оксидами):  

3. ОВР с сильными восстановителями

Как и другие оксиды, оксид цинка может вступать в ОВР с сильными восстановителями (C, CO, H₂, Al, Mg, Ca и т. д.) с восстановлением из них металла. 

Гидроксиды алюминия и цинка

По физическим свойствам гидроксиды алюминия и цинка представляют собой белые порошкообразные вещества, нерастворимые в воде. Все их химические свойства обусловлены тем, что они являются амфотерными гидроксидами: они способны вступать в реакции как с основным, так и с кислотным. 

Помимо этого, как и для других нерастворимых гидроксидов, для гидроксидов алюминия и цинка характерны реакции термического разложения.

1. Гидроксиды алюминия и цинка как амфотерные гидроксиды

2. Термическое разложение гидроксидов 

Подобно другим нерастворимым гидроксидам, нерастворимые Al(OH)₃ и Zn(OH)₂ способны разлагаться при нагревании на соответствующий оксид и воду.

Важнейшие химические свойства солей

1. Реакции с растворами щелочей

Соли алюминия и цинка реагируют с растворами щелочей.

2. Разрушение комплексных солей и их аналогов кислотами 

Если сильная кислота находится в недостатке, её хватает только для самого сильного металла (щелочного или щелочно-земельного). В результате образуется соль и амфотерный гидроксид, возможно также образование воды. 

Если сильная кислота находится в избытке, её хватает на оба металла: образуются две соли и вода. 

Со слабыми кислотами (угольной CO₂(р-р), сернистой SO₂(р-р), сероводородной H₂S) ситуация немного сложнее:

• Если слабая кислота находится в недостатке, её также хватает только для самого сильного металла (щелочного или щелочно-земельного). 

— Если слабая кислота находится в избытке, в продуктах образуется кислая соль (из-за избытка кислотного) и амфотерный гидроксид.Со слабой кислотой он не взаимодействует, так как сам слабый. 

3. Термическое разложение

При нагревании комплексной соли будет происходить выпаривание из неё воды. В анионе там, где нет воды (например, в расплаве), образуются средние соли с амфотерными металлами. 

4. Реакции с солями

Самые “страшные” реакции с участием комплексных солей — их реакции с солями. Чтобы их написать, можно для себя представить комплексную соль как совокупность щёлочи и амфотерного гидроксида. 

Фактчек

• Алюминий и цинк относятся к амфотерным металлам, то есть таким, которые могут реагировать и с кислотами, и со щелочами в зависимости от природы реагирующих веществ.
• Алюминий относится к p-элементам, его постоянная степень окисления +3; цинк относится к d-элементам, его постоянная степень окисления +2.
• Алюминий и цинк реагируют с рядом веществ: неметаллами, водой, кислотами, щелочами, солями.
• Оксиды и гидроксиды алюминия и цинка также обладают амфотерными свойствами ,что определяет их химическое поведение в различных реакциях.
• Алюминий и цинк способны образовывать особый тип солей, называемый комплексными. 

Проверь себя 

Задание 1.
Какими свойствами обладают алюминий, цинк и их оксиды и гидроксиды? 

1. Основными свойствами;
2. Кислотными свойствами;
3. Амфотерными свойствами;
4. Нейтральными свойствами.

Задание 2.
Цинк реагирует с водой с образованием: 

1. Оксида цинка и водорода;
2. Гидроксид цинка и водорода; 
3. Цинката и водорода;
4. Гидрида цинка и кислорода.

Задание 3.
Что можно наблюдать при приливании раствора гидроксида натрия к раствору хлорида алюминия? 

1. Выделение газа; 
2. Выпадение осадка; 
3. Видимых изменений не наблюдается;
4. Выпадение осадка, а затем его растворение. 

Задание 4.
Что образуется в реакции оксида цинка и сернистого газа? 

1. Сульфат цинка;
2. Сульфит цинка;
3. Сульфид цинка и кислород;
4. Реакция не идет.

Задание 5.
Какая соль образуется при взаимодействии тетрагидроксоалюмината натрия и избытка сероводорода? 

1. Средняя соль;
2. Комплексная соль; 
3. Кислая соль; 
4. Основная соль.

ОТВЕТЫ: 1. — 3; 2. — 1; 3. — 4; 4. — 4; 5. — 3

Амфотерные металлы — список и свойства

Простые вещества сходные с металлическими элементами по структуре и ряду химических и физических параметров называют амфотерными, т.е. это те элементы, проявляющие химическую двойственность. Надо отметить, что это не сами металли, а их соли или оксиды. К, примеру, оксиды некоторых металлов могут обладать двумя свойствами, при одних условиях они могут проявлять свойства присущие кислотам, в других, они ведут себя как щелочи.

К основным амфотерным металлам относят алюминий, цинк, хром и некоторые другие.

Термин амфотерность был введен в оборот в начале XIX века. В то время химические вещества разделяли на основании их сходных свойств, проявляющиеся при химических реакциях.

Что такое амфотерные металлы

Список металлов, которые можно отнести амфотерным, достаточно велик. Причем некоторые из них можно назвать амфотерными, а некоторые – условно.

Перечислим порядковые номера веществ, под которыми они расположены в Таблице Менделеева. В список входят группы с 22 по 32, с 40 по 51 и еще много других. Например, хром, железо и ряд других можно с полным основанием называть основными, к последним можно отнести и стронций с бериллием.

Кстати, самым ярким представителем амфорных металлов считают алюминий.

Именно его сплавы в течение длительного времени используют практически во всех отраслях промышленности. Из него делают элементы фюзеляжей летательных аппаратов, кузовов автомобильного транспорта, и кухонную посуду. Он стал незаменим в электротехнической промышленности и при производстве оборудования для тепловых сетей. В отличии от многих других металлов алюминий постоянно проявляет химическую активность. Оксидная пленка, которая покрывает поверхность металла, противостоит окислительным процессам. В обычных условиях, и в некоторых типах химических реакций алюминий может выступать в качестве восстановительного элемента.

Этот металл способен взаимодействовать с кислородом, если его раздробить на множество мелких частиц. Для проведения операции такого рода необходимо использование высокой температуры. Реакция сопровождается выделением большого количества тепловой энергии. При повышении температуры в 200 ºC, алюминий вступает в реакцию с серой. Все дело в том, что алюминий, не всегда, в нормальных условиях, может вступать в реакцию с водородом. Между тем, при его смешивании с другими металлами могут возникать разные сплавы.

 

 

Еще один ярко выраженный металл, относящийся к амфотерным – это железо. Этот элемент имеет номер 26 и расположен между кобальтом и марганцем. Железо, самый распространенный элемент, находящийся в земной коре. Железо можно классифицировать как простой элемент, имеющий серебристо-белый цвет и отличается ковкостью, разумеется, при воздействии высоких температур. Может быстро начинать коррозировать под воздействием высоких температур. Железо, если поместить его в чистый кислород полностью прогорает и может воспламениться на открытом воздухе.

Такой металл обладает способностью быстро переходить в стадию корродирования при воздействии высокой температуры. Помещенное в чистый кислород железо полностью перегорает. Находясь на воздухе металлическое вещество, быстро окисляется вследствие чрезмерной влажности, то есть, ржавеет. При горении в кислородной массе образуется своеобразная окалина, которая называется оксидом железа.

Свойства амфотерных металлов

Они определены самим понятием амфотерности. В типовом состоянии, то есть обычной температуре и влажности, большая часть металлов представляет собой твердые тела. Ни один металл не подлежит растворению в воде. Щелочные основания проявляются только после определенных химических реакций. В процессе прохождения реакции соли металла вступают во взаимодействие. Надо отметить что правила безопасности требуют особой осторожности при проведении этой реакции.

 

 

Соединение амфотерных веществ с оксидами или самими кислотами первые показывают реакцию, которая присуща основаниями. В тоже время если их соединять с основаниями, то будут проявляться кислотные свойства.

Нагрев амфотерных гидроксидов вынуждает их распадаться на воду и оксид. Другими словами свойства амфотерных веществ весьма широки и требуют тщательного изучения, которое можно выполнить во время химической реакции.

Свойства амфотерных элементов можно понять, сравнив их с параметрами традиционных материалов. Например, большинство металлов имеют малый потенциал ионизации и это позволяет им выступать в ходе химических процессов восстановителями.

Амфотерные — могут показать как восстановительные, так и окислительные характеристики. Однако, существуют соединения которые характеризуются отрицательным уровнем окисления.

Абсолютно все известные металлы имеют возможность образовывать гидроксиды и оксиды. 

Всем металлам свойственна возможность образования основных гидроксидов и оксидов. Кстати, металлы могут вступать в реакцию окисления только с некоторыми кислотами. Например, реакция с азотной кислотой может протекать по-разному.

Амфотерные вещества, относящиеся к простым, обладают явными различиями по структуре и особенностям. Принадлежность к определенному классу можно у некоторых веществ определить на взгляд, так, сразу видно что медь – это металл, а бром нет.

Как отличить металл от неметалла

Главное различие заключается в том, что металлы отдают электроны, которые находятся во внешнем электронном облаке. Неметаллы, активно их притягивают.

Все металлы являются хорошими проводниками тепла и электричества, неметаллы, такой возможности лишены.

Основания амфотерных металлов

В нормальных условиях это вещества не растворяются в воде и их можно спокойно отнести к слабым электролитам. Такие вещества получают после проведения реакции солей металла и щелочи. Эти реакции довольно опасны для тех, кто их производит и поэтому, например, для получения гидроксида цинка в емкость с хлоридом цинка медленно и аккуратно, по капле надо вводить едкий натр.

Вместе тем, амфотерные — взаимодействуют с кислотами как основания. То есть при выполнении реакции между соляной кислотой и гидроксидом цинка, появится хлорид цинка. А при взаимодействии с основаниями, они ведут себя как кислоты.

Оцените статью:

Рейтинг: 0/5 — 0 голосов

Свойства амфотерных металлов

Амфотерные металлы представлены не сложными элементами, являющимися неким аналогом группы компонентов металлического типа. Сходство прослеживается в ряде свойств физического и химического направления. Причем, за самими веществами не замечено способности к свойствам амфотерного типа, а различные соединения вполне способны к их проявлению.

Для примера можно рассмотреть гидроксиды с оксидами. У них явно прослеживается двойственная химическая природа. Она выражена в том, что, в зависимости от условий, выше названные соединения могут обладать свойствами либо щелочей, либо кислот. Понятие амфотерности появилось достаточно давно, оно знакомо науке еще с 1814 года. Термин «амфотерность» выражал способность химического вещества вести себя определенным образом при проведении кислотной (главной) реакции. Получаемые свойства зависят от того, каков тип самих присутсвующих реагентов, вида растворителя и условий, при которых проводится реакция.

 

Что представляют собой амфотерные металлы?

 

Список амфотерных металлов включает в себя множество наименований. Некоторые из них можно с уверенность назвать амфотерными, некоторые – предположительно, иные – условно. Если рассматривать вопрос масштабно, то для краткости можно назвать просто порядковые номера выше указанных металлов. Эти номера: 4,13, с 22 до 32, с 40 до 51, с 72 до 84, со 104 до 109. Но есть металлы, которые вправе назваться основными. К ним относятся хром, железо, алюминий и цинк. Дополняют основную группу стронций и бериллий. Самым распространенным из всех перечисленных на данный момент является алюминий. Именно его сплавы уже много столетий используются в самых разнообразных сферах и областях применения. Металл имеет отличную антикоррозийную стойкость, легко поддается литью и различным типам механической обработки. Кроме того, популярность алюминия дополняется такими преимуществами, как высокая теплопроводность и хорошая электропроводность.

 

 

Алюминий — амфотерный металл, для которого свойственно проявлять химическую активность. Стойкость данного металла определяется прочной оксидной пленкой и, в обычных условиях окружающей среды, при реакциях химического направления, алюминий выступает восстановительным элементом. Такое амфотерное вещество способно взаимодействовать с кислородом, в случае раздробления металла на мелкие частицы. Для такого взаимодействия необходимо влияние высокого температурного режима. Химическая реакция при соприкосновении с кислородной массой сопровождается огромным выделением тепловой энергии. При температуре свыше 200 градусов взаимодействие реакций при соединении с таким веществом, как сера, образовывает сульфид алюминия. Амфотерный алюминий не способен напрямую взаимодействовать с водородом, а при смешивании этого металла с другими металлическими компонентами возникают различные сплавы, содержащие соединения интерметаллического типа.

 

 

Железо — амфотерный металл, который является одной из побочных подгрупп группы 4 периода в системе элементов химического типа. Данный элемент выделяется как самое распространенное составляющее группы металлических веществ, в составе компонентов земной коры. Железо классифицируется как простое вещество, среди отличительных свойств которого можно выделить его ковкость, серебристо-белую цветовую гамму. Такой металл обладает способностью провоцировать возникновение повышенной химической реакции и быстро переходит в стадию корродирования при воздействии высокой температуры. Помещенное в чистый кислород железо полностью перегорает, а доведенное до мелкодисперсного состояния может самовоспламеняться на простом воздухе. Находясь на воздухе металлическое вещество быстро окисляется вследствие чрезмерной влажности, то есть, ржавеет. При горении в кислородной массе образуется своеобразная окалина, которая называется оксидом железа.

 

 

Основные свойства амфотерных металлов

 

Свойства амфотерных металлов — основное понятие в амфотерности. Рассмотрим, что же они из себя представляют. В стандартном состоянии каждый металлов является твердым телом. Поэтому их принято считать слабыми электролитами. Кроме того, ни один металл не может растворяться в воде. Основания получаются путем специальной реакции. В ходе этой реакции соль металла соединяется с небольшой дозой щелочи. Правила требуют проводить весь процесс аккуратно, осторожно и довольно медленно.

При соединении амфотерных веществ с кислотными оксидами или непосредственно кислотами, первые выдают реакцию, свойственную основаниям. Если же такие основания соединять с основаниями, проявляются свойства кислот. Сильное нагревание амфотерных гидроксидов приводит к их распаду. В результате распада образуется вода и соответствующий амфотерный оксид. Как видно из наведенных примеров, свойства достаточно обширны и требуют тщательного анализа, который можно провести в ходе химических реакций.

 

 

 

Химические свойства амфотерных металлов можно сравнить со свойствами обычных металлов, чтобы провести параллель или увидеть разницу.

У всех металлов достаточно низкий потенциал ионизации, благодаря чему в химических реакциях они выступают в роли восстановителей. Стоит отметить также, что электроотрицательность неметаллов выше, чем данный показатель у металлов.

Амфотерные металлы проявляют как восстановительные, так и окислительные свойства. Но при этом у амфотерных металлов имеются соединения, характеризующиеся отрицательной степенью окисления. Всем металлам свойственна возможность образования основных гидроксидов и оксидов. Зависимо от роста порядкового номера в периодическом ранжире замечено убывание основности металла. Следует также заметить, что металлы, в основной своей части, могут окисляться только определенными кислотами. Так, взаимодействие с азотной кислотой у металлов происходит по-разному.

 

 

Металлы неметаллы амфотерные, которые являются простыми веществами, имеют явное различие по своему строению и индивидуальным особенностям относительно физических и химических проявлений.

Тип некоторых из данных веществ легко определить визуальным способом. Например, медь является простым амфотерным металлом, а бром классифицируется как неметалл.

Чтобы не ошибиться в определении разновидности простых веществ необходимо четко знать все признаки, которые отличают металлы от неметаллов. Основным различием металлов и неметаллов выступает способность первых отдавать электроны, расположенные во внешнем энергетическом секторе. Неметаллы наоборот, притягивают электроны в зону внешнего накопителя энергетики. Все металлы имеют свойство передавать энергетический блеск, что делает их хорошими проводниками тепловой и электрической энергии, а неметаллы невозможно использовать в качестве пропускника электричества и тепла.

Амфотерные оксиды – синтез, свойства, идентификация

Термин «амфотерный» происходит от греческого слова amphoteroi (ἀμφότεροι) , что означает «оба». Амфотерные оксиды — это оксиды элементов (обычно металлов), проявляющие амфотерное поведение.

Амфотеризм или амфотерное поведение – это свойство соединения действовать как как кислота, так и как основание . В зависимости от реагентов и других условий реакции соединение ведет себя либо как кислота, либо как основание.

Пример амфотерных оксидов: Оксид алюминия Al ₂ O ₃ является амфотерным оксидом, поскольку он может нейтрализовать как HCl, так и NaOH.

Другими элементами, образующими амфотерные оксиды, являются галлий, индий, скандий, титан, цирконий, ванадий, хром, олово, железо, кобальт, медь, цинк, свинец, серебро, золото, германий, сурьма, висмут, бериллий и теллур.

Синтез

Так как амфотерные оксиды являются оксидами определенных элементов, то они являются прямым результатом сжигания этих элементов на воздухе. Например, оксид цинка(II) образуется в результате прямого сжигания Zn в большом количестве приточного воздуха:

2Zn(т) +   O ₂ (г) -> 2ZnO(т)

Аналогично,

4Al(т) + 3O ₂ (г) -> 2Al _{2 O 3 90s )}

Оксид свинца (II) получают путем нагревания Нитрат свинца (II):

2Pb(NO ₃ ) ₂ -> \(\Delta\) 2PbO(s)   +   4NO ₂ 0 +1 O 9014 2 -> \(\Delta\) 2PbO(s) 2 (g)

Оксид олова(II), также известный как Оксид олова , может быть получен путем нагревания оксида олова(II) в инертной среде. Оксид олова (II) образуется, когда соли олова реагируют со щелочью, такой как гидроксид натрия.

SNCL ₂ +2NAOH -> SN (OH) ₂ +2NACL

SN (OH) ₂ -> \ (\ Delta \) SNO +H ₂ O

Амфотерные оксиды в периоде. Таблица Оксиды в таблице Менделеева (Источник)

• В данный период таблицы Менделеева оксиды переходят от основных к амфотерным и, наконец, к кислотным. Например, рассмотрим 3 ^rd элементов периода: Na ₂ O и MgO являются основными, Al ₂ O ₃ является амфотерическим, SIO ₂ является слабым кислым, стр. ₂ O ₅ , стр. ₂ O ₃ , SO ₂ , SO ₃ , CL ₂ O и CL CL _{O и CL CL O и CL CL O и CL CL O и CL CL O и CL CL , CL . 2 O 7 являются кислыми.}
• Вниз по группам основность увеличивается с увеличением атомного номера.
  Рассмотрим оксиды группы 15:
  NO ₂ и P ₂ O ₃ являются кислотными, As ₂ O ₃ и Sb ₂ O 3 являются бифотиковыми0014 2 O ₃ является основным.
• Кислотность также увеличивается с увеличением степени окисления одного и того же оксида элемента. Example: Acidity series for manganese oxides is
  Mn ₂ O ₇ > Mn ₂ O ₃ > MnO
  Similarly, for Arsenic and Antimony,
  As ₂ O ₅ > As ₂ O ₃
  и
  Sb ₂ O ₅ > Sb ₂ O ₃

Физические свойства амфотерных оксидов

Амфотерные оксиды обычно имеют очень высокие температуры плавления и кипения. Они имеют гигантские ковалентные структуры, для разрыва которых требуется много энергии.

Амфотерные оксиды нерастворимы в воде.

Химические свойства амфотерных оксидов

Амфотерные оксиды реагируют как с кислотами, так и с основаниями.

Основная природа

Основная природа амфотерных оксидов выявляется их реакцией с кислотами. Амфотерные оксиды реагируют с обычными неорганическими кислотами с образованием соли металла и воды.

ZnO(т) + 2HNO ₃ (водн.) -> Zn(NO ₃ ) ₂ (водн.) + H ₂ O(л)

Al _{3 O ) + 6HCl(водн.) -> 2AlCl 3 (водн.) + 3H 2 O(ж)}

SnO(т) + 2HCl(водн.) -> SnCl ₂ (водн.) + H ₂ O (л)

PbO(s) + 2HNO ₃ (водн.) -> Pb(NO ₃ ) ₂ (водн.) + H ₂ O(л)

As4 51 O 3 90 (с) + 6HCl (водн.) -> 2AsCl (водн.) + 3H ₂ O(l)

Кислотная природа

Кислотная природа амфотерных оксидов проявляется в их реакции с основаниями. Амфотерные оксиды реагируют с обычными неорганическими основаниями с образованием сложных солей металлов и воды.

ZnO(s) + 2NaOH(aq) -> Na ₂ ZnO ₂ (aq) + H ₂ O(l)

Обратите внимание, что Na ₂ ZnO _{5 2 реальность.}

Таким образом, более точное уравнение:

ZnO(s) + 2NaOH(aq) + H ₂ O(l)  ->  Na ₂ [Zn(OH) ₄ ](водн.)

, где Na ₂ [Zn(OH) ₄ ] представляет собой гидрат цинката натрия, а анион представляет собой [ Zn(OH) ₄ ] ⁺² .

AL ₂ O ₃ (S) + 2NAOH (AQ) -> 2NAALO ₂ (AQ) + H ₂ O (L)

или

AL ₂ O ₃ ( s) + 2NaOH(водн.) + 3H ₂ O(ж) -> 2Na[Al(OH) ₄ ](водн.)

где Na[Al(OH) ₄ ] представляет собой гидратированный алюминат натрия, а [Al(OH) ₄ ] ⁺¹ представляет собой анион.

PbO(s) + 2NaOH(aq) + H ₂ O(l) -> Na ₂ [Pb(OH) ₄ ](aq)

SnO(s) + 4NaOH(aq) + H ₂ O(l)  <=> Na ₄ [Sn(OH) ₆ ](водн.)

Идентификация амфотерных оксидов база . Таким образом, чтобы определить, является ли соединение амфотерным, необходимо наблюдать за его реакцией с кислотой, такой как HCl, и реакцией с основанием, таким как NaOH.

Убедившись, что данное вещество является амфотерным, нам необходимо выяснить, является ли данное вещество оксидом или нет. Проводятся тесты на другие анионы, такие как сульфат, нитрат, нитрит, хлорид и т. д. Если все тесты показывают отрицательный результат, данное соединение является оксидом.

Использование и применение

Обычное применение некоторых амфотерных оксидов:

• Оксид свинца(II): Добавление PbO в стекло увеличивает его электрическое сопротивление, показатель преломления и способность поглощать рентгеновские лучи. В то же время он снижает вязкость стекла. Следовательно, PbO необходим для стекольной промышленности.
  PbO также используется в керамической промышленности для изготовления керамических изделий, обладающих магнитной и электрической инертностью.
• Оксид цинка: Оксид цинка широко используется в цементной и косметической промышленности. Он также используется для изготовления сухих элементов и других типов постоянных элементов.
• Оксид алюминия: Руды оксида алюминия, такие как бокситы, присутствуют в земной коре. Сначала эти руды концентрируются с образованием чистого оксида алюминия. Этот оксид алюминия затем используется в процессе Холла-Эру для получения чистого металлического алюминия.

Часто задаваемые вопросы

Что такое амфотерные оксиды?

Амфотерные оксиды представляют собой оксиды элементов (обычно металлов), проявляющие амфотерные свойства. Амфотеризм или амфотерное поведение — это свойство соединения действовать как кислота и как основание. В зависимости от реагентов и других условий реакции соединение ведет себя либо как кислота, либо как основание.

Как идентифицировать амфотерные оксиды?

Амфотерный оксид может нейтрализовать как кислоту, так и основание. Таким образом, чтобы определить, является ли соединение амфотерным, необходимо наблюдать за его реакцией с кислотой, такой как HCl, и реакцией с основанием, таким как NaOH.
Убедившись, что данное вещество является амфотерным, нам необходимо выяснить, является ли данное вещество оксидом или нет. Проводятся тесты на другие анионы, такие как сульфат, нитрат, нитрит, хлорид и т. д. Если все тесты показывают отрицательный результат, данное соединение является оксидом.

Является ли вода амфотерным соединением?

Да, вода является амфотерным соединением.
H ₂ O <=> H ₃ O ⁺ + OH ^—
Кислотное поведение:
H ₂ O (кислота) + NH ₃ (база) -> нм ₄ ^{66 3 (база) -> нм ₄ 6766766 3 (база) -> нм ₄ 9 3 (база) -> нм + + OH –
Основное поведение:
H ₂ O(основание) + HCl(кислота) -> Cl – + H ₃ O +}

Цинк: Элемент Биполярный | Американский совет по науке и здоровью

Большинство специалистов в области психического здоровья согласятся с тем, что если бы можно было присвоить элементам критерии DSM V, диагноз цинка был бы простым:

Код F31.9, Биполярное расстройство I, текущий или недавний эпизод не указан.

Есть несколько причин, по которым я считаю этот диагноз верным, и я расскажу о них ниже. Во-первых, самое интересное. Минералы, в которых содержится цинк, очаровательны и впечатляющи.

 

Отдельные цинксодержащие минералы. Фотографии:  1. 911 Metallurgist 2. Geology.com 3. pierresdesante.com 4. Heavencanwaitgifts.

Итак, можно ли сказать, что цинк «биполярен»? В химическом смысле это именно так. Вот причины.

1. ЭТО ПОМОГАЕТ И ВРЕДИТ НАМ

Помощь

Цинк содержится в металлопротеиназах, подгруппе огромного семейства ферментов, называемых протеиназами (1) (также называемыми протеазами). Ферменты протеазы требуют металла для запуска широкого спектра биохимических реакций, необходимых для жизни. Цинк считается важным питательным веществом для человека, но точная причина этого неизвестна.

Вред

Бактерии тоже используют цинк, но по другой причине — чтобы не отравиться. Он отвечает за один из самых известных (и наиболее распространенных) механизмов бактериальной резистентности — катализируемое цинковой металлопротеиназой раскрытие бета-лактамного кольца. На английском языке: бактерии используют цинк плюс ферменты для детоксикации бета-лактамных антибиотиков, таких как пенициллины и цефалоспорины. Делают они это очень хитро. (Рисунок 1)

Но сначала…

Исходное изображение: Disclose TV

Для работы металлопротеиназ необходим цинк. Он выполняет две задачи: 1) помогает бета-лактамному антибиотику более прочно связываться с активным центром металлопротеиназы, 2) помогает металлопротеиназе химически разрушать антибиотик. Вот подробности:

После того, как антибиотик связался с ферментом, атом цинка, который помог ему связать, выполняет другие функции. Цинк связывается с молекулой воды и удерживает ее в непосредственной близости от бета-лактамной части антибиотика. Это значительно облегчает способность воды реагировать с бета-лактамом. Во-вторых, цинк действует как катализатор, разрушающий бета-лактам, четырехчленное кольцо, которое является «рабочей частью» антибиотика. Как только кольцо открывается, антибиотик перестает быть антибиотиком.

Рисунок 1. Роль цинка в дезактивации бета-лактамных антибиотиков. ** На самом деле это немного сложнее, чем это. Вода существует частично ионизированной как H ⁺ и OH ^— . Атом цинка стабилизирует группу OH ^– (гидроксил), которая гораздо более реакционноспособна. Ион гидроксила является фактическим атакующим видом.

2. СОЕДИНЕНИЯ ЦИНКА МОГУТ БЫТЬ КИСЛОТНЫМИ ИЛИ ОСНОВНЫМИ

  1. Основные

Металлический цинк реагирует с соляной кислотой с образованием хлорида цинка. При нейтрализации раствора гидроксидом цинка образуется нерастворимый белый осадок. Гидроксид цинка является амфотерным, что означает, что он реагирует либо с кислотами, либо с основаниями. Таким образом, если вы добавите больше соляной кислоты в пробирку с белым осадком, он снова превратится в водорастворимый хлорид цинка. В этом случае гидроксид цинка выступает в роли основания (реагирует с кислотой). (Рисунок 2)

. причина. В этом случае гидроксид цинка действует как кислота, реагируя с гидроксидом натрия (основанием) с образованием другого соединения, цинката натрия. Поскольку цинкат натрия растворим в воде, осадок снова растворяется, образуя прозрачный бесцветный раствор 9.0003 (1) . Оксиды или гидроксиды некоторых других металлов также являются амфотерными. Первая пробирка и последняя пробирка в этом эксперименте должны выглядеть одинаково — бесцветная прозрачная жидкость.

ЦИНК МОЖЕТ БЫТЬ СТАБИЛЬНЫМ МЕТАЛЛОМ ИЛИ ГАЗОМ, КОТОРЫЙ ВЗРЫВАЕТСЯ НА ВОЗДУХЕ

   1. Элементарный цинк — стабильный металл найти в земле. Но он достаточно реакционноспособен, чтобы подвергаться воздействию сильных кислот, таких как соляная кислота, как показано выше.

Элементарный цинк, красивый и стабильный. Фото:  ScienceMadness

   2. Металлоорганический цинк – бесцветная летучая жидкость или газ, вызывающий психоз

С другой стороны, металлоорганические соединения цинка, в которых цинк химически связан с углеродом, совершенно разные. Обычные металлоорганические соединения цинка представляют собой летучие жидкости или газы. И постоянно в плохом настроении. На фото ниже показано, что произойдет, если вы позволите диметилцинку вступить в контакт с воздухом. Диметилцинк является одним из печально известных химических веществ, которые блогер-химик Дерек Лоу включил в свою чрезвычайно популярную статью «Вещи, с которыми я не буду работать».

«Но диметилцинк в чистом виде… нет, я так не думаю. Мой коллега в аспирантуре приготовил его и прошел к нам по коридору довольно бледный. Он отсоединил кусок резиновой трубки. из своего перегонного аппарата и увидел, как он тут же вспыхнул сильным пламенем. «Эта штука делает трет-бутиллитий похожим на помои» — это утверждение я помню с того вечера». (3)

Дерек Лоу. В разработке

Диэтилцинк плюс воздух. Не пытайтесь повторить это дома. Фото: YouTube

РАЗНЫЕ ФАКТЫ О ЦИНКЕ

• Цинк был открыт Парацельсом в г. (4)
Пенни
• состояли из 95% меди до 1982 года, когда монетный двор изменил состав на 97,5% цинка. Если бы это не было сделано, пенни стоил бы около 0,02 доллара только за медь, поэтому люди копили бы их из-за «переплавленной стоимости». Если вам удастся найти в обращении пенни до 1982 года, подержите его в руке. Тогда держите цинковый пенни. Вы сможете сказать, что новые пенни значительно легче; 3,1 грамма для медного пенни и 2,5 г для цинкового пенни. Это из-за относительной плотности двух металлов; 8,96 для медной монеты и 7,13 г/мл для цинковой монеты. Медь на 25% плотнее цинка; медный пенни весит на 24% больше, чем цинковый пенни. Это не случайно.
• «Доктор» Axe утверждает, что цинк — это естественное лечение рака . «Доктор» Топор также продает цинк. Наверное совпадение. Доктор Акс тоже ненормальный чувак.
• Цинк либо предотвращает/лечит простуду, либо нет. Но если вы высосете слишком много пастилок с цинком , вы можете навсегда потерять обоняние. Не так уж и плохо для пассажиров метро. В противном случае не рекомендуется.

ПРИМЕЧАНИЯ:

(1) Протеазы (также известные как протеиназы) представляют собой огромный класс ферментов, которые функционируют путем расщепления (переваривания) белков с образованием более мелких белков или даже с образованием отдельных аминокислот, из которых состоят белки. Протеазы распространены повсеместно. Например, в настоящее время существуют препараты, ингибирующие протеазы, играющие важную роль в жизненном цикле ВИЧ и гепатита С. Когда вирусная протеаза ингибируется, вирус не может размножаться. Это торможение лежит в основе многих высокоэффективных лекарств от ВИЧ и гепатита С9.0005

(2) Люди, не являющиеся химиками, обычно не знают, что означает «клир». Прозрачный не значит бесцветный. Это означает, что свет может беспрепятственно проходить через раствор. Зеленый раствор, полученный путем добавления пищевого красителя в воду, будет прозрачным, но не бесцветным. Все решения понятны.

(3) См. Бутиллитий — то, с чем вам действительно не стоит связываться

(4) Парацельс крут. Он не только открыл цинк в 1526 году, но и стал отцом современной токсикологии, придумав выражение «доза делает яд». Вроде того. На самом деле он писал, что  «Все вещи яд, и ничто не лишено яда; только доза делает вещь , а не ядом.» То же самое. Тем не менее, мы на 5 с лишним столетий позже, а обозреватель NY Times Ник Кристоф, пишущий о токсичности, еще не дожил до 15 века. Он абсолютно убежден, что доза не делает яд . Он также не открыл цинк.

 

 

реакции акваионов с гидроксид-ионами

РЕАКЦИИ ИОНОВ МЕТАЛЛА HEXAAQUA С ИОНАМИ ГИДРОКСИД На этой странице описываются и объясняются реакции между комплексными ионами типа [M(H 2 O) 6 ] n+ и ионами гидроксида из, например, раствора гидроксида натрия. Предполагается, что вы знаете, почему эти ионы являются кислыми, и довольны происходящим равновесием.
	Важно:   Если вас не устраивает кислотность ионов гексааква, обязательно перейдите по этой ссылке, прежде чем двигаться дальше.
Общий случай Хотя есть лишь незначительные различия, для простоты мы рассмотрим ионы 2+ и ионы 3+ отдельно. Добавление ионов гидроксида к 2+ гексаакваионам Они имеют вид [M(H 2 O) 6 ] 2+ . Их кислотность проявляется в реакции ионов гексааква с молекулами воды из раствора: Они действуют как кислоты, отдавая ионы водорода молекулам воды в растворе. Из-за сбивающего с толку присутствия воды из двух разных источников (лиганды и раствор) проще упростить это: Нарушение этого равновесия добавлением гидроксид-ионов – стадия 1 Что произойдет, если к этому равновесию добавить ионы гидроксида? Возможны две реакции. Реакция ионов гидроксида с ионами гидроксония (ионами водорода) В соответствии с принципом Ле Шателье положение равновесия сдвинется вправо, производя больше нового комплексного иона.
	Примечание:   Вам действительно необходимо знать принцип Ле Шателье, особенно в отношении влияния изменений концентрации на положение равновесия. Перейдите по этой ссылке, если вы не уверены. Используйте кнопку НАЗАД в браузере, чтобы быстро вернуться на эту страницу.
Реакция гидроксид-ионов с гексаакваионом Статистически гораздо больше шансов, что ион гидроксида столкнется с ионом гексааква металла, чем с ионом водорода. Присутствует гораздо больше гексааква ионов. Если это произойдет, вы получите точно такой же новый комплексный ион, как и выше. Обратите внимание, что это не реакция обмена лигандами. Ион гидроксида удалил ион водорода из одной из молекул воды лиганда. Реакция также стала практически односторонней. Вторая стадия реакции Какая бы из приведенных выше реакций ни произошла, в итоге вы получите [M(H 2 O) 5 (OH)] + ионов в растворе. Они также кислые и могут терять ионы водорода из другого водного лиганда. Берем более легкую версию равновесия: Добавление ионов гидроксида снова сдвигает равновесие вправо — либо за счет реакции с ионами водорода, либо за счет прямой реакции с комплексом в левой части. Когда это происходит, новый образовавшийся комплекс уже не имеет заряда — мы описываем его как «нейтральный комплекс». Во всех рассматриваемых нами случаях этот нейтральный комплекс нерастворим в воде, поэтому образуется осадок. Этот осадок часто записывают без учета оставшихся водных лигандов. Другими словами, мы записываем это как M(OH) 2 . Образовался осадок гидроксида металла.
	Примечание:   Какой вариант формулы гидроксида металла следует написать? Полная версия [M(H 2 O) 4 (OH) 2 ] более четко показывает, что происходит. Руководствуйтесь тем, что предпочитают ваши экзаменаторы. На самом деле это может варьироваться в зависимости от того, в каком контексте возникает соединение. Я предпочитаю полную версию, и именно ее я буду использовать повсюду.
Подведение итогов того, что произошло на данный момент Идем дальше Нет никакой логической причины, по которой удаление ионов водорода из комплекса должно прекратиться на этом этапе. Дополнительные ионы водорода могут быть удалены ионами гидроксида с образованием анионных комплексов — комплексов, несущих отрицательный заряд. Происходит ли это на самом деле в пробирке, зависит от металла к металлу. Фактически, если вы делаете это, используя раствор гидроксида натрия обычной концентрации, большинство ионов 2+, которые вы встретите на этом уровне, не выходят за пределы осадка. Единственный случай, с которым вы, скорее всего, столкнетесь, — это цинковый корпус, и у него есть свои сложности. Последний ион представляет собой [Zn(OH) 4 ] 2- — тетраэдрический ион, потерявший оставшиеся 2 водных лиганда. Добавление гидроксид-ионов к 3+ гексааква-ионам Аргумент здесь точно такой же, как и раньше — единственное отличие состоит в количестве ионов водорода, которые необходимо удалить из исходного комплекса гексааква, чтобы получить нейтральный комплекс. Выход за пределы нейтрального комплекса также более характерен для ионов 3+, чем для ионов 2+, и может доходить до удаления иона водорода из каждой из шести молекул воды. Это обобщается в той же блок-схеме, что и раньше:
	Примечание:   Было бы абсурдно сидеть и все это изучать! Все, что вам нужно сделать, это понять, что один ион водорода удаляется за раз. Когда у вас есть нейтральный комплекс, он образует осадок. Это в равной степени верно для случаев 2+ или 3+. Только будьте осторожны с зарядами на комплексах. Помните, что с каждым удаленным ионом водорода вы теряете положительный заряд (или получаете еще один отрицательный заряд). Когда вы начнете рассматривать отдельные металлы, вам, конечно, придется помнить, где обычно останавливается последовательность.
Изучение ионов определенных металлов В каждом случае будет дана формула осадка, как если бы это был простой нейтральный комплекс. На самом деле эти «гидроксидные» осадки иногда перестраиваются, теряя воду из комбинаций присоединенных ОН-групп. При этом образуются оксиды, тесно связанные с потерянной водой. Эти изменения выходят за рамки этого сайта. 2+ иона гексааквакобальт(II)
	Примечание:   Мне неизвестна причина изменения цвета. Один надежный источник расплывчато цитирует это как изменение координации иона металла. Другой предполагает, что синий осадок включает ион хлорида (из раствора хлорида кобальта (II), если это то, что вы использовали) в качестве лиганда. Вам вряд ли нужно беспокоиться об этом на этом уровне. Помните об изменении цвета!
гексааквамедь(II) гексаакварон(II) Железо очень легко окисляется в щелочной среде. Кислород в воздухе окисляет осадок гидроксида железа (II) до гидроксида железа (III), особенно в верхней части пробирки. Потемнение осадка происходит от того же эффекта. гексааквамарганец(II) Я показал исходный раствор очень бледно-розовым (наиболее бледно-розовым, что я могу сделать!), но на самом деле он практически бесцветен. Бледно-коричневый осадок окисляется до более темно-коричневого соединения марганца (III) при контакте с кислородом воздуха.
	Примечание:   В литературе существует много разногласий относительно того, что представляет собой более темное коричневое соединение. Чаще всего цитируется (в том числе в паре исследовательских работ) как MnO(OH) или иногда как Mn9.0014 2 О 3 ,хН 2 О. Однако в некоторых источниках он упоминается как гидратированный оксид марганца (IV), MnO 2 ,xH 2 O. Одна из экзаменационных комиссий Великобритании (Edexcel International) задала это как часть вопроса в январе 2015 года. Если ваши экзаменаторы могут спросить вас об этом, вы должны проверить, что именно они ожидают от вас в вашем ответе. Проверьте прошлые работы, отметьте схемы и отчеты экзаменатора.
гексаакваникель(II) гексааквацинк Вы начинаете и заканчиваете с бесцветными растворами, по пути образуя белый осадок. 3+ иона гексаакваалюминий В пробирке это выглядит точно так же, как и соответствующая реакция с цинком, описанная выше, но остерегайтесь разных формул осадка и конечного раствора. гексааквахром(III) гексаакварон(III)
	Примечание:   Исходный цвет иона железа(III) очень изменчив — от бледно-желтого до темно-оранжево-коричневого. Ни один из этих цветов на самом деле не является цветом истинного иона гексаакварона (III). Это более подробно описано на странице о кислотности ионов гексааква.
Обратный процесс Если добавление ионов гидроксида удаляет ионы водорода из комплекса гексааква по одному, не кажется неразумным, что вы можете вернуть их обратно, добавив кислоту. Просто так бывает! Мы подробно рассмотрим, что происходит в случае хрома (III), но точно такой же принцип применим ко всем другим рассмотренным нами примерам — будь то ионы 2+ или 3+. Пока вы понимаете, что происходит, вы можете проработать детали, если вам это нужно. Присоединение кислоты к ионам гексагидроксохромата(III) Это ионы, образующиеся в конце последовательности, в которой вы добавляете ионы гидроксида к раствору, содержащему ионы гексааквахромия (III). Их формула [Cr(OH) 6 ] 3- .
	Примечание:   Если вас беспокоит название этих ионов: «гекса» = 6; «гидрокси» = группы ОН; «хромат (III)» = хром в степени окисления +3, но с отрицательным ионом. Если вам нужно изучить эти имена более подробно, вы можете посмотреть страницу об именах, но это не очень важно для данной темы.
Напоминание об изменении цвета при добавлении раствора гидроксида натрия к раствору, содержащему ионы гексааквахрома(III): Если вы добавите кислоту (например, разбавленную серную кислоту), ионы водорода будут возвращаться по одному. Вы уже знаете цвета значимых стадий (начало, конец и нейтральный комплекс). Это не отдельный бит обучения! Вы можете применить это к любому делу. Если вы знаете цвета, удаляя ионы водорода, вы автоматически узнаете их, когда снова вводите ионы водорода. Также не имеет значения, с чего вы начинаете — добавляете ли вы, например, кислоту к ионному комплексу типа [Cr(OH) 6 ] 3- , или к нейтральному, например [Fe(H 2 O) 4 (OH) 2 ]. Вы знаете, что [Fe(H 2 O) 4 (OH) 2 ] представляет собой грязно-зеленый осадок. Когда вы снова добавите к нему ионы водорода, он превратится в очень бледно-зеленый раствор [Fe(H 2 O) 6 ] 2+ ион. Ничто из этого не является чем-то новым — вам просто нужно заново упорядочить то, что вы уже знаете!
	Примечание:   На самом деле, в случае с хромом это немного сложнее, потому что окончательный раствор имеет тенденцию быть зеленым, а не обычным странным сине-серо-фиолетовым ионом гексааквахрома (III). Это происходит всякий раз, когда вы производите ионы гексааквахромия (III) в пробирке. Проблема в том, что другие ионы из раствора (хлорид или сульфат) заменяют одну или несколько молекул воды в комплексе и дают зеленый цвет. Это более подробно рассматривается на странице, посвященной реакциям обмена лигандов 9.0106
Амфотерные гидроксиды Амфотерное вещество обладает как кислотными, так и основными свойствами. Другими словами, он будет реагировать как с основаниями, так и с кислотами. Некоторые из гидроксидов металлов, которые мы рассматривали, делают именно это. Гидроксид хрома(III) в виде амфотерного гидроксида «Гидроксид хрома (III)» — это простой способ назвать нейтральный комплекс [Cr (H 2 О) 3 (ОН) 3 ]. Вы видели, что он реагирует с основаниями (гидроксид-ионами) с образованием [Cr(OH) 6 ] 3- . Он также реагирует с кислотами (ионами водорода) с образованием [Cr(H 2 O) 6 ] 3+ . Это хороший пример амфотерного поведения. Другими примерами амфотерных гидроксидов являются гидроксид цинка и гидроксид алюминия. Гидроксид меди(II) в виде основного оксида Довольно много гидроксидов металлов больше не будут реагировать с ионами гидроксида, если вы используете раствор гидроксида натрия в концентрациях, обычно используемых в лаборатории. Это означает, что они не имеют какой-либо значительной кислотной природы. «Гидроксид меди (II)» — это то, что мы обычно называем нейтральным комплексом [Cu(H 2 O) 4 (OH) 2 ]. Он не растворяется в растворе гидроксида натрия при любой концентрации, обычно используемой в лаборатории. Он не проявляет кислотного характера. С другой стороны, он будет реагировать с кислотами, заменяя потерянные ионы водорода на водные лиганды. Поскольку он принимает ионы водорода, он действует как основание. Подобные гидроксиды (которые реагируют с кислотами, но не с основаниями) являются не амфотерными — это просто простые основания. Вопросы для проверки вашего понимания Если это первый набор вопросов, который вы задали, пожалуйста, прочтите вводную страницу, прежде чем начать. Вам нужно будет использовать КНОПКУ НАЗАД в браузере, чтобы вернуться сюда позже. Добавить комментарий Отменить ответ Ваш адрес email не будет опубликован. Обязательные поля помечены * Комментарий *