Список амфотерных металлов: Амфотерные металлы химические свойства. Амфотерные металлы

Амфотерные металлы: взаимодействие, свойства, характеристики

Главная » Металлы » Получение и сферы применения амфотерных металлов

На чтение 4 мин

Содержание

1. Какие элементы относятся к амфотерным?
2. Получение
3. Свойства
4. Где используются амфотерные металлы?

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

Амфотерные металлы

Какие элементы относятся к амфотерным?

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

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

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

Представители металлов:

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

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

Получение

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

Примеры:

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

Гидроксид алюминия

Свойства

Свойства:

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

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

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

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

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

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

Получение амфотерных оксидов

Где используются амфотерные металлы?

Сферы применения:

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

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

( Пока оценок нет )

Поделиться

Амфотерные соединения | Дистанционные уроки

05-Дек-2014 | комментария 4 | Лолита Окольнова

и их свойства

 

 

 Автор статьи — Саид Лутфуллин

Химия – это всегда единство противоположностей.

Посмотрите на периодическую систему.

Некоторые элементы (почти все металлы, проявляющие степени окисления +1 и +2) образуют основные оксиды и гидроксиды. Например, калий образует оксид K₂O, и гидроксид KOH. Они проявляют основные свойства, например взаимодействуют с кислотами.

K2O + HCl → KCl + h3O

Некоторые элементы (большинство неметаллов и металлы со степенями окисления +5, +6, +7) образуют кислотные оксиды и гидроксиды. Кислотные гидроксиды – это кислородсодержащие  кислоты, их называют гидроксидами, потому что в строении есть гидроксильная группа, например, сера образует кислотный оксид SO₃ и кислотный гидроксид H₂SO₄ (серную кислоту):

Такие соединения проявляют кислотные свойства, например они реагируют с основаниями:

h3SO4 + 2KOH → K2SO4 + 2h3O

А есть элементы, образующие такие оксиды и гидроксиды, которые проявляют и кислотные, и основные свойства. Это явление называется амфотерностью. Таким оксидам и гидроксидам и будет  приковано наше внимание в этой статье. Все амфотерные оксиды и гидроксиды — твердые вещества, нерастворимые в воде.

Для начала, как определить является ли оксид или гидроксид амфотерным? Есть правило, немного условное, но все-таки пользоваться им можно:

Амфотерные гидроксиды и оксиды образуются металлами, в степенях окисления +3 и +4, например (Al₂O₃, Al(OH)₃,

Fe₂O₃, Fe(OH)₃)

И четыре исключения: металлы Zn, Be, Pb, Sn образуют следующие оксиды и гидроксиды: ZnO, Zn(OH)₂, BeO, Be(OH)

2, PbO, Pb(OH)₂, SnO, Sn(OH)₂, в которых проявляют степень окисления +2, но не смотря на это, эти соединения проявляют амфотерные свойства.

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, Fe

2O₃, Fe(OH)₃, Cr₂O₃, Cr(OH)₃.

Свойства амфотерных соединений запомнить не сложно: они взаимодействуют с кислотами и щелочами.

• с взаимодействием с кислотами все просто, в этих реакциях амфотерные соединения ведут себя как основные:

 

Оксиды:

 

Al₂O₃ + 6HCl → 2AlCl₃ + 3H₂O

ZnO + H₂SO₄ → ZnSO₄ + H₂O

BeO + HNO₃ → Be(NO₃)₂ + H₂O

 

Точно так же реагируют гидроксиды:

 

Fe(OH)₃ + 3HCl → FeCl₃ + 3H₂O

 

Pb(OH)₂ + 2HCl → PbCl₂ + 2H₂O

 

• С взаимодействием со щелочами немного сложнее. В этих реакциях амфотерные соединения ведут себя как кислоты, и продукты реакции могут быть различными, все зависит от условий.

Или реакция происходит в растворе, или реагирующие вещества берутся твердые и сплавляются.

 

Разберем на примере гидроксида цинка. Как уже говорилось ранее, амфотерные соединения взаимодействуя с основными, 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» ZnO₂^2- двухвалентный:

 

2KOH_(тв.) + H₂ZnO_2(тв.) (t,сплавление)→ K₂ZnO₂ + 2H₂O

 

Полученное вещество K

2ZnO₂ 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). Только гидроксид цинка записывать вот так: H₂ZnO₂ – нехорошо. Пишем как обычно Zn(OH)₂, но подразумеваем (для собственного удобства), что это «кислота»:

 

2KOH_(тв.) + Zn(OH)_2(тв.) (t,сплавление)→ K₂ZnO₂ + 2H₂O

 

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

 

Be(OH)_2(тв.) + 2NaOH_(тв.) (t,сплавление)→ 2H₂O + Na₂

BeO₂ (метабериллат натрия, или бериллат)

 

Pb(OH)_2(тв.) + 2NaOH_(тв.) (t,сплавление)→ 2H₂O + Na₂PbO₂ (метаплюмбат натрия, или плюмбат)

 

С амфотерными гидроксидов с тремя группами OH (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 → H₂

O + KAlO₂ (метаалюминат калия, или просто алюминат)

Но гидроксид алюминия вот так HAlO₂ записывать нельзя, записываем как обычно, но подразумеваем там «кислоту»:

Al(OH)_3(тв.) + KOH_(тв.) (t,сплавление)→ 2H₂O + KAlO₂(метаалюминат калия)

 

То же самое и с гидроксидом хрома:

 

Cr(OH)₃ → H₃CrO₃ → HCrO₂

 

Cr(OH)_{3(тв. )} + KOH_(тв.) (t,сплавление)→ 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).

 

И эти гидроксиды будут образовывать разные «соли»:

 

Степень окисления	+2		+4
Формула гидроксида	Sn(OH)2	Pb(OH)2	Sn(OH)4	Pb(OH)4
Формула гидроксида в виде кислоты	H2SnO2	H2PbO2	H2SnO3	H2PbO3
Соль (калиевая)	K2SnO2	K2PbO2	K2SnO3	K2PbO3
Название соли	станнИТ	блюмбИТ	метастаннАТ	метаблюмбАТ

 

Те же принципы, что и в названиях обычных «солей», элемент в высшей степени окисления – суффикс АТ, в промежуточной – ИТ.

 

Такие «соли» (метахроматы, метаалюминаты, метабериллаты, метацинкаты и т.д.) получаются не только в результате взаимодействия щелочей и амфотерных гидроксидов. Эти соединения всегда образуются, когда соприкасаются сильноосновный «мир» и амфотерный (при сплавлении). То есть точно так же как и амфотерные гидроксиды со щелочами будут реагировать и амфотерные оксиды, и соли металлов, образующих амфотерные оксиды (соли слабых кислот). И вместо щелочи можно взять сильноосновный оксид, и соль металла, образующего щелочь (соль слабой кислоты).

 

 

Взаимодействия:

 Запомните, реакции, приведенные ниже, протекают при сплавлении.

1. Амфотерного оксида с сильноосновным оксидом:

 

ZnO_(тв.) + K₂O_(тв.) (t,сплавление)→ K₂ZnO₂ (метацинкат калия, или просто цинкат калия)

 

2. Амфотерного оксида со щелочью:

ZnO_{(тв. )} + 2KOH_(тв.) (t,сплавление)→ K₂ZnO₂ + H₂O↑

 

3. Амфотерного оксида с солью слабой кислоты и металла, образующего щелочь:

 

ZnO_(тв.) + K₂CO_3(тв.) (t,сплавление)→ K₂ZnO₂ + CO₂↑

 

4. Амфотерного гидроксида с сильноосновным оксидом:

 

Zn(OH)_2(тв.) + K₂O_(тв.) (t,сплавление)→ K₂ZnO₂ + H₂O↑

 

5. Амфотерного гидроксида со щелочью:

 

Zn(OH)_2(тв.) + 2KOH_(тв.) (t,сплавление)→ K₂ZnO₂ + 2H₂O↑

 

6. Амфотерного гидроксида с солью слабой кислоты и металла, образующего щелочь:

 

Zn(OH)_{2(тв. )} + K₂CO_3(тв.) (t,сплавление)→ K₂ZnO₂ + CO₂↑ + H₂O↑

 

7. Соли слабой кислоты и металла, образующего амфотерные соединение с сильноосновным оксидом:

 

ZnCO_3(тв.) + K₂O_(тв.) (t,сплавление)→ K₂ZnO₂ + CO₂↑

 

8. Соли слабой кислоты и металла, образующего амфотерные соединение со щелочью:

 

ZnCO_3(тв.) + 2KOH_(тв.) (t,сплавление)→ K₂ZnO₂ + CO₂↑ + H₂O↑

 

9. Соли слабой кислоты и металла, образующего амфотерные соединение с солью слабой кислоты и металла, образующего щелочь:

ZnCO_{3(тв. )} + K₂CO_3(тв.) (t,сплавление)→ K₂ZnO₂ + 2CO₂↑

 

Ниже представлена информация по солям амфотерных гидроксидов, красным помечены наиболее встречающиеся в ЕГЭ.

 

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

 

 

 

В ЕГЭ это называют «растворением гидроксида алюминия (цинка, бериллия и т. д.) щелочи». Это обусловлено способностью металлов в составе амфотерных гидроксидов в присутствии избытка гидроксид-ионов (в щелочной среде) присоединять к себе эти ионы. Образуется частица с металлом (алюминием, бериллием и т.д.) в центре, который окружен гидроксид-ионами. Эта частица становится отрицательно-заряженной (анионом) за счет гидроксид-ионов, и называться этот ион будет гидроксоалюминат, гидроксоцинкат, гидроксобериллат и т.д.. Причем процесс может протекать по-разному металл может быть окружен разным числом гидроксид-ионов.

 

Мы будем рассматривать два случая: когда металл окружен четырьмя гидроксид-ионами, и когда он окружен шестью гидроксид-ионами.

 

Запишем сокращенное ионное уравнение этих процессов:

 

Al(OH)₃ + OH^— → Al(OH)₄^—

 

Образовавшийся ион называется Тетрагидроксоалюминат-ион. Приставка «тетра-» прибавляется, потому что гидроксид-иона четыре. Тетрагидроксоалюминат-ион имеет заряд -, так как алюминий несет заряд 3+, а четыре гидроксид-иона 4-, в сумме получается -.

 

Al(OH)₃ + 3OH^— → Al(OH)₆^3-

 

Образовавшийся в этой реакции ион называется гексагидроксоалюминат ион. Приставка «гексо-» прибавляется, потому что гидроксид-иона шесть.

 

Прибавлять приставку, указывающую на количество гидроксид-ионов обязательно. Потому что если вы напишете просто «гидроксоалюминат», не понятно, какой ион вы имеете в виду: Al(OH)₄^— или Al(OH)₆^3-.

 

При взаимодействии щелочи с амфотерным гидроксидом в растворе образуется соль. Катион которой – это катион щелочи, а анион – это сложный ион, образование которого мы рассмотрели ранее. Анион заключается в квадратные скобки.

 

Al(OH)₃ + KOH → K[Al(OH)₄] (тетрагидроксоалюминат калия)

 

Al(OH)₃ + 3KOH → K₃[Al(OH)₆] (гексагидроксоалюминат калия)

 

Какую именно (гекса- или тетра-) соль вы напишете как продукт – не имеет никакого значения. Даже в ответниках ЕГЭ написано: «…K₃[Al(OH)₆] (допустимо образование K[Al(OH)₄]». Главное не забывайте следить, чтобы все индексы были верно проставлены. Следите за зарядами, и имейте ввиду, что сумма их должна быть равна нулю.

 

Кроме амфотерных гидроксидов, со щелочами реагируют амфотерные оксиды. Продукт будет тот же. Только вот если вы запишете реакцию вот так:

 

Al₂O₃ + NaOH → Na[Al(OH)₄]

 

Al₂O₃ + NaOH → Na₃[Al(OH)₆]

 

Но эти реакции у вас не уравняются. Надо добавить воду в левую часть, взаимодейтсиве ведь происходит в растворе, воды там дотаточно, и все уравняется:

 

Al₂O₃ + 2NaOH + 3H₂O → 2Na[Al(OH)₄]

 

Al₂O₃ + 6NaOH + 3H₂O → 2Na₃[Al(OH)₆]

 

Помимо амфотерных оксидов и гидроксидов, с растворами щелочей взаимодействуют некоторые особо активные металлы, которые образуют амфотерные соединения. А именно это: алюминий, цинк и бериллий. Чтобы уравнялось, слева тоже нужна вода. И, кроме того, главное отличие этих процессов – это выделение водорода:

 

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

 

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

 

В таблице ниже приведены наиболее распространенные в ЕГЭ примеры свойства амфотерных соединений:

 

Амфотерное вещество	Соль	Название соли	Реакции
Al Al2O3 Al(OH)3	Na[Al(OH)4]	Тетрагидроксоалюминат натрия	Al(OH)3 + NaOH → Na[Al(OH)4] Al2O3 + 2NaOH + 3H2O → 2Na[Al(OH)4] 2Al + 2NaOH + 6H2O → 2Na[Al(OH)4] + 3H2↑
	Na3[Al(OH)6]	Гексагидроксоалюминат натрия	Al(OH)3 + 3NaOH → Na3[Al(OH)6] Al2O3 + 6NaOH + 3H2O → 2Na3[Al(OH)6] 2Al + 6NaOH + 6H2O → 2Na3[Al(OH)6] + 3H2↑
Zn ZnO Zn(OH)2	K2[Zn(OH)4]	Тетрагидроксоцинкат натрия	Zn(OH)2 + 2NaOH → Na2[Zn(OH)4] ZnO + 2NaOH + H2O → Na2[Zn(OH)4] Zn + 2NaOH + 2H2O → Na2[Zn(OH)4]+ H2↑
	K4[Zn(OH)6]	Гексагидроксоцинкат натрия	Zn(OH)2 + 4NaOH → Na4[Zn(OH)6] ZnO + 4NaOH + H2O → Na4[Zn(OH)6] Zn + 4NaOH + 2H2O → Na4[Zn(OH)6]+ H2↑
Be BeO Be(OH)2	Li2[Be(OH)4]	Тетрагидроксобериллат лития	Be(OH)2 + 2LiOH → Li2[Be(OH)4] BeO + 2LiOH + H2O → Li2[Be(OH)4] Be + 2LiOH + 2H2O → Li2[Be(OH)4]+ H2↑
	Li4[Be(OH)6]	Гексагидроксобериллат лития	Be(OH)2 + 4LiOH → Li4[Be(OH)6] BeO + 4LiOH + H2O → Li4[Be(OH)6] Be + 4LiOH + 2H2O → Li4[Be(OH)6]+ H2↑
Cr2O3 Cr(OH)3	Na[Cr(OH)4]	Тетрагидроксохромат натрия	Cr(OH)3 + NaOH → Na[Cr(OH)4] Cr2O3 + 2NaOH + 3H2O → 2Na[Cr(OH)4]
	Na3[Cr(OH)6]	Гексагидроксохромат натрия	Cr(OH)3 + 3NaOH → Na3[Cr(OH)6] Cr2O3 + 6NaOH + 3H2O → 2Na3[Cr(OH)6]
Fe2O3 Fe(OH)3	Na[Fe(OH)4]	Тетрагидроксоферрат натрия	Fe(OH)3 + NaOH → Na[Fe(OH)4] Fe2O3 + 2NaOH + 3H2O → 2Na[Fe(OH)4]
	Na3[Fe(OH)6]	Гексагидроксоферрат натрия	Fe(OH)3 + 3NaOH → Na3[Fe(OH)6] Fe2O3 + 6NaOH + 3H2O → 2Na3[Fe(OH)6]

 

Полученные в этих взаимодействиях соли реагируют с кислотами, образуя две другие соли (соли данной кислоты и двух металлов):

2Na₃[Al(OH)₆] + 6H₂SO₄ → 3Na₂SO₄ + Al₂(SO₄)₃ + 12H₂O

Вот и все! Ничего сложного. Главное не путайте, помните что образуется при сплавлении, что в растворе. Очень часто задания по этому вопросу попадаются в B части.

• Подписка на рассылку

(Правила комментирования)

Амфотеризм — амфотерное определение и примеры

В химии амфотерное вещество представляет собой химический вид, который может действовать как кислота и как основание, в зависимости от условий реакции. Явление называется амфотеризмом .

Амфотерность относится к кислотам и основаниям Бренстеда-Лоури и Льюиса. Слово происходит от греческого слова amphoteros  или  amphoteroi , что означает «каждый или оба из двух» и означает, что вещество является «либо кислотным, либо щелочным».

Амфотерные вещества

Амфотерное вещество имеет переносимый водород (протон) и атом с неподеленными электронными парами. Примеры амфотерных веществ включают воду, аминокислоты, белки и многие оксиды и гидроксиды металлов.

Оксиды и гидроксиды алюминия, сурьмы, мышьяка, сурьмы, висмута, бериллия, хрома, кобальта, меди, галлия, германия, золота, железа, свинца, серебра, теллура, олова и цинка являются амфотерными. Однако оксиды щелочных металлов и щелочноземельных металлов образуют только основные оксиды и не являются амфотерными. Наиболее амфотерные оксиды и гидроксиды металлов происходят из металлов, находящихся вблизи центра таблицы Менделеева.

Некоторые вещества, обычно считающиеся либо кислотами, либо основаниями, на самом деле являются амфотерными. Например, серная кислота (H ₂ SO ₄ ) действует как кислота в воде, но действует как основание или является амфотерной в суперкислотах. В общем, кислоты, способные отдавать несколько ионов водорода, являются амфотерными. Точно так же основания с высокозаряженными катионами металлов являются амфотерными.

Примеры амфотеризма

Например, рассмотрим амфотеризм воды (H ₂ O):

Вода принимает протон при взаимодействии с кислотой, такой как соляная кислота (HCl).

H ₂ O + HCl ⇌ H ₃ O ⁺  + Cl ^–

Вода отдает протон, когда реагирует с основанием, таким как аммиак (NH _{9 3 9000).}

H ₂ O + NH ₃ ⇌ NH ₄ ⁺ + OH ^—

Аналогично, оксиды амфотерных металлов, такие как оксид алюминия (AL ₂ O _{3 900). основание при реакции с кислотой и как кислота при реакции с основанием.}

AL ₂ O ₃ (S) + 6H ₃ 0 ⁺ (AQ) + 3H ₂ O (L) → 2 [AL (OH ₂ ) ₆ ] ^{3 3 +} (водн.)

Al ₂ O ₃ (т) + 2OH ^– (водн.) + 3H ₂ O(ж) → 2[Al(OH) ₄

4 6 (

4 ] aq)

Как идентифицировать амфотерные вещества

Чтобы идентифицировать амфотерное вещество, обратите внимание на способность как добавлять, так и удалять ионы водорода из других молекул. Амфотерное вещество может содержать несколько ионов водорода, как кислотных, так и основных компонентов в одной и той же молекуле, или несколько зарядов на своем катионе или анионе.

Может оказаться полезным увидеть виды, которые не амфотерны. Например, азотистая кислота (HNO ₂ ) — это кислота, а не амфотерная, потому что она не может служить основанием. Он диссоциирует с выделением катиона водорода и аниона NO ₂ ^– . Азотистая кислота отдает только один ион водорода или протон. Он больше не может принимать протоны, а анион NO ₂ ^– (сопряженное основание) не может их отдавать.

HNO ₂ → H ⁺ + NO ₂ −

Родственные термины

Амфипротный : Амфипротный вид представляет собой тип амфотерного вещества, которое либо принимает, либо отдает протон (H ⁺ ) в зависимости от условий. Согласно теории кислот и оснований Льюиса амфипротные соединения являются амфотерными, но не все амфотерные вещества являются амфипротонными. Согласно теории кислот и оснований Бренстеда-Лоури амфотерные и амфипротонные означают одно и то же.

Амфолиты : Амфолиты представляют собой амфотерные соединения, содержащие как кислотную, так и основную группу. Например, аминокислота имеет аминогруппу, способную отдавать водород, и карбоксильную группу, способную принимать водород.

Ссылки

• Housecroft, C.E.; Шарп, А. Г. (2004). Неорганическая химия (2-е изд.). Прентис Холл. ISBN 978-0-13-039913-7.
• ИЮПАК (1997). «амфотерный». Сборник химической терминологии (2-е изд.) («Золотая книга»). Научные публикации Блэквелла. ISBN 0-9678550-9-8. doi:10.1351/goldbook.A00306
• Петруччи, Ральф Х.; Харвуд, Уильям С.; Селедка, Ф. Джеффри (2002). Общая химия: принципы и современные приложения (8-е изд.). Река Аппер-Сэдл, Нью-Джерси: Prentice Hall. ISBN 978-0-13-014329-7.
• Скуг, Дуглас А.; Уэст, Дональд М .; Холлер, Ф. Джеймс; Крауч, Стэнли Р. (2014). Основы аналитической химии (9-е изд.). Белмонт, Калифорния. ISBN 978-0-495-55828-6.

Основные и амфотерные гидроксиды | Введение в химию |

 

Цель обучения

• Определить условия, при которых амфотерные гидроксиды действуют как кислоты.

---

Ключевые моменты

• Амфотерные молекулы могут действовать как кислоты или основания.
• Гидроксиды с высокозаряженными катионами металлов часто являются амфотерными.
• Амфотерные гидроксиды действуют либо как основания Бренстеда-Лоури (принимающие протоны), либо как кислоты Льюиса (принимающие электронную пару), в зависимости от условий реакции.

---

Термины

• основаниеа акцептор протона или донор электронной пары
• Акцептор электронной пары ацидана Льюиса

---

В нашем обсуждении кислот и оснований до сих пор гидроксиды всегда были синонимами оснований. Теперь мы рассмотрим амфотерные гидроксиды, т. е. гидроксидные соли, которые могут действовать как кислота или основание в зависимости от условий реакции. Мы начнем со знакомого случая, когда гидроксид действует как основание.

Реакция амфотерных гидроксидов в кислом растворе

Одним из наиболее распространенных и известных примеров амфотерного гидроксида является гидроксид алюминия Al(OH) ₃ . Из наших правил растворимости мы знаем, что Al(OH) ₃ практически нерастворим в нейтральной воде; однако в сильнокислом растворе ситуация меняется. Например, рассмотрим реакцию Al(OH)3 с HCl:

HCl(водн.)+Al(OH)3(водн.)→AlCl3(водн.)+3h3O(ж)HCl(водн.)+Al(OH)_3 (водн.)\rightarrow AlCl_3(водн.)+3H_2O(л)HCl(водн.)+Al(OH)3​(водн.)→AlCl3​(водн.)+3h3​O(л)

Это классическая реакция кислотно-щелочной нейтрализации: HCl полностью протонирует все три гидроксида на моль Al(OH) ₃ с получением чистой воды и соли AlCl ₃ . Из того, что мы знаем об основных свойствах гидроксидов на данный момент, это именно то, что мы и ожидали — так как же гидроксид может действовать как кислота?

Реакция амфотерных гидроксидов в основном растворе

Рассмотрим теперь реакцию гидроксида алюминия в сильноосновном растворе: 9-(водн.)Al(OH)3​(водн.)+OH-(водн.)→Al(OH)4-​(водн.)

Здесь гидроксид алюминия захватывает ион гидроксида из раствора, тем самым действуя как кислота Льюиса. Как это возможно? Рассмотрим структуру Льюиса для Al(OH) _3.

Гидроксид алюминия Гидроксид алюминия может действовать либо как основание Бренстеда-Лоури, принимая протоны из кислого раствора, либо как кислота Льюиса, принимая электронную пару из гидроксид-ионов в щелочном растворе.

Центральный атом алюминия является электронодефицитным — он образует только три связи, и правило октета не выполняется; таким образом, Al ³⁺ вполне счастлив принять пару электронов и образовать другую связь при правильных условиях. В щелочном растворе он образует связь с ионом ОН ^— , вытягивая его из раствора и снижая рН раствора.

Заключение

Гидроксиды металлов с высокозаряженным центральным атомом металла могут быть амфотерными. В дополнение к алюминию такие металлы, как цинк, олово, свинец и бериллий, также могут образовывать амфотерные оксиды или гидроксиды. Будут ли такие гидроксиды вести себя как кислоты или основания, зависит от рН окружающего раствора.

Show Sources

Безграничный поиск и отбор высококачественного контента с открытой лицензией со всего Интернета. Данный конкретный ресурс использовал следующие источники:

«Безграничный».

http://www.boundless.com/ Безграничное обучение

CC BY-SA 3.0.

«Безграничный».

http://www.boundless.com//chemistry/definition/base

Boundless Learning

CC BY-SA 3.0.

«кислота».

http://en.wiktionary.org/wiki/acid Викисловарь

CC BY-SA 3.0.

«Амфотеризм».

http://en.wikipedia.org/wiki/Амфотеризм

Википедия

CC BY-SA 3.0.

«Гидроксид».

http://en.wikipedia.org/wiki/Hydroxid

Википедия

CC BY-SA 3.0.