Amfoterna jedinjenja

Hemija je uvijek jedinstvo suprotnosti.

Pogledajte periodni sistem.

Neki elementi (skoro svi metali koji pokazuju oksidaciona stanja +1 i +2) se formiraju osnovni oksidi i hidroksidi. Na primjer, kalij tvori oksid K 2 O i hidroksid KOH. Oni pokazuju osnovna svojstva, kao što je interakcija sa kiselinama.

K2O + HCl → KCl + H2O

Neki elementi (većina nemetala i metali sa oksidacionim stanjima +5, +6, +7) se formiraju kiselo oksidi i hidroksidi. Kiseli hidroksidi su kiseline koje sadrže kiseonik, nazivaju se hidroksidi jer imaju hidroksilnu grupu u svojoj strukturi, na primer, sumpor formira kiseli oksid SO 3 i kiseli hidroksid H 2 SO 4 (sumporna kiselina):

Takva jedinjenja pokazuju kisela svojstva, na primjer reagiraju s bazama:

H2SO4 + 2KOH → K2SO4 + 2H2O

I postoje elementi koji formiraju okside i hidrokside koji pokazuju i kisela i bazična svojstva. Ovaj fenomen se zove amfoterično . Upravo će ovi oksidi i hidroksidi fokusirati našu pažnju u ovom članku. Svi amfoterni oksidi i hidroksidi su čvrste materije nerastvorljive u vodi.

Prvo, kako možemo odrediti da li je oksid ili hidroksid amfoteričan? Postoji pravilo, malo proizvoljno, ali ga ipak možete koristiti:

Amfoterni hidroksidi i oksidi nastaju od metala u oksidacionim stanjima +3 i +4, Na primjer (Al 2 O 3 , Al(OH) 3 , Fe 2 O 3 , Fe(OH) 3)

I četiri izuzetka:metaliZn , Budi , Pb , Sn formiraju sljedeće okside i hidrokside:ZnO , Zn ( OH ) 2 , BeO , Budi ( OH ) 2 , PbO , Pb ( OH ) 2 , SnO , Sn ( OH ) 2 , u kojem pokazuju oksidacijsko stanje od +2, ali uprkos tome, ova jedinjenja pokazuju amfoterna svojstva .

Najčešći amfoterni oksidi (i njima odgovarajući hidroksidi): ZnO, Zn(OH) 2, BeO, Be(OH) 2, PbO, Pb(OH) 2, SnO, Sn(OH) 2, Al 2 O 3, Al (OH) 3, Fe 2 O 3, Fe(OH) 3, Cr 2 O 3, Cr(OH) 3.

Osobine amfoternih jedinjenja nije teško zapamtiti: sa njima stupaju u interakciju kiseline i baze.

• U interakciji sa kiselinama sve je jednostavno u ovim reakcijama, amfoterna jedinjenja se ponašaju kao bazična:

Al 2 O 3 + 6HCl → 2AlCl 3 + 3H 2 O

ZnO + H 2 SO 4 → ZnSO 4 + H 2 O

BeO + HNO 3 → Be(NO 3 ) 2 + H 2 O

Hidroksidi reaguju na isti način:

Fe(OH) 3 + 3HCl → FeCl 3 + 3H 2 O

Pb(OH) 2 + 2HCl → PbCl 2 + 2H 2 O

• Interakcija sa alkalijama je malo komplikovanija. U ovim reakcijama, amfoterna jedinjenja se ponašaju kao kiseline, a produkti reakcije mogu biti različiti, u zavisnosti od uslova.

Reakcija se ili odvija u rastvoru, ili se reakcione supstance uzimaju kao čvrste supstance i spajaju.

Interakcija bazičnih jedinjenja sa amfoternim tokom fuzije.

Pogledajmo primjer cink hidroksida. Kao što je ranije spomenuto, amfoterna jedinjenja stupaju u interakciju sa bazičnim jedinjenjima i ponašaju se kao kiseline. Dakle, napišimo cink hidroksid Zn (OH) 2 kao kiselinu. Kiselina ima vodonik ispred, hajde da ga izvadimo: H 2 ZnO 2 . A reakcija lužine sa hidroksidom će se odvijati kao da je kiselina. “Kiselinski ostatak” ZnO 2 2-divalentni:

2K OH(TV) + H 2 ZnO 2 (čvrsti) (t, fuzija)→ K 2 ZnO 2 + 2 H 2 O

Dobivena supstanca K 2 ZnO 2 naziva se kalijum metacinkat (ili jednostavno kalij cinkat). Ova supstanca je sol kalija i hipotetičke "cinkove kiseline" H 2 ZnO 2 (nije sasvim ispravno takve spojeve nazivati ​​solima, ali ćemo zbog naše udobnosti to zaboraviti). Samo napišite cink hidroksid ovako: H 2 ZnO 2 - nije dobro. Pišemo Zn (OH) 2 kao i obično, ali mislimo (radi naše pogodnosti) da je to "kiselina":

2KOH (čvrsto) + Zn (OH) 2 (čvrsto) (t, fuzija) → K 2 ZnO 2 + 2H 2 O

Sa hidroksidima, koji imaju 2 OH grupe, sve će biti isto kao i sa cinkom:

Be(OH) 2 (sol.) + 2NaOH (sol.) (t, fuzija) → 2H 2 O + Na 2 BeO 2 (natrijum metaberilat ili berilat)

Pb(OH) 2 (rastvor.) + 2NaOH (otapanje) (t, fuzija)→ 2H 2 O + Na 2 PbO 2 (natrijum metaplumbat ili plumbat)

Kod amfoternih hidroksida sa tri OH grupe (Al (OH) 3, Cr (OH) 3, Fe (OH) 3) je malo drugačije.

Pogledajmo primjer aluminijevog hidroksida: Al (OH) 3, napišite ga u obliku kiseline: H 3 AlO 3, ali ga ne ostavljamo u ovom obliku, nego odatle izvadimo vodu:

H 3 AlO 3 – H 2 O → HAlO 2 + H 2 O.

Sa ovom „kiselinom“ (HAlO 2) radimo:

HAlO 2 + KOH → H 2 O + KAlO 2 (kalijev metaaluminat ili jednostavno aluminat)

Ali aluminijum hidroksid se ne može napisati ovako HAlO 2, pišemo ga kao i obično, ali tu mislimo na "kiselina":

Al(OH) 3 (rastvor.) + KOH (rastvor.) (t, fuzija)→ 2H 2 O + KAlO 2 (kalijev metaaluminat)

Isto važi i za hrom hidroksid:

Cr(OH) 3 → H 3 CrO 3 → HCrO 2

Cr(OH) 3(tv.) + KOH (tv.) (t, fuzija)→ 2H 2 O + KCrO 2 (kalijev metakromat,

ALI NE KROMAT, hromati su soli hromne kiseline).

Isto je i sa hidroksidima koji sadrže četiri OH grupe: vodimo vodik naprijed i uklanjamo vodu:

Sn(OH) 4 → H 4 SnO 4 → H 2 SnO 3

Pb(OH) 4 → H 4 PbO 4 → H 2 PbO 3

Treba imati na umu da olovo i kositar tvore dva amfoterna hidroksida: sa oksidacijskim stanjem +2 (Sn (OH) 2, Pb (OH) 2) i +4 (Sn (OH) 4, Pb (OH) 4 ).

I ovi hidroksidi će formirati različite "soli":

Oksidacijsko stanje
Formula hidroksida	Sn(OH)2	Pb(OH)2	Sn(OH)4	Pb(OH)4
Formula hidroksida kao kiseline	H2SnO2	H2PbO2	H2SnO3	H2PbO3
sol (kalijum)	K2SNO2	K2PbO2	K2SNO3	K2PbO3
Naziv soli			metastannAT	metablumbAT

Isti principi kao u nazivima običnih "soli", element u najviši stepen oksidacija - sufiks AT, u srednjem - IT.

Takve "soli" (metakromati, metaaluminati, metaberilati, metacinkati, itd.) nastaju ne samo kao rezultat interakcije alkalija i amfoternih hidroksida. Ova jedinjenja uvek nastaju kada snažno bazični „svet” i amfoterni (tokom fuzije) dođu u kontakt. Odnosno, baš kao i amfoterni hidroksidi, amfoterni oksidi i metalne soli koje formiraju amfoterne okside (soli slabih kiselina) će reagirati sa alkalijama. A umjesto alkalije, možete uzeti jako bazični oksid i sol metala koja formira alkalije (sol slaba kiselina).

Interakcije:

Zapamtite, dole navedene reakcije se javljaju tokom fuzije.

Amfoterni oksid sa jakim bazičnim oksidom:

ZnO (čvrsto) + K 2 O (čvrsto) (t, fuzija) → K 2 ZnO 2 (kalijev metacinkat, ili jednostavno kalijev cinkat)

Amfoterni oksid sa alkalijom:

ZnO (čvrsto) + 2KOH (čvrsto) (t, fuzija) → K 2 ZnO 2 + H 2 O

Amfoterni oksid sa soli slabe kiseline i metalom koji tvori alkalije:

ZnO (sol.) + K 2 CO 3 (sol.) (t, fuzija) → K 2 ZnO 2 + CO 2

Amfoterni hidroksid sa jakim bazičnim oksidom:

Zn(OH) 2 (čvrsta) + K 2 O (čvrsta) (t, fuzija) → K 2 ZnO 2 + H 2 O

Amfoterni hidroksid sa alkalijom:

Zn (OH) 2 (čvrsto) + 2KOH (čvrsto) (t, fuzija) → K 2 ZnO 2 + 2H 2 O

Amfoterni hidroksid sa soli slabe kiseline i metalom koji tvori alkalije:

Zn (OH) 2 (čvrsto) + K 2 CO 3 (čvrsto) (t, fuzija) → K 2 ZnO 2 + CO 2 + H 2 O

Soli slabe kiseline i metala koji formiraju amfoterno jedinjenje sa jakim bazičnim oksidom:

ZnCO 3 (čvrsto) + K 2 O (čvrsto) (t, fuzija) → K 2 ZnO 2 + CO 2

Soli slabe kiseline i metala koji tvori amfoterno jedinjenje s alkalijom:

ZnCO 3 (čvrsto) + 2KOH (čvrsto) (t, fuzija) → K 2 ZnO 2 + CO 2 + H 2 O

Soli slabe kiseline i metala koje tvore amfoterno jedinjenje sa soli slabe kiseline i metala koji tvori alkaliju:

ZnCO 3 (tv.) + K 2 CO 3 (tv.) (t, fuzija)→ K 2 ZnO 2 + 2CO 2

U nastavku su informacije o solima amfoternih hidroksida koje su najčešće u Jedinstvenom državnom pregledu označene crvenom bojom.

	hidroksid	Hidroksid kao kiselina	Kiselinski ostatak		Naziv soli
BeO	biti (OH) 2	H 2 BeO 2	BeO 2 2-	K 2 BeO 2	metaberilat (berilat)
ZnO	Zn(OH) 2	H 2 ZnO 2	ZnO 2 2-	K 2 ZnO 2	metazinkat (cinkat)
Al 2 O 3	Al(OH) 3	HAlO 2	AlO 2 —	KAlO 2	metaaluminat (aluminat)
Fe2O3	Fe(OH) 3	HFeO2	FeO2 -	KFeO2	Metaferati (ALI NE FERATI)
	Sn(OH)2	H2SnO2	SnO 2 2-	K2SNO2
	Pb(OH)2	H2PbO2	PbO 2 2-	K2PbO2
SnO2	Sn(OH)4	H2SnO3	SnO 3 2-	K2SNO3	MetastannAT (stannat)
PbO2	Pb(OH)4	H2PbO3	PbO 3 2-	K2PbO3	MetablumAT (plumbat)
Cr2O3	Cr(OH)3	HCrO2	CrO2 -	KCrO2	Metahromat (ALI NE KROMAT)

Interakcija amfoternih jedinjenja sa rastvorima ALKALI (ovde samo alkalija).

U Jedinstvenom državnom pregledu to se naziva "otapanje aluminijum hidroksida (cinka, berilijuma, itd.) sa alkalijom." To je zbog sposobnosti metala u sastavu amfoternih hidroksida u prisustvu viška hidroksidnih jona (u alkalnom mediju) da vežu te ione za sebe. Čestica se formira sa metalom (aluminijum, berilijum, itd.) u centru, koji je okružen hidroksidnim jonima. Ova čestica postaje negativno nabijena (anjon) zbog hidroksidnih jona, a ovaj ion će se zvati hidroksoaluminat, hidroksicinkat, hidroksoberilat, itd. Štaviše, proces se može odvijati na različite načine, metal može biti okružen različitim brojem hidroksidnih jona.

Razmotrit ćemo dva slučaja: kada je metal okružen četiri hidroksidna jona, i kada je opkoljen šest hidroksidnih jona.

Zapišimo skraćenu ionsku jednačinu za ove procese:

Al(OH) 3 + OH — → Al(OH) 4 —

Nastali ion naziva se tetrahidroksoaluminatni ion. Dodat je prefiks „tetra-“ jer postoje četiri hidroksidna jona. Tetrahidroksialuminatni jon ima naelektrisanje -, pošto aluminijum nosi naelektrisanje od 3+, a četiri hidroksidna jona imaju naelektrisanje od 4-, ukupno je -.

Al(OH) 3 + 3OH - → Al(OH) 6 3-

Jon koji nastaje u ovoj reakciji naziva se heksahidroksoaluminat ion. Dodat je prefiks "hekso-" jer postoji šest hidroksidnih jona.

Potrebno je dodati prefiks koji označava broj hidroksidnih jona. Jer ako jednostavno napišete „hidroksialuminat“, nije jasno na koji ion mislite: Al (OH) 4 - ili Al (OH) 6 3-.

Kada alkalija reaguje sa amfoternim hidroksidom, u rastvoru nastaje so. Kation koji je alkalni kation, a anion je kompleksni ion, o čijem smo formiranju ranije govorili. Anion je uglaste zagrade.

Al(OH)3 + KOH → K (kalijev tetrahidroksoaluminat)

Al (OH) 3 + 3KOH → K 3 (kalijev heksahidroksoaluminat)

Koju vrstu soli (heksa- ili tetra-) napišete kao proizvod nije bitno. Čak iu odgovorima na Jedinstveni državni ispit piše: "... K 3 (formiranje K je dozvoljeno." Glavna stvar je da ne zaboravite osigurati da su svi indeksi ispravno uneseni. Pratite naplate i vodite računa o imajući u vidu da njihov zbir mora biti jednak nuli.

Osim amfoternih hidroksida, amfoterni oksidi reagiraju sa alkalijama. Proizvod će biti isti. Samo ako napišeš reakciju ovako:

Al 2 O 3 + NaOH → Na

Al 2 O 3 + NaOH → Na 3

Ali ove reakcije vam neće biti ujednačene. Morate dodati vodu na lijevu stranu, jer se interakcija događa u otopini, tamo ima dovoljno vode i sve će se izjednačiti:

Al 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O → 2Na

Al 2 O 3 + 6NaOH + 3H 2 O → 2Na 3

Osim amfoternih oksida i hidroksida, neki posebno aktivni metali koji tvore amfoterna jedinjenja stupaju u interakciju s otopinama alkalija. Naime ovo: aluminijum, cink i berilijum. Za izjednačavanje potrebna je i voda na lijevoj strani. I, osim toga, glavna razlika između ovih procesa je oslobađanje vodika:

2Al + 2NaOH + 6H 2 O → 2Na + 3H 2

2Al + 6NaOH + 6H 2 O → 2Na 3 + 3H 2

Donja tabela prikazuje one najčešće u Primjeri Jedinstvenog državnog ispita svojstva amfoternih jedinjenja:

Amfoterna supstanca		Naziv soli
Al2O3 Al(OH)3		Natrijum tetrahidroksialuminat	Al(OH) 3 + NaOH → Na Al 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O → 2Na 2Al + 2NaOH + 6H 2 O → 2Na + 3H 2
	Na 3	Natrijum heksahidroksialuminat	Al(OH) 3 + 3NaOH → Na 3 Al 2 O 3 + 6NaOH + 3H 2 O → 2Na 3 2Al + 6NaOH + 6H 2 O → 2Na 3 + 3H 2
Zn(OH)2	K2	Natrijum tetrahidroksozinkat	Zn(OH) 2 + 2NaOH → Na 2 ZnO + 2NaOH + H 2 O → Na 2 Zn + 2NaOH + 2H 2 O → Na 2 +H 2
	K 4	Natrijum heksahidroksozinkat	Zn(OH) 2 + 4NaOH → Na 4 ZnO + 4NaOH + H 2 O → Na 4 Zn + 4NaOH + 2H 2 O → Na 4 +H 2
Be(OH)2	Li 2	Litijum tetrahidroksoberilat	biti (OH) 2 + 2LiOH → Li 2 BeO + 2LiOH + H 2 O → Li 2 Be + 2LiOH + 2H 2 O → Li 2 +H 2
	Li 4	Litijum heksahidroksoberilat	biti (OH) 2 + 4LiOH → Li 4 BeO + 4LiOH + H 2 O → Li 4 Be + 4LiOH + 2H 2 O → Li 4 +H 2
Cr2O3 Cr(OH)3		Natrijum tetrahidroksohromat	Cr(OH) 3 + NaOH → Na Cr 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O → 2Na
	Na 3	Natrijum heksahidroksohromat	Cr(OH) 3 + 3NaOH → Na 3 Cr 2 O 3 + 6NaOH + 3H 2 O → 2Na 3
Fe2O3 Fe(OH) 3		Natrijum tetrahidroksoferat	Fe(OH) 3 + NaOH → Na Fe 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O → 2Na
	Na 3	Natrijum heksahidroksoferat	Fe(OH) 3 + 3NaOH → Na 3 Fe 2 O 3 + 6NaOH + 3H 2 O → 2Na 3

Soli dobivene u ovim interakcijama reagiraju s kiselinama, formirajući dvije druge soli (soli date kiseline i dva metala):

2Na 3 + 6H 2 SO 4 → 3Na 2 SO 4 + Al 2 (TAKO 4 ) 3 +12H 2 O

To je to! Ništa komplikovano. Glavna stvar je da ne zbunite, zapamtite šta se formira tokom fuzije i šta je u rješenju. Vrlo često se nailaze zadaci po ovom pitanju B dijelovi.

Hemija je uvijek jedinstvo suprotnosti.

Pogledajmo elemente periodni sistem, čiji spojevi pokazuju amfoterna (suprotna) svojstva.

· Neki elementi, na primjer, spojevi K (K2O - oksid, KOH - hidroksid) pokazuju osnovna svojstva.

Glavna svojstva - interakcija sa kiselim oksidima i kiselinama.

Nastaju skoro svi metali koji pokazuju oksidaciona stanja +1 i +2). osnovni oksidi i hidroksidi.

· Neki elementi ( svi nemetali i formiraju se d-elementi sa oksidacionim stanjima +5 i +6). kiselo veze.

Kisela jedinjenja su oksidi i odgovarajuće kiseline koje sadrže kiseonik, reaguju sa bazičnim oksidima i bazama da tvore soli

A postoje elementi koji formiraju takve okside i hidrokside koji pokazuju i kisela i bazična svojstva, tj. amfoterna jedinjenja .

Većina amfoternih oksida i hidroksida su čvrste (ili gelaste) supstance koje su slabo ili netopive u vodi.

Koji elementi formiraju amfoterna jedinjenja?

Postoji pravilo, malo proizvoljno, ali prilično praktično:

· Elementi leže na uslovno povučenoj dijagonali Be - At: najčešće u školski program- ovo su Be i Al

Amfoterni hidroksidi i oksidi nastaju od metala - d-elemenata u srednji stepen oksidacija, na primjer

Cr 2 O 3, Cr(OH) 3; Fe 2 O 3 , Fe(OH) 3

· I tri izuzetka: metali Zn, Pb, Sn formiraju sljedeća jedinjenja, i amfoterično veze.

Najčešći amfoterni oksidi (i njihovi odgovarajući hidroksidi):

ZnO, Zn(OH) 2, BeO, Be(OH) 2, PbO, Pb(OH) 2, SnO, Sn(OH) 2, Al 2 O 3, Al(OH) 3, Fe 2 O 3, Fe( OH) 3 , Cr 2 O 3 , Cr(OH) 3

Osobine amfoternih jedinjenja nije teško zapamtiti: sa njima stupaju u interakciju kiseline i baze.

U interakciji sa kiselinama sve je jednostavno u ovim reakcijama, amfoterna jedinjenja se ponašaju kao bazična:

Al 2 O 3 + 6HCl → 2AlCl 3 + 3H 2 O

ZnO + H 2 SO 4 → ZnSO 4 + H 2 O

BeO + HNO 3 → Be(NO 3) 2 + H 2 O

Hidroksidi reaguju na isti način:

Fe(OH) 3 + 3HCl → FeCl 3 + 3H 2 O

Pb(OH) 2 + 2HCl → PbCl 2 + 2H 2 O

· Interakcija sa alkalijama je malo komplikovanija. U ovim reakcijama, amfoterna jedinjenja se ponašaju kao kiseline, a produkti reakcije mogu biti različiti, u zavisnosti od uslova.

Reakcija se ili odvija u rastvoru, ili se reakcione supstance uzimaju kao čvrste supstance i spajaju.

· Interakcija bazičnih jedinjenja sa amfoternim tokom fuzije.

Pogledajmo primjer cink hidroksida. Kao što je ranije spomenuto, amfoterna jedinjenja stupaju u interakciju sa bazičnim jedinjenjima i ponašaju se kao kiseline. Dakle, napišimo cink hidroksid Zn(OH) 2 kao kiselinu. Kiselina ima vodonik ispred, hajde da ga izvadimo: H 2 ZnO 2 . A reakcija lužine sa hidroksidom će se odvijati kao da je kiselina. “Kiselinski ostatak” ZnO 2 2-divalentni:

2KOH (čvrsto) + H 2 ZnO 2 (čvrsto) (t, fuzija) → K 2 ZnO 2 + 2H 2 O

Dobivena supstanca K 2 ZnO 2 naziva se kalijum metacinkat (ili jednostavno kalij cinkat). Ova supstanca je sol kalija i hipotetičke "cinkove kiseline" H 2 ZnO 2 (nije sasvim ispravno takve spojeve nazivati ​​solima, ali ćemo zbog naše udobnosti to zaboraviti). Samo napišite cink hidroksid ovako: H 2 ZnO 2 - nije dobro. Pišemo Zn(OH) 2 kao i obično, ali mislimo (radi naše udobnosti) da je to "kiselina":

2KOH (čvrsto) + Zn(OH) 2 (čvrsto) (t, fuzija) → K 2 ZnO 2 + 2H 2 O

Sa hidroksidima, koji imaju 2 OH grupe, sve će biti isto kao i sa cinkom:

Be(OH) 2 (čvrsta) + 2NaOH (čvrsta) (t, fuzija) → 2H 2 O + Na 2 BeO 2 (natrijum metaberilat ili berilat)

Kod amfoternih hidroksida sa tri OH grupe (Al(OH) 3, Cr(OH) 3, Fe(OH) 3) je malo drugačije.

Pogledajmo primjer aluminijevog hidroksida: Al(OH) 3, napiši ga u obliku kiseline: H 3 AlO 3, ali ga ne ostavljamo u ovom obliku, nego odatle izbacimo vodu:

H 3 AlO 3 – H 2 O → HAlO 2 + H 2 O.

To je ova "kiselina" (HAlO 2) sa kojom radimo:

HAlO 2 + KOH → H 2 O + KAlO 2 (kalijev metaaluminat ili jednostavno aluminat)

Ali aluminijum hidroksid se ne može napisati ovako HAlO 2, pišemo ga kao i obično, ali tu mislimo na "kiselina":

Al(OH) 3 (čvrsta) + KOH (čvrsta) (t, fuzija)→ 2H 2 O + KAlO 2 (kalijev metaaluminat)

Ista stvar sa hrom hidroksidom: Cr(OH) 3 → H 3 CrO 3 → HCrO 2

Cr(OH) 3 (čvrsta) + KOH (čvrsta) (t, fuzija)→ 2H 2 O + KCrO 2 (kalijev metakromat,

ALI NE KROMAT, hromati su soli hromne kiseline).

Isti principi kao i u nazivima običnih "soli", element u najvišem oksidacionom stanju je sufiks AT, u srednjem - IT.

Ova jedinjenja uvijek nastaju kada dođu u kontakt jako bazični „svijet“ (alkalije) i amfoterni (tokom fuzije). Odnosno, amfoterni oksidi će reagovati na isti način kao i amfoterni hidroksidi sa alkalijama.

Interakcije:

1. Amfoterni oksid sa jakim bazičnim oksidom:

ZnO (čvrsto) + K 2 O (čvrsto) (t, fuzija) → K 2 ZnO 2 (kalijev metacinkat, ili jednostavno kalijev cinkat)

2. Amfoterni oksid sa alkalijom:

ZnO (čvrsto) + 2KOH (čvrsto) (t, fuzija) → K 2 ZnO 2 + H 2 O

3. Amfoterni hidroksid sa jakim bazičnim oksidom:

Zn(OH) 2 (čvrsto) + K 2 O (čvrsto) (t, fuzija) → K 2 ZnO 2 + H 2 O

4. Amfoterni hidroksid sa alkalijom:

Zn(OH) 2 (čvrsto) + 2KOH (čvrsto) (t, fuzija) → K 2 ZnO 2 + 2H 2 O

Zapamtite, gore navedene reakcije se dešavaju tokom fuzije.

· Interakcija amfoternih jedinjenja sa ALKALIJOM (ovde samo alkalijom) u rastvoru.

U Jedinstvenom državnom pregledu to se naziva „otapanje aluminijum hidroksida (cink, berilijum, itd.) sa alkalijom“. To je zbog sposobnosti metala u sastavu amfoternih hidroksida u prisustvu viška hidroksidnih jona (u alkalnom mediju) da vežu te ione za sebe. Čestica se formira sa metalom (aluminijum, berilijum, itd.) u centru, koji je okružen hidroksidnim jonima. Ova čestica postaje negativno nabijena (anjon) zbog hidroksidnih jona, a ovaj ion će se zvati hidroksoaluminat, hidroksizinkat, hidroksoberilat itd.

Zapišimo skraćenu ionsku jednačinu za ove procese:

Al(OH) 3 + OH - → Al(OH) 4 -

Rezultirajući jon naziva se "tetrahidroksoaluminat ion". Dodat je prefiks “tetra-” jer postoje četiri hidroksidna jona. Tetrahidroksialuminatni jon ima naelektrisanje -, pošto aluminijum nosi naelektrisanje 3+, a četiri hidroksidna jona imaju naelektrisanje 4-, ukupno je -.

Kada alkalija reaguje sa amfoternim hidroksidom, u rastvoru nastaje so. Kation koji je alkalni kation, a anion je kompleksni ion, o čijem smo formiranju ranije govorili. Anion je uglaste zagrade.

Al(OH) 3 + KOH → K (kalijev tetrahidroksoaluminat)

Ne zaboravite osigurati da su svi indeksi ispravno uneseni. Pratite naplate i imajte na umu da njihov zbir mora biti jednak nuli.

Osim amfoternih hidroksida, amfoterni oksidi reagiraju sa alkalijama. Proizvod će biti isti. Samo ako napišeš reakciju ovako:

Al 2 O 3 + NaOH → Na

Ali ova reakcija nije jednaka za vas. Morate dodati vodu na lijevu stranu, jer se interakcija događa u otopini, tamo ima dovoljno vode i sve će se izjednačiti:

Al 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O → 2Na

Osim amfoternih oksida i hidroksida, neki posebno aktivni metali koji tvore amfoterna jedinjenja stupaju u interakciju s otopinama alkalija. Naime ovo: aluminijum, cink i berilijum. Za izjednačavanje potrebna je i voda na lijevoj strani. I, osim toga, glavna razlika između ovih procesa je oslobađanje vodika:

2Al + 2NaOH + 6H 2 O → 2Na + 3H 2

2Al + 6NaOH + 6H 2 O → 2Na 3 + 3H 2

Donja tabela prikazuje najčešće primjere svojstava amfoternih spojeva u Jedinstvenom državnom ispitivanju:

Soli dobivene u ovim interakcijama reagiraju s kiselinama, formirajući dvije druge soli (soli date kiseline i dva metala):

2Na 3 + 6H 2 SO 4 → 3Na 2 SO 4 + Al 2 (SO 4) 3 + 12H 2 O

To je to! Ništa komplikovano. Glavna stvar je da ne zbunite, zapamtite šta se formira tokom fuzije i šta je u rješenju. Vrlo često se zadaci o ovom pitanju susreću u dijelu B.

Amfoterni metali su obične supstance koje su po strukturi, hemijski i fizička svojstva slično gvozdenoj grupi delova. Metali sami po sebi ne mogu pokazivati ​​amfoterne parametre, za razliku od njihovih jedinjenja. Na primjer, oksidi i hidroksidi određenih metala imaju dvostruku kemijsku prirodu - u nekim uvjetima ponašaju se kao kiseline, au drugim imaju svojstva lužina.

Glavni amfoterni metali su aluminijum, cink, hrom i gvožđe. Berilijum i stroncijum takođe mogu biti uključeni u ovu grupu delova.

Šta je amfoternost?

Prvi put je ova nekretnina pronađena davno. A termin “amfoterni elementi” su u nauku uveli 1814. poznati hemičari L. Tenard i J. Gay-Lussac. U to vrijeme bilo je uobičajeno dijeliti hemijska jedinjenja u grupe koje su odgovarale njihovim glavnim kvalitetima tokom reakcija.

Međutim, grupa oksida i baza imala je dvostruke sposobnosti. U nekim uvjetima takve su se tvari ponašale kao alkalije, dok su se u drugim, naprotiv, ponašale kao kiseline. Upravo se tako pojavio pojam „amfoteričnosti“. Za takve hemikalije, ponašanje tokom kiselinsko-bazne reakcije zavisi od kriterijuma za njeno sprovođenje, prirode uključenih reagensa, kao i od parametara rastvarača.

Zanimljivo je da u prirodnim uslovima amfoterni metali mogu da komuniciraju i sa alkalijama i sa kiselinama. Na primjer, kada aluminij reagira sa sulfatnom kiselinom, pojavljuje se aluminij sulfat. A kada isti metal reagira s koncentriranom alkalijom, pojavljuje se sveobuhvatna sol.

Amfoterne baze i njihove glavne karakteristike

Pod normalnim kriterijumima to su čvrste materije. Oni su praktički netopivi u vodi i smatraju se prilično slabim elektrolitima.

Glavni način za dobivanje takvih baza je reakcija soli metala s malom količinom alkalija. Reakcija precipitacije mora se izvoditi polako i pažljivo. Na primjer, kada se priprema cink hidroksid, natrijum hidroksid se pažljivo dodaje kap po kap u epruvetu sa cink hloridom. Svaki put morate lagano protresti posudu kako biste vidjeli snježnobijeli metalni talog na dnu posude.

Amfoterne tvari reagiraju s kiselinama i kiselim oksidima kao bazama. Na primjer, kada cink hidroksid reagira sa hlorovodoničnom kiselinom, pojavljuje se cink hlorid.

Ali tokom reakcija sa bazama, amfoterne baze se ponašaju kao kiseline.

Osim toga, pri jakom zagrijavanju, amfoterni hidroksidi se razgrađuju i formiraju odgovarajući amfoterni oksid i vodu.

Najčešći amfoterni metali: kratka linija

Cink spada u grupu amfoternih delova. I iako su legure ove tvari bile naširoko korištene u starim civilizacijama, izolirana je u svom čistom obliku tek 1746. godine.

Neokaljani metal je prilično krhka, plavkasta supstanca. Na zraku, cink brzo oksidira - njegova površina postaje dosadna i postaje prekrivena tankim filmom oksida.

U prirodi, cink postoji uglavnom u obliku minerala - cincita, smithsonita, kalamita. Najpoznatija supstanca je cink blende, koja se sastoji od cink sulfida. Najveća nalazišta ovog minerala nalaze se u Boliviji i Australiji.

Aluminijum Danas se smatra najrasprostranjenijim metalom na planeti. Njegove legure korištene su stoljećima, a 1825. tvar je izolirana u svom čistom obliku.

Čisti aluminijum je lagan metal srebrne boje. Lako se obrađuje i lijeva. Ovaj element ima najveću električnu i toplinsku provodljivost. Osim toga, ovaj metal je otporan na koroziju. Činjenica je da je njegova površina prekrivena uskim, ali vrlo stabilnim oksidnim filmom.

Danas se aluminijum široko koristi u industriji.

Amfoterni metali su predstavljeni nekompleksnim elementima, koji su neka vrsta analoga grupe komponenti metalnog tipa. Sličnost se može uočiti u brojnim fizičkim i hemijskim svojstvima. Štaviše, nije pokazano da same supstance pokazuju amfoterna svojstva, dok su različita jedinjenja sasvim sposobna da ih ispolje.

Na primjer, možemo razmotriti hidrokside s oksidima. Očigledno imaju dual hemijske prirode. Izražava se u tome da, u zavisnosti od uslova, pomenuta jedinjenja mogu imati svojstva alkalija ili kiselina. Koncept amfoternosti se pojavio dosta davno; poznat je nauci od 1814. godine. Termin "amfoteričan" izražava sposobnost hemijska supstanca ponašati na određeni način tokom kisele (glavne) reakcije. Rezultirajuća svojstva zavise od vrste prisutnih reagensa, vrste rastvarača i uslova pod kojima se reakcija izvodi.

Šta su amfoterni metali?

Lista amfoternih metala uključuje mnoge stavke. Neki od njih se sa sigurnošću mogu nazvati amfoternim, neki - vjerojatno, drugi - uvjetno. Ako razmatramo problem u velikoj mjeri, onda radi sažetosti možemo jednostavno imenovati serijske brojeve gore navedenih metala. Ovi brojevi su: 4,13, od 22 do 32, od 40 do 51, od 72 do 84, od 104 do 109. Ali postoje metali koji se mogu nazvati osnovnim. To uključuje hrom, gvožđe, aluminijum i cink. Stroncijum i berilijum upotpunjuju glavnu grupu. Najčešći od svih navedenih u ovom trenutku je aluminij. Njegove legure se koriste vekovima u raznim oblastima i aplikacijama. Metal ima odličnu otpornost na koroziju i lako se lijeva i obrađuje razne vrste strojne obrade. Osim toga, popularnost aluminija dopunjena je takvim prednostima kao što su visoka toplinska provodljivost i dobra električna provodljivost.

Aluminij je amfoterni metal, koji ima tendenciju da ispoljava hemijsku aktivnost. Otpornost ovog metala određena je jakim oksidnim filmom i, u normalnim uvjetima okruženje, u hemijskim reakcijama, aluminijum deluje kao redukcioni element. Takva amfoterna supstanca je sposobna za interakciju s kisikom u slučaju fragmentacije metala na male čestice. Takva interakcija zahtijeva utjecaj visokih temperaturnih uvjeta. Hemijska reakcija u kontaktu s masom kisika praćena je velikim oslobađanjem toplinske energije. Na temperaturama iznad 200 stepeni, interakcija reakcija kada se kombinuje sa supstancom kao što je sumpor formira aluminijum sulfid. Amfoterni aluminij nije u stanju da stupi u direktnu interakciju s vodonikom, a kada se ovaj metal pomiješa s drugim metalnim komponentama, nastaju različite legure koje sadrže intermetalne spojeve.

Gvožđe je amfoterni metal, koji je jedna od sekundarnih podgrupa grupe 4 perioda u sistemu elemenata hemijski tip. Ovaj element se izdvaja kao najzastupljenija komponenta grupe metalnih supstanci, kao deo komponenti zemljine kore. Gvožđe je klasifikovano kao jednostavna supstanca, među karakteristična svojstva koji se može razlikovati po gipkosti, srebrno-bijeloj shemi boja. Takav metal ima sposobnost da izazove pojačanu hemijsku reakciju i brzo prelazi u fazu korozije kada je izložen visoka temperatura. Postavljeno u čisti kiseonik gvožđe potpuno izgara, a kada se svede u fino dispergovano stanje, može se spontano zapaliti na običnom vazduhu. Kada je izložena zraku, metalna tvar brzo oksidira zbog prekomjerne vlage, odnosno hrđa. Prilikom izgaranja u masi kisika formira se neka vrsta kamenca, koja se naziva željezni oksid.

Osnovna svojstva amfoternih metala

Svojstva amfoternih metala su osnovni koncept u amfoternosti. Pogledajmo šta su. U standardnom stanju, svaki metal je čvrsto telo. Stoga se smatraju slabim elektrolitima. Osim toga, nijedan metal se ne može otopiti u vodi. Baze se dobijaju posebnom reakcijom. Tokom ove reakcije, metalna so se kombinuje sa malom dozom alkalija. Pravila zahtijevaju da se cijeli proces provodi pažljivo, pažljivo i prilično sporo.

Kada se amfoterne supstance kombinuju sa kiselim oksidima ili samim kiselinama, prve daju reakciju karakterističnu za baze. Ako se takve baze spoje s bazama, pojavljuju se svojstva kiselina. Snažno zagrijavanje amfoternih hidroksida dovodi do njihovog raspadanja. Kao rezultat razgradnje nastaje voda i odgovarajući amfoterni oksid. Kao što se može vidjeti iz gornjih primjera, svojstva su prilično opsežna i zahtijevaju pažljivu analizu, koja se može izvršiti tokom hemijske reakcije.

Hemijska svojstva amfoterni metali se mogu uporediti sa svojstvima običnih metala da se povuče paralela ili vidi razlika. Svi metali imaju prilično nizak potencijal ionizacije, zbog čega djeluju kao redukcioni agensi u kemijskim reakcijama. Također je vrijedno napomenuti da je elektronegativnost nemetala veća od elektronegativnosti metala.

Amfoterni metali pokazuju i redukciju i oksidirajuća svojstva. Ali u isto vrijeme, amfoterni metali imaju spojeve koje karakterizira negativno stanje oksidacije. Svi metali imaju sposobnost formiranja bazičnih hidroksida i oksida. U zavisnosti od povećanja serijskog broja u periodičnom rangiranju, uočeno je smanjenje bazičnosti metala. Također treba napomenuti da se metali, u svom glavnom dijelu, mogu oksidirati samo određenim kiselinama. Dakle, interakcija sa azotne kiseline Za metale se to dešava drugačije.

Metali, nemetali, amfoterni, koji su jednostavne supstance, imaju jasnu razliku u svojoj strukturi i individualne karakteristike u pogledu fizičkih i hemijskih manifestacija. Vrsta nekih od ovih supstanci lako je vizualno odrediti. Na primjer, bakar je jednostavan amfoterni metal, dok je brom klasifikovan kao nemetal.

Da ne biste pogriješili u određivanju raznolikosti jednostavnih tvari, potrebno je jasno poznavati sve znakove koji razlikuju metale od nemetala. Glavna razlika između metala i nemetala je sposobnost prvih da doniraju elektrone koji se nalaze u vanjskom energetskom sektoru. Nemetali, naprotiv, privlače elektrone u vanjsku zonu skladištenja energije. Svi metali imaju svojstvo prenosa energetskog sjaja, što ih čini dobrim provodnicima toplote i električna energija, a nemetali se ne mogu koristiti kao provodnici struje i toplote.

13.1. Definicije

TO najvažnijih časova anorganske supstance se tradicionalno klasifikuju kao jednostavne supstance(metali i nemetali), oksidi (kiseli, bazični i amfoterni), hidroksidi (dio kiselina, baza, amfoterni hidroksidi) i soli. Supstance koje pripadaju istoj klasi imaju slična hemijska svojstva. Ali već znate da se prilikom identifikacije ovih klasa koriste različiti kriteriji klasifikacije.
U ovom dijelu ćemo konačno formulirati definicije svih najvažnijih klasa kemijskih supstanci i razumjeti po kojim kriterijima se te klase razlikuju.
Počnimo sa jednostavne supstance (klasifikacija prema broju elemenata koji čine supstancu). Obično se dijele na metali I nemetali(Sl. 13.1- A).
Već znate definiciju "metala".

Iz ove definicije jasno je da je glavna karakteristika koja nam omogućava da jednostavne supstance podijelimo na metale i nemetale tip hemijska veza.

Većina nemetala ima kovalentne veze. Ali postoje i plemeniti gasovi (jednostavne supstance iz grupe VIIIA), čiji atomi u čvrstom i tečno stanje povezani samo intermolekularnim vezama. Otuda i definicija.

Prema svojim hemijskim svojstvima metali se dele u grupu tzv amfoterni metali. Ovo ime odražava sposobnost ovih metala da reaguju i sa kiselinama i sa alkalijama (kao amfoterni oksidi ili hidroksidi) (Slika 13.1- b).
Osim toga, zbog hemijske inertnosti među metalima ima plemenitih metala. To uključuje zlato, rutenijum, rodijum, paladijum, osmijum, iridijum i platinu. Prema tradiciji, malo reaktivnije srebro je također klasifikovano kao plemeniti metali, ali inertni metali kao što su tantal, niobij i neki drugi nisu uključeni. Postoje i druge klasifikacije metala, na primjer, u metalurgiji su svi metali podijeljeni crno i obojeno, odnosi se na željezne metale željezo i njegove legure.
Od složene supstance najvažnije su, prije svega, oksidi(vidi §2.5), ali budući da njihova klasifikacija uzima u obzir kiselinsko-bazna svojstva ovih jedinjenja, prvo se prisjećamo šta kiseline I osnove.

Dakle, razlikujemo kiseline i baze iz ukupne mase jedinjenja koristeći dvije karakteristike: sastav i hemijska svojstva.
Prema svom sastavu, kiseline se dijele na koji sadrže kiseonik (oksokiseline) I bez kiseonika(Sl. 13.2).

Treba imati na umu da kiseline koje sadrže kisik, po svojoj strukturi, jesu hidroksidi.

Napomena. Tradicionalno, za kiseline bez kiseonika, reč "kiselina" se koristi u slučajevima kada mi pričamo o tome o otopini odgovarajuće pojedinačne tvari, na primjer: tvar HCl se zove klorovodik, a njezina vodena otopina naziva se hlorovodonična ili hlorovodonična kiselina.

Vratimo se sada na okside. Grupi smo dodijelili okside kiselo ili main po tome kako reaguju sa vodom (ili po tome da li su napravljeni od kiselina ili baza). Ali ne reagiraju svi oksidi s vodom, ali većina njih reagira s kiselinama ili alkalijama, pa je bolje klasificirati okside prema ovoj osobini.

Postoji nekoliko oksida koji u normalnim uslovima ne reaguju ni sa kiselinama ni sa alkalijama. Takvi oksidi se nazivaju ne stvaraju soli. To su, na primjer, CO, SiO, N 2 O, NO, MnO 2. Nasuprot tome, preostali oksidi se nazivaju formiranje soli(Sl. 13.3).

Kao što znate, većina kiselina i baza jeste hidroksidi. Na osnovu sposobnosti hidroksida da reaguju i sa kiselinama i sa alkalijama, oni se (kao i među oksidima) dele na amfoterni hidroksidi(Sl. 13.4).

Sada samo treba da definišemo soli. Izraz so se koristi dugo vremena. Kako se nauka razvijala, njeno značenje je više puta mijenjano, prošireno i pojašnjeno. U modernom shvatanju, sol je jonsko jedinjenje, ali tradicionalno soli ne uključuju ionske okside (kako ih zovu bazični oksidi), ionske hidrokside (baze), kao ni ionske hidride, karbide, nitride itd. Stoga jednostavno možemo reći da

Može se dati još jedna, preciznija definicija soli.

Kada se dobije ova definicija, oksonijumove soli se obično klasifikuju i kao soli i kao kiseline.
Soli se obično dijele prema svom sastavu na kiselo, prosjek I osnovni(Sl. 13.5).

Odnosno, anjoni kiselih soli uključuju atome vodika koji su povezani kovalentnim vezama s drugim atomima anjona i koji se mogu otkinuti pod djelovanjem baza.

Bazične soli obično imaju vrlo složen sastav i često su nerastvorljive u vodi. Tipičan primjer bazične soli je mineral malahit Cu 2 (OH) 2 CO 3 .

Kao što vidite, najvažnije klase hemijskih supstanci razlikuju se prema različitim kriterijumima klasifikacije. Ali bez obzira na to kako razlikujemo klasu supstanci, sve supstance ove klase imaju zajednička hemijska svojstva.

U ovom poglavlju ćete se upoznati sa najkarakterističnijim hemijskim svojstvima supstanci koje predstavljaju ove klase i sa najvažnijim metodama za njihovu pripremu.

METALI, NEMETALI, AMFOTERNI METALI, KISELINE, BAZE, OKSO KISELINE, KISELINE BEZ KISENIKA, BAZNI OKSIDI, KISELI OKSIDI, AMFOTERNI OKSIDI, AMFOTERNI HIDROKSIDI, SOLI, KISELNE SOLI, SOLI KISELNIKA
1.Gde se u prirodnom sistemu elemenata nalaze elementi koji formiraju metale, a gde elementi koji formiraju nemetale?
2. Napišite formule pet metala i pet nemetala.
3.Make up strukturne formule sljedeće veze:
(H 3 O)Cl, (H 3 O) 2 SO 4, HCl, H 2 S, H 2 SO 4, H 3 PO 4, H 2 CO 3, Ba(OH) 2, RbOH.
4. Koji oksidi odgovaraju sljedećim hidroksidima:
H2SO4, Ca(OH)2, H3PO4, Al(OH)3, HNO3, LiOH?
Koja je priroda (kisela ili bazična) svakog od ovih oksida?
5. Pronađite soli među sljedećim supstancama. Napravite njihove strukturne formule.
KNO 2, Al 2 O 3, Al 2 S 3, HCN, CS 2, H 2 S, K 2, SiCl 4, CaSO 4, AlPO 4
6. Napravite strukturne formule sljedećih kiselih soli:
NaHSO 4, KHSO 3, NaHCO 3, Ca(H 2 PO 4) 2, CaHPO 4.

13.2. Metali

U metalnim kristalima i njihovim topljenjima, atomska jezgra su povezana jednim oblakom elektrona metalni spoj. Poput pojedinačnog atoma elementa koji formira metal, metalni kristal ima sposobnost doniranja elektrona. Tendencija metala da odustane od elektrona ovisi o njegovoj strukturi i, prije svega, o veličini atoma: što su atomske jezgre veće (odnosno, veći ionski radijusi), metal se lakše odriče elektrona.
Metali su jednostavne tvari, stoga je oksidacijsko stanje atoma u njima 0. Ulazeći u reakcije, metali gotovo uvijek mijenjaju oksidacijsko stanje svojih atoma. Atomi metala, koji nemaju tendenciju da prihvate elektrone, mogu ih samo donirati ili dijeliti. Elektronegativnost ovih atoma je niska, pa čak i kada formiraju kovalentne veze, atomi metala dobijaju pozitivno oksidaciono stanje. Shodno tome, svi metali pokazuju, u jednom ili drugom stepenu, obnavljajuća svojstva. Oni reaguju:
1) C nemetali(ali ne sa svima i ne sa svima):
4Li + O 2 = 2Li 2 O,
3Mg + N 2 = Mg 3 N 2 (kada se zagrije),
Fe + S = FeS (kada se zagrije).
Najaktivniji metali lako reaguju sa halogenima i kiseonikom, a samo litijum i magnezijum reaguju sa veoma jakim molekulima azota.
Pri reakciji s kisikom većina metala stvara okside, a najaktivniji perokside (Na 2 O 2, BaO 2) i druga složenija jedinjenja.
2) C oksidi manje aktivni metali:
2Ca + MnO 2 = 2CaO + Mn (kada se zagrije),
2Al + Fe 2 O 3 = Al 2 O 3 + 2Fe (sa predgrijavanjem).
Utvrđuje se mogućnost nastanka ovih reakcija opšte pravilo(ORR idu u pravcu stvaranja slabijih oksidatora i redukcionih sredstava) i ne zavise samo od aktivnosti metala (aktivniji metal, odnosno metal koji lakše odustaje od svojih elektrona, smanjuje manje aktivno jedan), ali i na energiju kristalne rešetke oksida (reakcija teče u pravcu stvaranja „jačeg“ oksida).
3) C kiseli rastvori(§ 12.2):
Mg + 2H 3 O = Mg 2B + H 2 + 2H 2 O, Fe + 2H 3 O = Fe 2 + H 2 + 2H 2 O,
Mg + H 2 SO 4p = MgSO 4p + H 2, Fe + 2HCl p = FeCl 2p + H 2.
U ovom slučaju, mogućnost reakcije se lako određuje nizom napona (reakcija se događa ako je metal u nizu napona lijevo od vodonika).
4) C rastvori soli(§ 12.2):

Fe + Cu 2 = Fe 2 + Cu, Cu + 2Ag = Cu 2 +2Ag,
Fe + CuSO 4p = Cu + FeSO 4p, Cu + 2AgNO 3p = 2Ag + Cu(NO 3) 2p.
Ovdje se također koristi niz napona kako bi se odredilo može li doći do reakcije.
5) Pored toga, najaktivniji metali (alkalni i zemnoalkalni) reaguju sa vodom (§ 11.4):
2Na + 2H 2 O = 2Na + H 2 + 2OH, Ca + 2H 2 O = Ca 2 + H 2 + 2OH,
2Na + 2H 2 O = 2NaOH p + H 2, Ca + 2H 2 O = Ca(OH) 2p + H 2.
U drugoj reakciji moguće je stvaranje precipitata Ca(OH) 2.
Većina metala u industriji dobiti, smanjenje njihovih oksida:
Fe 2 O 3 + 3CO = 2Fe + 3CO 2 (na visokoj temperaturi),
MnO 2 + 2C = Mn + 2CO (na visokoj temperaturi).
Za ovo se u laboratoriji često koristi vodonik:

Najaktivniji metali, kako u industriji tako iu laboratoriji, dobijaju se elektrolizom (§ 9.9).
U laboratoriji, manje aktivni metali se mogu redukovati iz rastvora njihovih soli aktivnijim metalima (za ograničenja, videti § 12.2).

1. Zašto metali ne pokazuju oksidirajuća svojstva?
2.Šta prvenstveno određuje hemijsku aktivnost metala?
3. Izvršite transformacije
a) Li Li 2 O LiOH LiCl; b) NaCl Na Na 2 O 2;
c) FeO Fe FeS Fe 2 O 3; d) CuCl 2 Cu(OH) 2 CuO Cu CuBr 2.
4. Vratite lijeve strane jednadžbe:
a) ... = H 2 O + Cu;
b) ... = 3CO + 2Fe;
c) ... = 2Cr + Al 2 O 3
. Hemijska svojstva metala.

13.3. Nemetali

Za razliku od metala, nemetali se međusobno jako razlikuju po svojim svojstvima – fizičkim i hemijskim, pa čak i po vrsti strukture. Ali, ne računajući plemenite gasove, u svim nemetalima veza između atoma je kovalentna.
Atomi koji sačinjavaju nemetale imaju tendenciju da dobijaju elektrone, ali kada formiraju jednostavne supstance, ne mogu da „zadovolje“ ovu tendenciju. Stoga, nemetali (u ovom ili onom stepenu) imaju tendenciju dodavanja elektrona, odnosno mogu pokazati oksidirajuća svojstva. Oksidativna aktivnost nemetala ovisi, s jedne strane, o veličini atoma (što su atomi manji, to je supstanca aktivnija), as druge, o jačini kovalentnih veza u jednostavnoj tvari (što je jača veze, supstanca je manje aktivna). Prilikom formiranja ionskih spojeva, nemetalni atomi zapravo dodaju “dodatne” elektrone, a kada formiraju spojeve s kovalentnim vezama, oni samo pomjeraju zajedničke elektronske parove u svom smjeru. U oba slučaja oksidacijsko stanje se smanjuje.
Nemetali mogu oksidirati:
1) metali(supstance manje ili više sklone davanju elektrona):
3F 2 + 2Al = 2AlF 3,
O 2 + 2Mg = 2MgO (sa predgrijavanjem),
S + Fe = FeS (kada se zagrije),
2C + Ca = CaC 2 (kada se zagreva).
2) ostali nemetali(manje skloni prihvatanju elektrona):
2F 2 + C = CF 4 (kada se zagrije),
O 2 + S = SO 2 (sa predgrijavanjem),
S + H 2 = H 2 S (kada se zagrije),
3) mnogo kompleks supstance:
4F 2 + CH 4 = CF 4 + 4HF,
3O 2 + 4NH 3 = 2N 2 + 6H 2 O (kada se zagrije),
Cl 2 + 2HBr = Br 2 + 2HCl.
Ovdje je mogućnost da dođe do reakcije određena prvenstveno jačinom veza u reagensima i produktima reakcije i može se odrediti proračunom G.
Najjači oksidant je fluor. Kiseonik i hlor nisu mnogo inferiorniji od njega (obratite pažnju na njihov položaj u sistemu elemenata).
U mnogo manjoj meri, bor, grafit (i dijamant), silicijum i druge jednostavne supstance formirane od elemenata u blizini granice između metala i nemetala pokazuju oksidaciona svojstva. Atomi ovih elemenata imaju manje šanse da dobiju elektrone. Upravo te supstance (posebno grafit i vodonik) su sposobne da se ispolje obnavljajuća svojstva:
2C + MnO 2 = Mn + 2CO,
4H 2 + Fe 3 O 4 = 3Fe + 4H 2 O.
Proučavat ćete preostale kemijske osobine nemetala u sljedećim odjeljcima dok se upoznate s hemijom pojedinačnih elemenata (kao što je bio slučaj s kisikom i vodonikom). Tamo ćete takođe naučiti kako da nabavite ove supstance.

1. Koje od navedenih supstanci su nemetali: Be, C, Ne, Pt, Si, Sn, Se, Cs, Sc, Ar, Ra?
2. Navedite primjere nemetala koji su, u normalnim uslovima, a) gasovi, b) tečnosti, c) čvrste materije.
3. Navedite primjere a) molekularnih i b) nemolekularnih jednostavnih supstanci.
4. Navedite tri primjera hemijskih reakcija u kojima a) hlor i b) vodonik pokazuju oksidirajuća svojstva.
5.Navedite tri primjera hemijskih reakcija kojih nema u tekstu pasusa, u kojima vodonik ispoljava redukciona svojstva.
6. Izvršite transformacije:
a) P 4 P 4 O 10 H 3 PO 4 ; b) H 2 NaH H 2 ; c) Cl 2 NaCl Cl 2 .
Hemijska svojstva nemetala.

13.4. Osnovni oksidi

Već znate da su svi osnovni oksidi nemolekularne čvrste tvari s ionskim vezama.
Glavni oksidi uključuju:
a) oksidi alkalnih i zemnoalkalnih elemenata,
b) oksidi nekih drugih elemenata koji formiraju metale u nižim oksidacionim stanjima, na primjer: CrO, MnO, FeO, Ag 2 O itd.

Oni uključuju jednostruko nabijene, dvostruko nabijene (vrlo rijetko trostruko nabijene katione) i oksidne ione. Najkarakterističnije hemijska svojstva bazni oksidi su upravo zbog prisustva u njima dvostruko nabijenih oksidnih iona (vrlo jakih baznih čestica). Hemijska aktivnost bazičnih oksida prvenstveno zavisi od jačine jonskih veza u njihovim kristalima.
1) Svi bazični oksidi reaguju sa rastvorima jakih kiselina (§ 12.5):
Li 2 O + 2H 3 O = 2Li + 3H 2 O, NiO + 2H 3 O = Ni 2 + 3H 2 O,
Li 2 O + 2HCl p = 2LiCl p + H 2 O, NiO + H 2 SO 4p = NiSO 4p + H 2 O.
U prvom slučaju, pored reakcije sa oksonijum ionima, dolazi i do reakcije sa vodom, ali kako je njena brzina znatno manja, može se zanemariti, pogotovo što se na kraju ipak dobijaju isti produkti.
Mogućnost reakcije s otopinom slabe kiseline određena je kako jačinom kiseline (što je kiselina jača to je aktivnija) tako i jačinom veze u oksidu ( slabija veza, što je oksid aktivniji).
2) Oksidi alkalnih i zemnoalkalnih metala reaguju sa vodom (§ 11.4):
Li 2 O + H 2 O = 2Li + 2OH BaO + H 2 O = Ba 2 + 2OH
Li 2 O + H 2 O = 2LiOH p, BaO + H 2 O = Ba(OH) 2p.
3) Osim toga, bazični oksidi reagiraju s kiselim oksidima:
BaO + CO 2 = BaCO 3,
FeO + SO 3 = FeSO 4,
Na 2 O + N 2 O 5 = 2NaNO 3.
Ovisno o kemijskoj aktivnosti ovih i drugih oksida, reakcije se mogu odvijati na uobičajenim temperaturama ili pri zagrijavanju.
Šta je razlog ovakvih reakcija? Razmotrimo reakciju stvaranja BaCO 3 iz BaO i CO 2. Reakcija se odvija spontano, a entropija u ovoj reakciji opada (od dvije tvari, čvrste i plinovite, nastaje jedna kristalna tvar), pa je reakcija egzotermna. U egzotermnim reakcijama energija nastalih veza je veća od energije prekinutih veza, pa je energija veza u BaCO 3 veća nego u originalnim BaO i CO 2 . Postoje dvije vrste kemijskih veza i u početnim materijalima i u produktima reakcije: ionske i kovalentne. Energija jonske veze (energija rešetke) u BaO je nešto veća nego u BaCO 3 (veličina karbonatnog jona je veća od oksidnog jona), stoga je energija sistema O 2 + CO 2 veća od energije CO 3 2.

+ Q

Drugim riječima, jon CO 3 2 je stabilniji od jona O 2 i molekula CO 2 odvojeno. A veća stabilnost karbonatnog jona (njegova niža unutrašnja energija) povezana je sa raspodjelom naboja ovog jona (– 2 e) sa tri atoma kiseonika karbonatnog jona umesto jednog u oksidnom jonu (videti takođe § 13.11).
4) Mnogi osnovni oksidi mogu se reducirati u metal aktivnijim metalnim ili nemetalnim redukcijskim agensom:
MnO + Ca = Mn + CaO (kada se zagrije),
FeO + H 2 = Fe + H 2 O (kada se zagrije).
Mogućnost nastanka ovakvih reakcija ne zavisi samo od aktivnosti redukcionog sredstva, već i od jačine veze u početnom i rezultirajućem oksidu.
Generale način dobijanja Gotovo svi bazični oksidi uključuju oksidaciju odgovarajućeg metala kisikom. Na taj način oksidi natrijuma, kalija i nekih drugih vrlo aktivnih metala (u tim uvjetima stvaraju perokside i složenija jedinjenja), kao i zlato, srebro, platina i drugi vrlo nisko aktivni metali (ovi metali ne reagiraju sa kiseonik) nije moguće dobiti. Bazni oksidi se mogu dobiti termičkom razgradnjom odgovarajućih hidroksida, kao i nekih soli (na primjer, karbonata). Dakle, magnezijum oksid se može dobiti na sva tri načina:
2Mg + O 2 = 2MgO,
Mg(OH) 2 = MgO + H 2 O,
MgCO 3 = MgO + CO 2.

1. Sastavite jednadžbe reakcije:
a) Li 2 O + CO 2 b) Na 2 O + N 2 O 5 c) CaO + SO 3
d) Ag 2 O + HNO 3 e) MnO + HCl f) MgO + H 2 SO 4
2. Sastaviti jednadžbe za reakcije koje se javljaju tokom sljedećih transformacija:
a) Mg MgO MgSO 4 b) Na 2 O Na 2 SO 3 NaCl
c) CoO Co CoCl 2 d) Fe Fe 3 O 4 FeO
3. Dio nikla težine 8,85 g kalciniran je u struji kisika da se dobije nikl(II) oksid, a zatim tretiran viškom hlorovodonične kiseline. U nastalu otopinu dodavan je rastvor natrijum sulfida sve dok ne prestane taloženje. Odredite masu ovog sedimenta.
Hemijska svojstva osnovnih oksida.

13.5. Kiseli oksidi

Svi kiseli oksidi su supstance sa kovalentna veza.
Kiseli oksidi uključuju:
a) oksidi elemenata koji tvore nemetale,
b) neki oksidi elemenata koji formiraju metale, ako su metali u tim oksidima u višim oksidacionim stanjima, na primjer CrO 3, Mn 2 O 7.
Među kiselim oksidima postoje tvari koje su na sobnoj temperaturi plinovi (na primjer: CO 2, N 2 O 3, SO 2, SeO 2), tekućine (npr. Mn 2 O 7) i čvrste tvari (na primjer: B 2 O 3, SiO 2, N 2 O 5, P 4 O 6, P 4 O 10, SO 3, I 2 O 5, CrO 3). Većina kiselih oksida su molekularne supstance (izuzeci su B 2 O 3, SiO 2, čvrsti SO 3, CrO 3 i neki drugi; postoje i nemolekularne modifikacije P 2 O 5). Ali nemolekularni kiseli oksidi također postaju molekularni nakon prijelaza u plinovito stanje.
Sljedeće je karakteristično za kisele okside: hemijska svojstva.
1) Svi kiseli oksidi reaguju sa jakim bazama kao sa čvrstim materijama:
CO 2 + Ca(OH) 2 = CaCO 3 + H 2 O
SiO 2 + 2KOH = K 2 SiO 3 + H 2 O (kada se zagrije),
i sa alkalnim rastvorima (§ 12.8):
SO 3 + 2OH = SO 4 2 + H 2 O, N 2 O 5 + 2OH = 2NO 3 + H 2 O,
SO 3 + 2NaOH r = Na 2 SO 4r + H 2 O, N 2 O 5 + 2KOH r = 2KNO 3r + H 2 O.
Razlog za reakcije sa čvrstim hidroksidima je isti kao i sa oksidima (videti § 13.4).
Najaktivniji kiseli oksidi(SO 3 , CrO 3 , N 2 O 5 , Cl 2 O 7 ) takođe mogu reagovati sa nerastvorljivim (slabim) bazama.
2) Kiseli oksidi reaguju sa bazičnim oksidima (§ 13.4):
CO 2 + CaO = CaCO 3
P 4 O 10 + 6FeO = 2Fe 3 (PO 4) 2 (kada se zagrije)
3) Mnogi kiseli oksidi reaguju sa vodom (§11.4).
N 2 O 3 + H 2 O = 2HNO 2 SO 2 + H 2 O = H 2 SO 3 (pravilnije pisanje formule sumporne kiseline -SO 2. H 2 O
N 2 O 5 + H 2 O = 2HNO 3 SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4
Mnogi kiseli oksidi mogu biti primljeno oksidacijom kiseonikom (sagorevanjem u kiseoniku ili na vazduhu) odgovarajućih jednostavnih supstanci (C gr, S 8, P 4, P cr, B, Se, ali ne N 2 i ne halogeni):
C + O 2 = CO 2,
S 8 + 8O 2 = 8SO 2,
ili razgradnjom odgovarajućih kiselina:
H 2 SO 4 = SO 3 + H 2 O (sa jakim zagrijavanjem),
H 2 SiO 3 = SiO 2 + H 2 O (kada se suši na zraku),
H 2 CO 3 = CO 2 + H 2 O (na sobnoj temperaturi u rastvoru),
H 2 SO 3 = SO 2 + H 2 O (na sobnoj temperaturi u rastvoru).
Nestabilnost ugljične i sumporne kiseline omogućava dobijanje CO 2 i SO 2 djelovanjem jakih kiselina na karbonate Na 2 CO 3 + 2HCl p = 2NaCl p + CO 2 +H 2 O
(reakcija se odvija iu rastvoru i sa čvrstim Na 2 CO 3), i sulfiti
K 2 SO 3tv + H 2 SO 4konc = K 2 SO 4 + SO 2 + H 2 O (ako ima puno vode, sumpor dioksid se ne oslobađa kao gas).