S čím interagujú amfotérne kovy? Amfotérne zlúčeniny a ich vlastnosti

Amfotérne zlúčeniny

Chémia je vždy jednota protikladov.

Pozrite sa na periodickú tabuľku.

Niektoré prvky (takmer všetky kovy vykazujúce oxidačné stavy +1 a +2) sa tvoria Hlavná oxidy a hydroxidy. Napríklad draslík tvorí oxid K20 a hydroxid KOH. Vykazujú základné vlastnosti, ako je interakcia s kyselinami.

K2O + HCl → KCl + H2O

Niektoré prvky (väčšina nekovov a kovov s oxidačným stavom +5, +6, +7) vznikajú kyslý oxidy a hydroxidy. Kyslé hydroxidy sú kyseliny obsahujúce kyslík, nazývajú sa hydroxidy, pretože v štruktúre je hydroxylová skupina, napríklad síra tvorí kyslý oxid SO 3 a kyslý hydroxid H 2 SO 4 (kyselina sírová):

Takéto zlúčeniny vykazujú kyslé vlastnosti, napríklad reagujú so zásadami:

H2SO4 + 2KOH -> K2SO4 + 2H2O

A existujú prvky, ktoré tvoria také oxidy a hydroxidy, ktoré vykazujú kyslé aj zásadité vlastnosti. Tento jav sa nazýva amfotérny . Takéto oxidy a hydroxidy budú stredobodom našej pozornosti v tomto článku. Všetky amfotérne oxidy a hydroxidy sú pevné látky, nerozpustné vo vode.

Po prvé, ako zistíte, či je oxid alebo hydroxid amfotérny? Existuje pravidlo, trochu podmienené, ale stále ho môžete použiť:

Amfotérne hydroxidy a oxidy sú tvorené kovmi, v oxidačnom stupni +3 a +4, Napríklad (Al 2 O 3 , Al(Oh) 3 , Fe 2 O 3 , Fe(Oh) 3)

A štyri výnimky:kovyZn , buď , Pb , sn tvoria nasledujúce oxidy a hydroxidy:ZnO , Zn ( Oh ) 2 , BeO , buď ( Oh ) 2 , PbO , Pb ( Oh ) 2 , SNO , sn ( Oh ) 2 , v ktorom vykazujú oxidačný stav +2, no napriek tomu tieto zlúčeniny vykazujú amfotérne vlastnosti .

Najbežnejšie amfotérne oxidy (a im zodpovedajúce hydroxidy): ZnO, Zn(OH) 2, BeO, Be(OH) 2, PbO, Pb(OH) 2, SnO, Sn(OH) 2, Al 2 O 3, Al (OH)3, Fe203, Fe(OH)3, Cr203, Cr(OH)3.

Vlastnosti amfotérnych zlúčenín nie je ťažké si zapamätať: interagujú s nimi kyseliny a zásady.

pri interakcii s kyselinami je všetko jednoduché, pri týchto reakciách sa amfotérne zlúčeniny správajú ako zásadité:

Al203 + 6HCl -> 2AlCl3 + 3H20

ZnO + H2S04 → ZnS04 + H20

BeO + HN03 -> Be(N03)2 + H20

Hydroxidy reagujú rovnakým spôsobom:

Fe(OH)3 + 3HCl -> FeCl3 + 3H20

Pb(OH)2 + 2HCl -> PbCl2 + 2H20

S interakciou s alkáliami je to trochu ťažšie. Pri týchto reakciách sa amfotérne zlúčeniny správajú ako kyseliny a reakčné produkty môžu byť rôzne, všetko závisí od podmienok.

Buď reakcia prebieha v roztoku, alebo sa reaktanty berú ako pevné látky a tavia sa.

Interakcia základných zlúčenín s amfotérnymi zlúčeninami počas fúzie.

Vezmime si ako príklad hydroxid zinočnatý. Ako už bolo spomenuté, amfotérne zlúčeniny interagujúce so zásaditými zlúčeninami sa správajú ako kyseliny. Hydroxid zinočnatý Zn (OH) 2 teda píšeme ako kyselinu. Kyselina má vpredu vodík, vyberme ho: H 2 ZnO 2. A reakcia alkálie s hydroxidom bude prebiehať, ako keby to bola kyselina. "Kyselný zvyšok" Zn02 2-dvojmocný:

2 tis Oh(TV) + H 2 ZnO 2 (tuhá látka) (t, fúzia) → K 2 ZnO 2 + 2 H 2 O

Výsledná látka K 2 ZnO 2 sa nazýva metazinkat draselný (alebo jednoducho zinočnan draselný). Táto látka je soľou draslíka a hypotetickou „kyselinou zinočnatou“ H 2 ZnO 2 (nie je úplne správne nazývať takéto zlúčeniny soľami, ale pre naše pohodlie na to zabudneme). Len hydroxid zinočnatý sa píše takto: H 2 ZnO 2 nie je dobrý. Píšeme ako zvyčajne Zn (OH) 2, ale myslíme (pre naše pohodlie), že ide o "kyselinu":

2KOH (tuhá látka) + Zn (OH) 2 (tuhá látka) (t, fúzia) → K2ZnO2 + 2H20

S hydroxidmi, v ktorých sú 2 OH skupiny, bude všetko rovnaké ako so zinkom:

Be (OH) 2 (tuhá látka.) + 2NaOH (tuhá látka.) (t, fúzia) → 2H 2 O + Na2 BeO 2 (metaberylát sodný alebo beryllát)

Pb (OH) 2 (tuhá látka.) + 2NaOH (tuhá látka.) (t, fúzia) → 2H 2 O + Na2 PbO 2 (metaplumbát sodný alebo olovnatý)

Pri amfotérnych hydroxidoch s tromi OH skupinami (Al (OH) 3, Cr (OH) 3, Fe (OH) 3) trochu inak.

Vezmime si ako príklad hydroxid hlinitý: Al (OH) 3, napíšme ho vo forme kyseliny: H 3 AlO 3, ale nenecháme ho v tejto forme, ale odoberieme odtiaľ vodu:

H3A103 - H20 -> HAl02 + H20.

Tu pracujeme s touto „kyselinou“ (HAlO 2):

HAlO 2 + KOH → H 2 O + KAlO 2 (metaaluminát draselný alebo jednoducho hlinitan)

Ale hydroxid hlinitý sa nedá písať takto HAlO 2, zapíšeme ho ako obvykle, ale máme na mysli „kyselinu“:

Al (OH) 3 (tuhá látka.) + KOH (tuhá látka.) (t, fúzia) → 2H 2 O + KAlO 2 (metaaluminát draselný)

To isté platí pre hydroxid chrómový:

Cr(OH)3 → H3Cr03 → HCr02

Cr (OH) 3 (tuhá látka.) + KOH (tuhá látka.) (t, fúzia) → 2H 2 O + KCrO 2 (metachróman draselný,

ALE NIE CHROMÁNY, chrómany sú soli kyseliny chrómovej).

S hydroxidmi obsahujúcimi štyri OH skupiny je to úplne rovnaké: privádzame vodík dopredu a odstraňujeme vodu:

Sn(OH)4 -> H4Sn04 -> H2Sn03

Pb(OH)4 -> H4Pb04 -> H2Pb03

Malo by sa pamätať na to, že olovo a cín tvoria dva amfotérne hydroxidy: s oxidačným stavom +2 (Sn (OH) 2, Pb (OH) 2 a +4 (Sn (OH) 4, Pb (OH) 4 ).

A tieto hydroxidy budú tvoriť rôzne „soli“:

Oxidačný stav
Hydroxidový vzorec	Sn(OH)2	Pb (OH) 2	Sn(OH)4	Pb(OH)4
Vzorec hydroxidu ako kyseliny	H2SnO2	H2PbO2	H2SnO3	H2PbO3
Soľ (draslík)	K2SnO2	K2PbO2	K2SnO3	K2PbO3
Názov soli			metastannat	metablumbAT

Rovnaké princípy ako v názvoch obyčajných "solí", prvok v najvyšší stupeň oxidácia - prípona AT, v medziprodukte - IT.

Takéto "soli" (metachromáty, metahlinitany, metaberyláty, metazinkaty atď.) sa získavajú nielen ako výsledok interakcie alkálií a amfotérnych hydroxidov. Tieto zlúčeniny vznikajú vždy pri kontakte silne zásaditého „sveta“ a amfotérneho (fúziou). To znamená, že rovnako ako amfotérne hydroxidy s alkáliami budú reagovať amfotérne oxidy aj soli kovov tvoriace amfotérne oxidy (soli slabých kyselín). A namiesto zásady si môžete vziať silne zásaditý oxid a soľ kovu, ktorý tvorí zásadu (soľ slabá kyselina).

Interakcie:

Pamätajte, že nižšie uvedené reakcie prebiehajú počas fúzie.

Amfotérny oxid so silne zásaditým oxidom:

ZnO (tuhá látka) + K 2 O (tuhá látka) (t, fúzia) → K 2 ZnO 2 (metazinekát draselný alebo jednoducho zinok draselný)

Amfotérny oxid s alkáliami:

ZnO (tuhá látka) + 2KOH (tuhá látka) (t, fúzia) → K 2 ZnO 2 + H 2 O

Amfotérny oxid so soľou slabej kyseliny a alkalického kovu:

ZnO (tuhá látka) + K 2 CO 3 (tuhá látka) (t, fúzia) → K 2 ZnO 2 + CO 2

Amfotérny hydroxid so silne zásaditým oxidom:

Zn (OH) 2 (tuhá látka) + K 2 O (tuhá látka) (t, fúzia) → K 2 ZnO 2 + H 2 O

Amfotérny hydroxid s alkáliami:

Zn (OH) 2 (tuhá látka) + 2KOH (pevná látka) (t, fúzia) → K2ZnO2 + 2H20

Amfotérny hydroxid so soľou slabej kyseliny a alkalického kovu:

Zn (OH) 2 (tuhá látka) + K 2 CO 3 (tuhá látka) (t, fúzia) → K 2 ZnO 2 + CO 2 + H 2 O

Soli slabej kyseliny a kovu, ktorý tvorí amfotérnu zlúčeninu so silne zásaditým oxidom:

ZnCO 3 (tuhá látka) + K 2 O (tuhá látka) (t, fúzia) → K 2 ZnO 2 + CO 2

Soli slabej kyseliny a kovu, ktorý s alkáliou tvorí amfotérnu zlúčeninu:

ZnCO 3 (tuhá látka) + 2KOH (tuhá látka) (t, fúzia) → K 2 ZnO 2 + CO 2 + H 2 O

Soli slabej kyseliny a kovu, ktorý tvorí amfotérnu zlúčeninu so soľou slabej kyseliny a kovom, ktorý tvorí zásadu:

ZnCO 3 (tuhá látka) + K 2 CO 3 (tuhá látka) (t, fúzia) → K 2 ZnO 2 + 2CO 2

Nižšie sú uvedené informácie o soliach amfotérnych hydroxidov, najčastejšie pri skúške sú označené červenou farbou.

	Hydroxid	Kyslý hydroxid	zvyšok kyseliny		Názov soli
BeO	byť (OH) 2	H 2 BeO 2	BeO 2 2-	K 2 BeO 2	Metaberyllát (beryllát)
ZnO	Zn(OH) 2	H 2 ZnO 2	ZnO 2 2-	K 2 ZnO 2	metazinkat (zinkat)
Al 2 O 3	Al(OH) 3	HALO 2	AlO 2 —	KALO 2	Metaaluminát (hlinitan)
Fe203	Fe(OH)3	HFeO2	FeO 2 -	KFeO 2	Metaferát (ALE NIE FERRÁT)
	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 (ciničitan)
PbO2	Pb(OH)4	H2PbO3	PbO 3 2-	K2PbO3	MetablumbAT (olovnica)
Cr2O3	Cr(OH)3	HCrO2	CrO2 -	KCrO 2	Metachromát (ALE NIE CHROMÁT)

Interakcia amfotérnych zlúčenín s alkalickými roztokmi (tu iba alkálie).

V jednotnej štátnej skúške sa to nazýva „rozpúšťanie alkálií hydroxidu hlinitého (zinok, berýlium atď.). Je to spôsobené schopnosťou kovov v zložení amfotérnych hydroxidov v prítomnosti nadbytku hydroxidových iónov (v alkalickom prostredí) tieto ióny na seba naviazať. Vytvára sa častica s kovom (hliník, berýlium atď.) v strede, ktorý je obklopený hydroxidovými iónmi. Táto častica sa vplyvom hydroxidových iónov negatívne nabije (anión) a tento ión sa bude nazývať hydroxoaluminát, hydroxozinkát, hydroxoberylát atď. Proces môže navyše prebiehať rôznymi spôsobmi, kov môže byť obklopený rôznym počtom hydroxidových iónov.

Budeme brať do úvahy dva prípady: keď je kov obklopený štyri hydroxidové ióny a keď je obkľúčený šesť hydroxidových iónov.

Zapíšme si skrátenú iónovú rovnicu týchto procesov:

Al(OH)3 + OH - → Al(OH)4 -

Výsledný ión sa nazýva tetrahydroxoaluminátový ión. Predpona "tetra" sa pridáva, pretože existujú štyri hydroxidové ióny. Tetrahydroxoaluminátový ión má náboj -, pretože hliník nesie náboj 3+ a štyri hydroxidové ióny 4-, celkovo sa ukazuje -.

Al (OH) 3 + 3OH - → Al (OH) 6 3-

Ión vytvorený pri tejto reakcii sa nazýva hexahydroxoaluminátový ión. Predpona "hexo-" je pridaná, pretože existuje šesť hydroxidových iónov.

Je potrebné pridať predponu označujúcu množstvo hydroxidových iónov. Pretože ak napíšete len "hydroxoaluminát", nie je jasné, ktorý ión máte na mysli: Al (OH) 4 - alebo Al (OH) 6 3-.

Keď zásada reaguje s amfotérnym hydroxidom, v roztoku sa vytvára soľ. Katión, ktorý je alkalickým katiónom, a anión je komplexný ión, o tvorbe ktorého sme uvažovali skôr. Anión je in hranaté zátvorky.

Al (OH) 3 + KOH → K (tetrahydroxoaluminát draselný)

Al (OH) 3 + 3 KOH → K 3 (hexahydroxoaluminát draselný)

Akú presne (hexa- alebo tetra-) soľ napíšete ako produkt je jedno. Aj v odpovediach USE je napísané: „... K 3 (tvorba K je prijateľná). Hlavnou vecou je nezabudnúť sa uistiť, že všetky indexy sú správne pripevnené. Sledujte poplatky a uchovávajte ich myslite na to, že ich súčet by sa mal rovnať nule.

Okrem amfotérnych hydroxidov reagujú amfotérne oxidy s alkáliami. Produkt bude rovnaký. Len ak napíšeš reakciu takto:

Al203 + NaOH → Na

Al203 + NaOH → Na3

Ale tieto reakcie sa nevyrovnajú. Je potrebné pridať vodu na ľavú stranu, pretože v roztoku dochádza k interakcii, je tam dostatok vody a všetko sa vyrovná:

Al203 + 2NaOH + 3H20 -> 2Na

Al203 + 6NaOH + 3H20 → 2Na3

Okrem amfotérnych oxidov a hydroxidov interagujú niektoré obzvlášť aktívne kovy s alkalickými roztokmi, ktoré tvoria amfotérne zlúčeniny. Konkrétne ide o: hliník, zinok a berýlium. Na vyrovnanie potrebuje ľavica aj vodu. Okrem toho je hlavným rozdielom medzi týmito procesmi uvoľňovanie vodíka:

2Al + 2NaOH + 6H20 -> 2Na + 3H 2

2Al + 6NaOH + 6H20 -> 2Na3 + 3H 2

V tabuľke nižšie sú uvedené najbežnejšie POUŽÍVAJTE príklady Vlastnosti amfotérnych zlúčenín:

Amfotérna látka		Názov soli
Al203 Al(OH)3		Tetrahydroxoaluminát sodný	Al(OH) 3 + NaOH → Na Al 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O → 2Na 2Al + 2NaOH + 6H 2 O -> 2Na + 3H 2
Al203 Al(OH)3	Na 3	Hexahydroxoaluminát sodný	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	Tetrahydroxozinkát sodný	Zn(OH) 2 + 2NaOH → Na 2 ZnO + 2NaOH + H 2 O → Na 2 Zn + 2NaOH + 2H 2 O → Na 2 + H 2
Zn(OH) 2	K4	Hexahydroxozinkát sodný	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	Tetrahydroxoberylát lítny	byť (OH) 2 + 2LiOH → Li 2 BeO + 2 LiOH + H 2 O → Li 2 Be + 2LiOH + 2H 2 O → Li 2 + H 2
Be(OH)2	Li 4	Hexahydroxoberylát lítny	byť (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		Tetrahydroxochromát sodný	Cr(OH) 3 + NaOH → Na Cr 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O → 2Na
Cr2O3 Cr(OH)3	Na 3	Hexahydroxochromát sodný	Cr(OH) 3 + 3NaOH → Na 3 Cr 2 O 3 + 6NaOH + 3H 2 O → 2Na 3
Fe203 Fe(OH)3		Tetrahydroxoferát sodný	Fe(OH) 3 + NaOH → Na Fe 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O → 2Na
Fe203 Fe(OH)3	Na 3	Hexahydroxoželezitan sodný	Fe(OH) 3 + 3NaOH → Na 3 Fe 2 O 3 + 6NaOH + 3H 2 O → 2Na 3

Soli získané v týchto interakciách reagujú s kyselinami a vytvárajú dve ďalšie soli (soli danej kyseliny a dvoch kovov):

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

To je všetko! Nič zložité. Hlavnou vecou nie je zamieňať sa, pamätať si, čo sa tvorí počas fúzie, čo je v roztoku. Veľmi často sa úlohy týkajúce sa tejto problematiky vyskytujú v Bčasti.

Chémia je vždy jednota protikladov.

Zvážte prvky periodický systém, ktorých zlúčeniny vykazujú amfotérne (opačné) vlastnosti.

Niektoré prvky, napr. zlúčeniny K (K2O - oxid, KOH - hydroxid). základné vlastnosti.

Hlavnými vlastnosťami sú interakcia s kyslými oxidmi a kyselinami.

Tvoria sa takmer všetky kovy s oxidačným stavom +1 a +2). Hlavná oxidy a hydroxidy.

Niektoré položky ( všetky nekovy a tvoria d-prvky s oxidačným stavom +5 a +6). kyslý spojenia.

Kyslé zlúčeniny sú oxidy a zodpovedajúce kyseliny obsahujúce kyslík, interagujú so zásaditými oxidmi a zásadami a tvoria soli

A sú prvky, ktoré tvoria také oxidy a hydroxidy, ktoré vykazujú kyslé aj zásadité vlastnosti, teda také sú amfotérne zlúčeniny .

Väčšina amfotérnych oxidov a hydroxidov sú pevné (alebo gélovité) látky, mierne alebo nerozpustné vo vode.

Aké prvky tvoria amfotérne zlúčeniny?

Existuje pravidlo, trochu podmienené, ale celkom praktické:

Prvky ležia na podmienene nakreslenej uhlopriečke Be - At: najčastejšie v školské osnovy sú Be a Al

Amfotérne hydroxidy a oxidy tvoria kovy – d-prvky v stredný stupeň napríklad oxidácia.

Cr203, Cr(OH)3; Fe203, Fe (OH)3

A tri výnimky: kovy Zn, Pb, Sn tvoria nasledujúce zlúčeniny a amfotérny spojenia.

Najbežnejšie amfotérne oxidy (a ich zodpovedajúce hydroxidy) sú:

ZnO, Zn(OH)2, BeO, Be(OH)2, PbO, Pb(OH)2, SnO, Sn(OH)2, Al203, Al(OH)3, Fe203, Fe( OH)3, Cr203, Cr(OH)3

Vlastnosti amfotérnych zlúčenín nie je ťažké si zapamätať: interagujú s nimi kyseliny a zásady.

pri interakcii s kyselinami je všetko jednoduché, pri týchto reakciách sa amfotérne zlúčeniny správajú ako zásadité:

Al203 + 6HCl -> 2AlCl3 + 3H20

ZnO + H2S04 → ZnS04 + H20

BeO + HN03 -> Be(N03)2 + H20

Hydroxidy reagujú rovnakým spôsobom:

Fe(OH)3 + 3HCl -> FeCl3 + 3H20

Pb(OH)2 + 2HCl -> PbCl2 + 2H20

· Pri interakcii s alkáliami je to trochu ťažšie. Pri týchto reakciách sa amfotérne zlúčeniny správajú ako kyseliny a reakčné produkty môžu byť rôzne, všetko závisí od podmienok.

Buď reakcia prebieha v roztoku, alebo sa reaktanty berú ako pevné látky a tavia sa.

· Interakcia základných zlúčenín s amfotérnymi zlúčeninami počas fúzie.

2KOH (tuhá látka) + H 2 ZnO 2 (tuhá látka) (t, fúzia) → K 2 ZnO 2 + 2H 2 O

2KOH (tuhá látka) + Zn (OH) 2 (tuhá látka) (t, fúzia) → K2ZnO2 + 2H20

S hydroxidmi, v ktorých sú 2 OH skupiny, bude všetko rovnaké ako so zinkom:

Be (OH) 2 (tv.) + 2NaOH (tv.) (t, fúzia) → 2H 2 O + Na 2 BeO 2 (metaberylát sodný alebo beryllát)

Pri amfotérnych hydroxidoch s tromi OH skupinami (Al (OH) 3, Cr (OH) 3, Fe (OH) 3 je to trochu inak.

Pozrime sa na príklad hydroxidu hlinitého: Al (OH) 3, napíšte ho vo forme kyseliny: H 3 AlO 3, ale nenecháme ho v tejto forme, ale odoberieme odtiaľ vodu:

H3A103 - H20 -> HAl02 + H20.

Tu pracujeme s touto „kyselinou“ (HAlO 2):

HAlO 2 + KOH → H 2 O + KAlO 2 (metaaluminát draselný alebo jednoducho hlinitan)

Ale hydroxid hlinitý sa nedá písať takto HAlO 2, zapíšeme ho ako obvykle, ale máme na mysli „kyselinu“:

Al (OH) 3 (tuhá látka) + KOH (tuhá látka) (t, fúzia) → 2H 2 O + KAlO 2 (metaaluminát draselný)

To isté s hydroxidom chrómovým: Cr(OH) 3 → H 3 CrO 3 → HCrO 2

Cr (OH) 3 (tuhá látka) + KOH (tuhá látka) (t, fúzia) → 2H 2 O + KCrO 2 (metachróman draselný,

ALE NIE CHROMÁNY, chrómany sú soli kyseliny chrómovej).

Rovnaké princípy ako v názvoch obyčajných "solí", prvok v najvyššom stupni oxidácie - prípona AT, v medziprodukte - IT.

Tieto zlúčeniny vznikajú vždy pri kontakte silne zásaditého „sveta“ (zásady) a amfotérneho (fúziou). To znamená, že rovnako ako amfotérne hydroxidy s alkáliami budú reagovať aj amfotérne oxidy.

Interakcie:

1. Amfotérny oxid so silným zásaditým oxidom:

ZnO (tuhá látka) + K 2 O (tuhá látka) (t, fúzia) → K 2 ZnO 2 (metazinekát draselný alebo jednoducho zinok draselný)

2. Amfotérny oxid s alkáliou:

ZnO (tuhá látka) + 2KOH (tuhá látka) (t, fúzia) → K 2 ZnO 2 + H 2 O

3. Amfotérny hydroxid so silne zásaditým oxidom:

Zn (OH) 2 (tuhá látka) + K 2 O (tuhá látka) (t, fúzia) → K 2 ZnO 2 + H 2 O

4. Amfotérny hydroxid s alkáliami:

Zn (OH) 2 (tuhá látka) + 2KOH (pevná látka) (t, fúzia) → K2ZnO2 + 2H20

Pamätajte, že reakcie uvedené vyššie prebiehajú pri tavení.

· Interakcia amfotérnych zlúčenín s alkáliami (tu iba alkálie) v roztoku.

V jednotnej štátnej skúške sa to nazýva „rozpúšťanie alkálií hydroxidu hlinitého (zinok, berýlium atď.). Je to spôsobené schopnosťou kovov v zložení amfotérnych hydroxidov v prítomnosti nadbytku hydroxidových iónov (v alkalickom prostredí) tieto ióny na seba naviazať. Vytvára sa častica s kovom (hliník, berýlium atď.) v strede, ktorý je obklopený hydroxidovými iónmi. Táto častica sa stáva záporne nabitá (anión) v dôsledku hydroxidových iónov a tento ión sa bude nazývať hydroxoaluminát, hydroxozinkát, hydroxoberylát atď.

Zapíšme si skrátenú iónovú rovnicu týchto procesov:

Al(OH)3 + OH - → Al(OH)4 -

Výsledný ión sa nazýva "tetrahydroxoaluminátový ión". Predpona "tetra" sa pridáva, pretože existujú štyri hydroxidové ióny. Tetrahydroxoaluminátový ión má náboj -, pretože hliník nesie náboj 3+ a štyri hydroxidové ióny 4-, celkovo sa ukazuje -.

Al(OH)3 + KOH → K (tetrahydroxoaluminát draselný)

Nezabudnite sa uistiť, že všetky indexy sú správne pripevnené. Dávajte pozor na poplatky a majte na pamäti, že ich súčet musí byť nula.

Okrem amfotérnych hydroxidov reagujú amfotérne oxidy s alkáliami. Produkt bude rovnaký. Len ak napíšeš reakciu takto:

Al203 + NaOH → Na

Ale táto reakcia nie je pre vás vyvážená. Je potrebné pridať vodu na ľavú stranu, pretože v roztoku dochádza k interakcii, je tam dostatok vody a všetko sa vyrovná:

Al203 + 2NaOH + 3H20 -> 2Na

2Al + 2NaOH + 6H20 -> 2Na + 3H 2

2Al + 6NaOH + 6H20 -> 2Na3 + 3H 2

V tabuľke nižšie sú uvedené najbežnejšie príklady vlastností amfotérnych zlúčenín pri skúške:

Soli získané v týchto interakciách reagujú s kyselinami a vytvárajú dve ďalšie soli (soli danej kyseliny a dvoch kovov):

2Na3 + 6H2S04 → 3Na2S04 + Al2 (SO4)3 + 12H20

To je všetko! Nič zložité. Hlavnou vecou nie je zamieňať sa, pamätať si, čo sa tvorí počas fúzie, čo je v roztoku. Úlohy k tejto problematike sa veľmi často vyskytujú v časti B.

Amfotérne kovy sú obyčajné látky, ktoré svojou štruktúrou sú chemické a fyzikálne vlastnosti podobne ako železná skupina dielov. Kovy samy o sebe nemôžu vykazovať amfotérne parametre, na rozdiel od ich zlúčenín. Napríklad oxidy a hydroxidy určitých kovov majú dvojakú chemickú povahu – v niektorých podmienkach sa správajú ako kyseliny, zatiaľ čo v iných majú vlastnosti zásad.

Hlavné amfotérne kovy sú hliník, zinok, chróm a železo. Berýlium a stroncium možno pripísať rovnakej skupine častí.

Čo je amfotérne?

Prvýkrát sa táto nehnuteľnosť našla už veľmi dávno. A termín „amfotérne prvky“ zaviedli do vedy v roku 1814 slávni chemici L. Tenard a J. Gay-Lussac. V tých dňoch boli chemické zlúčeniny zvyčajne rozdelené do skupín, ktoré zodpovedali ich hlavným vlastnostiam počas reakcií.

Skupina oxidov a zásad však mala dve možnosti. Za určitých podmienok sa takéto látky správali ako zásady, za iných, naopak, ako kyseliny. Takto sa objavil výraz „amfotérny“. Pri takýchto chemikáliách závisí správanie počas acidobázickej reakcie od kritérií na uskutočnenie reakcie, povahy použitých reaktantov a tiež od parametrov rozpúšťadla.

Je zvláštne, že v prírodných podmienkach môžu amfotérne kovy interagovať s alkáliami aj kyselinami. Napríklad pri reakcii hliníka so síranovou kyselinou sa objavuje síran hlinitý. A keď ten istý kov reaguje s koncentrovanou zásadou, objaví sa všeobjímajúca soľ.

Amfotérne bázy a ich hlavné charakteristiky

Za normálnych podmienok sú to pevné látky. V skutočnosti sa nerozpúšťajú vo vode a považujú sa za pomerne slabé elektrolyty.

Hlavným spôsobom získania takýchto zásad je reakcia soli kovu s malým množstvom zásady. Zrážacia reakcia sa musí vykonávať pomaly a opatrne. Napríklad pri príjme hydroxidu zinočnatého sa do skúmavky s chloridom zinočnatým opatrne po kvapkách pridáva lúh sodný. Zakaždým, keď potrebujete nádobu jemne potriasť, aby ste videli snehovo bielu zrazeninu kovu na dne misky.

Amfotérne látky reagujú s kyselinami a kyslými oxidmi ako zásadami. Napríklad reakciou hydroxidu zinočnatého s kyselinou chlorovodíkovou vzniká chlorid zinočnatý.

Ale počas reakcií so zásadami sa amfotérne zásady správajú ako kyseliny.

Navyše pri silnom zahrievaní sa amfotérne hydroxidy rozkladajú za vzniku zodpovedajúceho amfotérneho oxidu a vody.

Najbežnejšie amfotérne kovy: krátka čiara

Zinok patrí do skupiny amfotérnych častí. A hoci zliatiny tejto látky boli široko používané aj v starých civilizáciách, až v roku 1746 ju dokázali izolovať v čistej forme.

Čistý kov je pomerne krehká modrastá látka. Zinok na vzduchu rýchlo oxiduje - jeho povrch sa zafarbí a pokryje sa tenkým filmom oxidu.

V prírode sa zinok vyskytuje vo väčšej miere vo forme minerálov - zincitov, smithsonitov, kalamitov. Najznámejšou látkou je zmes zinku, ktorá pozostáva zo sulfidu zinočnatého. Najväčšie ložiská tohto nerastu sú v Bolívii a Austrálii.

hliník Dnes je považovaný za najbežnejší kov na planéte. Jeho zliatiny sa používali už mnoho storočí a v roku 1825 bola látka izolovaná v čistej forme.

Čistý hliník je ľahký kov striebornej farby. Je jednoducho opracovaný a odliaty. Tento prvok má najvyššiu elektrickú a tepelnú vodivosť. Okrem toho je tento kov odolný voči korózii. Faktom je, že jeho povrch je pokrytý úzkym, ale veľmi odolným oxidovým filmom.

Dnes je hliník široko používaný v priemysle.

Amfotérne kovy sú reprezentované nekomplexnými prvkami, ktoré sú akýmsi analógom skupiny komponentov kovového typu. Podobnosť možno vysledovať v množstve vlastností fyzikálneho a chemického smeru. Navyše, pre samotné látky nebola zaznamenaná žiadna schopnosť vlastností amfotérneho typu a rôzne zlúčeniny sú celkom schopné ich prejavu.

Zvážte napríklad hydroxidy s oxidmi. Jednoznačne majú dvojku chemickej povahy. Vyjadruje sa tým, že v závislosti od podmienok môžu mať vyššie uvedené zlúčeniny vlastnosti buď zásad, alebo kyselín. Koncept amfoterity sa objavil už veľmi dávno, veda je známa už od roku 1814. Pojem „amfotérny“ vyjadroval schopnosť chemický správať sa určitým spôsobom pri uskutočňovaní kyslej (hlavnej) reakcie. Získané vlastnosti závisia od typu samotných prítomných činidiel, typu rozpúšťadla a podmienok, za ktorých sa reakcia uskutočňuje.

Čo sú amfotérne kovy?

Zoznam amfotérnych kovov obsahuje mnoho položiek. Niektoré z nich možno bezpečne nazvať amfotérne, niektoré - pravdepodobne, iné - podmienečne. Ak zvážime problém vo veľkom meradle, potom pre stručnosť môžeme jednoducho vymenovať sériové čísla vyššie uvedených kovov. Tieto čísla sú: 4,13, od 22 do 32, od 40 do 51, od 72 do 84, od 104 do 109. Existujú však kovy, ktoré majú právo byť nazývané základnými. Patria sem chróm, železo, hliník a zinok. Doplňte hlavnú skupinu stroncia a berýlia. Najbežnejším zo všetkých uvedených v súčasnosti je hliník. Sú to jeho zliatiny, ktoré sa už mnoho storočí používajú v najrôznejších oblastiach a aplikáciách. Kov má vynikajúcu antikoróznu odolnosť, ľahko sa odlieva a rôzne druhy opracovania. Obľúbenosť hliníka navyše dopĺňajú také výhody, ako je vysoká tepelná vodivosť a dobrá elektrická vodivosť.

Hliník je amfotérny kov, ktorý má tendenciu prejavovať chemickú aktivitu. Odolnosť tohto kovu je určená silným oxidovým filmom a za normálnych podmienok životné prostredie, pri chemických reakciách pôsobí hliník ako redukčný prvok. Takáto amfotérna látka je schopná interagovať s kyslíkom v prípade fragmentácie kovu na malé častice. Takáto interakcia vyžaduje vplyv režimu vysokej teploty. Chemická reakcia v kontakte s kyslíkovou hmotou je sprevádzaná obrovským uvoľnením tepelnej energie. Pri teplotách nad 200 stupňov interakcia reakcií pri kombinácii s látkou, ako je síra, vytvára sulfid hlinitý. Amfotérny hliník nie je schopný priamo interagovať s vodíkom a keď sa tento kov zmieša s inými kovovými zložkami, vznikajú rôzne zliatiny obsahujúce zlúčeniny intermetalického typu.

Železo je amfotérny kov, ktorý je jednou z vedľajších podskupín 4. skupiny obdobia v sústave prvkov chemický typ. Tento prvok vystupuje ako najbežnejšia zložka skupiny kovových látok, ako súčasť komponentov zemská kôra. Železo je klasifikované ako jednoduchá látka, medzi charakteristickými vlastnosťami ktorej možno rozlíšiť jeho tvárnosť, striebristo-bielu farebnú schému. Takýto kov má schopnosť vyvolať výskyt zvýšenej chemickej reakcie a pri vystavení rýchlo prechádza do štádia korózie vysoká teplota. Železo umiestnené v čistom kyslíku úplne vyhorí a privedené do jemne rozptýleného stavu sa môže samovoľne vznietiť na vzduchu. Kovová látka, ktorá je vystavená vzduchu, rýchlo oxiduje v dôsledku nadmernej vlhkosti, to znamená, že hrdzavie. Pri horení v kyslíkovej hmote vzniká akýsi vodný kameň, ktorý sa nazýva oxid železa.

Základné vlastnosti amfotérnych kovov

Vlastnosti amfotérnych kovov sú základným pojmom amfoterity. Uvažujme, aké sú. V štandardnom stave je každý kov pevný. Preto sa považujú za slabé elektrolyty. Okrem toho sa žiadny kov nemôže rozpustiť vo vode. Zásady sa získavajú špeciálnou reakciou. Počas tejto reakcie sa soľ kovu spája s malou dávkou alkálie. Pravidlá vyžadujú, aby sa celý proces vykonával opatrne, opatrne a dosť pomaly.

Keď sa amfotérne látky kombinujú s kyslými oxidmi alebo kyselinami priamo, prvé spôsobujú reakciu charakteristickú pre zásady. Ak sa takéto zásady kombinujú so zásadami, prejavia sa vlastnosti kyselín. Silné zahrievanie amfotérnych hydroxidov vedie k ich rozkladu. V dôsledku rozkladu vzniká voda a zodpovedajúci amfotérny oxid. Ako je možné vidieť z indukovaných príkladov, vlastnosti sú dosť rozsiahle a vyžadujú si starostlivú analýzu, ktorá môže byť vykonaná v priebehu chemické reakcie.

Chemické vlastnosti amfotérne kovy možno porovnať s vlastnosťami obyčajných kovov, aby sme nakreslili paralelu alebo videli rozdiel. Všetky kovy majú dostatočne nízky ionizačný potenciál, vďaka čomu pôsobia ako redukčné činidlá pri chemických reakciách. Treba tiež poznamenať, že elektronegativita nekovov je vyššia ako elektronegativita kovov.

Amfotérne kovy vykazujú ako redukčné, tak aj oxidačné vlastnosti. Zároveň však majú amfotérne kovy zlúčeniny charakterizované negatívnym oxidačným stavom. Všetky kovy majú schopnosť vytvárať zásadité hydroxidy a oxidy. V závislosti od rastu sériového čísla v periodickom rozsahu bol zaznamenaný pokles zásaditosti kovu. Treba tiež poznamenať, že kovy môžu byť z väčšej časti oxidované iba určitými kyselinami. Takže interakcia s kyselinou dusičnou v kovoch prebieha rôznymi spôsobmi.

Amfotérne nekovy, ktoré sú jednoduchými látkami, majú jasný rozdiel vo svojej štruktúre a individuálnych charakteristík o fyzikálnych a chemických prejavoch. Typ niektorých z týchto látok sa dá ľahko určiť vizuálne. Napríklad meď je jednoduchý amfotérny kov, zatiaľ čo bróm je klasifikovaný ako nekov.

Aby sme sa nemýlili pri určovaní rozmanitosti jednoduchých látok, je potrebné jasne poznať všetky znaky, ktoré odlišujú kovy od nekovov. Hlavným rozdielom medzi kovmi a nekovmi je ich schopnosť rozdávať elektróny nachádzajúce sa vo vonkajšom energetickom sektore. Nekovy, naopak, priťahujú elektróny do zóny vonkajšieho skladovania energie. Všetky kovy majú schopnosť prenášať energiu brilantnosťou, vďaka čomu sú dobrými vodičmi tepla a elektrická energia a nekovy nemožno použiť ako vodič elektriny a tepla.

13.1. Definície

Komu najdôležitejšie triedy sa tradične označujú anorganické látky jednoduché látky(kovy a nekovy), oxidy (kyslé, zásadité a amfotérne), hydroxidy (časť kyselín, zásad, amfotérnych hydroxidov) a soli. Látky patriace do rovnakej triedy majú podobné chemické vlastnosti. Ale už viete, že pri rozlišovaní týchto tried sa používajú rôzne klasifikačné znaky.
V tejto časti konečne sformulujeme definície všetkých najdôležitejších tried chemických látok a uvidíme, ako sa tieto triedy rozlišujú.
Začnime s jednoduché látky (klasifikácia podľa počtu prvkov tvoriacich látku). Zvyčajne sa delia na kovy a nekovy(Obr. 13.1- a).
Definíciu „kovu“ už poznáte.

Z tejto definície je vidieť, že hlavným znakom, ktorý nám umožňuje rozdeliť jednoduché látky na kovy a nekovy, je typ chemická väzba.

Vo väčšine nekovov sú väzby kovalentné. Ale existujú aj vzácne plyny (jednoduché látky prvkov skupiny VIIIA), ktorých atómy v tuhej a tekutom stave spojené iba medzimolekulovými väzbami. Preto tá definícia.

Podľa chemických vlastností medzi kovmi existuje skupina tzv amfotérne kovy. Tento názov odráža schopnosť týchto kovov reagovať s kyselinami aj zásadami (ako amfotérne oxidy alebo hydroxidy) (obr. 13.1- b).
Okrem toho v dôsledku chemickej inertnosti medzi kovmi, ušľachtilé kovy. Patria sem zlato, ruténium, ródium, paládium, osmium, irídium, platina. Podľa tradície sa ako ušľachtilý kov klasifikuje aj o niečo reaktívnejšie striebro, ale také inertné kovy ako tantal, niób a niektoré ďalšie sem nepatria. Existujú aj iné klasifikácie kovov, napríklad v metalurgii sa všetky kovy delia na čierne a farebné týkajúci sa železa a jeho zliatin so železnými kovmi.
Od komplexné látky najdôležitejšie sú v prvom rade oxidy(pozri § 2.5), ale keďže ich klasifikácia zohľadňuje acidobázické vlastnosti týchto zlúčenín, najprv si pripomenieme aké kyseliny a dôvodov.

Kyseliny a zásady teda rozlišujeme od celkovej hmotnosti zlúčenín pomocou dvoch znakov: zloženia a chemických vlastností.
Na základe zloženia sa kyseliny delia na s obsahom kyslíka (oxokyseliny) a anoxický(obr. 13.2).

Malo by sa pamätať na to, že kyseliny obsahujúce kyslík vo svojej štruktúre sú hydroxidy.

Poznámka. Tradične sa pre anoxické kyseliny slovo „kyselina“ používa, keď rozprávame sa o roztoku zodpovedajúcej jednotlivej látky, napr.: látka HCl sa nazýva chlorovodík a jej vodný roztok sa nazýva kyselina chlorovodíková alebo chlorovodíková.

Teraz späť k oxidom. Oxidy sme odkázali na skupinu kyslý alebo hlavný tým, ako reagujú s vodou (alebo tým, či sú vyrobené z kyselín alebo zásad). Ale nie všetky oxidy reagujú s vodou, ale väčšina z nich reaguje s kyselinami alebo zásadami, takže je lepšie klasifikovať oxidy podľa tejto vlastnosti.

Existuje niekoľko oxidov, ktoré za normálnych podmienok nereagujú ani s kyselinami, ani so zásadami. Takéto oxidy sú tzv nesolnotvorný. Ide napríklad o CO, SiO, N20, NO, Mn02. Na rozdiel od nich sú zvyšné oxidy tzv soľotvorné(obr. 13.3).

Ako viete, väčšina kyselín a zásad je hydroxid. Podľa schopnosti hydroxidov reagovať s kyselinami aj zásadami sa medzi nimi (ako aj medzi oxidmi) rozlišujú amfotérne hydroxidy(obr. 13.4).

Teraz musíme definovať soli. Pojem „soľ“ sa používa už dlho. S rozvojom vedy sa jej význam opakovane menil, rozširoval a zdokonaľoval. V modernom zmysle je soľ iónová zlúčenina, ale tradične medzi soli nepatria iónové oxidy (keďže sa nazývajú zásadité oxidy), iónové hydroxidy (zásady), ako aj iónové hydridy, karbidy, nitridy atď. Preto môžeme zjednodušene povedať, že

Je možné uviesť inú, presnejšiu definíciu solí.

Pri tejto definícii sa oxóniové soli zvyčajne klasifikujú ako soli aj ako kyseliny.
Soli sa delia podľa zloženia do kyslé, stredná a Hlavná(obr. 13.5).

To znamená, že anióny kyslých solí zahŕňajú atómy vodíka viazané kovalentnými väzbami s inými atómami aniónov a schopné odtrhnúť sa pôsobením zásad.

Zásadité soli majú zvyčajne veľmi zložité zloženie a sú často nerozpustné vo vode. Typickým príkladom zásaditej soli je minerál malachit Cu 2 (OH) 2 CO 3 .

Ako vidíte, najdôležitejšie triedy chemikálií sa rozlišujú podľa rôznych klasifikačných kritérií. Ale bez ohľadu na to, ako rozlišujeme triedu látok, všetky látky tejto triedy majú spoločné chemické vlastnosti.

V tejto kapitole sa dozviete o najcharakteristickejších chemických vlastnostiach látok reprezentujúcich tieto triedy ao najdôležitejších spôsoboch ich získania.

kov
1. Kde sú v prírodnej sústave prvkov prvky tvoriace kovy a kde prvky tvoriace nekovy?
2. Napíšte vzorce pre päť kovov a päť nekovov.
3.Skladať štruktúrne vzorce nasledujúce spojenia:
(H30) Cl, (H30)2S04, HCl, H2S, H2S04, H3P04, H2C03, Ba (OH)2, RbOH.
4. Ktoré oxidy zodpovedajú nasledujúcim hydroxidom:
H2S04, Ca (OH) 2, H3P04, Al (OH) 3, HN03, LiOH?
Aký je charakter (kyslý alebo zásaditý) každého z týchto oxidov?
5. Nájdite soli medzi nasledujúcimi látkami. Vytvorte ich štruktúrne vzorce.
KN02, Al203, Al2S3, HCN, CS2, H2S, K2, SiCl4, CaS04, AlP04
6. Vytvorte štruktúrne vzorce nasledujúcich solí kyselín:
NaHS04, KHS03, NaHC03, Ca(H2P04)2, CaHP04.

13.2. Kovy

V kryštáloch kovov a v ich taveninách sú atómové jadrá spojené jediným elektrónovým oblakom kovovej väzby. Rovnako ako jeden atóm prvku, ktorý tvorí kov, má kovový kryštál schopnosť darovať elektróny. Tendencia kovu vzdávať sa elektrónov závisí od jeho štruktúry a predovšetkým od veľkosti atómov: čím väčšie sú atómové jadrá (teda čím väčšie sú iónové polomery), tým ľahšie sa kov vzdáva elektrónov.
Kovy sú jednoduché látky, takže oxidačný stav atómov v nich je 0. Kovy, ktoré vstupujú do reakcií, takmer vždy menia oxidačný stav svojich atómov. Atómy kovov, ktoré nemajú tendenciu prijímať elektróny, ich môžu iba rozdávať alebo socializovať. Elektronegativita týchto atómov je nízka, preto aj keď tvoria kovalentné väzby, atómy kovov získavajú kladný oxidačný stav. Preto sa všetky kovy v tej či onej miere prejavujú obnovovacie vlastnosti. Reagujú:
1) C nekovy(ale nie so všetkými a nie so všetkými):
4Li + O 2 \u003d 2 Li 2 O,
3Mg + N 2 \u003d Mg 3 N 2 (pri zahrievaní),
Fe + S = FeS (pri zahrievaní).
Najaktívnejšie kovy ľahko reagujú s halogénmi a kyslíkom a iba lítium a horčík reagujú s veľmi silnými molekulami dusíka.
Reakciou s kyslíkom väčšina kovov tvorí oxidy a tie najaktívnejšie tvoria peroxidy (Na 2 O 2, BaO 2) a ďalšie zložitejšie zlúčeniny.
2) C oxidy menej aktívne kovy:
2Ca + MnO2 \u003d 2CaO + Mn (pri zahrievaní),
2Al + Fe 2 O 3 \u003d Al 2 O 3 + 2 Fe (s predhrievaním).
Určuje sa možnosť výskytu týchto reakcií všeobecné pravidlo(OVR postupujú v smere tvorby slabšieho oxidačného a redukčného činidla) a závisí nielen od aktivity kovu (aktívnejšie, teda kov, ktorý sa vzdáva svojich elektrónov ľahšie obnovuje menej aktívne), ale aj na energii kryštálovej mriežky oxidu (reakcia prebieha v smere tvorby silnejšieho oxidu).
3) C kyslé roztoky(§ 12.2):
Mg + 2H30 \u003d Mg2B + H2 + 2H20, Fe + 2H30 \u003d Fe2 + H2 + 2H20,
Mg + H2SO 4p \u003d MgS04p + H2, Fe + 2HCl p \u003d FeCl2p + H2.
V tomto prípade je možnosť reakcie ľahko určená sériou napätí (reakcia prebieha, ak je kov v sérii napätí naľavo od vodíka).
4) C soľné roztoky(§ 12.2):

Fe + Cu 2 \u003d Fe 2 + Cu, Cu + 2Ag \u003d Cu2 + 2Ag,
Fe + CuSO 4p = Cu + FeSO 4p, Cu + 2AgNO 3p = 2Ag + Cu(NO 3) 2p.
Na určenie, či môže reakcia prebiehať, sa tu používa aj séria napätí.
5) Okrem toho najaktívnejšie kovy (alkálie a alkalické zeminy) reagujú s vodou (§ 11.4):
2Na + 2H20 \u003d 2Na + H2 + 2OH, Ca + 2H20 \u003d Ca2 + H2 + 2OH,
2Na + 2H20 \u003d 2NaOH p + H2, Ca + 2H20 \u003d Ca (OH) 2p + H2.
V druhej reakcii je možná tvorba zrazeniny Ca(OH)2.
Väčšina kovov v priemysle dostať, obnovenie ich oxidov:
Fe203 + 3CO = 2Fe + 3CO2 (pri vysokej teplote),
Mn02 + 2C = Mn + 2CO (pri vysokej teplote).
V laboratóriu sa na to často používa vodík:

Najaktívnejšie kovy v priemysle aj v laboratóriu sa získavajú elektrolýzou (§ 9.9).
V laboratóriu možno menej reaktívne kovy redukovať z roztokov ich solí s reaktívnejšími kovmi (obmedzenia pozri v § 12.2).

1. Prečo kovy nemajú tendenciu vykazovať oxidačné vlastnosti?
2. Od čoho primárne závisí chemická aktivita kovov?
3. Vykonajte transformácie
a) Li Li20 LiOH LiCl; b) NaCl Na Na202;
c) FeO Fe FeS Fe203; d) CuCl2Cu(OH)2CuO Cu CuBr2.
4. Obnovte ľavé časti rovníc:
a) ... = H20 + Cu;
b) ... = 3CO + 2Fe;
c) ... = 2Cr + Al203
. Chemické vlastnosti kovov.

13.3. nekovy

Na rozdiel od kovov sa nekovy navzájom veľmi líšia svojimi vlastnosťami – fyzikálnymi aj chemickými a dokonca aj typom štruktúry. Ale okrem vzácnych plynov je vo všetkých nekovoch väzba medzi atómami kovalentná.
Atómy, ktoré tvoria nekovy, majú tendenciu pripájať elektróny, ale pri vytváraní jednoduchých látok nemôžu túto tendenciu "uspokojiť". Preto nekovy (do tej či onej miery) majú tendenciu pripájať elektróny, to znamená, že môžu vykazovať oxidačné vlastnosti. Oxidačná aktivita nekovov závisí na jednej strane od veľkosti atómov (čím menšie atómy, tým je látka aktívnejšia) a na druhej strane od sily kovalentných väzieb v jednoduchej látke (t.j. čím sú väzby pevnejšie, tým je látka menej aktívna). Pri tvorbe iónových zlúčenín atómy nekovov skutočne pridávajú elektróny „navyše“ a pri tvorbe zlúčenín s kovalentnými väzbami len posúvajú spoločné elektrónové páry v ich smere. V oboch prípadoch sa stupeň oxidácie znižuje.
Nekovy môžu oxidovať:
1) kovy(látky viac-menej naklonené darovaniu elektrónov):
3F 2 + 2Al \u003d 2AlF 3,
O2 + 2Mg \u003d 2MgO (s predhrievaním),
S + Fe = FeS (pri zahrievaní),
2C + Ca \u003d CaC2 (pri zahrievaní).
2) iné nekovy(menej pravdepodobné, že prijme elektróny):
2F 2 + C \u003d CF 4 (pri zahrievaní),
O 2 + S = SO 2 (s predhrievaním),
S + H2 \u003d H2S (pri zahrievaní),
3) veľa komplexný látky:
4F 2 + CH 4 \u003d CF 4 + 4HF,
3O2 + 4NH3 \u003d 2N2 + 6H20 (pri zahrievaní),
Cl2 + 2HBr = Br2 + 2HCl.
Možnosť priebehu reakcie je tu určená predovšetkým silou väzieb v reaktantoch a produktoch reakcie a možno ju určiť výpočtom G.
Najsilnejším oxidačným činidlom je fluór. Kyslík a chlór sú voči nemu mierne podradné (pozor na ich postavenie v sústave prvkov).
Bór, grafit (a diamant), kremík a iné jednoduché látky tvorené prvkami susediacimi s hranicou medzi kovmi a nekovmi vykazujú oxidačné vlastnosti v oveľa menšej miere. Atómy týchto prvkov menej pravdepodobne prijímajú elektróny. Práve tieto látky (najmä grafit a vodík) sú schopné vystavovať obnovovacie vlastnosti:
2C + MnO2 \u003d Mn + 2CO,
4H2 + Fe304 \u003d 3Fe + 4H20.
Ostatné chemické vlastnosti nekovov si preštudujete v nasledujúcich častiach, keď sa zoznámite s chémiou jednotlivých prvkov (ako to bolo v prípade kyslíka a vodíka). Tam sa tiež dozviete, ako tieto látky získať.

1. Ktoré z nasledujúcich látok sú nekovy: Be, C, Ne, Pt, Si, Sn, Se, Cs, Sc, Ar, Ra?
2. Uveďte príklady nekovov, ktorými sú za normálnych podmienok a) plyny, b) kvapaliny, c) tuhé látky.
3. Uveďte príklady a) molekulárnych a b) nemolekulárnych jednoduchých látok.
4. Uveďte tri príklady chemických reakcií, pri ktorých a) chlór ab) vodík vykazujú oxidačné vlastnosti.
5. Uveďte tri príklady chemických reakcií, ktoré nie sú v texte odseku, pri ktorých vodík vykazuje redukčné vlastnosti.
6. Vykonajte transformácie:
a) P4P4010H3P04; b) H2NaHH2; c) Cl2NaCl2.
Chemické vlastnosti nekovov.

13.4. Zásadité oxidy

Už viete, že všetky zásadité oxidy sú pevné nemolekulárne látky s iónovými väzbami.
Hlavné oxidy sú:
a) oxidy alkalických prvkov a prvkov alkalických zemín,
b) oxidy niektorých iných prvkov, ktoré tvoria kovy v nižších oxidačných stupňoch, napríklad: CrO, MnO, FeO, Ag 2 O atď.

Zahŕňajú jednoducho nabité, dvojito nabité (veľmi zriedka trojnásobne nabité katióny) a oxidové ióny. Najcharakteristickejší Chemické vlastnosti zásadité oxidy sú presne spojené s prítomnosťou dvojnásobne nabitých oxidových iónov (veľmi silné základné častice) v nich. Chemická aktivita bázických oxidov závisí predovšetkým od sily iónovej väzby v ich kryštáloch.
1) Všetky zásadité oxidy reagujú s roztokmi silných kyselín (§ 12.5):
Li20 + 2H30 \u003d 2Li + 3H20, NiO + 2H30 \u003d Ni2 + 3H20,
Li20 + 2HCl p \u003d 2LiCl p + H20, NiO + H2SO 4p \u003d NiSO 4p + H20.
V prvom prípade prebieha okrem reakcie s oxóniovými iónmi aj reakcia s vodou, ale keďže jej rýchlosť je oveľa nižšia, možno ju zanedbať, najmä preto, že sa nakoniec stále získavajú tie isté produkty.
Schopnosť reagovať s roztokom slabej kyseliny je určená silou kyseliny (čím silnejšia je kyselina, tým je aktívnejšia), ako aj silou väzby v oxide (t.j. slabšie spojenie, čím je oxid aktívnejší).
2) Oxidy alkalických kovov a kovov alkalických zemín reagujú s vodou (§ 11.4):
Li20 + H20 \u003d 2Li + 2OH BaO + H2O \u003d Ba2 + 2OH
Li20 + H20 \u003d 2LiOH p, BaO + H20 \u003d Ba (OH) 2p.
3) Okrem toho zásadité oxidy reagujú s kyslými oxidmi:
BaO + CO 2 \u003d BaCO 3,
FeO + SO 3 \u003d FeSO 4,
Na20 + N205 \u003d 2NaNO 3.
V závislosti od chemickej aktivity týchto a iných oxidov môžu reakcie prebiehať pri bežnej teplote alebo pri zahrievaní.
Aký je dôvod takýchto reakcií? Uvažujme reakciu tvorby BaCO 3 z BaO a CO 2 . Reakcia prebieha spontánne a entropia pri tejto reakcii klesá (z dvoch látok, pevnej a plynnej, vzniká jedna kryštalická látka), preto je reakcia exotermická. Pri exotermických reakciách je energia vytvorených väzieb väčšia ako energia rozpadu väzieb, preto je energia väzby v BaC03 väčšia ako v počiatočnom BaO a CO 2 . Vo východiskových látkach aj v produktoch reakcie existujú dva typy chemických väzieb: iónové a kovalentné. Energia iónovej väzby (energia mriežky) v BaO je o niečo vyššia ako v BaCO 3 (veľkosť uhličitanového iónu je väčšia ako veľkosť oxidového iónu), preto je energia systému O 2 + CO 2 väčšia ako energie CO 3 2 .

+ Q

Inými slovami, ión C032 je stabilnejší ako ión O2 a molekula C02 brané oddelene. A väčšia stabilita uhličitanového iónu (jeho nižšia vnútorná energia) súvisí s rozložením náboja tohto iónu (– 2 e) tromi atómami kyslíka uhličitanového iónu namiesto jedného v oxidovom ióne (pozri tiež § 13.11).
4) Mnohé zásadité oxidy možno redukovať na kov aktívnejším redukčným kovom alebo nekovom:
MnO + Ca = Mn + CaO (pri zahrievaní),
FeO + H2 \u003d Fe + H20 (pri zahrievaní).
Možnosť výskytu takýchto reakcií závisí nielen od aktivity redukčného činidla, ale aj od sily väzieb vo východiskovom a výslednom oxide.
všeobecný spôsob, ako získať takmer všetky zásadité oxidy sú oxidáciou zodpovedajúceho kovu kyslíkom. Oxidy sodíka, draslíka a niektorých ďalších veľmi aktívnych kovov (za týchto podmienok tvoria peroxidy a zložitejšie zlúčeniny), ako aj zlato, striebro, platina a iné veľmi neaktívne kovy (tieto kovy nereagujú s kyslíkom) sa nedajú získať v tadiaľto. Zásadité oxidy možno získať tepelným rozkladom zodpovedajúcich hydroxidov, ako aj niektorých solí (napríklad uhličitanov). Takže oxid horečnatý možno získať všetkými tromi spôsobmi:
2Mg + O2 \u003d 2MgO,
Mg (OH) 2 \u003d MgO + H20,
MgCO3 \u003d MgO + CO2.

1. Zostavte reakčné rovnice:
a) Li20 + CO2 b) Na20 + N205 c) CaO + SO3
d) Ag 2 O + HNO 3 e) MnO + HCl f) MgO + H 2 SO 4
2. Zostavte rovnice reakcií, ktoré sa vyskytujú pri realizácii nasledujúcich transformácií:
a) Mg MgO MgS04 b) Na20 Na2S03 NaCl
c) CoO Co CoCl 2 d) Fe Fe 3 O 4 FeO
3. Časť niklu s hmotnosťou 8,85 g sa kalcinovala v prúde kyslíka, čím sa získal oxid nikelnatý, a potom sa spracoval s prebytkom kyseliny chlorovodíkovej. K výslednému roztoku sa pridával roztok sulfidu sodného, kým neustalo zrážanie. Určte hmotnosť tohto sedimentu.
Chemické vlastnosti základných oxidov.

13.5. Oxidy kyselín

Všetky kyslé oxidy sú látky s kovalentná väzba.
Oxidy kyselín zahŕňajú:
a) oxidy prvkov, ktoré tvoria nekovy,
b) niektoré oxidy prvkov, ktoré tvoria kovy, ak sú kovy v týchto oxidoch vo vyšších oxidačných stavoch, napríklad CrO 3, Mn 2 O 7.
Medzi kyslé oxidy patria látky, ktoré sú pri izbovej teplote plyny (napríklad: CO 2, N 2 O 3, SO 2, SeO 2), kvapaliny (napríklad Mn 2 O 7) a pevné látky (napríklad: B 2 O 3, Si02, N205, P406, P4010, SO3, I205, Cr03). Väčšina kyslých oxidov sú molekulárne látky (výnimkou sú B 2 O 3, SiO 2, tuhý SO 3, CrO 3 a niektoré ďalšie; existujú aj nemolekulárne modifikácie P 2 O 5). Ale nemolekulárne oxidy kyselín sa tiež stávajú molekulárnymi pri prechode do plynného stavu.
Oxidy kyselín sú charakterizované nasledujúcim Chemické vlastnosti.
1) Všetky kyslé oxidy reagujú so silnými zásadami ako s pevnými:
CO2 + Ca (OH)2 \u003d CaC03 + H20
Si02 + 2KOH \u003d K2Si03 + H20 (pri zahrievaní),
a s alkalickými roztokmi (§ 12.8):
SO3 + 2OH \u003d SO42 + H20, N205 + 2OH \u003d 2NO3 + H20,
SO3 + 2NaOH p \u003d Na2S04p + H20, N205 + 2KOH p \u003d 2KNO3p + H20.
Dôvod vzniku reakcií s tuhými hydroxidmi je rovnaký ako s oxidmi (pozri § 13.4).
Najaktívnejšie kyslé oxidy (SO 3, CrO 3, N 2 O 5, Cl 2 O 7) môžu reagovať aj s nerozpustnými (slabými) zásadami.
2) Kyslé oxidy reagujú so zásaditými oxidmi (§ 13.4):
C02 + CaO = CaC03
P4O10 + 6FeO = 2Fe3 (PO4)2 (pri zahrievaní)
3) Mnohé kyslé oxidy reagujú s vodou (§11.4).
N203 + H20 = 2HN02S02 + H20 = H2S03
N205 + H20 \u003d 2HNO3S03 + H20 \u003d H2S04
Mnoho kyslých oxidov môže byť prijaté oxidáciou kyslíkom (spaľovanie v kyslíku alebo na vzduchu) príslušných jednoduchých látok (C gr, S 8, P 4, P cr, B, Se, ale nie N 2 a nie halogény):
C + O 2 \u003d CO 2,
S 8 + 8O 2 \u003d 8SO 2,
alebo pri rozklade príslušných kyselín:
H 2 SO 4 \u003d SO 3 + H 2 O (so silným zahrievaním),
H 2 SiO 3 \u003d SiO 2 + H 2 O (pri sušení na vzduchu),
H 2 CO 3 \u003d CO 2 + H 2 O (pri izbovej teplote v roztoku),
H2SO3 \u003d SO2 + H20 (pri izbovej teplote v roztoku).
Nestabilita kyselín uhličitých a sírových umožňuje získať CO2 a SO2 pôsobením silných kyselín na uhličitany Na2CO3 + 2HCl p \u003d 2NaCl p + CO2 + H2O
(reakcia prebieha v roztoku aj s pevným Na2C03) a siričitany
K 2 SO 3tv + H 2 SO 4conc \u003d K 2 SO 4 + SO 2 + H 2 O (ak je veľa vody, oxid siričitý sa neuvoľňuje ako plyn).