Егэ амфотерные соединения

Химические свойства амфотерных соединений

Правило 1. Амфотерными соединениями являются оксиды и гироксиды, имеющие в своем составе металл в степении окисения +3 или +4, а также оксиды и гидроксиды Zn, Be и Pb, например:

ZnO	BeO	Al2O3	Fe2O3*	Cr2O3*
Zn(OH)2	Be(OH)2	Al(OH)3	Fe(OH)3	Cr(OH)3
PbO	PbO2	SnO	SnO2
Pb(OH)2	Pb(OH)4**	Sn(OH)2	Sn(OH)4**

*Оксиды железа и хрома реагируют с щелочами только при сплавлении.

**Представляют собой гидратированные диоксиды МO2 • хH2O.

Знание свойств соединений свинца и олова на ЕГЭ не проверяется.

Правило 2. В реакциях с растворами щелочей образуются комплексные соединения:

ZnO + 2NaOH + H2O → Na2[Zn(OH)4] (тетрагидроксоцинкат натрия)

Zn(OH)2 + NaOH → Na2[Zn(OH)4]                        

BeO + 2NaOH + H2O → Na2[Be(OH)4] (тетрагидроксобериллат натрия)

Be(OH)2 + NaOH → Na2[Be(OH)4]

Al2O3 + 2NaOH + 3H2O → 2Na[Al(OH)4] (тетрагидроксоалюминат натрия)

Al(OH)3 + NaOH → Na[Al(OH)4]

Fe2O3 + NaOH → реакция не идет

Cr2O3 + NaOH → реакция не идет

Cr(OH)3 + 3NaOH → Na3[Cr(OH)6] (гексагидроксохромат натрия)

Правило 3. В реакциях сплавления с твердыми щелочами образуются соли соответствующих кислот (H2ZnO2, HAlO2 и др.):

ZnO + 2NaOH → Na2ZnO2 + H2O (цинкат натрия)

Zn(OH)2 + 2NaOH → Na2ZnO2 + 2H2O (условно, кислота: H2ZnO2)

BeO + 2NaOH → Na2BeO2 + H2O (бериллат натрия)

Be(OH)2 + 2NaOH → Na2BeO2 + 2H2O (условно, кислота: H2BeO2)

Al2O3 + 2NaOH → 2NaAlO2 + H2O (алюминат натрия)

Al(OH)3 + NaOH → NaAlO2 + 2H2O (условно, кислота: HAlO2)

Cr2O3 + 2NaOH  →  2NaCrO2 + H2O (хромит натрия)

Cr2O3 + Na2CO3 → 2NaCrO2 + CO2

Cr(OH)3 + NaOH → NaCrO2 + 2H2O (условно, кислота HCrO2)

Fe2O3 + 2KOH → 2KFeO2 + H2O (феррит калия)

Fe(OH)3 + KOH → KFeO2 + 2H2O(условно, кислота HFeO2)

Правило 4. При сплавлении с карбонатами выделяется CO2:
2Al(OH)3 + Na2CO3 → 2NaAlO2 + 3H2O + CO2

Правило 5. Амфотерные оксиды взаимодействуют с карбонатами и сульфитами Na и K с выделением более летучего оксида:

Al2O3 + Na2CO3 → 2NaAlO2 + CO2­

Fe2O3 + Na2CO3 → 2NaFeO2 + CO2­

ZnO + Na2SO3 → Na2ZnO2 + SO2­

Правило 6. Соли соединений Zn, Be и Al разлагаются водой, кислотами, хлоридом аммония:

NaAlO2 + 2H2O → Na[Al(OH)4]

NaAlO2 + 4HCl → AlCl3 + NaCl + 2H2O (в избытке HCl)

NaAlO2 + HCl + H2O → NaCl + Al(OH)3 (в недостатке HCl)

NaAlO2 + NH4Cl + H2O → Al(OH)3 + NaCl + NH3­.

Перед изучением этого раздела рекомендую изучить следующие темы:

Классификация неорганических веществ

Классификация оксидов, способы их получения

Химические свойства основных оксидов

Химические свойства кислотных оксидов

Химические свойства амфотерных оксидов

Амфотерные оксиды проявляют свойства и основных, и кислотных. От основных отличаются только тем, что могут взаимодействовать с растворами и расплавами щелочей и с расплавами основных оксидов, которым соответствуют щелочи.

1. Амфотерные оксиды взаимодействуют с кислотами  и кислотными оксидами.

При этом амфотерные оксиды взаимодействуют, как правило, с сильными и средними кислотами и их оксидами.

Например, оксид алюминия взаимодействует с соляной кислотой, оксидом серы (VI), но не взаимодействует с углекислым газом и кремниевой кислотой:

амфотерный оксид + кислота = соль + вода

Al₂O₃ + 6HCl = 2AlCl₃ + 3H₂O

амфотерный оксид + кислотный оксид = соль

Al₂O₃ + 3SO₃ = Al₂(SO₄)₃

Al₂O₃ + CO₂ ≠

Al₂O₃ + H₂SiO₃ ≠

2. Амфотерные оксиды не взаимодействуют с водой.

Оксиды взаимодействуют с водой, только когда им соответствуют растворимые гидроксиды, а все амфотерные гидроксиды — нерастворимые.

амфотерный оксид + вода ≠

3. Амфотерные оксиды взаимодействуют с щелочами.

При этом механизм реакции и продукты различаются в зависимости от условий проведения процесса — в растворе или расплаве.

В растворе образуются комплексные соли, в расплаве — обычные соли.

Формулы комплексных гидроксосолей составляем по схеме:

1. Сначала записываем центральный атом-комплекообразователь (это, как правило, амфотерный металл).
2. Затем дописываем к центральному атому лиганды — гидроксогруппы. Число лигандов в 2 раза больше степени окисления центрального атома (исключение — комплекс алюминия, у него, как правило, 4 лиганда-гидроксогруппы).
3. Заключаем центральный атом и его лиганды в квадратные скобки, рассчитываем суммарный заряд комплексного иона.
4. Дописываем необходимое количество внешних ионов. В случае гидроксокомплексов это — ионы основного металла.

Основные продукты взаимодействия соединений амфотерных металлов со щелочами сведем в таблицу.

Металлы	В расплаве щелочи	В растворе щелочи
Степень окисле-ния  +2  (Zn, Sn, Be)	Соль состава X2YO2*. Например:   Na2ZnO2	Комплексная соль состава Х2[Y(OH)4]*. Например: Na2[Zn(OH)4]
Степень окисле-ния  +3   (Al, Cr, Fe)	Соль состава XYO2 (мета-форма) или X3YO3 (орто-форма). Например: NaAlO2 или  Na3AlO3	Na3[Al(OH)6] или Na[Al(OH)4 Комплексная соль состава Х3[Y(OH)6]* или реже  Х[Y(OH)4]. Например: Na[Al(OH)4]

* здесь Х — щелочной металл, Y — амфотерный металл.

Исключение — железо не образует гидроксокомплексы в растворе щелочи!

Например:

амфотерный оксид + щелочь (расплав) = соль + вода

Al₂O₃ + 2NaOH = 2NaAlO₂ + H₂O

амфотерный оксид + щелочь (раствор) = комплексная соль

ZnO + 2NaOH + H₂O = Na₂[Zn(OH)₄]

4. Амфотерные оксиды взаимодействуют с основными оксидами.

При этом взаимодействие возможно только с основными оксидами, которым соответствуют щелочи и только в расплаве. В растворе основные оксиды взаимодействуют с водой с образованием щелочей.

амфотерный оксид + основный оксид = соль + вода

Al₂O₃ + Na₂O = 2NaAlO₂

5. Окислительные и восстановительные свойства.

Амфотерные оксиды способны выступать и как окислители, и как восстановители и подчиняются тем же закономерностям, что и основные оксиды. Окислительно-восстановительные свойства амфотерных оксидов подробно рассмотрены в статье про основные оксиды.

6. Амфотерные оксиды взаимодействуют с солями летучих кислот.

При этом действует правило: в расплаве менее летучие кислоты и их оксиды вытесняют более летучие кислоты и их оксиды из их солей.

Например, твердый оксид алюминия Al₂O₃ вытеснит более летучий углекислый газ из карбоната натрия при сплавлении:

Na₂CO₃ + Al₂O₃ = 2NaAlO₂ + CO₂

Амфотерные соединения

05-Дек-2014 | комментария 4 | Лолита Окольнова

Амфотерные соединения

и их свойства

 Автор статьи — Саид Лутфуллин

Химия – это всегда единство противоположностей.

Посмотрите на периодическую систему.

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

K2O + HCl → KCl + H2O

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

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

H2SO4 + 2KOH → K2SO4 + 2H2O

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

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

Амфотерные гидроксиды и оксиды образуются металлами, в степенях окисления +3 и +4, например (Al₂O₃, Al(OH)₃, Fe₂O₃, Fe(OH)₃)

И четыре исключения: металлы Zn, Be, Pb, Sn образуют следующие оксиды и гидроксиды: ZnO, Zn(OH)₂, BeO, Be(OH)₂, PbO, Pb(OH)₂, SnO, Sn(OH)₂, в которых проявляют степень окисления +2, но не смотря на это, эти соединения проявляют амфотерные свойства.

Наиболее часто встречающиеся амфотерные оксиды (и соответствующие им гидроксиды): ZnO, Zn(OH)₂, BeO, Be(OH)₂, PbO, Pb(OH)₂, SnO, Sn(OH)₂, Al₂O₃, Al(OH)₃, Fe₂O₃, Fe(OH)₃, Cr₂O₃, Cr(OH)₃.

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

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

Оксиды:

Al₂O₃ + 6HCl → 2AlCl₃ + 3H₂O

ZnO + H₂SO₄ → ZnSO₄ + H₂O

BeO + HNO₃ → Be(NO₃)₂ + H₂O

Точно так же реагируют гидроксиды:

Fe(OH)₃ + 3HCl → FeCl₃ + 3H₂O

Pb(OH)₂ + 2HCl → PbCl₂ + 2H₂O

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

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

• Взаимодействие основных соединений с амфотерными при сплавлении.

Разберем на примере гидроксида цинка. Как уже говорилось ранее, амфотерные соединения взаимодействуя с основными, ведут себя как кислоты. Вот и запишем гидроксид цинка Zn(OH)₂ как кислоту. У кислоты водород спереди, вынесем его: H₂ZnO₂. И реакция щелочи с гидроксидом будет протекать как будто он – кислота. «Кислотный остаток» ZnO₂^2- двухвалентный:

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

Полученное вещество K₂ZnO₂ называется метацинкат калия (или просто цинкат калия). Это вещество – соль калия и гипотетической «цинковой кислоты» H₂ZnO₂ (солями такие соединения называть не совсем правильно, но для собственного удобства мы про это забудем). Только гидроксид цинка записывать вот так: H₂ZnO₂ – нехорошо. Пишем как обычно Zn(OH)₂, но подразумеваем (для собственного удобства), что это «кислота»:

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

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

Be(OH)_2(тв.) + 2NaOH_(тв.) (t,сплавление)→ 2H₂O + Na₂BeO₂ (метабериллат натрия, или бериллат)

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

С амфотерными гидроксидов с тремя группами OH (Al(OH)₃, Cr(OH)₃, Fe(OH)₃) немного иначе.

Разберем на примере гидроксида алюминия: Al(OH)₃, запишем в виде кислоты: H₃AlO₃, но в таком виде не оставляем, а выносим оттуда воду:

H₃AlO₃ – H₂O → HAlO₂ + H₂O.

Вот с этой «кислотой» (HAlO₂) мы и работаем:

HAlO₂ + KOH → H₂O + KAlO₂ (метаалюминат калия, или просто алюминат)

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

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

То же самое и с гидроксидом хрома:

Cr(OH)₃ → H₃CrO₃ → HCrO₂

Cr(OH)_3(тв.) + KOH_(тв.) (t,сплавление)→ 2H₂O + KCrO₂(метахромат калия,

НО НЕ ХРОМАТ, хроматы – это соли хромовой кислоты).

С гидроксидами содержащими четыре группы ОН точно так же: выносим вперед водород и убираем воду:

Sn(OH)₄ → H₄SnO₄ → H₂SnO₃

Pb(OH)₄ → H₄PbO₄ → H₂PbO₃

Следует помнить, что свинец и олово образуют по два амфотерных гидроксида: со степенью окисления +2 (Sn(OH)₂, Pb(OH)₂), и +4 (Sn(OH)₄, Pb(OH)₄).

И эти гидроксиды будут образовывать разные «соли»:

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

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

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

Взаимодействия:

 Запомните, реакции, приведенные ниже, протекают при сплавлении.

1. Амфотерного оксида с сильноосновным оксидом:

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

1. Амфотерного оксида со щелочью:

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

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

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

1. Амфотерного гидроксида с сильноосновным оксидом:

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

1. Амфотерного гидроксида со щелочью:

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

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

Zn(OH)_2(тв.) + K₂CO_3(тв.) (t,сплавление)→ K₂ZnO₂ + CO₂↑ + H₂O↑

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

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

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

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

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

ZnCO_3(тв.) + K₂CO_3(тв.) (t,сплавление)→ K₂ZnO₂ + 2CO₂↑

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

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

• Взаимодействие амфотерных соединений с растворами ЩЕЛОЧЕЙ (здесь только щелочи).

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

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

Запишем сокращенное ионное уравнение этих процессов:

Al(OH)₃ + OH^— → Al(OH)₄^—

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

Al(OH)₃ + 3OH^— → Al(OH)₆^3-

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

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

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

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

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

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

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

Al₂O₃ + NaOH → Na[Al(OH)₄]

Al₂O₃ + NaOH → Na₃[Al(OH)₆]

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

Al₂O₃ + 2NaOH + 3H₂O → 2Na[Al(OH)₄]

Al₂O₃ + 6NaOH + 3H₂O → 2Na₃[Al(OH)₆]

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

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

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

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

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

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

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

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

Обсуждение: «Амфотерные соединения»

(Правила комментирования)

в условии
в решении
в тексте к заданию
в атрибутах

Категория:

Атрибут:

Всего: 82    1–20 | 21–40 | 41–60 | 61–80 …

Добавить в вариант

---

---

---

---

---

---

---

---

---

---

---

---

---

---

---

---

---

---

---

Всего: 82    1–20 | 21–40 | 41–60 | 61–80 …

Амфотерные оксиды и гидроксиды, например, соединения цинка, бериллия, алюминия, железа, хрома. проявляют

1. Основные свойства при взаимодействии с сильными кислотами:

ZnO+ 2HCl  =  ZnCl

₂

+ 2H

₂

O

Zn(OH)

₂

+ 2HCl  =  ZnCl

₂

+ 2H

₂

O

Al

₂

O

₃

+ 6HCl  = 2AlCl

₃

+ 3H

₂

O

Al(OH)

₃

+ 3HCl  = AlCl

₃

+ 3H

₂

O

1. Кислотные свойства при взаимодействии со щелочами:

а)  Реакции при сплавлении.

Формулу гидроксида цинка записывают в кислотной форме H

₂

ZnO

₂

(цинковая кислота).

H

₂

ZnO

₂

+ 2NaOH =  Na

₂

ZnO

₂

+ 2H

₂

O (цинкат натрия)

ZnO + 2NaOH  =  Na

₂

ZnO

₂

+ H

₂

O

Кислотная форма гидроксида алюминия H

₃

AlO

₃

(ортоалюминиевая кислота), но она неустойчива, и при нагревании отщепляется вода: H

₃

AlO

₃

– H

₂

O = HAlO

₂

, получается метаалюминиевая кислота.

По этой причине при сплавлении соединений алюминия со щелочами получаются соли – метаалюминаты:

Al(OH)

₃

+ NaOH  =  NaAlO

₂

+ 2H

₂

O

Al

₂

O

₃

+ 2NaOH  = 2NaAlO

₂

+ H

₂

O

б) Реакции в растворе происходят с образованием комплексных солей:

Zn(OH)

₂

+ 2NaOH =  Na

₂

[Zn(OH)

₄

]

ZnO + 2NaOH + 2H

₂

O  =  Na

₂

[Zn(OH)

₄

] —

тетрагидроксоцинкатнатрия.

Al(OH)

₃

+ NaOH  =  Na[Al(OH)

₄

]

Al

₂

O

₃

+ 2NaOH + 3H

₂

O  =  2Na[Al(OH)

₄

] —

тетрагидроксоалюминат натрия.

При  взаимодействии соединений алюминия со щелочами в растворе получаются разные формы комплексных солей:

Na[Al(OH)

₄

] — тетрагидроксоалюминат натрия,

Na

₃

[Al(OH)

₆

] — гексагидроксоалюминат натрия,

Na[Al(OH)

₄

(H

₂

O)

₂

] — диакватетрагидроксоалюминат  натрия.

Форма соли зависит от концентрации щелочи.

Соединения бериллия — ВеО и Ве(ОН)

₂

— взаимодействуют со щелочами аналогично соединениям цинка, соединения хрома (III) и железа (III) — Cr

₂

O

₃

, Cr(OH)

₃

, Fe

₂

O

₃

, Fe(OH)

₃

— аналогично соединениям алюминия, но оксиды этих металлов взаимодействуют со щелочами только при сплавлении.

Cr

₂

O

₃

+ NaOH




=  NaCrO

₂

+ H

₂

O –

метахромит натрия, хромат (III) натрия.

Fe

₂

O

₃

+ 2NaOH  =  2NaFeO

₂

+ H

₂

O –

феррит натрия, феррат (III) натрия.

При взаимодействии гидроксидов этих металлов со щелочами в растворе получаются комплексные соли с координационным числом

6

.

Гидроксид хрома (III) легко растворяется в щелочах.

Cr(OH)

₃

+ 3NaOH = Na

₃

[Cr(OH)

₆

]

гексагидроксохромат (III) натрия.

Гидроксид железа (III) имеет очень слабые амфотерные свойства, взаимодействует только с горячими концентрированными растворами щелочей:

Fe(OH)

₃

+ 3NaOH = Na

₃

[Fe(OH)

₆

] -гексагидроксоферрат (III) натрия.

Из рассматриваемых металлов с растворами щелочей взаимодействуют только Ве, Zn, Al:

Be + 2NaOH + 2H

₂

O = Na

₂

[Be(OH)

₄

] + H

₂

­ —

тетрагидроксобериллатнатрия.

2n + 2NaOH + 2H

₂

O = Na

₂

[Zn(OH)

₄

] + H

₂

­

2Al + 2NaOH + 6H

₂

O = 2Na[Al(OH)

₄

] + 3H

₂

­

Железо и хром с растворами щелочей не реагируют, эти реакции возможны только при сплавлении с твёрдыми щелочами.

При рассмотрении способов разрушения комплексных солей можно                     выделить несколько случаев:

1. При действии избытка сильной кислоты получается две средних соли и вода:

Na[Al(OH)

₄

] + 4HCl

<sub>изб


.</sub>

= NaCl + AlCl

₃

+ H

₂

O

K

₃

[Cr(OH)

₆

] + 6HNO

<sub>3


изб


.</sub>

= 3KNO

₃

+ Cr(NO

₃

)

₃

+ 6H

₂

O

1. При действии недостатка сильной кислоты получается средняя соль активного  металла, амфотерный гидроксид и вода:

Na[Al(OH)

₄

] + HCl

<sub>нед


.</sub>

= NaCl + Al(OH)

₃

¯ + H

₂

O

K

₃

[Cr(OH)

₆

] + 3HNO

<sub>3


нед


.</sub>

= 3KNO

₃

+ Cr(OH)

₃

¯ + 3H

₂

O

1. При действии слабой кислоты получается кислая соль активного металла, амфотерный гидроксид и вода:

Na[Al(OH)

₄

] + H

₂

S = NaHS + Al(OH)

₃

¯ + H

₂

O

K

₃

[Cr(OH)

₆

] + 3H

₂

CO

₃

= 3KHCO

₃

+ Cr(OH)

₃

¯ + 3H

₂

O

1. При действии углекислого или сернистого газа получается кислая соль активного металла и амфотерный гидроксид:

Na[Al(OH)

₄

] + CO

₂

= NaHCO

₃

+ Al(OH)

₃

¯

K

₃

[Cr(OH)

₆

]+ 3SO

₂

= 3KHSO

₃

+ Cr(OH)

₃

1. При действии солей, образованных сильными кислотами и катионами Fe
   
   ³⁺
   
   , Al
   
   ³⁺
   
   и  Cr
   
   ³⁺
   
   происходит взаимное усиление

гидролиза, получается два амфотерных гидроксида и соль  активного металла:

3Na[Al(OH)

₄

] + FeCl

₃

= 3Al(OH)

₃

¯ + Fe(OH)

₃

¯ + 3NaCl

K

₃

[Cr(OH)

₆

] + Al(NO

₃

)

₃

= Al(OH)

₃

¯ + Cr(OH)

₃

¯ + 3KNO

₃

1. При нагревании выделяется вода:

Na[Al(OH)

₄

] = NaAlO

₂

+ 2H

₂

O

K

₃

[Cr(OH)

₆

] = KCrO

₂

+ 2H

₂

O + 2KOH

Химические свойства оснований и амфотерных гидроксидов

Основания — это сложные вещества, состоящие из атомов металла и одной или нескольких гидроксогрупп ($–OH$).

Общая формула ${Me}↖{+y}(OH)_y$,где $y$ — число гидроксогрупп, равное степени окисления металла ${Me}↖{+y}$.

Классификация оснований.

Признаки классификации	Группы оснований	Примеры
Растворимость в воде	растворимые (щелочи)	$NaOH, KOH, Ca(OH)_2, Ba(OH)_2$
нерастворимые	$Cu(OH)_2, Fe(OH)_2, Fe(OH)_3$
Степень электролитической диссоциации	сильные ($α→1$)	щелочи
слабые ($α→0$)	нерастворимые основания, водный р-р аммиака $NH_3·H_2O$
Кислотность (число гидроксогрупп)	однокислотные	$NaOH, KOH$
двухкислотные	$Fe(OH)_2, Cu(OH)_2$

Свойства щелочей — гидроксидов щелочных и щелочноземельных металлов

1. Водные растворы щелочей мылкие на ощупь, изменяют окраску индикаторов: лакмуса — в синий цвет, фенолфталеина — в малиновый.

2. Водные растворы диссоциируют:

$Ba(OH)_2=Ba_^{2+}+2OH^–$.

3. Взаимодействуют с кислотами, вступая в реакцию обмена:

$NaOH+HCl=NaCl+H_2O$ — реакция нейтрализации.

Многокислотные основания могут давать средние и основные соли:

$Ca(OH)_2+HCl=CaOHCl+H_2O$.

4. Взаимодействуют с кислотными оксидами, образуя средние и кислые соли в зависимости от основности кислоты, соответствующей этому оксиду:

$Ca(OH)_2+CO_2=CaCO_3↓+H_2O$,

$NaOH+CO_{2(изб.)}=NaHCO_3$.

5. Взаимодействуют с амфотерными оксидами и гидроксидами:

а) сплавление:

$2NaOH+ZnO=Na_2ZnO_2+H_2O$,

$2NaOH+Zn(OH)_2=Na_2ZnO_2+2H_2O;$

б) в растворах:

$2KOH+H_2O=ZnO+K_2[Zn(OH)_4]$,

$2KOH+Zn(OH)_2=K_2[Zn(OH)_4]$.

6. Взаимодействуют с растворимыми в воде солями, если образуется осадок или газ:

$2NaOH+CuSO_4=Cu(OH)_2↓+Na_2SO_4$,

$NaOH+NH_4Cl=NH_3↑+H_2O+NaCl$.

Нерастворимые основания ($Cr(OH)_3, Mn(OH)_2$ и др.) взаимодействуют с кислотами и разлагаются при нагревании:

$Mn(OH)_2+2HCl=MnCl_2+2H_2O$,

$Mn(OH)_2{→}↖{t}MnO+H_2O$.

Амфотерные оксиды и гидроксиды.

$H_2ЭO_2$ Кислотная форма	—-$ЭO$—- $BeO, ZnO, GeO, SnO, PbO, …$	$Э(OH)_2$ Основная форма
$H_3ЭO_3$ Кислотная ортоформа $НЭO_2$ Кислотная метаформа	—-$Э_2O_3$—- $Al_2O_3, Ga_2O_3, In_2O_3, Tl_2O_3,$ $Cr_2O_3, Fe_2O_3, Sb_2O_3, …$	$Э(OH)_3,$ чаще $Э_2O_3·nH_2O,ЭO(OH)$ Основная форма
$H_4ЭO_4$ Кислотная ортоформа $Н_2ЭO_3$ Кислотная метаформа	—-$ЭO_2$—- $GeO_2,SnO_2, PbO_2, VO_2, TiO_2, …$	$Э(OH)_4,$ чаще $ЭO·nH_2O,ЭO(OH)_2$ Основная форма

Химические свойства амфотерных соединений

1. Взаимодействуя с сильными кислотами, они обнаруживают основные свойства:

$Zn(OH)_2+2HCl=ZnCl_2+2H_2O$.

2. Взаимодействуя со щелочами — сильными основаниями, они обнаруживают кислотные свойства:

$Zn(OH)_2+2NaOH=Na_2[Zn(OH)_4]$ — комплексная соль;

$Al(OH)_3+NaOH=Na[Al(OH)_4]$ — комплексная соль.

Комплексными называют соединения, в которых хотя бы одна ковалентная связь образовалась по донорно-акцепторному механизму.

Химические свойства кислот

Кислотами называются сложные вещества, молекулы которых состоят из атомов водорода, способных замещаться на атомы металла, и кислотных остатков.

Классификация кислот.

В обычных условиях кислоты могут быть твердыми (фосфорная $H_3PO_4$; кремниевая $H_2SiO_3$) и жидкими (в чистом виде жидкостью является серная кислота $H_2SO_4$).

Такие газы, как хлороводород $HCl$, бромоводород $HBr$, сероводород $H_2S$, в водных растворах образуют соответствующие кислоты.

Разделение кислот на группы по различным признакам представлено в таблице.

Классификация кислот.

Признаки классификации	Группы кислот	Примеры
Наличие кислорода в кислотном остатке	а) кислородные б) бескислородные	$H_3PO_4, HNO_3$ $H_2S, HCl, HBr$
Основность	а) одноосновные б) двухосновные в) трехосновные	$HCl, HNO_3$ $H_2S, H_2SO_4$ $H_3PO_4$
Растворимость в воде	а) растворимые б) нерастворимые	$H_2SO_4, H_2S, HNO_3$ $H_2SiO_3$
Летучесть	а) летучие б) нелетучие	$H_2S, HCl, HNO_3$ $H_2SO_4, H_2SiO_3, H_3PO_4$
Степень электролитической диссоциации	а) сильные б) слабые	$H_2SO_4, HCl, HNO_3$ $H_2S, H_2SO_3, H_2CO_3$
Стабильность	а) стабильные б) нестабильные	$H_2SO_4, H_3PO_4, HCl$ $H_2SO_3, H_2CO_3, H_2SiO_3$

Часто путают понятия летучесть и устойчивость (стабильность). Летучими называют кислоты, молекулы которых легко переходят в газообразное состояние, т.е. испаряются. Например, соляная кислота является летучей, но устойчивой, стабильной кислотой. О летучести нестабильных кислот судить нельзя. Например, нелетучая нерастворимая кремниевая кислота разлагается на воду и $SiO_2$.

Водные растворы соляной, азотной, серной, фосфорной и ряда других кислот не имеют окраски. Водный раствор хромовой кислоты $H_2CrO_4$ имеет желтую окраску, марганцевой кислоты $HMnO_4$ — малиновую.

Свойства кислот

Кислый вкус, воздействие на индикаторы, электрическая проводимость, взаимодействие с металлами, основными и амфотерными оксидами, основаниями и солями, образование сложных эфиров со спиртами — эти свойства являются общими для неорганических и органических кислот.

1. В воде кислоты диссоциируют на катионы водорода и анионы кислотных остатков, например:

$HCl=H^{+}+Cl^–$,

$HNO_3=H^{+}+NO_3^{-}$,

$H_2SO_4=H^{+}+HSO_4^{-}⇄2H^{+}+SO_4^{2-}$.

Растворы кислот изменяют цвет индикаторов: лакмуса — в красный, метилового оранжевого — в розовый, цвет фенолфталеина не изменяют.

2. Растворы кислот реагируют с металлами, стоящими в электрохимическом ряду напряжений левее водорода, при соблюдении ряда условий, важнейшим из которых является образование в результате реакции растворимой соли:

$2HCl+Zn=ZnCl_2+H_2↑$,

$2H^{+}+Zn=Zn^{2+}+H_2↑$.

3. Неорганические и органические кислоты взаимодействуют с основными и амфотерными оксидами при условии, что образуется растворимая соль:

$2HCl+ZnO=ZnCl_2+H_2O$,

$2H^{+}+ZnO=Zn^{2+}+H_2O$.

4. И те, и другие кислоты вступают в реакцию с основаниями. Многоосновные кислоты могут образовывать как средние, так и кислые соли (это реакции нейтрализации):

а) $H^{+}+OH^{–}=H_2O$.

Например, $HCl+NaOH=H_2O+NaCl;$

б) $H_2SO_4+NaOH={NaHSO_4}↙{text»кислая соль»}+H_2O$.

5. Реакция между кислотами и солями идет только в том случае, если образуется осадок или газ:

$2H^{+}+CaCO_3=Ca^{2+}+H_2O+CO_2↑,$

$SO_4^{2-}+Ba^{2+}=BaSO_4↓$.

Взаимодействие $H_3PO_4$ с известняком прекратится из-за образования на поверхности последнего нерастворимого осадка $Ca_3(PO_4)_2$.

Особенности свойств азотной $HNO_3$ и концентрированной серной $H_2SO_4$(конц.) кислот обусловлены тем, что при их взаимодействии с простыми веществами (металлами и неметаллами) окислителями будут выступать не катионы $H^+$, а нитрат- и сульфат-ионы. Логично ожидать, что в результате таких реакций образуется не водород $H_2$, а другие вещества: обязательно соль и вода, а также один из продуктов восстановления нитрат- или сульфат-ионов в зависимости от концентрации кислот, положения металла в ряду напряжений и условий реакции (температуры).

Следует отметить, что третий продукт реакции металлов с этими кислотами образуется в «букете » — смеси с другими продуктами. Эти особенности химического поведения $HNO_3$ и $H_2SO_4$(конц.) наглядно иллюстрируют тезис теории химического строения о взаимном влиянии атомов в молекулах веществ.

Продукты взаимодействия простых веществ с азотной и серной кислотами.

${text»Простые вещества»}/{text»Кислоты»}$	$Mg$	$Al$	$Zn$	$Fe$
$HNO_3$ разбавленная	$Mg(NO_3)_2$ $NH_4NO_3$ $N_2$	$Al(NO_3)_3$ $NH_4NO_3$ $N_2$	$Zn(NO_3)_2$ $NH_4NO_3$ $N_2$	$Fe(NO_3)_3$ $NH_4NO_3$ $N_2$
$HNO_3$ концентрированная	$Mg(NO_3)_2$ $N_2O$	пассивирует	$Zn(NO_3)_2$ $N_2O$	пассивирует
$H_2SO_4$ разбавленная	$MgSO_4$ $H_2$	$Al_2(SO_4)_3$ $H_2$	$ZnSO_4$ $H_2$	$FeSO_4$ $H_2$
$H_2SO_4$ концентрированная горячая	$MgSO_4$ $H_2S$	$Al_2(SO_4)_3$ $H_2S$	$ZnSO_4$ $H_2S$ $S$	$Fe_2(SO_4)_3$ $SO_2$ $S$

${text»Простые вещества»}/{text»Кислоты»}$	$Cr$	$Cu$	$P$	$S$
$Fe(NO_3)_3$ $NH_4NO_3$ $N_2$	$Cr(NO_3)_3$ $NO$	$Cu(NO_3)_2$ $NO$	$H_3PO_4$ $NO$	$H_2SO_4$ $NO$
пассивирует	пассивирует	$Cu(NO_3)_2$ $N_2O$	$H_3PO_4$ $N_2O$	$H_2SO_4$ $N_2O$
$FeSO_4$ $H_2$	$CrSO_4$ $H_2$	—	—	—
$Fe_2(SO_4)_3$ $SO_2$ $S$	$Fe_2(SO_4)_3$ $SO_2$	$CuSO_4$ $SO_2$	$H_3PO_4$ $SO_2$	$SO_2$ $H_2O$

Химические свойства солей: средних, кислых, основных, комплексных

Соли — это класс химических соединений, состоящих из ионов металла и ионов кислотного остатка.

Номенклатура солей

Названия солей кислородсодержащих кислот состоят из двух слов: названия иона, образованного кислотным остатком, в именительном падеже и названия иона металла — в родительном. Названия ионов кислотных остатков составляются, в свою очередь, из корней названий элементов с суффиксами -ат для высшей степени окисления и -ит для низшей степени окисления атомов элемен — та-неметалла, образующего сложный ион остатка кислородсодержащей кислоты. Например, соли азотной кислоты $HNO_3$ называются нитратами: $KNO_3$ — нитрат калия, а соли азотистой кислоты $HNO_2$ — нитритами: $Ca(NO_2)_2$ — нитрит кальция. Если же металл проявляет различные степени окисления, то они указываются в скобках римской цифрой, например: $Fe^{2+}SO_4$ — сульфат железа (II) и $Fe_2^{3+}(SO_4)_3$ — сульфат железа (III).

Номенклатура солей.

Название кислоты	Формула	Название солей	Формула (пример)
Азотистая	$HNO_2$	Нитриты	$KNO_2$
Азотная	$HNO_3$	Нитраты	$Al(NO_3)_3$
Хлороводородная (соляная)	$ HCl$	Хлориды	$FeCl_3$
Сернистая	$ H_2SO_3$	Сульфиты	$K_2SO_3$
Серная	$H_2SO_4$	Сульфаты	$Na_2SO_4$
Сероводородная	$H_2S$	Сульфиды	$FeS$
Фосфорная	$H_3PO_4$	Фосфаты	$Ca_3(PO_4)_2$
Угольная	$H_2CO_3$	Карбонаты	$CaCO_3$
Кремниевая	$H_2SiO_3$	Силикаты	$Na_2SiO_3$

Растворимость солей

По растворимости в воде соли делятся на растворимые ($Р$), нерастворимые ($Н$) и малорастворимые ($М$). Для определения растворимости солей пользуются таблицей растворимости кислот, оснований и солей в воде. Если таблицы под рукой нет, то можно воспользоваться правилами. Их легко запомнить.

1. Растворимы все соли азотной кислоты — нитраты.
2. Растворимы все соли соляной кислоты — хлориды, кроме $AgCl (Н), PbCl_2 (М)$.
3. Растворимы все соли серной кислоты — сульфаты, кроме $BaSO_4 (Н), PbSO_4 (Н)$.
4. Растворимы соли натрия и калия.
5. Не растворяются все фосфаты, карбонаты, силикаты и сульфиды, кроме солей для $Na^{+}$ и $K^{+}$.

Классификация солей

Из всех химических соединений соли являются наиболее многочисленным классом веществ. Это твердые вещества, они отличаются друг от друга по цвету и растворимости в воде.

В начале XIX в. шведский химик И. Берцелиус сформулировал определение солей как продуктов реакций кислот с основаниями или соединений, полученных заменой атомов водорода в кислоте металлом. По этому признаку различают соли средние, кислые и основные.

Средние, или нормальные, соли — это продукты полного замещения атомов водорода в кислоте на металл.

Именно с этими солями вы уже знакомы и знаете их номенклатуру. Например:

$Na_2CO_3$ — карбонат натрия,

$CuSO_4$ — сульфат меди (II) и т. д.

Диссоциируют такие соли на катионы металла и анионы кислотного остатка:

$Na_2CO_3=2Na^{+}+CO_2^{2-}$.

Кислые соли — это продукты неполного замещения атомов водорода в кислоте на металл.

К кислым солям относят, например, питьевую соду $NaHCO_3$, которая состоит из катиона металла $Na^{+}$ и кислотного однозарядного остатка $HCO_3^{−}$. Для кислой кальциевой соли формула записывается так: $Ca(HCO_3)_2$.

Названия этих солей складываются из названий средних солей с прибавлением приставки гидро-, например:

$Mg(HSO_4)_2$ — гидросульфат магния.

Диссоциируют кислые соли следующим образом:

$NaHCO_3=Na^{+}+HCO_3^{-}$,

$Mg(HSO_4)_2=Mg^{2+}+2HSO_4^{-}$.

Основные соли — это продукты неполного замещения гидроксогрупп в основании на кислотный остаток.

Например, к таким солям относится знаменитый малахит $(CuOH)_2CO_3$, о котором вы читали в сказках П. Бажова. Он состоит из двух основных катионов $CuOH^{+}$ и двухзарядного аниона кислотного остатка $CO_3^{2−}$.

Катион $CuOH^{+}$ имеет заряд $+1$, поэтому в молекуле два таких катиона и один двухзарядный анион $CO_3^{2−}$ объединены в электронейтральную соль.

Названия этих солей такие же, как и у нормальных солей, но с прибавлением приставки гидроксо-, $(CuOH)_2CO_3$ — гидро ксокарбонат меди (II) или $AlOHCl_2$ — гидроксо хлорид алюминия. Большинство основных солей нерастворимы или малорастворимы.

Последние диссоциируют так:

$AlOHCl_2=AlOH^{2+}+2Cl^{–}$.

Свойства солей

Типичные реакции солей.

1. Соль + кислота ${→}↙{text»(реакция обмена)»}$ другая соль + другая кислота.

2. Соль + щелочь ${→}↙{text»(реакция обмена)»}$ другая соль + другое основание.

3. ${Соль_1 + соль_2 → соль_3 + соль_4}↙{text»(реакция обмена: в реакцию вступают две соли, в результате ее получаются две другие соли)»}$.

4. Соль + металл ${→}↙{text»(реакция замещения)»}$ другая соль + другой металл.

Первые две реакции обмена были подробно рассмотрены ранее.

Третья реакция также является реакцией обмена. Она протекает между растворами солей и сопровождается образованием осадка, например:

а) $Ca(NO_3)_2+Na_2CO_3=CaCO_3↓+2NaNO_3$

или $Ca^{2+}+CO_2^{2-}=CaCO_3↓$;

б) $K_2SO_4+BaCl_2=2KCl+BaSO_4↓$

или $SO_4^{2-}+Ba^{2+}=BaSO_4↓$.

Четвертая реакция солей связана с положением металла в электрохимическом ряду напряжений металлов.

Второе правило ряда напряжений: каждый металл вытесняет из растворов солей все другие металлы, расположенные правее его в ряду напряжений. Это правило соблюдается при выполнении следующих условий:

а) обе соли (и реагирующая, и образующаяся в результате реакции) должны быть растворимыми;

б) металлы не должны взаимодействовать с водой, по этому металлы главных подгрупп I и II групп (для последней начиная с $Са$) не вытесняют другие металлы из растворов солей.

Комплексные соединения

При взаимодействии со щелочами амфотерных оксидов и гидроксидов в растворе образуются комплексные соли, состав которых может быть отражен формулой

${Na[Al(OH)_4^{–}]}↙{text»тетрагидроксоалюминат натрия»}$.

Комплексными называют соединения, в которых хотя бы одна ковалентная связь образовывалась по донорно-акцепторному механизму.

В переводе с латинского complexus означает «сочетание». Действительно, очень многие комплексные соединения получают из двух или трех веществ, например:

$NH_3 + HCl = {[NH_4]Cl}↙{text»соль аммония»}$,

$C_6H_5NH_2 + HCl = {[C_6H_5NH_3]}↙{text»соль амина»}$.

Малорастворимый гидроксид алюминия под воздействием гидроксид-ионов $ОН^{–}$ переходит в раствор в виде иона $[Al(OH)_4]^{–}$:

$Al(OH)_3 + OH^{–} = [Al(OH)_4]^{–}$.

Комплексные, или, как их еще называют, координационные соединения, построены так: в центре находится атом или ион (он называется комплексообразователем), а вокруг него — атомы, молекулы или ионы, образовавшие с ним ковалентные связи по донорно-акцепторному механизму (называются лигандами). Это могут быть анионы кислот, молекулы небольшого размера ($H_2O, NH_3, CO$), имеющие атомы с неподеленными электронными парами.

Общее число лигандов, непосредственно связанных с центральным атомом, называется координационным числом. Последнее изменяется от $1$ до $12$ (но чаще атом образует внутреннюю сферу комплекса (ее заключают в квадратные скобки). Внешняя сфера состоит из ионов, не связанных непосредственно с комплексообразователем. Внутренняя сфера участвует в химических реакциях как один многоатомный ион, внешняя сфера — как обычные ионы.

Например, строение тетрагидроксоалюмината натрия:

и уравнение его диссоциации:

$Na_2[Zn(OH)_4]→2Na^{+}+[Zn(OH)_4]^{2–}$.

Комплексные соединения играют большую роль в жизнедеятельности живых организмов. Почти все ферменты, гормоны, хлорофилл растений и гемоглобин животных, лекарства представляют собой комплексные соединения.

Электролитическая диссоциация в водных растворах. Слабые и сильные электролиты

Электролиты и неэлектролиты

Из уроков физики известно, что растворы одних веществ способны проводить электрический ток, а других — нет.

Вещества, растворы которых проводят электрический ток, называются электролитами.

Растворы сахара, спирта, глюкозы и некоторых других веществ не проводят электрический ток.

Вещества, растворы которых не проводят электрический ток, называются неэлектролитами.

Электролитические диссоциация и ассоциация

Почему же растворы электролитов проводят электрический ток?

Шведский ученый Сванте Аррениус, изучая электропроводность различных веществ, пришел в 1877 г. к выводу, что причиной электропроводности является наличие в растворе ионов, которые образуются при растворении электролита в воде.

Процесс распада электролита на ионы называется электролитической диссоциацией.

С. Аррениус, который придерживался физической теории растворов, не учитывал взаимодействия электролита с водой и считал, что в растворах находятся свободные ионы. В отличие от него, русские химики И. А. Каблуков и В. А. Кистяковский применили к объяснению электролитической диссоциации химическую теорию Д. И. Менделеева и доказали, что при растворении электролита происходит химическое взаимодействие растворенного вещества с водой, которое приводит к образованию гидратов, а затем они диссоциируют на ионы. Они считали, что в растворах находятся не свободные, не «голые» ионы, а гидратированные, т.е. «одетые в шубку» из молекул воды.

Молекулы воды представляют собой диполи (два полюса), так как атомы водорода расположены под углом $104.5°$, благодаря чему молекула имеет угловую форму. Молекула воды схематически представлена ниже.

Как правило, легче всего диссоциируют вещества с ионной связью и соответственно с ионной кристаллической решеткой, так как они уже состоят из готовых ионов. При их растворении диполи воды ориентируются противоположно заряженными концами вокруг положительных и отрицательных ионов электролита.

Между ионами электролита и диполями воды возникают силы взаимного притяжения. В результате связь между ионами ослабевает, и происходит переход ионов из кристалла в раствор. Очевидно, что последовательность процессов, происходящих при диссоциации веществ с ионной связью (солей и щелочей), такова:

а) ориентация молекул (диполей) воды около ионов кристалла;

б) гидратация (взаимодействие) молекул воды с ионами поверхностного слоя кристалла;

в) диссоциация (распад) кристалла электролита на гидратированные ионы.

Упрощенно происходящие процессы можно отразить с по мощью следующего уравнения:

$NaCl=Na^{+}+Cl^{–}$.

Аналогично диссоциируют и электролиты, в молекулах которых — ковалентная связь (например, молекулы хлороводорода $HCl$); только в этом случае под влиянием диполей воды происходит превращение ковалентной полярной связи в ионную и последовательность процессов, происходящих при этом, такова:

а) ориентация молекул воды вокруг полюсов молекул электролита;

б) гидратация (взаимодействие) молекул воды с молекулами электролита;

в) ионизация молекул электролита (превращение ковалентной полярной связи в ионную);

г) диссоциация (распад) молекул электролита на гидратированные ионы.

Упрощенно уравнение диссоциации соляной кислоты можно отразить с помощью следующего уравнения:

$HCl=H^{+}+Cl^{–}$.

Следует учитывать, что в растворах электролитов хаотически движущиеся гидратированные ионы могут столкнуться и вновь объединиться между собой. Этот обратный процесс называется ассоциацией. Свойства гидратированных ионов отличаются от свойств негидратированных. Например, негидратированный ион меди $Cu^{2+}$ — белый в безводных кристаллах сульфата меди (II) и имеет голубой цвет, когда гидратирован, т.е. связан с молекулами воды $Cu^{2+}·nH_2O$. Гидратированные ионы имеют как постоянное, так и переменное число молекул воды.

Степень электролитической диссоциации

В растворах электролитов наряду с ионами присутствуют и молекулы. Поэтому растворы электролитов характеризуются степенью диссоциации, которая обозначается греческой буквой $α$ (альфа).

Степень диссоциации — это отношение числа частиц, распавшихся на ионы ($N_g$), к общему числу растворенных частиц ($N_р$):

$α={N_g}/{N_p}$.

Степень диссоциации электролита определяется опытным путем и выражается в долях или процентах. Если $α=0$, то диссоциация отсутствует, а если $α=1$, или $100%$, то электролит полностью распадается на ионы. Различные электролиты имеют различную степень диссоциации, т.е. степень диссоциации зависит от природы электролита. Она также зависит и от концентрации: с разбавлением раствора степень диссоциации увеличивается.

По степени электролитической диссоциации электролиты делятся на сильные и слабые.

Сильные и слабые электролиты

Сильные электролиты — это электролиты, которые при растворении в воде практически полностью диссоциируют на ионы. У таких электролитов значение степени диссоциации стремится к единице.

К сильным электролитам относятся:

1) все растворимые соли;

2) сильные кислоты, например: $H_2SO_4, HCl, HNO_3$;

3) все щелочи, например: $NaOH, KOH$.

Слабые электролиты — это такие электролиты, которые при растворении в воде почти не диссоциируют на ионы. У таких электролитов значение степени диссоциации стремится к нулю.

К слабым электролитам относятся:

1) слабые кислоты — $H_2S, H_2CO_3, HNO_2$;

2) водный раствор аммиака $NH_3·H_2O$;

3) вода;

4) некоторые соли.

Константа диссоциации

В растворах слабых электролитов вследствие их неполной диссоциации устанавливается динамическое равновесие между недиссоциированными молекулами и ионами. Например, для уксусной кислоты:

$CH_3COOH⇄H^{+}+CH_3COO^{–}$,

Можно применить к этому равновесию закон действующих масс и записать выражение константы равновесия:

$K_{равн.}={[H^{+}]·[CH_3COO^{-}]}/{[CH_3COOH]}$

Константу равновесия, характеризующую процесс диссоциации слабого электролита, называют константой диссоциации.

Константа диссоциации характеризует способность электролита (кислоты, основания, воды) диссоциировать на ионы. Чем больше константа, тем легче электролит распадается на ионы, следовательно, тем он сильнее. Значения констант диссоциации для слабых электролитов приводятся в справочниках.

Основные положения теории электролитической диссоциации

1. При растворении в воде электролиты диссоциируют (распадаются) на положительные и отрицательные ионы.

Ионы — это одна из форм существования химического элемента. Например, атомы металла натрия $Na0$ энергично взаимодействуют с водой, образуя при этом щелочь ($NaOH$) и водород $Н_2$, в то время как ионы натрия $Na^{+}$ таких продуктов не образуют. Хлор $Cl_2$ имеет желто-зеленый цвет и резкий запах, ядовит, а ионы хлора $Cl^{–}$ бесцветны, не ядовиты, лишены запаха.

Ионы — это положительно или отрицательно заряженные частицы, в которые превращаются атомы или группы атомов одного или нескольких химических элементов в результате отдачи или присоединения электронов.

В растворах ионы беспорядочно передвигаются в различных направлениях.

По составу ионы делятся на простые — $Cl^{–}, Na^{+}$ и сложные — $NH_4^{+}, SO_4^{2−}$.

2. Причиной диссоциации электролита в водных растворах является его гидратация, т.е. взаимодействие электролита с молекулами воды и разрыв химической связи в нем.

В результате такого взаимодействия образуются гидратированные, т.е. связанные с молекулами воды, ионы.

Следовательно, по наличию водной оболочки ионы делятся на гидратированные (в растворах и кристаллогидратах) и негидратированные (в безводных солях).

3. Под действием электрического тока положительно заряженные ионы движутся к отрицательному полюсу источника тока — катоду и поэтому называются катионами, а отрицательно заряженные ионы движутся к положительному полюсу источника тока — аноду и поэтому называются анионами.

Следовательно, существует еще одна классификация ионов — по знаку их заряда. Сумма зарядов катионов ($Н^{+}, Na^{+}, NH_4^{+}, Cu^{2+}$) равна сумме зарядов анионов ($Cl^{–}, OH^{–}, SO_4^{2−}$), вследствие чего растворы электролитов ($HCl, (NH_4)_2SO_4, NaOH, CuSO_4$) остаются электронейтральными.

4. Электролитическая диссоциация — процесс обратимый для слабых электролитов.

Наряду с процессом диссоциации (распад электролита на ионы) протекает и обратный процесс — ассоциация (соединение ионов). Поэтому в уравнениях электролитической диссоциации вместо знака равенства ставят знак обратимости, например:

$HNO_2⇄H^{+}+NO_2^{-}$

5. Не все электролиты в одинаковой мере диссоциируют на ионы. Степень диссоциации зависит от природы электролита и его концентрации.

6. Химические свойства растворов электролитов определяются свойствами тех ионов, которые они образуют при диссоциации.

Реакции ионного обмена

Свойства растворов слабых электролитов обусловлены молекулами и ионами, образовавшимися в процессе диссоциации, которые находятся в динамическом равновесии друг с другом.

Запах уксусной кислоты обусловлен наличием молекул $CH_3COOH$, кислый вкус и изменение окраски индикаторов связаны с наличием в растворе ионов $H^{+}$.

Свойства растворов сильных электролитов определяются свойствами ионов, которые образуются при их диссоциации.

При растворении в воде кислоты диссоциируют с образованием катионов водорода $Н^{+}$ (точнее, ионов оксония $Н_3О^{–}$), которые определяют общие свойства кислот, такие как кислый вкус, изменение окраски индикатора и др., и отрицательно заряженных ионов, соответствующих кислотным остаткам. При ионной необратимой диссоциации, когда в растворе молекул нет, кислота называется сильной. При обратимой диссоциации, когда в растворе кислоты, наряду с соответствующими ионами, остаются и молекулы, кислота называется слабой. К сильным кислотам относятся азотная, серная, соляная и некоторые другие. Слабые кислоты — фтороводородная (плавиковая), угольная, сероводородная, фосфорная, органические кислоты и др.

Свойства кислот можно разделить на три группы.

Первая группа объединяет общие свойства кислот, определяемые наличием в их растворах ионов водорода. Это вкус, окраска индикаторов, взаимодействие с металлами, основными оксидами, щелочами, основаниями. Приведем соответствующие сокращенные ионные уравнения:

— с металлами, стоящими в ряду напряжений металлов левее водорода:

$Zn + 2H^{+} = Zn^{2+} + H_2↑;$

— с основными оксидами:

$CuO + 2H^{+} = Cu^{2+} + H_2O;$

— с щелочами:

$H^{+} + OH^{–} = H_2O;$

— с нерастворимыми основаниями:

$Fe(OH)_3 + 2H^{+} + 2H_2O$.

Ко второй группе относятся реакции, определяемые свойствами кислотных остатков. Это специфические для каждой кислоты реакции: образование малорастворимых, иногда окрашенных солей.

Для серной кислоты $H_2SO_4$:

$Ba^{2+} + SO_4^{2–}={BaSO_4↓}↙{белый}$,

для угольной кислоты $H_2CO_3$:

$Ca+CO_3^{2-}={CaCO_3↓}↙{белый}$,

Третью группу составляют реакции, протекание которых обусловлено такими свойствами кислот, как сила кислоты, ее растворимость в воде, прочность молекулы, летучесть. Сильная кислота вытесняет слабую:

${3H_2SO_4}↙{сильная}+Ca_3(PO_4)_2={2H_3PO_4}↙{слабая}+3CaSO_4$

При растворении в воде основания образуют гидроксид-ионы ОН– и положительно заряженные ионы аммония $NH_4^{+}$). Растворимые в воде щелочи являются сильными электролитами, в их растворах молекул гидроксидов нет. Нерастворимые основания — слабые электролиты. Слабым электролитом является и гидроксид аммония $NH_4OH$, который представляет собой соединение молекулы аммиака с молекулой воды $NH_3·H_2O$. Специфические свойства оснований определяются свойствами иона металла.

Соли при растворении в воде диссоциируют с образованием положительно заряженных ионов металла (или аммония $NH_4^{+}$) и отрицательно заряженных кислотных остатков. Эти молекулы определяют поведение солей в растворах.

Например, общие свойства кислот, такие как кислый вкус, изменение окраски индикаторов, обусловлены наличием в их растворах катионов водорода (точнее, ионов оксония $H_3O^{–}$). Общие свойства щелочей, такие, как мылкость на ощупь, изменение окраски индикаторов и др., связаны с присутствием в их растворах гидроксид-ионов $OH^{–}$, а свойства солей — с распадом их в растворе на катионы металла (или аммония) и анионы кислотных остатков.

Как известно, высокая скорость многих химических реакций в растворах электролитов объясняется тем, что они протекают не между молекулами, а между ионами.

Реакции, протекающие между ионами, называют ионными реакциями.

Реакции ионного обмена в водных растворах могут протекать:

1) необратимо, до конца;

2) обратимо, т.е. протекать одновременно в двух противоположных направлениях.

Как вам известно, реакции обмена между сильными электролитами в растворах протекают до конца или практически необратимы, когда ионы, соединяясь друг с другом, образуют вещества:

а) нерастворимые;

б) малодиссоциирующие (слабые электролиты);

в) газообразные.

Приведем несколько примеров молекулярных и сокращенных ионных уравнений:

a) $AgNO_3+HCl=AgCl↓+HNO_3$

$Ag^{+}+Cl^{–}=AgCl↓$

Реакция необратима, потому что один из ее продуктов уходит из сферы реакции в виде нерастворимого вещества.

б) $Ba(OH)_2+2HNO_3=Ba(NO_3)_2+2H_2O$

$H^{+}+OH^{–}=H_2O$

Реакция нейтрализации необратима, т.к. образуется малодиссоциирующее вещество — вода.

в) $H_2SO_4+Na_2CO_3=Na_2SO_4+H_2O+CO_2↑$

$2H^{+}+CO_3^{2-}=H_2O+CO_2↑$

Реакция необратима, т.к. образуется углекислый газ $CO_2$ и малодиссоциирующее вещество — вода.

Если среди исходных веществ и среди продуктов реакции имеются слабые электролиты или малорастворимые вещества, то такие реакции являются обратимыми, т.е. до конца не протекают. В обратимых реакциях равновесие смещается в сторону образования наименее растворимых или наименее диссоциированных веществ.

Например:

${CH_3COOH}↙{text»слабый электролит»}+NaOH⇄CH_3COONa+{H_2O}↙{text»слабый электролит»}$

$CH_3COOH+OH^{-}⇄CH_3COO^{-}+H_2O$

Равновесие смещается в сторону образования более слабого электролита — $H_2O$. Однако до конца такая реакция протекать не будет: в растворе остаются недиссоциированные молекулы уксусной кислоты и гидроксид-ионы.

Если исходные вещества — сильные электролиты, которые при взаимодействии не образуют нерастворимых или малодиссоциирующих веществ или газов, то такие реакции не протекают: при смешивании растворов образуется смесь ионов.