Химические свойства амфотерных соединений. Амфотерные оксиды и гидроксиды. II. Проверка усвоения предыдущего материала
ОПРЕДЕЛЕНИЕ
Амфотерные соединения – соединения, которые в зависимости от условий проведения реакции могут проявлять как свойства кислот, так и оснований, т.е. могут и отдавать, и принимать протон (Н +).
К амфотерным неорганическим соединениям относят оксиды и гидроксиды следующих металлов – Al, Zn, Be, Cr (в степени окисления +3) и Ti (в степени окисления +4). Амфотерными органическими соединениями являются аминокислоты – NH 2 –CH(R)-COOH.
Получение амфотерных соединений
Амфотерные оксиды получают путем реакции горения соответствующего металла в кислороде, например:
2Al + 3/2O 2 = Al 2 O 3
Амфотерные гидроксиды получают по реакции обмена между щелочью и солью, содержащий «амфотерный» металл:
ZnSO 4 + NaOH = Zn(OH) 2 + Na 2 SO 4
Если щелочь присутствует в избытке, то есть вероятность получения комплексного соединения:
ZnSO 4 + 4NaOH изб = Na 2 + Na 2 SO 4
Органические амфотерные соединения – аминокислоты получают путем замещения галогена на аминогруппу в галогензамещенных карбоновых кислотах. В общем виде уравнение реакции будет выглядеть так:
R-CH(Cl)-COOH + NH 3 = R-CH(NH 3 + Cl —) = NH 2 –CH(R)-COOH
Химические амфотерных соединений
Главным химическим свойством амфотерных соединений является их способность реагировать с кислотами и щелочами:
Al 2 O 3 + 6HCl = 2AlCl 3 + 3H 2 O
Zn(OH) 2 + 2HNO 3 = Zn(NO 3) 2 + 2H 2 O
Zn(OH) 2 + NaOH= Na 2
NH 2 –CH 2 -COOH + HCl = Cl
Специфические свойства амфотерных органических соединений
При растворении аминокислот в воде аминогруппа и карбоксильная группа взаимодействуют друг с другом с образованием соединений, называемых внутренними солями:
NH 2 –CH 2 -COOH ↔ + H 3 N–CH 2 -COO —
Молекулу внутренней соли называют биполярным ионом.
Две молекулы аминокислоты могут взаимодействовать друг с другом. При этом происходит отщепление молекулы воды и образуется продукт, в котором фрагменты молекулы связаны между собой пептидной связью (-CO-NH-). Например:
Также для аминокислот характерны все химические свойства карбоновых кислот (по карбоксильной группе) и аминов (по аминогруппе).
Примеры решения задач
ПРИМЕР 1
Задание | Осуществите ряд превращений: а) Al → Al(OH) 3 → AlCl 3 → Na; б) Al → Al 2 O 3 → Na → Al(OH) 3 → Al 2 O 3 → Al |
Решение | a) 2Al +6H 2 O = 2Al(OH) 3 + 3H 2
Al(OH) 3 + 3HCl = AlCl 3 + 3H 2 O AlCl 3 + 4NaOH изб = Na + 3NaCl б) 2Al + 3/2O 2 = Al 2 O 3 Al 2 O 3 + NaOH+ 3H 2 O= 2Na 2Na + H 2 SO 4 = 2Al(OH) 3 + Na 2 SO 4 + 2H 2 O 2Al(OH) 3 = Al 2 O 3 + 3H 2 O 2Al 2 O 3 = 4Al +3O 2 |
ПРИМЕР 2
Задание | Вычислите массу соли, которую можно получить при взаимодействии 150 г 5%-го раствора аминоуксусной кислоты с необходимым количеством гидроксида натрия. Сколько граммов 12%-го раствора щелочи для этого потребуется? |
Решение | Запишем уравнение реакции:
NH 2 –CH 2 -COOH + NaOH= NH 2 –CH 2 -COONa + H 2 O Вычислим массу кислоты, вступившей в реакцию: m(NH 2 –CH 2 -COOH) = ώ к — ты ×m р — ра m(NH 2 –CH 2 -COOH)= 0,05 × 150 = 7,5 г |
Амфотерные соединения
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 K 2 O, 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 SO 3 и кислотный гидроксид H 2 SO 4 (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 (Al 2 O 3 , Al (OH ) 3 , Fe 2 O 3 , 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 , Al 2 O 3 , Al(OH) 3 , Fe 2 O 3 , Fe(OH) 3 , Cr 2 O 3 , 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:
Al 2 O 3 + 6HCl → 2AlCl 3 + 3H 2 O
ZnO + H 2 SO 4 → ZnSO 4 + H 2 O
BeO + HNO 3 → Be(NO 3 ) 2 + H 2 O
Точно так же реагируют гидроксиды:
Fe(OH) 3 + 3HCl → FeCl 3 + 3H 2 O
Pb(OH) 2 + 2HCl → PbCl 2 + 2H 2 O
- 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: H 2 ZnO 2 . И реакция щелочи с гидроксидом будет протекать как будто он – кислота. «Кислотный остаток» ZnO 2 2- двухвалентный:
2K OH (тв.) + H 2 ZnO 2(тв.) (t ,сплавление)→ K 2 ZnO 2 + 2H 2 O
Полученное вещество K 2 ZnO 2 называется метацинкат калия (или просто цинкат калия). Это вещество – соль калия и гипотетической «цинковой кислоты» H 2 ZnO 2 (солями такие соединения называть не совсем правильно, но для собственного удобства мы про это забудем). Только гидроксид цинка записывать вот так: H 2 ZnO 2 – нехорошо. Пишем как обычно Zn (OH ) 2 , но подразумеваем (для собственного удобства), что это «кислота»:
2KOH (тв.) + Zn (OH ) 2(тв.) (t ,сплавление)→ K 2 ZnO 2 + 2H 2 O
С гидроксидами, в которых 2 группы ОН, все будет так же как и с цинком:
Be(OH) 2( тв .) + 2NaOH ( тв .) (t ,сплавление)→ 2H 2 O + Na 2 BeO 2 (метабериллат натрия, или бериллат)
Pb(OH) 2( тв .) + 2NaOH ( тв .) (t ,сплавление)→ 2H 2 O + Na 2 PbO 2 (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: H 3 AlO 3 , но в таком виде не оставляем, а выносим оттуда воду:
H 3 AlO 3 – H 2 O → HAlO 2 + H 2 O .
Вот с этой «кислотой» (HAlO 2) мы и работаем:
HAlO 2 + KOH → H 2 O + KAlO 2 (метаалюминат калия, или просто алюминат)
Но гидроксид алюминия вот так HAlO 2 записывать нельзя, записываем как обычно, но подразумеваем там «кислоту»:
Al(OH) 3( тв .) + KOH ( тв .) (t ,сплавление)→ 2H 2 O + KAlO 2 (метаалюминат калия)
То же самое и с гидроксидом хрома:
Cr(OH) 3 → H 3 CrO 3 → HCrO 2
Cr(OH) 3( тв .) + KOH ( тв .) (t ,сплавление)→ 2H 2 O + KCrO 2 (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 → H 4 SnO 4 → H 2 SnO 3
Pb(OH) 4 → H 4 PbO 4 → H 2 PbO 3
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 |
||||
Формула гидроксида |
|
|
|
|
Формула гидроксида в виде кислоты |
H 2 SnO 2 |
H 2 PbO 2 |
H 2 SnO 3 |
H 2 PbO 3 |
Соль (калиевая) |
K 2 SnO 2 |
K 2 PbO 2 |
K 2 SnO 3 |
K 2 PbO 3 |
Название соли |
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.
Амфотерного оксида с сильноосновным оксидом:
ZnO (тв.) + K 2 O (тв.) (t ,сплавление)→ K 2 ZnO 2 (метацинкат калия, или просто цинкат калия)
Амфотерного оксида со щелочью:
ZnO (тв.) + 2KOH (тв.) (t ,сплавление)→ K 2 ZnO 2 + H 2 O
Амфотерного оксида с солью слабой кислоты и металла, образующего щелочь:
ZnO (тв.) + K 2 CO 3( тв .) (t, сплавление)→ K 2 ZnO 2 + CO 2
Амфотерного гидроксида с сильноосновным оксидом:
Zn(OH) 2 (тв.) + K 2 O (тв.) (t ,сплавление)→ K 2 ZnO 2 + H 2 O
Амфотерного гидроксида со щелочью:
Zn (OH ) 2(тв.) + 2KOH (тв.) (t ,сплавление)→ K 2 ZnO 2 + 2H 2 O
Амфотерного гидроксида с солью слабой кислоты и металла, образующего щелочь:
Zn (OH ) 2(тв.) + K 2 CO 3(тв.) (t ,сплавление)→ K 2 ZnO 2 + CO 2 + H 2 O
Соли слабой кислоты и металла, образующего амфотерные соединение с сильноосновным оксидом:
ZnCO 3 (тв.) + K 2 O (тв.) (t ,сплавление)→ K 2 ZnO 2 + CO 2
Соли слабой кислоты и металла, образующего амфотерные соединение со щелочью:
ZnCO 3(тв.) + 2KOH (тв.) (t ,сплавление)→ K 2 ZnO 2 + CO 2 + H 2 O
Соли слабой кислоты и металла, образующего амфотерные соединение с солью слабой кислоты и металла, образующего щелочь:
ZnCO 3(тв.) + K 2 CO 3( тв .) (t, сплавление)→ K 2 ZnO 2 + 2CO 2
Ниже представлена информация по солям амфотерных гидроксидов, красным помечены наиболее встречающиеся в ЕГЭ.
Гидроксид |
Гидроксид в виде кислоты |
Кислотный остаток |
Название соли |
||
BeO |
Be(OH) 2 |
H 2 BeO 2 |
BeO 2 2- |
K 2 BeO 2 |
Метабериллат (бериллат) |
ZnO |
Zn(OH) 2 |
H 2 ZnO 2 |
ZnO 2 2- |
K 2 ZnO 2 |
Метацинкат (цинкат) |
Al 2 O 3 |
Al(OH) 3 |
HAlO 2 |
AlO 2 — |
KAlO 2 |
Метаалюминат (алюминат) |
Fe 2 O 3 |
Fe(OH) 3 |
HFeO 2 |
FeO 2 — |
KFeO 2 |
Метаферрат (НО НЕ ФЕРРАТ) |
Sn(OH) 2 |
H 2 SnO 2 |
SnO 2 2- |
K 2 SnO 2 |
||
Pb(OH) 2 |
H 2 PbO 2 |
PbO 2 2- |
K 2 PbO 2 |
||
SnO 2 |
Sn (OH ) 4 |
H 2 SnO 3 |
SnO 3 2- |
K 2 SnO 3 |
МетастаннАТ (станнат) |
PbO 2 |
Pb (OH ) 4 |
H 2 PbO 3 |
PbO 3 2- |
K 2 PbO 3 |
МетаблюмбАТ (плюмбат) |
Cr 2 O 3 |
Cr(OH) 3 |
HCrO 2 |
CrO 2 — |
KCrO 2 |
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 (тетрагидроксоалюминат калия)
Al (OH ) 3 + 3KOH → K 3 (гексагидроксоалюминат калия)
Какую именно (гекса- или тетра-) соль вы напишете как продукт – не имеет никакого значения. Даже в ответниках ЕГЭ написано: «…K 3 (допустимо образование K ». 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:
Al 2 O 3 + NaOH → Na
Al 2 O 3 + NaOH → Na 3
Но эти реакции у вас не уравняются. Надо добавить воду в левую часть, взаимодейтсиве ведь происходит в растворе, воды там дотаточно, и все уравняется:
Al 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O → 2Na
Al 2 O 3 + 6NaOH + 3H 2 O → 2Na 3
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 + 6H 2 O → 2Na + 3H 2
2Al + 6NaOH + 6H 2 O → 2Na 3 + 3H 2
В таблице ниже приведены наиболее распространенные в ЕГЭ примеры свойства амфотерных соединений:
Амфотерное вещество |
Название соли |
||
Al 2 O 3 Al(OH) 3 |
Тетрагидроксоалюминат натрия |
Al(OH) 3 + NaOH → Na Al 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O → 2Na 2Al + 2NaOH + 6H 2 O → 2Na + 3H 2 |
|
Na 3 |
Гексагидроксоалюминат натрия |
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 |
K 2 |
Тетрагидроксоцинкат натрия |
Zn(OH) 2 + 2NaOH → Na 2 ZnO + 2NaOH + H 2 O → Na 2 Zn + 2NaOH + 2H 2 O → Na 2 + H 2 |
K 4 |
Гексагидроксоцинкат натрия |
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 |
Тетрагидроксобериллат лития |
Be(OH) 2 + 2LiOH → Li 2 BeO + 2LiOH + H 2 O → Li 2 Be + 2LiOH + 2H 2 O → Li 2 + H 2 |
Li 4 |
Гексагидроксобериллат лития |
Be(OH) 2 + 4LiOH → Li 4 BeO + 4LiOH + H 2 O → Li 4 Be + 4LiOH + 2H 2 O → Li 4 + H 2 |
|
Cr 2 O 3 Cr(OH) 3 |
Тетрагидроксохромат натрия |
Cr(OH) 3 + NaOH → Na Cr 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O → 2Na |
|
Na 3 |
Гексагидроксохромат натрия |
Cr(OH) 3 + 3NaOH → Na 3 Cr 2 O 3 + 6NaOH + 3H 2 O → 2Na 3 |
|
Fe 2 O 3 Fe(OH) 3 |
Тетрагидроксоферрат натрия |
Fe(OH) 3 + NaOH → Na Fe 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O → 2Na |
|
Na 3 |
Гексагидроксоферрат натрия |
Fe(OH) 3 + 3NaOH → Na 3 Fe 2 O 3 + 6NaOH + 3H 2 O → 2Na 3 |
Полученные в этих взаимодействиях соли реагируют с кислотами, образуя две другие соли (соли данной кислоты и двух металлов):
2Na 3 + 6H 2 SO 4 → 3Na 2 SO 4 + Al 2 (SO 4 ) 3 + 12H 2 O
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.
Класс: 8
Цели урока:
-формирование понятия «амфотерность», применение знаний о кислотно-основных свойствах соединений.
Задачи урока:
-обеспечить усвоение свойств амфотерных соединений;
-обобщить сведения о характерных свойствах оксидов, кислот и оснований, подготовиться к выполнению практической работы;
-закрепить навык составления уравнений реакций;
-развивать умение анализировать информацию, выделять причинно-следственные связи;
-совершенствовать умение находить общие черты и различия в составе и свойствах веществ;
-поддерживать уверенность в своих силах;
-воспитывать навыки коллективной работы и внимательное отношение к мнению другого человека.
Тип урока:
Комбинированный урок изучения новых знаний и применения знаний, умений, навыков.
Этапы урока:
I. Организация начала урока.
Учитель:
Ребята, сегодня нам предстоит подготовиться к практической работе по характерным свойствам изученных веществ (оксидов, кислот и оснований). Кроме того, мы познакомимся с веществами, которые обладают и кислотными, и основными свойствами, проявляя их в зависимости от того с чем реагируют. Вам предстоит серьёзная индивидуальная и групповая работа, а в качестве помощников мы используем систему цветных символов
и схемы
, отражающие химические свойства веществ.
В основе системы цветных символов лежит способность человека запоминать понятия и термины, ассоциируя их с цветом (например, название станций метрополитена часто ассоциируется с цветом ветки на схеме).
II. Проверка усвоения предыдущего материала.
Учитель:
Для выполнения 1-го задания
у вас на столах лежат карточки красного
и синего
цветов, на каждой карточке формула сложного вещества. Вещества разные, но относятся к одному классу, какому?
Ученики
выясняют, что это оксиды (формулы кислотных оксидов стоит написать на красных
карточках, а формулы основных оксидов на синих
).
Учитель
: Работать будем в парах, вам нужно написать уравнения реакций взаимодействия веществ, записанных на карточках, с водой. Каждая мини-группа должна составить 2 уравнения. На доске работать индивидуально будут два ученика, в их задачу входит написать реакцию взаимодействия оксида с водой и составить схему правила такого взаимодействия из отдельных слов. (Ученику, который пишет уравнение с кислотным оксидом предлагается работать красным маркером или мелом, а тому, у кого основный оксид, синим).
По ходу выполнения задания необходимо обсудить:
-состав основных оксидов;
-состав кислотных оксидов;
-результат взаимодействия оксидов с водой;
-какие кислотные и основные оксиды не взаимодействуют с водой;
-состав и правила составления формул оснований и кислот.
На доске должна появиться запись:
После выполнения задания необходимо обсудить:
-какие оксиды мы обозначили красным, а какие синим цветом;
-как на практической работе учащиеся смогут доказать, что полученное вещество является кислотой или основанием;
-что такое индикаторы и как они изменяют цвет.
III. Подготовка учащихся к сознательному усвоению новых знаний.
Учитель: Мы обсудили с вами как можно экспериментально доказать наличие полученной кислоты или щелочи, но сегодня наша работа теоретическая и нам предстоит выполнить 2-е задание. Теперь на развороте доски записаны схемы правил ( в тех же цветовых решениях) , а вы постарайтесь подобрать примеры уравнений реакций. Работаем в группах, потом 2 человека выполняют задание у доски.
Эта схема ещё раз напоминает нам правило:
Наиболее типичными для соединений являются реакции взаимодействия с противоположными по свойствам веществами.
Учитель : Не случайно центральная часть доски у нас пока пустует. Там осталось место для особых соединений, их название произошло от греческого слова amphoteros, означающего « и тот и другой». Однокоренным к нему является слово амфибия, давайте вспомним, что оно значит?
IV. Изучение нового материала.
Амфотерность - способность соединений проявлять либо кислотные либо основные свойства, в зависимости от того с чем они реагируют.
Амфотерных соединений довольно много. Из оксидов двойственными свойствами обладают: оксид цинка, оксид алюминия, оксиды меди, оксиды олова, оксиды свинца, оксид железа (III) и др. (На доске можно записать формулы амфотерных оксидов
)
Заменим в наших схемах таблички «основный оксид»
и «кислотный оксид»
на табличку «амфотерный оксид» и получим новые правила. Для выполнения 3-го задания используем схемы, записанные на доске.
3 задание:
Зная, что оксид цинка является амфотерным, составьте уравнения реакций его взаимодействия с соляной кислотой и гидроксидом натрия.
Учитель: С водой амфотерные оксиды не реагируют. Однако, сама вода является классическим примером амфотерного оксида, т.к. реагирует и с кислотными, и с основными оксидами.
V. Первичное осмысление знаний.
Учитель
:Как же распознать, что соединение является амфотерным?
Амфотерный характер носят оксиды и гидроксиды большинства переходных элементов и многих элементов побочных подгрупп.
Для удобства определения характера соединений некоторые варианты таблицы Д.И.Менделеева снабжены цветными значками, похожими на те, которыми мы сегодня пользовались. Значок синего цвета я подпишу, а вы сами подпишите два других.
Помните, что оксиды и гидроксиды активных металлов всегда основны,
Соединения неметаллов обычно носят кислотный характер.
VI. Закрепление знаний.
Учитель:
Ваше 4-е задание самое сложное, но если вы запомнили химические свойства оснований и кислот, то справитесь и с ним.
4-е задание:
Запишите уравнения реакций взаимодействия амфотерного гидроксида цинка с кислотой и щелочью. Перед тем как вы начнете самостоятельную работу над этим заданием, я немного помогу.
Давайте вместе составим формулу гидроксида цинка Zn(OH)2. В таком виде мы привыкли записывать основания, но это же вещество можно изобразить и в виде кислоты, достаточно раскрыть скобки и перенести водород на первое место: H2ZnO2 . Такая кислота существует, она называется цинковая, а её соли- цинкаты.
VII. Контроль и самопроверка знаний.
Разбирая 4-е задание, стоит обратить внимание на:
-химические свойства кислот и оснований;
-составление названий солей;
-двоякость свойств амфотерных соединений.
Учащимся, которые быстро справились с заданием можно предложить выполнить задание из учебника после параграфа.
VIII. Обобщение и систематизация знаний.
Учитель: Для того, чтобы помочь себе запомнить правила написания продуктов реакции, существует много различных схем. Я приведу пример для оксидов, а вы попробуйте составить подобные схемы для кислот, оснований и амфотерных гидроксидов.
IX. Информация о домашнем задании, подведение итогов урока.
В качестве домашнего задания предлагается подготовиться к практической работе
Амфотерные металлы представлены не сложными элементами, являющимися неким аналогом группы компонентов металлического типа. Сходство прослеживается в ряде свойств физического и химического направления. Причем, за самими веществами не замечено способности к свойствам амфотерного типа, а различные соединения вполне способны к их проявлению.
Для примера можно рассмотреть гидроксиды с оксидами. У них явно прослеживается двойственная химическая природа. Она выражена в том, что, в зависимости от условий, выше названные соединения могут обладать свойствами либо щелочей, либо кислот. Понятие амфотерности появилось достаточно давно, оно знакомо науке еще с 1814 года. Термин «амфотерность» выражал способность химического вещества вести себя определенным образом при проведении кислотной (главной) реакции. Получаемые свойства зависят от того, каков тип самих присутсвующих реагентов, вида растворителя и условий, при которых проводится реакция.
Что представляют собой амфотерные металлы?
Список амфотерных металлов включает в себя множество наименований. Некоторые из них можно с уверенность назвать амфотерными, некоторые - предположительно, иные - условно. Если рассматривать вопрос масштабно, то для краткости можно назвать просто порядковые номера выше указанных металлов. Эти номера: 4,13, с 22 до 32, с 40 до 51, с 72 до 84, со 104 до 109. Но есть металлы, которые вправе назваться основными. К ним относятся хром, железо, алюминий и цинк. Дополняют основную группу стронций и бериллий. Самым распространенным из всех перечисленных на данный момент является алюминий. Именно его сплавы уже много столетий используются в самых разнообразных сферах и областях применения. Металл имеет отличную антикоррозийную стойкость, легко поддается литью и различным типам механической обработки. Кроме того, популярность алюминия дополняется такими преимуществами, как высокая теплопроводность и хорошая электропроводность.
Алюминий - амфотерный металл, для которого свойственно проявлять химическую активность. Стойкость данного металла определяется прочной оксидной пленкой и, в обычных условиях окружающей среды, при реакциях химического направления, алюминий выступает восстановительным элементом. Такое амфотерное вещество способно взаимодействовать с кислородом, в случае раздробления металла на мелкие частицы. Для такого взаимодействия необходимо влияние высокого температурного режима. Химическая реакция при соприкосновении с кислородной массой сопровождается огромным выделением тепловой энергии. При температуре свыше 200 градусов взаимодействие реакций при соединении с таким веществом, как сера, образовывает сульфид алюминия. Амфотерный алюминий не способен напрямую взаимодействовать с водородом, а при смешивании этого металла с другими металлическими компонентами возникают различные сплавы, содержащие соединения интерметаллического типа.
Железо - амфотерный металл, который является одной из побочных подгрупп группы 4 периода в системе элементов химического типа. Данный элемент выделяется как самое распространенное составляющее группы металлических веществ, в составе компонентов земной коры. Железо классифицируется как простое вещество, среди отличительных свойств которого можно выделить его ковкость, серебристо-белую цветовую гамму. Такой металл обладает способностью провоцировать возникновение повышенной химической реакции и быстро переходит в стадию корродирования при воздействии высокой температуры. Помещенное в чистый кислород железо полностью перегорает, а доведенное до мелкодисперсного состояния может самовоспламеняться на простом воздухе. Находясь на воздухе металлическое вещество быстро окисляется вследствие чрезмерной влажности, то есть, ржавеет. При горении в кислородной массе образуется своеобразная окалина, которая называется оксидом железа.
Основные свойства амфотерных металлов
Свойства амфотерных металлов - основное понятие в амфотерности. Рассмотрим, что же они из себя представляют. В стандартном состоянии каждый металлов является твердым телом. Поэтому их принято считать слабыми электролитами. Кроме того, ни один металл не может растворяться в воде. Основания получаются путем специальной реакции. В ходе этой реакции соль металла соединяется с небольшой дозой щелочи. Правила требуют проводить весь процесс аккуратно, осторожно и довольно медленно.
При соединении амфотерных веществ с кислотными оксидами или непосредственно кислотами, первые выдают реакцию, свойственную основаниям. Если же такие основания соединять с основаниями, проявляются свойства кислот. Сильное нагревание амфотерных гидроксидов приводит к их распаду. В результате распада образуется вода и соответствующий амфотерный оксид. Как видно из наведенных примеров, свойства достаточно обширны и требуют тщательного анализа, который можно провести в ходе химических реакций.
Химические свойства амфотерных металлов можно сравнить со свойствами обычных металлов, чтобы провести параллель или увидеть разницу. У всех металлов достаточно низкий потенциал ионизации, благодаря чему в химических реакциях они выступают в роли восстановителей. Стоит отметить также, что электроотрицательность неметаллов выше, чем данный показатель у металлов.
Амфотерные металлы проявляют как восстановительные, так и окислительные свойства. Но при этом у амфотерных металлов имеются соединения, характеризующиеся отрицательной степенью окисления. Всем металлам свойственна возможность образования основных гидроксидов и оксидов. Зависимо от роста порядкового номера в периодическом ранжире замечено убывание основности металла. Следует также заметить, что металлы, в основной своей части, могут окисляться только определенными кислотами. Так, взаимодействие с азотной кислотой у металлов происходит по-разному.
Металлы неметаллы амфотерные, которые являются простыми веществами, имеют явное различие по своему строению и индивидуальным особенностям относительно физических и химических проявлений. Тип некоторых из данных веществ легко определить визуальным способом. Например, медь является простым амфотерным металлом, а бром классифицируется как неметалл.
Чтобы не ошибиться в определении разновидности простых веществ необходимо четко знать все признаки, которые отличают металлы от неметаллов. Основным различием металлов и неметаллов выступает способность первых отдавать электроны, расположенные во внешнем энергетическом секторе. Неметаллы наоборот, притягивают электроны в зону внешнего накопителя энергетики. Все металлы имеют свойство передавать энергетический блеск, что делает их хорошими проводниками тепловой и электрической энергии, а неметаллы невозможно использовать в качестве пропускника электричества и тепла.
Амфотерными являются следующие оксиды элементов главных подгрупп: BeO, A1 2 O 3 , Ga 2 O 3 , GeO 2 , SnO, SnO 2 , PbO, Sb 2 O 3 , РоO 2 . Амфотерными гидроксидами являются следующие гидроксиды элементов главных подгрупп: Ве(ОН) 2 , А1(ОН) 3 , Sc(OH) 3 , Ga(OH) 3 , In(OH) 3 , Sn(OH) 2 , SnО 2 ·nH 2 О, Pb(OH) 2 , PbО 2 ·nH 2 О.
Основный характер оксидов и гидроксидов элементов одной подгруппы усиливается с возрастанием порядкового номера элемента (при сравнении оксидов и гидроксидов элементов в одной и той же степени окисления). Например, N 2 O 3 , Р 2 O 3 , As 2 O 3 – кислотные оксиды, Sb 2 O 3 – амфотерный оксид, Bi 2 O 3 – основный оксид.
Рассмотрим амфотерные свойства гидроксидов на примере соединений бериллия и алюминия.
Гидроксид алюминия проявляет амфотерные свойства, реагирует как с основаниями, так и с кислотами и образует два ряда солей:
1) в которых элемент А1 находится в форме катиона;
2А1(ОН) 3 + 6НС1 = 2А1С1 3 + 6Н 2 O А1(ОН) 3 + 3Н + = А1 3+ + 3Н 2 O
В этой реакции А1(ОН) 3 выполняет функцию основания, образуя соль, в которой алюминий является катионом А1 3+ ;
2) в которых элемент А1 входит в состав аниона (алюминаты).
А1(ОН) 3 + NaOH = NaA1O 2 + 2Н 2 O.
В этой реакции А1(ОН) 3 выполняет функцию кислоты, образуя соль, в которой алюминий входит в состав аниона AlO 2 – .
Формулы растворенных алюминатов записывают упрощенно, имея ввиду продукт, образующийся при обезвоживании соли.
В химической литературе можно встретить разные формулы соединений, образующихся при растворении гидроксида алюминия в щёлочи: NaA1О 2 (метаалюминат натрия), Na тетрагидроксоалюминат натрия. Эти формулы не противоречат друг другу, так как их различие связано с разной степенью гидратации этих соединений: NaA1О 2 ·2Н 2 О – это иная запись Na. При растворении А1(ОН) 3 в избытке щелочи образуется тетрагидроксоалюминат натрия:
А1(ОН) 3 + NaOH = Na.
При спекании реагентов – образуется метаалюминат натрия:
А1(ОН) 3 + NaOH ==== NaA1О 2 + 2Н 2 О.
Таким образом, можно говорить, что в водных растворах присутствуют одновременно такие ионы, как [А1(ОН) 4 ] – или [А1(ОН) 4 (Н 2 О) 2 ] – (для случая, когда составляется уравнение реакции с учетом гидратной оболочки), а запись A1О 2 – является упрощенной.
Из-за способности реагировать со щелочами гидроксид алюминия, как правило, не получают действием щелочи на растворы солей алюминия, а используют раствор аммиака:
A1 2 (SО 4) 3 + 6 NH 3 ·Н 2 О = 2А1(ОН) 3 + 3(NH 4) 2 SО 4 .
Среди гидроксидов элементов второго периода амфотерные свойства проявляют гидроксид бериллия (сам бериллий проявляет диагональное сходство с алюминием).
С кислотами:
Ве(ОН) 2 + 2НС1 = ВеС1 2 + 2Н 2 О.
С основаниями:
Ве(ОН) 2 + 2NaOH = Na 2 (тетрагидроксобериллат натрия).
В упрощенном виде (если представить Ве(ОН) 2 как кислоту Н 2 ВеО 2)
Ве(ОН) 2 + 2NaOH(конц.горяч.) = Na 2 BeО 2 + 2H 2 О.
бериллат Na
Гидроксиды элементов побочных подгрупп, соответствующие высшим степеням окисления, чаще всего имеют кислотные свойства: например, Мn 2 О 7 – НМnО 4 ; CrО 3 – H 2 CrО 4 . Для низших оксидов и гидроксидов характерно преобладание основных свойств: СrО – Сr(ОН) 2 ; МnО – Mn(OH) 2 ; FeO – Fe(OH) 2 . Промежуточные соединения, соответствующие степеням окисления +3 и +4, часто проявляют амфотерные свойства: Сr 2 О 3 – Cr(OH) 3 ; Fe 2 О 3 – Fe(OH) 3 . Проиллюстрируем эту закономерность на примере соединений хрома (таблица 9).
Таблица 9 – Зависимость характера оксидов и соответствующих им гидроксидов от степени окисления элемента
Взаимодействие с кислотами приводит к образованию соли, в которой элемент хром находится в форме катиона:
2Cr(OH) 3 + 3H 2 SO 4 = Cr 2 (SO 4) 3 + 6H 2 O.
сульфат Cr(III)
Взаимодействие с основаниями приводит к образованию соли, в которой элемент хром входит в состав аниона:
Cr(OH) 3 + 3NaOH = Na 3 + 3H 2 О.
гексагидроксохромат (III) Na
Оксид и гидроксид цинка ZnO, Zn(OH) 2 – типично амфотерные соединения, Zn(OH) 2 легко растворяется в растворах кислот и щелочей.
Взаимодействие с кислотами приводит к образованию соли, в которой элемент цинк находится в форме катиона:
Zn(OH) 2 + 2HC1 = ZnCl 2 + 2H 2 O.
Взаимодействие с основаниями приводит к образованию соли, в которой элемент цинк находится в составе аниона. При взаимодействии со щелочами в растворах образуются тетрагидроксоцинкаты, при сплавлении – цинкаты:
Zn(OH) 2 + 2NaOH = Na 2 .
Или при сплавлении:
Zn(OH) 2 + 2NaOH = Na 2 ZnO 2 + 2Н 2 O.
Получают гидроксид цинка аналогично гидроксиду алюминия.