Амфотерні гідроксиди. Амфотерні оксиди та гідроксиди: фізичні та хімічні властивості, отримання, застосування

Відеоурок 2: Амфотерні гідроксиди. Досвіди

Лекція: Характерні хімічні властивості основ та амфотерних гідроксидів

Гідроксиди та їх класифікація

Як ви вже знаєте, основи утворюються атомами металів і гідроксогрупою (ОН -), тому інакше їх називають гідроксидами. Існує кілька класифікацій основ.

1. Стосовно води вони поділяються на:

розчинні,

нерозчинні.

До розчинних основ відносяться гідроксиди лужних та лужноземельних металів, тому їх називають лугами. До цієї групи можна віднести і гідроксид амонію, але він на відміну від перших, є більш слабким електролітом. Підстави, утворені рештою металів у воді не розчиняються. Луги у водному розчині дисоціюються повністю до катіонів металу і аніонів гідроксид - іонів ВІН - . Наприклад: NaOH → Na + + OH - .

основні гідроксиди,

кислотні гідроксиди (кисневмісні кислоти),

амфотерні гідроксиди.

Даний поділ залежить від заряду катіону металу. Коли заряд катіону дорівнює +1 або +2, то гідроксид матиме основні властивості. Амфотерними основами вважаються гідроксиди, катіони металу яких мають заряд, рівний +3 та +4.

Але існує низка винятків:

La(OH) 3 , Bi(OH) 3 , Tl(OH) 3 – основи;

Be (OH) 2 , Sn (OH) 2 , Pb(OH) 2 , Zn(OH) 2 , Ge(OH) 2 - амфотерні основи.

Хімічні властивості основ

Підстави здатні реагувати з кислотами та кислотними оксидами. У ході взаємодії відбувається утворення солей та води:

(ОН) 2 + СО 2 → СО 3 + Н 2 О;

КОН + HCl → KCl + Н2О.

Луги, гідроксид амонію завжди реагують з розчинами солей, тільки у разі утворення нерозчинних основ:

2КОН + FeCl 2 → 2КCl + Fe(ОН) 2;

6NH 4 OH + Al 2 (SO 4) 3 → 2Al(OH) 3 + 3(NH 4)2SO 4 .

Реакція кислоти з основою називається нейтралізацією. В ході цієї реакції, катіони кислот Н+ та аніони основ ОН- утворюють молекули води. Після чого, середовище розчину стає нейтральним. В результаті починається виділення тепла. У розчинах це веде до поступового нагрівання рідини. У разі міцних розчинів, тепла більш ніж достатньо, щоб рідина почала кипіти. Потрібно пам'ятати, що реакція нейтралізації відбувається досить швидко.

Хімічні властивості амфотерних гідроксидів

Амфотерні основи реагують і з кислотами та лугами. У ході взаємодії відбувається утворення солі та води. При проходженні будь-якої реакції з кислотами, амфотерні основи завжди виявляють властивості типових основ:

Cr(OH) 3 + 3HCl → CrCl 3 + 3H 2 O.

В ході реакції з лугами амфотерні основи здатні виявляти властивості кислот. У процесі сплавлення з лугами утворюється сіль та вода.

Амфотерні сполуки

Хімія – це єдність протилежностей.

Подивіться на періодичну систему.

Деякі елементи (майже всі метали, що виявляють ступеня окиснення +1 та +2) утворюють основніоксиди та гідроксиди. Наприклад, калій утворює оксид K 2 O і гідроксид KOH. Вони виявляють основні властивості, наприклад, взаємодіють з кислотами.

K2O + HCl → KCl + H2O

Деякі елементи (більшість неметалів та метали зі ступенями окиснення +5, +6, +7) утворюють кислотніоксиди та гідроксиди. Кислотні гідроксиди – це кислоти, що містять кисень, їх називають гідроксидами, тому що в будові є гідроксильна група, наприклад, сірка утворює кислотний оксид SO 3 і кислотний гідроксид H 2 SO 4 (сірчану кислоту):

Такі сполуки виявляють кислотні властивості, наприклад, вони реагують з основами:

H2SO4 + 2KOH → K2SO4 + 2H2O

А є елементи, що утворюють такі оксиди та гідроксиди, які виявляють і кислотні, і основні властивості. Це явище називається амфотерністю . Таким оксидам та гідроксидам і буде прикута наша увага в цій статті. Усі амфотерні оксиди та гідроксиди – тверді речовини, нерозчинні у воді.

Для початку, як визначити, чи є оксид або гідроксид амфотерним? Є правило трохи умовне, але все-таки користуватися ним можна:

Амфотерні гідроксиди та оксиди утворюються металами, у ступенях окислення +3 та +4, наприклад (Al 2 O 3 , Al(OH) 3 , Fe 2 O 3 , Fe(OH) 3)

І чотири винятки:металиZn , Be , Pb , Sn утворюють такі оксиди та гідроксиди:ZnO , Zn ( OH ) 2 , BeO , Be ( OH ) 2 , PbO , Pb ( OH ) 2 , SnO , Sn ( OH ) 2 , в яких виявляють ступінь окислення +2, але не дивлячись на це ці сполуки виявляють амфотерні властивості .

Найчастіше зустрічаються амфотерні оксиди (і відповідні їм гідроксиди): 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 .

Властивості амфотерних сполук запам'ятати не складно: вони взаємодіють з кислотами та лугами.

• із взаємодією з кислотами все просто, у цих реакціях амфотерні сполуки поводяться як основні:

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

Так само реагують гідроксиди:

Fe(OH) 3 + 3HCl → FeCl 3 + 3H 2 O

Pb(OH) 2 + 2HCl → PbCl 2 + 2H 2 O

• Із взаємодією із лугами трохи складніше. У цих реакціях амфотерні сполуки поводяться як кислоти, і продукти реакції можуть бути різними, залежить від умов.

Або реакція відбувається в розчині, або реагують беруться тверді і сплавляються.

Взаємодія основних сполук з амфотерними при сплавленні.

Розберемо з прикладу гідроксиду цинку. Як говорилося раніше, амфотерні сполуки взаємодіючи з основними, поводяться як кислоти. Ось і запишемо гідроксид цинку Zn(OH)2 як кислоту. У кислоти водень спереду винесемо його: H 2 ZnO 2 . І реакція лугу з гідроксидом протікатиме ніби він – кислота. «Кислотний залишок» ZnO 2 2-двовалентний:

2K OH(Тв.) + H 2 ZnO 2(тв.) (t ,сплавлення)→ K 2 ZnO 2 + 2 H 2 O

Отримана речовина K 2 ZnO 2 називається метацинкатом калію (або просто цинкатом калію). Ця речовина – сіль калію та гіпотетичної «цинкової кислоти» H 2 ZnO 2 (солями такі сполуки називати не зовсім правильно, але для власної зручності ми про це забудемо). Тільки гідроксид цинку записувати так: H 2 ZnO 2 – погано. Пишемо як завжди Zn (OH ) 2 , але маємо на увазі (для власної зручності), що це «кислота»:

2KOH (тв.) + Zn (OH ) 2(тв.) (t ,сплавлення)→ K 2 ZnO 2 + 2H 2 O

З гідроксидами, в яких 2 групи ВІН, все буде так само як і з цинком:

Be(OH) 2(тв.) + 2NaOH (тв.) (t,сплавлення)→ 2H 2 O + Na 2 BeO 2 (метаберилат натрію, або берилат)

Pb(OH) 2(тв.) + 2NaOH (тв.) (t, сплавлення)→ 2H 2 O + Na 2 PbO 2 (метаплюмбат натрію, або плюмбат)

З амфотерними гідроксидами з трьома групами OH (Al(OH)3, Cr(OH)3, Fe(OH)3) трохи інакше.

Розберемо на прикладі гідроксиду алюмінію: Al (OH ) 3 запишемо у вигляді кислоти: H 3 AlO 3 але в такому вигляді не залишаємо, а виносимо звідти воду:

H 3 AlO 3 – H 2 O → HAlO 2 + H 2 O .

Ось із цією «кислотою» (HAlO 2) ми і працюємо:

HAlO 2 + KOH → H 2 O + KAlO 2 (метаалюмінат калію, або просто алюмінат)

Але гідроксид алюмінію ось так HAlO 2 записувати не можна, записуємо як завжди, але маємо на увазі там «кислоту»:

Al(OH) 3( тв .) + KOH ( тв .) (t ,сплавлення)→ 2H 2 O + KAlO 2 (метаалюмінат калію)

Те саме і з гідроксидом хрому:

Cr(OH) 3 → H 3 CrO 3 → HCrO 2

Cr(OH) 3( тв .) + KOH ( тв .) (t ,сплавлення)→ 2H 2 O + KCrO 2 (метахромат калію,

АЛЕ НЕ ХРОМАТ, хромати – це солі хромової кислоти).

З гідроксидами містять чотири групи ВІН точно так само: виносимо вперед водень і прибираємо воду:

Sn(OH) 4 → H 4 SnO 4 → H 2 SnO 3

Pb(OH) 4 → H 4 PbO 4 → H 2 PbO 3

Слід пам'ятати, що свинець і олово утворюють по два амфотерні гідроксиди: зі ступенем окислення +2 (Sn (OH ) 2 , Pb (OH ) 2), і +4 (Sn (OH ) 4 , Pb (OH ) 4).

І ці гідроксиди утворюватимуть різні «солі»:

Ті самі принципи, як і в назвах звичайних «солей», елемент найвищою мірою окислення – суфікс АТ, у проміжній – ІТ.

Такі «солі» (метахромати, метаалюмінати, метаберилати, метацинкати тощо) виходять не тільки внаслідок взаємодії лугів та амфотерних гідроксидів. Ці сполуки завжди утворюються, коли стикаються сильноосновний світ і амфотерний (при сплавленні). Тобто так само як і амфотерні гідроксиди з лугами реагуватимуть і амфотерні оксиди, і солі металів, що утворюють амфотерні оксиди (солі слабких кислот). І замість лугу можна взяти сильноосновний оксид, і сіль металу, що утворює луг (сіль слабкої кислоти).

Взаємодія:

Запам'ятайте, наведені нижче реакції протікають при сплавленні.

Амфотерного оксиду з сильноосновним оксидом:

ZnO (тв.) + K 2 O (тв.) (t ,сплавлення)→ K 2 ZnO 2 (метацинкат калію, або просто цинкат калію)

Амфотерного оксиду з лугом:

ZnO (тв.) + 2KOH (тв.) (t ,сплавлення)→ K 2 ZnO 2 + H 2 O

Амфотерного оксиду із сіллю слабкої кислоти та металу, що утворює луг:

ZnO (тв.) + K 2 CO 3(тв.) (t, сплавлення)→ K 2 ZnO 2 + CO 2

Амфотерного гідроксиду з сильноосновним оксидом:

Zn(OH) 2 (тв.) + K 2 O (тв.) (t сплавлення)→ K 2 ZnO 2 + H 2 O

Амфотерного гідроксиду з лугом:

Zn (OH ) 2(тв.) + 2KOH (тв.) (t ,сплавлення)→ K 2 ZnO 2 + 2H 2 O

Амфотерного гідроксиду з сіллю слабкої кислоти та металу, що утворює луг:

Zn (OH ) 2(тв.) + K 2 CO 3(тв.) (t ,сплавлення)→ K 2 ZnO 2 + CO 2 + H 2 O

Солі слабкої кислоти та металу, що утворює амфотерну сполуку з сильноосновним оксидом:

ZnCO 3 (тв.) + K 2 O (тв.) (t ,сплавлення)→ K 2 ZnO 2 + CO 2

Солі слабкої кислоти та металу, що утворює амфотерні сполуки з лугом:

ZnCO 3(тв.) + 2KOH (тв.) (t ,сплавлення)→ K 2 ZnO 2 + CO 2 + H 2 O

Солі слабкої кислоти та металу, що утворює амфотерну сполуку з сіллю слабкої кислоти та металу, що утворює луг:

ZnCO 3(тв.) + K 2 CO 3(тв.) (t, сплавлення)→ K 2 ZnO 2 + 2CO 2

Нижче представлена ​​інформація по солях амфотерних гідроксидів, червоним позначені найбільш поширені в ЄДІ.

Взаємодія амфотерних сполук з розчинами лугів (тут лише луги).

У ЄДІ це називають «розчиненням гідроксиду алюмінію (цинку, берилію тощо) лугу». Це зумовлено здатністю металів у складі амфотерних гідроксидів у присутності надлишку гідроксид-іонів (у лужному середовищі) приєднувати до себе ці іони. Утворюється частка з металом (алюмінієм, бериллієм тощо) у центрі, що оточений гідроксид-іонами. Ця частка стає негативно-зарядженою (аніоном) за рахунок гідроксид-іонів, і називатися цей іон буде гідроксоалюмінат, гідроксоцінкат, гідроксоберіллат і т.д.. Причому процес може протікати по-різному метал може бути оточений різним числом гідроксид-іонів.

Ми розглядатимемо два випадки: коли метал оточений чотирма гідроксид-іонами, і коли він оточений шістьма гідроксид-іонами.

Запишемо скорочене іонне рівняння цих процесів:

Al(OH) 3 + OH — → Al(OH) 4 —

Іон, що утворився, називається Тетрагідроксоалюмінат-іон. Приставка «тетра-» додається, тому що гідроксид-іона чотири. Тетрагідроксоалюмінат-іон має заряд -, оскільки алюміній несе заряд 3+, а чотири гідроксид-іона 4-, в сумі виходить -.

Al(OH) 3 + 3OH → Al(OH) 6 3-

Іон, що утворився в цій реакції, називається гексагідроксоалюмінат іон. Приставка «гексо-» додається, тому що гідроксид-іона шість.

Додавати приставку, що вказує на кількість гідроксид-іонів обов'язково. Тому що якщо ви напишете просто «гідроксоалюмінат», не зрозуміло, який іон ви маєте на увазі: Al(OH)4- або Al(OH)6-3-.

При взаємодії лугу з амфотерним гідроксидом у розчині утворюється сіль. Катіон якої – це катіон лугу, а аніон – це складний іон, освіту якого ми розглянули раніше. Аніон полягає в квадратні дужки.

Al (OH ) 3 + KOH → K (тетрагідроксоалюмінат калію)

Al (OH ) 3 + 3KOH → K 3 (гексагідроксоалюмінат калію)

Яку саме (гекса або тетра) сіль ви напишете як продукт – не має ніякого значення. Навіть у відповідачах ЄДІ написано: «…K 3 (припустимо освіту K». Головне не забувайте стежити, щоб усі індекси були правильно проставлені. Слідкуйте за зарядами, і майте на увазі, що їхня сума має дорівнювати нулю.

Крім амфотерних гідроксидів, із лугами реагують амфотерні оксиди. Продукт буде той самий. Тільки якщо ви запишете реакцію ось так:

Al 2 O 3 + NaOH → Na

Al 2 O 3 + NaOH → Na 3

Але ці реакції у вас не зрівняються. Треба додати воду в ліву частину, адже взаємодія відбувається в розчині, води там доточно, і все зрівняється:

Al 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O → 2Na

Al 2 O 3 + 6NaOH + 3H 2 O → 2Na 3

Крім амфотерних оксидів та гідроксидів, з розчинами лугів взаємодіють деякі особливо активні метали, які утворюють амфотерні сполуки. А саме це: алюміній, цинк та берилій. Щоб зрівнялося, ліворуч теж потрібна вода. І, крім того, головна відмінність цих процесів – виділення водню:

2Al + 2NaOH + 6H 2 O → 2Na + 3H 2

2Al + 6NaOH + 6H 2 O → 2Na 3 + 3H 2

У таблиці нижче наведено найбільш поширені в ЄДІ приклади якості амфотерних сполук:

Отримані в цих взаємодіях солі реагують з кислотами, утворюючи дві інші солі (солі цієї кислоти та двох металів):

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

От і все! Нічого складного. Головне не плутайте, пам'ятайте, що утворюється при сплавленні, що в розчині. Дуже часто завдання з цього питання трапляються у Bчастини.

Перш ніж міркувати про хімічні властивості основ та амфотерних гідроксидів, давайте чітко визначимо, що це таке?

1) До основ або основним гідроксидам відносять гідроксиди металів у ступені окислення +1 чи +2, тобто. формули яких записуються або як MeOH або як Me(OH) 2 . Проте є винятки. Так, гідроксиди Zn(OH) 2 , Be(OH) 2 , Pb(OH) 2 , Sn(OH) 2 до основ не належать.

2) До амфотерних гідроксидів відносять гідроксиди металів у ступені окислення +3,+4, а також як винятки гідроксиди Zn(OH) 2 , Be(OH) 2 , Pb(OH) 2 , Sn(OH) 2 . Гідроксиди металів у ступені окислення +4, у завданнях ЄДІ не зустрічаються, тому не розглядатимуться.

Хімічні властивості основ

Усі підстави поділяють на:

Нагадаємо, що берилій та магній до лужноземельних металів не належать.

Крім того, що луги розчиняються у воді, вони також дуже добре дисоціюють у водних розчинах, у той час як нерозчинні основи мають низький ступінь дисоціації.

Така відмінність у розчинності та здатності до дисоціації у лугів та нерозчинних гідроксидів призводить, у свою чергу, до помітних відмінностей у їх хімічних властивостях. Так, зокрема, луги є більш хімічно активними сполуками і нерідко здатні вступати в ті реакції, які не вступають нерозчинні основи.

Взаємодія основ із кислотами

Луги реагують абсолютно з усіма кислотами, навіть дуже слабкими та нерозчинними. Наприклад:

Нерозчинні основи реагують практично з усіма розчинними кислотами, не реагують з нерозчинною кремнієвою кислотою:

Слід зазначити, що як сильні, так і слабкі основи із загальною формулою виду Me(OH) 2 можуть утворювати основні солі при нестачі кислоти, наприклад:

Взаємодія з кислотними оксидами

Луги реагують з усіма кислотними оксидами, при цьому утворюються солі та часто вода:

Нерозчинні основи здатні реагувати з усіма вищими кислотними оксидами, відповідними стійким кислотам, наприклад, P 2 O 5 , SO 3 , N 2 O 5 з утворенням середніх соле1:

Нерозчинні основи виду Me(OH) 2 реагують у присутності води з вуглекислим газом виключно з утворенням основних солей. Наприклад:

Cu(OH) 2 + CO 2 = (CuOH) 2 CO 3 + H 2 O

З діоксидом кремнію, зважаючи на його виняткову інертність, реагують лише найсильніші основи — луги. У цьому утворюються нормальні солі. З нерозчинними основами реакція не йде. Наприклад:

Взаємодія основ з амфотерними оксидами та гідроксидами

Всі луги реагують з амфотерними оксидами та гідроксидами. Якщо реакцію проводять, сплавляючи амфотерний оксид або гідроксид з твердим лугом, така реакція призводить до утворення безводневих солей:

Якщо ж використовують водні розчини лугів, то утворюються гідроксокомплексні солі:

У разі алюмінію при дії надлишку концентрованого лугу замість солі Na утворюється сіль Na 3 :

Взаємодія основ із солями

Будь-яка підстава реагує з будь-якою сіллю лише за дотримання одночасно двох умов:

1) розчинність вихідних сполук;

2) наявність осаду чи газу серед продуктів реакції

Наприклад:

Термічна стійкість основ

Всі луги, крім Ca(OH) 2 , стійкі до нагрівання та плавляться без розкладання.

Усі нерозчинні основи, а також малорозчинний Ca(OH) 2 при нагріванні розкладаються. Найбільш висока температура розкладання у гідроксиду кальцію – близько 1000 o C:

Нерозчинні гідроксиди мають набагато нижчі температури розкладання. Так, наприклад, гідроксид міді (II) розкладається вже при температурі вище 70 o C:

Хімічні властивості амфотерних гідроксидів

Взаємодія амфотерних гідроксидів із кислотами

Амфотерні гідроксиди реагують із сильними кислотами:

Амфотерні гідроксиди металів у ступені окислення +3, тобто. виду Me(OH) 3, не реагують з такими кислотами, як H 2 S, H 2 SO 3 і H 2 СO 3 через те, що солі, які могли б утворитися в результаті таких реакцій, схильні до незворотного гідролізу до вихідного амфотерного гідроксиду і відповідної кислоти:

Взаємодія амфотерних гідроксидів із кислотними оксидами

Амфотерні гідроксиди реагують з вищими оксидами, яким відповідають стійкі кислоти (SO 3 , P 2 O 5 , N 2 O 5):

Амфотерні гідроксиди металів у ступені окислення +3, тобто. виду Me(OH) 3 не реагують з кислотними оксидами SO 2 і С 2 .

Взаємодія амфотерних гідроксидів з основами

З основ амфотерні гідроксиди реагують лише з лугами. При цьому, якщо використовується водний розчин лугу, то утворюються гідроксокомплексні солі:

А при сплавленні амфотерних гідроксидів з твердими лугами виходять їх безводні аналоги:

Взаємодія амфотерних гідроксидів із основними оксидами

Амфотерні гідроксиди реагують при сплавленні з оксидами лужних та лужноземельних металів:

Термічне розкладання амфотерних гідроксидів

Всі амфотерні гідроксиди не розчиняються у воді і, як і будь-які нерозчинні гідроксиди, розкладаються при нагріванні на відповідний оксид і воду.

Основи - Це хімічна сполука, здатна утворювати ковалентний зв'язок з протоном (основа Бренстеда) або з вакантною орбіталлю іншої хімічної сполуки (основа Льюїса)

Хімічні властивості основ

Методи отримання підстав

1 . електроліз водних розчинів солейактивних металів:

2NaCl+2H2O=2NaOH+H2+Cl22NaCl+2H2O=2NaOH+H2+Cl2

У ході електролізу солей металів, що стоять у ряді напруги до алюмінію, на катоді відбувається відновлення води з виділенням газоподібного водню та гідроксид-іонів. Катіони металу, утворені в ході дисоціації солі, утворюють з отриманими гідроксид-іонами основи.

2 . взаємодія металів із водою: 2Na+2H2O=2NaOH+H22Na+2H2O=2NaOH+H2 Цей метод не знаходить практичного застосування ні в лабораторії, ні в промисловості

3 . взаємодія оксидів із водою: CaO+H2O=Ca(OH)2CaO+H2O=Ca(OH)2

4 . обмінні реакції(можна отримувати і розчинні та нерозчинні основи): Ba(OH)2+K2SO4=2KOH+BaSO4↓Ba(OH)2+K2SO4=2KOH+BaSO4↓ CuCl2+2NaOH=Cu(OH)2↓+2NaNO3

Амфотерні сполуки – церечовини, які в залежності від умов реакцій виявляють кислотні чи основні властивості.

Амфотерні гідроксиди – нерозчинні у воді речовини, і при нагріванні вони розкладаються на оксид металу та воду:

Zn(OH) 2 = ZnO + H 2 O

2Fe(OH) 3 = Fe 2 O 3 + 3H 2 O

2Al(OH) 3 = Al 2 O 3 + 3H 2 O

Прикладом амфотерного гідроксиду може бути гідроксид цинку. Формула цього гідроксиду в основній формі – Zn(OH) 2 . Але можна записати формулу гідроксиду цинку в кислотній формі, поставивши перше місце атоми водню, як і формулах неорганічних кислот: H 2 ZnO 2 (Рис. 1). Тоді ZnO 2 2 буде кислотним залишком із зарядом 2-.

Особливістю амфотерного гідроксиду і те, що у ньому мало різняться по міцності зв'язку О-Н і Zn-O. Звідси і двоїстість властивостей. У реакціях з кислотами, готовими віддати катіони водню, гідроксиду цинку вигідно розривати зв'язок Zn-O, віддаючи ОН-групу і виступаючи в ролі основи. В результаті таких реакцій утворюються солі, в яких цинк є катіоном, тому їх називають солями катіонного типу:

Zn(OH) 2 + 2HCl = ZnCl 2 + 2H 2 O

Амфотерні оксиди - солеутворюючі оксиди, що виявляють залежно від умов або основні, або кислотні властивості (тобто виявляють амфотерність). Утворюються перехідними металами. Метали в амфотерних оксидах зазвичай виявляють ступінь окислення від III до IV, крім ZnO, BeO, SnO, PbO.

Амфотерні оксиди мають подвійну природу: вони можуть взаємодіяти з кислотами і з основами (лугами):

Al 2 O 3 + 6HCl = 2AlCl 3 + 3 H 2 O,

Al 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O = 2Na.

Типові амфотерні оксиди : H 2 O, BeO, Al 2 O 3 , Cr 2 O 3 , Fe 2 O 3 та ін.

9. Хімічна термодинаміка. Поняття системи, ентропія, ентальпія, тепловий ефект хімічної реакції, закон Гесса та його наслідок. Ендотерм і Екзотерм реакції, 1 і 2 закони термодинаміки, Швидкість хімічної реакції (чинники, що впливають), правило Вант-Гоффа, рівняння Вант-Гоффа.

Хімічна термодинаміка – наука, що вивчає умови стійкості систем та закони.

Термодинаміка - Наука про макросистеми.

Термодинамічна система – макроскопічна частина навколишнього світу, у якій протікають різні фізичні та хімічні процеси.

Дисперсною системою називається гетерогенна система, в якій дрібні частинки однієї фази рівномірно розподілені обсягом іншої фази.

Ентропія (від грецького entropia) – поворот, перетворення. Поняття ентропії вперше було запроваджено в термодинаміці визначення міри незворотного розсіювання енергії. Ентропія широко застосовується і в інших галузях науки: у статистичній фізиці як міра ймовірності здійснення будь-якого макроскопічного стану; теоретично інформації - міра невизначеності будь-якого досвіду (випробування), що може мати різні результати. Всі ці трактування ентропії мають глибокий внутрішній зв'язок.

Ентальпія (Теплова функція, теплозміст) - термодинамічний потенціал, що характеризує стан системи в термодинамічній рівновазі при виборі в якості незалежних змінних тиску, ентропії та числа частинок.

Простіше кажучи, ентальпія - це енергія, яка доступна для перетворення в теплоту при певному постійному тиску.

Теплові ефекти прийнято вказувати у термохімічних рівняннях хімічних реакцій, використовуючи значення ентальпії (тепловмісту) системи ΔН.

Якщо ΔН< 0, то теплота выделяется, т.е. реакция является экзотермической.

Для ендотермічних реакцій ΔН>0.

Тепловий ефект хімічної реакції - це виділена або поглинена теплота при даних кількостях реагуючих речовин.

Тепловий ефект реакції залежить стану речовин.

Розглянемо термохімічне рівняння реакції водню з киснем:

Цей запис означає, що при взаємодії 2 моль водню з 1 моль кисню утворюються 2 моль води в газоподібному стані. У цьому виділяється 483.6(кДж) теплоти.

Закон Геса - Тепловий ефект хімічної реакції, що проводиться в ізобарно-ізотермічних або ізохорно-ізотермічних умовах, залежить тільки від виду та стану вихідних речовин та продуктів реакції та не залежить від шляху її протікання.

Наслідки із закону Гесса:

Тепловий ефект зворотної реакції дорівнює тепловому ефекту прямої реакції із зворотним знаком, тобто. для реакцій

теплові ефекти, що відповідають їм, пов'язані рівністю

2. Якщо результаті низки послідовних хімічних реакцій система входить у стан, повністю збігається з вихідним (круговий процес), то сума теплових ефектів цих реакцій дорівнює нулю, тобто. для низки реакцій

сума їх теплових ефектів

Під ентальпією освіти розуміють тепловий ефект реакції утворення 1 молячи речовини з простих речовин. Зазвичай використовують стандартні ентальпії освіти. Їх позначають або (часто один із індексів опускають; f – від англ. formation).

Перший початок термодинаміки - Зміна внутрішньої енергії системи при переході її з одного стану в інший дорівнює сумі роботи зовнішніх сил та кількості теплоти, переданої системі

Згідно з першим початком термодинаміки, робота може здійснюватися тільки за рахунок теплоти або будь-якої іншої форми енергії. Отже, роботу та кількість теплоти вимірюють в одних одиницях-джоулях (як і енергію).

де ΔU – зміна внутрішньої енергії, A – робота зовнішніх сил, Q – кількість теплоти, переданої системі.

Другий початок термодинаміки - Неможливий процес, єдиним результатом якого була б передача тепла від холоднішого тіла до гарячішого.

Правило Вант-Гоффа говорить, що з підвищенні температури кожні 10 про швидкість хімічної реакції збільшується в 2-4 разу.

Рівняння, яке описує це правило, таке:

де V 2 - швидкість протікання реакції при температурі t 2 а V 1 - швидкість протікання реакції при температурі t 1 ;

? - температурний коефіцієнт швидкості реакції. (якщо він дорівнює 2, наприклад, швидкість реакції буде збільшуватися в 2 рази при підвищенні температури на 10 градусів).

Ендотермічні реакції - Хімічні реакції, що супроводжуються поглинанням теплоти. Для ендотермічних реакцій зміна ентальпії та внутрішньої енергії мають позитивні значення (displaystyle Delta H>0)(displaystyle Delta U>0), таким чином, продукти реакції містять більше енергії, ніж вихідні компоненти.

До ендотермічних реакцій відносяться:

реакції відновлення металів з оксидів,

електролізу (поглинається електрична енергія),

електролітичної дисоціації (наприклад, розчинення солей у воді),

іонізації,

вибух води-підводиться до малої кількості води велика кількість тепла витрачається на миттєве нагрівання і фазовий перехід рідини в перегріту пару, при цьому внутрішня енергія збільшується і проявляється у вигляді двох енергій пара-внутрішньомолекулярної теплової та міжмолекулярної потенційної.

фотосинтезу.

Екзотермічна реакція - Хімічна реакція, що супроводжується виділенням теплоти. Протилежна до ендотермічної реакції.

З грецької мови слово «amphoteros» перекладається як «той та інший». Амфотерність – це двоїстість кислотно-основних властивостей речовини. Амфотерні називають гідроксиди, які в залежності від умов можуть проявляти як кислотні, так і основні властивості.

Прикладом амфотерного гідроксиду може бути гідроксид цинку. Формула цього гідроксиду в основній формі - Zn(OH)2. Але можна записати формулу гідроксиду цинку в кислотній формі, поставивши перше місце атоми водню, як і формулах неорганічних кислот: H2ZnO2 (Рис. 1). Тоді ZnO22- буде кислотним залишком із зарядом 2-.

Мал. 1. Формули гідроксиду цинку

Особливістю амфотерного гідроксиду і те, що у ньому мало різняться по міцності зв'язку О-Н і Zn-O. Звідси і двоїстість властивостей. У реакціях з кислотами, готовими віддати катіони водню, гідроксиду цинку вигідно розривати зв'язок Zn-O, віддаючи ОН-групу і виступаючи в ролі основи. В результаті таких реакцій утворюються солі, в яких цинк є катіоном, тому їх називають солями катіонного типу:

Zn(OH)2 + 2HCl = ZnCl2 + 2H2O (підстава)

У реакціях з лугами гідроксид цинку виступає як кислоти, віддаючи водень. У цьому утворюються солі аніонного типу (цинк входить до складу кислотного залишку - аніону цинкату). Наприклад, при сплавленні гідроксиду цинку з твердим гідроксидом натрію утворюється Na2ZnO2 - середня сіль аніонного типу цинкат натрію:

H2ZnO2 + 2NaOH(ТВ.) = Na2ZnO2 + 2H2O (кислота)

При взаємодії з розчинами лугів амфотерні гідроксиди утворюють комплексні розчинні солі. Наприклад, при взаємодії гідроксиду цинку з розчином гідроксиду натрію утворюється тетрагидроксоцинкат натрію:

Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2

2 - складний аніон, який прийнято укладати в квадратні дужки.

Таким чином, амфотерність гідроксиду цинку обумовлена ​​можливістю існування іонів цинку у водному розчині у складі як катіонів, так і аніонів. Склад цих іонів залежить від кислотності середовища. У лужному середовищі стійкі аніони ZnO22-, а кислотному середовищі стійкі катіони Zn2+.

Амфотерні гідроксиди - нерозчинні у воді речовини, і при нагріванні вони розкладаються на оксид металу та воду:

Zn(OH)2 = ZnO + H2O

2Fe(OH)3 = Fe2O3 + 3H2O

2Al(OH)3 = Al2O3 + 3H2O

Ступінь окислення металу в гідроксиді та оксиді має бути однаковим.

Амфотерні гідроксиди - нерозчинні у воді сполуки, тому їх можна отримати реакції обміну між розчином солі перехідного металу і лугом. Наприклад, гідроксид алюмінію утворюється при взаємодії розчинів хлориду алюмінію та гідроксиду натрію:

AlCl3 + 3NaOH = Al(OH)3↓ + 3NaCl

При зливанні даних розчинів утворюється білий желеподібний осад гідроксиду алюмінію (рис. 2).

Але при цьому не можна допустити надлишку лугу, адже амфотерні гідроксиди розчиняються у лугах. Тому замість лугу краще використовувати водний розчин аміаку. Це слабка основа, в якій гідроксид алюмінію не розчиняється. При взаємодії хлориду алюмінію з водним розчином аміаку утворюється гідроксид алюмінію та хлорид амонію:

AlCl3+3NH3. H2O = Al(OH)3↓ + 3NH4Cl

Мал. 2. Утворення осаду гідроксиду алюмінію

Амфотерні гідроксиди утворені перехідними хімічними елементами та виявляють подвійні властивості, тобто є одночасно і кислотою, і основою. Отримаємо та підтвердимо амфотерний характер гідроксиду алюмінію.

Отримаємо в пробірці осад гідроксиду алюмінію. Для цього до розчину сульфату алюмінію приллємо невелику кількість розчину лугу (гідроксиду натрію) до появи осаду (рис. 1). Зверніть увагу: на даному етапі луг не повинен бути надлишком. Отриманий осад білого кольору - це гідроксид алюмінію:

Al2(SO4)3 + 6NaOH = 2Al(OH)3↓ + 3Na2SO4

Для наступного досвіду розділимо одержаний осад на дві частини. Щоб довести, що гідроксид алюмінію виявляє властивості кислоти, треба провести його реакцію із лугом. І навпаки, для доказу основних властивостей гідроксиду алюмінію змішаємо його із кислотою. В одну пробірку з осадом гідроксиду алюмінію приливаємо розчин лугу - натрію гідроксиду (цього разу береться надлишок лугу). Осад розчиняється. В результаті реакції утворюється комплексна сіль - гідроксоалюмінат натрію:

Al(OH)3 + NaOH = Na

У другу пробірку з осадом приллємо розчин соляної кислоти. Осад теж розчиняється. Отже, гідроксид алюмінію реагує як зі лугом, а й кислотою, т. е. виявляє амфотерні властивості. В даному випадку протікає реакція обміну, утворюються хлорид алюмінію та вода:

Досвід № 3. Взаємодія розчину тетрагідроксоалюмінінату натрію з соляною кислотою та вуглекислим газом

До розчину гідроксоалюмінату натрію додаватимемо краплями розведений розчин соляної кислоти. Спостерігаємо випадання осаду гідроксиду алюмінію та його наступне розчинення:

Na + HCl = Al(OH)3 + NaCl + H2O

Al(OH)3+ 3HCl = AlCl3 + 3H2O

Тетрагідроксоалюмінат натрію нестійкий і в кислому середовищі руйнується. Подивимося, чи руйнує комплекс слабка вугільна кислота.

Через розчин тетрагідроксоалюмінату натрію пропускатимемо вуглекислий газ. Вуглекислий газ, у свою чергу, отримуємо по реакції між мармуром та соляною кислотою. Через деякий час утворюється завис нерозчинного у воді гідроксиду алюмінію, яка при подальшому пропусканні вуглекислого газу не зникає.

Na + CO2 = Al(OH)3 + NaHCO3

Т. е. надлишок вуглекислоти не розчиняє гідроксид алюмінію.

Джерела

http://www.youtube.com/watch?t=146&v=EQO8iViXb1s

http://www.youtube.com/watch?t=6&v=85N0v3cQ-lI

джерело презентації - http://ppt4web.ru/khimija/amfoternye-oksidy-i-gidroksidy.html

http://interneturok.ru/ru/school/chemistry/11-klass