Hidroxizi amfoteri, metode de preparare și proprietăți. Oxizi și hidroxizi amfoteri: proprietăți fizice și chimice, preparare, aplicare

Următorii oxizi de elemente sunt amfoteri principal subgrupe: BeO, A1 2 O 3, Ga 2 O 3, GeO 2, SnO, SnO 2, PbO, Sb 2 O 3, PoO 2. Hidroxizii amfoteri sunt următorii hidroxizi ai elementelor principal subgrupe: Be(OH) 2, A1(OH) 3, Sc(OH) 3, Ga(OH) 3, In(OH) 3, Sn(OH) 2, SnO 2 nH 2 O, Pb(OH) 2 , Pb02nH20.

Caracterul de bază al oxizilor și hidroxizilor elementelor unui subgrup crește odată cu creșterea număr de serie element (când se compară oxizi și hidroxizi ai elementelor în aceeași stare de oxidare). De exemplu, N 2 O 3, P 2 O 3, As 2 O 3 sunt oxizi acizi, Sb 2 O 3 este un oxid amfoter, Bi 2 O 3 este un oxid bazic.

Să luăm în considerare proprietățile amfotere ale hidroxizilor folosind exemplul compușilor de beriliu și aluminiu.

Hidroxidul de aluminiu prezintă proprietăți amfotere, reacționează atât cu bazele, cât și cu acizii și formează două serii de săruri:

1) în care elementul A1 este sub formă de cation;

2A1(OH) 3 + 6HC1 = 2A1C1 3 + 6H 2 O A1(OH) 3 + 3H + = A1 3+ + 3H 2 O

În această reacție, A1(OH) 3 acționează ca bază, formând o sare în care aluminiul este cationul A1 3+;

2) în care elementul A1 face parte din anion (aluminați).

A1(OH)3 + NaOH = NaA1O2 + 2H2O.

În această reacție, A1(OH) 3 acționează ca un acid, formând o sare în care aluminiul face parte din anionul AlO 2 –.

Formulele aluminaților dizolvați sunt scrise într-o manieră simplificată, adică produsul format în timpul deshidratării sării.

În literatura chimică puteți găsi diferite formule ale compușilor formați când hidroxidul de aluminiu este dizolvat în alcali: NaA1O 2 (metaaluminat de sodiu), tetrahidroxialuminat de sodiu Na. Aceste formule nu se contrazic, deoarece diferența lor este asociată cu diferite grade de hidratare a acestor compuși: NaA1O 2 · 2H 2 O este o notație diferită pentru Na. Când A1(OH)3 este dizolvat în exces alcalin, se formează tetrahidroxialuminat de sodiu:

A1(OH)3 + NaOH = Na.

Când reactivii sunt sinterizați, se formează metaaluminat de sodiu:

A1(OH)3 + NaOH ==== NaA1O2 + 2H2O.

Astfel, putem spune că în soluțiile apoase există simultan ioni precum [A1(OH) 4 ] - sau [A1(OH) 4 (H 2 O) 2 ] - (pentru cazul în care ecuația reacției este întocmită luând luând în considerare învelișul de hidratare), iar notația A1O 2 este simplificată.

Datorită capacității de reacție cu alcalii, hidroxidul de aluminiu, de regulă, nu se obține prin acțiunea alcaline asupra soluțiilor de săruri de aluminiu, ci folosind o soluție de amoniac:

A12(SO4)3 + 6NH3H2O = 2A1(OH)3 + 3(NH4)2S04.

Printre hidroxizii elementelor din a doua perioadă, hidroxidul de beriliu prezintă proprietăți amfotere (beriliul însuși prezintă o similitudine diagonală cu aluminiul).

Cu acizi:

Be(OH)2 + 2HC1 = BeC12 + 2H2O.

Cu motive:

Be(OH)2 + 2NaOH = Na2 (tetrahidroxoberilat de sodiu).

Într-o formă simplificată (dacă ne imaginăm Be(OH)2 ca acid H2BeO2)

Be(OH)2 + 2NaOH(concentrat fierbinte) = Na2BeO2 + 2H2O.

berilat Na

Hidroxizii elementelor subgrupurilor laterale, corespunzătoare stărilor de oxidare superioare, au cel mai adesea proprietăți acide: de exemplu, Mn 2 O 7 - HMnO 4; CrO3 – H2CrO4. Oxizii și hidroxizii inferiori se caracterizează printr-o predominanță a proprietăților de bază: CrO – Cr(OH) 2; МnО – Mn(OH) 2; FeO – Fe(OH) 2. Compușii intermediari corespunzători stărilor de oxidare +3 și +4 prezintă adesea proprietăți amfotere: Cr 2 O 3 – Cr(OH) 3; Fe 2 О 3 – Fe(OH) 3. Să ilustrăm acest model folosind exemplul compușilor de crom (Tabelul 9).

Tabelul 9 – Dependența naturii oxizilor și hidroxizilor corespunzători acestora de gradul de oxidare al elementului

Interacțiunea cu acizii duce la formarea unei sări în care elementul de crom este sub formă de cation:

2Cr(OH)3 + 3H2SO4 = Cr2(SO4)3 + 6H2O.

sulfat de Cr(III).

Interacțiunea cu bazele duce la formarea sării, în care elementul de crom face parte din anion:

Cr(OH)3 + 3NaOH = Na3 + 3H2O.

Hexahidroxocromat de Na (III)

Oxidul și hidroxidul de zinc ZnO, Zn(OH) 2 sunt de obicei compuși amfoteri, Zn(OH) 2 se dizolvă ușor în soluții de acizi și alcalii.

Interacțiunea cu acizii duce la formarea unei sări în care elementul zinc este sub formă de cation:

Zn(OH)2 + 2HC1 = ZnCI2 + 2H2O.

Interacțiunea cu bazele duce la formarea unei sări în care elementul zinc face parte din anion. Când interacționează cu alcalii in solutii se formează tetrahidroxicinați, în timpul fuziunii– zincați:

Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2.

Sau la fuziune:

Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2ZnO2 + 2H2O.

Hidroxidul de zinc este preparat în mod similar cu hidroxidul de aluminiu.

Există trei clase principale de compuși chimici anorganici: oxizi, hidroxizi și săruri. Primele sunt împărțite în două grupe: care nu formează sare (acestea includ monoxid de carbon, protoxid de azot, monoxid de azot etc.) și care formează sare, care, la rândul lor, sunt bazice, acide și amfotere. Hidroxizii sunt împărțiți în acizi, baze și amfoteri. Există săruri bazice, acide, medii și duble. Oxizii și hidroxizii amfoteri vor fi descriși mai detaliat mai jos.

Ce este amfoteritatea?

Aceasta este capacitatea unei substanțe chimice anorganice de a prezenta atât proprietăți acide, cât și proprietăți bazice, în funcție de condițiile de reacție. Substanțele care au acest tip de caracteristică pot include oxizi și hidroxizi. Printre primele se numără oxidul și dioxidul de staniu, beriliu, mangan, zinc, fier (II), (III). Hidroxizii amfoteri sunt reprezentați de următoarele substanțe: beriliu, aluminiu, hidroxid de fier (II), metahidroxid de fier și aluminiu, dihidroxid-oxid de titan. Cei mai obișnuiți și mai des utilizați dintre compușii enumerați mai sus sunt fierul și oxidul de aluminiu, precum și hidroxizii acestor metale.

Proprietățile chimice ale oxizilor amfoteri

Oxizi amfoteri au atât proprietățile compușilor acizi cât și bazici. Ca acizi, pot interacționa cu alcalii. În acest tip de reacție se formează sare și apă. De asemenea, reacţionează chimic cu oxizii bazici. Afișându-și proprietățile de bază, ele interacționează cu acizii, rezultând formarea de sare și apă, precum și cu oxizi acizi, datorită cărora se poate obține sare.

Exemple de ecuații de reacție care implică oxizi amfoteri

AI 2 O 3 + 2KOH = 2KAIO 2 + H 2 O - această reacție arată proprietățile acide ale oxizilor amfoteri. 2АІ 2 О 3 + 6НСІ = 4АІСІ 3 + 3Н 2 О; АІ 2 О 3 + 3СО 2 = АІ2(СО 3) 3 - aceste ecuații servesc ca exemplu al proprietăților chimice de bază ale unor astfel de oxizi.

Proprietățile chimice ale hidroxizilor amfoteri

Ele sunt capabile să reacționeze chimic atât cu acizi puternici, cât și cu alcalii, iar unii dintre ei reacționează și cu acizi slabi. Toate, atunci când sunt expuse la temperaturi ridicate, se descompun în oxid și apă. Când un hidroxid amfoter reacţionează cu un acid, se formează sare şi apă. Toți astfel de hidroxizi sunt insolubili în apă și, prin urmare, pot reacționa numai cu soluții ale anumitor compuși, dar nu și cu substanțe uscate.

Proprietățile fizice ale oxizilor amfoteri, metodele de preparare și aplicare a acestora

Oxidul de ferum(II) este poate cel mai comun oxid amfoter. Există destul de multe moduri de a-l obține. Este utilizat pe scară largă în industrie. Alți oxizi amfoteri sunt utilizați și în multe industrii: de la metalurgie la industria alimentară.

Aspectul, prepararea și utilizarea oxidului de ferum (II).

Este un solid negru. Rețeaua sa cristalină este similară cu cea a sării de masă. Poate fi găsit în natură sub formă de mineral wustite.
Dat component chimic ia patru căi diferite. Primul— reducerea oxidului de fier (III) folosind monoxid de carbon. În acest caz, amestecând aceeași cantitate din aceste două substanțe, puteți obține două părți de oxid de fier (II) și o parte de dioxid de carbon. A doua metodă preparare - interacțiunea fierului cu oxizii săi, de exemplu, oxidul de ferum (III), fără formarea de produse secundare.

Cu toate acestea, pentru o astfel de reacție este necesar să se creeze condiții în formă temperatura ridicata— 900-1000 de grade Celsius. A treia cale- o reacție între fier și oxigen, în acest caz se formează doar oxid de fier (II). Pentru a efectua acest proces, va fi necesară și încălzirea substanțelor inițiale. A patra metodă obtinut este oxalat feros. Această reacție necesită temperaturi ridicate, precum și un vid. Ca rezultat, oxidul de ferum (II), dioxidul de carbon și monoxidul de carbon se formează într-un raport de 1:1:1. Din cele scrise mai sus putem concluziona că cea mai simplă și care nu necesită condiții speciale este prima metodă de obținere a acestei substanțe. Oxidul de fier (II) este folosit pentru topirea fontei; este, de asemenea, unul dintre componentele unor coloranți și este utilizat în procesul de înnegrire a oțelului.

Oxid de fier (III).

Acesta nu este un oxid amfoter mai puțin comun decât cel descris mai sus. În condiții normale, este o substanță solidă cu o culoare roșu-maro. În natură se găsește sub formă de hematit mineral, care este folosit la fabricarea de bijuterii. În industrie, această substanță este utilizată pe scară largă: este folosită pentru a colora unele materiale de construcții, cum ar fi cărămidă, plăci de pavaj etc., la fabricarea vopselelor, inclusiv imprimării și emailurilor. Substanța în cauză servește și ca colorant alimentar numit E172. În industria chimică este utilizat în producția de amoniac ca catalizator.

Oxid de aluminiu

Oxizii amfoteri includ și oxidul de aluminiu în lista lor. Această substanță în condiții normale are o stare solidă. Culoarea acestui oxid este albă. În natură, o parte din ea poate fi găsită sub formă de alumină, precum și safir și rubin. Folosit în principal în industria chimică ca catalizator. Dar este folosit și la fabricarea ceramicii.

Oxid de zinc

Acest compus chimic este, de asemenea, amfoter. Acest solid incolor este insolubil în apă. Se obține în principal prin descompunerea diverșilor compuși de zinc. De exemplu, nitratul său. Aceasta eliberează oxid de zinc, dioxid de azot și oxigen. De asemenea, puteți extrage această substanță prin descompunerea carbonatului de zinc. Într-o astfel de reacție, pe lângă compusul dorit, se mai eliberează dioxid de carbon. Este, de asemenea, posibil ca hidroxidul de zinc să se descompună în oxidul său și apă. Pentru a efectua toate cele trei procese de mai sus, este necesară expunerea la temperaturi ridicate. Oxidul de zinc este utilizat în diverse industrii, de exemplu, în industria chimică (ca catalizator) pentru fabricarea sticlei, în medicină pentru tratarea defectelor pielii.

Oxid de beriliu

Se obține în principal prin descompunerea termică a hidroxidului acestui element. Aceasta produce și apă. Arată ca o substanță solidă, incoloră. Acest oxid își găsește aplicarea în diverse industrii ca material rezistent la căldură.

Oxid de staniu

Are o culoare închisă și este solidă în condiții normale. Se poate obține, ca mulți alți oxizi amfoteri, prin descompunerea hidroxidului său. Ca urmare, se formează substanța în cauză și apa. Acest lucru necesită, de asemenea, expunerea la temperaturi ridicate. Acest compus este utilizat în industria chimică ca agent reducător în reacțiile redox și mai rar utilizat ca catalizator.

Proprietăți, prepararea și aplicarea hidroxizilor amfoteri

Hidroxizii amfoteri sunt utilizați nu mai puțin pe scară largă decât oxizii. Datorită comportamentului lor chimic versatil, ele sunt utilizate în principal pentru prepararea tuturor tipurilor de compuși. În plus, hidroxidul de fier (un solid incolor) este utilizat la fabricarea bateriilor; hidroxid de aluminiu - pentru purificarea apei; hidroxid de beriliu – pentru a obține oxid.

Motive - Acesta este un compus chimic care poate forma o legătură covalentă cu un proton (baza Bronsted) sau cu un orbital liber al unui alt compus chimic (baza Lewis)

Proprietățile chimice ale bazelor

Alcaline	Baze insolubile
Schimbarea culorii indicatoarelor
fenolftaleină - zmeură metil portocaliu - portocaliu turnesol albastru indicator universal - de la albastru la violet	nu te schimba
Interacțiunea cu acizii (reacție de neutralizare)
2NaOH+H2SO4=Na2SO4+2H2O2NaOH+H2SO4=Na2SO4+2H2O	Cu(OH)2+2HNO3=Cu(NO3)2+2H2OCu(OH)2+2HNO3=Cu(NO3)2+2H2O
Interacțiunea cu oxizii acizi
SO2+2KOH=K2SO3+H2O4SO2+2KOH=K2SO3+H2O4
Interacțiunea cu oxizii amfoteri
Al2O3+6NaOH+3H2O=2Na3Al2O3+6NaOH+3H2O=2Na3 în soluție Al2O3+2NaOH=2NaAlO2+H2OAl2O3+2NaOH=2NaAlO2+H2O în topitură
Interacțiunea cu sărurile
medie (regula Berthollet): 2NaOH+MgSO4=Mg(OH)2↓+Na2SO42NaOH+MgSO4=Mg(OH)2↓+Na2SO4 NaHCO3+NaOH=Na2CO3+H2ONaHCO3+NaOH=Na2CO3+H2O
Descompunerea termică
nu se descompun, cu excepția LiOH: 2LiOH−→−−−−−−800∘C,H2Li2O+H2O2LiOH→800∘C,H2Li2O+H2O	Cu(OH)2=CuO+H2OCu(OH)2=CuO+H2O
Interacțiunea cu nemetale
2NaOH(conc., rece)+Cl2=NaClO+NaCl+H2O2NaOH(conc., rece)+Cl2=NaClO+NaCl+H2O 6NaOH(conc., hor.)+3Cl2=NaClO3+5NaCl+3H2O6NaOH(conc., hor.)+3Cl2=NaClO3+5NaCl+3H2O

Metode de obținere a bazelor

1 . electroliza soluțiilor apoase de sare metale active:

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

În timpul electrolizei sărurilor metalice din seria de tensiune până la aluminiu, apa este redusă la catod cu eliberarea de hidrogen gazos și ioni de hidroxid. Cationii metalici formați în timpul disocierii sării formează baze cu ionii de hidroxid rezultați.

2 . interacțiunea metalelor cu apa: 2Na+2H2O=2NaOH+H22Na+2H2O=2NaOH+H2 Această metodă nu are aplicație practică nici în laborator, nici în industrie

3 . interacțiunea oxizilor cu apa: CaO+H2O=Ca(OH)2CaO+H2O=Ca(OH)2

4 . reacții de schimb(se pot obține atât baze solubile, cât și insolubile): Ba(OH)2+K2SO4=2KOH+BaSO4↓Ba(OH)2+K2SO4=2KOH+BaSO4↓ CuCl2+2NaOH=Cu(OH)2↓+2NaNO3

Compuși amfoteri - Acest substanțe care, în funcție de condițiile de reacție, prezintă proprietăți acide sau bazice.

Hidroxizi amfoteri – substanțe insolubile în apă, iar la încălzire se descompun în oxid metalic și apă:

Zn(OH)2 = ZnO + H2O

2Fe(OH)3 = Fe2O3 + 3H2O

2Al(OH)3 = Al2O3 + 3H2O

Un exemplu de hidroxid amfoter este hidroxidul de zinc. Formula acestui hidroxid în forma sa principală este Zn(OH)2. Dar puteți scrie formula hidroxidului de zinc sub formă acidă, punând pe primul loc atomii de hidrogen, ca în formulele acizilor anorganici: H 2 ZnO 2 (Fig. 1). Apoi ZnO 2 2- va fi un reziduu acid cu o sarcină de 2-.

O caracteristică a hidroxidului amfoter este că diferă puțin în putere Conexiuni O-Nși Zn-O. De aici dualitatea proprietăților. În reacțiile cu acizi care sunt gata să doneze cationi de hidrogen, este avantajos ca hidroxidul de zinc să rupă legătura Zn-O, donând o grupă OH și acționând ca bază. Ca urmare a unor astfel de reacții, se formează săruri în care zincul este un cation, de aceea se numesc săruri cationice:

Zn(OH)2 + 2HCI = ZnCI2 + 2H2O

Oxizi amfoteri - oxizi formatori de sare care, în funcție de condiții, prezintă fie proprietăți bazice, fie acide (adică prezintă amfoteritate). Formată din metale de tranziție. Metalele din oxizii amfoteri prezintă de obicei stări de oxidare de la III la IV, cu excepția ZnO, BeO, SnO, PbO.

Oxizi amfoteri au o natură dublă: pot interacționa cu acizi și baze (alcali):

Al 2 O 3 + 6HCI = 2AICI 3 + 3 H 2 O,

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

Oxizi amfoteri tipici :H 2 O, BeO, Al 2 O 3 , Cr 2 O 3 , Fe 2 O 3 si etc.

9. Termodinamica chimica. Concepte de sistem, entropie, entalpie, efect termic al unei reacții chimice, legea lui Hess și corolarul acesteia. Endoterma și exoterma reacțiilor, legile 1 și 2 ale termodinamicii, Viteza reacției chimice (factori care influențează), regula lui Van't Hoff, ecuația lui Van't Hoff.

Termodinamica chimica – o știință care studiază condițiile de stabilitate a sistemelor și legilor.

Termodinamica – știința macrosistemelor.

Sistem termodinamic - o parte macroscopică a lumii înconjurătoare în care au loc diverse procese fizice și chimice.

Sistem dispersat se numește sistem eterogen în care particulele mici dintr-o fază sunt distribuite uniform în volumul altei faze.

Entropie (Din greacă entropia) - întoarcere, transformare. Conceptul de entropie a fost introdus pentru prima dată în termodinamică pentru a determina măsura disipării ireversibile a energiei. Entropia este utilizată pe scară largă în alte domenii ale științei: în fizica statistică ca măsură a probabilității de apariție a oricărei stări macroscopice; în teoria informației, o măsură a incertitudinii oricărei experiențe (test), care poate avea rezultate diferite. Toate aceste interpretări ale entropiei au o legătură internă profundă.

Entalpie (funcția termică, conținutul de căldură) - potențial termodinamic care caracterizează starea sistemului în echilibru termodinamic la alegerea presiunii, entropiei și a numărului de particule ca variabile independente.

Mai simplu spus, entalpia este acea energie care este disponibilă pentru a fi convertită în căldură la o anumită presiune constantă.

Se obișnuiește să se indice efectele termice în ecuațiile termochimice reacții chimice, folosind valorile entalpiei (conținutului de căldură) ale sistemului ΔH.

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

Pentru reacțiile endoterme ΔH > 0.

Efectul termic al unei reacții chimice este căldura eliberată sau absorbită pentru cantități date de substanțe care reacţionează.

Efectul termic al unei reacții depinde de starea substanțelor.

Luați în considerare ecuația termochimică pentru reacția hidrogenului cu oxigenul:

2H 2 (G)+O 2 (G)= 2H 2 O(G), ΔH=−483.6kJ

Această intrare înseamnă că atunci când 2 moli de hidrogen reacţionează cu 1 mol de oxigen, se formează 2 moli de apă în stare gazoasă. În acest caz, se eliberează 483,6 (kJ) de căldură.

legea lui Hess - Efectul termic al unei reacții chimice efectuate în condiții izobar-izoterme sau izocoric-izoterme depinde numai de tipul și starea materiilor prime și a produselor de reacție și nu depinde de calea de apariție a acesteia.

Corolare din legea lui Hess:

Efectul termic al reacției inverse este egal cu efectul termic al reacției directe cu semnul opus, adică. pentru reacții

efectele termice corespunzătoare acestora sunt legate de egalitate

2. Dacă, în urma unei serii de reacții chimice succesive, sistemul ajunge într-o stare care coincide complet cu cea inițială (proces circular), atunci suma efectelor termice ale acestor reacții este zero, adică. pentru o serie de reacții

suma efectelor lor termice

Entalpia de formare este înțeleasă ca efectul termic al reacției de formare a 1 mol dintr-o substanță din substanțe simple. Se folosesc de obicei entalpii standard de formare. Sunt desemnați sau (deseori unul dintre indici este omis; f - din formația engleză).

Prima lege a termodinamicii - Schimbare energie interna a unui sistem în timpul tranziției sale de la o stare la alta este egală cu suma muncii forțelor externe și a cantității de căldură transferată sistemului

Conform primei legi a termodinamicii, munca poate fi realizată numai prin căldură sau prin altă formă de energie. În consecință, munca și cantitatea de căldură sunt măsurate în aceleași unități - jouli (precum și energia).

unde ΔU este modificarea energiei interne, A este munca forțelor externe, Q este cantitatea de căldură transferată sistemului.

A doua lege a termodinamicii - Un proces este imposibil, al cărui singur rezultat ar fi transferul de căldură de la un corp mai rece la unul mai fierbinte

regula lui Van't Hoff afirmă că la fiecare creștere cu 10° a temperaturii, viteza unei reacții chimice crește de 2-4 ori.

Ecuația care descrie această regulă este:(\displaystyle ~V_(2)=V_(1)\cdot \gamma ^(\frac (T_(2)-T_(1))(10)))

unde V2 este viteza de reacţie la temperatura t2 şi V1 este viteza de reacţie la temperatura t1;

ɣ este coeficientul de temperatură al vitezei de reacție. (dacă este egală cu 2, de exemplu, atunci viteza de reacție va crește de 2 ori când temperatura crește cu 10 grade).

Reacții endoterme - reacţii chimice însoţite de absorbţia căldurii. Pentru reacțiile endoterme, modificarea entalpiei și a energiei interne au valori pozitive (\displaystyle \Delta H>0)(\displaystyle \Delta U>0), astfel încât produsele de reacție conțin mai multă energie decât componentele inițiale.

Reacțiile endoterme includ:

reacții de reducere a metalelor din oxizi,

electroliza (energia electrică este absorbită),

disocierea electrolitică (de exemplu, dizolvarea sărurilor în apă),

ionizare,

explozie de apă - furnizată la o cantitate mică de apă un numar mare de căldura este cheltuită pentru încălzirea instantanee și tranziția de fază a lichidului în abur supraîncălzit, în timp ce energia internă crește și se manifestă sub forma a două energii de abur - potențial termic intramolecular și intermolecular.

fotosinteză.

Reacție exotermă - o reacție chimică însoțită de degajare de căldură. Opusul unei reacții endoterme.

Tema: Clasele principale de compuși, proprietățile lor și reacțiile tipice

Lecția: Hidroxizi amfoteri

CU limba greacă cuvântul „amphoteros” se traduce prin „ambele”. Amfoteritatea este dualitatea proprietăților acido-bazice ale unei substanțe. Hidroxizii amfoteri sunt cei care, în funcție de condiții, pot prezenta atât proprietăți acide, cât și bazice.

Orez. 1. Formule de hidroxid de zinc

O caracteristică a hidroxidului amfoter este că diferă puțin în puterea legăturilor O-H și Zn-O. De aici dualitatea proprietăților. În reacțiile cu acizi care sunt gata să doneze cationi de hidrogen, este avantajos ca hidroxidul de zinc să rupă legătura Zn-O, donând o grupă OH și acționând ca bază. Ca urmare a unor astfel de reacții, se formează săruri în care zincul este un cation, de aceea se numesc săruri cationice:

Zn(OH)2 + 2HCI = ZnCI2 + 2H2O

(baza)

În reacțiile cu alcalii, hidroxidul de zinc acționează ca un acid, dând hidrogen. În acest caz, se formează săruri de tip anionic (zincul face parte din reziduul acid - anionul zincat). De exemplu, atunci când hidroxidul de zinc este topit cu hidroxid de sodiu solid, se formează Na 2 ZnO 2 - o sare medie de zincat de sodiu de tip anionic:

H 2 ZnO 2 + 2NaOH (TV.) = Na 2 ZnO 2 + 2H 2 O

(acid)

Atunci când interacționează cu soluțiile alcaline, hidroxizii amfoteri formează săruri complexe solubile. De exemplu, când hidroxidul de zinc reacționează cu o soluție de hidroxid de sodiu, se formează tetrahidroxozincat de sodiu:

Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2

2- este un anion complex, care este de obicei cuprins între paranteze pătrate.

Astfel, amfoteritatea hidroxidului de zinc se datorează posibilității existenței ionilor de zinc într-o soluție apoasă ca parte atât a cationilor, cât și a anionilor. Compoziția acestor ioni depinde de aciditatea mediului. ÎN mediu alcalin Anionii ZnO 2 2- sunt stabili, iar cationii Zn 2+ sunt stabili într-un mediu acid.

Hidroxizii amfoteri sunt substanțe insolubile în apă și, atunci când sunt încălziți, se descompun în oxid de metal și apă:

Zn(OH)2 = ZnO + H2O

2Fe(OH)3 = Fe2O3 + 3H2O

2Al(OH)3 = Al2O3 + 3H2O

Gradul de oxidare a metalului în hidroxid și oxid trebuie să fie același.

Hidroxizii amfoteri sunt compuși insolubili în apă, deci pot fi obținuți printr-o reacție de schimb între o soluție de sare de metal tranzițional și un alcalin. De exemplu, hidroxidul de aluminiu se formează prin reacția soluțiilor de clorură de aluminiu și hidroxid de sodiu:

AlCI3 + 3NaOH = Al(OH)3↓ + 3NaCl

Când aceste soluții sunt scurse, se formează un precipitat alb de hidroxid de aluminiu, asemănător jeleului (Fig. 2).

Dar, în același timp, un exces de alcali nu poate fi permis, deoarece hidroxizii amfoteri se dizolvă în alcalii. Prin urmare, în loc de alcali, este mai bine să utilizați o soluție apoasă de amoniac. Este o bază slabă în care hidroxidul de aluminiu nu se dizolvă. Când clorura de aluminiu reacţionează cu soluție apoasă amoniacul produce hidroxid de aluminiu și clorură de amoniu:

ACI3 + 3NH3. H20 = Al(OH)3↓ + 3NH4CI

Orez. 2. Formarea precipitatului de hidroxid de aluminiu

Bibliografie

Novoshinsky I. I., Novoshinskaya N. S. Chimie. Manual pentru invatamantul general clasa a X-a. stabilire Nivel de profil. - M.: SRL „TID” cuvânt rusesc- RS", 2008. (§54)
Kuznetsova N. E., Litvinova T. N., Levkin A. N. Chimie: clasa a XI-a: Manual pentru elevii de învățământ general. stabilire (nivel de profil): în 2 părți.Partea 2. M.: Ventana-Graf, 2008. (p. 110-111)
Radetsky A.M. Chimie. Material didactic. 10-11 clase. - M.: Educație, 2011.
Khomchenko I. D. Culegere de probleme și exerciții de chimie pentru liceu. - M.: RIA „New Wave”: Editura Umerenkov, 2008.

Tutorial video 2: Hidroxizi amfoteri. Experimente

Lectura: Caracteristică Proprietăți chimice baze și hidroxizi amfoteri

Hidroxizi și clasificarea lor

După cum știți deja, bazele sunt formate din atomi de metal și o grupare hidroxo (OH -), prin urmare se numesc altfel hidroxizi. Există mai multe clasificări de baze.

1. În ceea ce privește apa, acestea se împart în:

solubil,

insolubil.

Bazele solubile includ hidroxizi ai metalelor alcaline și alcalino-pământoase, motiv pentru care sunt numite alcaline. În această grupă poate fi inclus și hidroxidul de amoniu, dar, spre deosebire de primul, este mai mult electrolit slab. Bazele formate de alte metale nu se dizolvă în apă. Alcalii dintr-o soluție apoasă se disociază complet în cationi metalici și anioni hidroxid - OH - ioni. De exemplu: NaOH → Na + + OH - .

2. Prin interacțiunea cu ceilalți chimicale hidroxizii se împart în:

hidroxizi bazici,

hidroxizi acizi (acizi care conțin oxigen),

hidroxizi amfoteri.

Această diviziune depinde de sarcina cationului metalic. Când sarcina cationului este +1 sau +2, hidroxidul va avea proprietăți de bază. Bazele amfotere sunt considerate a fi hidroxizi ai căror cationi metalici au o sarcină de +3 și +4.

Dar există o serie de excepții:

La(OH)3, Bi(OH)3, Tl(OH)3 – baze;

Be (OH) 2 , Sn (OH) 2 , Pb (OH) 2 , Zn (OH) 2 , Ge (OH) 2 sunt baze amfotere.

Proprietățile chimice ale bazelor

Bazele sunt capabile să reacționeze cu acizi și oxizi acizi. În timpul interacțiunii, se formează săruri și apă:

Ba(OH)2 + C02 → BaC03 + H20;

KOH + HCI → KCI + H2O.

Alcaliile și hidroxidul de amoniu reacționează întotdeauna cu soluțiile sărate, numai în cazul formării de baze insolubile:

2KOH + FeCI2 → 2KCI + Fe(OH)2;

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

Reacția unui acid cu o bază se numește neutralizare. În timpul acestei reacții, cationii acizi H+ și anionii de bază OH- formează molecule de apă. După care, mediul de soluție devine neutru. Ca urmare, căldura începe să fie eliberată. În soluții, acest lucru duce la încălzirea treptată a lichidului. În cazul soluțiilor puternice, căldura este mai mult decât suficientă pentru a face ca lichidul să înceapă să fiarbă. Trebuie amintit că reacția de neutralizare are loc destul de repede.

Proprietățile chimice ale hidroxizilor amfoteri

Bazele amfotere reacţionează atât cu acizii, cât şi cu alcalii. În timpul interacțiunii, se formează sare și apă. Atunci când suferă orice reacție cu acizi, bazele amfotere prezintă întotdeauna proprietățile bazelor tipice:

Cr(OH)3 + 3HCI → CrCI3 + 3H2O.

În timpul reacției cu alcalii, bazele amfotere sunt capabile să prezinte proprietățile acizilor. În procesul de fuziune cu alcalii, se formează sare și apă.