Какие металлы образуют амфотерные гидроксиды

Обновлено: 17.05.2024

Классификация неорганических веществ с примерами соединений

Теперь проанализируем представленную выше классификационную схему более детально.

Как мы видим, прежде всего все неорганические вещества делятся на простые и сложные:

Простыми веществами называют такие вещества, которые образованы атомами только одного химического элемента. Например, простыми веществами являются водород H₂, кислород O₂, железо Fe, углерод С и т.д.

Среди простых веществ различают металлы, неметаллы и благородные газы:

Металлы образованы химическими элементами, расположенными ниже диагонали бор-астат, а также всеми элементами, находящимися в побочных группах.

Благородные газы образованы химическими элементами VIIIA группы.

Неметаллы образованы соответственно химическими элементами, расположенными выше диагонали бор-астат, за исключением всех элементов побочных подгрупп и благородных газов, расположенных в VIIIA группе:

Названия простых веществ чаще всего совпадают с названиями химических элементов, атомами которых они образованы. Однако для многих химических элементов широко распространено такое явление, как аллотропия. Аллотропией называют явление, когда один химический элемент способен образовывать несколько простых веществ. Например, в случае химического элемента кислорода возможно существование молекулярных соединений с формулами O₂ и O₃. Первое вещество принято называть кислородом так же, как и химический элемент, атомами которого оно образовано, а второе вещество (O₃) принято называть озоном. Под простым веществом углеродом может подразумеваться любая из его аллотропных модификаций, например, алмаз, графит или фуллерены. Под простым веществом фосфором могут пониматься такие его аллотропные модификации, как белый фосфор, красный фосфор, черный фосфор.

Сложные вещества

Сложными веществами называют вещества, образованные атомами двух или более химических элементов.

Так, например, сложными веществами являются аммиак NH₃, серная кислота H₂SO₄, гашеная известь Ca(OH)₂ и бесчисленное множество других.

Среди сложных неорганических веществ выделяют 5 основных классов, а именно оксиды, основания, амфотерные гидроксиды, кислоты и соли:

Оксиды — сложные вещества, образованные двумя химическими элементами, один из которых кислород в степени окисления -2.

Общая формула оксидов может быть записана как Э_xO_y, где Э — символ какого-либо химического элемента.

Номенклатура оксидов

Название оксида химического элемента строится по принципу:

Fe₂O₃ — оксид железа (III); CuO — оксид меди (II); N₂O₅ — оксид азота (V)

Нередко можно встретить информацию о том, что в скобках указывается валентность элемента, однако же это не так. Так, например, степень окисления азота N₂O₅ равна +5, а валентность, как это ни странно, равна четырем.

В случае, если химический элемент имеет единственную положительную степень окисления в соединениях, в таком случае степень окисления не указывается. Например:

Na₂O — оксид натрия; H₂O — оксид водорода; ZnO — оксид цинка.

Классификация оксидов

Оксиды по их способности образовывать соли при взаимодействии с кислотами или основаниями подразделяют соответственно на солеобразующие и несолеобразующие.

Несолеобразующих оксидов немного, все они образованы неметаллами в степени окисления +1 и +2. Список несолеобразующих оксидов следует запомнить: CO, SiO, N₂O, NO.

Солеобразующие оксиды в свою очередь подразделяются на основные, кислотные и амфотерные.

Основными оксидами называют такие оксиды, которые при взаимодействии с кислотами (или кислотными оксидами) образуют соли. К основным оксидам относят оксиды металлов в степени окисления +1 и +2, за исключением оксидов BeO, ZnO, SnO, PbO.

Амфотерными оксидами называют оксиды, которые могут реагировать как с кислотами, так и основаниями, и в результате этих реакций образуют соли. Такие оксиды проявляют двойственную кислотно-основную природу, то есть могут проявлять свойства как кислотных, так и основных оксидов. К амфотерным оксидам относятся оксиды металлов в степенях окисления +3, +4, а также в качестве исключений оксиды BeO, ZnO, SnO, PbO.

Некоторые металлы могут образовывать все три вида солеобразующих оксидов. Например, хром образует основный оксид CrO, амфотерный оксид Cr₂O₃ и кислотный оксид CrO₃.

Как можно видеть, кислотно-основные свойства оксидов металлов напрямую зависят от степени окисления металла в оксиде: чем больше степень окисления, тем сильнее выражены кислотные свойства.

Основания

Основания — соединения с формулой вида Me(OH)_x, где x чаще всего равен 1 или 2.

Исключения: Be(OH)₂, Zn(OH)₂, Sn(OH)₂ и Pb(OH)₂ не относятся к основаниям, несмотря на степень окисления металла +2. Данные соединения являются амфотерными гидроксидами, которые еще будут рассмотрены в этой главе более подробно.

Классификация оснований

Основания классифицируют по количеству гидроксогрупп в одной структурной единице.

Основания с одной гидроксогруппой, т.е. вида MeOH, называют однокислотными основаниями, с двумя гидроксогруппами, т.е. вида Me(OH)₂, соответственно, двухкислотными и т.д.

Также основания подразделяют на растворимые (щелочи) и нерастворимые.

К щелочам относятся исключительно гидроксиды щелочных и щелочно-земельных металлов, а также гидроксид таллия TlOH.

Номенклатура оснований

Название основания строится по нижеследующему принципу:

Fe(OH)₂ — гидроксид железа (II),

Cu(OH)₂ — гидроксид меди (II).

В тех случаях, когда металл в сложных веществах имеет постоянную степень окисления, указывать её не требуется. Например:

NaOH — гидроксид натрия,

Ca(OH)₂ — гидроксид кальция и т.д.

Кислоты

Кислоты — сложные вещества, молекулы которых содержат атомы водорода, способные замещаться на металл.

Общая формула кислот может быть записана как H_xA, где H — атомы водорода, способные замещаться на металл, а A — кислотный остаток.

Например, к кислотам относятся такие соединения, как H₂SO₄, HCl, HNO₃, HNO₂ и т.д.

Классификация кислот

По количеству атомов водорода, способных замещаться на металл, кислоты делятся на:

— одноосновные кислоты: HF, HCl, HBr, HI, HNO₃;

Следует отметить, что количество атомов водорода в случае органических кислот чаще всего не отражает их основность. Например, уксусная кислота с формулой CH₃COOH, несмотря на наличие 4-х атомов водорода в молекуле, является не четырех-, а одноосновной. Основность органических кислот определяется количеством карбоксильных групп (-COOH) в молекуле.

Также по наличию кислорода в молекулах кислоты подразделяют на бескислородные (HF, HCl, HBr и т.д.) и кислородсодержащие (H₂SO₄, HNO₃, H₃PO₄ и т.д.). Кислородсодержащие кислоты называют также оксокислотами.

Более детально про классификацию кислот можно почитать здесь.

Номенклатура кислот и кислотных остатков

Нижеследующий список названий и формул кислот и кислотных остатков обязательно следует выучить.

В некоторых случаях облегчить запоминание может ряд следующих правил.

Как можно видеть из таблицы выше, построение систематических названий бескислородных кислот выглядит следующим образом:

HF — фтороводородная кислота;

HCl — хлороводородная кислота;

H₂S — сероводородная кислота.

Названия кислотных остатков бескислородных кислот строятся по принципу:

Например, Cl — — хлорид, Br — — бромид.

Названия кислородсодержащих кислот получают добавлением к названию кислотообразующего элемента различных суффиксов и окончаний. Например, если кислотообразующий элемент в кислородсодержащей кислоте имеет высшую степень окисления, то название такой кислоты строится следующим образом:

Например, серная кислота H₂S +6 O₄, хромовая кислота H₂Cr +6 O₄.

Все кислородсодержащие кислоты могут быть также классифицированы как кислотные гидроксиды, поскольку в их молекулах обнаруживаются гидроксогруппы (OH). Например, это видно из нижеследующих графических формул некоторых кислородсодержащих кислот:

Таким образом, серная кислота иначе может быть названа как гидроксид серы (VI), азотная кислота — гидроксид азота (V), фосфорная кислота — гидроксид фосфора (V) и т.д. При этом число в скобках характеризует степень окисления кислотообразующего элемента. Такой вариант названий кислородсодержащих кислот многим может показаться крайне непривычным, однако же изредка такие названия можно встретить в реальных КИМах ЕГЭ по химии в заданиях на классификацию неорганических веществ.

Амфотерные гидроксиды

Амфотерные гидроксиды — гидроксиды металлов, проявляющие двойственную природу, т.е. способные проявлять как свойства кислот, так и свойства оснований.

Амфотерными являются гидроксиды металлов в степенях окисления +3 и +4 (как и оксиды).

Также в качестве исключений к амфотерным гидроксидам относят соединения Be(OH)₂, Zn(OH)₂, Sn(OH)₂ и Pb(OH)₂, несмотря на степень окисления металла в них +2.

Для амфотерных гидроксидов трех- и четырехвалентных металлов возможно существование орто- и мета-форм, отличающихся друг от друга на одну молекулу воды. Например, гидроксид алюминия (III) может существовать в орто-форме Al(OH)₃ или мета-форме AlO(OH) (метагидроксид).

Поскольку, как уже было сказано, амфотерные гидроксиды проявляют как свойства кислот, так и свойства оснований, их формула и название также могут быть записаны по-разному: либо как у основания, либо как у кислоты. Например:

Амфотерный гидроксид в форме основания	Амфотерный гидроксид в форме кислоты	«Кислотный» остаток
Zn(OH)2 гидроксид цинка	H2ZnO2 цинковая кислота	ZnO2 2- цинкат
Al(OH)3 (орто)гидроксид алюминия	H3AlO3 ортоалюминиевая кислота	AlO3 3- ортоалюминат
AlO(OH) метагидроксид алюминия	HAlO2 метаалюминиевая кислота	AlO2 — метаалюминат

Соли — это сложные вещества, в состав которых входят катионы металлов и анионы кислотных остатков.

Так, например, к солям относятся такие соединения как KCl, Ca(NO₃)₂, NaHCO₃ и т.д.

Представленное выше определение описывает состав большинства солей, однако же существуют соли, не попадающие под него. Например, вместо катионов металлов в состав соли могут входить катионы аммония или его органические производные. Т.е. к солям относятся такие соединения, как, например, (NH₄)₂SO₄ (сульфат аммония), [CH₃NH₃] + Cl — (хлорид метиламмония) и т.д.

Также противоречат определению солей выше класс так называемых комплексных солей, которые будут рассмотрены в конце данной темы.

Классификация солей

С другой стороны, соли можно рассматривать как продукты замещения катионов водорода H + в кислоте на другие катионы или же как продукты замещения гидроксид-ионов в основаниях (или амфотерных гидроксидах) на другие анионы.

При полном замещении образуются так называемые средние или нормальные соли. Например, при полном замещении катионов водорода в серной кислоте на катионы натрия образуется средняя (нормальная) соль Na₂SO₄, а при полном замещении гидроксид-ионов в основании Ca(OH)₂ на кислотные остатки нитрат-ионы образуется средняя (нормальная) соль Ca(NO₃)₂.

Соли, получаемые неполным замещением катионов водорода в двухосновной (или более) кислоте на катионы металла, называют кислыми. Так, при неполном замещении катионов водорода в серной кислоте на катионы натрия образуется кислая соль NaHSO₄.

Соли, которые образуются при неполном замещении гидроксид-ионов в двухкислотных (или более) основаниях, называют основными солями. Например, при неполном замещении гидроксид-ионов в основании Ca(OH)₂ на нитрат-ионы образуется основная соль Ca(OH)NO₃.

Соли, состоящие из катионов двух разных металлов и анионов кислотных остатков только одной кислоты, называют двойными солями. Так, например, двойными солями являются KNaCO₃, KMgCl₃ и т.д.

Если соль образована одним типом катионов и двумя типами кислотных остатков, такие соли называют смешанными. Например, смешанными солями являются соединения Ca(OCl)Cl, CuBrCl и т.д.

Существуют соли, которые не попадают под определение солей как продуктов замещения катионов водорода в кислотах на катионы металлов или продуктов замещения гидроксид-ионов в основаниях на анионы кислотных остатков. Это — комплексные соли. Так, например, комплексными солями являются тетрагидроксоцинкат- и тетрагидроксоалюминат натрия с формулами Na₂[Zn(OH)₄] и Na[Al(OH)₄] соответственно. Распознать комплексные соли среди прочих чаще всего можно по наличию квадратных скобок в формуле. Однако нужно понимать, что, чтобы вещество можно было отнести к классу солей, в его состав должны входить какие-либо катионы, кроме (или вместо) H + , а из анионов должны быть какие-либо анионы помимо (или вместо) OH — . Так, например, соединение H₂[SiF₆] не относится к классу комплексных солей, поскольку при его диссоциации из катионов в растворе присутствуют только катионы водорода H + . По типу диссоциации данное вещество следует скорее классифицировать как бескислородную комплексную кислоту. Аналогично, к солям не относится соединение [Ag(NH₃)₂]OH, т.к. данное соединение состоит из катионов [Ag(NH₃)₂] + и гидроксид-ионов OH — , т.е. его следует считать комплексным основанием.

Номенклатура солей

Номенклатура средних и кислых солей

Название средних и кислых солей строится по принципу:

Если степень окисления металла в сложных веществах постоянная, то ее не указывают.

Названия кислотных остатков были даны выше при рассмотрении номенклатуры кислот.

NaHSO₄ — гидросульфат натрия;

CaCO₃ — карбонат кальция;

Ca(HCO₃)₂ — гидрокарбонат кальция и т.д.

Номенклатура основных солей

Названия основных солей строятся по принципу:

(CuOH)₂CO₃ — гидроксокарбонат меди (II);

Fe(OH)₂NO₃ — дигидроксонитрат железа (III).

Номенклатура комплексных солей

Номенклатура комплексных соединений значительно сложнее, и для сдачи ЕГЭ многого знать из номенклатуры комплексных солей не нужно.

Следует уметь называть комплексные соли, получаемые взаимодействием растворов щелочей с амфотерными гидроксидами. Например:

*Одинаковыми цветами в формуле и названии обозначены соответствующие друг другу элементы формулы и названия.

Тривиальные названия неорганических веществ

Под тривиальными названиями понимают названия веществ не связанные, либо слабо связанные с их составом и строением. Тривиальные названия обусловлены, как правило, либо историческими причинами либо физическими или химическими свойствами данных соединений.

Список тривиальных названий неорганических веществ, которые необходимо знать:

Классификация гидроксидов и оснований

Для того, чтобы разбираться в классификации, сначала нужно понять, что такое основание и чем оно отличается от других веществ. Перечислим несколько оснований:

NaOH – гидроксид натрия

Ca(OH)₂ – гидроксид кальция

Fe(OH)₂ – гидроксид железа

Все три примера относятся к основаниям, но в названии значится, что это гидроксиды. В чем разница между этими понятиями?

Гидроксиды – это вещества, в состав которых какой-либо элемент имеет связь с гидроксильной группой (‒ОН). Но не все гидроксиды – это основания: кислоты, например, тоже являются гидроксидами.

Таким образом, все основания – это гидроксиды, но не все гидроксиды – это основания. Ввиду того, что группа гидроксидов очень разнообразна, её принято делить на три подгруппы.

Таб. «Классификация гидроксидов»

Гидроксид

Основный

Амфотерный

Кислотный

В состав входят гидроксогруппа (-ы) и металл в степени окисления «+1» или «+2» за исключением Zn(OH)₂, Be(OH)₂, Sn(OH)₂, Pb(OH)₂

В состав входят гидроксогруппы и металл в степени окисления «+3» или «+4», а также Zn(OH)₂, Be(OH)₂, Sn(OH)₂, Pb(OH)₂

Э – элемент. К основным гидроксидам так же относят гидроксид аммония – NH₄OH, хотя правильнее его записывать как гидрат аммония – NH₃·H₂O.

Амфотерные гидроксиды имеют промежуточный характер между основными и кислотными, поэтому имеют обе формы написания.

Задание в формате ЕГЭ с ответом:

Среди предложенных формул веществ, расположенных в пронумерованных ячейках, выберите формулы: амфотерного гидроксида, двухосновного основания, кислотного гидроксида. Запишите соответствующую последовательность цифр.

1) NaOH	2) NH3*H2O	3) HMnO4
4) Be(OH)2	5) KMnO4	6) Na[Al(OH)4]
7) MnO2	8) Ca(OH)2	9) KOH

Пример задания из КИМ ЕГЭ:

Среди перечисленных веществ выберите три формулы, соответствующие амфотерным гидроксидам:

Задание по образцу ФИПИ:

Кислотный гидроксид может образовать следующий элемент:

1. натрий
2. мышьяк
3. алюминий
4. хлор
5. молибден
6. цинк

Кислотные гидроксиды образуют неметаллы в любой степени окисления, поэтому подходит мышьяк и хлор, а также металлы в степени окисления +5 и выше, поэтому подходит молибден – он находится в шестой группе Периодической системы, значит, может образовать ион со степенью окисления +6

Перевод формулы амфотерного гидроксида из основной формы в кислотную.

Возьмём любой амфотерный гидроксид: Al(OH)₃;

Поменяем порядок элементов на кислотную форму (водород → элемент → кислород) без учета индексов основной формы: HAlO;

Расставим степени окисления:

H

Al

O

Молекула должна быть электронейтральной (количество положительных и отрицательных зарядов должно быть равным), для этого кислорода должно быть в два раза больше, поэтому после него ставим индекс «2»: HAlO₂

Zn

Согласно этой формуле после кислорода придется поставить индекс «1,5», но индексы могут быть выражены только целыми числами, поэтому сначала приведем количество положительных зарядов к четному значению, домножив элемент с нечетной степенью окисления (водород) на 2, получим формулу: H₂ZnO, она пока всё равно не является электронейтральной, сумма её зарядов может быть выражена следующим уравнением: +2+2‒2 = +2, а должно быть = 0

H₂

Чтобы количество отрицательных зарядов тоже стало равно четырем, количество кислорода нужно умножить вдвое, поставив после него индекс «2». Получается формула H₂ZnO₂

Таб. «Общие формулы амфотерных гидроксидов в зависимости от степени окисления металла в них»

Классификация основных гидроксидов (оснований) по количеству гидроксо-групп.

Основания

Однокислотные

Двукислотные

Однокислотные основания при диссоциации образуют лишь один гидроксид ион:

Двукислотные основания при диссоциации образуют два гидроксид-иона:

Основные гидроксиды не могут быть трёхкислотными или четырёхкислотными, так как в них металл будет иметь степень окисления «+3» или «+4», а это уже будет не основанием, а амфотерным гидроксидом.

Почему количество гидроксильных групп называется кислотностью? Потому что на нейтрализацию оснований требуется протон водорода из кислоты. Для нейтрализации однокислотных оснований потребуется один протон водорода, а на нейтрализацию двукислотного основания – два протона водорода и так далее. Например:

Молекулярное уравнение (МУ): NaOH + HCl = NaCl + H₂O

Полное ионное уравнение (ПИУ): Na + + OH ‒ + H + + Cl ‒ = Na + + Cl ‒ + H₂O

Сокращенное ионное уравнение (СИУ): OH ‒ + H + = H₂O

На нейтрализацию однокислотного основания потребовался один протон водорода из соляной кислоты.

Классификация оснований по силе

Основания также можно поделить на сильные и слабые. Сильные диссоциируют очень быстро, даже двухосновные распадаются на ионы на столько быстро, что можно не учитывать ступенчатость этого процесса:

Слабые основания диссоциируют очень медленно, ступенчато:

Fe(OH)₂ ↔ FeOH + + OH ‒ (первая ступень)

FeOH + ↔ Fe 2+ + OH ‒ (вторая ступень)

Сильные основания растворимы или малорастворимы (исключение: гидроксид аммония будучи растворимым остаётся слабым основанием) и называются щелочами. Слабые основания нерастворимы.

Амфотерные гидроксиды. Получение, химические свойства, образование средних и комплексных солей

Амфотерные гидроксиды проявляют свойства как основных, так и кислотных гидроксидов в зависимости от среды.

Большинство металлов периодической системы могут образовывать амфотерные гидроксиды, чаще всего это гидроксиды металлов в степени окисления «+2» и «+3», а также, теоретически, гидроксиды металлов в степени окисления «+4», хотя большинство из них не выделены (для них существуют только соответствующие соли). Подробнее о классификации гидроксидов можно прочитать в статье «Классификация гидроксидов и оснований»

Химические свойства амфотерных гидроксидов

1. Как уже было сказано выше, амфотерные гидроксиды ведут себя как типичные основания при реакции с кислотами:

1. Амфотерные гидроксиды реагируют с твёрдыми щелочами при сплавлении и с растворами концентрированных щелочей:

В растворах щелочей:

О том, какие анионы характерны для амфотерных оксидов и гидроксидов, Вы можете прочитать в статье «Амфотерные оксиды. Получение, химические свойства, образование средних и комплексных»

1. Амфотерные гидроксиды взаимодействуют с солями, образованными щелочным металлом и анионом, с которым «амфотерный металл» не может образовать существующую или устойчивую соль (для алюминия это сульфиты, сульфиды, карбонаты, нитриты, ацетаты и силикаты). Информация о том, существует ли соль или мгновенно разлагается в водных растворах, можно получить из таблицы растворимости:

1. Амфотерные гидроксиды разлагаются при нагревании на воду и соответствующих оксид (степень окисления металла в исходном гидроксиде и в полученном оксиде одинаковая):

Получение амфотерных гидроксидов

Напрямую, растворением соответствующего оксида в воде, амфотерный гидроксид получить нельзя из-за низкой растворимости в воде амфотерных оксидов. Поэтому амфотерные гидроксиды получают в основном из солей.

1. Действием раствора щелочи на растворимую соль, содержащую металл, соединения котного могут проявлять амфотерность:

В этих реакциях не используют концентрированный раствор щелочи и большие избытки растворов щелочи, иначе образуются не амфотерные гидроксиды, а комплексные соединения:

Зависимость продукта от количества взятой щелочи можно выразить следующей схемой:

1. Амфотерные гидроксиды получают действием на растворы солей, содержащих «амфотерный» металл аммиака:

1. Амфотерные гидроксиды получают действием на раствор соли, содержащей «амфотерный» металл растворов солей, содержащих анион, с которым амфотерный металл не образует существующих солей или соли гидролизуются в водной среде:

1. Амфотерные гидроксиды можно получить действием разбавленных кислот на гидроксокомплексы:

Если использовать избыток кислоты, то образуется не амфотерный гидроксид, а соль, так как избыток кислоты растворяет гидроксид:

Амфотерные оксиды. Получение, химические свойства, образование средних и комплексных солей

Амфотерность – способность веществ проявлять кислотные или основные свойства в зависимости от реагента. Так, оксид алюминия, с кислотными оксидами и кислотами ведёт себя как основный оксид, а со щелочами и основными оксидами – как кислотный оксид.

Какие оксиды называют амфотерными?

К амфотерным относят в основном оксиды металлов +3 и +4 степени окисления, но также можно встретить амфотерные оксиды и в степени окисления «+2».

Таблица 1. – Примеры амфотерных оксидов в различных степенях окисления

В таблице представлены лишь самые популярные примеры оксидов, встречающихся на ЕГЭ, многие другие оксиды при различных условиях реагируют как со щелочами, так и с кислотами.

Подробнее о классификации оксидов можно узнать в статье Классификация оксидов

Химические свойства амфотерных оксидов

1. Амфотерные оксиды проявляют свойств основных оксидов в реакции с кислотами:

1. Амфотерные оксиды проявляют основность при реакции с кислотными оксидами:

1. Амфотерные оксиды проявляют свойства кислотных оксидов при взаимодействии со щелочами (растворимыми основаниями). При этом реакция осуществима как в растворах с концентрированными щелочами, так и при сплавлении.

В растворах:

Полученную соль называют тетрагидроксоцинкат натрия

Полученную соль называют тетрагидроксоалюминат натрия.

Формула полученной соли зависит от количества воды и щелочи, вступивших в реакцию, так в избытке щелочи образуется гексагидроксоалюминат, а не тетрагидроксоалюминат:

При сплавлении:

Полученная соль называется цинкат натрия.

Полученная соль называется алюминатом калия (метаалюминат)

В следующих таблицах приведены некоторые средние и комплексные анионы, в состав которых входят амфотерные металлы.

Таблица 2. – Анионы, содержащие амфотерные металлы в валентности II.

Таблица 3. – Анионы, содержащие амфотерные металлы в валентности III.

Соли с координационным числом «6» образуются в сильном избытке щелочи.

Таблица 4. – Наиболее распространенные ионы, содержащие амфотерные металлы в валентности IV.

Пользуясь данными таблицами, можно назвать многие соли, например, средние соли:

KAlO₂ – алюминат калия

NaAlO₂ – алюминат натрия

BaZnO₂ – цинкат бария

CaBeO₂ – бериллат кальция

K₂PbO₂ – плюмбит калия, содержит свинец (II)

BaPbO₂ – плюмбит бария

K₄PbO₄ – плюмбат (ортоплюмбат) калия, содержит свинец (IV)

KCrO₂ – хромит калия

NaFeO₂ – феррит натрия

И комплексные соли:

K[Al(OH)₄] – тетрагидроксоалюминат калия

K₃[Al(OH)₆] – гексагидроксоалюминат калия

Na₂[Zn(OH)₄] – тетрагидроксоцинкат натрия

Ca[Zn(OH)₄] – тетрагидроксоцинкат кальция

K₂[Be(OH)₄] – тетрагидроксобериллат калия

Ba[Be(OH)₄] – тетрагидроксобериллат бария

Na₂[Pb(OH)₄] – тетрагидроксоплюмбит натрия

Na₂[Pb(OH)₆] – гексагидроксоплюмбат натрия

Ca[Sn(OH)₆] – гексагидроксостаннат кальция

Na[Cr(OH)₄] – тетрагидроксохромит натрия

K₃[Cr(OH)₆] – гексагидроксохромит калия

Ca₃[Cr(OH)₆] – гексагидроксохромит кальция

Na₃[Fe(OH)₆] – гексагидроксоферрит натрия

Как составлять формулы безводных солей?

Например, в реакции участвовал оксид свинца IV и оксид кальция:

В первую очередь необходимо знать остатки соответствующих кислот, следовательно и формулы кислот, содержащих амфотерный металл. И хоть многие из них не выделены, теоретически мы можем установить их формулы. Для амфотерных металлов в III и IV валентности можно установить орто- и мета-формулы кислот. Для металлов в II валентности выделяют только одну форму кислоты, поэтому для них не указывают уточняющую приставку «орто-» или «мета-», а вывод формулы соответствует выводу как орто- так и мета-формул кислот и их остатков у металлов в III и IV валентности.

Орто-формула соответствует гидроксиду амфотерного металла с учетом того, что в кислоте порядок элементов меняется (водород должен стоять на первом месте).

Таблица 5. – Амфотерные оксиды и кислотные остатки, соответствующие им

Для амфотерных металлов в III валентности можно выделить общую формулу орто-кислоты и орто-аниона: H₃MeO₃ и MeO₃ 3- .

Для амфотерных металлов в IV валентности можно выделить общую формулу орто-кислоты и орто-аниона: H₄MeO₄ и MeO₄ 4- .

Таким образом, в реакции оксида свинца IV и оксида кальция можно получить ортоплюмбат кальция:

PbO₂ + 2CaO = Ca₂PbO₄ (ортоплюмбат кальция)

Для этих же металлов можно вывести мета-формулы кислот и их остатков, для этого при образовании формулы используются наименьшие значения индексов. Так, формула орто-хромистой кислоты, как и любого другого гидроксида в кислотной форме, начинается с водорода, а заканчивается кислородом, степень окисления хрома «+3» учитывается при установке индексов:

Подробнее о таком способе можно прочитать в статье Свойства кислотных оксидов

Таким образом, оксиду алюминия и оксиду свинца IV соответствуют следующие мета-формулы:

Таблица 6. – Амфотерные оксиды и кислотные остатки, соответствующие им

Поэтому в реакции между оксидом кальция и диоксидом свинца может образоваться и метаплюмбат кальция.

1. Амфотерные оксиды проявляют свойства кислотных в реакциях с основными оксидами. Реакция происходит при сплавлении:

ZnO + CaO = CaZnO₂ – цинкат кальция

Al₂O₃ + SrO = Sr(AlO₂)₂ – алюминат (метаалюминат) стронция

1. Амфотерные оксиды способны вытеснять летучие оксиды из солей:

1. Как и многие другие нерастворимые оксиды, амфотерные оксиды реагируют с восстановителями (C, CO, H₂, NH₃, CH₄, более активные металлы). Реакции идут только при нагревании.

Получение амфотерных оксидов

1. Термическое разложение амфотерных гидроксидов:

Данная реакция не подходит для получения оксида железа III, так как при окислении железа образуется двойной оксид Fe₃O₄.

1. Термическим разложением нитратов. Причем, если в состав катиона входит металл с переменной степенью окисления, в продукте его степень окисления может измениться:

Оксиды хрома и железа в III валентности разлагаются без изменения степени окисления металла:

Какие металлы образуют амфотерные гидроксиды

Гидроксиды – это неорганические соединения, образованные тем или иным элементом, кислородом и водородом. В гидроксидах обязательно имеется водород, связанный с кислородом (связь О–Н). В некоторых гидроксидах водород может непосредственно соединяться с атомами элемента. Например, в H₃РO₃ два атома водорода связаны с атомами кислорода, а один – с атомом фосфора.

В ряде случаев гидроксиды являются продуктами гидратации (соединения с водой) соответствующих оксидов, хотя многие оксиды непосредственно с водой не взаимодействуют. В результате дегидратации гидроксидов образуются соответствующие оксиды.

Гидроксиды могут быть основными (основания), кислотными (кислородсодержащие кислоты) и амфотерными. Примерами основных гидроксидов являются NaOH, Ва(ОН)₂, Mg(OH)₂. Примерами кислотных гидроксидов являются НСlO₄ (хлорная кислота, высший гидроксид хлора), H₃РO₄ (ортофосфорная кислота, высший гидроксид фосфора), H₂SO₄ (серная кислота, высший гидроксид серы).

Графические формулы перечисленных гидроксидов приведены ниже. Во всех гидроксидах имеется связь О–Н:

ПОНЯТИЕ ОБ АМФОТЕРНЫХ ОКСИДАХ И ГИДРОКСИДАХ

Амфотерность (от греч. amphoteros – и тот, и другой) – способность химических соединений проявлять и кислотные, и основные свойства в зависимости от природы реагента, с которым амфотерное вещество вступает в кислотно-основное взаимодействие.

Амфотерные оксиды и гидроксиды – оксиды и гидроксиды, проявляющие как основные, так и кислотные свойства. Они реагируют как с кислотами, так и с основаниями. Амфотерным оксидам соответствуют амфотерные гидроксиды, например: ВeО – Вe(ОН)₂, Сr₂O₃ – Сr(ОН)₃.

Амфотерные гидроксиды практически нерастворимы в воде. Их основные и кислотные свойства выражены слабо, они являются слабыми кислотами и слабыми основаниями.

Амфотерными оксидами и гидроксидами являются, как правило, оксиды и гидроксиды металлов, в которых степень окисления металла +3, +4, иногда +2.

Среди оксидов элементов главных подгрупп амфотерными являются: BeO, Al₂O₃, SnO, SnO₂, PbO, Sb₂O₃.

Амфотерными гидроксидами являются следующие гидроксиды элементов главных подгрупп: Ве(ОН)₂, Al(ОН)₃, Рb(ОН)₂ и некоторые другие.

Оксиды и гидроксиды элементов побочных подгрупп, соответствующие высоким степеням окисления, как правило, являются кислотными, например: СrO₃ (ему соответствует H₂СrO₄), Мn₂O₇ (ему соответствует НМnO₄).

Для низших оксидов и гидроксидов характерно преобладание основных свойств, например: СrO и Сr(ОН)₂, МnО и Мn(ОН)₂.

Оксиды и гидроксиды, в которых степени окисления элементов +3 и +4, являются, как правило, амфотерными: Сг2O₃ и Cr(OH)₃, Fe2O₃ и Fe(OH)₃. Однако последние элементы в декадах d–элементов (например, Zn) образуют амфотерные оксиды и гидроксиды даже в низких степенях окисления, например ZnO и Zn(OH)₂.

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА АМФОТЕРНЫХ ОКСИДОВ И ГИДРОКСИДОВ

Рассмотрим амфотерные свойства оксида и гидроксида цинка – ZnO и Zn(OH)₂. Оба вещества реагируют с кислотами:

ZnO + 2HNO₃ = Zn(NO₃)₂ + H₂O
Zn(OH)₂ + H₂SO₄ = ZnSO₄ + 2H₂O

Оксид и гидроксид цинка реагируют также и со щелочами:

В результате реакций со щелочами в растворах образуются комплексные ионы – тетрагидроксоцинкаты (например, Na₂[Zn(OH)4]), а при сплавлении – цинкаты (например, Na₂ZnO₂). Чтобы составить формулы цинкатов, запишите формулу гидроксида цинка Zn(OH)₂ как формулу кислоты – H₂ZnO₂. Кислотным остатком такой кислоты является ион ZnO₂ 2– .

При диссоциации этих солей в растворах образуются ионы, в которых цинк входит в состав анионов, поэтому говорят, что в этих соединениях «цинк в анионной форме».

Докажем амфотерность оксида и гидроксида алюминия Al(ОН)₃. Он растворяется в кислотах с образованием солей, где алюминий находится в катионной форме:

Al(ОН)₃ + 3Н + = Al 3+ + 3H₂O

Но гидроксид алюминия взаимодействует и со щелочами. При сплавлении со щелочами образуются алюминаты (метаалюминаты):

Al(ОН)₃ + NaOH = NaAlO₂ + 2H₂O

Чтобы составить формулы алюминатов, запишите формулу гидроксида алюминия Al(ОН)₃ как H₃AlO₃. Теперь представьте, что от 1 моль этого соединения отщепляется 1 моль воды. Образуется соединение НАlO₂, в котором кислотным остатком будет ион AlO₂ – .

В образовавшейся соли алюминий образует анион AlO₂ – (алюминий в анионной форме). В растворах в результате реакции со щёлочью образуется комплексный тетрагидроксоалюминат-ион [Al(ОН)₄] – :

Al(ОН)₃ + NaOH = Na[Al(OH)4] (тетрагидроксоалюминат натрия)

Некоторые амфотерные оксиды и гидроксиды не проявляют амфотерность в обычных условиях и в растворах ведут себя как основные. Амфотерность таких соединений проявляется в более жёстких условиях. Например, гидроксид железа (III) Fe(OH)₃ легко реагирует с кислотами:

Fe(OH)₃ + 3НCl = FeCl₃ + 3H₂O
Fe(OH)₃ + NaOH = NaFeO₂ + 2H₂O

Признаком этой реакции будет растворение бурого осадка. А вот при добавлении раствора щёлочи гидроксид железа (III) не растворяется. Тогда, может быть, считать его основанием, не растворимым в воде? Дело в том, что в данном случае соль образуется при плавлении со щёлочью.

Естественно, что в ходе плавления происходит разложение гидроксида на оксид и воду, и в действительности реакция идёт между оксидом и щёлочью:

Fe₂O₃ + 2NaOH = 2NaFeO₂ + H₂O

Таким образом, гидроксид железа (III) можно отнести к амфотерным гидроксидам, хотя основные свойства у него преобладают.

Конспект урока по химии для 8 класса «Амфотерные оксиды и гидроксиды». Выберите дальнейшее действие:

Читайте также:

  
• Сколько всего металлов в таблице менделеева и неметаллов
  
• В химических реакциях металлический натрий проявляет
  
• Как затянуть металлический хомут
  
• Металлические перемычки в перегородках
  
• Кресло ch 330м twist антик крестовина металл бюрократ