Разложение амфотерных гидроксидов при нагревании. Области применения оснований. Свойства, получение и применение амфотерных гидроксидов

Основания - Это химическое соединение, способное образовывать ковалентную связь с протоном (основание Бренстеда) либо с вакантной орбиталью другого химического соединения (основание Льюиса)

Химические свойства оснований

Щелочи	Нерастворимые основания
Изменение окраски индикторов
фенолфталеин - малиновый метилоранж - оранжевый лакмус- синий универсальный индикатор - от синего до фиолетового	не меняют
Взаимодействие с кислотами (реакция нейтрализации)
2NaOH+H2SO4=Na2SO4+2H2O2NaOH+H2SO4=Na2SO4+2H2O	Cu(OH)2+2HNO3=Cu(NO3)2+2H2OCu(OH)2+2HNO3=Cu(NO3)2+2H2O
Взаимодействие с кислотными оксидами
SO2+2KOH=K2SO3+H2O4SO2+2KOH=K2SO3+H2O4
Взаимодействие с амфотерными оксидами
Al2O3+6NaOH+3H2O=2Na3Al2O3+6NaOH+3H2O=2Na3 в растворе Al2O3+2NaOH=2NaAlO2+H2OAl2O3+2NaOH=2NaAlO2+H2O в расплаве
Взаимодействие с солями
средними (правило Бертолле): 2NaOH+MgSO4=Mg(OH)2↓+Na2SO42NaOH+MgSO4=Mg(OH)2↓+Na2SO4 NaHCO3+NaOH=Na2CO3+H2ONaHCO3+NaOH=Na2CO3+H2O
Разложение при нагревании
не разлагаются, кроме LiOH: 2LiOH−→−−−−−800∘C,H2Li2O+H2O2LiOH→800∘C,H2Li2O+H2O	Cu(OH)2=CuO+H2OCu(OH)2=CuO+H2O
Взаимодействие с неметаллами
2NaOH(конц., хол.)+Cl2=NaClO+NaCl+H2O2NaOH(конц., хол.)+Cl2=NaClO+NaCl+H2O 6NaOH(конц., гор.)+3Cl2=NaClO3+5NaCl+3H2O6NaOH(конц., гор.)+3Cl2=NaClO3+5NaCl+3H2O

Методы получения оснований

1 . электролиз водных растворов солей активных металлов:

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

В ходе электролиза солей металлов, стоящих в ряду напряжения до алюминия, на катоде происходит восстановление воды с выделением газообразного водорода и гидроксид-ионов. Катионы металла, образованные в ходе диссоциации соли, образуют с полученными гидроксид-ионами основания.

2 . взаимодействие металлов с водой: 2Na+2H2O=2NaOH+H22Na+2H2O=2NaOH+H2 Этот метод не находит практического применения ни в лаборатории, ни в промышленности

3 . взаимодействие оксидов с водой: CaO+H2O=Ca(OH)2CaO+H2O=Ca(OH)2

4 . обменные реакции (можно получать и растворимые и нерастворимые основания): Ba(OH)2+K2SO4=2KOH+BaSO4↓Ba(OH)2+K2SO4=2KOH+BaSO4↓ CuCl2+2NaOH=Cu(OH)2↓+2NaNO3

Амфотерные соединения – это вещества, которые в зависимости от условий реакций проявляют кислотные или основные свойства.

Амфотерные гидроксиды – нерастворимые в воде вещества, и при нагревании они разлагаются на оксид металла и 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

Примером амфотерного гидроксида может служить гидроксид цинка. Формула этого гидроксида в основной форме – Zn(OH) 2 . Но можно записать формулу гидроксида цинка в кислотной форме, поставив на первое место атомы водорода, как в формулах неорганических кислот: H 2 ZnO 2 (Рис. 1). Тогда ZnO 2 2- будет кислотным остатком с зарядом 2-.

Особенностью амфотерного гидроксида является то, что в нем мало различаются по прочности связи О-Н и Zn-O. Отсюда и двойственность свойств. В реакциях с кислотами, готовыми отдать катионы водорода, гидроксиду цинка выгодно разрывать связь Zn-O, отдавая ОН-группу и выступая в роли основания. В результате таких реакций образуются соли, в которых цинк является катионом, поэтому их называют солями катионного типа:

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

Амфотерные оксиды - солеобразующие оксиды, проявляющие в зависимости от условий либо осно́вные, либо кислотные свойства (то есть проявляющие амфотерность). Образуются переходными металлами. Металлы в амфотерных оксидах обычно проявляют степень окисления от III до IV, за исключением ZnO, BeO, SnO, PbO.

Амфотерные оксиды обладают двойственной природой: они могут взаимодействовать с кислотами и с основаниями (щелочами):

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

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

Типичные амфотерные оксиды: H 2 O, BeO, Al 2 O 3 , Cr 2 O 3 , Fe 2 O 3 и др.

9. Химическая термодинамика. Понятия системы, энтропия, энтальпия, тепловой эффект химической реакции, закон Гесса и его следствие. Эндотерм и Экзотерм реакции, 1 и 2 законы термодинамики, Скорость химической реакции (факторы влияющие), правило Вант- Гоффа, уравнение Вант- Гоффа.

Химическая термодинамика – наука, изучающая условия устойчивости систем и законы.

Термодинамика – наука о макросистемах.

Термодинамическая система – макроскопическая часть окружающего мира, в которой протекают различные физические и химические процессы.

Дисперсной системой называется гетерогенная система, в которой мелкие частицы одной фазы равномерно распределены в объеме другой фазы.

Энтропия (От греческого entropia) - поворот, превращение. Понятие энтропии впервые было введено в термодинамике для определения меры необратимого рассеяния энергии. Энтропия широко применяется и в других областях науки: в статистической физике как мера вероятности осуществления какого -- либо макроскопического состояния; в теории информации -- мера неопределенности какого-либо опыта (испытания), который может иметь разные исходы. Все эти трактовки энтропии имеют глубокую внутреннюю связь.

Энтальпия (тепловая функция, теплосодержание) - термодинамический потенциал, характеризующий состояние системы в термодинамическом равновесии при выборе в качестве независимых переменных давления, энтропии и числа частиц.

Проще говоря, энтальпия - это та энергия, которая доступна для преобразования в теплоту при определенном постоянном давлении.

Тепловые эффекты принято указывать в термохимических уравнениях химических реакций, используя значения энтальпии (теплосодержания) системы ΔН.

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

Для эндотермических реакций ΔН > 0.

Тепловой эффект химической реакции - это выделенная или поглощенная теплота при данных количествах реагирующих веществ.

Тепловой эффект реакции зависит от состояния веществ.

Рассмотрим термохимическое уравнение реакции водорода с кислородом:

2H 2 (г )+ O 2 (г )= 2H 2 O (г ), ΔH =−483.6 кДж

Эта запись означает, что при взаимодействии 2 моль водорода с 1 моль кислорода образуются 2 моль воды в газообразном состоянии. При этом выделяется 483.6(кДж) теплоты.

Закон Гесса - Тепловой эффект химической реакции, проводимой в изобарно-изотермических или изохорно-изотермических условиях, зависит только от вида и состояния исходных веществ и продуктов реакции и не зависит от пути её протекания.

Следствия из закона Гесса:

Тепловой эффект обратной реакции равен тепловому эффекту прямой реакции с обратным знаком, т.е. для реакций

отвечающие им тепловые эффекты связаны равенством

2. Если в результате ряда последовательных химических реакций система приходит в состояние, полностью совпадающее с исходным (круговой процесс), то сумма тепловых эффектов этих реакций равна нулю, т.е. для ряда реакций

сумма их тепловых эффектов

Под энтальпией образования понимают тепловой эффект реакции образования 1 моля вещества из простых веществ. Обычно используют стандартные энтальпии образования. Их обозначают или (часто один из индексов опускают; f – от англ. formation).

Первое начало термодинамики - Изменение внутренней энергии системы при переходе ее из одного состояния в другое равно сумме работы внешних сил и количества теплоты, переданного системе

Согласно первому началу термодинамики, работа может совершаться только за счет теплоты или какой-либо другой формы энергии. Следовательно, работу и количество теплоты измеряют в одних единицах -джоулях (как и энергию).

где ΔU - изменение внутренней энергии, A - работа внешних сил, Q - количество теплоты, переданной системе.

Второе начало термодинамики - Невозможен процесс, единственным результатом которого являлась бы передача тепла от более холодного тела к более горячему

Правило Вант-Гоффа гласит, что при повышении температуры на каждые 10 о скорость химической реакции увеличивается в 2-4 раза.

Уравнение, которое описывает это правило, следующее:{\displaystyle ~V_{2}=V_{1}\cdot \gamma ^{\frac {T_{2}-T_{1}}{10}}}

где V 2 – скорость протекания реакции при температуре t 2 , а V 1 – скорость протекания реакции при температуре t 1 ;

ɣ - температурный коэффициент скорости реакции. (если он равен 2, например, то скорость реакции будет увеличиваться в 2 раза при повышении температуры на 10 градусов).

Эндотерми́ческие реа́кции - химические реакции, сопровождающиеся поглощением теплоты. Для эндотермических реакций изменение энтальпии и внутренней энергии имеют положительные значения{\displaystyle \Delta H>0}{\displaystyle \Delta U>0}, таким образом, продукты реакции содержат больше энергии, чем исходные компоненты.

К эндотермическим реакциям относятся:

реакции восстановления металлов из оксидов,

электролиза (поглощается электрическая энергия),

электролитической диссоциации (например, растворение солей в воде),

ионизации,

взрыв воды-подводимое к малому количеству воды большое количество тепла тратится на мгновенный нагрев и фазовый переход жидкости в перегретый пар,при этом внутреняя энергия увеличивается и проявляется в виде двух энергий пара-внутримолекулярной тепловой и межмолекулярной потенциальной.

фотосинтеза.

Экзотермическая реакция - химическая реакция, сопровождающаяся выделением теплоты. Противоположна эндотермической реакции.

Видеоурок 2: Амфотерные гидроксиды. Опыты

Лекция: Характерные химические свойства оснований и амфотерных гидроксидов

Гидроксиды и их классификация

Как вы уже знаете основания образуются атомами металлов и гидроксогруппой (ОН -), поэтому иначе их называют гидроксидами. Существует несколько классификаций оснований.

1. По отношению к воде они подразделяются на:

растворимые,

нерастворимые.

К растворимым основаниям относятся гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов, поэтому их называют щелочами. В эту же группу можно отнести и гидроксид аммония, но он в отличии от первых, является более слабым электролитом. Основания, образованные остальными металлами в воде не растворяются. Щелочи в водном р-ре диссоциируются полностью до катионов металла и анионов гидроксид - ионов ОН - . К примеру: NaOH → Na + + OH - .

2. По взаимодействию с иными химическими веществами гидроксиды делятся на:

основные гидроксиды,

кислотные гидроксиды (кислородсодержащие кислоты),

амфотерные гидроксиды.

Данное деление зависит от заряда катиона металла. Когда заряд катиона равен +1 или +2, то гидроксид будет обладать основными свойствами. Амфотерными основаниями считаются гидроксиды, катионы металла которых имеют заряд, равный +3 и +4.

Но существует ряд исключений:

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

Be (OH) 2 , Sn (OH) 2 , Pb(OH) 2 , Zn(OH) 2 , Ge(OH) 2 - амфотерными основания.

Химические свойства оснований

Основания способны реагировать с кислотами и кислотными оксидами. В ходе взаимодействия происходит образование солей и воды:

Ва(ОН) 2 + СО 2 → ВаСО 3 + Н 2 О;

КОН + HCl → KCl + Н 2 О.

Щелочи, гидроксид аммония всегда реагируют с растворами солей, только в случае образования нерастворимых оснований:

2КОН + FeCl 2 → 2КCl + Fe(ОН) 2 ;

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

Реакция кислоты с основанием именуется нейтрализацией. В ходе данной реакции, катионы кислот Н+ и анионы оснований ОН- образуют молекулы воды. После чего, среда раствора становится нейтральной. В результате начинается выделение тепла. В растворах, это ведет к постепенному нагреву жидкости. В случае крепких растворов, тепла более чем достаточно, чтобы жидкость начала кипеть. Необходимо помнить, что реакция нейтрализации происходит достаточно быстро.

Химические свойства амфотерных гидроксидов

Амфотерные основания реагируют и с кислотами и со щелочами. В ходе взаимодействия происходит образование соли и воды. При прохождении какой - либо реакции с кислотами, амфотерные основания всегда проявляют свойства типичных оснований:

Cr(OH) 3 + 3HCl → CrCl 3 + 3H 2 O .

В ходе реакции со щелочами, амфотерные основания способны проявлять свойства кислот. В процессе сплавления со щелочами, образуется соль и вода.

Существует три основных класса неорганических химических соединений: оксиды, гидроксиды и соли. Первые делятся на две группы: несолеобразующие (к ним относятся угарный газ, закись азота, монооксид азота и т. д.) и солеобразующие, которые, в свою очередь, бывают основными, кислотными и амфотерными. Гидроксиды делятся на кислоты, основания и амфотерные. Соли существуют основные, кислые, средние и двойные. Ниже будут более подробно описаны амфотерные оксиды и гидроксиды.

Что такое амфотерность?

Это способность неорганического химического вещества проявлять как кислотные, так и основные свойства, в зависимости от условий реакции. К веществам, которые обладают такого рода особенностью, могут относиться оксиды и гидроксиды. Среди первых можно назвать оксид и диоксид олова, бериллия, марганца, цинка, железа (ІІ), (ІІІ). Амфотерные гидроксиды представлены такими веществами: гидроксид бериллия, алюминия, железа (ІІ), метагидроксид железа, алюминия, дигидроксид-оксид титана. Самыми распространенными и часто используемыми из перечисленных выше соединений являются оксид железа и алюминия, а также гидроксиды этих металлов.

Химические свойства амфотерных оксидов

Амфотерные оксиды имеют одновременно как свойства кислотных, так и основных соединений. Как кислотные, они могут взаимодействовать со щелочами. При такого типа реакциях образуются соль и вода. Также они вступают в химическую реакцию с основными оксидами. Проявляя свои основные свойства, они вступают во взаимодействиескислотами, вследствие чего образуются соль и вода, а также с кислотными оксидами, благодаря чему можно получить соль.

Примеры уравнений реакций, в которых участвуют амфотерные оксиды

АІ 2 О 3 + 2КОН = 2КАІО 2 + Н 2 О — данная реакция показывает кислотные свойства амфотерных оксидов. 2АІ 2 О 3 + 6НСІ = 4АІСІ 3 + 3Н 2 О; АІ 2 О 3 + 3СО 2 = АІ2(СО 3) 3 — эти уравнения служат примером основных химических свойств таких оксидов.

Химические свойства амфотерных гидроксидов

Они способны вступать в химическое взаимодействие как с сильными кислотами, так и со щелочами, а некоторые из них реагируют также со слабыми кислотами. Все они при воздействии высоких температур распадаются на оксид и воду. При реакции амфотерного гидроксида с кислотой образуются соль и вода. Все такие гидроксиды нерастворимы в воде, поэтому могут реагировать только с растворами определенных соединений, но не с сухими веществами.

Физические свойства амфотерных оксидов, способы их получения и применение

Оксид ферума (ІІ) — пожалуй, самый распространенный амфотерный оксид. Способов его получения существует довольно много. Он широко используется в промышленности. Другие амфотерные оксиды также применяются во многих отраслях: от металлургии до пищевой промышленности.

Внешний вид, получение и использование ферум (ІІ) оксида

Он представляет собой твердое вещество черного цвета. Его кристаллическая решетка схожа с решеткой пищевой соли. В природе его можно найти в виде минерала вюстита.
Данное химическое соединение получают четырьмя различными способами. Первый — восстановление оксида железа (ІІІ) с использованием угарного газа. При этом, смешав одинаковое количество этих двух веществ, можно получить две части оксида железа (ІІ) и одну — углекислого газа. Второй метод получения — взаимодействие железа с его оксидами, к примеру, ферум (ІІІ) оксидом, при этом не образуется никаких побочных продуктов.

Однако для такой реакции необходимо создать условия в виде высокой температуры — 900-1000 градусов по Цельсию. Третий способ — реакция между железом и кислородом, в этом случае образуется только оксид железа (ІІ). Для осуществления данного процесса также понадобится нагревание исходных веществ. Четвертым методом получения является оксалата двухвалентного железа. Для такой реакции необходима высокая температура, а также вакуум. В результате образуются ферум (ІІ) оксид, углекислый и угарный газ в соотношении 1:1:1. Из написанного выше можно сделать вывод, что самым простым и не требующим специальных условий является первый способ получения данного вещества. Применяют оксид железа (ІІ) для выплавки чугуна, также он является одной из составляющих некоторых красителей, используется в процессе чернения стали.

Оксид железа (ІІІ)

Это не менее распространенный амфотерный оксид, чем описанный выше. При нормальных условиях он представляет собой твердое вещество, имеющее красно-коричневый цвет. В природе может встретиться в виде минерала гематита, который используется в изготовлении украшений. В промышленности данное вещество получило широкое применение: его используют для окрашивания некоторых строительных материалов, таких как кирпич, тротуарная плитка и т. д., в изготовлении красок, в том числе полиграфических, и эмалей. Также рассматриваемое вещество служит пищевым красителем под названием Е172. В химической отрасли его применяют при производстве аммиака в качестве катализатора.

Оксид алюминия

Амфотерные оксиды также включают в свой список и оксид алюминия. Данное вещество при нормальных условиях имеет твердое состояние. Цвет этого оксида белый. В природе его часть можно встретить в виде глинозема, а также сапфира и рубина. Используется в основном в химической промышленности в качестве катализатора. Но также его применяют и в изготовлении керамики.

Оксид цинка

Это химическое соединение также обладает амфотерностью. Это твердое вещество, не имеющее цвета, в воде не растворяется. Получают его в основном посредством разложения различных соединений цинка. К примеру, его нитрата. При этом выделяется оксид цинка, диоксид азота и кислород. Также можно добыть данное вещество посредством разложения карбоната цинка. При такой реакции, кроме нужного соединения, выделяется еще и углекислый газ. Также возможен распад гидроксида цинка на его оксид и воду. Для того чтобы осуществить все три выше перечисленных процесса, требуется воздействие высокой температуры. Применяют оксид цинка в различных отраслях промышленности, например, в химической (в качестве катализатора) для изготовления стекла, в медицине для лечения кожных дефектов.

Оксид бериллия

Получают его в основном путем термического разложения гидроксида данного элемента. При этом также образуется вода. Он имеет вид твердого бесцветного вещества. Применение свое данный оксид находит в различных отраслях промышленности в качестве термостойкого материала.

Оксид олова

Имеет темный цвет, обладает твердым состоянием при нормальных условиях. Получить его возможно, как и многие другие амфотерные оксиды, посредством разложения его гидроксида. В результате образуется рассматриваемое вещество и вода. Для этого также нужно воздействие высокой температуры. Используется данное соединение в химической промышленности в качестве восстановителя в окислительно-восстановительных реакциях, реже применяется как катализатор.

Свойства, получение и применение амфотерных гидроксидов

Амфотерные гидроксиды используются не менее широко, нежели оксиды. Благодаря своему разностороннему химическому поведению, они в основном применяются для получения всевозможных соединений. Кроме того, гидроксид железа (бесцветное твердое вещество) используется в изготовлении аккумуляторов; гидроксид алюминия — для очистки воды; гидроксид бериллия — для получения оксида.

Существуют гидроксиды, которые вступают во взаимодействие и с кислотами, и с основаниями в зависимости от условий. Эти соединения, проявляющие двойственную природу, называются амфотерные гидроксиды. Они образованы катионом металла и гидроксид-ионом, как и все основания. Способностью выступать в роли кислоты и основания обладают только те гидроксиды, которые в своем составе содержат такие металлы: Ве, Zn, Al, Pb, Sn, Ga, Cd, Fe, Cr(ІІІ) и др. Как видно из Периодической системы Д.И. Менделеева, гидроксиды с двойственной природой образуют металлы, которые находятся ближе всего к неметаллам. Считают, что такие элементы являются переходными формами, и деление на металлы и неметаллы довольно условно.

Амфотерные гидроксиды представляют собой твердые порошкообразные мелкокристаллические вещества, которые чаще всего имеют белую окраску, не растворяются в воде и слабо проводят ток (слабые электролиты). Однако некоторые из этих оснований могут растворяться в кислотах и щелочах. Диссоциация «двойственных соединений» в водных растворах происходит по типу кислот и оснований. Связано это с тем, что сила удерживания между атомами металла и кислорода (Me— О) и между атомами кислорода и водорода (О — Н) практически равная, т.е. Ме - О - Н. Поэтому эти связи будут разрываться одновременно, а данные вещества -диссоциировать на катионы Н+ и анионы ОН-.

Подтвердить двойственную природу данных соединений поможет амфотерный гидроксид - Be(OH) 2 . Рассмотрим взаимодействие гидроксида бериллия с кислотой и основанием.

1. Ве(ОН) 2 + 2HCl -BeCl 2 +2H 2 O.

2. Be(OH) 2 + 2KOH - K 2 - калий тетрагидроксобериллат.

В первом случае проходит реакция нейтрализации, итогом которой является образование соли и воды. Во втором случае продуктом реакции будет Реакция нейтрализации типична для всех без исключения гидроксидов, а вот взаимодействие с себе подобными характерно только для амфотерных. Такие двойственные свойства будут проявлять и другие амфотерные соединения - оксиды и сами металлы, которыми они образованы.

Другие химические свойства таких гидроксидов будут характерными для всех оснований:

1. Термическое разложение, продукты реакции - соответствующий оксид и вода: Ве(OH) 2 -ВеО+Н 2 О.

Также нужно запомнить, что существуют вещества, с которыми амфотерные гидроксиды не взаимодействуют, т.е. не идет, это:

неметаллы;
металлы;
нерастворимые основания;
амфотерные гидроксиды.
средние соли.

Получают эти соединения путем осаждения щелочью соответствующих растворов солей:

BeCl 2 + 2КОН - Ве(OH) 2 + 2KCl.

Соли некоторых элементов в ходе данной реакции образуют гидрат, свойства которого практически полностью соответствует таковым у гидроксидов с двойственной природой. Сами же основания с двойственными свойствами входят в состав минералов, в виде которых и встречаются в природе (боксит, гетит и др.).

Таким образом, амфотерные гидроксиды - это которые в зависимости от природы вещества, вступающего с ними в реакцию, могут выступать как основания или как кислоты. Чаще всего им соответсвуют амфотерные оксиды, содержащие соответствующий металл (ZnO-Zn(OH) 2; BeO - Be(OH) 2) и т.д.).

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.