Меню Рубрики

Какое основание с точки зрения амфотерных свойств лишнее

ПОЖАЛУЙСТА ПОМОГИТЕ С ТЕСТОМ ПО ХИМИИ А1-Какое слово наиболее близко понятию »ам??отерный»? 1)неустойчивый 2)неправильный 3)однозначный 4)переменный А2-Какое основание с точки зрения амфотерных свойств лишнее? 1)КОН 2)Ве(ОН)2 3)Сr(ОН)3 4)Zn(OH)2 А3-Что происходит при постепенном добавлении к раствору сульфата цинка раствора гидрооксида калия? (пожалуйста напишите с формулой) 1)Выпадает белый студенистый осадок 2)Белый студенистый осадок выпадает и при сильном избытке щелочи начинает постепенно исчезать 3)Изменений не наблюдается 4)цвет раствора изменяется на молочно-белый

Тема №11 «Свойства оснований, амфотерных гидроксидов и кислот»

В уроке разобраны различные основания и кислоты, их классификация и химические свойства.

Свойства оснований, амфотерных гидроксидов и кислот

Оглавление

Основания, амфотерные гидроксиды

Основания — это сложные вещества, состоя­щие из атомов металла и одной или нескольких гидроксогрупп (-OH). Общая формула Me +y (OH)y, где у — число гидроксогрупп, равное степени окисления металла Me. В таблице представлена классификация осно­ваний.

Классификация оснований

Свойства щелочей гидроксидов щелочных и щелочноземельных металлов

1. Водные растворы щелочей мылкие на ощупь, изменяют окраску индикаторов: лакмуса — в синий цвет, фенолфталеина — в малиновый.

2. Водные растворы диссоциируют:

3. Взаимодействуют с кислотами, вступая в реак­цию обмена:

Многокислотные основания могут давать сред­ние и основные соли:

4. Взаимодействуют с кислотными оксидами, об­разуя средние и кислые соли в зависимости от основности кислоты, соответствующей этому оксиду:

5. Взаимодействуют с амфотерными оксидами и гидроксидами:

6. Взаимодействуют с растворимыми в воде соля­ми, если образуется осадок или газ:

Нерастворимые основания (Cr(OH)2, Mn(OH)2 и др.) взаимодействуют с кислотами и разлага­ются при нагревании:

Химические свойства оснований

Амфотерные гидроксиды

Амфотерными называют соединения, которые в зависимости от условий могут быть как доно­рами катионов водорода и проявлять кислотные свойства, так и их акцепторами, т. е. проявлять основные свойства.

Химические свойства амфотерных соединений

1. Взаимодействуя с сильными кислотами, они об­наруживают основные свойства:

2. Взаимодействуя со щелочами — сильными ос­нованиями, они обнаруживают кислотные свой­ства:

Комплексными называют соединения, в кото­рых хотя бы одна ковалентная связь образовалась по донорно-акцепторному механизму.

Химические свойства амфотерных гидрооксидов

Получение гидроксидов

Общий метод получения оснований бази­руется на реакциях обмена, с помощью которых могут быть полу­чены как нерастворимые, так и растворимые основания.

При получении этим методом растворимых оснований в осадок выпадает нерастворимая соль.

При получении нерастворимых в воде оснований, обладающих ам­фотерными свойствами, следует избегать избытка щелочи, так как может произойти растворение амфотерного основания, например:

В подобных случаях для получения гидроксидов используют гид­роксид аммония, в котором амфотерные гидроксиды не растворяются:

Гидроксиды серебра и ртути настолько легко разлагаются, что при попытке их получения обменной реакцией вместо гидроксидов выпадают оксиды:

В промышленности щелочи обычно получают электролизом вод­ных растворов хлоридов.

Щелочи можно также получить взаимодействием щелочных и щелочноземельных металлов или их оксидов с водой.

Получение гидроксидов

Кислотами называются сложные вещества, мо­лекулы которых состоят из атомов водорода, спо­собных замещаться на атомы металла, и кислот­ных остатков. При обычных условиях кислоты могут быть тверды­ми (фосфорная H3PO4; крем­ниевая H2SiO3) и жидкими (в чистом виде жидкостью будет серная кислота H2SO4).

Классификация кислот

Такие газы, как хлороводород HCl, бромоводо­род HBr, сероводород H2S, в водных растворах об­разуют соответствующие кислоты. Числом ионов водорода, образуемых каждой молекулой кислоты при диссоциации, определяет­ся заряд кислотного остатка (аниона) и основность кислоты.

Согласно протолитической теории кислот и оснований, предло­женной одновременно датским химиком Брёнстедом и английским химиком Лоури, кислотой называют вещество, отщепляющее при данной реакции протоны, а основанием — вещество, способное при­нимать протоны.

кислота → основание + Н +

На основе таких представлений понятны основные свойства ам­миака, который благодаря наличию неподеленной электронной пары при атоме азота эффективно принимает протон при взаимо­действии с кислотами, образуя ион аммония посредством донорно­акцепторной связи.

кислота основание кислота основание

Более общее определение кислот и оснований предложил амери­канский химик Г. Льюис. Он предположил, что кислотно-основные взаимодействия совсем не обязательно происходят с переносом про тона. В определении кислот и оснований по Льюису основная роль в химических реакциях отводится электронным парам.

Катионы, анионы или нейтральные молекулы, способные принять одну или несколько пар электронов, называют кислотами Льюиса.

Так, например, фторид алюминия AlF3 — это кислота, так как он способен принимать электронную пару при взаимодействии с аммиаком.

Катионы, анионы или нейтральные молекулы, способные отда­вать электронные пары, называют основаниями Льюиса (аммиак — основание).

Определение Льюиса охватывает все кислотно-основные про­цессы, которые рассматривались ранее предложенными теориями. В таблице сопоставлены определения кислот и оснований, ис­пользуемые в настоящее время.

Номенклатура кислот

Поскольку существуют разные определения кислот, их классификация и номенклатура до­вольно условны.

По числу атомов водорода, способных к отщеплению в водном растворе, кислоты делят на одноосновные (например, HF, HNO2), двухосновные (H2CO3, H2SO4) и трехосновные3РO4).

По составу кислоты делят на бескислородные (НСl, H2S) и кисло­родсодержащие (НСlO4, HNO3).

Обычно названия кислородсодержащих кислот производятся от названия неметалла с прибавлением окончаний -кая, -вая, если сте­пень окисления неметалла равна номеру группы. По мере понижения степени окисления суффиксы меняются (в порядке уменьшения сте­пени окисления металла): -оватая, истая, -оватистая:

Если рассмотреть полярность связи водород-неметалл в пределах периода, легко можно связать полярность этой связи с положени­ем элемента в Периодической системе. От атомов металлов, легко теряющих валентные электроны, атомы водорода принимают эти электроны, образуя устойчивую двухэлектронную оболочку типа оболочки атома гелия, и дают ионные гидриды металлов.

В водородных соединениях элементов III—IV групп Периодиче­ской системы бора, алюминия, углерода, кремния образуют кова­лентные, слабополярные связи с атомами водорода, не склонные к диссоциации. Для элементов V-VII групп Периодической системы в пределах периода полярность связи неметалл-водород увеличи­вается с зарядом атома, но распределение зарядов в возникающем диполе иное, чем в водородных соединениях элементов, склонных отдавать электроны. Атомы неметаллов, у которых для завершения электронной оболочки необходимо несколько электронов, оттяги­вают к себе (поляризуют) пару электронов связи тем сильнее, чем больше заряд ядра. Поэтому в рядах СН4 — NH3 — Н2O — HF или SiH4 — PH3 — H2S — НСl связи с атомами водорода, оставаясь кова­лентными, приобретают более полярный характер, а атом водорода в диполе связи элемент-водород становится более электроположи­тельным. Если полярные молекулы оказываются в полярном рас­творителе, может происходить процесс электролитической диссо­циации.

Обсудим поведение кислородсодержащих кислот в водных рас­творах. У этих кислот имеется связь Н-О-Э и, естественно, на по­лярность связи Н-О влияет связь О-Э. Поэтому эти кислоты диссо­циируют, как правило, легче, чем вода.

На нескольких примерах рассмотрим свойства кислородсодержа­щих кислот, образованных элементами, которые способны прояв­лять разную степень окисления. Известно, что хлорноватистая кис­лота НСlO очень слабая, хлористая кислота НСlO2 также слабая, но сильнее хлорноватистой, хлорноватая кислота НСlO3сильная. Хлор­ная кислота НСlO4 — одна из самых сильных неорганических кислот.

Структурные формулы кислородсодержащих кислот хлора:

Структурные формулы кислородсодержащих кислот хлора

Для диссоциации по кислотному типу (с отщеплением иона Н) необходим разрыв связи О-Н. Как можно объяснить уменьшение прочности этой связи в ряду НСlO — НСlO2 — НСlO3 — НСClO4? В этом ряду увеличивается число атомов кислорода, связанных с цен­тральным атомом хлора. Каждый раз, когда образуется новая связь кислорода с хлором, от атома хлора, а следовательно, и от одинар­ной связи О-Cl оттягивается электронная плотность. В результате электронная плотность частично уходит и от связи О-Н, которая из- за этого ослабляется.

Такая закономерностьусиление кислотных свойств с возрас танием степени окисления центрального атомахарактерна не только для хлора, но и для других элементов. Например, азотная кис­лота HNO3, в которой степень окисления азота +5, более сильная, чем азотистая кислота HNO2 (степень окисления азота +3); серная кислота H2SO4 (S +6 ) более сильная, чем сернистая кислота H2SO3 (S +4 ).

Получение кислот

1. Бескислородные кислоты могут быть полу­чены при непосредственном соединении неметаллов с водородом.

Читайте также:  Проект зрение и как его сохранить

2. Некоторые кислородсодержащие кислоты могут быть получе­ны взаимодействием кислотных оксидов с водой.

3. Как бескислородные, так и кислородсодержащие кислоты мож­но получить по реакциям обмена между солями и другими кислотами.

4. Некоторые кислоты могут быть получены с помощью окислительно-восстановительных реакций.

3Р + 5HNO3 + 2Н2O = ЗН3РO4 + 5NO2

Химические свойства кислот

Кислый вкус, действие на индикаторы, элек­трическая проводимость, взаимодействие с метал­лами, основными и амфотерными оксидами, осно­ваниями и солями, образование сложных эфиров со спиртами — эти свойства являются общими для неорганических и органических кислот.

Химические свойства кислот можно разделить на два типа ре­акций:

1) общие для кислот реакции связаны с образованием в водных рас­творах иона гидроксония Н3O + ;

2) специфические (т. е. характерные) реакции конкретных кислот.

Ион водорода может вступать в окислителъно-восстановительные реакции, восстанавливаясь до водорода, а также в реакции соединения с отрицательно заряженными или нейтральными ча­стицами, имеющими неподеленные пары электронов, т. е. в кис­лотно-основные реакции.

К общим свойствам кислот относятся реакции кислот с металла­ми, стоящими в ряду напряжений до водорода, например:

Zn + 2Н + = Zn 2+ + Н2

К кислотно-основным реакциям относятся реакции с основными оксидами и основаниями, а также со средними, основными, а ино­гда и кислыми солями.

Заметим, что многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато, причем на каждой следующей ступени диссоциация проходит труд­нее, поэтому при избытке кислоты чаще всего образуются кислые соли, а не средние.

На первый взгляд, может показаться удивительным образование кислых солей одноосновной фтороводородной (плавиковой) кислотой. Однако этот факт можно объяснить. В отличие от всех других галогеноводород­ных кислот плавиковая кислота в растворах частично полимеризована (благодаря образованию водородных связей) и в ней могут при­сутствовать разные частицы (HF)X, а именно H2F2, H3F3 и т. д.

Частный случай кислотно-основного равновесия — реакции кис­лот и оснований с индикаторами, которые изменяют свою окраску в зависимости от кислотности раствора. Индикаторы использу­ются в качественном анализе для обнаружения кислот и основа­ний в растворах.

Самые часто применяемые индикаторы — лакмуснейтральной среде фиолетовый цвет, в кислойкрасный, в щелочнойси­ний), метилоранжкислой среде красный, в нейтральнойоран­жевый, в щелочнойжелтый), фенолфталеинсильнощелочной среде малиново-красный, в нейтральной и кислойбесцветный).

Специфические свойства различных кислот могут быть двух типов: во-первых, реакции, приводящие к образованию нерастворимых солей, и, во-вторых, окислительно-восстановительные превращения. Если реакции, связанные с наличием у них иона Н + , общие для всех кислот (качественные реакции для обнаружения кислот), специфические реакции используются как качественные на отдельные кислоты:

Ва 2+ + SO4 2- = BaSO4(белый осадок)

Некоторые специфические реакции кислот обусловлены их окис­лительно-восстановительными свойствами.

Бескислородные кислоты в водном растворе могут только окисляться.

Кислородсодержащие кислоты могут окисляться только в том случае, если центральный атом в них находится в низшей или про­межуточной степени окисления, как, например, в сернистой кисло­те:

Многие кислородсодержащие кислоты, в которых центральный атом имеет максимальную степень окисления (S +6 , N +5 , Сг +6 ), прояв­ляют свойства сильных окислителей. Концентрированная H2SO4 — сильный окислитель.

Следует запомнить, что:

  • Растворы кислот реагируют с металлами, стоящими в электрохимическом ряду напряже­ний левее водорода, при соблюдении ряда усло­вий, важнейшим из которых является образование в результате реакции растворимой соли. Взаимо­действие HNO3 и Н2SO4(конц.) с металлами проте­кает иначе.

Концентрированная серная кислота на холоде пассивирует алюминий, железо, хром.

  • В воде кислоты диссоциируют на катионы водорода и анионы кислотных остатков, например:

  • Неорганические и органические кислоты взаимодействуют с основными и амфотерными оксидами при условии, что образуется раствори­мая соль:

  • И те, и другие кислоты вступают в реакцию с основаниями. Многоосновные кислоты могут об­разовывать как средние, так и кислые соли (это реакции нейтрализации):

  • Реакция между кислотами и солями идет только в том случае, если образуется осадок или газ:

Взаимодействие H3PO4 с известняком прекра­тится из-за образования на поверхности последнего нерастворимого осадка Ca3(PO4)2.

Особенности свойств азотной HNO3 и концен­трированной серной H2SO4(конц.) кислот обуслов­лены тем, что при их взаимодействии с простыми веществами (металлами и неметаллами) окислите­лями будут выступать не катионы H + , а нитрат- и сульфат-ионы. Логично ожидать, что в резуль­тате таких реакций образуется не водород H2, а получаются другие вещества: обязательно соль и вода, а также один из продуктов восстановле­ния нитрат- или сульфат-ионов в зависимости от концентрации кислот, положения металла в ряду напряжений и условий реакции (температуры, сте­пени измельченности металла и т. д.).

Эти особенности химического поведения HNO3 и H2SO4 (конц.) наглядно иллюстрируют тезис те­ории химического строения о взаимном влиянии атомов в молекулах веществ.

Химические свойства кислот

Часто путают понятия летучесть и устойчи­вость (стабильность). Летучими называют кисло­ты, молекулы которых легко переходят в газо­образное состояние, то есть испаряются. Например, соляная кислота является летучей, но устойчивой, стабильной кислотой. О летучести нестабильных кислот судить нельзя. На­пример, нелетучая, нераство­римая кремниевая кислота разлагается на воду и SiO2. Водные растворы соляной, азотной, серной, фосфорной и ряда других кислот не име­ют окраски. Водный раствор хромовой кислоты H2CrO4 имеет желтую окраску, марганцевой кислоты HMnO4 — малиновую.

Справочный материал для прохождения тестирования:

Какое основание с точки зрения амфотерных свойств лишнее

Общие свойства оснований

Основания – сложные вещества, состоящие из атома металла и одной или нескольких гидроксильных групп. Общая формула оснований Ме(ОН)n . Основания (с точки зрения теории электролитической диссоциации) – это электролиты, диссоциирующие при растворении в воде с образованием катионов металла и гидроксид-ионов ОН – .

Классификация. По растворимости в воде основания делят на щелочи (растворимые в воде основания) и нерастворимые в воде основания . Щелочи образуют щелочные и щелочно-земельные металлы, а также некоторые другие элементы-металлы. По кислотности (числу ионов О Н – , образующихся при полной диссоциации, или количеству ступеней диссоциации) основания подразделяют на однокислотные (при полной диссоциации получается один ион О Н – ; одна ступень диссоциации) и многокислотные (при полной диссоциации получается больше одного иона О Н – ; более одной ступени диссоциации). Среди многокислотных оснований различают двухкислотные (например, Sn(OH)2 ), трехкислотные ( Fe(OH) 3) и четырехкислотные ( Th(OH) 4). Однокислотным является, например, основание КОН.

Выделяют группу гидроксидов, которые проявляют химическую двойственность. Они взаимодействую как с основаниями, так и с кислотами. Это амфотерные гидроксиды (см. таблицу 1).

Таблица 1 — Амфотерные гидроксиды

Амфотерный гидроксид (основная и кислотная форма)

Кислотный остаток и его валентность

Комплексный ион

Zn(OH)2 / H2ZnO2

ZnO2 (II)

[Zn(OH)4] 2–

Al(OH)3 / HAlO2

AlO2 (I)

[Al(OH)4] – , [Al(OH)6] 3–

Be(OH)2 / H2BeO2

BeO2 (II)

[Be(OH)4] 2–

Sn(OH)2 / H2SnO2

SnO2 (II)

[Sn(OH)4] 2–

Pb(OH)2 / H2PbO2

PbO2 (II)

[Pb(OH)4] 2–

Fe(OH)3 / HFeO2

FeO2 (I)

[Fe(OH)4] – , [Fe(OH)6] 3–

Cr(OH)3 / HCrO2

CrO2 (I)

[Cr(OH)4] – , [Cr(OH)6] 3–

Физические свойства. Основания — твердые вещества различных цветов и различной растворимости в воде.

Химические свойства оснований

1) Диссоциация: КОН + n Н2О К + × m Н2О + ОН – × d Н2О или сокращенно: КОН К + + ОН – .

Многокислотные основания диссоциируют по нескольким ступеням (в основном диссоциация протекает по первой ступени). Например, двухкислотное основание Fe(OH)2 диссоциирует по двум ступеням:

Fe(OH)2FeOH + + OH – (1 ступень) ;

FeOH + Fe 2+ + OH – (2 ступень).

2) Взаимодействие с индикаторами (щелочи окрашивают фиолетовый лакмус в синий цвет, метилоранж – в желтый, а фенолфталеин – в малиновый):

индикатор + ОН – (щелочь) окрашенное соединение.

3 ) Разложение с образованием оксида и воды (см. таблицу 2). Гидроксиды щелочных металлов устойчивы к нагреванию (плавятся без разложения). Гидроксиды щелочно-земельных и тяжелых металлов обычно легко разлагаются. Исключение составляет Ba(OH)2 , у которого t разл достаточно высока ( примерно 1000 ° C ).

Zn(OH)2ZnO + H2O .

Таблица 2 — Температуры разложения некоторых гидроксидов металлов

Гидроксид t разл , ° C Гидроксид t разл , ° C Гидроксид t разл , ° C
LiOH 925 Cd(OH)2 130 Au(OH) 3 150
Be(OH)2 130 Pb(OH)2 145 Al (OH) 3 >300
Ca(OH)2 580 Fe(OH)2 150 Fe(OH) 3 500
Sr(OH)2 535 Zn (OH)2 125 Bi (OH) 3 100
Ba(OH)2 1000 Ni (OH)2 230 In (OH) 3 150
Читайте также:  Очки для зрения для треугольной формы лица

4 ) Взаимодействие щелочей с некоторыми металлами (например, Al и Zn ):

В растворе: 2 Al + 2NaOH + 6H2O ® 2Na[Al(OH)4] + 3H2 ­

При сплавлении: 2 Al + 2NaOH + 2 H2O 2NaAl О2 + 3H2 ­ .

5 ) Взаимодействие щелочей с неметаллами:

6 NaOH + 3Cl25Na Cl + NaClO3 + 3H2O .

6) Взаимодействие щелочей с кислотными и амфотерными оксидами:

При сплавлении с амфотерным оксидом: 2NaOH + ZnO Na2ZnO 2 + H2O .

7) Взаимодействие оснований с кислотами:

8) Взаимодействие щелочей с амфотерными гидроксидами (см. таблицу 1):

При сплавлении: 2NaOH + Zn(OH)2Na2ZnO 2 + 2H2O .

9 ) Взаимодействие щелочей с солями. В реакцию вступают соли, которым соответствует нерастворимое в воде основание :

Получение. Нерастворимые в воде основания получают путем взаимодействия соответствующей соли со щелочью:

1) Взаимодействием оксида металла с водой:

2) Взаимодействием щелочных и щелочно-земельных металлов с водой:

3 ) Электролизом растворов солей:

2NaCl + 2H2O H2 ­ + 2NaOH + Cl2 ­.

4 ) Обменным взаимодействием гидроксидов щелочно-земельных металлов с некоторыми солями. В ходе реакции должна обязательно получаться нерастворимая соль .

2.5. Характерные химические свойства оснований и амфотерных гидроксидов.

Прежде чем рассуждать о химических свойствах оснований и амфотерных гидроксидов, давайте четко определим, что же это такое?

1) К основаниями или основным гидроксидам относят гидроксиды металлов в степени окисления +1 либо +2, т.е. формулы которых записываются либо как MeOH , либо как Me(OH)2. Однако существуют исключения. Так, гидроксиды Zn(OH)2, Be(OH)2, Pb(OH)2, Sn(OH)2 к основаниям не относятся.

2) К амфотерным гидроксидам относят гидроксиды металлов в степени окисления +3,+4, а также в качестве исключений гидроксиды Zn(OH)2, Be(OH)2, Pb(OH)2, Sn(OH)2. Гидроксиды металлов в степени окисления +4, в заданиях ЕГЭ не встречаются, поэтому рассмотрены не будут.

Химические свойства оснований

Все основания подразделяют на:

Напомним, что бериллий и магний к щелочноземельным металлам не относятся.

Помимо того, что щелочи растворимы в воде, они также очень хорошо диссоциируют в водных растворах, в то время как нерастворимые основания имеют низкую степень диссоциации.

Такое отличие в растворимости и способности к диссоциации у щелочей и нерастворимых гидроксидов приводит, в свою очередь, к заметным отличиям в их химических свойствах. Так, в частности, щелочи являются более химически активными соединениями и нередко способны вступать в те реакции, в которые не вступают нерастворимые основания.

Взаимодействие оснований с кислотами

Щелочи реагируют абсолютно со всеми кислотами, даже очень слабыми и нерастворимыми. Например:

Нерастворимые основания реагируют практически со всеми растворимыми кислотами, не реагируют с нерастворимой кремниевой кислотой:

Следует отметить, что как сильные, так и слабые основания с общей формулой вида Me(OH)2 могут образовывать основные соли при недостатке кислоты, например:

Взаимодействие с кислотными оксидами

Щелочи реагируют со всеми кислотными оксидами, при этом образуются соли и часто вода:

Нерастворимые основания способны реагировать со всеми высшими кислотными оксидами, соответствующими устойчивым кислотам, например, P2O5, SO3, N2O5, с образованием средних соле1:

Нерастворимые основания вида Me(OH)2 реагируют в присутствии воды с углекислым газом исключительно с образованием основных солей. Например:

С диоксидом кремния, ввиду его исключительной инертности, реагируют только самые сильные основания — щелочи. При этом образуются нормальные соли. С нерастворимыми основаниями реакция не идет. Например:

Взаимодействие оснований с амфотерными оксидами и гидроксидами

Все щелочи реагируют с амфотерными оксидами и гидроксидами. Если реакцию проводят, сплавляя амфотерный оксид либо гидроксид с твердой щелочью, такая реакция приводит к образованию безводородных солей:

Если же используют водные растворы щелочей, то образуются гидроксокомплексные соли:

В случае алюминия при действии избытка концентрированной щелочи вместо соли Na[Al(OH)4] образуется соль Na3[Al(OH)6]:

Взаимодействие оснований с солями

Какое-либо основание реагирует с какой-либо солью только при соблюдении одновременно двух условий:

1) растворимость исходных соединений;

2) наличие осадка или газа среди продуктов реакции

Термическая устойчивость оснований

Все щелочи, кроме Ca(OH)2, устойчивы к нагреванию и плавятся без разложения.

Все нерастворимые основания, а также малорастворимый Ca(OH)2 при нагревании разлагаются. Наиболее высокая температура разложения у гидроксида кальция – около 1000 o C:

Нерастворимые гидроксиды имеют намного более низкие температуры разложения. Так, например, гидроксид меди (II) разлагается уже при температуре выше 70 o C:

Химические свойства амфотерных гидроксидов

Взаимодействие амфотерных гидроксидов с кислотами

Амфотерные гидроксиды реагируют с сильными кислотами:

Амфотерные гидроксиды металлов в степени окисления +3, т.е. вида Me(OH)3, не реагируют с такими кислотами, как H2S, H2SO3 и H2СO3 ввиду того, что соли, которые могли бы образоваться в результате таких реакций, подвержены необратимому гидролизу до исходного амфотерного гидроксида и соответствующей кислоты:

Взаимодействие амфотерных гидроксидов с кислотными оксидами

Амфотерные гидроксиды реагируют с высшими оксидами, которым соответствуют устойчивые кислоты (SO3, P2O5, N2O5):

Амфотерные гидроксиды металлов в степени окисления +3, т.е. вида Me(OH)3, не реагируют с кислотными оксидами SO2 и СO2.

Взаимодействие амфотерных гидроксидов с основаниями

Из оснований амфотерные гидроксиды реагируют только с щелочами. При этом, если используется водный раствор щелочи, то образуются гидроксокомплексные соли:

А при сплавлении амфотерных гидроксидов с твердыми щелочами получаются их безводные аналоги:

Взаимодействие амфотерных гидроксидов с основными оксидами

Амфотерные гидроксиды реагируют при сплавлении с оксидами щелочных и щелочноземельных металлов:

Термическое разложение амфотерных гидроксидов

Все амфотерные гидроксиды не растворимы в воде и, как любые нерастворимые гидроксиды, разлагаются при нагревании на соответствующий оксид и воду:

Это нужно знать:

Здравствуйте! Большое спасибо за подробный и качественный материал.
P.S. В пункте про взаимодействие амфотерных гидроксидов с кислотами дважды написана реакция гидроксида алюминия с сернистой кислотой:).

Спасибо, Ася. Исправлено

В пункте «с кислотными оксидами» в реакции слабых оснований есть исключение в самом конце.
Там подразумевалась не кремниевая кислота, а диоксид кремния?

Да, верно. Спасибо, подправил.

В пункте про термическую устойчивость оснований, разве гидроксид лития не способен тоже разлагаться до оксида и воды при температуре 600 градусов?

Плавится без разложения при 460 град, при нагревании расплава выше 930 град разлагается на оксид лития и воду. Но эти знания избыточны сдающему ЕГЭ. Можно считать, что он не разлагается.

Спасибо Вам большое за ваш труд и за такой прекрасный контент.

а вот cuo+naoh это как исключение реакция идет и Cr(oh)2+bao реакция не идет ?

Хорошая статья: полная и понятная для учащихся.

Добавить комментарий Отменить ответ

  • Решение заданий ЕГЭ из банка ФИПИ (29)
  • Теория для подготовки к ЕГЭ (57)
  • Решение реальных заданий ЕГЭ в формате 2018 года (44)
  • Полезные справочные материалы к ЕГЭ (7)
  • Тематические задания для подготовки к ЕГЭ (44)
  • Тренировочные варианты для подготовки к ЕГЭ (6)

Полная подготовка к ЕГЭ

© Сергей Широкопояс, 2015–2018. Все права защищены.

Заявка на занятия

Ваши предложения

Правила перепечатки информации с сайта Наука для тебя

Уважаемые посетители!
Если вы используете информацию с сайта ОЗНАКОМЛЕНИЕ ОБЯЗАТЕЛЬНО !
В этом документе вы можете узнать, на каких условиях вы сможете использовать материалы сайта Наука для тебя(scienceforyou.ru) на своих ресурсах, в своих рассылках и.т.д.

Вам разрешается свободно использовать в своих целях любой документ при соблюдении следующих условий:

СТРОГО ЗАПРЕЩЕНО: копировать с сайта изображения с дипломами об образовании.
1. ФИО и другие реквизиты автора должны быть обязательно включены в перепечатываемую публикацию.

2. Любое искажение информации об авторе при перепечатке материалов запрещено!

3. Содержание урока или статьи при перепечатке не должно подвергаться переделке. Все уроки и статьи, размещенные на сайте, должны перепечатываться как есть. Вы не имеете права урезать, исправлять или иным образом переделывать материалы взятые с сайта.

4. В конце каждого перепечатываемого материала вы обязаны вставить ссылку на сайт scienceforyou.ru Ссылка на сайт обязательно должна быть работоспособной (при нажатии человек должен попадать на сайт автора материала).

5. Все документы и материалы представленные на сайте не могут быть использованы в коммерческих целях. Ограничение доступа к урокам и статьям также запрещено!

Читайте также:  Наряд с точки зрения для поэта

9 кл химия Амфотерные соединения

за привлеченного слушателя на курсы профессиональной переподготовки

Выбранный для просмотра документ 9 б кл амфотерные соединения.ppt

Описание презентации по отдельным слайдам:

Девиз урока: «Химия – наука полутонов» Э.Е. Нифантьев.

ВЕЩЕСТВА Простые Сложные Метал лы Неметаллы Окси ды Основания Кисло ты Соли Основные Кислот ные Щёлочи Нераство- римые Кислородо- содержащие Бескислород- ные

ГИПОТЕЗА МОЖЕТ БЫТЬ ЕСТЬ ВЕЩЕСТВА,КОТОРЫЕ ПРОЯВЛЯЮТ ОДНОВРЕМЕННО И КИСЛОТНЫЕ И ОСНОВНЫЕ СВОЙСТВА?

Zn(OH)2=H2ZnO2 (цинковая кислота)

H2 ZnO2 + 2NaOH = Na2ZnO2+ 2H2O сплавление

Металл оксид основание кислота

Zn H2ZnO2 Zn(OH)2 ZnO

1 вариант — бериллий 2 вариант – алюминий

Be Al BeO Al2O3 Al(OH)3 H3ALO3 Be(OH)2 H2BeO2

ДОМАШНЕЕ ЗАДАНИЕ 1)п.2; 2)Часть 2 стр.19-20 рабочая тетрадь 3)Синквейн

ЭМОЦИОНАЛЬНАЯ РЕФЛЕКСИЯ Желтая карточка. Урок был интересен и понятен. Я принял в нем участие. Мне было на уроке достаточно комфортно. Зеленая карточка. Я удовлетворен уроком. Урок был полезен для меня , но думаю материал еще раз надо повторить. Синяя карточка. Пользы от урока я получил мало. Я не очень понимал, о чем идет речь.

Выбранный для просмотра документ мой открытый урок.docx

Предмет: химия.

Учитель: Гаврилова Оксана Владимировна, МБОУ СОШ № 32 г. Череповец

Учебно-методический комплекс: Габриелян О.С. «Химия. 9 класс». Учебник для общеобразовательных учреждений. М. «Дрофа», 2012г.

Урок: урок изучения нового материала в рамках системно-деятельностного подхода с элементами технологии критического мышления.

Уровень образования: базовый.

амфотерные оксиды и гидроксиды

Образовательная : организовать познавательную деятельность учащихся на усвоение знаний о амфотерных соединениях, развивать знания о классификации и свойствах гидроксидов.

Развивающая : развивать умение работать в атмосфере поиска, творчества, соверенствовать умения работать с оборудованием и реактивами дать каждому возможность достичь успеха; умение давать самооценку деятельности на уроке.

Воспитательная: продолжать формировать интерес к предмету, закрепить навыки техники безопасности при проведении эксперимента.

Оборудование: презентация POWER POINT , карточка-инструкция для проведения эксперимента ,кластер «Классификация веществ»,штатив с пробирками.

Реактивы: растворы гидроксида натрия, хлорида цинка,раствор азотной кислоты.

Химические свойства амфотерных гидроксидов

Амфотерными называют гидроксиды, которые могут проявлять свойства кислоты и основания.

К амфотерным относятся следующие гидроксиды:

  • большинство гидроксидов d-элементов (хрома(III), железа, цинка, и др.);
  • ряд гидроксидов p-элементов (алюминия, галлия, олова, свинца и др.);
  • из гидроксидов s-элементов амфотерным является гидроксид бериллия;

— взаимодействуют с кислотами

-взаимодействует с кислотными оксидами

-взаимодействует со щелочами

-взаимодействует с основными оксидами

Какое основание с точки зрения амфотерных свойств лишнее

1 . Какое из утверждений верно? «Понятие «ам­фотерность» в химии означает:

1) преобладание кислотных свойств веще­ства над основными; 2) проявление веществом как кислотных, так и основных свойств; 3) способность вещества диссоциировать с отщеплением как катиона водорода, так и гидроксид-аниона; 4) способность амфотерных веществ взаи­модействовать друг с другом».

2. Некоторый элемент образует все три типа ок­сидов (основный, амфотерный и кислотный). Сте­пень окисления элемента в амфотерном оксиде будет:

1) минимальной; 2) максимальной; 3) промежуточной между минимальной и максимальной; 4) все предыдущие ответы верны.

3. В щелочном растворе аминоуксусная кислота существует в виде частиц:

4. Какое из утверждений не верно?

1) Амфотерные оксиды взаимодействуют с растворами щелочей; 2) амфотерные гидроксиды реагируют с растворами сильных кислот; 3) не существует амфотерных оксидов, в которых степень окисления металла равна +1; 4) амфотерные соединения не растворимы в воде.

5. Какое из соединений, формулы которых при­ведены ниже, является комплексным?

6. Какая из приведенных ниже формул «лишняя»?

7. К амфотерным гидроксидам не относится вещество, имеющее формулу:

8. При добавлении избытка раствора гидроксида калия к раствору хлорида алюминия происходят следующие превращения:

1)вначале образуется осадок гидроксида алюминия, который затем растворяется с образованием комплексной соли тет­рагидроксоалюмината калия; 2) образуется осадок гидр оксида алюми­ния; 3) сначала видимых изменений не наблю­дается, затем образуется осадок гидро­ксида алюминия; 4)вначале образуется осадок гидроксида алюминия, который затем растворяется с образованием соли метаалюмината ка­лия.

9. При взаимодействии свежеприготовленного осадка амфотерного гидроксида с избытком ще­лочи всегда образуется:

1) средняя соль; 2) основная соль; 3) двойная соль; 4) комплексная соль.

10. Комплексная соль с формулой K4[Fe(CN)6] называется гексацианоферрат (11) калия (желтая кровяная соль) и используется в аналитической химии для обнаружения в растворе иона Fe 3 +. Ко­ординационное число, заряд иона-комплексооб­разователя и заряд комплексного иона в данном соединении соответственно равны:

1) 6, +2, -4; 2) 4, +2, -6; 3) 6, -4, +2; 4) 2, +6, -4.

11 . Какое из химических свойств аминокислот обусловлено наличием в их молекуле аминогруппы?

1) Образование сложных эфиров; 2) взаимодействие с неорганическими кис­лотами; 3) взаимодействие со щелочами; 4) способность к отщеплению катиона во­дорода.

12. Какое из химических свойств аминокислот не обусловлено наличием в их молекуле карбок­сильной группы?

1) Взаимодействие со спиртами; 2) взаимодействие с неорганическими кис­лотами 3) взаимодействие со щелочами; 4) способность к отщеплению катиона во­дорода.

13. Синтетические полиамидные волокна явля­ются производными аминокислот со следующим расположением функциональных групп — амино­группы -NH2 и карбоксильной группы -соон:

1) непосредственно связанными друг с другом; 2) находящимися у одного атома углерода; 3) разделенными несколькими атомами углерода; 4) расположенными на концах углерод­ной цепи.

14. Антраниловая кислота широко применяется в производстве красителей, душистых и лекарст­венных веществ и по своей химической природе является амфотерным соединением. Найдите формулу этой кислоты среди приведенных ниже.

15. Трипептид образован остатками аминоуксус­ной, а-аминопропионовой и В-метил-а-аминомас­ляной кислот в указанной последовательности. Обозначение этого трипептида с помощью меж­дународной символики:

1) Gly — Val- Ala; 2) Gly — Ala — Val; 3)Ala-Gly- Val; 4) Val- Ala — Gly.

16. Аминокислоты, имеющие общую формулу H2N-CH -СООН, содержат асимметрический атом углерода, по­этому могут существовать в виде оптических изо­меров, условно обозначаемых D и L. Природные белки, образующие все живые организмы на Зем­ле, построены:

1) остатками D-аминокислот; 2) остатками L-аминокислот; 3) закономерным чередованием остатков L ­и D-аминокислот в полипептидной цепи; 4) беспорядочным чередованием остатков L ­и D-аминокислот в полипептидной цепи.

17. Поликонденсация а-аминокислот приводит к образованию полипептидов. Обратная реакция называется:

l) деполиконденсацией; 2)деполимеризацией; 3) гидролизом; 4) гидратацией.

18. При добавлении небольшого объема раство­ра гидроксида натрия к избытку раствора хлорида алюминия образуется дисперсная система, кото­рая называется:

1) эмульсией; 2) суспензией; 3)золем; 4) гелем.

19. Молекула воды может являться как донором, так и акцептором протона, превращаясь при этом соответственно в ионы:

1) гидроксид-анион и катион гидроксония; 2) катион гидроксония и гидроксид-анион; 3) катион водорода и гидроксид-анион; 4) гидроксид-анион и катион водорода.

20. Ионное уравнение реакции

[Zn(OH)4] 2- + 2Н + → Zn(OH)2 + 2Н2О соответствует взаимодействию между:

1) гидроксидом цинка и соляной кислотой; 2) тетрагидроксоцинкатом натрия и азо­тистой кислотой; 3) тетрагидроксоцинкатом калия и серной кислотой; 4) оксидом цинка и азотной кислотой.

21. При пропускании постоянного электрическо­го тока через водный раствор а-аминопропионо­вой кислоты (аланина) частицы растворенного ве­щества:

1) движутся к катоду; 2) движутся к аноду; 3) движутся и к катоду, и к аноду; 4) не движутся ни к катоду, ни к аноду.

22. Иллюстрацией положения о единстве и борь­бе противоположностей может служить:

1) нерастворимость амфотерных гидрокси­дов в воде; 2) нерастворимость амфотерных оксидов в воде; 3) реакция разложения амфотерных гид­роксидов с образованием оксидов; 4) растворимость амфотерных оксидов и гидроксидов и в кислотах, и в щелочах.

23. Для какого из элементов справедливо ут­верждение: «С увеличением степени окисления элемента в оксиде его характер изменяется от ос­новного через амфотерный к кислотному»?

1) Хлора; 2) серы; 3) хрома; 4) алюминия.

24. Органическое вещество лизин имеет следую­щую формулу:

Какое из утверждений верно?

1) Лизин не проявляет амфотерных свойств; 2) лизин проявляет амфотерные свойства с преобладанием основных; 3) лизин проявляет амфотерные свойства с преобладанием кислотных; 4) лизин не является аминокислотой.

Источники:
  • http://www.chem-mind.com/2017/03/17/%D1%82%D0%B5%D0%BC%D0%B0-%E2%84%9611-%D1%81%D0%B2%D0%BE%D0%B9%D1%81%D1%82%D0%B2%D0%B0-%D0%BE%D1%81%D0%BD%D0%BE%D0%B2%D0%B0%D0%BD%D0%B8%D0%B9-%D0%B0%D0%BC%D1%84%D0%BE%D1%82%D0%B5%D1%80%D0%BD/
  • http://www.sev-chem.narod.ru/spravochnik/teoriya/base.htm
  • http://scienceforyou.ru/teorija-dlja-podgotovki-k-egje/harakternye-himicheskie-svojstva-osnovanij-i-amfoternyh-gidroksidov
  • http://infourok.ru/material.html?mid=54449
  • http://himege.ru/svojstva-amfoternyx-gidroksidov/
  • http://mognovse.ru/xmr-amfoternie-neorganicheskie-i-organicheskie-soedineniya-kak.html