Как доказать амфотерность соединения

Химические свойства амфотерных оксидов

Перед изучением этого раздела рекомендую изучить следующие темы:

Химические свойства амфотерных оксидов

Амфотерные оксиды проявляют свойства и основных, и кислотных. От основных отличаются только тем, что могут взаимодействовать с растворами и расплавами щелочей и с расплавами основных оксидов, которым соответствуют щелочи.

1. Амфотерные оксиды взаимодействуют с кислотами и кислотными оксидами.

При этом амфотерные оксиды взаимодействуют, как правило, с сильными и средними кислотами и их оксидами.

Например , оксид алюминия взаимодействует с соляной кислотой, оксидом серы (VI), но не взаимодействует с углекислым газом и кремниевой кислотой:

амфотерный оксид + кислота = соль + вода

амфотерный оксид + кислотный оксид = соль

2. Амфотерные оксиды не взаимодействуют с водой.

Оксиды взаимодействуют с водой, только когда им соответствуют растворимые гидроксиды, а все амфотерные гидроксиды — нерастворимые.

амфотерный оксид + вода ≠

3. Амфотерные оксиды взаимодействуют с щелочами.

При этом механизм реакции и продукты различаются в зависимости от условий проведения процесса — в растворе или расплаве.

В растворе образуются комплексные соли, в расплаве — обычные соли.

Формулы комплексных гидроксосолей составляем по схеме:

1. Сначала записываем центральный атом-комплекообразователь (это, как правило, амфотерный металл).
2. Затем дописываем к центральному атому лиганды — гидроксогруппы. Число лигандов в 2 раза больше степени окисления центрального атома (исключение — комплекс алюминия, у него, как правило, 4 лиганда-гидроксогруппы).
3. Заключаем центральный атом и его лиганды в квадратные скобки, рассчитываем суммарный заряд комплексного иона.
4. Дописываем необходимое количество внешних ионов. В случае гидроксокомплексов это — ионы основного металла.

Основные продукты взаимодействия соединений амфотерных металлов со щелочами сведем в таблицу.

Степень окисле-ния +2 (Zn, Sn, Be)

* здесь Х — щелочной металл, Y — амфотерный металл.

Исключение — железо не образует гидроксокомплексы в растворе щелочи!

Например :

амфотерный оксид + щелочь (расплав) = соль + вода

амфотерный оксид + щелочь (раствор) = комплексная соль

4. Амфотерные оксиды взаимодействуют с основными оксидами.

При этом взаимодействие возможно только с основными оксидами, которым соответствуют щелочи и только в расплаве. В растворе основные оксиды взаимодействуют с водой с образованием щелочей.

амфотерный оксид + основный оксид = соль + вода

5. Окислительные и восстановительные свойства.

Амфотерные оксиды способны выступать и как окислители, и как восстановители и подчиняются тем же закономерностям, что и основные оксиды. Окислительно-восстановительные свойства амфотерных оксидов подробно рассмотрены в статье про основные оксиды.

6. Амфотерные оксиды взаимодействуют с солями летучих кислот.

При этом действует правило: в расплаве менее летучие кислоты и их оксиды вытесняют более летучие кислоты и их оксиды из их солей.

Например , твердый оксид алюминия Al₂O₃ вытеснит более летучий углекислый газ из карбоната натрия при сплавлении:

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 солей:

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 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:

Амфотерность в химии — определение, свойства и характеристика амфотерных веществ

Это определение было введено при изучении общей теоретической химии в области ведущих и кислотных взаимодействий при наступлении определенных условий.

Отмечается влияние смены растворяющего вещества на дуальные характеристики.

Амфотерные свойства

В концепции электролитической диссоциации, когда происходит распадение проводящего вещества на отдельные ионы при сплавлении или растворении, субстанция реагирует по кислотному механизму или основным свойствам. В первом случае отщепляются частицы гидроксония, Н + , во втором варианте отделяются гидроксид-анионы, ОН — . Электролиты получают ионы одновременно из нейтральных молекул и атомов, процесс проходит под совместным действием кислотных и генеральных качеств вещества. В этом случае проводящие смеси имеют название амфолитов.

Гидроксиды элементов и их сцеплений из таблицы Менделеева, которые относятся к амфотерным соединениям:

• элементы головных подгрупп (алюминий, бериллий, сурьма, галлий, селен, мышьяк);
• участники дополнительных подвидов (вольфрам, цинк, молибден).

Чаще всего вещества проявляют одно из взаимодействий, которое изменяет характер при перемене условий. Например, происходят процессы ионизации азотной кислоты, при этом получаются нитрозильные анионы и нитрит-катионы, в качестве амфолита выступает вода.

Амфотерность рассматривается в виде способности проводящего вещества быть донором и акцептировать протоны в рамках протеолитической концепции Бренстеда и Лоури. В этом случае вода проявляет свойства самоионизации в форме обратимой передачи молекул между жидкостями, в результате появляется одинаковое число анионов и катионов.

Амфолитами являются субстанции с содержанием структурных включений органических молекул, которые передают свойственные характеристики разного характера.

Такие вещества представлены пептидами, белками и аминокислотами. Эти группы частично ионизируются при помещении в раствор.

Молекулы и частицы аминокислот имеют равновесные состояния:

• заряженная (цвиттер-ион);
• незаряженная форма.

В этих случаях вещество представлено кислотой (воспроизводят катионы) и протоны или работает по основному свойству и акцептирует катионы и протоны.

Характеристики гидроксидов

Способность амфотерного элемента проявляется и в форме взаимодействия с кислотами и основаниями.

Так ведут себя оксиды, комплексные соединения, гидроксиды и отдельные р-элементы на средней стадии окисления. Для неорганических связей с присутствием гидроксильной группы ОН такое взаимодействие является общей характеристикой.

Традиционная теория об амфотерности гидроксидов в процессе разложения на ионы по основному и кислотному виду не подтверждается. Амфотерное поведение гидроксидов заключается в реакции обмена частицами среды с молекулами, имеющими связь с акцепторным центром. Гидроксиды обладают особенностью выделять соль и по-разному взаимодействовать в кислотной среде и растворе щелочи.

В первом случае они действуют по типу оснований, а вторая среда заставляет проявлять реакцию кислот.

Амфотерность гидроксидов и оксидов проявляется в продуцировании 2 рядов солей. Двойственность свойств используется при проведении качественного анализа и отделения веществ с подобными характеристиками от других элементов. Интервал появления осадка проявляется узким промежутком, поэтому внимание уделяется тщательности регулировки растворной среды.

Номенклатура и химические особенности

На особом положении в ряду амфотерных элементов находится алюминий, он стоит на границе между кислотами и основаниями. Это ведет к его диссоциации по двум типам поведения.

Амфотерные металлы и неметаллы обладают свойствами:

• гидроксиды слабо растворяются в водной среде, поэтому не способствуют приобретению водой основных или кислотных характеристик;
• оксид-гидроксиды имеют особенности, типичные для электроположительных веществ;
• гидроксиды активных металлических групп чаще проявляют характеристики акцепторов элементарных частиц;
• по мере перехода к неметаллам свойства переходят от типичных оснований к амфотерным связкам, т. е. вещества выступают донорами протонов;
• в категории основных гидроксидов с положительными катионами существует ионная спайка, а кислород присоединяется к водороду с помощью ковалентной связи;
• в группе кислотных оксидов кислород имеет ковалентную связь с положительными электрочастицами, а с водородом соединяется полярной сцепкой ионов.

Гидроксиды с двойственными свойствами имеют физические промежуточные характеристики, доказать амфотерность можно на примере взаимодействия комплексных соединений из списка веществ 3 периода таблицы Менделеева.

В химии свойства однотипных сульфидов и оксидов, а также гидросульфитов и гидроксидов имеют разную реакцию в пределах отличающихся периодов. Свойство оснований проявляют сульфиды типичных металлов, а кислотные характеристики присутствуют в бинарных соединениях неметаллических субстанций. Различие химического происхождения наблюдается при обменной реакции между действующим веществом и растворителем, а также во взаимодействии сульфидов друг с другом.

Амфотерность гидроксидов металлических элементов объясняется тем, что в воде вещество распадается на отдельные ионы водорода по кислотному виду, а образование гидроксильных ионов проходит по типу основы.

Степени окисления

У некоторых веществ наблюдается несколько ступеней окисления, поэтому амфотерные свойства гидроксидов и оксидов подлежат разной классификации. Вещества с низкими окислительными характеристиками тяготеют к группе оснований, а сам элемент обладает свойствами металла, поскольку содержится в категории катионов. Субстанции с высокой степенью окисления являются участниками кислотных групп и проявляют неметаллические показатели, так как представляют собой анионы.

Например, у гидроксида и оксида марганца (2) главными являются основные свойства, а сам элемент входит в категорию катионов. У разновидности марганца (Vil) преобладают показатели кислоты, а само вещество относится к анионовой группы (тип МПО4).

Свойства оксидов и гидроксидов проявляются в зависимости от характеристики металла. Для элементов подвида бора (исключается таллий) типичной является 3-я степень перехода заряженных частиц от донора-восстановителя к окислительному акцептору. В результате свойства основания для элемента ослабляются.

При переходе к 3 группе встречаются вещества, которые образуют кислоты и неорганические кислоты. Последние обладают сочетанием химических и физических показателей, характерных для кислот и являются типовыми для многих элементов, за исключением щелочноземельных и щелочных металлов.

Рост свойств основного вещества происходит при увеличении радиуса движения ионов. Некоторые субстанции имеют почти одинаковую степень диссоциации с получением ионов, а у других аморфные показатели выражаются слабо.

В соединениях развитие основных свойств происходит медленно. Это объясняется тем, что атомы веществ 3 группы представляют собой аналоги с характерным строением внешней оболочки по типу благородных газов. Другие субстанции отличаются наружным слоем атома в форме электронной оболочки с 10 электронами. В таблице после алюминия наблюдается увеличение радиусов ионов, отмечается диагональное сходство, что ведет к постепенному усилению основных характеристик.

Процессы при диссоциации

В некоторых случаях амфотерные характеристики металлических гидроксидов проявляются не только в водной среде, но под действием кислотного и щелочного раствора. Если в случае с кислотой при продуцировании нейтральных частиц выделяется вода и появляется ион металла (свойство основания), то в щелочной среде не происходит отщепление протона.

При тяготении азота к висмуту степень окисления стабилизируется и усиливаются показатели основного характера. Такие соединительные субстанции выполняют одновременно окислительные и восстановительные функции. Двойственный процесс объясняется ионизацией молекулы воды, которая располагается во внутренней сфере, а протон перемещается к иону ОН.

В этом случае затрудняется определение развитости кислотных и основных показателей вещества, так как оно не имеет в составе подвижного водородного атома.

В результате из бокситов получаются другие элементы, что служит показателем использования химических характеристик при разделении. Метод основывается на применении свойства амфотерности алюминия. К этому же разряду относится выделение магния из воды морей и океанов.

Реакции взаимного действия с расплавами щелочей и кислотами ведут к появлению молекул воды и соли, а в результате степень окисления остается неизменной.

Двойственные показатели

Ионный потенциал вещества увеличивается в результате проявления двойственного механизма при диссоциации амфотерных соединений. Например, Мл (0Н) является неуравновешенным основанием, а Мп (0Н)4 представляет собой амфотерный элемент, который в равной степени проявляет кислотные особенности. НМПО4 переходит в категорию усиленных кислот, при этом снижаются свойства основания.

Щелочная среда используется для восстановления элементов с образованием гидросолей, например, гексагидроксоалюминат натрия. Если судить о тетрагидроксиде титана, то название подчеркивает возможность взаимной реакции с кислотами. Эта же субстанция гидроокиси называется ортокислотой при характеристике ее реагирования в условиях щелочной среды.

Активные металлические соединения образовывают сильнополярные ионные связи, поэтому относятся к группе оснований. Уменьшение динамичности характера вещества изменяется в сторону кислотного реагирования: НМпО, КОН, 5с (ОН)3, Са (ОН)2, НУО3 и другие.

Амфотерные оксиды М2О3 и соответствующие им гидроксиды М (ОН)3 (при этом исключается В2О3) плохо растворяются в водном растворе.

Гидроксиды характеризуются неравномерным изменением двойственных характеристик:

1. А1 (0Н)3 имеет небольшое показание в области диссоциации, как основание, и представляет собой амфотерный проводящий электролит.
2. Оа (0Н)3 является дуалистическим гидроксидом с неизменной константой распада, которая характеризует вещество в качестве основания и одновременно кислоты.
3. Переход от Оа (0Н)3 к Т1 (0Н)3 происходит постепенно, также равномерно изменяется реакция в сторону кислотного взаимодействия в результате увеличения металлизации.

Другие вещества

Соединение гидроксида циркония является малорастворимым в воде и проявляет устойчивость к этой среде. Вещество относится к классу полимеров с положительно заряженными частицами, который содержит периодические цепи, расположенные в клеточном порядке. Материал не реагирует на основания, восстановительных и окислительных агентов.

В кислых растворах гидроксид циркония переводит анионы С1, НО3, СГО4, 8Ог на ионы ОН. Увеличение температурных показателей почти не сказывается на скорости обмена. В случае с цирконием не происходит образование определенных гидратов, термогравиметрические измерения показывают осадок полимерных частиц с образованием структурного слоя.

Германий находится ближе к группе металлов и образовывает связи, в которых его степень окисления расценивается по 2 категории. Соединения являются менее прочными, по сравнению с контактами германиевого аналога свинцовой группы, и отличаются восстановительными характеристиками. Амфотерный гидроксид с явно выраженными кислотными свойствами соответствует черному оксиду германия, молекулы которого не растворяются в жидкости. Последний носит название германистой кислоты, а его осадочные соли — германитов.

Если элемент в зависимости от условий образовывает несколько различающихся по составу оснований, то наиболее сильным признается то, которое отличается низкой окислительной степенью.

Качества основания в таких веществах выражаются ярко. Сильной является кислота, анионы которой содержат множество кислородных атомов в случае появления у элемента нескольких кислотосодержащих соединений.

Урок химии. 8-й класс. Тема: «Амфотерность. Амфотерные соединения»

Разделы: Химия

Класс: 8

Цели урока:
-формирование понятия «амфотерность», применение знаний о кислотно-основных свойствах соединений.

Задачи урока:
-обеспечить усвоение свойств амфотерных соединений;
-обобщить сведения о характерных свойствах оксидов, кислот и оснований, подготовиться к выполнению практической работы;
-закрепить навык составления уравнений реакций;
-развивать умение анализировать информацию, выделять причинно-следственные связи;
-совершенствовать умение находить общие черты и различия в составе и свойствах веществ;
-поддерживать уверенность в своих силах;
-воспитывать навыки коллективной работы и внимательное отношение к мнению другого человека.

Тип урока:
Комбинированный урок изучения новых знаний и применения знаний, умений, навыков.

Этапы урока:

I. Организация начала урока.

Учитель: Ребята, сегодня нам предстоит подготовиться к практической работе по характерным свойствам изученных веществ (оксидов, кислот и оснований). Кроме того, мы познакомимся с веществами, которые обладают и кислотными, и основными свойствами, проявляя их в зависимости от того с чем реагируют. Вам предстоит серьёзная индивидуальная и групповая работа, а в качестве помощников мы используем систему цветных символов и схемы, отражающие химические свойства веществ.
В основе системы цветных символов лежит способность человека запоминать понятия и термины, ассоциируя их с цветом (например, название станций метрополитена часто ассоциируется с цветом ветки на схеме).

II. Проверка усвоения предыдущего материала.

Учитель: Для выполнения 1-го задания у вас на столах лежат карточки красного и синего цветов, на каждой карточке формула сложного вещества. Вещества разные, но относятся к одному классу, какому?
Ученики выясняют, что это оксиды (формулы кислотных оксидов стоит написать на красных карточках, а формулы основных оксидов на синих ).
Учитель: Работать будем в парах, вам нужно написать уравнения реакций взаимодействия веществ, записанных на карточках, с водой. Каждая мини-группа должна составить 2 уравнения. На доске работать индивидуально будут два ученика, в их задачу входит написать реакцию взаимодействия оксида с водой и составить схему правила такого взаимодействия из отдельных слов. (Ученику, который пишет уравнение с кислотным оксидом предлагается работать красным маркером или мелом, а тому, у кого основный оксид, синим).

По ходу выполнения задания необходимо обсудить:
-состав основных оксидов;
-состав кислотных оксидов;
-результат взаимодействия оксидов с водой;
-какие кислотные и основные оксиды не взаимодействуют с водой;
-состав и правила составления формул оснований и кислот.

На доске должна появиться запись:

После выполнения задания необходимо обсудить:
-какие оксиды мы обозначили красным, а какие синим цветом;
-как на практической работе учащиеся смогут доказать, что полученное вещество является кислотой или основанием;
-что такое индикаторы и как они изменяют цвет.

III. Подготовка учащихся к сознательному усвоению новых знаний.

Учитель: Мы обсудили с вами как можно экспериментально доказать наличие полученной кислоты или щелочи, но сегодня наша работа теоретическая и нам предстоит выполнить 2-е задание. Теперь на развороте доски записаны схемы правил ( в тех же цветовых решениях), а вы постарайтесь подобрать примеры уравнений реакций. Работаем в группах, потом 2 человека выполняют задание у доски.

Эта схема ещё раз напоминает нам правило:
Наиболее типичными для соединений являются реакции взаимодействия с противоположными по свойствам веществами.

Учитель: Не случайно центральная часть доски у нас пока пустует. Там осталось место для особых соединений, их название произошло от греческого слова amphoteros, означающего « и тот и другой». Однокоренным к нему является слово амфибия, давайте вспомним, что оно значит?

IV. Изучение нового материала.

Амфотерность — способность соединений проявлять либо кислотные либо основные свойства, в зависимости от того с чем они реагируют.
Амфотерных соединений довольно много. Из оксидов двойственными свойствами обладают: оксид цинка, оксид алюминия, оксиды меди, оксиды олова, оксиды свинца, оксид железа (III) и др. (На доске можно записать формулы амфотерных оксидов)
Заменим в наших схемах таблички «основный оксид» и «кислотный оксид» на табличку «амфотерный оксид» и получим новые правила. Для выполнения 3-го задания используем схемы, записанные на доске.
3 задание: Зная, что оксид цинка является амфотерным, составьте уравнения реакций его взаимодействия с соляной кислотой и гидроксидом натрия.

Учитель: С водой амфотерные оксиды не реагируют. Однако, сама вода является классическим примером амфотерного оксида, т.к. реагирует и с кислотными, и с основными оксидами.

V. Первичное осмысление знаний.

Учитель:Как же распознать, что соединение является амфотерным?
Амфотерный характер носят оксиды и гидроксиды большинства переходных элементов и многих элементов побочных подгрупп.
Для удобства определения характера соединений некоторые варианты таблицы Д.И.Менделеева снабжены цветными значками, похожими на те, которыми мы сегодня пользовались. Значок синего цвета я подпишу, а вы сами подпишите два других.

Помните, что оксиды и гидроксиды активных металлов всегда основны,
Соединения неметаллов обычно носят кислотный характер.

VI. Закрепление знаний.

Учитель: Ваше 4-е задание самое сложное, но если вы запомнили химические свойства оснований и кислот, то справитесь и с ним.
4-е задание: Запишите уравнения реакций взаимодействия амфотерного гидроксида цинка с кислотой и щелочью. Перед тем как вы начнете самостоятельную работу над этим заданием, я немного помогу.
Давайте вместе составим формулу гидроксида цинка Zn(OH)2. В таком виде мы привыкли записывать основания, но это же вещество можно изобразить и в виде кислоты, достаточно раскрыть скобки и перенести водород на первое место: H2ZnO2 . Такая кислота существует, она называется цинковая, а её соли- цинкаты.

VII. Контроль и самопроверка знаний.

Разбирая 4-е задание, стоит обратить внимание на:
-химические свойства кислот и оснований;
-составление названий солей;
-двоякость свойств амфотерных соединений.
Учащимся, которые быстро справились с заданием можно предложить выполнить задание из учебника после параграфа.

VIII. Обобщение и систематизация знаний.

Учитель: Для того, чтобы помочь себе запомнить правила написания продуктов реакции, существует много различных схем. Я приведу пример для оксидов, а вы попробуйте составить подобные схемы для кислот, оснований и амфотерных гидроксидов.

IX. Информация о домашнем задании, подведение итогов урока.

В качестве домашнего задания предлагается подготовиться к практической работе по теме: «Проведение химических реакций, характеризующих свойства веществ». Для выполнения практической работы можно использовать схемы, составленные на уроке.

Классификация неорганических веществ

Неорганическая химия — раздел химии, изучающий строение и химические свойства неорганических веществ.

Среди простых веществ выделяют металлы и неметаллы. Среди сложных: оксиды, основания, кислоты и соли. Классификация неорганических веществ построена следующим образом:

Большинство химических свойств мы изучим по мере продвижения по периодической таблице Д.И. Менделеева. В этой статье мне хотелось бы подчеркнуть ряд принципиальных деталей, которые помогут в дальнейшем при изучении химии.

Оксиды

Все оксиды подразделяются на солеобразующие и несолеобразующие. Солеобразующие имеют соответствующие им основания и кислоты (в той же степени окисления (СО)!) и охотно вступают в реакции солеобразования. К ним относятся, например:

• CuO — соответствует основанию Cu(OH)₂
• Li₂O — соответствует основанию LiOH
• FeO — соответствует основанию Fe(OH)₂ (сохраняем ту же СО = +2)
• Fe₂O₃ — соответствует основанию Fe(OH)₃ (сохраняем ту же СО = +3)
• P₂O₅ — соответствует кислоты H₃PO₄

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

Основным оксидам соответствуют основания в той же СО. В химических реакциях основные оксиды проявляют основные свойства, образуются исключительно металлами. Примеры: Li₂O, Na₂O, K₂O, Rb₂O CaO, FeO, CrO, MnO.

Основные оксиды взаимодействуют с водой с образованием соответствующего основания (реакцию идет, если основание растворимо) и с кислотными оксидами и кислотами с образованием солей. Между собой основные оксиды не взаимодействуют.

Li₂O + H₂O → LiOH (основный оксид + вода → основание)

Здесь не происходит окисления/восстановления, поэтому сохраняйте исходные степени окисления атомов.

Амфотерные (греч. ἀμφότεροι — двойственный)

Эти оксиды действительно имеют двойственный характер: они проявляют как кислотные, так и основные свойства. Примеры: BeO, ZnO, Al₂O₃, Fe₂O₃, Cr₂O₃, MnO₂, PbO, PbO₂, Ga₂O₃.

С водой они не взаимодействуют, так как продукт реакции, основание, получается нерастворимым. Амфотерные оксиды реагируют как с кислотами и кислотными оксидами, так и с основаниями и основными оксидами.

ZnO + KOH + H₂O → K₂[Zn(OH)₄] (амф. оксид + основание = комплексная соль)

ZnO + N₂O₅ → Zn(NO₃)₂ (амф. оксид + кисл. оксид = соль; СО азота сохраняется в ходе реакции)

Fe₂O₃ + HCl → FeCl₃ + H₂O (амф. оксид + кислота = соль + вода; обратите внимание на то, что СО Fe = +3 не меняется в ходе реакции)

Проявляют в ходе химических реакций кислотные свойства. Образованы металлами и неметаллами, чаще всего в высокой СО. Примеры: SO₂, SO₃, P₂O₅, N₂O₃, NO₂, N₂O₅, SiO₂, MnO₃, Mn₂O₇.

Каждому кислотному оксиду соответствует своя кислота. Это особенно важно помнить при написании продуктов реакции: следует сохранять степени окисления. Некоторым кислотным оксидам соответствует сразу две кислоты.

• SO₂ — H₂SO₃
• SO₃ — H₂SO₄
• P₂O₅ — H₃PO₄
• N₂O₅ — HNO₃
• NO₂ — HNO₂, HNO₃

Кислотные оксиды вступают в реакцию с основными и амфотерными, реагируют с основаниями. Реакции между кислотными оксидами не характерны.

SO₂ + Na₂O → Na₂SO₃ (кисл. оксид + осн. оксид = соль; сохраняем СО S = +4)

SO₃ + Li₂O → Li₂SO₄ (кисл. оксид + осн. оксид = соль; сохраняем СО S = +6)

P₂O₅ + NaOH → Na₃PO₄ + H₂O (кисл. оксид + основание = соль + вода)

При реакции с водой кислотный оксид превращается в соответствующую ему кислоту. Исключение SiO₂ — не реагирует с водой, так как продукт реакции — H₂SiO₃ является нерастворимой кислотой.

Несолеобразующие оксиды — оксиды неметаллов, которые не имеют соответствующих им гидроксидов и не вступают в реакции солеобразования. К таким оксидам относят:

• CO
• N₂O
• NO
• SiO
• S₂O

Реакции несолеобразующих оксидов с основаниями, кислотами и солеобразующими оксидов редки и не приводят к образованию солей. Некоторые из несолеобразующих оксидов используют в качестве восстановителей:

FeO + CO → Fe + CO₂ (восстановление железа из его оксида)

Основания

Основания — химические соединения, обычно характеризуются диссоциацией в водном растворе с образованием гидроксид-анионов. Растворимые основания называются щелочами: NaOH, LiOH, Ca(OH)₂, Ba(OH)₂.

Гидроксиды щелочных металлов (Ia группа) называются едкими: едкий натр — NaOH, едкое кали — KOH.

Основания классифицируются по количеству гидроксид-ионов в молекуле на одно-, двух- и трехкислотные.

Так же, как и оксиды, основания различаются по свойствам. Все основания хорошо реагируют с кислотами, даже нерастворимые основания способны растворяться в кислотах. Также нерастворимые основания при нагревании легко разлагаются на воду и соответствующий оксид.

NaOH + HCl → NaCl + H₂O (основание + кислота = соль + вода — реакция нейтрализации)

Mg(OH)₂ → (t) MgO + H₂O (при нагревании нерастворимые основания легко разлагаются)

Если в ходе реакции основания с солью выделяется газ, выпадает осадок или образуется слабый электролит (вода), то такая реакция идет. Нерастворимые основания с солями почти не реагируют.

Ba(OH)₂ + NH₄Cl → BaCl₂ + NH₃ + H₂O (в ходе реакции образуется нестойкое основание NH₄OH, которое распадается на NH₃ и H₂O)

KOH + BaCl₂ ↛ реакция не идет, так как в продуктах нет газа/осадка/слабого электролита (воды)

В растворах щелочей pH > 7, поэтому лакмус окрашивает их в синий цвет.

Амфотерные оксиды соответствуют амфотерным гидроксидам. Их свойства такие же двойственные: они реагирую как с кислотами — с образованием соли и воды, так и с основаниями — с образованием комплексных солей.

Al(OH)₃ + HCl → AlCl₃ + H₂O (амф. гидроксид + кислота = соль + вода)

Al(OH)₃ + KOH → K[Al(OH)₄] (амф. гидроксид + основание = комплексная соль)

При нагревании до высоких температур комплексные соли не образуются.

Al(OH)₃ + KOH → (t) KAlO₂ + H₂O (амф. гидроксид + основание = (прокаливание) соль + вода — при высоких температурах вода испаряется, и комплексная соль образоваться не может)

Кислоты

Кислота — химическое соединение обычно кислого вкуса, содержащее водород, способный замещаться металлом при образовании соли. По классификации кислоты подразделяются на одно-, двух- и трехосновные.

Основность кислоты определяется числом атомов водорода, которое способна отдать молекула кислоты, реагируя с основанием. Определять основность кислоты по числу атомов водорода в ней — часто верный способ, но не всегда: например, борная кислота H₃BO₃ является слабой одноосновной кислотой, фосфористая кислота H₃PO₃ — двухосновной кислотой.

Кислоты отлично реагируют с основными оксидами, основаниями, растворяя даже те, которые выпали в осадок (реакция нейтрализации). Также кислоты способны вступать в реакцию с теми металлами, которые стоят в ряду напряжений до водорода (то есть способны вытеснить его из кислоты).

H₃PO₄ + LiOH → Li₃PO₄ + H₂O (кислота + основание = соль + вода — реакция нейтрализации)

Zn + HCl → ZnCl₂ + H₂↑ (реакция идет, так как цинк стоил в ряду активности левее водорода и способен вытеснить его из кислоты)

Cu + HCl ↛ (реакция не идет, так как медь расположена в ряду активности правее водорода, менее активна и не способна вытеснить его из кислоты)

Существуют нестойкие кислоты, которые в водном растворе разлагаются на кислотный оксид (газ) и воду — угольная и сернистая кислоты:

• H₂CO₃ → H₂O + CO₂↑
• H₂SO₃ → H₂O + SO₂↑

Записать эти кислоты в растворе в виде «H₂CO₃ или H₂SO₃» — будет считаться ошибкой. Пишите угольную и сернистую кислоты в разложившемся виде — виде газа и воды.

Все кислоты подразделяются на сильные и слабые. Напомню, что мы составили подробную таблицу сильных и слабых кислот (и оснований!) в теме гидролиз. В реакции из сильной кислоты (соляной) можно получить более слабую, например, сероводородную или угольную кислоту.

Однако невозможно (и противоречит законам логики) получить из более слабой кислоты сильную, например из уксусной — серную кислоту. Природу не обманешь

K₂S + HCl → H₂S + KCl (из сильной — соляной кислоты — получили более слабую — сероводородную)

K₂SO₄ + CH₃COOH ↛ (реакция не идет, так как из слабой кислоты нельзя получить сильную: из уксусной — серную)

Подчеркну важную деталь: гидроксиды это не только привычные нам NaOH, Ca(OH)₂ и т.д., некоторые кислоты также считаются кислотными гидроксидами, например серная кислота — H₂SO₄. С полным правом ее можно записать как кислотный гидроксид: SO₂(OH)₂

В завершении подтемы кислот предлагаю вам вспомнить названия основных кислот и их кислотных остатков.

Соль — ионное соединение, образующееся вместе с водой при нейтрализации кислоты основанием (не единственный способ). Водород кислоты замещается металлом или ионом аммония (NH₄). Наиболее известной солью является поваренная соль — NaCl.

По классификации соли бывают:

• Средние — продукт полного замещения атомов водорода в кислоте на металл: KNO₃, NaCl, BaSO₄, Li₃PO₄
• Кислые — продукт неполного замещения атомов водорода: LiHSO₄, NaH₂PO₄ и Na₂HPO₄ (гидросульфат лития, дигидрофосфат и гидрофосфат натрия)
• Основные — продукт неполного замещения гидроксогрупп на кислотный остаток: CrOHCl (хлорид гидроксохрома II)
• Двойные — содержат два разных металла и один кислотный остаток (NaCr(SO₄)₂

Блиц-опрос по теме Классификация неорганических веществ