Amphotere Metalle sind einfache Substanzen, die der Metallgruppe der Elemente strukturell, chemisch und ähnlich sind. Metalle selbst können im Gegensatz zu ihren Verbindungen keine amphoteren Eigenschaften aufweisen. Beispielsweise haben die Oxide und Hydroxide einiger Metalle eine duale chemische Natur – unter manchen Bedingungen verhalten sie sich wie Säuren, während sie unter anderen die Eigenschaften von Laugen haben.
Die wichtigsten amphoteren Metalle sind Aluminium, Zink, Chrom und Eisen. Beryllium und Strontium können derselben Elementgruppe zugeordnet werden.
amphoter?
Zum ersten Mal wurde diese Eigenschaft vor langer Zeit entdeckt. Und der Begriff "amphotere Elemente" wurde 1814 von den berühmten Chemikern L. Tenard und J. Gay-Lussac in die Wissenschaft eingeführt. Damals war es üblich, chemische Verbindungen in Gruppen einzuteilen, die ihren grundlegenden Eigenschaften bei Reaktionen entsprachen.
Die Gruppe der Oxide und Basen hatte jedoch doppelte Fähigkeiten. Unter manchen Bedingungen verhielten sich solche Substanzen wie Alkalien, unter anderen dagegen wie Säuren. So entstand der Begriff „amphoter“. Dabei hängt das Verhalten während der Säure-Base-Reaktion von den Bedingungen ihrer Durchführung, der Art der beteiligten Reagenzien und auch von den Eigenschaften des Lösungsmittels ab.
Interessanterweise können amphotere Metalle unter natürlichen Bedingungen sowohl mit Alkali als auch mit Säuren wechselwirken. Beispielsweise entsteht bei der Reaktion von Aluminium mit Aluminiumsulfat. Und wenn das gleiche Metall mit konzentriertem Alkali reagiert, wird ein komplexes Salz gebildet.
Amphotere Basen und ihre Haupteigenschaften
Unter normalen Bedingungen sind dies Feststoffe. Sie sind in Wasser praktisch unlöslich und gelten als eher schwache Elektrolyte.
Das Hauptverfahren zur Gewinnung solcher Basen ist die Reaktion eines Metallsalzes mit einer kleinen Menge Alkali. Die Fällungsreaktion muss langsam und vorsichtig durchgeführt werden. Zum Beispiel wird bei der Aufnahme von Zinkhydroxid Natronlauge vorsichtig in ein Reagenzglas mit Zinkchlorid getropft. Jedes Mal müssen Sie den Behälter vorsichtig schütteln, um den weißen Metallniederschlag am Boden der Schale zu sehen.
Mit Säuren und amphoteren Stoffen reagieren sie wie Basen. Beispielsweise entsteht bei der Reaktion von Zinkhydroxid mit Salzsäure Zinkchlorid.
Aber bei Reaktionen mit Basen verhalten sich amphotere Basen wie Säuren.
Außerdem zersetzen sie sich bei starker Erwärmung unter Bildung des entsprechenden amphoteren Oxids und Wasser.
Die häufigsten amphoteren Metalle: eine kurze Beschreibung
Zink gehört zur Gruppe der amphoteren Elemente. Und obwohl Legierungen dieser Substanz bereits in alten Zivilisationen weit verbreitet waren, konnten sie sie erst 1746 in reiner Form isolieren.
Reines Metall ist eine ziemlich spröde bläuliche Substanz. Zink oxidiert schnell an der Luft – seine Oberfläche läuft an und wird mit einem dünnen Oxidfilm bedeckt.
In der Natur kommt Zink hauptsächlich in Form von Mineralien vor - Zinkite, Smithsonite, Calamite. Die bekannteste Substanz ist Zinkblende, die aus Zinksulfid besteht. Die größten Vorkommen dieses Minerals befinden sich in Bolivien und Australien.
Aluminium Heute gilt es als das häufigste Metall der Erde. Seine Legierungen werden seit vielen Jahrhunderten verwendet, und 1825 wurde die Substanz in ihrer reinen Form isoliert.
Reines Aluminium ist ein helles, silberfarbenes Metall. Es ist einfach zu bearbeiten und zu gießen. Dieses Element hat eine hohe elektrische und thermische Leitfähigkeit. Darüber hinaus ist dieses Metall korrosionsbeständig. Tatsache ist, dass seine Oberfläche mit einem dünnen, aber sehr widerstandsfähigen Oxidfilm bedeckt ist.
Heute ist Aluminium in der Industrie weit verbreitet.
Amphotere Oxide reagieren mit starken Säuren, um Salze dieser Säuren zu bilden. Solche Reaktionen sind eine Manifestation der Haupteigenschaften von amphoteren Oxiden, zum Beispiel:
ZnO + H 2 SO 4 → ZnSO 4 + H 2 O
Sie reagieren auch mit starken Alkalien und zeigen dabei ihre sauren Eigenschaften, zum Beispiel:
ZnO + 2NaOH → Na 2 ZnO 2 + H 2 O Amphotere Oxide können auf zwei Arten mit Alkalien reagieren: in Lösung und in Schmelze.
- Wenn es mit einem Alkali in der Schmelze umgesetzt wird, wird ein gewöhnliches mittleres Salz gebildet (wie im obigen Beispiel gezeigt).
- Bei der Reaktion mit Alkali in Lösung entsteht ein Komplexsalz.
Al 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O → 2Na (In diesem Fall entsteht Natriumtetrahydroxoalluminat)
Jedes amphotere Metall hat seine eigene Koordinationszahl. Für Be und Zn ist dies 4; Für Al ist dies 4 oder 6; Für Cr ist es 6 oder (sehr selten) 4;
Amphotere Oxide lösen sich normalerweise nicht in Wasser und reagieren nicht damit.
Beispiele
siehe auch
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Einfache Substanzen, die in ihrer Struktur und einer Reihe von chemischen und physikalischen Parametern metallischen Elementen ähneln, werden als amphoter, d.h. Dies sind die Elemente, die chemische Dualität aufweisen. Dabei ist zu beachten, dass es sich dabei nicht um die Metalle selbst handelt, sondern um deren Salze oder Oxide. Beispielsweise können Oxide einiger Metalle zwei Eigenschaften haben, unter bestimmten Bedingungen können sie die Eigenschaften aufweisen, die Säuren innewohnen, unter anderen verhalten sie sich wie Alkalien.
Zu den wichtigsten amphoteren Metallen gehören Aluminium, Zink, Chrom und einige andere.
Der Begriff amphoter wurde zu Beginn des 19. Jahrhunderts in Umlauf gebracht. Damals wurden Chemikalien aufgrund ihrer ähnlichen Eigenschaften, die sich in chemischen Reaktionen manifestierten, getrennt.
Was sind amphotere Metalle?
Die Liste der Metalle, die als amphoter eingestuft werden können, ist ziemlich lang. Darüber hinaus können einige von ihnen als amphoter und einige - bedingt bezeichnet werden.
Lassen Sie uns die Seriennummern der Substanzen auflisten, unter denen sie sich im Periodensystem befinden. Die Liste umfasst die Gruppen 22 bis 32, 40 bis 51 und viele mehr. Beispielsweise können Chrom, Eisen und eine Reihe anderer zu Recht als basisch bezeichnet werden, und letzterem können auch Strontium und Beryllium zugeordnet werden.
Aluminium gilt übrigens als hellster Vertreter der Amphorenmetalle.
Es sind seine Legierungen, die seit langem in fast allen Branchen eingesetzt werden. Es wird verwendet, um Elemente von Flugzeugrümpfen, Autokarosserien und Küchenutensilien herzustellen. In der Elektroindustrie und bei der Herstellung von Ausrüstungen für Heizungsnetze ist es nicht mehr wegzudenken. Im Gegensatz zu vielen anderen Metallen ist Aluminium ständig reaktiv. Der Oxidfilm, der die Oberfläche des Metalls bedeckt, widersteht oxidativen Prozessen. Unter normalen Bedingungen und bei bestimmten chemischen Reaktionen kann Aluminium als reduzierendes Element wirken.
Dieses Metall kann mit Sauerstoff interagieren, wenn es in viele kleine Partikel zerkleinert wird. Diese Art des Betriebs erfordert die Verwendung hoher Temperaturen. Die Reaktion wird von der Freisetzung einer großen Menge thermischer Energie begleitet. Wenn die Temperatur auf 200 ºC ansteigt, reagiert Aluminium mit Schwefel. Die Sache ist die, dass Aluminium unter normalen Bedingungen nicht immer mit Wasserstoff reagieren kann. Beim Mischen mit anderen Metallen können unterschiedliche Legierungen entstehen.
Ein weiteres ausgeprägt amphoteres Metall ist Eisen. Dieses Element hat die Nummer 26 und liegt zwischen Kobalt und Mangan. Eisen ist das häufigste Element, das in der Erdkruste vorkommt. Eisen kann als einfaches Element eingestuft werden, das eine silbrig weiße Farbe hat und natürlich formbar ist, wenn es hohen Temperaturen ausgesetzt wird. Kann bei hohen Temperaturen schnell zu korrodieren beginnen. Eisen brennt vollständig aus, wenn es in reinen Sauerstoff gebracht wird, und kann sich im Freien entzünden.
Ein solches Metall hat die Fähigkeit, bei hohen Temperaturen schnell in das Korrosionsstadium überzugehen. Eisen, das in reinen Sauerstoff gegeben wird, brennt vollständig aus. In der Luft oxidiert eine metallische Substanz aufgrund übermäßiger Feuchtigkeit schnell, dh sie rostet. Beim Verbrennen in einer Sauerstoffmasse bildet sich eine Art Zunder, der als Eisenoxid bezeichnet wird.
Eigenschaften amphoterer Metalle
Sie werden durch das Konzept der Amphoterität definiert. Im typischen Zustand, also bei normaler Temperatur und Luftfeuchtigkeit, sind die meisten Metalle Festkörper. Keines der Metalle kann in Wasser gelöst werden. Alkalische Basen entstehen erst nach bestimmten chemischen Reaktionen. Im Verlauf der Reaktion treten Metallsalze in Wechselwirkung. Es ist zu beachten, dass Sicherheitsvorschriften bei der Durchführung dieser Reaktion besondere Sorgfalt erfordern.
Die Verbindung amphoterer Substanzen mit Oxiden oder Säuren selbst zeigt erst die den Basen innewohnende Reaktion. Gleichzeitig treten in Kombination mit Basen saure Eigenschaften auf.
Das Erhitzen amphoterer Hydroxide bewirkt, dass sie sich in Wasser und Oxid zersetzen. Mit anderen Worten, die Eigenschaften amphoterer Substanzen sind sehr breit gefächert und erfordern eine sorgfältige Untersuchung, die während einer chemischen Reaktion durchgeführt werden kann.
Die Eigenschaften amphoterer Elemente können verstanden werden, indem man sie mit den Parametern traditioneller Materialien vergleicht. Beispielsweise haben die meisten Metalle ein niedriges Ionisationspotential und können daher in chemischen Prozessen als Reduktionsmittel wirken.
Amphoter – kann sowohl reduzierende als auch oxidierende Eigenschaften aufweisen. Es gibt jedoch Verbindungen, die durch einen negativen Oxidationsgrad gekennzeichnet sind.
Absolut alle bekannten Metalle haben die Fähigkeit, Hydroxide und Oxide zu bilden.
Alle Metalle haben die Fähigkeit, basische Hydroxide und Oxide zu bilden. Übrigens können Metalle nur mit bestimmten Säuren eine Oxidationsreaktion eingehen. Beispielsweise kann die Umsetzung mit Salpetersäure auf unterschiedliche Weise ablaufen.
Amphotere Substanzen, die mit einfachen verwandt sind, unterscheiden sich deutlich in Struktur und Eigenschaften. Die Zugehörigkeit zu einer bestimmten Klasse lässt sich bei manchen Stoffen auf einen Blick feststellen, sodass sofort klar ist, dass Kupfer ein Metall ist, Brom jedoch nicht.
Wie man Metall von Nichtmetall unterscheidet
Der Hauptunterschied besteht darin, dass Metalle Elektronen abgeben, die sich in einer externen Elektronenwolke befinden. Nichtmetalle ziehen sie aktiv an.
Alle Metalle sind gute Wärme- und Stromleiter, Nichtmetalle sind einer solchen Möglichkeit beraubt.
Basen von amphoteren Metallen
Unter normalen Bedingungen lösen sich diese Substanzen nicht in Wasser und können sicher schwachen Elektrolyten zugeordnet werden. Solche Substanzen werden nach der Reaktion von Metallsalzen und Alkali erhalten. Diese Reaktionen sind ziemlich gefährlich für die, die sie herstellen, und deshalb muss beispielsweise zur Gewinnung von Zinkhydroxid Natronlauge langsam und vorsichtig Tropfen für Tropfen in einen Behälter mit Zinkchlorid eingeführt werden.
Gleichzeitig amphoter - interagieren mit Säuren als Basen. Das heißt, wenn eine Reaktion zwischen Salzsäure und Zinkhydroxid durchgeführt wird, erscheint Zinkchlorid. Und wenn sie mit Basen interagieren, verhalten sie sich wie Säuren.
Basen, amphotere Hydroxide
Basen sind komplexe Substanzen, die aus Metallatomen und einer oder mehreren Hydroxogruppen (-OH) bestehen. Die allgemeine Formel ist Me + y (OH) y, wobei y die Anzahl der Hydroxogruppen gleich dem Oxidationszustand des Metalls Me ist. Die Tabelle zeigt die Klassifizierung der Basen.
Eigenschaften von Alkalihydroxiden von Alkali- und Erdalkalimetallen
1. Wässrige Lösungen von Alkalien fühlen sich seifig an, ändern die Farbe der Indikatoren: Lackmus - Blau, Phenolphthalein - Himbeere.
2. Wässrige Lösungen dissoziieren:
3. Mit Säuren interagieren und eine Austauschreaktion eingehen:
Polysäurebasen können Zwischensalze und basische Salze ergeben:
4. Wechselwirkung mit Säureoxiden, Bildung von Medium und Säuresalzen, abhängig von der Basizität der Säure, die diesem Oxid entspricht:
5. Interaktion mit amphoteren Oxiden und Hydroxiden:
a) Fusion:
b) in Lösungen:
6. Reagieren Sie mit wasserlöslichen Salzen, wenn sich ein Niederschlag oder Gas bildet:
Unlösliche Basen (Cr (OH) 2, Mn (OH) 2 usw.) interagieren mit Säuren und zersetzen sich beim Erhitzen:
Amphotere Hydroxide
Als amphoter werden Verbindungen bezeichnet, die je nach Bedingungen sowohl Donoren von Wasserstoffkationen sein können als auch saure Eigenschaften aufweisen und deren Akzeptoren basische Eigenschaften aufweisen.
Chemische Eigenschaften amphoterer Verbindungen
1. In Wechselwirkung mit starken Säuren offenbaren sie die Haupteigenschaften:
Zn(OH) 2 + 2HCl = ZnCl 2 + 2H 2 O
2. Wechselwirkung mit Alkalien - starke Basen, sie weisen saure Eigenschaften auf:
Zn (OH) 2 + 2 NaOH \u003d Na 2 ( komplexes Salz)
Al (OH) 3 + NaOH \u003d Na ( komplexes Salz)
Verbindungen werden als Komplexe bezeichnet, bei denen mindestens eine kovalente Bindung durch den Donor-Akzeptor-Mechanismus gebildet wurde.
Das allgemeine Verfahren zur Gewinnung von Basen basiert auf Austauschreaktionen, durch die sowohl unlösliche als auch lösliche Basen erhalten werden können.
CuSO 4 + 2 KOH \u003d Cu (OH) 2 ↓ + K 2 SO 4
K 2 CO 3 + Ba (OH) 2 \u003d 2 KOH + BaCO 3 ↓
Wenn durch dieses Verfahren lösliche Basen erhalten werden, fällt ein unlösliches Salz aus.
Bei der Gewinnung von wasserunlöslichen Basen mit amphoteren Eigenschaften sollte ein Alkaliüberschuss vermieden werden, da es zum Beispiel zu einer Auflösung der amphoteren Base kommen kann:
AlCl 3 + 4KOH \u003d K [Al (OH) 4] + 3KSl
In solchen Fällen wird Ammoniumhydroxid verwendet, um Hydroxide zu erhalten, in denen sich amphotere Hydroxide nicht lösen:
AlCl 3 + 3NH 3 + ZH 2 O \u003d Al (OH) 3 ↓ + 3NH 4 Cl
Hydroxide von Silber und Quecksilber zersetzen sich so leicht, dass, wenn man versucht, sie durch eine Austauschreaktion zu erhalten, anstelle von Hydroxiden Oxide ausfallen:
2AgNO 3 + 2KOH \u003d Ag 2 O ↓ + H 2 O + 2KNO 3
In der Industrie werden Alkalien üblicherweise durch Elektrolyse wässriger Lösungen von Chloriden gewonnen.
2NaCl + 2H 2 O → ϟ → 2NaOH + H 2 + Cl 2
Alkalien können auch durch Umsetzung von Alkali- und Erdalkalimetallen oder deren Oxiden mit Wasser erhalten werden.
2Li + 2H 2 O \u003d 2LiOH + H 2
SrO + H 2 O \u003d Sr (OH) 2
Säuren
Säuren werden komplexe Substanzen genannt, deren Moleküle aus Wasserstoffatomen, die durch Metallatome ersetzt werden können, und Säureresten bestehen. Unter normalen Bedingungen können Säuren fest (Phosphorsäure H 3 PO 4; Silizium H 2 SiO 3) und flüssig (Schwefelsäure H 2 SO 4 ist eine reine Flüssigkeit) sein.
Gase wie Chlorwasserstoff HCl, Bromwasserstoff HBr, Schwefelwasserstoff H 2 S bilden in wässrigen Lösungen die entsprechenden Säuren. Die Anzahl der von jedem Säuremolekül während der Dissoziation gebildeten Wasserstoffionen bestimmt die Ladung des Säurerests (Anion) und die Basizität der Säure.
Entsprechend protolytische Theorie der Säuren und Basen, Gleichzeitig vom dänischen Chemiker Bronsted und dem englischen Chemiker Lowry vorgeschlagen, ist eine Säure eine Substanz Abspaltung mit dieser Reaktion Protonen, a Basis- eine Substanz, die in der Lage ist Protonen erhalten.
Säure → Base + H +
Basierend auf diesen Ideen ist es klar grundlegende Eigenschaften von Ammoniak, das aufgrund des Vorhandenseins eines einsamen Elektronenpaars am Stickstoffatom bei der Wechselwirkung mit Säuren effektiv ein Proton aufnimmt und über eine Donor-Akzeptor-Bindung ein Ammoniumion bildet.
HNO 3 + NH 3 ⇆ NH 4 + + NO 3 -
Säure Base Säure Base
Eine allgemeinere Definition von Säuren und Basen vorgeschlagen von dem amerikanischen Chemiker G. Lewis. Er schlug vor, dass Säure-Base-Wechselwirkungen ziemlich sind treten beim Protonentransfer nicht unbedingt auf. Bei der Bestimmung von Säuren und Basen nach Lewis kommt ihnen die Hauptrolle bei chemischen Reaktionen zu elektronischer Dampf.
Kationen, Anionen oder neutrale Moleküle genannt, die ein oder mehrere Elektronenpaare aufnehmen können Lewis-Säuren.
Beispielsweise ist Aluminiumfluorid AlF 3 eine Säure, da es bei der Wechselwirkung mit Ammoniak ein Elektronenpaar aufnehmen kann.
AlF 3 + :NH 3 ⇆ :
Kationen, Anionen oder neutrale Moleküle, die Elektronenpaare abgeben können, werden Lewis-Basen genannt (Ammoniak ist eine Base).
Die Lewis-Definition deckt alle Säure-Base-Prozesse ab, die von den zuvor vorgeschlagenen Theorien berücksichtigt wurden. Die Tabelle vergleicht die derzeit gebräuchlichen Definitionen von Säuren und Basen.
Nomenklatur der Säuren
Da es verschiedene Definitionen von Säuren gibt, sind ihre Klassifizierung und Nomenklatur eher willkürlich.
Nach der Anzahl der in wässriger Lösung abspaltbaren Wasserstoffatome werden Säuren eingeteilt monobasisch(z. B. HF, HNO 2), zweibasisch(H 2 CO 3 , H 2 SO 4 ) und tribasisch(H 3 RO 4).
Entsprechend der Zusammensetzung wird die Säure unterteilt in anoxisch(HCl, H 2 S) und sauerstoffhaltig(HClO 4 , HNO 3 ).
In der Regel Namen sauerstoffhaltiger Säuren abgeleitet vom Namen eines Nichtmetalls mit der Endung -kai, -Weg, wenn die Oxidationsstufe des Nichtmetalls gleich der Gruppenzahl ist. Wenn der Oxidationszustand abnimmt, ändern sich die Suffixe (in der Reihenfolge des abnehmenden Metalloxidationszustands): - oval, ististaya, - eiförmig:
Wenn wir die Polarität der Wasserstoff-Nichtmetall-Bindung innerhalb einer Periode betrachten, können wir die Polarität dieser Bindung leicht mit der Position des Elements im Periodensystem in Beziehung setzen. Von Metallatomen, die leicht Valenzelektronen verlieren, nehmen Wasserstoffatome diese Elektronen auf, bilden eine stabile Zwei-Elektronen-Hülle wie die Hülle eines Heliumatoms und ergeben ionische Metallhydride.
In Wasserstoffverbindungen von Elementen der Gruppen III-IV des Periodensystems bilden Bor, Aluminium, Kohlenstoff, Silizium kovalente, schwach polare Bindungen mit Wasserstoffatomen, die nicht zur Dissoziation neigen. Bei Elementen der Gruppen V-VII des Periodensystems steigt innerhalb einer Periode die Polarität der Nichtmetall-Wasserstoff-Bindung mit der Ladung des Atoms, aber die Ladungsverteilung im resultierenden Dipol ist anders als bei Wasserstoffverbindungen Elemente, die dazu neigen, Elektronen abzugeben. Atome von Nichtmetallen, bei denen mehrere Elektronen zur Vervollständigung der Elektronenhülle benötigt werden, ziehen ein Paar Bindungselektronen um so stärker an sich (polarisieren), je größer die Ladung des Kerns ist. Daher werden in der Reihe CH 4 - NH 3 - H 2 O - HF oder SiH 4 - PH 3 - H 2 S - Hcl Bindungen mit Wasserstoffatomen, die kovalent bleiben, polarer, und das Wasserstoffatom im Dipol der Element-Wasserstoff-Bindung wird elektropositiver. Wenn sich polare Moleküle in einem polaren Lösungsmittel befinden, kann es zum Prozess der elektrolytischen Dissoziation kommen.
Diskutieren wir das Verhalten sauerstoffhaltiger Säuren in wässrigen Lösungen. Diese Säuren haben eine H-O-E-Bindung und natürlich beeinflusst die O-E-Bindung die Polarität der H-O-Bindung. Daher dissoziieren diese Säuren in der Regel leichter als Wasser.
H 2 SO 3 + H 2 O ⇆ H s O + + HSO 3
HNO 3 + H 2 O ⇆ H s O + + NO 3
Schauen wir uns ein paar Beispiele an Eigenschaften sauerstoffhaltiger Säuren, aus Elementen gebildet, die unterschiedliche Oxidationsstufen aufweisen können. Es ist bekannt, dass hypochlorige Säure HClO sehr schwach Salzsäure HClO 2 ebenfalls schwach aber stärker als hypochlorige, hypochlorige Säure HclO 3 stark. Perchlorsäure HClO 4 ist eine der die stärkste anorganische Säuren.
Die Dissoziation nach dem sauren Typ (unter Abspaltung des H-Ions) erfordert das Aufbrechen der O-H-Bindung. Wie kann man die Abnahme der Stärke dieser Bindung in der Reihe HClO - HClO 2 - HClO 3 - HClO 4 erklären? In dieser Reihe nimmt die Zahl der mit dem zentralen Chloratom verbundenen Sauerstoffatome zu. Jedes Mal, wenn eine neue Bindung von Sauerstoff mit Chlor gebildet wird, wird eine Elektronendichte vom Chloratom und damit von der einzelnen O-Cl-Bindung abgezogen. Dadurch verlässt die Elektronendichte teilweise die dadurch geschwächte О-Н-Bindung.
So ein Muster - Verstärkung der sauren Eigenschaften bei Erhöhung des Oxidationsgrades des Zentralatoms - charakteristisch nicht nur für Chlor, sondern auch für andere Elemente. Zum Beispiel ist Salpetersäure HNO 3 , in der der Stickstoff-Oxidationszustand +5 ist, stärker als salpetrige Säure HNO 2 (Stickstoff-Oxidationszustand ist +3); Schwefelsäure H 2 SO 4 (S +6) ist stärker als schweflige Säure H 2 SO 3 (S +4).
Säuren gewinnen
1. Anoxische Säuren können erhalten werden bei der direkten Verbindung von Nichtmetallen mit Wasserstoff.
H 2 + Cl 2 → 2HCl,
H 2 + S ⇆ H 2 S
2. Einige sauerstoffhaltige Säuren können erhalten werden Wechselwirkung von Säureoxiden mit Wasser.
3. Es können sowohl anoxische als auch sauerstoffhaltige Säuren erhalten werden nach Austauschreaktionen zwischen Salzen und anderen Säuren.
BaBr 2 + H 2 SO 4 \u003d BaSO 4 ↓ + 2HBr
CuSO 4 + H 2 S \u003d H 2 SO 4 + CuS ↓
FeS + H 2 SO 4 (pa zb) \u003d H 2 S + FeSO 4
NaCl (T) + H 2 SO 4 (konz.) = HCl + NaHSO 4
AgNO 3 + HCl = AgCl↓ + HNO 3
CaCO 3 + 2HBr \u003d CaBr 2 + CO 2 + H 2 O
4. Einige Säuren können mit erhalten werden Redoxreaktionen.
H 2 O 2 + SO 2 \u003d H 2 SO 4
3P + 5HNO 3 + 2H 2 O \u003d ZH 3 PO 4 + 5NO 2
Saurer Geschmack, Wirkung auf Indikatoren, elektrische Leitfähigkeit, Wechselwirkung mit Metallen, basischen und amphoteren Oxiden, Basen und Salzen, Esterbildung mit Alkoholen - diese Eigenschaften sind anorganischen und organischen Säuren gemeinsam.
kann in zwei Arten von Reaktionen unterteilt werden:
1) Allgemeines zum Säuren die Reaktionen sind mit der Bildung von Hydroniumionen H 3 O + in wässrigen Lösungen verbunden;
2) Spezifisch(d. h. charakteristische) Reaktionen bestimmte Säuren.
Das Wasserstoffion kann eintreten Redox Reaktionen, Reduktion zu Wasserstoff, sowie in einer zusammengesetzten Reaktion mit negativ geladenen oder neutralen Teilchen mit freien Elektronenpaaren, d.h. in Säure-Base-Reaktionen.
Zu den allgemeinen Eigenschaften von Säuren gehören die Reaktionen von Säuren mit Metallen in der Spannungsreihe bis hin zu Wasserstoff, zum Beispiel:
Zn + 2½ + = Zn 2+ + ½ 2
Säure-Base-Reaktionen umfassen Reaktionen mit basischen Oxiden und Basen sowie mit mittleren, basischen und manchmal sauren Salzen.
2 CO 3 + 4 HBr \u003d 2 CuBr 2 + CO 2 + 3 H 2 O
Mg (HCO 3) 2 + 2 HCl \u003d MgCl 2 + 2 CO 2 + 2 H 2 O
2KHSO 3 + H 2 SO 4 \u003d K 2 SO 4 + 2SO 2 + 2H 2 O
Beachten Sie, dass mehrbasige Säuren schrittweise dissoziieren und bei jedem nächsten Schritt die Dissoziation schwieriger ist, daher werden bei einem Säureüberschuss meistens eher saure Salze als mittlere gebildet.
Ca 3 (PO 4) 2 + 4H 3 PO 4 \u003d 3Ca (H 2 PO 4) 2
Na 2 S + H 3 PO 4 = Na 2 HPO 4 + H 2 S
NaOH + H 3 PO 4 = NaH 2 PO 4 + H 2 O
KOH + H 2 S \u003d KHS + H 2 O
Auf den ersten Blick mag die Bildung saurer Salze überraschen. monobasisch Flusssäure (Flusssäure). Diese Tatsache lässt sich jedoch erklären. Im Gegensatz zu allen anderen Halogenwasserstoffsäuren wird Flusssäure in Lösungen teilweise polymerisiert (aufgrund der Bildung von Wasserstoffbrückenbindungen) und es können verschiedene Partikel (HF) X darin enthalten sein, nämlich H 2 F 2, H 3 F 3 usw.
Ein Sonderfall des Säure-Basen-Haushaltes - Reaktionen von Säuren und Basen mit Indikatoren, die je nach Säuregrad der Lösung ihre Farbe ändern. Indikatoren werden in der qualitativen Analyse zum Nachweis von Säuren und Basen verwendet bei Lösungen.
Die am häufigsten verwendeten Indikatoren sind Lackmus(in neutral Umgebung lila, in sauer - rot, in alkalisch - blau), Methylorange(in sauer Umgebung rot, in neutral - Orange, in alkalisch - gelb), Phenolphthalein(in stark alkalisch Umgebung purpurrot, in neutral und sauer - farblos).
Spezifische Eigenschaften verschiedene Säuren können zwei Typen sein: erstens die Reaktionen, die zur Bildung führen unlösliche Salze, und zweitens, Redox-Transformationen. Wenn die mit dem Vorhandensein eines H + -Ions verbundenen Reaktionen allen Säuren gemeinsam sind (qualitative Reaktionen zum Nachweis von Säuren), werden spezifische Reaktionen als qualitative Reaktionen für einzelne Säuren verwendet:
Ag + + Cl – = AgCl (weißer Niederschlag)
Ba 2+ + SO 4 2- \u003d BaSO 4 (weißer Niederschlag)
3Ag + + PO 4 3 - = Ag 3 PO 4 (gelber Niederschlag)
Einige spezifische Reaktionen von Säuren beruhen auf ihren Redoxeigenschaften.
Anoxische Säuren können in wässriger Lösung nur oxidieren.
2KMnO 4 + 16 HCl \u003d 5Cl 2 + 2KCl + 2MnCl 2 + 8H 2 O
H 2 S + Br 2 \u003d S + 2HBg
Sauerstoffhaltige Säuren können nur oxidiert werden, wenn sich das Zentralatom in ihnen in einer niedrigeren oder mittleren Oxidationsstufe befindet, wie z. B. in der schwefeligen Säure:
H 2 SO 3 + Cl 2 + H 2 O \u003d H 2 SO 4 + 2 HCl
Viele sauerstoffhaltige Säuren, bei denen das Zentralatom die maximale Oxidationsstufe (S +6, N +5, Cr +6) hat, weisen die Eigenschaften starker Oxidationsmittel auf. Konzentrierte H 2 SO 4 ist ein starkes Oxidationsmittel.
Cu + 2H 2 SO 4 (konz.) = CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O
Pb + 4HNO 3 \u003d Pb (NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O
C + 2H 2 SO 4 (konz.) = CO 2 + 2SO 2 + 2H 2 O
Es sollte daran erinnert werden, dass:
- Säurelösungen reagieren mit Metallen, die sich in der elektrochemischen Spannungsreihe links von Wasserstoff befinden, unter einer Reihe von Bedingungen, von denen die wichtigste die Bildung eines löslichen Salzes als Ergebnis der Reaktion ist. Anders verläuft die Wechselwirkung von HNO 3 und H 2 SO 4 (konz.) mit Metallen.
Konzentrierte Schwefelsäure in der Kälte passiviert Aluminium, Eisen, Chrom.
- In Wasser dissoziieren Säuren in Wasserstoffkationen und Anionen von Säureresten, zum Beispiel:
- Anorganische und organische Säuren interagieren mit basischen und amphoteren Oxiden, sofern ein lösliches Salz gebildet wird:
- Sowohl diese als auch andere Säuren reagieren mit Basen. Mehrbasige Säuren können sowohl mittlere als auch saure Salze bilden (dies sind Neutralisationsreaktionen):
- Die Reaktion zwischen Säuren und Salzen findet nur statt, wenn ein Niederschlag oder Gas gebildet wird:
Die Wechselwirkung von H 3 PO 4 mit Kalkstein wird durch die Bildung des letzten unlöslichen Niederschlags Ca 3 (PO 4) 2 auf der Oberfläche gestoppt.
Die Merkmale der Eigenschaften von Salpetersäure HNO 3 und konzentrierter Schwefelsäure H 2 SO 4 (konz.) sind darauf zurückzuführen, dass sie bei Wechselwirkung mit einfachen Substanzen (Metallen und Nichtmetallen) keine H + -Kationen, sondern Nitrat und Sulfat aufweisen Ionen wirken als Oxidationsmittel. Es ist logisch zu erwarten, dass als Ergebnis solcher Reaktionen kein Wasserstoff H 2 gebildet wird, sondern andere Substanzen erhalten werden: notwendigerweise Salz und Wasser sowie eines der Reduktionsprodukte von Nitrat- oder Sulfationen, je nach Konzentration von Säuren, die Position des Metalls in einer Reihe von Spannungen und Reaktionsbedingungen (Temperatur, Metallfeinheit usw.).
Diese Merkmale des chemischen Verhaltens von HNO 3 und H 2 SO 4 (konz.) veranschaulichen deutlich die These der chemischen Strukturtheorie über die gegenseitige Beeinflussung von Atomen in Stoffmolekülen.
Die Begriffe Volatilität und Stabilität (Stabilität) werden oft verwechselt. Flüchtige Säuren werden Säuren genannt, deren Moleküle leicht in einen gasförmigen Zustand übergehen, dh sie verdampfen. Beispielsweise ist Salzsäure eine flüchtige, aber persistente, stabile Säure. Die Flüchtigkeit instabiler Säuren kann nicht beurteilt werden. Beispielsweise zerfällt nichtflüchtige, unlösliche Kieselsäure in Wasser und SiO 2 . Wässrige Lösungen von Salzsäure, Salpetersäure, Schwefelsäure, Phosphorsäure und einer Reihe anderer Säuren sind farblos. Eine wässrige Lösung von Chromsäure H 2 CrO 4 ist gelb, Permangansäure HMnO 4 ist himbeer.
Referenzmaterial zum Bestehen der Prüfung:
Periodensystem
Löslichkeitstabelle
Amphotere Metalle werden durch nicht komplexe Elemente dargestellt, die eine Art Analogon einer Gruppe metallischer Komponenten darstellen. Die Ähnlichkeit kann in einer Reihe von Eigenschaften in physikalischer und chemischer Richtung verfolgt werden. Darüber hinaus wurde für die Substanzen selbst keine Fähigkeit zu Eigenschaften des amphoteren Typs festgestellt, und verschiedene Verbindungen sind durchaus in der Lage, sich zu manifestieren.
Betrachten Sie zum Beispiel Hydroxide mit Oxiden. Sie haben eindeutig eine duale chemische Natur. Sie drückt sich darin aus, dass obige Verbindungen je nach Bedingungen entweder die Eigenschaften von Alkalien oder Säuren haben können. Das Konzept der Amphoterität ist schon vor langer Zeit aufgetaucht und ist der Wissenschaft seit 1814 bekannt. Der Begriff "amphoter" drückt die Fähigkeit einer chemischen Substanz aus, sich bei der Durchführung einer sauren (Haupt-)Reaktion in einer bestimmten Weise zu verhalten. Die erhaltenen Eigenschaften hängen von der Art der vorhandenen Reagenzien selbst, der Art des Lösungsmittels und den Bedingungen ab, unter denen die Reaktion durchgeführt wird.
Was sind amphotere Metalle?
Die Liste der amphoteren Metalle umfasst viele Elemente. Einige von ihnen können sicher als amphoter bezeichnet werden, einige - vermutlich andere - bedingt. Wenn wir das Problem im großen Maßstab betrachten, können wir der Kürze halber einfach die Seriennummern der oben genannten Metalle nennen. Diese Zahlen sind: 4,13, von 22 bis 32, von 40 bis 51, von 72 bis 84, von 104 bis 109. Aber es gibt Metalle, die das Recht haben, basisch genannt zu werden. Dazu gehören Chrom, Eisen, Aluminium und Zink. Ergänzen die Hauptgruppe Strontium und Beryllium. Das derzeit am häufigsten aufgeführte Material ist Aluminium. Es sind seine Legierungen, die seit vielen Jahrhunderten in den unterschiedlichsten Bereichen und Anwendungen eingesetzt werden. Das Metall hat eine ausgezeichnete Korrosionsbeständigkeit, ist leicht zu gießen und lässt sich vielfältig bearbeiten. Darüber hinaus wird die Popularität von Aluminium durch Vorteile wie eine hohe Wärmeleitfähigkeit und eine gute elektrische Leitfähigkeit ergänzt.
Aluminium ist ein amphoteres Metall, das dazu neigt, chemische Aktivität zu zeigen. Die Beständigkeit dieses Metalls wird durch einen starken Oxidfilm bestimmt und Aluminium wirkt unter normalen Umgebungsbedingungen bei chemischen Reaktionen als reduzierendes Element. Eine solche amphotere Substanz kann bei der Fragmentierung des Metalls in kleine Partikel mit Sauerstoff wechselwirken. Eine solche Wechselwirkung erfordert den Einfluss eines Hochtemperaturregimes. Eine chemische Reaktion in Kontakt mit einer Sauerstoffmasse geht mit einer enormen Freisetzung thermischer Energie einher. Bei Temperaturen über 200 Grad bildet die Wechselwirkung von Reaktionen in Kombination mit einer Substanz wie Schwefel Aluminiumsulfid. Amphoteres Aluminium ist nicht in der Lage, direkt mit Wasserstoff zu interagieren, und wenn dieses Metall mit anderen Metallkomponenten gemischt wird, werden verschiedene Legierungen gebildet, die Verbindungen des intermetallischen Typs enthalten.
Eisen ist ein amphoteres Metall, das eine der Nebengruppen der Gruppe 4 der Periode im System der chemischen Elemente darstellt. Dieses Element sticht als häufigster Bestandteil aus der Gruppe der metallischen Stoffe als Bestandteil der Bestandteile der Erdkruste hervor. Eisen wird als einfache Substanz klassifiziert, unter deren charakteristischen Eigenschaften man seine Formbarkeit und seine silbrig-weiße Farbgebung unterscheiden kann. Ein solches Metall kann das Auftreten einer erhöhten chemischen Reaktion hervorrufen und geht bei hohen Temperaturen schnell in das Korrosionsstadium über. Eisen, das in reinen Sauerstoff gegeben wird, brennt vollständig aus, und wenn es in einen fein verteilten Zustand gebracht wird, kann es sich an freier Luft spontan entzünden. An der Luft oxidiert eine metallische Substanz aufgrund übermäßiger Feuchtigkeit schnell, dh sie rostet. Beim Verbrennen in einer Sauerstoffmasse bildet sich eine Art Zunder, der als Eisenoxid bezeichnet wird.
Grundlegende Eigenschaften amphoterer Metalle
Die Eigenschaften amphoterer Metalle sind das Grundkonzept der Amphoterität. Betrachten wir, was sie sind. Jedes Metall ist im Normalzustand ein Festkörper. Sie gelten daher als schwache Elektrolyte. Außerdem kann sich kein Metall in Wasser lösen. Basen werden durch eine spezielle Reaktion gewonnen. Während dieser Reaktion verbindet sich das Metallsalz mit einer kleinen Dosis Alkali. Die Regeln verlangen, dass der gesamte Prozess sorgfältig, sorgfältig und eher langsam durchgeführt wird.
Wenn amphotere Substanzen direkt mit Säureoxiden oder Säuren kombiniert werden, geben die ersteren eine für Basen charakteristische Reaktion ab. Wenn solche Basen mit Basen kombiniert werden, zeigen sich die Eigenschaften von Säuren. Starkes Erhitzen amphoterer Hydroxide führt zu deren Zersetzung. Als Ergebnis der Zersetzung werden Wasser und das entsprechende amphotere Oxid gebildet. Wie aus den angeführten Beispielen ersichtlich ist, sind die Eigenschaften recht umfangreich und bedürfen einer sorgfältigen Analyse, die im Zuge chemischer Reaktionen durchgeführt werden kann.
Die chemischen Eigenschaften amphoterer Metalle können mit denen gewöhnlicher Metalle verglichen werden, um eine Parallele zu ziehen oder einen Unterschied zu erkennen. Alle Metalle haben ein ausreichend niedriges Ionisationspotential, wodurch sie bei chemischen Reaktionen als Reduktionsmittel wirken. Es sollte auch beachtet werden, dass die Elektronegativität von Nichtmetallen höher ist als die von Metallen.
Amphotere Metalle weisen sowohl reduzierende als auch oxidierende Eigenschaften auf. Aber gleichzeitig haben amphotere Metalle Verbindungen, die durch einen negativen Oxidationszustand gekennzeichnet sind. Alle Metalle haben die Fähigkeit, basische Hydroxide und Oxide zu bilden. Je nach Wachstum der Seriennummer im periodischen Bereich wurde eine Abnahme der Basizität des Metalls festgestellt. Außerdem ist zu beachten, dass Metalle größtenteils nur durch bestimmte Säuren oxidiert werden können. Die Wechselwirkung mit Salpetersäure in Metallen erfolgt also auf unterschiedliche Weise.
Nichtmetallische amphotere Metalle, die einfache Substanzen sind, haben einen deutlichen Unterschied in ihrer Struktur und individuellen Eigenschaften in Bezug auf physikalische und chemische Manifestationen. Die Art einiger dieser Substanzen ist leicht visuell zu bestimmen. Beispielsweise ist Kupfer ein einfaches amphoteres Metall, während Brom als Nichtmetall klassifiziert wird.
Um sich bei der Bestimmung der Vielfalt einfacher Substanzen nicht zu irren, müssen alle Zeichen, die Metalle von Nichtmetallen unterscheiden, genau bekannt sein. Der Hauptunterschied zwischen Metallen und Nichtmetallen ist die Fähigkeit der ersteren, Elektronen abzugeben, die sich im externen Energiesektor befinden. Nichtmetalle hingegen ziehen Elektronen in die Zone der externen Energiespeicherung. Alle Metalle haben die Fähigkeit, Energiebrillanz zu übertragen, was sie zu guten Leitern für thermische und elektrische Energie macht, und Nichtmetalle können nicht als Strom- und Wärmeleiter verwendet werden.
