Die folgenden Oxide der Elemente sind amphoter wesentlich Untergruppen: BeO, Al 2 O 3, Ga 2 O 3, GeO 2, SnO, SnO 2, PbO, Sb 2 O 3, PoO 2. Amphotere Hydroxide sind die folgenden Hydroxide der Elemente wesentlich Untergruppen: Be (OH) 2, A1 (OH) 3, Sc (OH) 3, Ga (OH) 3, In (OH) 3, Sn (OH) 2, SnO 2 nH 2 O, Pb (OH) 2 , PbO 2 nH 2 O.

Die basische Natur der Oxide und Hydroxide von Elementen einer Nebengruppe nimmt mit zunehmender Ordnungszahl des Elements zu (beim Vergleich von Oxiden und Hydroxiden von Elementen in derselben Oxidationsstufe). Beispielsweise sind N 2 O 3 , P 2 O 3 , As 2 O 3 saure Oxide, Sb 2 O 3 ist ein amphoteres Oxid, Bi 2 O 3 ist ein basisches Oxid.

Betrachten wir die amphoteren Eigenschaften von Hydroxiden am Beispiel von Beryllium- und Aluminiumverbindungen.

Aluminiumhydroxid weist amphotere Eigenschaften auf, reagiert sowohl mit Basen als auch mit Säuren und bildet zwei Salzreihen:

1) worin das Element A1 in Form eines Kations vorliegt;

2A1 (OH) 3 + 6HC1 \u003d 2A1C1 3 + 6H 2 O A1 (OH) 3 + 3H + \u003d A1 3+ + 3H 2 O

Bei dieser Reaktion fungiert Al(OH) 3 als Base und bildet ein Salz, in dem Aluminium das Al 3+ -Kation ist;

2) bei denen das Element A1 Teil des Anions ist (Aluminate).

A1 (OH) 3 + NaOH \u003d NaA1O 2 + 2H 2 O.

Bei dieser Reaktion wirkt Al(OH) 3 als Säure und bildet ein Salz, in dem Aluminium Teil des AlO 2 – -Anions ist.

Die Formeln der gelösten Aluminate sind vereinfacht geschrieben und beziehen sich auf das Produkt, das bei der Salzentwässerung entsteht.

In der chemischen Literatur findet man verschiedene Formeln von Verbindungen, die durch Auflösen von Aluminiumhydroxid in Alkali entstehen: NaAlO 2 (Natriummetaaluminat), Na-Tetrahydroxoaluminat-Natrium. Diese Formeln widersprechen sich nicht, da ihr Unterschied mit unterschiedlichen Hydratationsgraden dieser Verbindungen zusammenhängt: NaA1O 2 2H 2 O ist eine andere Aufzeichnung von Na. Wenn A1 (OH) 3 in einem Überschuss an Alkali gelöst wird, entsteht Natriumtetrahydroxoaluminat:

A1 (OH) 3 + NaOH \u003d Na.

Beim Sintern von Reagenzien entsteht Natriummetaluminat:

Al(OH) 3 + NaOH ==== NaAlO 2 + 2H 2 O.

Wir können also sagen, dass in wässrigen Lösungen gleichzeitig solche Ionen wie [A1 (OH) 4] - oder [A1 (OH) 4 (H 2 O) 2] - vorhanden sind (für den Fall, dass die Reaktionsgleichung aufgestellt wird). unter Berücksichtigung der Hydrathüllen) und die Schreibweise A1O 2 ist vereinfacht.

Aufgrund der Fähigkeit, mit Alkalien zu reagieren, wird Aluminiumhydroxid in der Regel nicht durch Einwirkung von Alkali auf Lösungen von Aluminiumsalzen erhalten, sondern es wird eine Ammoniaklösung verwendet:

A1 2 (SO 4) 3 + 6 NH 3 H 2 O \u003d 2A1 (OH) 3 + 3(NH4)2SO4.

Unter den Hydroxiden von Elementen der zweiten Periode weist Berylliumhydroxid amphotere Eigenschaften auf (Beryllium selbst weist eine diagonale Ähnlichkeit mit Aluminium auf).

Mit Säuren:

Be (OH) 2 + 2HC1 \u003d BeC1 2 + 2H 2 O.

Mit Basen:

Be (OH) 2 + 2NaOH \u003d Na 2 (Natriumtetrahydroxoberyllat).

In vereinfachter Form (wenn wir Be (OH) 2 als Säure H 2 BeO 2 darstellen)

Be (OH) 2 + 2NaOH (konzentriert heiß) \u003d Na 2 BeO 2 + 2H 2 O.

Berylat Na

Hydroxide von Elementen sekundärer Untergruppen, die den höchsten Oxidationsstufen entsprechen, haben meistens saure Eigenschaften: zum Beispiel Mn 2 O 7 - HMnO 4; CrO 3 - H 2 CrO 4. Für niedere Oxide und Hydroxide ist das Vorherrschen der Haupteigenschaften charakteristisch: CrO - Cr (OH) 2; MnO-Mn(OH)2; FeO - Fe(OH) 2. Zwischenverbindungen, die den Oxidationsstufen +3 und +4 entsprechen, weisen oft amphotere Eigenschaften auf: Cr 2 O 3 – Cr(OH) 3; Fe 2 O 3 - Fe (OH) 3. Wir illustrieren dieses Muster am Beispiel von Chromverbindungen (Tabelle 9).

Tabelle 9 – Abhängigkeit der Natur von Oxiden und ihren entsprechenden Hydroxiden vom Oxidationsgrad des Elements

Die Wechselwirkung mit Säuren führt zur Bildung eines Salzes, in dem das Element Chrom als Kation vorliegt:

2Cr(OH) 3 + 3H 2 SO 4 = Cr 2 (SO 4) 3 + 6H 2 O.

Cr(III)sulfat

Die Reaktion mit Basen führt zur Bildung von Salz, in welche das Element Chrom ist Teil des Anions:

Cr (OH) 3 + 3NaOH \u003d Na 3 + 3H 2 O.

Hexahydroxochromat(III) Na

Zinkoxid und -hydroxid ZnO, Zn(OH) 2 sind typischerweise amphotere Verbindungen, Zn(OH) 2 löst sich leicht in Säure- und Alkalilösungen.

Die Wechselwirkung mit Säuren führt zur Bildung eines Salzes, in dem das Element Zink als Kation vorliegt:

Zn(OH) 2 + 2HC1 = ZnCl 2 + 2H 2 O.

Die Wechselwirkung mit Basen führt zur Bildung eines Salzes, bei dem sich das Element Zink im Anion befindet. Bei Wechselwirkung mit Alkalien bei Lösungen Tetrahydroxozinkate entstehen, wenn verschmolzen- Zinkate:

Zn (OH) 2 + 2 NaOH \u003d Na 2.

Oder beim Verschmelzen:

Zn (OH) 2 + 2NaOH \u003d Na 2 ZnO 2 + 2H 2 O.

Zinkhydroxid wird ähnlich wie Aluminiumhydroxid gewonnen.

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 akzeptiert 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 Stickstoffoxidationszustand +5 ist, stärker als salpetrige Säure HNO 2 (Stickstoffoxidationszustand 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 Reaktionen, die mit dem Vorhandensein eines H + -Ions in ihnen verbunden sind, 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

Klasse: 8

Unterrichtsziele:
-Bildung des Begriffs "amphoter", Anwendung des Wissens über die Säure-Base-Eigenschaften von Verbindungen.

Unterrichtsziele:
- um die Assimilation der Eigenschaften von amphoteren Verbindungen sicherzustellen;
- Informationen über die charakteristischen Eigenschaften von Oxiden, Säuren und Basen zusammenzufassen, um die Durchführung praktischer Arbeiten vorzubereiten;
- die Fähigkeit zum Aufstellen von Reaktionsgleichungen festigen;
- die Fähigkeit zu entwickeln, Informationen zu analysieren und Ursache-Wirkungs-Beziehungen hervorzuheben;
- Verbesserung der Fähigkeit, Gemeinsamkeiten und Unterschiede in der Zusammensetzung und den Eigenschaften von Stoffen zu finden;
- Selbstvertrauen bewahren;
- Teamfähigkeit und einen aufmerksamen Umgang mit der Meinung eines anderen zu kultivieren.

Unterrichtstyp:
Eine kombinierte Lektion aus dem Erlernen von neuem Wissen und der Anwendung von Wissen, Fertigkeiten und Fähigkeiten.

Unterrichtsschritte:

ICH.Organisation des Unterrichtsbeginns.

Lehrer: Leute, heute müssen wir uns auf die praktische Arbeit an den charakteristischen Eigenschaften der untersuchten Substanzen (Oxide, Säuren und Basen) vorbereiten. Außerdem lernen wir Stoffe kennen, die sowohl saure als auch basische Eigenschaften haben, und zeigen sie je nachdem, womit sie reagieren. Sie haben ernsthafte Einzel- und Gruppenarbeiten zu erledigen, die wir als Assistenten einsetzen Farbsymbolsystem und planen die die chemischen Eigenschaften von Stoffen widerspiegeln.
Das System der Farbsymbole basiert auf der Fähigkeit einer Person, sich Konzepte und Begriffe zu merken und sie mit Farben zu verknüpfen (z. B. wird der Name von U-Bahn-Stationen häufig mit der Farbe eines Zweigs in einem Diagramm verknüpft).

II. Überprüfung der Assimilation des vorherigen Materials.

Lehrer: Zur Ausführung 1. Aufgabe Auf Ihren Tischen liegen rote und blaue Karten, auf jeder Karte ist die Formel einer komplexen Substanz. Substanzen sind unterschiedlich, gehören aber zur selben Klasse, welche?
Studenten Finden Sie heraus, dass dies Oxide sind (Formeln für saure Oxide sollten auf rote Karten geschrieben werden und Formeln für basische Oxide auf blaue).
Lehrer: Wir arbeiten zu zweit, Sie müssen die Reaktionsgleichungen für die Wechselwirkung der auf den Karten aufgezeichneten Substanzen mit Wasser aufschreiben. Jede Minigruppe sollte 2 Gleichungen aufstellen. Zwei Schüler werden einzeln an der Tafel arbeiten, ihre Aufgabe ist es, die Reaktion der Wechselwirkung von Oxid mit Wasser aufzuschreiben und aus einzelnen Wörtern ein Diagramm der Regel für eine solche Wechselwirkung zu erstellen. (Der Schüler, der die Gleichung mit saurem Oxid schreibt, wird gebeten, mit einem roten Marker oder Kreide zu arbeiten, und derjenige mit dem basischen Oxid ist blau).

Besprechen Sie im Verlauf der Aufgabe Folgendes:
-Zusammensetzung basischer Oxide;
-Zusammensetzung von Säureoxiden;
- das Ergebnis der Wechselwirkung von Oxiden mit Wasser;
- welche sauren und basischen Oxide nicht mit Wasser interagieren;
-Zusammensetzung und Regeln für die Formulierung von Basen und Säuren.

An der Tafel sollte ein Hinweis stehen:

Nach Abschluss der Aufgabe müssen Sie Folgendes besprechen:
-welche Oxide haben wir rot und welche blau markiert;
- wie die Studierenden in praktischen Arbeiten nachweisen können, dass es sich bei dem entstehenden Stoff um eine Säure oder Base handelt;
Was sind Indikatoren und wie ändern sie ihre Farbe?

III. Vorbereitung der Schüler auf die bewusste Assimilation von neuem Wissen.

Lehrer: Wir haben mit Ihnen diskutiert, wie Sie das Vorhandensein der entstehenden Säure oder Lauge experimentell nachweisen können, aber heute ist unsere Arbeit theoretisch und wir müssen sie durchführen 2. Aufgabe. Jetzt, auf der Ausbreitung des Bretts, werden Regelschemata geschrieben ( in den gleichen Farben Entscheidungen), und Sie versuchen, Beispiele für Reaktionsgleichungen zu finden. Wir arbeiten in Gruppen, dann erledigen 2 Personen die Aufgabe an der Tafel.

Dieses Schema erinnert uns noch einmal an die Regel:
Am typischsten für Verbindungen sind Reaktionen der Wechselwirkung mit Substanzen mit entgegengesetzten Eigenschaften.

Lehrer: Es ist kein Zufall, dass der zentrale Teil des Bretts vorerst leer ist. Es gab Platz für spezielle Verbindungen, deren Name vom griechischen Wort amphoteros stammt, was "beides" bedeutet. Das Wort Amphibie hat dieselbe Wurzel, erinnern wir uns, was es bedeutet?

IV. Neues Material lernen.

Amphoter – die Fähigkeit von Verbindungen, entweder saure oder basische Eigenschaften zu zeigen, je nachdem, womit sie reagieren.
Es gibt einige amphotere Verbindungen. Von den Oxiden haben Zinkoxid, Aluminiumoxid, Kupferoxide, Zinnoxide, Bleioxide, Eisen(III)-oxid usw. zweifache Eigenschaften. An die Tafel können Sie die Formeln der amphoteren Oxide schreiben)
Lassen Sie uns die Zeichen in unseren Schemata ersetzen "basisches Oxid" und "Säureoxid" auf der Platte "amphoterisches Oxid" und neue Regeln erhalten. Um die 3. Aufgabe zu erledigen, verwenden wir die an der Tafel geschriebenen Schemata.
3 Aufgabe: Schreiben Sie in dem Wissen, dass Zinkoxid amphoter ist, die Gleichungen für die Reaktionen seiner Wechselwirkung mit Salzsäure und Natriumhydroxid.

Lehrer: Amphotere Oxide reagieren nicht mit Wasser. Wasser selbst ist jedoch ein klassisches Beispiel für ein amphoteres Oxid, wie z reagiert sowohl mit sauren als auch mit basischen Oxiden.

V. Primäres Verständnis von Wissen.

Lehrer: Wie erkennt man, ob eine Verbindung amphoter ist?
Oxide und Hydroxide der meisten Übergangselemente und vieler Elemente sekundärer Untergruppen sind von Natur aus amphoter.
Zur bequemen Bestimmung der Art der Verbindungen sind einige Varianten der Tabelle von D. I. Mendeleev mit farbigen Symbolen ausgestattet, die denen ähneln, die wir heute verwenden. Ich werde das blaue Abzeichen unterschreiben, und Sie selbst werden die anderen beiden unterzeichnen.

Denken Sie daran, dass Oxide und Hydroxide von aktiven Metallen immer basisch sind,
Verbindungen von Nichtmetallen sind normalerweise saurer Natur.

VI. Festigung des Wissens.

Lehrer: Ihre 4. Aufgabe ist die schwierigste, aber wenn Sie sich an die chemischen Eigenschaften von Basen und Säuren erinnern, dann können Sie damit umgehen.
4. Aufgabe: Schreiben Sie die Reaktionsgleichungen für die Wechselwirkung von amphoterem Zinkhydroxid mit Säure und Lauge auf. Bevor Sie Ihre selbstständige Arbeit an dieser Aufgabe beginnen, werde ich Ihnen ein wenig helfen.
Schreiben wir gemeinsam die Formel für Zinkhydroxid Zn(OH)2. In dieser Form sind wir es gewohnt, Basen zu schreiben, aber derselbe Stoff lässt sich auch als Säure darstellen, es reicht, die Klammern zu öffnen und Wasserstoff an die erste Stelle zu rücken: H2ZnO2. Eine solche Säure existiert, sie wird Zinksäure genannt, und ihre Salze sind Zinkate.

VII. Kontrolle und Selbstprüfung des Wissens.

Bei der Analyse der 4. Aufgabe ist Folgendes zu beachten:
-chemische Eigenschaften von Säuren und Basen;
- Salze benennen;
- die Dualität der Eigenschaften amphoterer Verbindungen.
Schüler, die die Aufgabe schnell erledigt haben, können nach dem Absatz aufgefordert werden, die Aufgabe aus dem Lehrbuch zu erledigen.

VIII. Verallgemeinerung und Systematisierung von Wissen.

Lehrer: Um sich die Regeln zum Schreiben von Reaktionsprodukten zu merken, gibt es viele verschiedene Schemata. Ich werde ein Beispiel für Oxide geben, und Sie können versuchen, ähnliche Schemata für Säuren, Basen und amphotere Hydroxide zu erstellen.

IX. Informationen zu Hausaufgaben, Zusammenfassung des Unterrichts.

Als Hausaufgabe wird vorgeschlagen, sich auf die praktische Arbeit vorzubereiten

DEFINITION

Amphotere Verbindungen- Verbindungen, die je nach Reaktionsbedingungen sowohl die Eigenschaften von Säuren als auch von Basen aufweisen können, d.h. kann ein Proton (H+) sowohl abgeben als auch aufnehmen.

Amphotere anorganische Verbindungen umfassen Oxide und Hydroxide der folgenden Metalle – Al, Zn, Be, Cr (in der Oxidationsstufe +3) und Ti (in der Oxidationsstufe +4). Amphotere organische Verbindungen sind Aminosäuren - NH 2 -CH (R) -COOH.

Herstellung amphoterer Verbindungen

Amphotere Oxide werden durch die Verbrennungsreaktion des entsprechenden Metalls in Sauerstoff gewonnen, zum Beispiel:

2Al + 3/2O 2 = Al 2 O 3

Amphotere Hydroxide werden durch eine Austauschreaktion zwischen einem Alkali und einem Salz erhalten, das ein "amphoteres" Metall enthält:

ZnSO 4 + NaOH \u003d Zn (OH) 2 + Na 2 SO 4

Wenn Alkali im Überschuss vorhanden ist, besteht die Möglichkeit, eine komplexe Verbindung zu erhalten:

ZnSO 4 + 4 NaOH g = Na 2 + Na 2 SO 4

Organische amphotere Verbindungen - Aminosäuren werden durch Ersetzen eines Halogens durch eine Aminogruppe in Halogen-substituierten Carbonsäuren erhalten. Im Allgemeinen sieht die Reaktionsgleichung so aus:

R-CH (Cl) -COOH + NH 3 \u003d R-CH (NH 3 + Cl -) \u003d NH 2 -CH (R) -COOH

Chemische amphotere Verbindungen

Die wichtigste chemische Eigenschaft amphoterer Verbindungen ist ihre Fähigkeit, mit Säuren und Laugen zu reagieren:

Al 2 O 3 + 6HCl \u003d 2AlCl 3 + 3H 2 O

Zn(OH) 2 + 2HNO 3 = Zn(NO 3) 2 + 2H 2 O

Zn (OH) 2 + NaOH \u003d Na 2

NH 2 -CH 2 -COOH + HCl \u003d Cl

Spezifische Eigenschaften amphoterer organischer Verbindungen

Wenn Aminosäuren in Wasser gelöst werden, interagieren die Aminogruppe und die Carboxylgruppe miteinander, um Verbindungen zu bilden, die als innere Salze bezeichnet werden:

NH 2 –CH 2 -COOH ↔ + H 3 N–CH 2 -COO -

Das innere Salzmolekül wird Bipolarion genannt.

Zwei Aminosäuremoleküle können miteinander interagieren. Dabei wird das Wassermolekül abgespalten und es entsteht ein Produkt, bei dem die Bruchstücke des Moleküls durch eine Peptidbindung (-CO-NH-) miteinander verbunden sind. Zum Beispiel:

Auch Aminosäuren zeichnen sich durch alle chemischen Eigenschaften von Carbonsäuren (entsprechend der Carboxylgruppe) und Aminen (entsprechend der Aminogruppe) aus.

Beispiele für Problemlösungen

BEISPIEL 1

Die Übung	Führen Sie eine Reihe von Transformationen durch: a) Al → Al(OH) 3 → AlCl 3 → Na; b) Al → Al 2 O 3 → Na → Al(OH) 3 → Al 2 O 3 → Al
Entscheidung	a) 2Al + 6H 2 O \u003d 2Al (OH) 3 + 3H 2 Al(OH) 3 + 3HCl = AlCl 3 + 3H 2 O AlCl 3 + 4 NaOH g = Na + 3 NaCl b) 2Al + 3/2O 2 = Al 2 O 3 Al 2 O 3 + NaOH + 3 H 2 O \u003d 2 Na 2Na + H 2 SO 4 \u003d 2Al (OH) 3 + Na 2 SO 4 + 2H 2 O 2Al (OH) 3 \u003d Al 2 O 3 + 3 H 2 O 2Al 2 O 3 \u003d 4Al + 3O 2

BEISPIEL 2

Die Übung	Berechnen Sie die Masse an Salz, die durch Umsetzung von 150 g einer 5%igen Lösung von Aminoessigsäure mit der erforderlichen Menge Natriumhydroxid erhalten werden kann. Wie viel Gramm einer 12%igen Alkalilösung werden dafür benötigt?
Entscheidung	Schreiben wir die Reaktionsgleichung: NH 2 -CH 2 -COOH + NaOH \u003d NH 2 -CH 2 -COONa + H 2 O Berechnen Sie die Masse der reagierten Säure: m (NH 2 -CH 2 -COOH) \u003d ώ bis - du × m p - ra m (NH 2 -CH 2 -COOH) \u003d 0,05 × 150 \u003d 7,5 g

Wir werden diese Lektion dem Studium amphoterer Oxide und Hydroxide widmen. Darauf werden wir über Substanzen sprechen, die amphotere (duale) Eigenschaften haben, und die Merkmale der chemischen Reaktionen, die mit ihnen ablaufen. Aber lassen Sie uns zuerst wiederholen, womit saure und basische Oxide reagieren. Nachdem wir Beispiele für amphotere Oxide und Hydroxide betrachtet haben.

Thema: Einführung

Lektion: Amphotere Oxide und Hydroxide

Reis. 1. Substanzen mit amphoteren Eigenschaften

Basische Oxide reagieren mit sauren Oxiden und saure Oxide mit Basen. Aber es gibt Substanzen, deren Oxide und Hydroxide je nach Bedingungen sowohl mit Säuren als auch mit Basen reagieren. Solche Eigenschaften werden aufgerufen amphoter.

Substanzen mit amphoteren Eigenschaften sind in Abb. 1 dargestellt. Dies sind Verbindungen, die aus Beryllium, Zink, Chrom, Arsen, Aluminium, Germanium, Blei, Mangan, Eisen und Zinn bestehen.

Beispiele ihrer amphoteren Oxide sind in Tabelle 1 gezeigt.

Betrachten Sie die amphoteren Eigenschaften von Zink- und Aluminiumoxiden. Am Beispiel ihrer Wechselwirkung mit basischen und sauren Oxiden, mit Säure und Lauge.

ZnO + Na 2 O → Na 2 ZnO 2 (Natriumzinkat). Zinkoxid verhält sich wie eine Säure.

ZnO + 2NaOH → Na 2 ZnO 2 + H 2 O

3ZnO + P 2 O 5 → Zn 3 (PO 4) 2 (Zinkphosphat)

ZnO + 2HCl → ZnCl 2 + H 2 O

Aluminiumoxid verhält sich ähnlich wie Zinkoxid:

Wechselwirkung mit basischen Oxiden und Basen:

Al 2 O 3 + Na 2 O → 2NaAlO 2 (Natriummetaaluminat). Aluminiumoxid verhält sich wie eine Säure.

Al 2 O 3 + 2NaOH → 2NaAlO 2 + H 2 O

Wechselwirkung mit Säureoxiden und Säuren. Zeigt die Eigenschaften des Basisoxids.

Al 2 O 3 + P 2 O 5 → 2AlPO 4 (Aluminiumphosphat)

Al 2 O 3 + 6HCl → 2AlCl 3 + 3H 2 O

Die betrachteten Reaktionen treten beim Erhitzen, beim Schmelzen auf. Wenn wir Lösungen von Substanzen nehmen, werden die Reaktionen etwas anders verlaufen.

ZnO + 2NaOH + H 2 O → Na 2 (Natriumtetrahydroxozinkat) Al 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O → 2Na (Natriumtetrahydroxoaluminat)

Als Ergebnis dieser Reaktionen werden Salze erhalten, die komplex sind.

Reis. 2. Mineralien auf Basis von Aluminiumoxid

Aluminium Oxid.

Aluminiumoxid ist eine extrem häufige Substanz auf der Erde. Es bildet die Grundlage für Ton, Bauxit, Korund und andere Mineralien. Abb.2.

Als Ergebnis der Wechselwirkung dieser Substanzen mit Schwefelsäure wird Zinksulfat oder Aluminiumsulfat erhalten.

ZnO + H 2 SO 4 → ZnSO 4 + H 2 O

Al 2 O 3 + 3H 2 SO 4 → Al 2 (SO 4) 3 + 3H 2 O

Die Reaktionen von Zink- und Aluminiumhydroxiden mit Natriumoxid treten während des Schmelzens auf, da diese Hydroxide fest sind und nicht in Lösungen gehen.

Zn (OH) 2 + Na 2 O → Na 2 ZnO 2 + H 2 O-Salz wird als Natriumzinkat bezeichnet.

2Al(OH) 3 + Na 2 O → 2NaAlO 2 + 3H 2 O-Salz wird Natriummetaaluminat genannt.

Reis. 3. Aluminiumhydroxid

Die Reaktionen amphoterer Basen mit Alkalien charakterisieren ihre sauren Eigenschaften. Diese Reaktionen können sowohl beim Aufschmelzen von Feststoffen als auch in Lösungen durchgeführt werden. Aber in diesem Fall werden andere Substanzen erhalten, d.h. die Reaktionsprodukte hängen von den Reaktionsbedingungen ab: in der Schmelze oder in Lösung.

Zn(OH) 2 + 2 NaOH-Feststoff. Na 2 ZnO 2 + 2H 2 O

Al(OH) 3 + NaOH tv. NaAlO 2 + 2H 2 O

Zn (OH) 2 + 2 NaOH-Lösung → Na 2 Al (OH) 3 + NaOH-Lösung → Na-Natriumtetrahydroxoaluminat Al (OH) 3 + 3 NaOH-Lösung → Na 3 Natriumhexahydroxoaluminat.

Es stellt sich heraus, dass Natriumtetrahydroxoaluminat oder Natriumhexahydroxoaluminat davon abhängen, wie viel Alkali wir genommen haben. Bei der letzten Alkalireaktion wird viel abgenommen und es entsteht Natriumhexahydroxoaluminat.

Elemente, die amphotere Verbindungen bilden, können selbst amphotere Eigenschaften aufweisen.

Zn + 2NaOH + 2H 2 O → Na 2 + H 2 (Natriumtetrahydroxozinkat)

2Al + 2NaOH + 6H 2 O → 2Na + 3H 2 ((Natriumtetrahydroxoaluminat)

Zn + H 2 SO 4 (zersetzt) ​​→ ZnSO 4 + H 2

2Al + 3H 2 SO 4 (diff.) → Al 2 (SO 4) 3 + 3H 2

Denken Sie daran, dass amphotere Hydroxide unlösliche Basen sind. Und wenn sie erhitzt werden, zersetzen sie sich und bilden Oxid und Wasser.

Zersetzung amphoterer Basen beim Erhitzen.

2Al(OH) 3 Al 2 O 3 + 3H 2 O

Zn(OH) 2 ZnO + H 2 O

Zusammenfassung der Lektion.

Sie haben die Eigenschaften von amphoteren Oxiden und Hydroxiden kennengelernt. Diese Substanzen haben amphotere (duale) Eigenschaften. Die dabei ablaufenden chemischen Reaktionen haben Besonderheiten. Sie haben sich Beispiele für amphotere Oxide und Hydroxide angesehen .

1. Rudzitis G.E. Anorganische und organische Chemie. Klasse 8: Lehrbuch für Bildungseinrichtungen: Grundstufe / G. E. Rudzitis, F.G. Feldman.M.: Aufklärung. 2011 176 S.: mit Abb.

2. Popel P.P. Chemie: 8. Klasse: Ein Lehrbuch für allgemeinbildende Einrichtungen / P.P. Popel, L. S. Krivlya. -K.: IC „Akademie“, 2008.-240 S.: mit Abb.

3. Gabrielyan OS Chemie. Klasse 9 Lehrbuch. Verlag: Drof.: 2001. 224s.

1. Nr. 6,10 (S. 130) Rudzitis G.E. Anorganische und organische Chemie. Klasse 9: Lehrbuch für Bildungseinrichtungen: Grundstufe / G. E. Rudzitis, F.G. Feldman.M.: Aufklärung. 2008 170er.: krank.

2. Schreiben Sie die Formel von Natriumhexahydroxoaluminat auf. Wie wird dieser Stoff gewonnen?

3. Eine Lösung von Natriumhydroxid wurde allmählich zu einer Lösung von Aluminiumsulfat bis zu einem Überschuss gegeben. Was haben Sie beobachtet? Reaktionsgleichungen schreiben.