Nasledujúce oxidy prvkov sú amfotérne hlavný podskupiny: BeO, A1 2 O 3, Ga 2 O 3, GeO 2, SnO, SnO 2, PbO, Sb 2 O 3, PoO 2. Amfotérne hydroxidy sú nasledujúce hydroxidy prvkov hlavný podskupiny: 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, Pb02 nH20.

Bázický charakter oxidov a hydroxidov prvkov jednej podskupiny rastie so zvyšujúcim sa atómovým číslom prvku (pri porovnaní oxidov a hydroxidov prvkov v rovnakom oxidačnom stave). Napríklad N 2 O 3, P 2 O 3, As 2 O 3 sú kyslé oxidy, Sb 2 O 3 je amfotérny oxid, Bi 2 O 3 je zásaditý oxid.

Uvažujme o amfotérnych vlastnostiach hydroxidov na príklade zlúčenín berýlia a hliníka.

Hydroxid hlinitý má amfotérne vlastnosti, reaguje so zásadami aj kyselinami a tvorí dve série solí:

1) v ktorom je prvok Al vo forme katiónu;

2A1 (OH) 3 + 6HC1 \u003d 2A1C1 3 + 6H20 A1 (OH) 3 + 3H + \u003d A13+ + 3H20

V tejto reakcii A1(OH)3 funguje ako zásada a tvorí soľ, v ktorej je hliník katiónom A13+;

2), v ktorom je prvok A1 súčasťou aniónu (hlinitany).

A1(OH)3 + NaOH \u003d NaA102 + 2H20.

Pri tejto reakcii A1(OH) 3 pôsobí ako kyselina, pričom tvorí soľ, v ktorej je hliník súčasťou aniónu AlO 2 -.

Vzorce rozpustených hlinitanov sú napísané zjednodušeným spôsobom s odkazom na produkt vytvorený počas dehydratácie soli.

V chemickej literatúre je možné nájsť rôzne vzorce zlúčenín vytvorených rozpustením hydroxidu hlinitého v alkálii: NaA102 (metaaluminát sodný), Na tetrahydroxoaluminát sodný. Tieto vzorce si navzájom neodporujú, pretože ich rozdiel je spojený s rôznymi stupňami hydratácie týchto zlúčenín: NaA1O 2 2H 2 O je odlišný záznam Na. Keď sa A1(OH)3 rozpustí v nadbytku alkálie, vytvorí sa tetrahydroxoaluminát sodný:

A1 (OH)3 + NaOH \u003d Na.

Počas spekania činidiel vzniká metahlinitan sodný:

A1(OH)3 + NaOH ==== NaA102 + 2H20.

Môžeme teda povedať, že vo vodných roztokoch sú súčasne také ióny ako [A1 (OH) 4] - alebo [A1 (OH) 4 (H 2 O) 2] - (pre prípad, keď sa reakčná rovnica zostavuje s do úvahy hydrátové obaly) a označenie A1O2 je zjednodušené.

Vzhľadom na schopnosť reagovať s alkáliami sa hydroxid hlinitý spravidla nezískava pôsobením alkálií na roztoky hliníkových solí, ale používa sa roztok amoniaku:

A1 2 (SO 4) 3 + 6 NH 3 H 2 O \u003d 2A1 (OH) 3 + 3(NH4)2S04.

Medzi hydroxidmi prvkov druhej periódy má hydroxid berýliový amfotérne vlastnosti (samotné berýlium vykazuje diagonálnu podobnosť s hliníkom).

S kyselinami:

Be (OH)2 + 2HC1 \u003d BeCl2 + 2H20.

So základňami:

Be (OH)2 + 2NaOH \u003d Na2 (tetrahydroxoberylát sodný).

V zjednodušenej forme (ak predstavujeme Be (OH) 2 ako kyselinu H 2 BeO 2)

Be (OH) 2 + 2NaOH (koncentrovaný horúci) \u003d Na2Be02 + 2H20.

beryllát Na

Hydroxidy prvkov sekundárnych podskupín, zodpovedajúce najvyšším oxidačným stavom, majú najčastejšie kyslé vlastnosti: napríklad Mn 2 O 7 - HMnO 4; CrO3 - H2CrO4. Pre nižšie oxidy a hydroxidy je charakteristická prevaha hlavných vlastností: CrO - Cr (OH) 2; MnO - Mn(OH)2; FeO - Fe (OH) 2. Medziprodukty zodpovedajúce oxidačným stavom +3 a +4 často vykazujú amfotérne vlastnosti: Cr 2 O 3 - Cr (OH) 3; Fe203 - Fe (OH)3. Tento vzor ilustrujeme na príklade zlúčenín chrómu (tabuľka 9).

Tabuľka 9 - Závislosť charakteru oxidov a im zodpovedajúcich hydroxidov od stupňa oxidácie prvku

Interakcia s kyselinami vedie k tvorbe soli, v ktorej je prvok chróm vo forme katiónu:

2Cr(OH)3 + 3H2S04 = Cr2(S04)3 + 6H20.

Cr(III) sulfát

Reakcia so zásadami vedie k tvorbe soli, v ktorý prvok chróm je súčasťou aniónu:

Cr (OH)3 + 3NaOH \u003d Na3 + 3H20.

hexahydroxochromát (III) Na

Oxid a hydroxid zinočnatý ZnO, Zn(OH) 2 sú typicky amfotérne zlúčeniny, Zn(OH) 2 sa ľahko rozpúšťa v kyslých a zásaditých roztokoch.

Interakcia s kyselinami vedie k tvorbe soli, v ktorej je prvok zinok vo forme katiónu:

Zn(OH)2 + 2HC1 = ZnCl2 + 2H20.

Interakcia so zásadami vedie k vytvoreniu soli, v ktorej je prvok zinku v anióne. Pri interakcii s alkáliami v riešeniach vznikajú tetrahydroxozinkaty, pri tavení- zinky:

Zn(OH)2 + 2NaOH \u003d Na2.

Alebo pri tavení:

Zn(OH)2 + 2NaOH \u003d Na2Zn02 + 2H20.

Hydroxid zinočnatý sa získava podobne ako hydroxid hlinitý.

Zásady, amfotérne hydroxidy

Bázy sú komplexné látky pozostávajúce z atómov kovov a jednej alebo viacerých hydroxoskupín (-OH). Všeobecný vzorec je Me + y (OH) y, kde y je počet hydroxoskupín rovný oxidačnému stavu kovu Me. V tabuľke je uvedená klasifikácia báz.

Vlastnosti alkalických hydroxidov alkalických kovov a kovov alkalických zemín

1. Vodné roztoky zásad sú na dotyk mydlové, menia farbu indikátorov: lakmusový - modrý, fenolftaleín - malinový.

2. Vodné roztoky disociujú:

3. Interagovať s kyselinami a vstúpiť do výmennej reakcie:

Polykyselinové zásady môžu poskytnúť medziprodukty a zásadité soli:

4. Interagujú s kyslými oxidmi, pričom vytvárajú médium a kyslé soli v závislosti od zásaditosti kyseliny zodpovedajúcej tomuto oxidu:

5. Interakcia s amfotérnymi oxidmi a hydroxidmi:

a) fúzia:

b) v riešeniach:

6. Reagujte so soľami rozpustnými vo vode, ak sa vytvorí zrazenina alebo plyn:

Nerozpustné zásady (Cr (OH) 2, Mn (OH) 2 atď.) interagujú s kyselinami a pri zahrievaní sa rozkladajú:

Amfotérne hydroxidy

Zlúčeniny sa nazývajú amfotérne, ktoré v závislosti od podmienok môžu byť ako donory vodíkových katiónov a vykazovať kyslé vlastnosti, tak ich akceptory, t.j. majú zásadité vlastnosti.

Chemické vlastnosti amfotérnych zlúčenín

1. Pri interakcii so silnými kyselinami odhaľujú hlavné vlastnosti:

Zn(OH)2 + 2HCl = ZnCl2 + 2H20

2. Pri interakcii s alkáliami - silnými zásadami, vykazujú kyslé vlastnosti:

Zn (OH)2 + 2NaOH \u003d Na2 ( komplexná soľ)

Al (OH) 3 + NaOH \u003d Na ( komplexná soľ)

Zlúčeniny sa nazývajú komplexy, v ktorých bola aspoň jedna kovalentná väzba vytvorená mechanizmom donor-akceptor.

Všeobecný spôsob získania zásad je založený na výmenných reakciách, ktorými možno získať nerozpustné aj rozpustné zásady.

CuSO 4 + 2KOH \u003d Cu (OH) 2 ↓ + K 2 SO 4

K 2 CO 3 + Ba (OH) 2 \u003d 2 KOH + BaCO 3 ↓

Keď sa týmto spôsobom získajú rozpustné zásady, vyzráža sa nerozpustná soľ.

Pri získavaní vo vode nerozpustných zásad s amfotérnymi vlastnosťami je potrebné vyhnúť sa nadbytku zásad, pretože môže dôjsť k rozpusteniu amfotérnej zásady, napríklad:

AlCl3 + 4KOH \u003d K [Al (OH) 4] + 3KSl

V takýchto prípadoch sa hydroxid amónny používa na získanie hydroxidov, v ktorých sa amfotérne hydroxidy nerozpúšťajú:

AlCl3 + 3NH3 + ZH20 \u003d Al (OH) 3 ↓ + 3NH4Cl

Hydroxidy striebra a ortuti sa rozkladajú tak ľahko, že keď sa ich pokúsite získať výmennou reakciou, namiesto hydroxidov sa vyzrážajú oxidy:

2AgNO 3 + 2 KOH \u003d Ag 2 O ↓ + H 2 O + 2 KNO 3

V priemysle sa alkálie zvyčajne získavajú elektrolýzou vodných roztokov chloridov.

2NaCl + 2H20 → ϟ → 2NaOH + H2 + Cl2

Alkálie možno získať aj reakciou alkalických kovov a kovov alkalických zemín alebo ich oxidov s vodou.

2Li + 2H20 \u003d 2LiOH + H2

SrO + H20 \u003d Sr (OH) 2

kyseliny

Kyseliny sa nazývajú komplexné látky, ktorých molekuly pozostávajú z atómov vodíka, ktoré môžu byť nahradené atómami kovov, a zvyškov kyselín. Za normálnych podmienok môžu byť kyseliny pevné (fosforečná H 3 PO 4; kremík H 2 SiO 3) a kvapalné (kyselina sírová H 2 SO 4 bude čistá kvapalina).

Plyny ako chlorovodík HCl, bromovodík HBr, sírovodík H2S tvoria zodpovedajúce kyseliny vo vodných roztokoch. Počet vodíkových iónov vytvorených každou molekulou kyseliny počas disociácie určuje náboj zvyšku kyseliny (aniónu) a zásaditosť kyseliny.

Podľa protolytická teória kyselín a zásad, navrhli súčasne dánsky chemik Bronsted a anglický chemik Lowry, kyselina je látka odštiepenie s touto reakciou protóny, a základ- látka schopná prijímať protóny.

kyselina → zásada + H +

Na základe týchto predstáv je to jasné základné vlastnosti amoniaku, ktorý v dôsledku prítomnosti osamelého elektrónového páru na atóme dusíka účinne prijíma protón pri interakcii s kyselinami, pričom vytvára amónny ión prostredníctvom väzby donor-akceptor.

HNO 3 + NH 3 ⇆ NH 4 + + NO 3 -

kyslá zásada kyslá zásada

Všeobecnejšia definícia kyselín a zásad navrhol americký chemik G. Lewis. Navrhol, že interakcie medzi kyselinami a zásadami sú dosť nemusia nevyhnutne nastať pri prenose protónov. Pri stanovovaní kyselín a zásad podľa Lewisa je pri chemických reakciách daná hlavná úloha elektronická para.

Nazývajú sa katióny, anióny alebo neutrálne molekuly, ktoré môžu prijať jeden alebo viac párov elektrónov Lewisove kyseliny.

Napríklad fluorid hlinitý AlF3 je kyselina, pretože je schopná prijať elektrónový pár pri interakcii s amoniakom.

AlF3 + :NH3 ⇆ :

Katióny, anióny alebo neutrálne molekuly schopné darovať elektrónové páry sa nazývajú Lewisove bázy (amoniak je báza).

Lewisova definícia pokrýva všetky acidobázické procesy, o ktorých sa uvažovalo v skôr navrhovaných teóriách. Tabuľka porovnáva definície kyselín a zásad, ktoré sa v súčasnosti používajú.

Názvoslovie kyselín

Keďže existujú rôzne definície kyselín, ich klasifikácia a nomenklatúra sú skôr ľubovoľné.

Podľa počtu atómov vodíka schopných odštiepiť sa vo vodnom roztoku sa kyseliny delia na jednosložkový(napr. HF, HNO 2), dibázický(H2C03, H2S04) a tribasic(H3RO4).

Podľa zloženia sa kyselina delí na anoxický(HCI, H2S) a s obsahom kyslíka(HC104, HN03).

Zvyčajne názvy okysličených kyselín odvodené od názvu nekovu s pridaním koncoviek -kai, - spôsob, ak sa oxidačný stav nekovu rovná číslu skupiny. Keď sa oxidačný stav znižuje, prípony sa menia (v poradí klesajúceho oxidačného stavu kovu): - oválny, ististaya, - vajcovitý:

Ak vezmeme do úvahy polaritu vodíkovo-nekovovej väzby v rámci periódy, môžeme ľahko spojiť polaritu tejto väzby s polohou prvku v periodickom systéme. Z atómov kovov, ktoré ľahko strácajú valenčné elektróny, atómy vodíka tieto elektróny prijímajú, vytvárajú stabilný dvojelektrónový obal podobný obalu atómu hélia a poskytujú iónové hydridy kovov.

Vo vodíkových zlúčeninách prvkov skupín III-IV periodického systému tvoria bór, hliník, uhlík, kremík kovalentné, slabo polárne väzby s atómami vodíka, ktoré nie sú náchylné na disociáciu. Pre prvky skupín V-VII periodickej sústavy sa v priebehu periódy polarita väzby nekov-vodík zvyšuje s nábojom atómu, ale rozloženie nábojov vo výslednom dipóle je iné ako v zlúčeninách vodíka prvky, ktoré majú tendenciu darovať elektróny. Atómy nekovov, v ktorých je potrebných niekoľko elektrónov na dokončenie elektrónového obalu, ťahajú k sebe (polarizujú) dvojicu väzbových elektrónov tým silnejšie, čím väčší je náboj jadra. Preto v sérii CH 4 - NH 3 - H 2 O - HF alebo SiH 4 - PH 3 - H 2 S - Hcl sa väzby s atómami vodíka, ktoré zostávajú kovalentné, stávajú polárnejšími a atóm vodíka v dipóle väzba prvok-vodík sa stáva elektropozitívnejšou. Ak sú polárne molekuly v polárnom rozpúšťadle, môže dôjsť k procesu elektrolytickej disociácie.

Poďme diskutovať o správaní kyselín obsahujúcich kyslík vo vodných roztokoch. Tieto kyseliny majú H-O-E väzbu a prirodzene, O-E väzba ovplyvňuje polaritu H-O väzby. Preto tieto kyseliny disociujú spravidla ľahšie ako voda.

H2SO3 + H20 ⇆ Hs O + + HSO3

HNO3 + H20 ⇆ Hs O + + NO 3

Pozrime sa na pár príkladov vlastnosti okysličených kyselín, tvorené prvkami, ktoré sú schopné vykazovať rôzne oxidačné stavy. To je známe kyselina chlórna HClO veľmi slabá tiež kyselina chlorovodíková HCl02 slabý ale silnejšia ako chlórna kyselina chlórna HclO 3 silný. Kyselina chloristá HClO 4 je jedným z najsilnejší anorganické kyseliny.

Disociácia podľa typu kyseliny (s elimináciou iónu H) vyžaduje prerušenie väzby O-H. Ako možno vysvetliť pokles pevnosti tejto väzby v rade HClO - HClO 2 - HClO 3 - HClO 4? V tejto sérii sa zvyšuje počet atómov kyslíka spojených s centrálnym atómom chlóru. Zakaždým, keď sa vytvorí nová väzba kyslíka s chlórom, elektrónová hustota sa odtiahne z atómu chlóru, a teda z jednoduchej väzby O-Cl. Výsledkom je, že hustota elektrónov čiastočne opúšťa väzbu О-Н, ktorá je kvôli tomu oslabená.

Taký vzor - zlepšenie kyslých vlastností so zvýšením stupňa oxidácie centrálneho atómu - charakteristické nielen pre chlór, ale aj pre iné prvky. Napríklad kyselina dusičná HNO3, v ktorej je oxidačný stav dusíka +5, je silnejšia ako kyselina dusitá HNO2 (oxidačný stav dusíka je +3); kyselina sírová H 2 SO 4 (S +6) je silnejšia ako kyselina sírová H 2 SO 3 (S +4).

Získavanie kyselín

1. Možno získať anoxické kyseliny v priamej kombinácii nekovov s vodíkom.

H2 + Cl2 → 2HCl,

H2 + S ⇆ H2S

2. Môžu sa získať niektoré okysličené kyseliny interakcia kyslých oxidov s vodou.

3. Môžu sa získať anoxické aj okysličené kyseliny podľa výmenných reakcií medzi soľami a inými kyselinami.

BaBr 2 + H 2 SO 4 \u003d BaSO 4 ↓ + 2 HBr

CuSO 4 + H 2 S \u003d H 2 SO 4 + CuS ↓

FeS + H2S04 (pa zb) \u003d H2S + FeSO4

NaCl (T) + H2S04 (konc) = HCl + NaHS04

AgNO3 + HCl = AgCl↓ + HNO3

CaCO 3 + 2HBr \u003d CaBr 2 + CO 2 + H20

4. Niektoré kyseliny možno získať pomocou redoxné reakcie.

H202 + S02 \u003d H2S04

3P + 5HNO3 + 2H20 \u003d ZH3PO4 + 5NO2

Kyslá chuť, pôsobenie na indikátory, elektrická vodivosť, interakcia s kovmi, zásadité a amfotérne oxidy, zásady a soli, tvorba esterov s alkoholmi – tieto vlastnosti sú spoločné pre anorganické a organické kyseliny.

možno rozdeliť do dvoch typov reakcií:

1) všeobecný pre kyseliny reakcie sú spojené s tvorbou hydróniového iónu H 3 O + vo vodných roztokoch;

2) špecifické(t.j. charakteristické) reakcie špecifické kyseliny.

Vodíkový ión môže vstúpiť do redox reakcie, redukciu na vodík, ako aj v zloženej reakcii so záporne nabitými alebo neutrálnymi časticami, ktoré majú osamelé páry elektrónov, t.j acidobázické reakcie.

K všeobecným vlastnostiam kyselín patria reakcie kyselín s kovmi v sérii napätí až po vodík, napr.

Zn + 2Н + = Zn 2+ + Н 2

Acidobázické reakcie zahŕňajú reakcie so zásaditými oxidmi a zásadami, ako aj so strednými, zásaditými a niekedy kyslými soľami.

2 CO3 + 4HBr \u003d 2CuBr2 + CO2 + 3H20

Mg (HC03)2 + 2HCl \u003d MgCl2 + 2CO2 + 2H20

2KHS03 + H2S04 \u003d K2S04 + 2S02 + 2H20

Všimnite si, že viacsýtne kyseliny disociujú postupne a v každom ďalšom kroku je disociácia ťažšia, preto pri prebytku kyseliny sa najčastejšie tvoria kyslé soli, a nie stredné.

Ca 3 (PO 4) 2 + 4H 3 PO 4 \u003d 3Ca (H2PO 4) 2

Na2S + H3P04 = Na2HP04 + H2S

NaOH + H3P04 = NaH2P04 + H20

KOH + H2S \u003d KHS + H20

Na prvý pohľad sa tvorba kyslých solí môže zdať prekvapivá. jednosložkový kyselina fluorovodíková (fluorovodíková). Táto skutočnosť sa však dá vysvetliť. Na rozdiel od všetkých ostatných halogenovodíkových kyselín je kyselina fluorovodíková čiastočne polymerizovaná v roztokoch (vzhľadom k tvorbe vodíkových väzieb) a môžu sa v nej vyskytovať rôzne častice (HF) X, konkrétne H 2 F 2, H 3 F 3 atď.

Špeciálny prípad acidobázickej rovnováhy - reakcie kyselín a zásad s indikátormi, ktoré menia farbu v závislosti od kyslosti roztoku. Indikátory sa používajú v kvalitatívnej analýze na detekciu kyselín a zásad v riešeniach.

Najčastejšie používané ukazovatele sú lakmus(v neutrálnyživotné prostredie Fialová, v kyslé - červená, v zásadité - modrá), metylová oranž(v kysléživotné prostredie červená, v neutrálny - oranžová, v zásadité - žltá), fenolftaleín(v silne zásaditéživotné prostredie karmínovo červená, v neutrálne a kyslé - bezfarebný).

Špecifické vlastnosti rôzne kyseliny môžu byť dvoch typov: po prvé, reakcie vedúce k vzniku nerozpustné soli, a za druhé, redoxných premien. Ak sú reakcie spojené s prítomnosťou iónu H + v nich spoločné pre všetky kyseliny (kvalitatívne reakcie na detekciu kyselín), ako kvalitatívne reakcie pre jednotlivé kyseliny sa používajú špecifické reakcie:

Ag + + Cl - = AgCl (biela zrazenina)

Ba 2+ + SO 4 2- \u003d BaSO 4 (biela zrazenina)

3Ag + + PO 4 3 - = Ag 3 PO 4 (žltá zrazenina)

Niektoré špecifické reakcie kyselín sú spôsobené ich redoxnými vlastnosťami.

Anoxické kyseliny vo vodnom roztoku môžu iba oxidovať.

2KMnO4 + 16HCl \u003d 5Cl2 + 2KCl + 2MnCl2 + 8H20

H2S + Br2 \u003d S + 2HBg

Kyslíkové kyseliny sa môžu oxidovať iba vtedy, ak je ich centrálny atóm v nižšom alebo strednom oxidačnom stave, ako napríklad v kyseline sírovej:

H2SO3 + Cl2 + H20 \u003d H2S04 + 2HCl

Mnohé kyseliny obsahujúce kyslík, v ktorých má centrálny atóm maximálny oxidačný stav (S +6, N +5, Cr +6), vykazujú vlastnosti silných oxidačných činidiel. Koncentrovaná H 2 SO 4 je silné oxidačné činidlo.

Cu + 2H2S04 (konc) = CuS04 + SO2 + 2H20

Pb + 4HN03 \u003d Pb (N03)2 + 2N02 + 2H20

C + 2H2S04 (konc) = C02 + 2S02 + 2H20

Malo by sa pamätať na to, že:

• Kyslé roztoky reagujú s kovmi, ktoré sú v elektrochemickej sérii napätí naľavo od vodíka, za viacerých podmienok, z ktorých najdôležitejšia je tvorba rozpustnej soli v dôsledku reakcie. Interakcia HNO 3 a H 2 SO 4 (konc.) s kovmi prebieha odlišne.

Koncentrovaná kyselina sírová za studena pasivuje hliník, železo, chróm.

• Vo vode sa kyseliny disociujú na vodíkové katióny a anióny zvyškov kyselín, napr.

• Anorganické a organické kyseliny interagujú so zásaditými a amfotérnymi oxidmi za predpokladu, že sa vytvorí rozpustná soľ:

• Tieto aj iné kyseliny reagujú so zásadami. Viacsýtne kyseliny môžu tvoriť stredné aj kyslé soli (sú to neutralizačné reakcie):

• K reakcii medzi kyselinami a soľami dochádza iba vtedy, ak sa vytvorí zrazenina alebo plyn:

Interakcia H 3 PO 4 s vápencom sa zastaví v dôsledku tvorby poslednej nerozpustnej zrazeniny Ca 3 (PO 4) 2 na povrchu.

Vlastnosti vlastností dusičnej HNO 3 a koncentrovanej kyseliny sírovej H 2 SO 4 (konc.) sú spôsobené tým, že pri interakcii s jednoduchými látkami (kovmi a nekovmi) nie katiónmi H +, ale dusičnanmi a síranmi. ióny budú pôsobiť ako oxidačné činidlá. Je logické očakávať, že v dôsledku takýchto reakcií nevznikne vodík H2, ale získajú sa iné látky: nevyhnutne soľ a voda, ako aj jeden z produktov redukcie dusičnanových alebo síranových iónov, v závislosti od koncentrácia kyselín, poloha kovu v sérii napätí a reakčné podmienky (teplota, jemnosť kovu atď.).

Tieto znaky chemického správania HNO 3 a H 2 SO 4 (konc.) názorne ilustrujú tézu teórie chemickej štruktúry o vzájomnom ovplyvňovaní atómov v molekulách látok.

Pojmy volatilita a stabilita (stabilita) sa často zamieňajú. Prchavé kyseliny sa nazývajú kyseliny, ktorých molekuly ľahko prechádzajú do plynného stavu, to znamená, že sa odparujú. Napríklad kyselina chlorovodíková je prchavá, ale perzistentná, stabilná kyselina. Prchavosť nestabilných kyselín nemožno posúdiť. Napríklad neprchavá, nerozpustná kyselina kremičitá sa rozkladá na vodu a Si02. Vodné roztoky kyseliny chlorovodíkovej, dusičnej, sírovej, fosforečnej a mnohých ďalších sú bezfarebné. Vodný roztok kyseliny chrómovej H 2 CrO 4 je žltý, kyselina manganičitá HMnO 4 je malina.

Referenčný materiál na úspešné absolvovanie testu:

periodická tabuľka

Tabuľka rozpustnosti

Trieda: 8

Ciele lekcie:
-vytvorenie pojmu „amfotérne“, aplikácia poznatkov o acidobázických vlastnostiach zlúčenín.

Ciele lekcie:
- zabezpečiť asimiláciu vlastností amfotérnych zlúčenín;
- zhrnúť informácie o charakteristických vlastnostiach oxidov, kyselín a zásad, pripraviť sa na praktickú prácu;
- upevniť zručnosť zostavovania reakčných rovníc;
- rozvíjať schopnosť analyzovať informácie, zdôrazňovať vzťahy príčina-následok;
- zlepšiť schopnosť nájsť spoločné znaky a rozdiely v zložení a vlastnostiach látok;
- udržať si sebavedomie;
- pestovať zručnosti tímovej práce a pozorný postoj k názoru inej osoby.

Typ lekcie:
Kombinovaná hodina učenia sa nových vedomostí a aplikácie vedomostí, zručností a schopností.

Kroky lekcie:

jaOrganizácia začiatku hodiny.

učiteľ: Chlapci, dnes sa musíme pripraviť na praktickú prácu o charakteristických vlastnostiach študovaných látok (oxidy, kyseliny a zásady). Okrem toho sa zoznámime s látkami, ktoré majú kyslé aj zásadité vlastnosti, pričom si ich ukážeme podľa toho, s čím reagujú. Máte pred sebou vážnu individuálnu a skupinovú prácu, ktorú využívame ako asistentov systém farebných symbolov a schémy odráža chemické vlastnosti látok.
Systém farebných symbolov je založený na schopnosti človeka zapamätať si pojmy a termíny a spájať ich s farbou (napríklad názov staníc metra je často spojený s farbou vetvy na diagrame).

II. Kontrola asimilácie predchádzajúceho materiálu.

učiteľ: Na popravu 1. úloha na vašich stoloch sú karty červenej a modrej farby, na každej karte je vzorec komplexnej látky. Látky sú rôzne, ale patria do rovnakej triedy, ktorá z nich?
Študenti zistiť, že ide o oxidy (vzorce pre kyslé oxidy by mali byť napísané na červené karty a vzorce pre zásadité oxidy na modré).
učiteľ: Budeme pracovať vo dvojiciach, treba napísať reakčné rovnice interakcie látok zaznamenaných na kartičkách s vodou. Každá miniskupina by mala vytvoriť 2 rovnice. Dvaja žiaci budú pracovať samostatne na tabuli, ich úlohou je napísať reakciu interakcie oxidu s vodou a zo samostatných slov zostaviť schému pravidla pre takúto interakciu. (Študent, ktorý píše rovnicu s kyslým oxidom, je vyzvaný, aby pracoval s červenou fixkou alebo kriedou a ten so zásaditým oxidom je modrý).

V priebehu úlohy diskutujte o:
-zloženie zásaditých oxidov;
-zloženie oxidov kyselín;
- výsledok interakcie oxidov s vodou;
- aké kyslé a zásadité oxidy neinteragujú s vodou;
-zloženie a pravidlá formulovania zásad a kyselín.

Na tabuli by mala byť poznámka:

Po dokončení úlohy musíte prediskutovať:
-ktoré oxidy sme označili červenou a ktoré modrou;
- ako budú študenti vedieť v praktickej práci dokázať, že výsledná látka je kyselina alebo zásada;
Čo sú indikátory a ako menia farbu?

III. Príprava študentov na vedomú asimiláciu nových poznatkov.

učiteľ: Diskutovali sme s vami o tom, ako môžete experimentálne dokázať prítomnosť výslednej kyseliny alebo zásady, ale dnes je naša práca teoretická a musíme vykonať 2. úloha. Teraz sú na hracej ploche napísané schémy pravidiel ( v rovnakých farbách rozhodnutia) a pokúsite sa nájsť príklady reakčných rovníc. Pracujeme v skupinách, potom 2 ľudia plnia úlohu pri tabuli.

Táto schéma nám opäť pripomína pravidlo:
Najtypickejšie pre zlúčeniny sú reakcie interakcie s látkami opačnými vlastnosťami.

učiteľ: Nie je náhoda, že stredná časť dosky je zatiaľ prázdna. Bolo tu miesto pre špeciálne zlúčeniny, ich názov pochádza z gréckeho slova amfoteros, čo znamená „obaja“. Slovo obojživelník má rovnaký koreň, spomeňme si, čo to znamená?

IV. Učenie sa nového materiálu.

Amfotérne - schopnosť zlúčenín vykazovať kyslé alebo zásadité vlastnosti v závislosti od toho, s čím reagujú.
Existuje pomerne veľa amfotérnych zlúčenín. Z oxidov majú dvojaké vlastnosti oxid zinočnatý, oxid hlinitý, oxidy medi, oxidy cínu, oxidy olova, oxid železitý atď. Na tabuľu môžete napísať vzorce amfotérnych oxidov)
Nahradme znamienka v našich schémach "zásaditý oxid" a "oxid kyseliny" na tanieri „amfotérny oxid“ a získajte nové pravidlá. Na splnenie 3. úlohy použijeme schémy napísané na tabuli.
3 úloha: Keď viete, že oxid zinočnatý je amfotérny, napíšte rovnice pre reakcie jeho interakcie s kyselinou chlorovodíkovou a hydroxidom sodným.

učiteľ: Amfotérne oxidy nereagujú s vodou. Samotná voda je však klasickým príkladom amfotérneho oxidu, pretože reaguje s kyslými aj zásaditými oxidmi.

V. Primárne pochopenie vedomostí.

učiteľ: Ako zistíte, či je zlúčenina amfotérna?
Oxidy a hydroxidy väčšiny prechodných prvkov a mnohých prvkov sekundárnych podskupín sú amfotérnej povahy.
Pre uľahčenie určenia povahy zlúčenín sú niektoré varianty tabuľky D.I. Mendelejeva vybavené farebnými ikonami podobnými tým, ktoré sme používali dnes. Ja podpíšem modrý odznak a vy sám podpíšete ďalšie dva.

Pamätajte, že oxidy a hydroxidy aktívnych kovov sú vždy zásadité,
Zlúčeniny nekovov sú zvyčajne kyslej povahy.

VI. Upevnenie vedomostí.

učiteľ: Vaša 4. úloha je najťažšia, ale ak si pamätáte chemické vlastnosti zásad a kyselín, potom to zvládnete.
4. úloha: Napíšte reakčné rovnice pre interakciu amfotérneho hydroxidu zinočnatého s kyselinou a zásadou. Predtým, ako sa pustíte do samostatnej práce na tejto úlohe, trochu vám pomôžem.
Napíšme spolu vzorec pre hydroxid zinočnatý Zn(OH)2. V tejto forme sme zvyknutí písať zásady, ale rovnakú látku možno znázorniť aj ako kyselinu, stačí otvoriť zátvorky a presunúť vodík na prvé miesto: H2ZnO2. Takáto kyselina existuje, nazýva sa zinková a jej soli sú zinočnaté.

VII. Kontrola a samoskúšanie vedomostí.

Pri analýze 4. úlohy stojí za to venovať pozornosť:
-chemické vlastnosti kyselín a zásad;
- pomenovanie solí;
- dualita vlastností amfotérnych zlúčenín.
Žiaci, ktorí rýchlo dokončili úlohu, môžu byť požiadaní, aby dokončili úlohu z učebnice za odsekom.

VIII. Zovšeobecňovanie a systematizácia poznatkov.

učiteľ: Aby ste si pomohli zapamätať si pravidlá písania reakčných produktov, existuje veľa rôznych schém. Uvediem príklad pre oxidy a môžete skúsiť urobiť podobné schémy pre kyseliny, zásady a amfotérne hydroxidy.

IX. Informácie o domácich úlohách, zhrnutie hodiny.

Ako domáca úloha sa navrhuje príprava na praktickú prácu

DEFINÍCIA

Amfotérne zlúčeniny- zlúčeniny, ktoré v závislosti od reakčných podmienok môžu vykazovať vlastnosti kyselín aj zásad, t.j. môže darovať aj prijímať protón (H+).

Medzi amfotérne anorganické zlúčeniny patria oxidy a hydroxidy nasledujúcich kovov - Al, Zn, Be, Cr (v oxidačnom stupni +3) a Ti (v oxidačnom stupni +4). Amfotérne organické zlúčeniny sú aminokyseliny - NH 2 -CH (R) -COOH.

Príprava amfotérnych zlúčenín

Amfotérne oxidy sa získavajú spaľovacou reakciou príslušného kovu v kyslíku, napríklad:

2Al + 3/202 = Al203

Amfotérne hydroxidy sa získavajú výmennou reakciou medzi alkáliou a soľou obsahujúcou „amfotérny“ kov:

ZnSO4 + NaOH \u003d Zn (OH)2 + Na2S04

Ak je alkália prítomná v nadbytku, existuje možnosť získať komplexnú zlúčeninu:

ZnS04 + 4NaOH g = Na2 + Na2S04

Organické amfotérne zlúčeniny – aminokyseliny sa získavajú nahradením halogénu aminoskupinou v halogénom substituovaných karboxylových kyselinách. Vo všeobecnosti bude reakčná rovnica vyzerať takto:

R-CH (Cl) -COOH + NH3 \u003d R-CH (NH3 + Cl -) \u003d NH2-CH (R)-COOH

Chemické amfotérne zlúčeniny

Hlavnou chemickou vlastnosťou amfotérnych zlúčenín je ich schopnosť reagovať s kyselinami a zásadami:

Al2O3 + 6HCl \u003d 2AlCl3 + 3H20

Zn(OH)2 + 2HN03 = Zn(N03)2 + 2H20

Zn(OH)2 + NaOH \u003d Na2

NH2-CH2-COOH + HCl \u003d Cl

Špecifické vlastnosti amfotérnych organických zlúčenín

Keď sú aminokyseliny rozpustené vo vode, aminoskupina a karboxylová skupina navzájom interagujú za vzniku zlúčenín nazývaných vnútorné soli:

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

Vnútorná molekula soli sa nazýva bipolárny ión.

Dve molekuly aminokyselín môžu navzájom interagovať. V tomto prípade sa molekula vody odštiepi a vznikne produkt, v ktorom sú fragmenty molekuly navzájom spojené peptidovou väzbou (-CO-NH-). Napríklad:

Aminokyseliny sa tiež vyznačujú všetkými chemickými vlastnosťami karboxylových kyselín (podľa karboxylovej skupiny) a amínov (podľa aminoskupiny).

Príklady riešenia problémov

PRÍKLAD 1

Cvičenie	Vykonajte sériu transformácií: a) Al → Al(OH) 3 → AlCl3 → Na; b) Al → Al 2 O 3 → Na → Al (OH) 3 → Al 2 O 3 → Al
rozhodnutie	a) 2Al + 6H20 \u003d 2Al (OH)3 + 3H2 Al(OH)3 + 3HCl = AICI3 + 3H20 AlCl3 + 4NaOH g = Na + 3NaCl b) 2Al + 3/202 = Al203 Al203 + NaOH + 3H20 \u003d 2Na 2Na + H2S04 \u003d 2Al (OH)3 + Na2S04 + 2H20 2Al(OH)3 \u003d Al203 + 3H20 2Al 2 O 3 \u003d 4 Al + 3 O 2

PRÍKLAD 2

Cvičenie	Vypočítajte hmotnosť soli, ktorú možno získať reakciou 150 g 5 % roztoku kyseliny aminooctovej s požadovaným množstvom hydroxidu sodného. Koľko gramov 12% alkalického roztoku bude na to potrebných?
rozhodnutie	Napíšeme reakčnú rovnicu: NH2-CH2-COOH + NaOH \u003d NH2-CH2-COONa + H20 Vypočítajte hmotnosť kyseliny, ktorá reagovala: m (NH2-CH2-COOH) \u003d ώ až - vy × m p - ra m (NH2-CH2-COOH) \u003d 0,05 × 150 \u003d 7,5 g

Túto lekciu budeme venovať štúdiu amfotérnych oxidov a hydroxidov. V ňom budeme hovoriť o látkach, ktoré majú amfotérne (dvojité) vlastnosti, a vlastnostiach chemických reakcií, ktoré s nimi prebiehajú. Najprv si však zopakujme, s čím reagujú kyslé a zásadité oxidy. Potom zvážime príklady amfotérnych oxidov a hydroxidov.

Predmet: Úvod

Lekcia: Amfotérne oxidy a hydroxidy

Ryža. 1. Látky vykazujúce amfotérne vlastnosti

Zásadité oxidy reagujú s kyslými oxidmi a kyslé s zásadami. Existujú však látky, ktorých oxidy a hydroxidy budú v závislosti od podmienok reagovať s kyselinami aj zásadami. Takéto vlastnosti sú tzv amfotérny.

Látky s amfotérnymi vlastnosťami sú znázornené na obr.1. Sú to zlúčeniny tvorené berýliom, zinkom, chrómom, arzénom, hliníkom, germániom, olovom, mangánom, železom, cínom.

Príklady ich amfotérnych oxidov sú uvedené v tabuľke 1.

Zvážte amfotérne vlastnosti oxidov zinku a hliníka. Na príklade ich interakcie so zásaditými a kyslými oxidmi, s kyselinou a zásadou.

ZnO + Na 2 O → Na 2 ZnO 2 (zinkačnan sodný). Oxid zinočnatý sa správa ako kyselina.

ZnO + 2NaOH → Na2ZnO2 + H20

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

ZnO + 2HCl -> ZnCl2 + H20

Oxid hlinitý sa správa podobne ako oxid zinočnatý:

Interakcia so zásaditými oxidmi a zásadami:

Al 2 O 3 + Na 2 O → 2NaAlO 2 (metahlinitan sodný). Oxid hlinitý sa správa ako kyselina.

Al203 + 2NaOH -> 2NaAl02 + H20

Interakcia s kyslými oxidmi a kyselinami. Ukazuje vlastnosti základného oxidu.

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

Al203 + 6HCl -> 2AlCl3 + 3H20

Uvažované reakcie sa vyskytujú počas zahrievania, počas fúzie. Ak vezmeme roztoky látok, reakcie budú prebiehať trochu inak.

ZnO + 2NaOH + H 2 O → Na 2 (tetrahydroxozinkát sodný) Al 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O → 2Na (tetrahydroxoaluminát sodný)

V dôsledku týchto reakcií sa získajú soli, ktoré sú komplexné.

Ryža. 2. Minerály na báze oxidu hlinitého

Oxid hlinitý.

Oxid hlinitý je na Zemi mimoriadne rozšírená látka. Tvorí základ hliny, bauxitu, korundu a ďalších minerálov. Obr.2.

V dôsledku interakcie týchto látok s kyselinou sírovou sa získa síran zinočnatý alebo síran hlinitý.

ZnO + H2S04 → ZnS04 + H20

Al203 + 3H2S04 → A12(SO4)3 + 3H20

K reakciám hydroxidov zinku a hliníka s oxidom sodným dochádza pri fúzii, pretože tieto hydroxidy sú tuhé a nevstupujú do roztokov.

Zn (OH) 2 + Na 2 O → Na 2 ZnO 2 + H 2 O soľ sa nazýva zinočnan sodný.

Soľ 2Al(OH) 3 + Na 2 O → 2NaAlO 2 + 3H 2 O sa nazýva metahlinitan sodný.

Ryža. 3. Hydroxid hlinitý

Reakcie amfotérnych zásad s alkáliami charakterizujú ich kyslé vlastnosti. Tieto reakcie sa môžu uskutočňovať ako pri fúzii tuhých látok, tak aj v roztokoch. Ale v tomto prípade sa získajú rôzne látky, t.j. reakčné produkty závisia od reakčných podmienok: v tavenine alebo v roztoku.

Zn(OH)2 + 2NaOH pevná látka. Na2Zn02 + 2H20

Al(OH) 3 + NaOH tv. NaAl02 + 2H20

Roztok Zn (OH) 2 + 2NaOH → roztok Na 2 Al (OH) 3 + NaOH → Natriumtetrahydroxoaluminát Al (OH) 3 + 3NaOH roztok → Na 3 hexahydroxoaluminát sodný.

Ukázalo sa, že tetrahydroxoaluminát sodný alebo hexahydroxoaluminát sodný závisí od toho, koľko alkálií sme vzali. Pri poslednej alkalickej reakcii sa odoberie veľa a vytvorí sa hexahydroxoaluminát sodný.

Prvky, ktoré tvoria amfotérne zlúčeniny, môžu samotné vykazovať amfotérne vlastnosti.

Zn + 2NaOH + 2H20 → Na2 + H2 (tetrahydroxozinkát sodný)

2Al + 2NaOH + 6H20 → 2Na + 3H2 ((tetrahydroxoaluminát sodný)

Zn + H 2 SO 4 (rozložený) → ZnSO 4 + H 2

2Al + 3H2S04 (rozdiel) → Al2 (S04)3 + 3H2

Pripomeňme, že amfotérne hydroxidy sú nerozpustné zásady. A pri zahrievaní sa rozkladajú, tvoria oxid a vodu.

Rozklad amfotérnych zásad pri zahrievaní.

2Al(OH)3Al203 + 3H20

Zn(OH)2ZnO + H20

Zhrnutie lekcie.

Naučili ste sa vlastnosti amfotérnych oxidov a hydroxidov. Tieto látky majú amfotérne (dvojité) vlastnosti. Chemické reakcie, ktoré s nimi prebiehajú, majú vlastnosti. Pozreli ste sa na príklady amfotérnych oxidov a hydroxidov .

1. Rudzitis G.E. Anorganická a organická chémia. 8. ročník: učebnica pre vzdelávacie inštitúcie: základná úroveň / G. E. Rudzitis, F.G. Feldman.M.: Osvietenie. 2011 176 s.: ill.

2. Popel P.P. Chémia: 8. trieda: učebnica pre všeobecnovzdelávacie inštitúcie / P.P. Popel, L.S. Krivlya. -K.: IC "Akadémia", 2008.-240 s.: chor.

3. Gabrielyan O.S. Chémia. 9. ročník Učebnica. Vydavateľstvo: Drofa.: 2001. 224s.

1. č. 6,10 (s. 130) Rudzitis G.E. Anorganická a organická chémia. 9. ročník: učebnica pre vzdelávacie inštitúcie: základná úroveň / G. E. Rudzitis, F.G. Feldman.M.: Osvietenie. 2008 170. roky: chor.

2. Napíšte vzorec hexahydroxoaluminátu sodného. Ako sa táto látka získava?

3. K roztoku síranu hlinitého sa v nadbytku postupne pridával roztok hydroxidu sodného. čo si pozoroval? Napíšte reakčné rovnice.