Амфотерными являются следующие оксиды элементов главных подгрупп: BeO, A1 2 O 3 , Ga 2 O 3 , GeO 2 , SnO, SnO 2 , PbO, Sb 2 O 3 , РоO 2 . Амфотерными гидроксидами являются следующие гидроксиды элементов главных подгрупп: Ве(ОН) 2 , А1(ОН) 3 , Sc(OH) 3 , Ga(OH) 3 , In(OH) 3 , Sn(OH) 2 , SnО 2 ·nH 2 О, Pb(OH) 2 , PbО 2 ·nH 2 О.
Основный характер оксидов и гидроксидов элементов одной подгруппы усиливается с возрастанием порядкового номера элемента (при сравнении оксидов и гидроксидов элементов в одной и той же степени окисления). Например, N 2 O 3 , Р 2 O 3 , As 2 O 3 – кислотные оксиды, Sb 2 O 3 – амфотерный оксид, Bi 2 O 3 – основный оксид.
Рассмотрим амфотерные свойства гидроксидов на примере соединений бериллия и алюминия.
Гидроксид алюминия проявляет амфотерные свойства, реагирует как с основаниями, так и с кислотами и образует два ряда солей:
1) в которых элемент А1 находится в форме катиона;
2А1(ОН) 3 + 6НС1 = 2А1С1 3 + 6Н 2 O А1(ОН) 3 + 3Н + = А1 3+ + 3Н 2 O
В этой реакции А1(ОН) 3 выполняет функцию основания, образуя соль, в которой алюминий является катионом А1 3+ ;
2) в которых элемент А1 входит в состав аниона (алюминаты).
А1(ОН) 3 + NaOH = NaA1O 2 + 2Н 2 O.
В этой реакции А1(ОН) 3 выполняет функцию кислоты, образуя соль, в которой алюминий входит в состав аниона AlO 2 – .
Формулы растворенных алюминатов записывают упрощенно, имея ввиду продукт, образующийся при обезвоживании соли.
В химической литературе можно встретить разные формулы соединений, образующихся при растворении гидроксида алюминия в щёлочи: NaA1О 2 (метаалюминат натрия), Na тетрагидроксоалюминат натрия. Эти формулы не противоречат друг другу, так как их различие связано с разной степенью гидратации этих соединений: NaA1О 2 ·2Н 2 О – это иная запись Na. При растворении А1(ОН) 3 в избытке щелочи образуется тетрагидроксоалюминат натрия:
А1(ОН) 3 + NaOH = Na.
При спекании реагентов – образуется метаалюминат натрия:
А1(ОН) 3 + NaOH ==== NaA1О 2 + 2Н 2 О.
Таким образом, можно говорить, что в водных растворах присутствуют одновременно такие ионы, как [А1(ОН) 4 ] – или [А1(ОН) 4 (Н 2 О) 2 ] – (для случая, когда составляется уравнение реакции с учетом гидратной оболочки), а запись A1О 2 – является упрощенной.
Из-за способности реагировать со щелочами гидроксид алюминия, как правило, не получают действием щелочи на растворы солей алюминия, а используют раствор аммиака:
A1 2 (SО 4) 3 + 6 NH 3 ·Н 2 О = 2А1(ОН) 3 + 3(NH 4) 2 SО 4 .
Среди гидроксидов элементов второго периода амфотерные свойства проявляют гидроксид бериллия (сам бериллий проявляет диагональное сходство с алюминием).
С кислотами:
Ве(ОН) 2 + 2НС1 = ВеС1 2 + 2Н 2 О.
С основаниями:
Ве(ОН) 2 + 2NaOH = Na 2 (тетрагидроксобериллат натрия).
В упрощенном виде (если представить Ве(ОН) 2 как кислоту Н 2 ВеО 2)
Ве(ОН) 2 + 2NaOH(конц.горяч.) = Na 2 BeО 2 + 2H 2 О.
бериллат Na
Гидроксиды элементов побочных подгрупп, соответствующие высшим степеням окисления, чаще всего имеют кислотные свойства: например, Мn 2 О 7 – НМnО 4 ; CrО 3 – H 2 CrО 4 . Для низших оксидов и гидроксидов характерно преобладание основных свойств: СrО – Сr(ОН) 2 ; МnО – Mn(OH) 2 ; FeO – Fe(OH) 2 . Промежуточные соединения, соответствующие степеням окисления +3 и +4, часто проявляют амфотерные свойства: Сr 2 О 3 – Cr(OH) 3 ; Fe 2 О 3 – Fe(OH) 3 . Проиллюстрируем эту закономерность на примере соединений хрома (таблица 9).
Таблица 9 – Зависимость характера оксидов и соответствующих им гидроксидов от степени окисления элемента
Взаимодействие с кислотами приводит к образованию соли, в которой элемент хром находится в форме катиона:
2Cr(OH) 3 + 3H 2 SO 4 = Cr 2 (SO 4) 3 + 6H 2 O.
сульфат Cr(III)
Взаимодействие с основаниями приводит к образованию соли, в которой элемент хром входит в состав аниона:
Cr(OH) 3 + 3NaOH = Na 3 + 3H 2 О.
гексагидроксохромат (III) Na
Оксид и гидроксид цинка ZnO, Zn(OH) 2 – типично амфотерные соединения, Zn(OH) 2 легко растворяется в растворах кислот и щелочей.
Взаимодействие с кислотами приводит к образованию соли, в которой элемент цинк находится в форме катиона:
Zn(OH) 2 + 2HC1 = ZnCl 2 + 2H 2 O.
Взаимодействие с основаниями приводит к образованию соли, в которой элемент цинк находится в составе аниона. При взаимодействии со щелочами в растворах образуются тетрагидроксоцинкаты, при сплавлении – цинкаты:
Zn(OH) 2 + 2NaOH = Na 2 .
Или при сплавлении:
Zn(OH) 2 + 2NaOH = Na 2 ZnO 2 + 2Н 2 O.
Получают гидроксид цинка аналогично гидроксиду алюминия.
Основания, амфотерные гидроксиды
Основания - это сложные вещества, состоящие из атомов металла и одной или нескольких гидроксогрупп (-OH). Общая формула Me +y (OH) y , где у - число гидроксогрупп, равное степени окисления металла Me. В таблице представлена классификация оснований.
Свойства щелочей гидроксидов щелочных и щелочноземельных металлов
1. Водные растворы щелочей мылкие на ощупь, изменяют окраску индикаторов: лакмуса - в синий цвет, фенолфталеина - в малиновый.
2. Водные растворы диссоциируют:
3. Взаимодействуют с кислотами, вступая в реакцию обмена:
Многокислотные основания могут давать средние и основные соли:
4. Взаимодействуют с кислотными оксидами, образуя средние и кислые соли в зависимости от основности кислоты, соответствующей этому оксиду:
5. Взаимодействуют с амфотерными оксидами и гидроксидами:
а) сплавление:
б) в растворах:
6. Взаимодействуют с растворимыми в воде солями, если образуется осадок или газ:
Нерастворимые основания (Cr(OH) 2 , Mn(OH) 2 и др.) взаимодействуют с кислотами и разлагаются при нагревании:
Амфотерные гидроксиды
Амфотерными называют соединения, которые в зависимости от условий могут быть как донорами катионов водорода и проявлять кислотные свойства, так и их акцепторами, т. е. проявлять основные свойства.
Химические свойства амфотерных соединений
1. Взаимодействуя с сильными кислотами, они обнаруживают основные свойства:
Zn(OH) 2 + 2HCl = ZnCl 2 + 2H 2 O
2. Взаимодействуя со щелочами - сильными основаниями, они обнаруживают кислотные свойства:
Zn(OH) 2 + 2NaOH = Na 2 ( комплексная соль)
Al(OH) 3 + NaOH = Na ( комплексная соль)
Комплексными называют соединения, в которых хотя бы одна ковалентная связь образовалась по донорно-акцепторному механизму.
Общий метод получения оснований базируется на реакциях обмена, с помощью которых могут быть получены как нерастворимые, так и растворимые основания.
CuSО 4 + 2КОН = Cu(OH) 2 ↓ + K 2 SО 4
К 2 СО 3 + Ва(ОН) 2 = 2 КОН + BaCO 3 ↓
При получении этим методом растворимых оснований в осадок выпадает нерастворимая соль.
При получении нерастворимых в воде оснований, обладающих амфотерными свойствами, следует избегать избытка щелочи, так как может произойти растворение амфотерного основания, например:
АlСl 3 + 4КОН = К[Аl(ОН) 4 ] + 3КСl
В подобных случаях для получения гидроксидов используют гидроксид аммония, в котором амфотерные гидроксиды не растворяются:
АlСl 3 + 3NH 3 + ЗН 2 О = Аl(ОН) 3 ↓ + 3NH 4 Cl
Гидроксиды серебра и ртути настолько легко разлагаются, что при попытке их получения обменной реакцией вместо гидроксидов выпадают оксиды:
2AgNО 3 + 2КОН = Ag 2 О↓ + Н 2 О + 2KNO 3
В промышленности щелочи обычно получают электролизом водных растворов хлоридов.
2NaCl + 2Н 2 О → ϟ → 2NaOH + H 2 + Cl 2
Щелочи можно также получить взаимодействием щелочных и щелочноземельных металлов или их оксидов с водой.
2Li + 2Н 2 О = 2LiOH + Н 2
SrO + Н 2 О = Sr(OH) 2
Кислоты
Кислотами называются сложные вещества, молекулы которых состоят из атомов водорода, способных замещаться на атомы металла, и кислотных остатков. При обычных условиях кислоты могут быть твердыми (фосфорная H 3 PO 4 ; кремниевая H 2 SiO 3) и жидкими (в чистом виде жидкостью будет серная кислота H 2 SO 4).
Такие газы, как хлороводород HCl, бромоводород HBr, сероводород H 2 S, в водных растворах образуют соответствующие кислоты. Числом ионов водорода, образуемых каждой молекулой кислоты при диссоциации, определяется заряд кислотного остатка (аниона) и основность кислоты.
Согласно протолитической теории кислот и оснований, предложенной одновременно датским химиком Брёнстедом и английским химиком Лоури, кислотой называют вещество, отщепляющее при данной реакции протоны, а основанием - вещество, способное принимать протоны.
кислота → основание + Н +
На основе таких представлений понятны основные свойства аммиака, который благодаря наличию неподеленной электронной пары при атоме азота эффективно принимает протон при взаимодействии с кислотами, образуя ион аммония посредством донорноакцепторной связи.
HNO 3 + NH 3 ⇆ NH 4 + + NO 3 —
кислота основание кислота основание
Более общее определение кислот и оснований предложил американский химик Г. Льюис. Он предположил, что кислотно-основные взаимодействия совсем не обязательно происходят с переносом про тона. В определении кислот и оснований по Льюису основная роль в химических реакциях отводится электронным парам.
Катионы, анионы или нейтральные молекулы, способные принять одну или несколько пар электронов, называют кислотами Льюиса.
Так, например, фторид алюминия AlF 3 - это кислота, так как он способен принимать электронную пару при взаимодействии с аммиаком.
AlF 3 + :NH 3 ⇆ :
Катионы, анионы или нейтральные молекулы, способные отдавать электронные пары, называют основаниями Льюиса (аммиак - основание).
Определение Льюиса охватывает все кислотно-основные процессы, которые рассматривались ранее предложенными теориями. В таблице сопоставлены определения кислот и оснований, используемые в настоящее время.
Номенклатура кислот
Поскольку существуют разные определения кислот, их классификация и номенклатура довольно условны.
По числу атомов водорода, способных к отщеплению в водном растворе, кислоты делят на одноосновные (например, HF, HNO 2), двухосновные (H 2 CO 3 , H 2 SO 4) и трехосновные (Н 3 РO 4).
По составу кислоты делят на бескислородные (НСl, H 2 S) и кислородсодержащие (НСlO 4 , HNO 3).
Обычно названия кислородсодержащих кислот производятся от названия неметалла с прибавлением окончаний -кая, -вая, если степень окисления неметалла равна номеру группы. По мере понижения степени окисления суффиксы меняются (в порядке уменьшения степени окисления металла): -оватая, истая, -оватистая:
Если рассмотреть полярность связи водород-неметалл в пределах периода, легко можно связать полярность этой связи с положением элемента в Периодической системе. От атомов металлов, легко теряющих валентные электроны, атомы водорода принимают эти электроны, образуя устойчивую двухэлектронную оболочку типа оболочки атома гелия, и дают ионные гидриды металлов.
В водородных соединениях элементов III-IV групп Периодической системы бора, алюминия, углерода, кремния образуют ковалентные, слабополярные связи с атомами водорода, не склонные к диссоциации. Для элементов V-VII групп Периодической системы в пределах периода полярность связи неметалл-водород увеличивается с зарядом атома, но распределение зарядов в возникающем диполе иное, чем в водородных соединениях элементов, склонных отдавать электроны. Атомы неметаллов, у которых для завершения электронной оболочки необходимо несколько электронов, оттягивают к себе (поляризуют) пару электронов связи тем сильнее, чем больше заряд ядра. Поэтому в рядах СН 4 - NH 3 - Н 2 O - HF или SiH 4 - PH 3 - H 2 S - НСl связи с атомами водорода, оставаясь ковалентными, приобретают более полярный характер, а атом водорода в диполе связи элемент-водород становится более электроположительным. Если полярные молекулы оказываются в полярном растворителе, может происходить процесс электролитической диссоциации.
Обсудим поведение кислородсодержащих кислот в водных растворах. У этих кислот имеется связь Н-О-Э и, естественно, на полярность связи Н-О влияет связь О-Э. Поэтому эти кислоты диссоциируют, как правило, легче, чем вода.
H 2 SO 3 + H 2 O ⇆ H з O + + HSO 3
HNO 3 + H 2 O ⇆ H з O + + NO 3
На нескольких примерах рассмотрим свойства кислородсодержащих кислот, образованных элементами, которые способны проявлять разную степень окисления. Известно, что хлорноватистая кислота НСlO очень слабая, хлористая кислота НСlO 2 также слабая, но сильнее хлорноватистой, хлорноватая кислота НСlO 3 сильная. Хлорная кислота НСlO 4 - одна из самых сильных неорганических кислот.
Для диссоциации по кислотному типу (с отщеплением иона Н) необходим разрыв связи О-Н. Как можно объяснить уменьшение прочности этой связи в ряду НСlO - НСlO 2 - НСlO 3 - НСClO 4 ? В этом ряду увеличивается число атомов кислорода, связанных с центральным атомом хлора. Каждый раз, когда образуется новая связь кислорода с хлором, от атома хлора, а следовательно, и от одинарной связи О-Cl оттягивается электронная плотность. В результате электронная плотность частично уходит и от связи О-Н, которая из- за этого ослабляется.
Такая закономерность - усиление кислотных свойств с возрас танием степени окисления центрального атома - характерна не только для хлора, но и для других элементов. Например, азотная кислота HNO 3 , в которой степень окисления азота +5, более сильная, чем азотистая кислота HNO 2 (степень окисления азота +3); серная кислота H 2 SO 4 (S +6) более сильная, чем сернистая кислота H 2 SO 3 (S +4).
Получение кислот
1. Бескислородные кислоты могут быть получены при непосредственном соединении неметаллов с водородом .
Н 2 + Сl 2 → 2НСl,
H 2 + S ⇆ H 2 S
2. Некоторые кислородсодержащие кислоты могут быть получены взаимодействием кислотных оксидов с водой .
3. Как бескислородные, так и кислородсодержащие кислоты можно получить по реакциям обмена между солями и другими кислотами.
BaBr 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2НВr
CuSO 4 + H 2 S = H 2 SO 4 + CuS↓
FeS + H 2 SO 4(pa зб) = H 2 S+FeSO 4
NaCl (T) + H 2 SO 4(конц) = HCl + NaHSO 4
AgNO 3 + HCl = AgCl↓ + HNO 3
CaCO 3 + 2HBr = CaBr 2 + CO 2 + H 2 O
4. Некоторые кислоты могут быть получены с помощью окислительно-восстановительных реакций.
Н 2 O 2 + SO 2 = H 2 SO 4
3Р + 5HNO 3 + 2Н 2 O = ЗН 3 РO 4 + 5NO 2
Кислый вкус, действие на индикаторы, электрическая проводимость, взаимодействие с металлами, основными и амфотерными оксидами, основаниями и солями, образование сложных эфиров со спиртами - эти свойства являются общими для неорганических и органических кислот.
можно разделить на два типа реакций:
1) общие для кислот реакции связаны с образованием в водных растворах иона гидроксония Н 3 O + ;
2) специфические (т. е. характерные) реакции конкретных кислот.
Ион водорода может вступать в окислителъно-восстановительные реакции, восстанавливаясь до водорода, а также в реакции соединения с отрицательно заряженными или нейтральными частицами, имеющими неподеленные пары электронов, т. е. в кислотно-основные реакции.
К общим свойствам кислот относятся реакции кислот с металлами, стоящими в ряду напряжений до водорода, например:
Zn + 2Н + = Zn 2+ + Н 2
К кислотно-основным реакциям относятся реакции с основными оксидами и основаниями, а также со средними, основными, а иногда и кислыми солями.
2 CO 3 + 4HBr = 2CuBr 2 + CO 2 + 3Н 2 O
Mg(HCO 3) 2 + 2НСl = MgCl 2 + 2СO 2 + 2Н 2 O
2KHSO 3 + H 2 SO 4 = K 2 SO 4 + 2SO 2 + 2H 2 O
Заметим, что многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато, причем на каждой следующей ступени диссоциация проходит труднее, поэтому при избытке кислоты чаще всего образуются кислые соли, а не средние.
Са 3 (РO 4) 2 + 4Н 3 РO 4 = 3Са(Н 2 РO 4) 2
Na 2 S + Н 3 РО 4 = Na 2 HPO 4 + H 2 S
NaOH + H 3 PO 4 = NaH 2 PO 4 + Н 2 O
КОН + H 2 S = KHS + Н 2 O
На первый взгляд, может показаться удивительным образование кислых солей одноосновной фтороводородной (плавиковой) кислотой. Однако этот факт можно объяснить. В отличие от всех других галогеноводородных кислот плавиковая кислота в растворах частично полимеризована (благодаря образованию водородных связей) и в ней могут присутствовать разные частицы (HF) X , а именно H 2 F 2 , H 3 F 3 и т. д.
Частный случай кислотно-основного равновесия - реакции кислот и оснований с индикаторами, которые изменяют свою окраску в зависимости от кислотности раствора. Индикаторы используются в качественном анализе для обнаружения кислот и оснований в растворах.
Самые часто применяемые индикаторы - лакмус (в нейтральной среде фиолетовый цвет, в кислой - красный, в щелочной - синий), метилоранж (в кислой среде красный, в нейтральной - оранжевый, в щелочной - желтый), фенолфталеин (в сильнощелочной среде малиново-красный, в нейтральной и кислой - бесцветный).
Специфические свойства различных кислот могут быть двух типов: во-первых, реакции, приводящие к образованию нерастворимых солей, и, во-вторых, окислительно-восстановительные превращения. Если реакции, связанные с наличием у них иона Н + , общие для всех кислот (качественные реакции для обнаружения кислот), специфические реакции используются как качественные на отдельные кислоты:
Ag + + Cl — = AgCl (белый осадок)
Ва 2+ + SO 4 2- = BaSO 4(белый осадок)
3Ag + + PO 4 3 — = Ag 3 PO 4(желтый осадок)
Некоторые специфические реакции кислот обусловлены их окислительно-восстановительными свойствами.
Бескислородные кислоты в водном растворе могут только окисляться.
2КМnO 4 + 16НСl = 5Сl 2 + 2КСl + 2МnСl 2 + 8Н 2 O
H 2 S + Вг 2 = S + 2НВг
Кислородсодержащие кислоты могут окисляться только в том случае, если центральный атом в них находится в низшей или промежуточной степени окисления, как, например, в сернистой кислоте:
H 2 SO 3 + Сl 2 + Н 2 O = H 2 SO 4 + 2НСl
Многие кислородсодержащие кислоты, в которых центральный атом имеет максимальную степень окисления (S +6 , N +5 , Сг +6), проявляют свойства сильных окислителей. Концентрированная H 2 SO 4 - сильный окислитель.
Сu + 2H 2 SO 4(конц) = CuSO 4 + SO 2 + 2Н 2 O
Pb + 4HNO 3 = Pb(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O
C + 2H 2 SO 4(конц) = CO 2 + 2SO 2 + 2H 2 O
Следует запомнить, что:
- Растворы кислот реагируют с металлами, стоящими в электрохимическом ряду напряжений левее водорода, при соблюдении ряда условий, важнейшим из которых является образование в результате реакции растворимой соли. Взаимодействие HNO 3 и Н 2 SO 4 (конц.) с металлами протекает иначе.
Концентрированная серная кислота на холоде пассивирует алюминий, железо, хром.
- В воде кислоты диссоциируют на катионы водорода и анионы кислотных остатков, например:
- Неорганические и органические кислоты взаимодействуют с основными и амфотерными оксидами при условии, что образуется растворимая соль:
- И те, и другие кислоты вступают в реакцию с основаниями. Многоосновные кислоты могут образовывать как средние, так и кислые соли (это реакции нейтрализации):
- Реакция между кислотами и солями идет только в том случае, если образуется осадок или газ:
Взаимодействие H 3 PO 4 с известняком прекратится из-за образования на поверхности последнего нерастворимого осадка Ca 3 (PO 4) 2 .
Особенности свойств азотной HNO 3 и концентрированной серной H 2 SO 4 (конц.) кислот обусловлены тем, что при их взаимодействии с простыми веществами (металлами и неметаллами) окислителями будут выступать не катионы H + , а нитрат- и сульфат-ионы. Логично ожидать, что в результате таких реакций образуется не водород H 2 , а получаются другие вещества: обязательно соль и вода, а также один из продуктов восстановления нитрат- или сульфат-ионов в зависимости от концентрации кислот, положения металла в ряду напряжений и условий реакции (температуры, степени измельченности металла и т. д.).
Эти особенности химического поведения HNO 3 и H 2 SO 4 (конц.) наглядно иллюстрируют тезис теории химического строения о взаимном влиянии атомов в молекулах веществ.
Часто путают понятия летучесть и устойчивость (стабильность). Летучими называют кислоты, молекулы которых легко переходят в газообразное состояние, то есть испаряются. Например, соляная кислота является летучей, но устойчивой, стабильной кислотой. О летучести нестабильных кислот судить нельзя. Например, нелетучая, нерастворимая кремниевая кислота разлагается на воду и SiO 2 . Водные растворы соляной, азотной, серной, фосфорной и ряда других кислот не имеют окраски. Водный раствор хромовой кислоты H 2 CrO 4 имеет желтую окраску, марганцевой кислоты HMnO 4 - малиновую.
Справочный материал для прохождения тестирования:
Таблица Менделеева
Таблица растворимости
Класс: 8
Цели урока:
-формирование понятия «амфотерность», применение знаний о кислотно-основных свойствах соединений.
Задачи урока:
-обеспечить усвоение свойств амфотерных соединений;
-обобщить сведения о характерных свойствах оксидов, кислот и оснований, подготовиться к выполнению практической работы;
-закрепить навык составления уравнений реакций;
-развивать умение анализировать информацию, выделять причинно-следственные связи;
-совершенствовать умение находить общие черты и различия в составе и свойствах веществ;
-поддерживать уверенность в своих силах;
-воспитывать навыки коллективной работы и внимательное отношение к мнению другого человека.
Тип урока:
Комбинированный урок изучения новых знаний и применения знаний, умений, навыков.
Этапы урока:
I. Организация начала урока.
Учитель:
Ребята, сегодня нам предстоит подготовиться к практической работе по характерным свойствам изученных веществ (оксидов, кислот и оснований). Кроме того, мы познакомимся с веществами, которые обладают и кислотными, и основными свойствами, проявляя их в зависимости от того с чем реагируют. Вам предстоит серьёзная индивидуальная и групповая работа, а в качестве помощников мы используем систему цветных символов
и схемы
, отражающие химические свойства веществ.
В основе системы цветных символов лежит способность человека запоминать понятия и термины, ассоциируя их с цветом (например, название станций метрополитена часто ассоциируется с цветом ветки на схеме).
II. Проверка усвоения предыдущего материала.
Учитель:
Для выполнения 1-го задания
у вас на столах лежат карточки красного
и синего
цветов, на каждой карточке формула сложного вещества. Вещества разные, но относятся к одному классу, какому?
Ученики
выясняют, что это оксиды (формулы кислотных оксидов стоит написать на красных
карточках, а формулы основных оксидов на синих
).
Учитель
: Работать будем в парах, вам нужно написать уравнения реакций взаимодействия веществ, записанных на карточках, с водой. Каждая мини-группа должна составить 2 уравнения. На доске работать индивидуально будут два ученика, в их задачу входит написать реакцию взаимодействия оксида с водой и составить схему правила такого взаимодействия из отдельных слов. (Ученику, который пишет уравнение с кислотным оксидом предлагается работать красным маркером или мелом, а тому, у кого основный оксид, синим).
По ходу выполнения задания необходимо обсудить:
-состав основных оксидов;
-состав кислотных оксидов;
-результат взаимодействия оксидов с водой;
-какие кислотные и основные оксиды не взаимодействуют с водой;
-состав и правила составления формул оснований и кислот.
На доске должна появиться запись:
После выполнения задания необходимо обсудить:
-какие оксиды мы обозначили красным, а какие синим цветом;
-как на практической работе учащиеся смогут доказать, что полученное вещество является кислотой или основанием;
-что такое индикаторы и как они изменяют цвет.
III. Подготовка учащихся к сознательному усвоению новых знаний.
Учитель: Мы обсудили с вами как можно экспериментально доказать наличие полученной кислоты или щелочи, но сегодня наша работа теоретическая и нам предстоит выполнить 2-е задание. Теперь на развороте доски записаны схемы правил ( в тех же цветовых решениях) , а вы постарайтесь подобрать примеры уравнений реакций. Работаем в группах, потом 2 человека выполняют задание у доски.
Эта схема ещё раз напоминает нам правило:
Наиболее типичными для соединений являются реакции взаимодействия с противоположными по свойствам веществами.
Учитель : Не случайно центральная часть доски у нас пока пустует. Там осталось место для особых соединений, их название произошло от греческого слова amphoteros, означающего « и тот и другой». Однокоренным к нему является слово амфибия, давайте вспомним, что оно значит?
IV. Изучение нового материала.
Амфотерность - способность соединений проявлять либо кислотные либо основные свойства, в зависимости от того с чем они реагируют.
Амфотерных соединений довольно много. Из оксидов двойственными свойствами обладают: оксид цинка, оксид алюминия, оксиды меди, оксиды олова, оксиды свинца, оксид железа (III) и др. (На доске можно записать формулы амфотерных оксидов
)
Заменим в наших схемах таблички «основный оксид»
и «кислотный оксид»
на табличку «амфотерный оксид» и получим новые правила. Для выполнения 3-го задания используем схемы, записанные на доске.
3 задание:
Зная, что оксид цинка является амфотерным, составьте уравнения реакций его взаимодействия с соляной кислотой и гидроксидом натрия.
Учитель: С водой амфотерные оксиды не реагируют. Однако, сама вода является классическим примером амфотерного оксида, т.к. реагирует и с кислотными, и с основными оксидами.
V. Первичное осмысление знаний.
Учитель
:Как же распознать, что соединение является амфотерным?
Амфотерный характер носят оксиды и гидроксиды большинства переходных элементов и многих элементов побочных подгрупп.
Для удобства определения характера соединений некоторые варианты таблицы Д.И.Менделеева снабжены цветными значками, похожими на те, которыми мы сегодня пользовались. Значок синего цвета я подпишу, а вы сами подпишите два других.
Помните, что оксиды и гидроксиды активных металлов всегда основны,
Соединения неметаллов обычно носят кислотный характер.
VI. Закрепление знаний.
Учитель:
Ваше 4-е задание самое сложное, но если вы запомнили химические свойства оснований и кислот, то справитесь и с ним.
4-е задание:
Запишите уравнения реакций взаимодействия амфотерного гидроксида цинка с кислотой и щелочью. Перед тем как вы начнете самостоятельную работу над этим заданием, я немного помогу.
Давайте вместе составим формулу гидроксида цинка Zn(OH)2. В таком виде мы привыкли записывать основания, но это же вещество можно изобразить и в виде кислоты, достаточно раскрыть скобки и перенести водород на первое место: H2ZnO2 . Такая кислота существует, она называется цинковая, а её соли- цинкаты.
VII. Контроль и самопроверка знаний.
Разбирая 4-е задание, стоит обратить внимание на:
-химические свойства кислот и оснований;
-составление названий солей;
-двоякость свойств амфотерных соединений.
Учащимся, которые быстро справились с заданием можно предложить выполнить задание из учебника после параграфа.
VIII. Обобщение и систематизация знаний.
Учитель: Для того, чтобы помочь себе запомнить правила написания продуктов реакции, существует много различных схем. Я приведу пример для оксидов, а вы попробуйте составить подобные схемы для кислот, оснований и амфотерных гидроксидов.
IX. Информация о домашнем задании, подведение итогов урока.
В качестве домашнего задания предлагается подготовиться к практической работе
ОПРЕДЕЛЕНИЕ
Амфотерные соединения – соединения, которые в зависимости от условий проведения реакции могут проявлять как свойства кислот, так и оснований, т.е. могут и отдавать, и принимать протон (Н +).
К амфотерным неорганическим соединениям относят оксиды и гидроксиды следующих металлов – Al, Zn, Be, Cr (в степени окисления +3) и Ti (в степени окисления +4). Амфотерными органическими соединениями являются аминокислоты – NH 2 –CH(R)-COOH.
Получение амфотерных соединений
Амфотерные оксиды получают путем реакции горения соответствующего металла в кислороде, например:
2Al + 3/2O 2 = Al 2 O 3
Амфотерные гидроксиды получают по реакции обмена между щелочью и солью, содержащий «амфотерный» металл:
ZnSO 4 + NaOH = Zn(OH) 2 + Na 2 SO 4
Если щелочь присутствует в избытке, то есть вероятность получения комплексного соединения:
ZnSO 4 + 4NaOH изб = Na 2 + Na 2 SO 4
Органические амфотерные соединения – аминокислоты получают путем замещения галогена на аминогруппу в галогензамещенных карбоновых кислотах. В общем виде уравнение реакции будет выглядеть так:
R-CH(Cl)-COOH + NH 3 = R-CH(NH 3 + Cl —) = NH 2 –CH(R)-COOH
Химические амфотерных соединений
Главным химическим свойством амфотерных соединений является их способность реагировать с кислотами и щелочами:
Al 2 O 3 + 6HCl = 2AlCl 3 + 3H 2 O
Zn(OH) 2 + 2HNO 3 = Zn(NO 3) 2 + 2H 2 O
Zn(OH) 2 + NaOH= Na 2
NH 2 –CH 2 -COOH + HCl = Cl
Специфические свойства амфотерных органических соединений
При растворении аминокислот в воде аминогруппа и карбоксильная группа взаимодействуют друг с другом с образованием соединений, называемых внутренними солями:
NH 2 –CH 2 -COOH ↔ + H 3 N–CH 2 -COO —
Молекулу внутренней соли называют биполярным ионом.
Две молекулы аминокислоты могут взаимодействовать друг с другом. При этом происходит отщепление молекулы воды и образуется продукт, в котором фрагменты молекулы связаны между собой пептидной связью (-CO-NH-). Например:
Также для аминокислот характерны все химические свойства карбоновых кислот (по карбоксильной группе) и аминов (по аминогруппе).
Примеры решения задач
ПРИМЕР 1
Задание | Осуществите ряд превращений: а) Al → Al(OH) 3 → AlCl 3 → Na; б) Al → Al 2 O 3 → Na → Al(OH) 3 → Al 2 O 3 → Al |
Решение | a) 2Al +6H 2 O = 2Al(OH) 3 + 3H 2
Al(OH) 3 + 3HCl = AlCl 3 + 3H 2 O AlCl 3 + 4NaOH изб = Na + 3NaCl б) 2Al + 3/2O 2 = Al 2 O 3 Al 2 O 3 + NaOH+ 3H 2 O= 2Na 2Na + H 2 SO 4 = 2Al(OH) 3 + Na 2 SO 4 + 2H 2 O 2Al(OH) 3 = Al 2 O 3 + 3H 2 O 2Al 2 O 3 = 4Al +3O 2 |
ПРИМЕР 2
Задание | Вычислите массу соли, которую можно получить при взаимодействии 150 г 5%-го раствора аминоуксусной кислоты с необходимым количеством гидроксида натрия. Сколько граммов 12%-го раствора щелочи для этого потребуется? |
Решение | Запишем уравнение реакции:
NH 2 –CH 2 -COOH + NaOH= NH 2 –CH 2 -COONa + H 2 O Вычислим массу кислоты, вступившей в реакцию: m(NH 2 –CH 2 -COOH) = ώ к — ты ×m р — ра m(NH 2 –CH 2 -COOH)= 0,05 × 150 = 7,5 г |
Это занятие мы посвятим изучению амфотерных оксидов и гидроксидов. На нем мы поговорим о веществах, имеющих амфотерные (двойственные) свойства, и особенностях химических реакций, которые протекают с ними. Но сначала повторим, с чем реагируют кислотные и основные оксиды. После рассмотрим примеры амфотерных оксидов и гидроксидов.
Тема: Введение
Урок: Амфотерные оксиды и гидроксиды
Рис. 1. Вещества, проявляющие амфотерные свойства
Основные оксиды реагируют с кислотными оксидами, а кислотные оксиды - с основаниями. Но существуют вещества, оксиды и гидроксиды которых в зависимости от условий, будут реагировать и с кислотами и с основаниями. Такие свойства называются амфотерными.
Вещества, обладающие амфотерными свойствами приведены Рис.1.. Это соединения, образованные бериллием, цинком, хромом, мышьяком, алюминием, германием, свинцом, марганцем, железом, оловом.
Примеры их амфотерных оксидов приведены в таблице 1.
Рассмотрим амфотерные свойства оксидов цинка и алюминия. На примере их взаимодействия с основными и кислотными оксидами, с кислотой и щелочью.
ZnO + Na 2 O → Na 2 ZnO 2 (цинкат натрия). Оксид цинка ведет себя как кислотный.
ZnO + 2NaOH → Na 2 ZnO 2 + H 2 O
3ZnO + P 2 O 5 → Zn 3 (PO 4) 2 (фосфат цинка)
ZnO + 2HCl → ZnCl 2 + H 2 O
Аналогично оксиду цинка ведет себя и оксид алюминия:
Взаимодействие с основными оксидами и основаниями:
Al 2 O 3 + Na 2 O → 2NaAlO 2 (метаалюминат натрия). Оксид алюминия ведет себя как кислотный.
Al 2 O 3 + 2NaOH → 2NaAlO 2 + H 2 O
Взаимодействие с кислотными оксидами и кислотами. Проявляет свойства основного оксида.
Al 2 O 3 + P 2 O 5 → 2AlPO 4 (фосфат алюминия)
Al 2 O 3 + 6HCl → 2AlCl 3 + 3H 2 O
Рассмотренные реакции происходят при нагревании, при сплавлении. Если взять растворы веществ, то реакции пойдут несколько иначе.
ZnO + 2NaOH + H 2 O → Na 2 (тетрагидроксоцинкат натрия) Al 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O → 2Na (тетрагидроксоалюминат натрия)
В результате этих реакций получаются соли, которые относятся к комплексным.
Рис. 2. Минералы на основе оксида алюминия
Оксид алюминия.
Оксид алюминия чрезвычайно распространенное на Земле вещество. Он составляет основу глины, бокситов, корунда и других минералов. Рис.2.
В результате взаимодействия этих веществ с серной кислотой, получается сульфат цинка или сульфат алюминия.
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
Реакции гидроксидов цинка и алюминия с оксидом натрия происходят при сплавлении, потому что эти гидроксиды твердые и не входят в состав растворов.
Zn(OН) 2 + Na 2 O → Na 2 ZnO 2 + Н 2 О соль называется цинкат натрия.
2Al(OН) 3 + Na 2 O → 2NaAlO 2 + 3Н 2 О соль называется метаалюминат натрия.
Рис. 3. Гидроксид алюминия
Реакции амфотерных оснований со щелочами характеризует их кислотные свойства. Данные реакции можно проводить как при сплавлении твердых веществ, так и в растворах. Но при этом получатся разные вещества, т.е. продукты реакции зависят от условий проведения реакции: в расплаве или в растворе.
Zn(OH) 2 + 2NaOH тв. Na 2 ZnO 2 + 2Н 2 О
Al(OH) 3 + NaOH тв. NaAlO 2 + 2H 2 O
Zn(OH) 2 + 2NaOH раствор → Na 2 Al(OH) 3 + NaOH раствор → Na тетрагидроксоалюминат натрия Al(OH) 3 + 3NaOH раствор → Na 3 гексагидроксоалюминат натрия.
Получается тетрагидроксоалюминат натрия или гексагидроксоалюминат натрия зависит от того, сколько щелочи мы взяли. В последней реакции щелочи взято много и образуется гексагидроксоалюминат натрия.
Элементы, которые образуют амфотерные соединения, могут сами проявлять амфотерные свойства.
Zn + 2NaOH + 2H 2 O → Na 2 + Н 2 (тетрагидроксоцинкат натрия)
2Al + 2NaOH + 6H 2 O → 2Na + 3Н 2 ((тетрагидроксоалюминат натрия)
Zn + H 2 SO 4 (разб.)→ ZnSO 4 + H 2
2Al + 3H 2 SO 4(разб.) → Al 2 (SO 4) 3 + 3H 2
Напомним о том, что амфотерные гидроксиды являются нерастворимыми основаниями. И при нагревании разлагаются, образуя оксид и воду.
Разложение амфотерных оснований при нагревании.
2Al(OH) 3 Al 2 O 3 + 3H 2 O
Zn(OH) 2 ZnO + H 2 O
Подведение итога урока.
Вы узнали свойства амфотерных оксидов и гидроксидов. Эти вещества, имеют амфотерные (двойственные) свойства. Химические реакции, которые протекают с ними, имеют особенности. Вы рассмотрели примеры амфотерных оксидов и гидроксидов.
1. Рудзитис Г.Е. Неорганическая и органическая химия. 8 класс: учебник для общеобразовательных учреждений: базовый уровень/ Г. Е. Рудзитис, Ф.Г. Фельдман.М.: Просвещение. 2011 г.176с.:ил.
2. Попель П.П.Химия:8 кл.: учебник для общеобразовательных учебных заведений/П.П. Попель, Л.С.Кривля. -К.: ИЦ «Академия»,2008.-240 с.: ил.
3. Габриелян О.С. Химия. 9 класс. Учебник. Издательство: Дрофа.:2001. 224с.
1. №№ 6,10 (с.130) Рудзитис Г.Е. Неорганическая и органическая химия. 9 класс: учебник для общеобразовательных учреждений: базовый уровень/ Г. Е. Рудзитис, Ф.Г. Фельдман.М.: Просвещение. 2008 г.170с.: ил.
2. Напишите формулу гексагидроксоалюмината натрия. Как получают это вещество?
3. К раствору сульфата алюминия понемногу приливали раствор гидроксида натрия до избытка. Что наблюдали? Напишите уравнения реакций.