Die folgenden Elementoxide sind amphoter hauptsächlich Untergruppen: BeO, A1 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 hauptsächlich 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.

Der Grundcharakter der Oxide und Hydroxide von Elementen derselben Untergruppe 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) wobei Element A1 in Form eines Kations vorliegt;

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

Bei dieser Reaktion fungiert A1(OH) 3 als Base und bildet ein Salz, in dem Aluminium das A1 3+-Kation ist;

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

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

Bei dieser Reaktion fungiert A1(OH) 3 als Säure und bildet ein Salz, in dem Aluminium Teil des AlO 2 – Anions ist.

Die Formeln für gelöste Aluminate sind vereinfacht geschrieben, also das Produkt, das bei der Dehydratisierung von Salz entsteht.

In der chemischen Literatur finden Sie verschiedene Formeln von Verbindungen, die beim Auflösen von Aluminiumhydroxid in Alkali entstehen: NaA1O 2 (Natriummetaaluminat), Na-Natriumtetrahydroxyaluminat. Diese Formeln widersprechen sich nicht, da ihr Unterschied mit unterschiedlichen Hydratationsgraden dieser Verbindungen zusammenhängt: NaA1O 2 · 2H 2 O ist eine andere Schreibweise für Na. Wenn A1(OH) 3 in überschüssigem Alkali gelöst wird, entsteht Natriumtetrahydroxyaluminat:

A1(OH) 3 + NaOH = Na.

Beim Sintern der Reagenzien entsteht Natriummetaaluminat:

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

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

Aufgrund der Reaktionsfähigkeit mit Alkalien wird Aluminiumhydroxid in der Regel nicht durch Einwirkung von Alkali auf Lösungen von Aluminiumsalzen, sondern durch Verwendung einer Ammoniaklösung gewonnen:

A1 2 (SO 4) 3 + 6 NH 3 H 2 O = 2A1(OH) 3 + 3(NH 4) 2 SO 4.

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

Mit Säuren:

Be(OH) 2 + 2HC1 = BeC1 2 + 2H 2 O.

Mit Begründung:

Be(OH) 2 + 2NaOH = Na 2 (Natriumtetrahydroxoberyllat).

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

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

Beryllat Na

Hydroxide von Elementen von Seitenuntergruppen, die höheren Oxidationsstufen entsprechen, haben meist saure Eigenschaften: zum Beispiel Mn 2 O 7 - HMnO 4; CrO 3 – H 2 CrO 4. Niedere Oxide und Hydroxide zeichnen sich durch überwiegend basische Eigenschaften aus: CrO – Cr(OH) 2; МnО – Mn(OH) 2; FeO – Fe(OH) 2. Zwischenverbindungen, die den Oxidationsstufen +3 und +4 entsprechen, weisen häufig amphotere Eigenschaften auf: Cr 2 O 3 – Cr(OH) 3; Fe 2 О 3 – Fe(OH) 3. Lassen Sie uns dieses Muster am Beispiel von Chromverbindungen veranschaulichen (Tabelle 9).

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

Durch die Wechselwirkung mit Säuren entsteht ein Salz, in dem das Chromelement in Form eines Kations vorliegt:

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

Cr(III)-sulfat

Die Wechselwirkung mit Basen führt zur Bildung von Salz welche Das Element Chrom ist Teil des Anions:

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

Na-Hexahydroxochromat(III)

Zinkoxid und -hydroxid ZnO, Zn(OH) 2 sind typischerweise amphotere Verbindungen, Zn(OH) 2 löst sich leicht in Lösungen von Säuren und Laugen.

Durch die Wechselwirkung mit Säuren entsteht ein Salz, in dem das Element Zink als Kation vorliegt:

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

Durch Wechselwirkung mit Basen entsteht ein Salz, in dem das Element Zink Teil des Anions ist. Bei Wechselwirkung mit Alkalien in Lösungen Es entstehen Tetrahydroxycinate, während der Fusion– Zinkate:

Zn(OH) 2 + 2NaOH = Na 2.

Oder beim Verschmelzen:

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

Zinkhydroxid wird ähnlich wie Aluminiumhydroxid hergestellt.

Verbindungen, die eine chemische Dualität aufweisen, werden als amphoter bezeichnet. Folgende Arten ähnlicher Verbindungen werden unterschieden: - Oxide (SnO 2, PbO, PbO 2, Cr 2 O 3, Cu 2 O); - Metalle (Al, Pb, Zn, Fe, Cu, Be, Cr); - Hydroxide (Zn(OH) 2, Al(OH) 3, Fe(OH) 3).

Diese Verbindungen können sowohl mit Basen als auch mit Säuren interagieren. Übergangsmetalle und Elemente von Seitengruppen haben solche Eigenschaften. Metalle dieser Art und daraus hergestellte Legierungen zeichnen sich durch eine Reihe einzigartiger Eigenschaften aus, dank derer sie in vielen Branchen weit verbreitet sind.

Solche Metalle reagieren leicht mit Alkali und Säure, sind in Wasser praktisch unlöslich und lassen sich leicht verarbeiten. Das Verhalten amphoterer Verbindungen während einer chemischen Reaktion hängt von den Eigenschaften des Lösungsmittels und seinen Bedingungen, der Art der Reagenzien und anderen verschiedenen Faktoren ab.

Die häufigsten Metalle mit chemischer Dualität sind Aluminium, Zink und Chrom.

Amphotere Legierungen zeichnen sich durch hohe Festigkeit und gute Duktilität aus. Sie zeichnen sich außerdem durch weichmagnetisches Verhalten, geringe akustische Verluste und einen hohen elektrischen Widerstand aus. Einige amphotere Metalle weisen eine hohe Korrosionsbeständigkeit auf. Amphotere Legierungen werden bereits bei Raumtemperatur kalt zu Folie ausgewalzt.

Anwendung amphoterer Materialien

Metallische Gläser auf Basis von Ni, Fe und Co gehören zu den langlebigsten Materialien. Legierungen aus amphoteren Metallen werden häufig zur Herstellung von Produkten verwendet, die mit aggressiven Umgebungen in Kontakt kommen. Sie werden bei der Herstellung von Kabeln und zur Verstärkung von Hochdruckrohren, bei der Herstellung von Metallelementen für Reifen und verschiedenen Strukturen verwendet, deren Betrieb das Eintauchen in Meerwasser erfordert.

Metalle mit dualen chemischen Eigenschaften werden häufig zur Herstellung von Uhrfedern, seismischen Sensoren, Waagen, Drehmoment- und Geschwindigkeitssensoren sowie Messuhren verwendet.

Amphoteres Klebeband wird zur Herstellung vieler Haushaltsgegenstände verwendet: Maßbänder, Besteck, verschiedenes Geschirr, Rasierklingen. Die einzigartigen Legierungen finden auch in verschiedenen Audio- und Videoaufzeichnungsgeräten Verwendung.

Im Laufe der Zeit tauchen immer mehr neue chemische Verbindungen mit amphoteren Eigenschaften auf. Solche Materialien gelten zu Recht als die Materialien der Zukunft, ihre weite Verbreitung wird jedoch durch eine Reihe bestimmter Faktoren behindert: die geringe Größe der resultierenden Produkte (Bänder und Drähte), die hohen Kosten einzigartiger Legierungen und die geringe Schweißbarkeit einiger Elemente.

Chemie ist immer eine Einheit von Gegensätzen.

Betrachten wir die Elemente des Periodensystems, deren Verbindungen amphotere (entgegengesetzte) Eigenschaften aufweisen.

· Einige Elemente, zum Beispiel Verbindungen K (K2O – Oxid, KOH – Hydroxid), weisen auf Grundeigenschaften.

Haupteigenschaften – Wechselwirkung mit Säureoxiden und Säuren.

Es bilden sich fast alle Metalle mit den Oxidationsstufen +1 und +2 Basic Oxide und Hydroxide.

· Einige Elemente ( alle Nichtmetalle und d-Elemente mit den Oxidationsstufen +5 und +6) entstehen sauer Verbindungen.

Saure Verbindungen sind Oxide und entsprechende sauerstoffhaltige Säuren; sie reagieren mit basischen Oxiden und Basen unter Bildung von Salzen

Und es gibt Elemente, die solche Oxide und Hydroxide bilden, die sowohl saure als auch basische Eigenschaften aufweisen, das heißt, sie sind es amphotere Verbindungen .

Die meisten amphoteren Oxide und Hydroxide sind feste (oder gelartige) Substanzen, die in Wasser schwer oder unlöslich sind.

Welche Elemente bilden amphotere Verbindungen?

Es gibt eine Regel, etwas willkürlich, aber durchaus praktisch:

· Die Elemente liegen auf der konventionellen Diagonale Be – At: Die im Schullehrplan am häufigsten anzutreffenden Elemente sind Be und Al

Amphotere Hydroxide und Oxide werden von Metallen gebildet – beispielsweise D-Elementen in einer mittleren Oxidationsstufe

Cr 2 O 3, Cr(OH) 3; Fe 2 O 3 , Fe(OH) 3

· Und drei Ausnahmen: Metalle Zn, Pb, Sn Bilden Sie die folgenden Verbindungen und amphoter Verbindungen.

Die häufigsten amphoteren Oxide (und ihre entsprechenden Hydroxide):

ZnO, Zn(OH) 2, BeO, Be(OH) 2, PbO, Pb(OH) 2, SnO, Sn(OH) 2, Al 2 O 3, Al(OH) 3, Fe 2 O 3, Fe( OH) 3 , Cr 2 O 3 , Cr(OH) 3

Die Eigenschaften amphoterer Verbindungen sind nicht schwer zu merken: Sie interagieren mit Säuren und Laugen.

Bei der Wechselwirkung mit Säuren ist alles einfach; bei diesen Reaktionen verhalten sich amphotere Verbindungen wie basische:

Al 2 O 3 + 6HCl → 2AlCl 3 + 3H 2 O

ZnO + H 2 SO 4 → ZnSO 4 + H 2 O

BeO + HNO 3 → Be(NO 3) 2 + H 2 O

Hydroxide reagieren auf die gleiche Weise:

Fe(OH) 3 + 3HCl → FeCl 3 + 3H 2 O

Pb(OH) 2 + 2HCl → PbCl 2 + 2H 2 O

· Die Wechselwirkung mit Alkalien ist etwas komplizierter. Bei diesen Reaktionen verhalten sich amphotere Verbindungen wie Säuren und die Reaktionsprodukte können je nach Bedingungen unterschiedlich sein.

Entweder findet die Reaktion in Lösung statt, oder die reagierenden Stoffe werden als Feststoffe genommen und verschmolzen.

· Wechselwirkung basischer Verbindungen mit amphoteren während der Fusion.

Schauen wir uns das Beispiel Zinkhydroxid an. Wie bereits erwähnt, interagieren amphotere Verbindungen mit basischen Verbindungen und verhalten sich wie Säuren. Schreiben wir also Zinkhydroxid Zn(OH) 2 als Säure. Die Säure hat vorne Wasserstoff, nehmen wir ihn heraus: H 2 ZnO 2 . Und die Reaktion des Alkalis mit dem Hydroxid verläuft wie bei einer Säure. „Säurerest“ ZnO 2 2-zweiwertig:

2KOH (fest) + H 2 ZnO 2 (fest) (t, Fusion) → K 2 ZnO 2 + 2H 2 O

Die resultierende Substanz K 2 ZnO 2 wird Kaliummetazinkat (oder einfach Kaliumzinkat) genannt. Bei dieser Substanz handelt es sich um ein Salz aus Kalium und der hypothetischen „Zinksäure“ H 2 ZnO 2 (es ist nicht ganz richtig, solche Verbindungen als Salze zu bezeichnen, aber der Bequemlichkeit halber vergessen wir das). Schreiben Sie Zinkhydroxid einfach so: H 2 ZnO 2 – nicht gut. Wir schreiben Zn(OH) 2 wie üblich, meinen aber (für unsere eigene Bequemlichkeit), dass es eine „Säure“ ist:

2KOH (fest) + Zn(OH) 2(fest) (t, Fusion) → K 2 ZnO 2 + 2H 2 O

Bei Hydroxiden, die über 2 OH-Gruppen verfügen, ist alles wie bei Zink:

Be(OH) 2(fest) + 2NaOH (fest) (t, Fusion) → 2H 2 O + Na 2 BeO 2 (Natriummetaberyllat oder Beryllat)

Bei amphoteren Hydroxiden mit drei OH-Gruppen (Al(OH) 3, Cr(OH) 3, Fe(OH) 3) ist das etwas anders.

Schauen wir uns das Beispiel Aluminiumhydroxid an: Al(OH) 3, schreiben Sie es in Form einer Säure: H 3 AlO 3, aber wir belassen es nicht in dieser Form, sondern nehmen das Wasser dort heraus:

H 3 AlO 3 – H 2 O → HAlO 2 + H 2 O.

Mit dieser „Säure“ (HAlO 2) arbeiten wir:

HAlO 2 + KOH → H 2 O + KAlO 2 (Kaliummetaaluminat oder einfach Aluminat)

Aber Aluminiumhydroxid kann nicht so geschrieben werden HAlO 2, wir schreiben es wie üblich, aber wir meinen dort „Säure“:

Al(OH) 3(fest) + KOH (fest) (t, Fusion)→ 2H 2 O + KAlO 2 (Kaliummetaaluminat)

Das Gleiche gilt für Chromhydroxid: Cr(OH) 3 → H 3 CrO 3 → HCrO 2

Cr(OH) 3(fest) + KOH (fest) (t, Fusion)→ 2H 2 O + KCrO 2 (Kaliummetachromat,

ABER NICHT CHROMAT, Chromate sind Salze der Chromsäure.

Es gelten die gleichen Prinzipien wie bei den Namen gewöhnlicher „Salze“, das Element in der höchsten Oxidationsstufe ist das Suffix AT, in der Zwischenstufe - IT.

Diese Verbindungen entstehen immer dann, wenn eine stark basische „Welt“ (Alkalien) und eine amphotere (bei der Fusion) in Kontakt kommen. Das heißt, amphotere Oxide reagieren auf die gleiche Weise wie amphotere Hydroxide mit Alkalien.

Interaktionen:

1. Amphoteres Oxid mit einem stark basischen Oxid:

ZnO (fest) + K 2 O (fest) (t, Fusion) → K 2 ZnO 2 (Kaliummetzinkat oder einfach Kaliumzinkat)

2. Amphoteres Oxid mit Alkali:

ZnO (fest) + 2KOH (fest) (t, Fusion) → K 2 ZnO 2 + H 2 O

3. Amphoteres Hydroxid mit einem stark basischen Oxid:

Zn(OH) 2(fest) + K 2 O (fest) (t, Fusion) → K 2 ZnO 2 + H 2 O

4. Amphoteres Hydroxid mit Alkali:

Zn(OH) 2(fest) + 2KOH (fest) (t, Fusion) → K 2 ZnO 2 + 2H 2 O

Denken Sie daran, dass die oben genannten Reaktionen auftreten während der Fusion.

· Wechselwirkung amphoterer Verbindungen mit ALKALI (hier nur Alkali) in Lösung.

Im Einheitlichen Staatsexamen wird dies als „Auflösen von Aluminiumhydroxid (Zink, Beryllium usw.) mit Alkali“ bezeichnet. Dies ist auf die Fähigkeit von Metallen in der Zusammensetzung amphoterer Hydroxide zurückzuführen, diese Ionen in Gegenwart eines Überschusses an Hydroxidionen (in einem alkalischen Medium) an sich selbst zu binden. Es entsteht ein Partikel mit einem Metall (Aluminium, Beryllium usw.) im Zentrum, das von Hydroxidionen umgeben ist. Dieses Teilchen wird durch Hydroxidionen negativ geladen (Anion), und dieses Ion wird Hydroxoaluminat, Hydroxyzinkat, Hydroxoberyllat usw. genannt.

Schreiben wir die verkürzte Ionengleichung für diese Prozesse auf:

Al(OH) 3 + OH - → Al(OH) 4 -

Das resultierende Ion wird „Tetrahydroxoaluminat-Ion“ genannt. Das Präfix „Tetra-“ wird hinzugefügt, weil es vier Hydroxidionen gibt. Das Tetrahydroxyalumination hat eine Ladung -, da Aluminium eine Ladung von 3+ trägt und vier Hydroxidionen eine Ladung von 4- haben, beträgt die Gesamtladung -.

Wenn ein Alkali mit einem amphoteren Hydroxid reagiert, bildet sich in der Lösung ein Salz. Das Kation ist ein Alkalikation und das Anion ist ein komplexes Ion, dessen Bildung wir bereits besprochen haben. Das Anion ist eckige Klammern.

Al(OH) 3 + KOH → K (Kaliumtetrahydroxoaluminat)

Vergessen Sie nicht, sicherzustellen, dass alle Indizes korrekt eingegeben werden. Behalten Sie die Gebühren im Auge und beachten Sie, dass ihre Summe gleich Null sein muss.

Neben amphoteren Hydroxiden reagieren auch amphotere Oxide mit Alkalien. Das Produkt wird das gleiche sein. Nur wenn Sie die Reaktion so schreiben:

Al 2 O 3 + NaOH → Na

Aber diese Reaktion ist für Sie nicht gleich. Sie müssen auf der linken Seite Wasser hinzufügen, da die Wechselwirkung in Lösung stattfindet, dort genügend Wasser vorhanden ist und alles ausgeglichen wird:

Al 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O → 2Na

Neben amphoteren Oxiden und Hydroxiden interagieren einige besonders aktive Metalle, die amphotere Verbindungen bilden, mit Alkalilösungen. Nämlich diese: Aluminium, Zink und Beryllium. Zum Ausgleich wird auch links Wasser benötigt. Darüber hinaus besteht der Hauptunterschied zwischen diesen Prozessen in der Freisetzung von Wasserstoff:

2Al + 2NaOH + 6H 2 O → 2Na + 3H 2

2Al + 6NaOH + 6H 2 O → 2Na 3 + 3H 2

Die folgende Tabelle zeigt die häufigsten Beispiele für die Eigenschaften amphoterer Verbindungen im Einheitlichen Staatsexamen:

Die bei diesen Wechselwirkungen entstehenden Salze reagieren mit Säuren und bilden zwei weitere Salze (Salze einer bestimmten Säure und zweier Metalle):

2Na 3 + 6H 2 SO 4 → 3Na 2 SO 4 + Al 2 (SO 4) 3 + 12H 2 O

Das ist alles! Nichts Kompliziertes. Die Hauptsache ist, nicht zu verwechseln, sich daran zu erinnern, was während der Fusion entsteht und was in Lösung ist. Sehr oft tauchen Aufgaben zu diesem Thema in Teil B auf.

Bevor wir die chemischen Eigenschaften von Basen und amphoteren Hydroxiden besprechen, wollen wir klar definieren, was sie sind.

1) Basen oder basische Hydroxide umfassen Metallhydroxide in der Oxidationsstufe +1 oder +2, d. h. deren Formeln entweder als MeOH oder Me(OH) 2 geschrieben sind. Es gibt jedoch Ausnahmen. Somit sind die Hydroxide Zn(OH) 2, Be(OH) 2, Pb(OH) 2, Sn(OH) 2 keine Basen.

2) Zu den amphoteren Hydroxiden zählen Metallhydroxide in der Oxidationsstufe +3, +4 sowie als Ausnahmen die Hydroxide Zn(OH) 2, Be(OH) 2, Pb(OH) 2, Sn(OH) 2. Metallhydroxide in der Oxidationsstufe +4 kommen in den Prüfungsaufgaben nicht vor und werden daher nicht berücksichtigt.

Chemische Eigenschaften von Basen

Alle Gründe sind unterteilt in:

Denken wir daran, dass Beryllium und Magnesium keine Erdalkalimetalle sind.

Alkalien sind nicht nur wasserlöslich, sondern dissoziieren auch sehr gut in wässrigen Lösungen, während unlösliche Basen einen geringen Dissoziationsgrad aufweisen.

Dieser Unterschied in der Löslichkeit und Dissoziationsfähigkeit zwischen Alkalien und unlöslichen Hydroxiden führt wiederum zu deutlichen Unterschieden in ihren chemischen Eigenschaften. So sind insbesondere Alkalien chemisch aktivere Verbindungen und können häufig Reaktionen eingehen, zu denen unlösliche Basen nicht in der Lage sind.

Wechselwirkung von Basen mit Säuren

Alkalien reagieren mit absolut allen Säuren, auch mit sehr schwachen und unlöslichen. Zum Beispiel:

Unlösliche Basen reagieren mit fast allen löslichen Säuren, nicht jedoch mit unlöslicher Kieselsäure:

Es ist zu beachten, dass sowohl starke als auch schwache Basen mit der allgemeinen Formel der Form Me(OH) 2 bei Säuremangel basische Salze bilden können, zum Beispiel:

Wechselwirkung mit Säureoxiden

Alkalien reagieren mit allen sauren Oxiden unter Bildung von Salzen und oft auch Wasser:

Unlösliche Basen können mit allen höheren sauren Oxiden, die stabilen Säuren entsprechen, beispielsweise P 2 O 5, SO 3, N 2 O 5, zu mittleren Salzen reagieren:

Unlösliche Basen vom Typ Me(OH) 2 reagieren in Gegenwart von Wasser mit Kohlendioxid ausschließlich zu basischen Salzen. Zum Beispiel:

Cu(OH) 2 + CO 2 = (CuOH) 2 CO 3 + H 2 O

Aufgrund seiner außergewöhnlichen Inertheit reagieren nur die stärksten Basen, Alkalien, mit Siliziumdioxid. Dabei entstehen normale Salze. Bei unlöslichen Basen findet die Reaktion nicht statt. Zum Beispiel:

Wechselwirkung von Basen mit amphoteren Oxiden und Hydroxiden

Alle Alkalien reagieren mit amphoteren Oxiden und Hydroxiden. Erfolgt die Reaktion durch Verschmelzen eines amphoteren Oxids oder Hydroxids mit einem festen Alkali, führt diese Reaktion zur Bildung wasserstofffreier Salze:

Werden wässrige Lösungen von Alkalien verwendet, so entstehen Hydroxokomplexsalze:

Bei Aluminium entsteht unter Einwirkung eines Überschusses an konzentriertem Alkali anstelle von Na-Salz Na 3 -Salz:

Wechselwirkung von Basen mit Salzen

Jede Base reagiert mit jedem Salz nur, wenn zwei Bedingungen gleichzeitig erfüllt sind:

1) Löslichkeit der Ausgangsverbindungen;

2) das Vorhandensein von Niederschlag oder Gas unter den Reaktionsprodukten

Zum Beispiel:

Thermische Stabilität von Substraten

Alle Alkalien außer Ca(OH) 2 sind hitzebeständig und schmelzen ohne Zersetzung.

Alle unlöslichen Basen sowie schwerlösliches Ca(OH) 2 zersetzen sich beim Erhitzen. Die höchste Zersetzungstemperatur von Calciumhydroxid liegt bei etwa 1000 °C:

Unlösliche Hydroxide haben viel niedrigere Zersetzungstemperaturen. Beispielsweise zersetzt sich Kupfer(II)-hydroxid bereits bei Temperaturen über 70 o C:

Chemische Eigenschaften amphoterer Hydroxide

Wechselwirkung amphoterer Hydroxide mit Säuren

Amphotere Hydroxide reagieren mit starken Säuren:

Amphotere Metallhydroxide in der Oxidationsstufe +3, d.h. Typ Me(OH) 3, reagieren nicht mit Säuren wie H 2 S, H 2 SO 3 und H 2 CO 3, da die Salze, die als Ergebnis solcher Reaktionen entstehen könnten, einer irreversiblen Hydrolyse unterliegen das ursprüngliche amphotere Hydroxid und die entsprechende Säure:

Wechselwirkung amphoterer Hydroxide mit Säureoxiden

Amphotere Hydroxide reagieren mit höheren Oxiden, die stabilen Säuren (SO 3, P 2 O 5, N 2 O 5) entsprechen:

Amphotere Metallhydroxide in der Oxidationsstufe +3, d.h. Typ Me(OH) 3, reagieren nicht mit sauren Oxiden SO 2 und CO 2.

Wechselwirkung amphoterer Hydroxide mit Basen

Unter den Basen reagieren amphotere Hydroxide nur mit Alkalien. In diesem Fall werden bei Verwendung einer wässrigen Alkalilösung Hydroxokomplexsalze gebildet:

Und wenn amphotere Hydroxide mit festen Alkalien verschmolzen werden, erhält man ihre wasserfreien Analoga:

Wechselwirkung amphoterer Hydroxide mit basischen Oxiden

Amphotere Hydroxide reagieren beim Schmelzen mit Oxiden von Alkali- und Erdalkalimetallen:

Thermische Zersetzung amphoterer Hydroxide

Alle amphoteren Hydroxide sind in Wasser unlöslich und zerfallen wie alle unlöslichen Hydroxide beim Erhitzen in das entsprechende Oxid und Wasser.

Einfache Stoffe, die in ihrer Struktur und einer Reihe chemischer und physikalischer Parameter Metallelementen ähneln, werden als amphoter bezeichnet, d.h. Dies sind jene Elemente, die eine chemische Dualität aufweisen. Dabei ist zu beachten, dass es sich nicht um Metalle selbst handelt, sondern um deren Salze oder Oxide. Beispielsweise können Oxide einiger Metalle zwei Eigenschaften haben: Unter bestimmten Bedingungen können sie Eigenschaften aufweisen, die denen von Säuren innewohnen, während sie sich unter anderen wie Laugen verhalten.

Zu den wichtigsten amphoteren Metallen gehören Aluminium, Zink, Chrom und einige andere.

Der Begriff Amphoterizität wurde zu Beginn des 19. Jahrhunderts geprägt. Damals wurden chemische Substanzen aufgrund ihrer ähnlichen Eigenschaften getrennt, die sich in chemischen Reaktionen manifestierten.

Was sind amphotere Metalle?

Die Liste der Metalle, die als amphoter eingestuft werden können, ist recht umfangreich. Darüber hinaus können einige von ihnen als amphoter und andere als bedingt bezeichnet werden.

Lassen Sie uns die Seriennummern der Stoffe auflisten, unter denen sie im Periodensystem stehen. Die Liste umfasst Gruppen von 22 bis 32, von 40 bis 51 und viele mehr. Beispielsweise können Chrom, Eisen und eine Reihe anderer mit Fug und Recht als basisch bezeichnet werden; zu letzteren zählen auch Strontium und Beryllium.

Aluminium gilt übrigens als der auffälligste Vertreter der Amphorenmetalle.

Seine Legierungen werden seit langem in fast allen Industriezweigen eingesetzt. Es wird zur Herstellung von Flugzeugrümpfen, Fahrzeugkarosserien und Küchenutensilien verwendet. In der Elektroindustrie und bei der Herstellung von Geräten für Wärmenetze ist es unverzichtbar geworden. Im Gegensatz zu vielen anderen Metallen weist Aluminium ständig chemische Aktivität auf. Der Oxidfilm, der die Oberfläche des Metalls bedeckt, widersteht oxidativen Prozessen. Unter normalen Bedingungen und bei einigen Arten chemischer Reaktionen kann Aluminium als reduzierendes Element wirken.

Dieses Metall kann mit Sauerstoff interagieren, wenn es in viele kleine Partikel zerkleinert wird. Um diese Art von Vorgang durchzuführen, ist die Verwendung hoher Temperaturen erforderlich. Die Reaktion geht mit der Freisetzung großer Mengen thermischer Energie einher. Wenn die Temperatur auf 200 ºC steigt, reagiert Aluminium mit Schwefel. Tatsache ist, dass Aluminium unter normalen Bedingungen nicht immer mit Wasserstoff reagieren kann. Wenn es mit anderen Metallen vermischt wird, können unterschiedliche Legierungen entstehen.

Ein weiteres ausgeprägt amphoteres Metall ist Eisen. Dieses Element hat die Nummer 26 und liegt zwischen Kobalt und Mangan. Eisen ist das am häufigsten in der Erdkruste vorkommende Element. Eisen kann als einfaches Element klassifiziert werden, das eine silberweiße Farbe hat und natürlich formbar ist, wenn es hohen Temperaturen ausgesetzt wird. Bei hohen Temperaturen kann es schnell zu Korrosion kommen. Wenn Eisen in reinen Sauerstoff gegeben wird, verbrennt es vollständig und kann sich an der Luft entzünden.

Ein solches Metall kann bei hohen Temperaturen schnell in das Korrosionsstadium eintreten. Eisen in reinem Sauerstoff verbrennt vollständig. An der Luft oxidiert ein metallischer Stoff durch zu hohe Luftfeuchtigkeit schnell, d. h. er rostet. Beim Verbrennen einer Sauerstoffmasse entsteht eine Art Zunder, der Eisenoxid genannt wird.

Eigenschaften amphoterer Metalle

Sie werden durch das Konzept der Amphoterizität definiert. In ihrem typischen Zustand, also bei normaler Temperatur und Luftfeuchtigkeit, sind die meisten Metalle Feststoffe. Kein Metall kann in Wasser gelöst werden. Alkalische Basen entstehen erst nach bestimmten chemischen Reaktionen. Während der Reaktion interagieren Metallsalze. Es ist zu beachten, dass bei der Durchführung dieser Reaktion aufgrund der Sicherheitsvorschriften besondere Vorsicht geboten ist.

Die Kombination amphoterer Stoffe mit Oxiden oder Säuren selbst zeigt zunächst eine Reaktion, die Basen innewohnt. Gleichzeitig treten in Kombination mit Basen saure Eigenschaften auf.

Durch Erhitzen werden amphotere Hydroxide in Wasser und Oxid zersetzt. Mit anderen Worten: Die Eigenschaften amphoterer Substanzen sind sehr breit gefächert und erfordern eine sorgfältige Untersuchung, die während einer chemischen Reaktion durchgeführt werden kann.

Die Eigenschaften amphoterer Elemente können durch einen Vergleich mit denen traditioneller Materialien verstanden werden. Beispielsweise haben die meisten Metalle ein niedriges Ionisierungspotential, wodurch sie bei chemischen Prozessen als Reduktionsmittel wirken können.

Amphoter – kann sowohl reduzierende als auch oxidierende Eigenschaften aufweisen. Es gibt jedoch Verbindungen, die sich durch einen negativen Oxidationsgrad auszeichnen.

Absolut alle bekannten Metalle haben die Fähigkeit, Hydroxide und Oxide zu bilden.

Alle Metalle haben die Fähigkeit, basische Hydroxide und Oxide zu bilden. Übrigens können Metalle nur mit bestimmten Säuren Oxidationsreaktionen eingehen. Beispielsweise kann die Reaktion mit Salpetersäure auf unterschiedliche Weise ablaufen.

Amphotere Substanzen, die als einfach klassifiziert werden, weisen offensichtliche Unterschiede in Struktur und Eigenschaften auf. Bei manchen Stoffen lässt sich die Zugehörigkeit zu einer bestimmten Klasse auf einen Blick erkennen; so ist beispielsweise sofort klar, dass Kupfer ein Metall ist, Brom jedoch nicht.

Wie man Metall von Nichtmetall unterscheidet

Der Hauptunterschied besteht darin, dass Metalle Elektronen abgeben, die sich in der äußeren Elektronenwolke befinden. Nichtmetalle ziehen sie aktiv an.

Alle Metalle sind gute Wärme- und Stromleiter; Nichtmetalle haben diese Fähigkeit nicht.

Amphotere Metallbasen

Unter normalen Bedingungen lösen sich diese Substanzen nicht in Wasser und können leicht als schwache Elektrolyte eingestuft werden. Solche Stoffe werden nach der Reaktion von Metallsalzen und Alkali erhalten. Diese Reaktionen sind für diejenigen, die sie hervorrufen, ziemlich gefährlich. Um beispielsweise Zinkhydroxid zu erhalten, muss Natriumhydroxid langsam und vorsichtig tropfenweise in einen Behälter mit Zinkchlorid gegeben werden.

Gleichzeitig interagieren amphotere Substanzen mit Säuren als Basen. Das heißt, wenn eine Reaktion zwischen Salzsäure und Zinkhydroxid stattfindet, entsteht Zinkchlorid. Und wenn sie mit Basen interagieren, verhalten sie sich wie Säuren.