2017-11-30
547
Амфотерные простые вещества
| Вещество | Нахождение в природе | Получение |
Al
| Бокситы, нефелины, глиноземы, корунды, полевые шпаты, бериллы и др. Самородный – в жерлах вулканов. | В промышленности: процесс Холла-Эру: электролиз расплава смеси оксида алюминия в криолите В лаборатории: восстановление калием из хлорида алюминия |
Zn
| Цинковаяобманка, смитсонит, цинкит, каламин. Самородный не встречается. | В промышленности: из полиметаллических руд получают сульфид, который окисляют до оксида цинка, а затем восстанавливают углеродом. Также получают электролизом сульфатов на алюминиевом катоде. В лаборатории получают восстановлением из его солей более активным металлом (алюминий или магний) |
Be
| Берилл, фенакит, гельвин, даналит | В промышленности – электролиз расплава смеси хлоридов бериллия и натрия В лаборатории – вытеснением калия из безводного хлорида бериллия |
Некоторые химические свойства алюминия, цинка, бериллия
Алюминий
4Al(порош.) + 3O2→ 2Al2O3(горение на воздухе)
|
|
|
2Al + 6H2O(пар)→2Al(OH)3 + 6H2 (600-800 C)
2Al + 6HCl(р-р)→2AlCl3 + 3H2
8Al + 30HNO3→8Al(NO3)3 + 3N2O + 15H2O
2Al + 2NaOH(тв)→2NaAlO2 (500-700 C)
2Al + 2NaOH(к)+ 6H2O(гор.)→2Na[Al(OH)4] + 3H2
8Al + 18H2O + 3KNO3 + 15KOH →8K[Al(OH)4]+3NH3
2Zn + O2→ 2ZnO (600-800 C)
Zn + H2O(пар)→ZnO + H2
2Zn + H2O + O2→Zn(OH)2(медленно, при комнатной температуре)
Zn + 2HCl → ZnCl2 +H2
Zn + H2SO4(к)→ ZnSO4 + H2S + 4H2O
Zn + 2NaOH(к) + H2O → Na2[Zn(OH)4] + H2
Zn + 4NH4OH → [Zn(NH3)4](OH)2 + H2
Zn + 8NH4OH + O2→ [Zn(NH3)4](OH)2 + 6H2O
Zn + 2HCl(к) + 2NH4Cl(тв)→ (NH4)2[ZnCl4] + H2
2Zn + H2O +CO2→Zn2CO3(OH)2(медленно, при комнатной температуре)
4Zn + 7NaOH(к) + 6H2O + NaNO3→ 4Na2[Zn(OH)4] + NH3
Be + O2→ 2BeO (900 С, на воздухе)
2Be + 3H2O →BeO + Be(OH)2 + 2H2(100 С)
Be + 2HCl → BeCl2 + H2
Be + NaOH(к) + 2H2O → Na2[Be(OH)4] + H2
Be + 2NaOH → Na2BeO2 + H2 (400-500 C)
Амфотерные оксиды и гидроксиды
Амфотерные оксиды – оксиды которые в зависимости от условий проявляют основные и кислотные свойства.Они образуются металлами, в степенях окисления +3 и +4.Исключения:металлыZn, Be, Pb, Snобразуют следующие оксиды и гидроксиды: ZnO,Zn(OH)2,BeO,Be(OH)2,PbO,Pb(OH)2,SnO,Sn(OH)2, в которых проявляют степень окисления +2, но, несмотря на это, эти соединения проявляютамфотерные свойства.
Реакции амфотерных соединений с кислотами обычно не вызываю затруднений. Большинство из них вписывается в общие свойства основных оксидов, оснований или подчиняется законам ОВР.
Al2O3 + 6HCl → 2AlCl3 + 3H2O
ZnO + H2SO4 → ZnSO4 + H2O
BeO + HNO3 → Be(NO3)2 + H2O
Fe(OH)3 + 3HCl → FeCl3 + 3H2O
Pb(OH)2 + 2HCl → PbCl2 + 2H2O
Особую сложность вызывают свойства амфотерных соединений, связанные с их реакциями с щелочами. Поэтому здесь мы более детально рассмотрим именно эти примеры. Здесь нужно четко помнить, что важны условия протекания реакций и индивидуальные характеристики веществ.
|
|
|
Путаницу и непонимание вызывают амфотерные соединение, которые должны вести себя как кислоты. Разберемся сначала с двухосновными, например, Be(OH)2.
Be(OH)2=H2BeO2
Все очевидно – в основании «гидроксид бериллия» два гидроксид-иона. Неорганические кислоты мы записываем с водорода. Вынесли из скобок водород, поставили перед кислотным остатком – кислота готова. Заряд иона кислотного остатка очевиден (2+), никаких проблем с реакциями нет.
В случаях, когда в амфотерных соединениях три гидроксогруппы, нужно отобрать одну молекулу воды, и затем вынести водород на его законное в кислотах место. Эта несложная манипуляция поможет не запутаться в кислотных остатках, когда вы будете составлять уравнения реакций. Но помните, что ряд металлов имеет степени окисления и +2, +3или +4.
Al(OH)3 – H2O = HAlO2
Sn(OH)4– H2O=H2SnO3
