Амфатэрныя аксіды. Хімічныя ўласцівасці, спосаб атрымання

Амфатэрныя аксіды (якія маюць дваістыя ўласцівасці) - гэта ў большасці выпадкаў аксіды металаў, якія валодаюць невялікай Электраадмо. У залежнасці ад знешніх умоў праяўляюць альбо кіслотныя, альбо аксіднай ўласцівасці. Утвараюцца гэтыя аксіды пераходнымі металамі, якія звычайна выяўляюць наступныя ступені акіслення: ll, lll, lV.

Прыклады амфатэрнасць аксідаў: цынку аксід (ZnO), хрому аксід lll (Cr2O3), алюмінія аксід (Al2O3), волава аксід ll (SnO), волава аксід lV (SnO2), свінцу аксід ll (PbO), свінцу аксід lV (PbO2) , тытана аксід lV (TiO2), марганца аксід lV (MnO2), жалеза аксід lll (Fe2O3), берылію аксід (BeO).

Рэакцыі, характэрныя для амфатэрнасць аксідаў:

1. Гэтыя аксіды могуць рэагаваць з моцнымі кіслотамі. Пры гэтым ўтвараюцца солі гэтых жа кіслот. Рэакцыі такога тыпу з'яўляюцца праявай уласцівасцяў асноўнага тыпу. Напрыклад: ZnO (аксід цынку) + H2SO4 (саляная кіслата) → ZnSO4 (сульфат цынку) + H2O (вада).

2. Пры ўзаемадзеянні з моцнымі шчолачамі амфатэрныя аксіды і гідраксіды праяўляюць кіслотныя ўласцівасці. Пры гэтым дваістасць уласцівасцяў (гэта значыць амфатэрнасць) выяўляецца ў адукацыі двух соляў.

У расплаве пры рэакцыі з шчолаччу утворыцца соль сярэдняя звычайная, напрыклад:
ZnO (аксід цынку) + 2NaOH (гідраксід натрыю) → Na2ZnO2 (звычайная сярэдняя соль) + H2O (вада).
Al2О3 (аксід алюмінія) + 2NaOH (гідраксід натрыю) = 2NaAlO2 + H2O (вада).
2Al (OH) 3 (алюмінія гідраксід) + 3SO3 (аксід серы) = Al2 (SO4) 3 (алюмінія сульфат) + 3H2O (вада).

У растворы амфатэрныя аксіды пры рэакцыі з шчолаччу ўтвараюць комплексную соль, напрыклад: Al2O3 (алюмінію аксід) + 2NaOH (гідраксід натрыю) + 3H2O (вада) + 2Na (Al (OH) 4) (комплексная соль тетрагидроксоалюминат натрыю).

3. Кожны метал любога амфатэрнасць аксіду мае сваё каардынацыйная лік. Напрыклад: для цынку (Zn) - 4, для алюмінія (Al) - 4 ці 6, для хрому (Cr) - 4 (рэдка) або 6.

4. амфатэрнасць аксід не рэагуе з вадой і не раствараецца ў ёй.

Якія рэакцыі даказваюць амфатэрнасць металу?

Умоўна кажучы, амфатэрнасць элемент можа праяўляць ўласцівасці як металаў, так і неметаллов. Падобная характэрная асаблівасць прысутнічае ў элементаў А-груп: Be (берылій), Ga (галій), Ge (германій), Sn (волава), Pb, Sb (сурма), Bi (вісмут) і некаторыя іншыя, а таксама шматлікія элементы Б -група - гэта Cr (хром), Mn (марганец), Fe (жалеза), Zn (цынк), Cd (кадмій) і іншыя.

Дакажам наступнымі хімічнымі рэакцыямі амфатэрнасць хімічнага элемента цынку (Zn):

1. Zn (OH) 2 (цынку гідраксід) + N2O5 (пентаоксид диазота) = Zn (NO3) 2 (нітрат цынку) + H2O (вада).
ZnO (аксід цынку) + 2HNO3 (азотная кіслата) = Zn (NO3) 2 (нітрат цынку) + H2O (вада).

б) Zn (OH) 2 (цынку гідраксід) + Na2O (натрыю аксід) = Na2ZnO2 (диоксоцинкат натрыю) + H2O (вада).
ZnO (аксід цынку) + 2NaOH (гідраксід натрыю) = Na2ZnO2 (диоксоцинкат натрыю) + H2O (вада).

У тым выпадку, калі элемент з дваістымі ўласцівасцямі ў злучэнні мае наступныя ступені акіслення, яго дваістыя (амфатэрныя) ўласцівасці найбольш прыкметна праяўляюцца ў прамежкавай стадыі акіслення.

Як прыклад можна прывесці хром (Cr). Гэты элемент мае наступныя ступені акіслення: 3+, 2+, 6+. У выпадку +3 асноўныя і кіслотныя ўласцівасці выяўляюцца прыблізна ў аднолькавай ступені, у той час як у Cr +2 пераважаюць асноўныя ўласцівасці, а ў Cr +6 - кіслотныя. Вось рэакцыі, якія даказваюць дадзенае сцвярджэнне:

Cr + 2 → CrO (аксід хрому + 2), Cr (OH) 2 → CrSO4;
Cr + 3 → Cr2O3 (аксід хрому +3), Cr (OH) 3 (хрому гідраксід) → KCrO2 ці ж хрому сульфат Cr2 (SO4) 3;
Cr + 6 → CrO3 (аксід хрому + 6), H2CrO4 → K2CrO4.

У большасці выпадкаў амфатэрныя аксіды хімічных элементаў са ступенню акіслення +3 існуюць у мета-форме. Як прыклад, можна прывесці: метагидроксид алюмінія (хім. Формула AlO (OH) і метагидроксид жалеза (хім. Формула FeO (OH)).

Як атрымліваюць амфатэрныя аксіды?

1. Найбольш зручны метад іх атрымання заключаецца ў аблозе з воднага раствора з выкарыстаннем гідрату аміяку, то ёсць слабога падставы. напрыклад:
Al (NO3) 3 (нітрат алюмінія) + 3 (H2OxNH3) (водны раствор аміяку гідрату) = Al (OH) 3 (амфатэрнасць аксід) + 3NH4NO3 (рэакцыя выконваецца пры дваццаці градусах цяпла).
Al (NO3) 3 (нітрат алюмінія) + 3 (H2OxNH3) (водны раствор гідрату аміяку) = AlO (OH) (амфатэрнасць аксід) + 3NH4NO3 + H2O (рэакцыя ажыццяўляецца пры 80 ° C)

Пры гэтым у абменнай рэакцыі гэтага тыпу ў выпадку лішку шчолачаў гідраксід алюмінія не будзе абложвацца. Гэта адбываецца з прычыны таго, што алюміній пераходзіць у аніёны з-за сваіх дваістых уласцівасцяў: Al (OH) 3 (алюмінія гідраксід) + OH- (лішак шчолачаў) = [Al (OH) 4] - (аніёны гідраксіду алюмінію).

Прыклады рэакцый дадзенага тыпу:
Al (NO3) 3 (нітрат алюмінія) + 4NaOH (лішак гідраксіду натрыю) = 3NaNO3 + Na (Al (OH) 4).
ZnSO4 (сульфат цынку) + 4NaOH (лішак гідраксіду натрыю) = Na2SO4 + Na2 (Zn (OH) 4).

Солі, якія пры гэтым ўтвараюцца, ставяцца да комплексным злучэнням. Яны ўключаюць у сябе наступныя аніёны комплексныя: (Al (OH) 4) - і яшчэ (Zn (OH) 4) 2-. Вось так называюцца гэтыя солі: Na (Al (OH) 4) - натрыю тетрагидроксоалюминат, Na2 (Zn (OH) 4) - натрыю тетрагидроксоцинкат. Прадукты ўзаемадзеяння алюмініевых або цынкавых аксідаў з шчолаччу цвёрдай называюцца па-іншаму: NaAlO2 - натрыю диоксоалюминат і Na2ZnO2 - натрыю диоксоцинкат.