Урок 8: амфотерные элементы

Свойства амфотерных металлов

Они определены самим понятием амфотерности. В типовом состоянии, то есть обычной температуре и влажности, большая часть металлов представляет собой твердые тела. Ни один металл не подлежит растворению в воде. Щелочные основания проявляются только после определенных химических реакций. В процессе прохождения реакции соли металла вступают во взаимодействие

Надо отметить что правила безопасности требуют особой осторожности при проведении этой реакции

Соединение амфотерных веществ с оксидами или самими кислотами первые показывают реакцию, которая присуща основаниями. В тоже время если их соединять с основаниями, то будут проявляться кислотные свойства.

Нагрев амфотерных гидроксидов вынуждает их распадаться на воду и оксид. Другими словами свойства амфотерных веществ весьма широки и требуют тщательного изучения, которое можно выполнить во время химической реакции.

Свойства амфотерных элементов можно понять, сравнив их с параметрами традиционных материалов. Например, большинство металлов имеют малый потенциал ионизации и это позволяет им выступать в ходе химических процессов восстановителями.

Амфотерные — могут показать как восстановительные, так и окислительные характеристики. Однако, существуют соединения которые характеризуются отрицательным уровнем окисления.

Абсолютно все известные металлы имеют возможность образовывать гидроксиды и оксиды.

Всем металлам свойственна возможность образования основных гидроксидов и оксидов. Кстати, металлы могут вступать в реакцию окисления только с некоторыми кислотами. Например, реакция с азотной кислотой может протекать по-разному.

Амфотерные вещества, относящиеся к простым, обладают явными различиями по структуре и особенностям. Принадлежность к определенному классу можно у некоторых веществ определить на взгляд, так, сразу видно что медь — это металл, а бром нет.

Как отличить металл от неметалла

Главное различие заключается в том, что металлы отдают электроны, которые находятся во внешнем электронном облаке. Неметаллы, активно их притягивают.

Все металлы являются хорошими проводниками тепла и электричества, неметаллы, такой возможности лишены.

Химические свойства амфотерных соединений

Амфотерными соединениями являются оксиды и гироксиды, имеющие в своем составе металл в степении окисения +3 или +4, а также оксиды и гидроксиды Zn, Be и Pb, например:

ZnO	BeO	Al₂O₃	Fe₂O₃*	Cr₂O₃*
Zn(OH)₂	Be(OH)₂	Al(OH)₃	Fe(OH)₃	Cr(OH)₃
PbO	PbO₂	SnO	SnO₂
Pb(OH)₂	Pb(OH)₄**	Sn(OH)₂	Sn(OH)₄**

*Оксиды железа и хрома реагируют с щелочами только при сплавлении.

**Представляют собой гидратированные диоксиды МO₂ • хH₂O.

В реакциях с растворами щелочей образуются комплексные соединения:

ZnO + 2NaOH + H₂O → Na₂[Zn(OH)₄] (тетрагидроксоцинкат натрия)

BeO + 2NaOH + H₂O → Na₂[Be(OH)₄] (тетрагидроксобериллат натрия)

Al₂O₃ + 2NaOH + 3H₂O → 2Na[Al(OH)₄] (тетрагидроксоалюминат натрия)

В реакциях сплавления с твердыми щелочами образуются соли соответствующих кислот (H₂ZnO₂, HAlO₂ и др.):

ZnO + 2NaOH → Na₂ZnO₂ + H₂O (цинкат натрия)

BeO + 2NaOH → Na₂BeO₂ + H₂O (бериллат натрия)

При сплавлении с карбонатами выделяется CO₂: 2Al(OH)₃ + Na₂CO₃ → 2NaAlO₂ + 3H₂O + CO₂

Амфотерные оксиды взаимодействуют с карбонатами и сульфитами Na и K с выделением более летучего оксида:

Соли слабой кислоты и амфотерного металла реагируют с оксидами щелочных металов, щелочами и карбонатами щелочных металлов:

Соли соединений Zn, Be и Al разлагаются водой, кислотами, хлоридом аммония:

NaAlO₂ + 4HCl → AlCl₃ + NaCl + 2H₂O (в избытке HCl)

NaAlO₂ + HCl + H₂O → NaCl + Al(OH)₃ (в недостатке HCl)

Источник

Амфотерные соединения » HimEge.ru

Амфотерные оксиды и гидроксиды, например, соединения цинка, бериллия, алюминия, железа, хрома. проявляют

Основные свойства при взаимодействии с сильными кислотами:

ZnO+ 2HCl = ZnCl2 + 2h3O

Zn(OH)2 + 2HCl = ZnCl2 + 2h3O

Al2O3 + 6HCl = 2AlCl3 + 3h3O

Al(OH)3 + 3HCl = AlCl3 + 3h3O

Кислотные свойства при взаимодействии со щелочами:

а) Реакции при сплавлении.

Формулу гидроксида цинка записывают в кислотной форме h3ZnO2 (цинковая кислота).

h3ZnO2 + 2NaOH = Na2ZnO2 + 2h3O (цинкат натрия)

ZnO + 2NaOH = Na2ZnO2 + h3O

Кислотная форма гидроксида алюминия h4AlO3 (ортоалюминиевая кислота), но она неустойчива, и при нагревании отщепляется вода: h4AlO3 – h3O = HAlO2, получается метаалюминиевая кислота.

По этой причине при сплавлении соединений алюминия со щелочами получаются соли – метаалюминаты:

Al(OH)3 + NaOH = NaAlO2 + 2h3O

б) Реакции в растворе происходят с образованием комплексных солей:

Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2

ZnO + 2NaOH + 2h3O = Na2 —

тетрагидроксоцинкатнатрия.

Al(OH)3 + NaOH = Na

Al2O3 + 2NaOH + 3h3O = 2Na —

тетрагидроксоалюминат натрия.

При взаимодействии соединений алюминия со щелочами в растворе получаются разные формы комплексных солей:

Na — тетрагидроксоалюминат натрия,

Na3 — гексагидроксоалюминат натрия,

Na — диакватетрагидроксоалюминат натрия.

Форма соли зависит от концентрации щелочи.

Соединения бериллия — ВеО и Ве(ОН)2 — взаимодействуют со щелочами аналогично соединениям цинка, соединения хрома (III) и железа (III) — Cr2O3, Cr(OH)3, Fe2O3, Fe(OH)3 — аналогично соединениям алюминия, но оксиды этих металлов взаимодействуют со щелочами только при сплавлении.

Cr2O3 + NaOH = NaCrO2 + h3O –

метахромит натрия, хромат (III) натрия.

Fe2O3 + 2NaOH = 2NaFeO2 + h3O –

феррит натрия, феррат (III) натрия.

При взаимодействии гидроксидов этих металлов со щелочами в растворе получаются комплексные соли с координационным числом 6.

Гидроксид хрома (III) легко растворяется в щелочах.

Cr(OH)3 + 3NaOH = Na3

гексагидроксохромат (III) натрия.

Гидроксид железа (III) имеет очень слабые амфотерные свойства, взаимодействует только с горячими концентрированными растворами щелочей:

Fe(OH)3 + 3NaOH = Na3 -гексагидроксоферрат (III) натрия.

Из рассматриваемых металлов с растворами щелочей взаимодействуют только Ве, Zn, Al:

Be + 2NaOH + 2h3O = Na2 + h3 —

тетрагидроксобериллатнатрия.

2n + 2NaOH + 2h3O = Na2 + h3

2Al + 2NaOH + 6h3O = 2Na + 3h3

Железо и хром с растворами щелочей не реагируют, эти реакции возможны только при сплавлении с твёрдыми щелочами.

При рассмотрении способов разрушения комплексных солей можно выделить несколько случаев:

При действии избытка сильной кислоты получается две средних соли и вода:

Na + 4HClизб. = NaCl + AlCl3 + h3O

K3 + 6HNO3 изб. = 3KNO3 + Cr(NO3)3 + 6h3O

При действии недостатка сильной кислоты получается средняя соль активного металла, амфотерный гидроксид и вода:

Na + HClнед. = NaCl + Al(OH)3¯ + h3O

K3 + 3HNO3 нед. = 3KNO3 + Cr(OH)3¯ + 3h3O

При действии слабой кислоты получается кислая соль активного металла, амфотерный гидроксид и вода:

Na + h3S = NaHS + Al(OH)3¯ + h3O

K3 + 3h3CO3 = 3KHCO3 + Cr(OH)3¯ + 3h3O

При действии углекислого или сернистого газа получается кислая соль активного металла и амфотерный гидроксид:

Na + CO2 = NaHCO3 + Al(OH)3¯

K3+ 3SO2 = 3KHSO3 + Cr(OH)3

При действии солей, образованных сильными кислотами и катионами Fe3+, Al3+ и Cr3+ происходит взаимное усиление

гидролиза, получается два амфотерных гидроксида и соль активного металла:

3Na + FeCl3 = 3Al(OH)3¯ + Fe(OH)3¯ + 3NaCl

K3 + Al(NO3)3 = Al(OH)3¯ + Cr(OH)3¯ + 3KNO3

При нагревании выделяется вода:

Na = NaAlO2 + 2h3O

K3 = KCrO2 + 2h3O + 2KOH

Историческая справка

В середине 19 века было открыто 63 химических элемента. Первоначально предполагалось разместить элементы согласно увеличению атомной массы и поделить их на группы. Однако структурировать их не удавалось, а предложение химика Нуланда не было воспринято всерьез из-за попыток связать между собой химию и музыку.

В 1869 году Дмитрий Иванович Менделеев впервые опубликовал свою периодическую таблицу на страницах журнала Русского химического общества. Вскоре он известил о своем открытии химиков по всему миру. Менделеев впоследствии продолжал дорабатывать и улучшать свою таблицу, пока она не приобрела современный вид. Именно Менделеев сумел расставить химические элементы таким образом, чтобы они изменялись не монотонно, а периодически. Окончательно теория объединилась в периодический закон в 1871 году. Перейдем к рассмотрению неметаллов и металлов в таблице Менделеева.

Химические свойства оснований

Все основания подразделяют на:

Напомним, что бериллий и магний к щелочноземельным металлам не относятся.

Помимо того, что щелочи растворимы в воде, они также очень хорошо диссоциируют в водных растворах, в то время как нерастворимые основания имеют низкую степень диссоциации.

Такое отличие в растворимости и способности к диссоциации у щелочей и нерастворимых гидроксидов приводит, в свою очередь, к заметным отличиям в их химических свойствах. Так, в частности, щелочи являются более химически активными соединениями и нередко способны вступать в те реакции, в которые не вступают нерастворимые основания.

Взаимодействие оснований с кислотами

Щелочи реагируют абсолютно со всеми кислотами, даже очень слабыми и нерастворимыми. Например:

Нерастворимые основания реагируют практически со всеми растворимыми кислотами, не реагируют с нерастворимой кремниевой кислотой:

Следует отметить, что как сильные, так и слабые основания с общей формулой вида Me(OH)₂ могут образовывать основные соли при недостатке кислоты, например:

Взаимодействие с кислотными оксидами

Щелочи реагируют со всеми кислотными оксидами, при этом образуются соли и часто вода:

Нерастворимые основания способны реагировать со всеми высшими кислотными оксидами, соответствующими устойчивым кислотам, например, P₂O₅, SO₃, N₂O₅, с образованием средних солей:

Нерастворимые основания вида Me(OH)₂ реагируют в присутствии воды с углекислым газом исключительно с образованием основных солей. Например:

С диоксидом кремния, ввиду его исключительной инертности, реагируют только самые сильные основания — щелочи. При этом образуются нормальные соли. С нерастворимыми основаниями реакция не идет. Например:

Взаимодействие оснований с амфотерными оксидами и гидроксидами

Все щелочи реагируют с амфотерными оксидами и гидроксидами. Если реакцию проводят, сплавляя амфотерный оксид либо гидроксид с твердой щелочью, такая реакция приводит к образованию безводородных солей:

Если же используют водные растворы щелочей, то образуются гидроксокомплексные соли:

В случае алюминия при действии избытка концентрированной щелочи вместо соли Na[Al(OH)₄] образуется соль Na₃[Al(OH)₆]:

Взаимодействие оснований с солями

Какое-либо основание реагирует с какой-либо солью только при соблюдении одновременно двух условий:

1) растворимость исходных соединений;

2) наличие осадка или газа среди продуктов реакции

Термическая устойчивость оснований

Все щелочи, кроме Ca(OH)₂, устойчивы к нагреванию и плавятся без разложения.

Все нерастворимые основания, а также малорастворимый Ca(OH)₂ при нагревании разлагаются. Наиболее высокая температура разложения у гидроксида кальция – около 1000 o C:

Нерастворимые гидроксиды имеют намного более низкие температуры разложения. Так, например, гидроксид меди (II) разлагается уже при температуре выше 70 o C:

Химические свойства амфотерных гидроксидов

Взаимодействие амфотерных гидроксидов с кислотами

Амфотерные гидроксиды реагируют с кислотами:

Амфотерные гидроксиды металлов в степени окисления +3, т.е. вида Me(OH)_3, не реагируют с такими кислотами, как H₂S, H₂SO₃ и H₂СO₃ ввиду того, что соли, которые могли бы образоваться в результате таких реакций, подвержены необратимому гидролизу до исходного амфотерного гидроксида и соответствующей кислоты:

Взаимодействие амфотерных гидроксидов с кислотными оксидами

Амфотерные гидроксиды реагируют с высшими оксидами, которым соответствуют устойчивые кислоты (SO₃, P₂O₅, N₂O₅):

Амфотерные гидроксиды металлов в степени окисления +3, т.е. вида Me(OH)₃, не реагируют с кислотными оксидами SO₂ и СO₂.

Взаимодействие амфотерных гидроксидов с основаниями

Из оснований амфотерные гидроксиды реагируют только с щелочами. При этом, если используется водный раствор щелочи, то образуются гидроксокомплексные соли:

А при сплавлении амфотерных гидроксидов с твердыми щелочами получаются их безводные аналоги:

Амфотерные гидроксиды реагируют при сплавлении с оксидами щелочных и щелочноземельных металлов:

Термическое разложение амфотерных гидроксидов

Все амфотерные гидроксиды не растворимы в воде и, как любые нерастворимые гидроксиды, разлагаются при нагревании на соответствующий оксид и воду:

Источник

Где используются амфотерные металлы?

Сферы применения:

Изготовление деталей для сейсмических и скоростных датчиков, часовых механизмов, крутящего момента.
Производство деталей для оборудования, которые будут взаимодействовать с агрессивными факторами.
Армирование труб высокого давления.
Кораблестроение, самолетостроение.
Производство бытовых приборов, инструментов. К ним относятся столовые приборы, рулетки, бритвенные лезвия, посуда для кухни.
Сборка видеозаписывающего оборудования.

С каждым годом появляется все больше химических соединений. Благодаря этому открываются новые амфотерные металлы. Их называют материалами будущего, но популярность их растет медленно. Связано это с высокой стоимостью, небольшими размерами готовых изделий.

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

Амфотерные металлы — это простые вещества, которые по структуре, химическим и сходны с металлической группой элементов. Сами по себе металлы не могут проявлять амфотерных свойств, в отличие от их соединений. Например, оксиды и гидроксиды некоторых металлов обладают двойственной химической природой — в одних условиях они ведут себя как кислоты, а в других обладают свойствами щелочей.

Основные амфотерные металлы — это алюминий, цинк, хром, железо. К этой же группе элементов можно отнести бериллий и стронций.

амфотерность?

Впервые это свойство было обнаружено достаточно давно. А термин «амфотерные элементы» был введен в науку в 1814 году известными химиками Л. Тенаром и Ж. Гей-Люссаком. В те времена химические соединения принято было разделять на группы, которые соответствовали их основным свойствами во время реакций.

Тем не менее, группа оксидов и оснований обладала двойственными способностями. В некоторых условиях такие вещества вели себя как щелочи, в других же, наоборот, действовали как кислоты. Именно так и возник термин «амфотерность». Для таких поведение во время кислотно-основной реакции зависит от условий ее проведения, природы участвующих реагентов, а также от свойств растворителя.

Интересно, что в естественных условиях амфотерные металлы могут взаимодействовать как с щелочью, так и с кислотой. Например, во время реакции алюминия с образуется сульфат алюминия. А при реакции этого же метала с концентрированной щелочью образуется комплексная соль.

Амфотерные основания и их основные свойства

При нормальных условиях это твердые вещества. Они практически не растворяются в воде и считаются довольно слабыми электролитами.

Основной метод получения таких оснований — это реакция соли металла с небольшим количеством щелочи

Реакцию осаждения нужно проводить медленно и осторожно. Например, при получении гидроксида цинка в пробирку с хлоридом цинка осторожно, каплями добавляют едкий натр

Каждый раз нужно несильно встряхивать емкость, чтобы увидеть белый осадок металла на дне посуды.

С кислотами и амфотерные вещества реагируют как основания. Например, при реакции гидроксида цинка с соляной кислотой образуется хлорид цинка.

А вот во время реакций с основаниями амфотерные основания ведут себя как кислоты.

Кроме того, при сильном нагревании разлагаются с образованием соответствующего амфотерного оксида и воды.

Самые распространенные амфотерные металлы: краткая характеристика

Цинк
относится к группе амфотерных элементов. И хотя сплавы этого вещества широко использовались еще в древних цивилизациях, в чистом виде его смогли выделить лишь в 1746 году.

Чистый металл представляет собой достаточно хрупкое вещество голубоватого цвета. На воздухе цинк быстро окисляется — его поверхность тускнеет и покрывается тонкой пленкой оксида.

В природе цинк существует преимущественно в виде минералов — цинкитов, смитсонитов, каламитов. Самое известное вещество — это цинковая обманка, которая состоит из сульфида цинка. Самые большие месторождения этого минерала находятся в Боливии и Австралии.

Алюминий
на сегодняшний день считается наиболее распространенным металлом на планете. Его сплавы использовались на протяжении многих столетий, а в 1825 году вещество было выделено в чистом виде.

Чистый алюминий представляет собой легкий металл серебристого цвета. Он легко поддается механической обработке и литью. Этот элемент обладает высокой электро- и теплопроводностью. Кроме того, данный металл стоек к коррозии. Дело в том, что поверхность его покрыта тонкой, но очень стойкой оксидной пленкой.

На сегодняшний день алюминий широко применяется в промышленности.

Что такое амфотерные металлы

Список металлов, которые можно отнести амфотерным, достаточно велик. Причем некоторые из них можно назвать амфотерными, а некоторые – условно.

Перечислим порядковые номера веществ, под которыми они расположены в Таблице Менделеева. В список входят группы с 22 по 32, с 40 по 51 и еще много других. Например, хром, железо и ряд других можно с полным основанием называть основными, к последним можно отнести и стронций с бериллием.

Именно его сплавы в течение длительного времени используют практически во всех отраслях промышленности. Из него делают элементы фюзеляжей летательных аппаратов, кузовов автомобильного транспорта, и кухонную посуду. Он стал незаменим в электротехнической промышленности и при производстве оборудования для тепловых сетей. В отличии от многих других металлов алюминий постоянно проявляет химическую активность. Оксидная пленка, которая покрывает поверхность металла, противостоит окислительным процессам. В обычных условиях, и в некоторых типах химических реакций алюминий может выступать в качестве восстановительного элемента.

Этот металл способен взаимодействовать с кислородом, если его раздробить на множество мелких частиц. Для проведения операции такого рода необходимо использование высокой температуры. Реакция сопровождается выделением большого количества тепловой энергии. При повышении температуры в 200 ºC, алюминий вступает в реакцию с серой. Все дело в том, что алюминий, не всегда, в нормальных условиях, может вступать в реакцию с водородом. Между тем, при его смешивании с другими металлами могут возникать разные сплавы.

Еще один ярко выраженный металл, относящийся к амфотерным – это железо. Этот элемент имеет номер 26 и расположен между кобальтом и марганцем. Железо, самый распространенный элемент, находящийся в земной коре. Железо можно классифицировать как простой элемент, имеющий серебристо-белый цвет и отличается ковкостью, разумеется, при воздействии высоких температур. Может быстро начинать коррозировать под воздействием высоких температур. Железо, если поместить его в чистый кислород полностью прогорает и может воспламениться на открытом воздухе.

Такой металл обладает способностью быстро переходить в стадию корродирования при воздействии высокой температуры. Помещенное в чистый кислород железо полностью перегорает. Находясь на воздухе металлическое вещество, быстро окисляется вследствие чрезмерной влажности, то есть, ржавеет. При горении в кислородной массе образуется своеобразная окалина, которая называется оксидом железа.

Основные свойства амфотерных металлов

Свойства амфотерных металлов — основное понятие в амфотерности. Рассмотрим, что же они из себя представляют. В стандартном состоянии каждый металлов является твердым телом. Поэтому их принято считать слабыми электролитами. Кроме того, ни один металл не может растворяться в воде. Основания получаются путем специальной реакции. В ходе этой реакции соль металла соединяется с небольшой дозой щелочи

Правила требуют проводить весь процесс аккуратно, осторожно и довольно медленно

При соединении амфотерных веществ с кислотными оксидами или непосредственно кислотами, первые выдают реакцию, свойственную основаниям. Если же такие основания соединять с основаниями, проявляются свойства кислот. Сильное нагревание амфотерных гидроксидов приводит к их распаду. В результате распада образуется вода и соответствующий амфотерный оксид. Как видно из наведенных примеров, свойства достаточно обширны и требуют тщательного анализа, который можно провести в ходе химических реакций.

Химические свойства амфотерных металлов можно сравнить со свойствами обычных металлов, чтобы провести параллель или увидеть разницу. У всех металлов достаточно низкий потенциал ионизации, благодаря чему в химических реакциях они выступают в роли восстановителей. Стоит отметить также, что электроотрицательность неметаллов выше, чем данный показатель у металлов.

Амфотерные металлы проявляют как восстановительные, так и окислительные свойства. Но при этом у амфотерных металлов имеются соединения, характеризующиеся отрицательной степенью окисления. Всем металлам свойственна возможность образования основных гидроксидов и оксидов. Зависимо от роста порядкового номера в периодическом ранжире замечено убывание основности металла. Следует также заметить, что металлы, в основной своей части, могут окисляться только определенными кислотами. Так, взаимодействие с азотной кислотой у металлов происходит по-разному.

Обнаружение ионов Fe2+ и Fe3+ («качественные» реакции)

Распознавание ионов Fe2+ и Fe3+ в водных растворах производят с помощью сложных комплексных соединений — K3, красная кровяная соль, и K4, жёлтая кровяная соль, соответственно. В обеих реакциях выпадает осадок насыщенного синего цвета с одинаковым количественным составом, но различным положением железа с валентностью +2 и +3. Этот осадок также часто называют берлинской лазурью или турнбуллевой синью.

Fe2++K++3-  K+1Fe+2

Fe3++K++4-  K+1Fe+3

Хороший реактив для выявления Fe3+ тиоцианат-ион (NCS-)

Fe3++ NCS-  3- эти соединения имеют ярко-красную («кровавую») окраску.

Этот реактив, например, тиоцианат калия (формула — KNCS), позволяет определить даже ничтожно малую концентрацию железа в растворах. Так, он способен при исследовании водопроводной воды определить, не заржавели ли трубы.

ВконтактеFacebookTwitterGoogle+Мой мир

Свойства

Свойства:

При сильном нагревании соединения распадаются на составляющие. Одновременно с этим выделяется амфотерный оксид.
При взаимодействии с щелочами образуются растворимые соли, с кислотами —растворимые соли с амфотерным катионом.
Они могут проявлять восстановительные, окислительные свойства.
Существуют определенные амфотерные металлы, которые имеют отрицательную степень окисления.

Чтобы понять химические свойства этих веществ, их нужно сравнить с обычными металлами. Они имеют множество похожих характеристик. Металлы могут образовывать оксиды, гидроксиды.

Амфотерные свойства могут проявлять металлы и неметаллы. Металлы могут отдавать электроны, которые располагаются на внешнем электронном облаке. Неметаллы притягивают их к себе.

Неметаллы не могут проводить тепло или электричество. Некоторые из них обладают такими способностями, но они незначительны. Металлы хорошо проводят электрический ток, тепло. Их используют для изготовления проводников, радиаторов.

В нормальных условия амфотерные соединения не растворяются в воде. Это твердые материалы с высокой прочностью. Выделить их основание можно после проведения химической реакции, в которой будут задействованы металлические соли, щелочь. Реакция опасна. Проводить ее нужно в специальном защитном снаряжении, медленно и аккуратно.

Получение амфотерных оксидов

Переходные металлы — что это такое, определение

Распространена следующая классификация элементов в периодической таблице:

элементы основных групп (групп А);
переходные металлы;
лантаноиды;
актиноиды.

К основным элементам причисляют активные металлы в двух колонках в крайней левой части таблицы Менделеева (IA и IIA группы) и металлов, полуметаллов и неметаллов в шести колонках в крайней правой части (IIIA-VIIIA группы).

Переходные металлы (элементы В групп) играют роль своеобразного моста или перехода между частями периодической таблицы (между IA, IIA и IIIA-VIIIA группами).

По сравнению с другими группами химических элементов переходные металлы достаточно сложно идентифицировать по причине существования различных мнений о составе группы. Исходя из распространенного определения, к переходным металлам относят элементы, в атомах которых последними заполняются d-электронные подуровни предвнешнего слоя.

Данное описание можно отнести к группам с 3-й по 12-ю (IB-VIIIB) в периодической таблице. С другой стороны, элементы f-блока (лантаноиды и актиноиды, которые размещены ниже, чем основная часть периодической таблицы) также являются переходными металлами.

К переходным относят все металлы рядов, расположенных в группах от IB до VIIIB периодической таблицы:

с 21-го (скандий) по 29-й (медь);
с 39-го (иттрий) по 47-й (серебро);
с 57-го (лантан) до 79-го (золото);
с 89-го (актиний) до 112-й (коперник).

В последнюю группу включены лантаноиды и актиноиды, то есть f-элементы. Все остальные металлы относят к семейству d-элементов.

Расположение переходных металлов в периодической системе химических элементов:

Таблица переходных металлов:

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).

Внешний вид, получение и использование ферум (ІІ) оксида

Он представляет собой твердое вещество черного цвета. Его кристаллическая решетка схожа с решеткой пищевой соли. В природе его можно найти в виде минерала вюстита. Данное химическое соединение получают четырьмя различными способами. Первый — восстановление оксида железа (ІІІ) с использованием угарного газа. При этом, смешав одинаковое количество этих двух веществ, можно получить две части оксида железа (ІІ) и одну — углекислого газа. Второй метод получения — взаимодействие железа с его оксидами, к примеру, ферум (ІІІ) оксидом, при этом не образуется никаких побочных продуктов.

Третий способЧетвертым методом

Химические свойства железа

Рассмотрим подробнее особенности этого элемента.

Свойства простого вещества

4Fe+3O2+6H2O = 4Fe (OH)3 — гидроксид (гидроокись) железа (III)

Горение железной проволоки в кислороде с образованием смешанного оксида (в нём присутствует элемент и со степенью окисления +2, и со степенью окисления +3):

3Fe+2O2 = Fe3O4 (железная окалина). Реакция возможна при нагревании до 160 ⁰C.

Взаимодействие с водой при высокой температуре (600−700 ⁰C):

3Fe+4H2O = Fe3O4+4H2

Реакции с неметаллами:

а) Реакция с галогенами (Важно! При данном взаимодействии приобретает степень окисления элемента +3)

2Fe+3Cl2 = 2FeCl3 — хлорид трёхвалентного железа

2Fe+3Br2 = 2FeBr3 — бромид железа (III)

б) Реакция с серой (Важно! При данном взаимодействии элемент имеет степень окисления +2)

Fe+S = FeS

Сульфид железа (III) — Fe2S3 можно получить в ходе другой реакции:

Fe2O3+ 3H2S=Fe2S3+3H2O

в) Образование пирита

Fe+2S = FeS2 — пирит

Обратите внимание на степень окисления элементов, составляющих данное соединение: Fe (+2), S (-1)

Взаимодействие с солями металлов, стоящими в электрохимическом ряду активности металлов справа от Fe:

Fe+CuCl2 = FeCl2+Cu — хлорид железа (II)

Взаимодействие с разбавленными кислотами (например, соляной и серной):

Fe+HBr = FeBr2+H2

Fe+HCl = FeCl2+ H2

Обратите внимание, что в этих реакция получается железо со степенью окисления +2. В неразбавленных кислотах, которые являются сильнейшими окислителями, реакция возможна только при нагревании, в холодных кислотах металл пассивируется:

В неразбавленных кислотах, которые являются сильнейшими окислителями, реакция возможна только при нагревании, в холодных кислотах металл пассивируется:

Fe+H2SO4 (концентрированная) = Fe2 (SO4)3+3SO2+6H2O

Fe+6HNO3 = Fe (NO3)3+3NO2+3H2O

Амфотерные свойства железа проявляются только при взаимодействии с концентрированными щелочами:

Fe+2KOH+2H2O = K2+H2 — тетрагидроксиферрат (II) калия выпадает в осадок.