Виды гидратов оксидов кислоты основания амфотерные гидроксиды. Амфотерные оксиды и гидроксиды: физические и химические свойства, получение, применение. Взаимодействие с амфотерными оксидами
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.
Тема: Основные классы соединений, их свойства и типичные реакции
Урок: Амфотерные гидроксиды
С греческого языка слово «amphoteros» переводится как «тот и другой». Амфотерность - это двойственность кислотно-основных свойств вещества. Амфотерными называют гидроксиды, которые в зависимости от условий могут проявлять как кислотные, так и основные свойства.
Примером амфотерного гидроксида может служить гидроксид цинка. Формула этого гидроксида в основной форме - Zn(OH) 2 . Но можно записать формулу гидроксида цинка в кислотной форме, поставив на первое место атомы водорода, как в формулах неорганических кислот: H 2 ZnO 2 (Рис. 1). Тогда ZnO 2 2- будет кислотным остатком с зарядом 2-.
Рис. 1. Формулы гидроксида цинка
Особенностью амфотерного гидроксида является то, что в нем мало различаются по прочности связи О-Н и Zn-O. Отсюда и двойственность свойств. В реакциях с кислотами, готовыми отдать катионы водорода, гидроксиду цинка выгодно разрывать связь Zn-O, отдавая ОН-группу и выступая в роли основания. В результате таких реакций образуются соли, в которых цинк является катионом, поэтому их называют солями катионного типа:
Zn(OH) 2 + 2HCl = ZnCl 2 + 2H 2 O
(основание)
В реакциях со щелочами гидроксид цинка выступает в роли кислоты, отдавая водород. При этом образуются соли анионного типа (цинк входит в состав кислотного остатка - аниона цинката). Например, при сплавлении гидроксида цинка с твердым гидроксидом натрия образуется Na 2 ZnO 2 - средняя соль анионного типа цинкат натрия:
H 2 ZnO 2 + 2NaOH (ТВ.) = Na 2 ZnO 2 + 2H 2 O
(кислота)
При взаимодействии с растворами щелочей амфотерные гидроксиды образуют растворимые комплексные соли. Например, при взаимодействии гидроксида цинка с раствором гидроксида натрия образуется тетрагидроксоцинкат натрия:
Zn(OH) 2 + 2NaOH = Na 2
2- - сложный анион, который принято заключать в квадратные скобки.
Таким образом, амфотерность гидроксида цинка обусловлена возможностью существования ионов цинка в водном растворе в составе как катионов, так и анионов. Состав этих ионов зависит от кислотности среды. В щелочной среде устойчивы анионы ZnO 2 2- , а в кислотной среде устойчивы катионы Zn 2+ .
Амфотерные гидроксиды - нерастворимые в воде вещества, и при нагревании они разлагаются на оксид металла и воду:
Zn(OH) 2 = ZnO + H 2 O
2Fe(OH) 3 = Fe 2 O 3 + 3H 2 O
2Al(OH) 3 = Al 2 O 3 + 3H 2 O
Степень окисления металла в гидроксиде и оксиде должна быть одинаковой.
Амфотерные гидроксиды - нерастворимые в воде соединения, поэтому их можно получить по реакции обмена между раствором соли переходного металла и щелочью. Например, гидроксид алюминия образуется при взаимодействии растворов хлорида алюминия и гидроксида натрия:
AlCl 3 + 3NaOH = Al(OH) 3 ↓ + 3NaCl
При сливании данных растворов образуется белый желеподобный осадок гидроксида алюминия (Рис. 2).
Но при этом нельзя допустить избытка щелочи, ведь амфотерные гидроксиды растворяются в щелочах. Поэтому вместо щелочи лучше использовать водный раствор аммиака. Это слабое основание, в котором гидроксид алюминия не растворяется. При взаимодействии хлорида алюминия с водным раствором аммиака образуется гидроксид алюминия и хлорид аммония:
AlCl 3 + 3NH 3 . H 2 O = Al(OH) 3 ↓ + 3NH 4 Cl
Рис. 2. Образование осадка гидроксида алюминия
Список литературы
- Новошинский И. И., Новошинская Н. С. Химия. Учебник для 10 класса общеобр. учрежд. Профильный уровень. - М.: ООО «ТИД «Русское слово - РС», 2008. (§54)
- Кузнецова Н. Е., Литвинова Т. Н., Лёвкин А. Н. Химия: 11 класс: Учебник для учащихся общеобраз. учрежд. (профильный уровень): в 2-х ч. Ч. 2. М.: Вентана-Граф, 2008. (с. 110-111)
- Радецкий А.М. Химия. Дидактический материал. 10-11 классы. - М.: Просвещение, 2011.
- Хомченко И. Д. Сборник задач и упражнений по химии для средней школы. - М.: РИА «Новая волна»: Издатель Умеренков, 2008.
Основания - Это химическое соединение, способное образовывать ковалентную связь с протоном (основание Бренстеда) либо с вакантной орбиталью другого химического соединения (основание Льюиса)
Химические свойства оснований
Щелочи |
Нерастворимые основания |
Изменение окраски индикторов |
|
фенолфталеин - малиновый метилоранж - оранжевый лакмус- синий универсальный индикатор - от синего до фиолетового |
не меняют |
Взаимодействие с кислотами (реакция нейтрализации) |
|
2NaOH+H2SO4=Na2SO4+2H2O2NaOH+H2SO4=Na2SO4+2H2O |
Cu(OH)2+2HNO3=Cu(NO3)2+2H2OCu(OH)2+2HNO3=Cu(NO3)2+2H2O |
Взаимодействие с кислотными оксидами |
|
SO2+2KOH=K2SO3+H2O4SO2+2KOH=K2SO3+H2O4 | |
Взаимодействие с амфотерными оксидами |
|
Al2O3+6NaOH+3H2O=2Na3Al2O3+6NaOH+3H2O=2Na3 в растворе Al2O3+2NaOH=2NaAlO2+H2OAl2O3+2NaOH=2NaAlO2+H2O в расплаве | |
Взаимодействие с солями |
|
средними (правило Бертолле): 2NaOH+MgSO4=Mg(OH)2↓+Na2SO42NaOH+MgSO4=Mg(OH)2↓+Na2SO4 NaHCO3+NaOH=Na2CO3+H2ONaHCO3+NaOH=Na2CO3+H2O | |
Разложение при нагревании |
|
не разлагаются, кроме LiOH: 2LiOH−→−−−−−800∘C,H2Li2O+H2O2LiOH→800∘C,H2Li2O+H2O |
Cu(OH)2=CuO+H2OCu(OH)2=CuO+H2O |
Взаимодействие с неметаллами |
|
2NaOH(конц., хол.)+Cl2=NaClO+NaCl+H2O2NaOH(конц., хол.)+Cl2=NaClO+NaCl+H2O 6NaOH(конц., гор.)+3Cl2=NaClO3+5NaCl+3H2O6NaOH(конц., гор.)+3Cl2=NaClO3+5NaCl+3H2O |
Методы получения оснований
1 . электролиз водных растворов солей активных металлов:
2NaCl+2H2O=2NaOH+H2+Cl22NaCl+2H2O=2NaOH+H2+Cl2
В ходе электролиза солей металлов, стоящих в ряду напряжения до алюминия, на катоде происходит восстановление воды с выделением газообразного водорода и гидроксид-ионов. Катионы металла, образованные в ходе диссоциации соли, образуют с полученными гидроксид-ионами основания.
2 . взаимодействие металлов с водой: 2Na+2H2O=2NaOH+H22Na+2H2O=2NaOH+H2 Этот метод не находит практического применения ни в лаборатории, ни в промышленности
3 . взаимодействие оксидов с водой: CaO+H2O=Ca(OH)2CaO+H2O=Ca(OH)2
4 . обменные реакции (можно получать и растворимые и нерастворимые основания): Ba(OH)2+K2SO4=2KOH+BaSO4↓Ba(OH)2+K2SO4=2KOH+BaSO4↓ CuCl2+2NaOH=Cu(OH)2↓+2NaNO3
Амфотерные соединения – это вещества, которые в зависимости от условий реакций проявляют кислотные или основные свойства.
Амфотерные гидроксиды – нерастворимые в воде вещества, и при нагревании они разлагаются на оксид металла и воду:
Zn(OH) 2 = ZnO + H 2 O
2Fe(OH) 3 = Fe 2 O 3 + 3H 2 O
2Al(OH) 3 = Al 2 O 3 + 3H 2 O
Примером амфотерного гидроксида может служить гидроксид цинка. Формула этого гидроксида в основной форме – Zn(OH) 2 . Но можно записать формулу гидроксида цинка в кислотной форме, поставив на первое место атомы водорода, как в формулах неорганических кислот: H 2 ZnO 2 (Рис. 1). Тогда ZnO 2 2- будет кислотным остатком с зарядом 2-.
Особенностью амфотерного гидроксида является то, что в нем мало различаются по прочности связи О-Н и Zn-O. Отсюда и двойственность свойств. В реакциях с кислотами, готовыми отдать катионы водорода, гидроксиду цинка выгодно разрывать связь Zn-O, отдавая ОН-группу и выступая в роли основания. В результате таких реакций образуются соли, в которых цинк является катионом, поэтому их называют солями катионного типа:
Zn(OH) 2 + 2HCl = ZnCl 2 + 2H 2 O
Амфотерные оксиды - солеобразующие оксиды, проявляющие в зависимости от условий либо осно́вные, либо кислотные свойства (то есть проявляющие амфотерность). Образуются переходными металлами. Металлы в амфотерных оксидах обычно проявляют степень окисления от III до IV, за исключением ZnO, BeO, SnO, PbO.
Амфотерные оксиды обладают двойственной природой: они могут взаимодействовать с кислотами и с основаниями (щелочами):
Al 2 O 3 + 6HCl = 2AlCl 3 + 3 H 2 O,
Al 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O = 2Na.
Типичные амфотерные оксиды: H 2 O, BeO, Al 2 O 3 , Cr 2 O 3 , Fe 2 O 3 и др.
9. Химическая термодинамика. Понятия системы, энтропия, энтальпия, тепловой эффект химической реакции, закон Гесса и его следствие. Эндотерм и Экзотерм реакции, 1 и 2 законы термодинамики, Скорость химической реакции (факторы влияющие), правило Вант- Гоффа, уравнение Вант- Гоффа.
Химическая термодинамика – наука, изучающая условия устойчивости систем и законы.
Термодинамика – наука о макросистемах.
Термодинамическая система – макроскопическая часть окружающего мира, в которой протекают различные физические и химические процессы.
Дисперсной системой называется гетерогенная система, в которой мелкие частицы одной фазы равномерно распределены в объеме другой фазы.
Энтропия (От греческого entropia) - поворот, превращение. Понятие энтропии впервые было введено в термодинамике для определения меры необратимого рассеяния энергии. Энтропия широко применяется и в других областях науки: в статистической физике как мера вероятности осуществления какого -- либо макроскопического состояния; в теории информации -- мера неопределенности какого-либо опыта (испытания), который может иметь разные исходы. Все эти трактовки энтропии имеют глубокую внутреннюю связь.
Энтальпия (тепловая функция, теплосодержание) - термодинамический потенциал, характеризующий состояние системы в термодинамическом равновесии при выборе в качестве независимых переменных давления, энтропии и числа частиц.
Проще говоря, энтальпия - это та энергия, которая доступна для преобразования в теплоту при определенном постоянном давлении.
Тепловые эффекты принято указывать в термохимических уравнениях химических реакций, используя значения энтальпии (теплосодержания) системы ΔН.
Если ΔН < 0, то теплота выделяется, т.е. реакция является экзотермической.
Для эндотермических реакций ΔН > 0.
Тепловой эффект химической реакции - это выделенная или поглощенная теплота при данных количествах реагирующих веществ.
Тепловой эффект реакции зависит от состояния веществ.
Рассмотрим термохимическое уравнение реакции водорода с кислородом:
2H 2 (г )+ O 2 (г )= 2H 2 O (г ), ΔH =−483.6 кДж |
Эта запись означает, что при взаимодействии 2 моль водорода с 1 моль кислорода образуются 2 моль воды в газообразном состоянии. При этом выделяется 483.6(кДж) теплоты.
Закон Гесса - Тепловой эффект химической реакции, проводимой в изобарно-изотермических или изохорно-изотермических условиях, зависит только от вида и состояния исходных веществ и продуктов реакции и не зависит от пути её протекания.
Следствия из закона Гесса:
Тепловой эффект обратной реакции равен тепловому эффекту прямой реакции с обратным знаком, т.е. для реакций
отвечающие им тепловые эффекты связаны равенством
2. Если в результате ряда последовательных химических реакций система приходит в состояние, полностью совпадающее с исходным (круговой процесс), то сумма тепловых эффектов этих реакций равна нулю, т.е. для ряда реакций
сумма их тепловых эффектов
Под энтальпией образования понимают тепловой эффект реакции образования 1 моля вещества из простых веществ. Обычно используют стандартные энтальпии образования. Их обозначают или (часто один из индексов опускают; f – от англ. formation).
Первое начало термодинамики - Изменение внутренней энергии системы при переходе ее из одного состояния в другое равно сумме работы внешних сил и количества теплоты, переданного системе
Согласно первому началу термодинамики, работа может совершаться только за счет теплоты или какой-либо другой формы энергии. Следовательно, работу и количество теплоты измеряют в одних единицах -джоулях (как и энергию).
где ΔU - изменение внутренней энергии, A - работа внешних сил, Q - количество теплоты, переданной системе.
Второе начало термодинамики - Невозможен процесс, единственным результатом которого являлась бы передача тепла от более холодного тела к более горячему
Правило Вант-Гоффа гласит, что при повышении температуры на каждые 10 о скорость химической реакции увеличивается в 2-4 раза.
Уравнение, которое описывает это правило, следующее:{\displaystyle ~V_{2}=V_{1}\cdot \gamma ^{\frac {T_{2}-T_{1}}{10}}}
где V 2 – скорость протекания реакции при температуре t 2 , а V 1 – скорость протекания реакции при температуре t 1 ;
ɣ - температурный коэффициент скорости реакции. (если он равен 2, например, то скорость реакции будет увеличиваться в 2 раза при повышении температуры на 10 градусов).
Эндотерми́ческие реа́кции - химические реакции, сопровождающиеся поглощением теплоты. Для эндотермических реакций изменение энтальпии и внутренней энергии имеют положительные значения{\displaystyle \Delta H>0}{\displaystyle \Delta U>0}, таким образом, продукты реакции содержат больше энергии, чем исходные компоненты.
К эндотермическим реакциям относятся:
реакции восстановления металлов из оксидов,
электролиза (поглощается электрическая энергия),
электролитической диссоциации (например, растворение солей в воде),
ионизации,
взрыв воды-подводимое к малому количеству воды большое количество тепла тратится на мгновенный нагрев и фазовый переход жидкости в перегретый пар,при этом внутреняя энергия увеличивается и проявляется в виде двух энергий пара-внутримолекулярной тепловой и межмолекулярной потенциальной.
фотосинтеза.
Экзотермическая реакция - химическая реакция, сопровождающаяся выделением теплоты. Противоположна эндотермической реакции.
Ступень обучения: III (X класс).
Характер ориентации: средний уровень.
Ведущий принцип: деятельностный, коммуникативный.
Метод–доминанта: проблемно-поисковый.
Триединая цель урока:
1) Образовательный аспект
- Актуализировать и обобщить ранее полученные учащимися знания об основных классах неорганических соединений.
- Закрепить умения учащихся составлять уравнения химических реакций с участием амфотерных гидроксидов.
- Продолжить формирование у учащихся понятия «амфотерности».
2) Развивающий аспект
- Показать возможность применения своих знаний при решении качественных задач и выполнении упражнений.
- Продолжить формирование навыков познавательной деятельности, путем объяснения поставленного перед учащимися проблемного опыта.
- Продолжить формирование умения сравнивать, анализировать и сопоставлять результаты проведенных опытов;
- Формирование умения проводить аналогии между различными объектами;
- Развитие внимания и памяти.
- Развитие экспериментальных навыков.
3) Воспитывающий аспект
- Формирование научного мировоззрения.
- Формирование культуры учебного труда.
- Обратить внимание на эстетику учебной и трудовой деятельности при выполнении опытов.
- Воспитание культуры общения, умения взаимодействовать в паре;
- Формирование у учащихся культуры умственного труда, аккуратности в выполнении заданий и написании формул.
- Воспитание человека как части природы и общества, подчиняющегося их законам.
Оборудование и реактивы: растворы хлорида цинка, гидроксида натрия, аммиака, хлорида алюминия, соляной кислоты, хлорида магния, хлорида натрия; пробирки.
Ход урока
1. Организационный момент
2. Повторение пройденного материала
Индивидуальный опрос у доски:
Первый ученик – « Химические свойства кислот»
- второй ученик – « Химические свойства оснований».
В это время класс выполняет задание: с какими из перечисленных веществ будет реагировать гидроксид натрия, а с какими соляная кислота?
Написать возможные уравнения реакций.
Вещества: HNO 3 , CaO , CO 2 , СuSO 4 , Cu(OH) 2 , P 2 O 5 , ZnO, AgNO 3 .
Затем один ученик выполняет это задание на доске, а остальные проверяют.
На доске:
1. | NaOH + HNO 3 = NaNO 3 + H 2 O 2 NaOH + ZnO Na 2 ZnO 2 + H 2 O |
2. | 2HCl + CaO = CaCl 2 + H 2 O 2HCl + Cu(OH) 2 = CuCl 2 + 2H 2 O 2HCl + ZnO = ZnCl 2 + H 2 O HCl + AgNO 3 = AgCl + HNO 3 |
3. Изучение нового материала
Тема урока: «Амфотерные гидроксиды».
Девиз урока: «Химия – наука полутонов».
Э.Е. Нифантьев.
Актуализация знаний
Учитель: Тема нашего урока «Амфотерные гидроксиды». Наша задача знать, какие соединения называют амфотерными гидроксидами и каковы их химические свойства; понять, в чем причина амфотерности; уметь писать уравнения реакций, отражающих химические свойства амфотерных гидроксидов.
Итак, давайте вспомним, что вы уже знаете об «амфотерности».
Ученик: Амфотерные соединения проявляют одновременно и основные, и кислотные свойства.
Учитель: Мы уже познакомились с амфотерными оксидами. Скажите, пожалуйста, какие элементы образуют эти соединения?
Ученик: Металлы в степени окисления +3 и +4,а также металлы, металлические свойства которых выражены неярко (в периодической системе элементов они находятся между металлами и неметаллами, вдоль диагонали). Например: Be, Zn, Ge и др.
Физические свойства амфотерных гидроксидов
Учитель: Амфотерные гидроксиды – это нерастворимые в воде твердые вещества, как правило, белого цвета.
Получение
Учитель: Предположите способ получения амфотерных гидроксидов, помня, что они не растворимы в воде.
Ученик: Реакцией обмена между растворимой солью соответствующего металла и щелочью. (Демонстрационный эксперимент)
ZnCl 2 + 2NaOH = Zn(OH) 2 + 2NaCl
Zn 2+ + 2OH - = Zn (OH) 2
Учитель: Но! Избыток щелочи может растворить образовавшийся осадок, поэтому берут слабое основание – NH 3 * H 2 O (гидроксид аммония или гидрат аммиака).
Химические свойства
Учитель: Известная мудрость гласит: «Опыт- путь к познанию». Поэтому химические свойства амфотерных гидроксидов вы определите, выполняя лабораторный опыт в парах.
Задание : получить гидроксид алюминия и определить его химические свойства. Для этого у Вас на столах есть растворы хлорида алюминия, аммиака, соляной кислоты и гидроксида натрия. Помните о соблюдении правил техники безопасности.Запишите уравнения химических реакций.
Ученики выполняют опыт, записывают в тетрадях уравнения реакций.
Один ученик выходит к доске и записывает все уравнения и объясняет наблюдаемые явления.
AlCl 3 + 3NH 3 * H 2 O = Al(OH) 3 + 3NH 4 Cl
Вывод : гидроксид алюминия взаимодействует и с кислотами, и с основаниями, т.е. проявляет амфотерные свойства.
Учитель: В чем же причина амфотерности этих соединений?
Для того чтобы ответить на этот вопрос, рассмотрим их диссоциацию.
В водных растворах амфотерные гидроксиды практически не диссоциируют, но в растворах кислот и щелочей могут диссоциировать двумя способами.
Учитель. Нужно отметить, что соли анионного типа, образующиеся при взаимодействии амфотерного гидроксида со щелочью, устойчивы в щелочной среде, но разрушаются при подкислении растворов.
Na + 4HCl = NaCl + AlCl 3 + 4H 2 O
Амфотерные гидроксиды, как и нерастворимые основания, при нагревании разлагаются:
2Al(OH) 3 Al2O 3 + 3H 2 O
4. Закрепление
Экспериментальная задача. Даны три пробирки с растворами хлоридов натрия, магния и алюминия. Как определить, в какой пробирке какое вещество?
Один участник выходит к демонстрационному столу и выполняет опыт.
5. Подведение итогов урока
Учитель: Итак, подводя итоги нашего урока, я хотела бы сказать, что амфотерность - категория не только химическая, но и философская: с греческого языка слово «amphoteros» переводится как « тот и другой », то есть это понятие означает единство противоположностей.
А это уже один из основных законов природы – закон единства и борьбы противоположностей, который проявляется практически в каждой химической реакции: кислота и основание, окислитель и восстановитель, донор и акцептор и так далее.
Этот закон объективен, его нельзя отменить, можно только воспользоваться им для объяснения явлений.
Мы часто в жизни сталкиваемся с проявлениями этого закона: в технике – противоположно заряженные частицы притягиваются; в человеческих отношениях – часто очень разные люди сближаются, они как будто дополняют друг друга. В жизни всегда борются добро и зло, в каждом человеке обязательно присутствуют плохие и хорошие черты. Поэтому не бывает человека идеального, только хорошего, а в самом падшем, плохом человеке всегда можно найти что-то доброе, светлое. Об этом надо всегда помнить и относиться к окружающим нас людям с пониманием, терпимостью к чужим недостаткам.
Тема нашего сегодняшнего урока является еще одним подтверждением связи химии с нашей жизнью. И теперь давайте вернемся к девизу этого урока: « Химия – это наука полутонов ». Как вы можете объяснить это выражение?
Ученик: Это значит, что нельзя провести четкую границу между простыми веществами металлами и неметаллами, разными классами соединений, органическими и неорганическими веществами. Все подчиняется единству материального мира.
6. Домашнее задание
Параграф 28.3, задания: 1,2,3 (учебник «Химия 10 класс» авторы: И.И.Новошинский, Н.С.Новошинская)
Дополнительное задание к уроку (если останется время)
Осуществить превращения:
Al- 1 - Al 2 O 3 - 2 -- NaAlO 2 - 3 -- Al (OH) 3 - 4 -- Al 2 O 3 |
1. 4Al + 3O 2 = 2Al 2 O 3
2. Al 2 O 3 + Na 2 O 2NaAlO 2
3. NaAlO 2 + HCl + H 2 O = NaCl + Al(OH) 3
4. 2Al(OH) 3 Al 2 O 3 +3H 2 O
AlCl 3 -- 1 -- Al(OH) 3 - 2 --- Na -- 3 -- AlCl 3 |
1. AlCl 3 + 3NaOH = 3NaCl + Al(OH) 3 |
2. Al(OH) 3 + NaOH = Na[ Al(OH) 4 ]
3. Na[ Al(OH) 4 ]+ 4HCl = NaCl + AlCl 3 + 4H 2 O
1) В реакциях с кислотами эти соединения проявляют основные свойства, как обычные основания:
Al(OH) 3 + 3HCl → AlCl 3 + 3H 2 O; Zn(OH) 2 + H 2 SO 4 → ZnSO 4 + 2H 2 O.
2) В реакциях с основаниями амфотерные гидроксиды проявляют кислотные свойства и образуют соли. В этом случае амфотерный металл входит в состав аниона кислоты. Амфотерные металлы могут образовывать разные кислотные остатки в зависимости от условий проведения реакции:
В водном растворе:
Al(OH) 3 + 3NaOH → Na 3 ; Zn(OH) 2 + 2NaOH →Na 2 ,
При сплавлении твёрдых веществ:
Al(OH) 3 + NaOH → NaAlO 2 + 2H 2 O; Zn(OH) 2 + 2NaOH →Na 2 ZnO 2 + 2H 2 O
Оксиды
Оксиды – это вещества, состоящие из двух элементов, один из которых кислород, который находится в степени окисления -2. Они делятся по своим свойствам на основные, амфотерные и кислотные.
Основные оксиды – это оксиды металлов с основными свойствами. К ним относятся большинство оксидов металлов со степенью окисления +1 и +2.
Амфотерные оксиды – в зависимости от условий могут проявлять основные или кислотные свойства. К ним относятся оксиды большинства металлов со степенью окисления +3 и +4, а также некоторые оксиды металлов со степенью окисления +2, например Al 2 O 3 , Cr 2 O 3 , ZnO, BeO.
Кислотные оксиды – это оксиды неметаллов и оксиды металлов, в которых степень окисления металла +5 и выше. Эти оксиды обладают кислотными свойствами и образуют кислоты.
Свойства основных оксидов
1) Основные оксиды реагируют с водой, если образуется растворимый гидроксид:
CaO + H 2 O → Ca(OH) 2 ; Na 2 O + H 2 O → 2NaOH.
2) Основные оксиды могут реагировать с кислотными оксидами:
CaO + SO 3 → CaSO 4 ; Na 2 O + CO 2 → Na 2 CO 3 .
3) Основные оксиды реагируют с кислотами:
MgO + 2HCl → MgCl 2 + H 2 O; Na 2 O + 2HNO 3 → 2NaNO 3 + H 2 O.
Свойства амфотерных оксидов
1) С кислотами они реагируют, как обычные основные оксиды:
Al 2 O 3 + 6HCl → 2AlCl 3 + 3H 2 O; ZnO + H 2 SO 4 → ZnSO 4 + 2H 2 O.
2) В реакциях с основаниями они проявляют кислотные свойства и образуют такие же кислотные анионы, как и амфотерные гидроксиды:
Al 2 O 3 + 6NaOH + 3H 2 O → 2Na 3 ;
ZnO + 2NaOH + H 2 O → Na 2 .
При сплавлении твёрдых веществ:
Al 2 O 3 + 2NaOH → 2NaAlO 2 + H 2 O; ZnO + 2NaOH →Na 2 ZnO 2 + H 2 O.
Свойства кислотных оксидов
1) Реагируют с водой, если получается растворимая кислота:
SO 3 + H 2 O → H 2 SO 4 ; P 2 O 5 + 3H 2 O → 2H 3 PO 4 .
2) Кислотные оксиды могут реагировать с основными оксидами:
SO 3 + MgO → CaSO 4 ; CO 2 + CaO → CaCO 3 .
3) Кислотные оксиды реагируют с основаниями:
SO 3 + NaOН→ Na 2 SO 4 + H 2 O; CO 2 + Ca(OН) 2 → CaCO 3 + H 2 O.
Соли
Соли – это вещества, при первичной диссоциации которых не образуются ни ионы Н + , ни ионы ОН - . Это продукты взаимодействия кислот и оснований.
Например: NaCl=Na + +Cl - ;
Ca(HCO 3) 2 =Ca 2+ +2HCO 3 - ;
AlOH(NO 3) 2 =AlOH 2+ +2NO 3 -
Средние соли состоят из анионов и катионов, которые не содержат Н + и ОН - , например: Na 2 SO 4 – сульфат натрия, CaCO 3 – карбонат кальция. Кислые соли содержат катион водорода Н + , например: NaHCO 3 – гидрокарбонат натрия. Основные соли содержат анион ОН - , например (CaOH) 2 CO 3 – гидроксокарбонат кальция.
Для химических свойств всех солей характерны реакции обмена.
1) Соли могут реагировать с кислотами:
а) Сильная кислота вытесняет слабую кислоту из её соли.
Na 2 SiO 3 + 2HCl → 2NaCl + H 2 SiO 3 ↓.
б) Многоосновная кислота может реагировать со своей средней солью с образованием кислых солей.
Na 2 CO 3 + H 2 CO 3 → 2NaHCO 3 ; CuSO 4 + H 2 SO 4 → Cu(HSO 4) 2 .
2) Растворимые соли могут реагировать с растворимыми основаниями, если в результате реакции получится нерастворимое вещество:
2NaOH + CuSO 4 → Cu(OH) 2 ↓ + Na 2 SO 4 ;
Ba(OH) 2 + Na 2 SO 4 → BaSO 4 ↓ + 2NaOH.
3) Две растворимые соли могут реагировать друг с другом, если в результате реакции получится нерастворимое вещество:
NaCl + AgNO 3 → NaNO 3 + AgCl↓.
4) Соли могут реагировать с металлами. В этих реакциях активный металл вытесняет менее активный из его соли.