Амфотерные соединения. Специфика химических свойств

Понятие об эквиваленте элемента. Закон эквивалентности.

Эквивалентов вещества называется его весовое количество, которое взаимодействует без остатка с одной весовой частью водорода или с 8 частями кислорода, или замещает то же количества водорода и кислорода в их соединения.

Закон эквивалентности: Вещества взаимодействуют друг с другом в количествах пропорциональных их эквивалентам. m₁/m₂=M_э1/M_э2;V₁/V₂=V_э1/V_э2 ; m₁/V₂=M_э1/V_э2

Определение эквивалента сложного вещества.

Эквивалентом сложного вещества называется его весовое количество, которое взаимодействует без остатка с 1 молем водорода или 1эквивалентом  любого другого вещества.

М_{э(кислоты)}=М(кислоты) / основность(число Н)

М_{э(основания)}=М(основания)/ кислотность (число ОН)

М_{э(эсоли)}= М(соли)/ В(Ме)*число атомов Ме

М_{э(оксида)}= М(оксида)/ В(эл.)*число атомов эл.

Типы химических реакций.

а) Реакции соединения- это реакции, в результате которых из двух и более исходных веществ образуется одно вещество более сложного состава: А+В=С. Наиболее характерны для органических веществ, в процессе может изменяться степень окисления.

б) Реакции разложения- это реакции, в результате которых из одного сложного вещества образуется несколько веществ более простого состава: А=В+С. Это в основном реакции, идущие на повышение температуры, могут протекать с изменением степеней окисления.

в) Реакции обмена –это реакции, в результате которых взаимодействующие вещества обмениваются своими составными частями: АВ+СД=АД+СВ. Наиболее характерный тип для солей, кислот и оснований, протекают без изменения СО.

г) Реакции замещения- это реакции, в результате которых при взаимодействии простого и сложного веществ образуется новое простое и сложное вещество: А+ВС=АВ+С. Большинство таких реакций окислительно-восстановительные.

Реакции бывают: идущие в газовой форме, в растворах, между твердыми веществами. От кол-ва фаз веществ образующихся в реакции различают: гомогенные реакции, гетерогенные.

Оксиды. Получение оксидов и их свойства.

Оксиды - это сложные вещества, состоящие из 2 элементов один из которых кислород (СО -2).

Оксиды: Солеобразующие (Основные +1,+2; Кислотные +5 и выше; Амфотерные +2,+3,+4), Несолеобразующие(SiO, CO, N₂O,NO).

Получение оксидов:

а) взаимодействие(окисление) простых веществ: 2Mg+O₂=2MgO

б) Разложение некоторых кислородосодержащих веществ(оснований,кислот,солей) при нагревании: Cu(OH)₂=CuO+H₂O

в) Обжиг сульфидов: 2CuS+3O₂=2CuO+2SO₂

 г) Разложение солей слабых кислот: CaCO₃=CaO+CO₂

Свойства: а) Взаимодействие щелочных и щелочноземельных Ме с водой(Be, Mg только в кипящей воде): CaO+H₂O=Ca(OH)₂

б)Взаимодействие с оксидами(кислотные с основными, основные с кислотными, амфотерные и с темит и с теми): CaO+SO₃=CaSO₄

в) Взаимодействие с кислотами: CaO+H₂SO₄=CaSO₄+H₂O

Основания, способы получения, основные свойства.

Основания – это сложные вещества, состоящие из атомов металла и одной или нескольких гидроксильных групп. Основания: растворимые, нерастворимые.

Способы получения:

а) Электролиз водных растворов: 2KCl+2H₂O=2KOH+Cl₂+H₂  

б) Взаимодействие щелочных и щелочноземельных металлов: 2K+2H₂O=2KOH+H₂

в) реакции обмена солей и оснований: MgCl₂+2KOH=Mg(OH)₂+2KCl.

Свойства: почти все твердые, имеют различные цвета.

а) взаимодействие с кислотами: 3KOH+H₃PO₄=K₃PO₄+3H₂O

б) Взаимодействие с кислотными оксидами: 2NaOH+CO₂=Na₂CO₃+H₂O

в) Взаимодействие с солями: CuCl₂+2NH₄OH=Cu(OH)₂+2NH₄Cl

Кислоты, получение и их свойства.

Кислоты - это вещества, состоящие из атомов водорода способного замещаться на атомы металла, и кислотного остатка. Кислоты: органически и неорганические; одноосновные, двухосновные, трехосновные, многоосновные; сильные(HCl,HNO₃,H₂SO₄), слабые(H₂S,H₂SO₃,H₂CO₃,H₃PO₄)

Получение:

а)взаимодействие кислотных оксидов с водой: SO₃+H₂O=H₂SO₄

б)окисление простых веществ: S+2HNO₃=H₂SO₄+2NO₃

в)выделение из солей: Ca₃(PO₄)₂+H₂SO₄=H₃PO₄+CaSO₄

Свойства:

а)взаимодействие с основаниями: HCl+Fe(OH)₂=Fe(OH)₂Cl+H₂O

б) взаимодействие с основными оксидами: FeO+H₂SO₄=FeSO₄+H₂O

в)взаимодействие с солями: BaCl₂+H₂SO₄=BaSO₄+2HCl, Na₂CO₃+H₂SO₄=BaSO₄+2HCl

Соли. Кислые и основные соли. Способы получения солей и их свойства.

Соли - это сложные вещества, состоящие из катиона металла и аниона кислотного остатка.

Кислые соли – это продукт неполной нейтрализации кислоты основанием. Получают при взаимодействии средней соли с кислотами: CaCO₃+H₂CO₃=Ca(HCO₃)₂ –гидрокарбонат кальция.

Основные соли - это продукт неполной нейтрализации основания кислотой. Можно получить при действии небольшого кол-ва щелочи на среднюю соль: 2CuSO₄+2NaOH=(CuOH)₂SO₄ (гидроксосульфат меди)+Na₂SO₄

Получение:

а)взаимодействие Ме с кислотами: Zn+H₂SO₄+H₂

б) взаимодействие щелочи с кислотами(реакция нейтрализации): H₃PO₄+3KOH=K₃PO₄+3H₂O в)взаимодействие основных оксидов с кислотами, взаимодействие кислотных оксидов с основанием: MgO+2HCl=MgCl₂+H₂O; SO₃+2KOH=K₂SO₃+H₂O

Свойства:

а)разложение солей: 2KNO₃=2KNO₂+O₂

б) взаимодействии с растворами щелочей: CuSO₄+2NaOH=Cu(OH)₂+Na₂SO₄

в) взаимодействие с кислотыми при условии необратимости реакции: Na₂S+H₂S=2NaHS

Амфотерные соединения. Специфика химических свойств

1)Элементы, проявляющие в соединениях металлические и неметаллические свойства, называют амфотерными, к ним относятся элементы А-групп Периодической системы - Be, Al, Ga, Ge, Sn, Pb, Sb, Bi, Po и др., а также большинство элементов Б-групп - Cr, Mn, Fe, Zn, Cd, Au и др. Амфотерные оксиды называют так же, как и основные, например:

BeO - оксид бериллия

FeO - оксид железа(II)

Al2O3 - оксид алюминия

Fe2O3 - оксид железа(III)

SnO - оксид олова(II)

MnO2 - оксид марганца(IV)

SnO2 - диоксид олова(IV)

ZnO - оксид цинка(II)

Амфотерные гидроксиды (если степень окисления элемента превышает + II) могут находиться в орто - или (и) мета - форме. Приведем примеры амфотерных гидроксидов:

 

Be(OH)2

- гидроксид бериллия

Al(OH)3

- гидроксид алюминия

AlO(OH)

- метагидроксид алюминия

TiO(OH)2

- дигидроксид-оксид титана

Fe(OH)2

- гидроксид железа(II)

FeO(OH)

- метагидроксид железа

Амфотерным оксидам не всегда соответствуют амфотерные гидроксиды, поскольку при попытке получения последних образуются гидратированные оксиды, например:

SnO2 . nH2O

- полигидрат оксида олова(IV)

Au2O3 . nH2O

- полигидрат оксида золота(I)

Au2O3 . nH2O

- полигидрат оксида золота(III)

Если амфотерному элементу в соединениях отвечает несколько степеней окисления, то амфотерность соответствующих оксидов и гидроксидов (а следовательно, и амфотерность самого элемента) будет выражена по-разному. Для низких степеней окисления у гидроксидов и оксидов наблюдается преобладание основных свойств, а у самого элемента - металлических свойств, поэтому он почти всегда входит в состав катионов. Для высоких степеней окисления, напротив, у гидроксидов и оксидов наблюдается преобладание кислотных свойств, а у самого элемента - неметаллических свойств, поэтому он почти всегда входит в состав анионов. Так, у оксида и гидроксида марганца(II) доминируют основныесвойства, а сам марганец входит в состав катионов типа [Mn(H2O)6]2+, тогда как у оксида и гидроксида марганца(VII) доминируют кислотные свойства, а сам марганец входит в состав аниона типа MnO4- . Амфотерным гидроксидам с большим преобладанием кислотных свойств приписывают формулы и названия по образцу кислотных гидроксидов, например НMnVIIO4 - марганцовая кислота.

Таким образом, деление элементов на металлы и неметаллы - условное; между элементами (Na, K, Ca, Ba и др.) с чисто металлическими и элементами (F, O, N, Cl, S, C и др.) с чисто неметаллическими свойствами существует большая группа элементов с амфотерными свойствами