Амфотерные гидроксиды и оксиды Амфотерность для гидроксида и оксида алюминия

Амфотерные гидроксиды и оксиды
Амфотерность (двойственность свойств) гидроксидов и оксидов многих
элементов проявляется в образовании ими двух типов солей. Например,
для гидроксида и оксида алюминия
а) 2Al(OH)3 + 3SO3 = Al2(SO4)3 + 3H2O
Al2О3 + 3H2SO4 = Al2(SO4)3 + 3H2O
б) 2Al(OH)3 + Na2O = 2NaAlO2 + 3H2O (в расплаве)
Al2О3 + 2NaOH(т) = 2NaAlO2 + H2O (в расплаве)
В реакциях (а) Al(OH)3 и Al2О3 проявляют свойства оснóвных гидроксидов
и оксидов, то есть они подобно щелочам реагируют с кислотами и
кислотными оксидами, образуя соль, в которой алюминий является
катионом Al3+.
Напротив, в реакциях (б) Al(OH)3 и Al2О3 выполняют функцию кислотных
гидроксидов и оксидов, образуя соль, в которой атом алюминия AlIII
входит в состав аниона (кислотного остатка) AlО2−.
Сам элемент алюминий проявляет в этих соединениях свойства металла и
неметалла. Следовательно, алюминий - амфотерный элемент.
Подобные свойства имеют также элементы А-групп - Be, Ga, Ge, Sn, Pb,
Sb, Bi и другие, а также большинство элементов Б-групп - Cr, Mn, Fe, Zn,
Cd и другие.
Например, амфотерность цинка доказывают такие реакции:
а) Zn(OH)2 + N2O5 = Zn(NO3)2 + H2O
ZnO + 2HNO3 = Zn(NO3)2 + H2O
б) Zn(OH)2 + Na2O = Na2ZnO2 + H2O
ZnO + 2NaOH(т) = Na2ZnO2 + H2O
Если амфотерный элемент имеет в соединениях несколько степеней
окисления, то амфотерные свойства наиболее ярко проявляются для
промежуточной степени окисления.
Например, у хрома известны три степени окисления: +II, +III и +VI. В
случае CrIII кислотные и оснóвные свойства выражены примерно в равной
степени, тогда как у CrII наблюдается преобладание оснóвных свойств, а у
CrVI - кислотных свойств:
CrII → CrO, Cr(OH)2 → CrSO4
CrIII → Cr2O3, Cr(OH)3 → Cr2(SO4)3 или KCrO2
CrVI → CrO3, H2CrO4 → K2CrO4
Очень часто амфотерные гидроксиды элементов в степени окисления +III
существуют также в мета-форме, например
AlO(OH) - метагидроксид алюминия, FeO(OH) - метагидроксид железа
(орто-форма "Fe(OH)3" не существует).
Амфотерные гидроксиды практически нерастворимы в воде, наиболее
удобный способ их получения - осаждение из водного раствора с помощью
слабого основания - гидрата аммиака:
Al(NO3)3 + 3(NH3 · H2O) = Al(OH)3↓ + 3NH4NO3 (20 °C)
Al(NO3)3 + 3(NH3 · H2O) = AlO(OH)↓ + 3NH4NO3 + H2O (80 °C)
В случае использования избытка щелочей в обменной реакции подобного
типа гидроксид алюминия осаждаться не будет, поскольку алюминий в
силу
своей
амфотерности
переходит
в
анион:
−
−
Al(OH)3(т) + OH = [Al(OH)4]
Примеры молекулярных уравнений реакций этого типа:
Al(NO3)3 + 4NaOH(избыток) = Na[Al(OH)4] + 3NaNO3
ZnSO4 + 4NaOH(избыток) = Na2[Zn(OH)4] + Na2SO4
Образующиеся соли относятся к числу комплексных соединений
(комплексных солей): они включают комплексные анионы [Al(OH)4]− и
[Zn(OH)4]2−.
Названия этих солей таковы:
Na[Al(OH)4] - тетрагидроксоалюминат натрия
Na2[Zn(OH)4] - тетрагидроксоцинкат натрия
Продукты взаимодействия оксидов алюминия или цинка с твердой
щелочью называются по-другому:
NaAlO2 – алюминат натрия
Na2ZnO2 – цинкат натрия
Подкисление растворов комплексных солей этого типа приводит к
разрушению комплексных анионов:
H+
H+
[Al(OH)4]− → Al(OH)3 → Al3+
Например: 2Na[Al(OH)4] + CO2 = 2Al(OH)3↓ + NaHCO3
Для многих амфотерных элементов точные формулы гидроксидов
низвестны, поскольку из водного раствора вместо гидроксидов выпадают
гидратированные оксиды, например MnO2 · nH2O, Sb2O5 · nH2O.
Амфотерные элементы в свободном виде взаимодействуют как с
типичными кислотами, так и со щелочами:
2Al + 3H2SO4(разб.) = Al2(SO4)3 + H2↑
2Al + 6H2O + 4NaOH(конц.) = 2Na[Al(OH)4] + 3H2↑
В обеих реакциях образуются соли, причем рассматриваемый элемент в
одном случае входит в состав катиона, а во втором - в состав аниона.
Амфотерность хрома
Гидроксид хрома (III) Cr(ОН)3. Амфотерный гидроксид. Серо-зеленый,
разлагается при нагревании, теряя воду и образуя зеленый метагидроксид
CrО(ОН). Не растворяется в воде. Из раствора осаждается в виде сероголубого и голубовато-зеленого гидрата. Реагирует с кислотами и
щелочами, не взаимодействует с гидратом аммиака. Применяется для
синтеза соединений хрома (III).
Уравнения важнейших реакций:
Амфотерность соединений железа
Оксид железа(III) Fe2O3. Амфотерный оксид с преобладанием основных
свойств. Красно-коричневый, имеет ионное строение (Fe3+)2(O2-)3.
Термически устойчив до высоких температур. Не образуется при сгорании
железа на воздухе. Не реагирует с водой, из раствора выпадает бурый
аморфный гидрат Fe2O3 nН2O. Медленно реагирует с кислотами и щелочами.
Сплавляется с оксидами других металлов и образует двойные оксиды —
шпинели (технические продукты называются ферритами).
Уравнения важнейших реакций:
Получение в лаборатории – термическое разложение солей железа(III) на
воздухе:
Fe2(SO4)3 = Fe2O3 + 3SO3 (500–700 °C)
4{Fe(NO3)3 9 H2O} = 2Fe2O3 + 12NO2 + 3O2 + 36H2O (600–700 °C)
В природе – оксидные руды железа гематит Fe2O3 и лимонит Fe2O3 nН2O.
Гидроксид железа (II) Fe(OH)2. Амфотерный гидроксид с преобладанием
основных свойств. Белый (иногда с зеленоватым оттенком), связи Fe – ОН
преимущественно ковалентные. Термически неустойчив. Легко окисляется
на воздухе, особенно во влажном состоянии (темнеет). Нерастворим в воде.
Реагирует с разбавленными кислотами, концентрированными щелочами.
Типичный восстановитель. Промежуточный продукт при ржавлении железа.
Применяется в изготовлении активной массы железоникелевых
аккумуляторов.
Уравнения важнейших реакций:
Получение: осаждение из раствора щелочами или гидратом аммиака в
инертной атмосфере:
Fe2+ + 2OН(разб.) = Fe(OH)2↓
Fe2+ + 2(NH3 H2O) = Fe(OH)2↓ + 2NH4+
Метагидроксид железа FeO(OH). Амфотерный гидроксид с преобладанием
основных свойств. Светло-коричневый, связи Fe – О и Fe – ОН
преимущественно ковалентные.
При нагревании разлагается без плавления. Нерастворим в воде. Осаждается
из раствора в виде бурого аморфного полигидрата Fe2O3 nН2O, который при
выдерживании под разбавленным щелочным раствором или при
высушивании переходит в FeO(OH). Реагирует с кислотами, твердыми
щелочами. Слабый окислитель и восстановитель. Спекается с Fe(OH)2.
Промежуточный продукт при ржавлении железа. Применяется как основа
желтых минеральных красок и эмалей, поглотитель отходящих газов,
катализатор в органическом синтезе.
Соединение состава Fe(OH)3 не известно (не получено).
Уравнения важнейших реакций:
Получение: осаждение из раствора солей железа(III) гидрата Fe2O3 nН2O и его
частичное обезвоживание (см. выше).
В природе – оксидная руда железа лимонит Fe2O3 nН2O и минерал гётит
FeO(OH).
ИОНЫ d-ЭЛЕМЕНТОВ 1В ГРУППЫ
Реакции обнаружения ионов меди Сu2+
Действие группового реагента H2S. Сероводород образует в подкисленных
растворах солей меди черный осадок сульфида меди (II) CuS:
CuSO4 + H2S = CuS + H2SO4,
Действие гидроксида аммония NH4OH. Гидроксид аммония NH4OH, взятый в
избытке, образует с солями меди комплексный катион тетраамминмеди (II)
интенсивно-синего цвета:
CuSO4 + 4NH4OH = [Cu(NH3)4]SO4 + 4Н2O,
Сu2+ + 4NH4OH = [Cu(NH3)4]+ + 4Н2О.
Реакции обнаружения ионов серебра Ag+
Действие группового реагента НС1. Соляная кислота образует с растворами
солей Ag+ практически нерастворимый в воде белый осадок хлорида серебра
AgCl:
Ag+ + Cl- = AgCl.
Обнаружение катиона серебра. Соляная кислота и растворы ее солей (т. е.
хлорид-ионы Сl-) образуют с растворами солей Ag+ практически
нерастворимый в воде белый осадок хлорида серебра AgCl, который хорошо
растворяется в избытке раствора NH4OH; при этом образуется растворимая в
воде комплексная соль серебра хлорид диамминсеребра. При последующем
действии азотной кислоты комплексный ион разрушается и хлорид серебра
снова выпадает в осадок (эти свойства солей серебра используются для его
обнаружения):
AgNO3 + НСl = AgCl + HNO3,
AgCl + 2NH4OH = [Ag(NH3)2]Cl + 2Н2О,
[Ag(NH3)2]Cl + 2HNO3 = AgCl + 2NH4NO3.
ИОНЫ d-ЭЛЕМЕНТОВ IIB ГРУППЫ
Реакции обнаружения ионов цинка Zn
Действие группового реагента (NH4)2S. Сульфид аммония образует с солями
цинка белый осадок сульфида цинка ZnS:
ZnCl2 + (NH4)2S = ZnS + 2NH4Cl,
Действие гидроксидов щелочных металлов. Растворы гидроксидов щелочных
металлов (NaOH, КОН) осаждают из водных растворов солей Zn2+ осадок
гидроксида цинка Zn(OH)2 белого цвета, проявляющий амфотерные
свойства. В избытке щелочи осадок растворяется с образованием бесцветного
раствора комплексной соли тетрагидроксоцинката натрия Na2[Zn(OH)4]:
ZnCl2 + 2NaOH = Zn(OH)2 + 2NaCl,
Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2[Zn(OH)4].
ИОНЫ d-ЭЛЕМЕНТОВ VIB ГРУППЫ
Реакции обнаружения ионов Сr3+
Действие группового реагента (NH4)2S. Из водного раствора сульфид
аммония осаждает катион хрома Сг3+ в виде гидроксида Сг(ОН)3 за счет
полного гидролиза сульфида хрома (III):
2СгС13 + 3(NH4)2S + 6Н2O = 2Сг(ОН)3 + 3H2S + 6NH4C1,
Действие гидроксидов щелочных металлов. Гидроксиды щелочных металлов
(NaOH, КОН) осаждают из растворов солей Сг3+ сине-зеленого цвета
гидроксид хрома Сг(ОН)3 серо-зеленого цвета, обладающий амфотерными
свойствами:
СгС13 + 3NaOH = Сг(ОН)3 + 3NaCl.
Избыток NaOH растворяет осадок с образованием изумрудно-зеленого
раствора комплексной соли гексагидроксохрома (III) натрия:
Сг(ОН)3 + 3NaOH = Na3[Сг(ОН)6].
Действие пероксида водорода Н2О2 в щелочной среде. Пероксид водорода
Н2O2 в щелочной среде окисляет соли хрома (III) в хромат-ионы СгО42желтого цвета:
2Na3[Сr(ОН)6] + 3Н2O2 = 2Na2CrO4 + 8H2O + 2NaOH.
ИОНЫ d-ЭЛЕМЕНТОВ VIIB ГРУППЫ
Реакции обнаружения ионов марганца Мn2+
Действие группового реагента (NH4)2S. Сульфид аммония образует в
растворах солей Мn2+ осадок сульфида марганца бледно-розового (телесного)
цвета:
MnSO4 + (NH4)2S = MnS + (NH4)2SO4,
Действие гидроксидов щелочных металлов. Растворы гидроксидов щелочных
металлов (NaOH, КОН) образуют с растворами солей Мn2+ (растворы солей
Мn2+ имеют бледно-розовый цвет) белый осадок гидроксида марганца (II)
Мn(ОН)2, растворимый в кислотах, но не растворимый в щелочах:
МnС13 + 2NaOH = Мn(ОН)2 + 2NaCl.
Осадок Мn(ОН)2 кислородом воздуха постепенно окисляется до бурого
оксида-гидроксида марганца (IV) МnО(ОН)2, который также легко
образуется при окислении растворов Mn2+ пероксидом водорода Н2Сl2:
Мn(ОН)2 + Н2O2 = MnO(OH)2 + Н2O.
ИОНЫ d-ЭЛЕМЕНТОВ VIII ГРУППЫ
Реакции обнаружения ионов железа Fe2+
Действие группового реагента (NH4)2S. Сульфид аммония оса дает из
растворов солей Fe2+ черный осадок сульфида железа (II):
FeSO4 + (NH4)2S = FeS + (NH4)2SO4,
Действие гексацианоферрата (III) калия K3[Fe(CN)6]. Гексацианоферрат(Ш)
калия окисляет Fe2+ в Fe3+:
Fe2+ + [Fe(CN)6]3- = Fe3+ + [Fe(CN)6]
Образовавшиеся ионы Fe3+ образуют с анионами гексацианноферрата(II)
новый комплексный анион:
Fe3+ + К+ + [Fe(CN)6]4- = KFe3+[Fe2+(CN)6]
Соединение KFe3+[Fe2+(CN)6] носит название турнбулевой cини.
Действие гидроксидов щелочных металлов. Растворы гидроксидов щелочных
металлов (NaOH, КОН) осаждают из растворов ее лей Fe2+ гидроксид железа
(II) Fe(OH)2, который в обычных условиях на воздухе имеет грязнозеленоватый цвет в результате частичного окисления до Fе(ОН)3:
FeCl2 + 2NaOH = Fe(OH)2 + 2NaCl
4Fe(OH)2 + О2 + 2H2O == 4Fе(ОН)3
Реакции обнаружения ионов железа Fe3+
Действие группового реагента (NH4)2S. Сульфид аммония дае солями Fe3+
черный осадок сульфида железа (II) FeS:
2FеСl3 + 3(NH4)2S = 2FeS + 6NH4C1 + S
2Fe3+ + 3S2- = 2FeS + S
Действие гексацианоферрата (II) калия K4[Fe(CN)6]. Гексацианоферрат (II)
калия K4[Fe(CN)6] образует с растворами солей Fe3+ (имеет желтую окраску)
темно-синий осадок гексацианоферрата (II) железа (III) (берлинскую лазурь),
который, по данным рентгеноструктурного анализа, идентичен турнбулевой
сини:
FеС13 + К4[Fе(СN)6] = KFe[Fe(CN)6] + ЗКС1
Действие гидроксидов щелочных металлов. Растворы гидроксидов щелочных
металлов (NaOH, КОН) образуют с растворами солей Fe3+ красно-бурый
осадок гидроксида железа (III) Fе(ОН)3, практически не обладающий
амфотерными свойствами:
FеС13 + 3NaOH = Fе(ОН)3 + 3NaCl