Los metales anfóteros son sustancias ordinarias que son similares en estructura y propiedades químicas y físicas al grupo de piezas del hierro. Los metales en sí no pueden presentar parámetros anfóteros, a diferencia de sus compuestos. Por ejemplo, los óxidos e hidróxidos de ciertos metales tienen una naturaleza química dual: en algunas condiciones se comportan como ácidos y en otras tienen las propiedades de los álcalis.
Los principales metales anfóteros son el aluminio, el zinc, el cromo y el hierro. En este grupo de partes también se pueden incluir berilio y estroncio.
¿Qué es la anfotericidad?
La primera vez que se encontró esta propiedad fue hace bastante tiempo. Y el término "elementos anfóteros" fue introducido en la ciencia en 1814 por los famosos químicos L. Tenard y J. Gay-Lussac. En aquellos días, era costumbre dividir los compuestos químicos en grupos que correspondían a sus principales cualidades durante las reacciones.
Sin embargo, el grupo de los óxidos y las bases tenía capacidades duales. En algunas condiciones, estas sustancias se comportaban como álcalis, mientras que en otras, por el contrario, actuaban como ácidos. Precisamente así apareció el término “anfotericidad”. Para tales productos químicos, el comportamiento durante una reacción ácido-base depende de los criterios para su implementación, la naturaleza de los reactivos involucrados y también de los parámetros del solvente.
Es curioso que en condiciones naturales los metales anfóteros puedan interactuar tanto con álcalis como con ácidos. Por ejemplo, cuando el aluminio reacciona con el ácido sulfato, aparece sulfato de aluminio. Y cuando el mismo metal reacciona con un álcali concentrado, aparece una sal que lo abarca todo.
Bases anfóteras y sus principales características.
Según criterios normales se trata de sólidos. Son prácticamente insolubles en agua y se consideran electrolitos bastante débiles.
La principal forma de obtener dichas bases es haciendo reaccionar una sal metálica con una pequeña cantidad de álcali. La reacción de precipitación debe realizarse lenta y cuidadosamente. Por ejemplo, al preparar hidróxido de zinc, se agrega cuidadosamente hidróxido de sodio gota a gota a un tubo de ensayo con cloruro de zinc. Cada vez es necesario agitar ligeramente el recipiente para ver el depósito de metal blanco como la nieve en el fondo del plato.
Las sustancias anfóteras reaccionan con ácidos y óxidos de ácido como bases. Por ejemplo, cuando el hidróxido de zinc reacciona con el ácido clorhídrico aparece el cloruro de zinc.
Pero durante las reacciones con bases, las bases anfóteras se comportan como ácidos.
Además, tras un fuerte calentamiento, los hidróxidos anfóteros se descomponen para formar el correspondiente óxido anfótero y agua.
Los metales anfóteros más comunes: línea corta.
Zinc Pertenece al grupo de las partes anfóteras. Y aunque las aleaciones de esta sustancia se utilizaban ampliamente en las civilizaciones antiguas, no fue aislada en su forma pura hasta 1746.
El metal inmaculado es una sustancia azulada bastante quebradiza. En el aire, el zinc se oxida rápidamente: su superficie se vuelve opaca y se cubre con una fina película de óxido.
En la naturaleza, el zinc existe principalmente en forma de minerales: zincitas, smithsonitas y calamitas. La sustancia más conocida es la blenda de zinc, que consiste en sulfuro de zinc. Los mayores depósitos de este mineral se encuentran en Bolivia y Australia.
Aluminio Hoy en día se considera el metal más extendido del planeta. Sus aleaciones se utilizaron durante muchos siglos y en 1825 se aisló la sustancia en su forma pura.
El aluminio puro es un metal ligero de color plateado. Es fácil de mecanizar y moldear. Este elemento tiene la mayor conductividad eléctrica y térmica. Además, este metal es resistente a la corrosión. El hecho es que su superficie está cubierta por una película de óxido estrecha pero muy estable.
Hoy en día, el aluminio se utiliza ampliamente en la industria.
Dedicaremos esta lección al estudio de los óxidos e hidróxidos anfóteros. Aquí hablaremos de sustancias que tienen propiedades anfóteras (duales) y las características de las reacciones químicas que se producen con ellas. Pero primero, repitamos con qué reaccionan los óxidos ácidos y básicos. A continuación consideraremos ejemplos de óxidos e hidróxidos anfóteros.
Tema: Introducción
Lección: Óxidos e hidróxidos anfóteros
Arroz. 1. Sustancias que presentan propiedades anfóteras.
Los óxidos básicos reaccionan con los óxidos ácidos y los óxidos ácidos reaccionan con las bases. Pero hay sustancias cuyos óxidos e hidróxidos, según las condiciones, reaccionarán tanto con ácidos como con bases. Tales propiedades se llaman anfótero.
Las sustancias con propiedades anfóteras se muestran en la Fig. 1. Se trata de compuestos formados por berilio, zinc, cromo, arsénico, aluminio, germanio, plomo, manganeso, hierro y estaño.
En la Tabla 1 se dan ejemplos de sus óxidos anfóteros.
Consideremos las propiedades anfóteras de los óxidos de zinc y aluminio. Usando el ejemplo de su interacción con óxidos básicos y ácidos, con ácidos y álcalis.
ZnO + Na 2 O → Na 2 ZnO 2 (zincato de sodio). El óxido de zinc se comporta como un ácido.
ZnO + 2NaOH → Na 2 ZnO 2 + H 2 O
3ZnO + P 2 O 5 → Zn 3 (PO 4) 2 (fosfato de zinc)
ZnO + 2HCl → ZnCl 2 + H 2 O
El óxido de aluminio se comporta de manera similar al óxido de zinc:
Interacción con óxidos básicos y bases:
Al 2 O 3 + Na 2 O → 2NaAlO 2 (metaaluminato de sodio). El óxido de aluminio se comporta como un ácido.
Al 2 O 3 + 2NaOH → 2NaAlO 2 + H 2 O
Interacción con óxidos ácidos y ácidos. Exhibe las propiedades de un óxido básico.
Al 2 O 3 + P 2 O 5 → 2AlPO 4 (fosfato de aluminio)
Al 2 O 3 + 6HCl → 2AlCl 3 + 3H 2 O
Las reacciones consideradas ocurren cuando se calientan, durante la fusión. Si tomamos soluciones de sustancias, las reacciones se desarrollarán de manera algo diferente.
ZnO + 2NaOH + H 2 O → Na 2 (tetrahidroxoaluminato de sodio) Al 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O → 2Na (tetrahidroxoaluminato de sodio)
Como resultado de estas reacciones se obtienen sales que son complejas.
Arroz. 2. Minerales de óxido de aluminio
Óxido de aluminio.
El óxido de aluminio es una sustancia extremadamente común en la Tierra. Forma la base de arcilla, bauxita, corindón y otros minerales. Figura 2.
Como resultado de la interacción de estas sustancias con ácido sulfúrico, se obtiene sulfato de zinc o sulfato de aluminio.
ZnO + H 2 SO 4 → ZnSO 4 + H 2 O
Al 2 O 3 + 3H 2 SO 4 → Al 2 (SO 4) 3 + 3H 2 O
Las reacciones de los hidróxidos de zinc y aluminio con el óxido de sodio ocurren durante la fusión, porque estos hidróxidos son sólidos y no forman parte de soluciones.
La sal de Zn(OH) 2 + Na 2 O → Na 2 ZnO 2 + H 2 O se llama zincato de sodio.
La sal 2Al(OH) 3 + Na 2 O → 2NaAlO 2 + 3H 2 O se llama metaaluminato de sodio.
Arroz. 3. Hidróxido de aluminio
Las reacciones de bases anfóteras con álcalis se caracterizan por sus propiedades ácidas. Estas reacciones se pueden llevar a cabo tanto por fusión de sólidos como en soluciones. Pero esto dará como resultado sustancias diferentes, es decir. Los productos de reacción dependen de las condiciones de reacción: en estado fundido o en solución.
Zn(OH)2 + 2NaOH sólido. Na2ZnO2 + 2H2O
Al(OH)3 + NaOH sólido. NaAlO2 + 2H2O
Solución de Zn(OH) 2 + 2NaOH → Na 2 Al(OH) 3 + solución de NaOH → tetrahidroxoaluminato de sodio Na Al(OH) 3 + solución de 3NaOH → hexahidroxoaluminato de sodio Na 3.
Que resulte ser tetrahidroxoaluminato de sodio o hexahidroxoaluminato de sodio depende de la cantidad de álcali que tomamos. En la última reacción, se toma una gran cantidad de álcali y se forma hexahidroxoaluminato de sodio.
Los elementos que forman compuestos anfóteros pueden exhibir propiedades anfóteras.
Zn + 2NaOH + 2H 2 O → Na 2 + H 2 (tetrahidroxozincato de sodio)
2Al + 2NaOH + 6H 2 O → 2Na + 3H 2 ((tetrahidroxoaluminato de sodio)
Zn + H 2 SO 4 (diluido) → ZnSO 4 + H 2
2Al + 3H 2 SO 4 (dil.) → Al 2 (SO 4) 3 + 3H 2
Recuerde que los hidróxidos anfóteros son bases insolubles. Y cuando se calientan, se descomponen formando óxido y agua.
Descomposición de bases anfóteras al calentar.
2Al(OH)3Al2O3 + 3H2O
Zn(OH)2ZnO + H2O
Resumiendo la lección.
Aprendiste las propiedades de los óxidos e hidróxidos anfóteros. Estas sustancias tienen propiedades anfóteras (duales). Las reacciones químicas que se producen con ellos tienen características propias. Has visto ejemplos de óxidos e hidróxidos anfóteros. .
1. Rudzitis G.E. Inorgánico y química Orgánica. 8vo grado: libro de texto para instituciones de educación general: nivel básico / G. E. Rudzitis, F.G. Feldman.M.: Ilustración. 2011, 176 págs.: enfermo.
2. Popel P.P. Química: 8vo grado: libro de texto para instituciones de educación general / P.P. Popel, LS Krivlya. -K.: IC “Academia”, 2008.-240 p.: enfermo.
3. Gabrielyan O.S. Química. Noveno grado. Libro de texto. Editorial: Avutarda: 2001. 224s.
1. No. 6,10 (pág. 130) Rudzitis G.E. Química inorgánica y orgánica. 9no grado: libro de texto para instituciones de educación general: nivel básico / G. E. Rudzitis, F.G. Feldman.M.: Ilustración. 2008, 170 págs.: enfermo.
2. Escribe la fórmula del hexahidroxoaluminato de sodio. ¿Cómo se obtiene esta sustancia?
3. Se añadió gradualmente solución de hidróxido de sodio a la solución de sulfato de aluminio hasta que hubo exceso. ¿Qué observaste? Escribe las ecuaciones de reacción.
La química es siempre una unidad de opuestos.
Consideremos los elementos de la tabla periódica, cuyos compuestos exhiben propiedades anfóteras (opuestas).
· Algunos elementos, por ejemplo, los compuestos K (K2O - óxido, KOH - hidróxido) exhiben propiedades básicas.
Propiedades principales: interacción con óxidos ácidos y ácidos.
Casi todos los metales que presentan estados de oxidación +1 y +2) forman básicoóxidos e hidróxidos.
· Algunos elementos ( todos los no metales y elementos d con estados de oxidación +5 y +6) forman ácido conexiones.
Los compuestos ácidos son óxidos y sus correspondientes ácidos que contienen oxígeno; reaccionan con óxidos básicos y bases para formar sales.
Y hay elementos que forman óxidos e hidróxidos que exhiben propiedades tanto ácidas como básicas, es decir, son compuestos anfóteros .
La mayoría de los óxidos e hidróxidos anfóteros son sustancias sólidas (o gelatinosas), ligeramente o insolubles en agua.
¿Qué elementos forman compuestos anfóteros?
Hay una regla, un poco arbitraria, pero bastante práctica:
· Los elementos se encuentran en la diagonal dibujada condicionalmente Be - At: la más común en currículum escolar- estos son Be y Al
Los hidróxidos y óxidos anfóteros están formados por metales, elementos d en un estado de oxidación medio, por ejemplo.
Cr2O3, Cr(OH)3; Fe2O3, Fe(OH)3
· Y tres excepciones: metales Zn, Pb, Sn formar los siguientes compuestos y anfótero conexiones.
Los óxidos anfóteros más comunes (y sus correspondientes hidróxidos):
ZnO, Zn(OH) 2, BeO, Be(OH) 2, PbO, Pb(OH) 2, SnO, Sn(OH) 2, Al 2 O 3, Al(OH) 3, Fe 2 O 3, Fe( OH)3, Cr2O3, Cr(OH)3
Las propiedades de los compuestos anfóteros no son difíciles de recordar: interactúan con ácidos y álcalis.
Al interactuar con ácidos todo es simple, en estas reacciones los compuestos anfóteros se comportan como los básicos:
Al 2 O 3 + 6HCl → 2AlCl 3 + 3H 2 O
ZnO + H 2 SO 4 → ZnSO 4 + H 2 O
BeO + HNO 3 → Be(NO 3) 2 + H 2 O
Los hidróxidos reaccionan de la misma manera:
Fe(OH)3 + 3HCl → FeCl3 + 3H2O
Pb(OH)2 + 2HCl → PbCl2 + 2H2O
· La interacción con los álcalis es un poco más complicada. En estas reacciones, los compuestos anfóteros se comportan como ácidos y los productos de reacción pueden ser diferentes, según las condiciones.
O la reacción ocurre en solución o las sustancias que reaccionan se toman como sólidos y se fusionan.
· Interacción de compuestos básicos con anfóteros durante la fusión.
Veamos el ejemplo del hidróxido de zinc. Como se mencionó anteriormente, los compuestos anfóteros interactúan con compuestos básicos y se comportan como ácidos. Entonces, escribamos hidróxido de zinc Zn(OH) 2 como un ácido. El ácido tiene hidrógeno delante, saquémoslo: H 2 ZnO 2 . Y la reacción del álcali con el hidróxido se producirá como si fuera un ácido. “Residuo ácido” ZnO 2 2-divalente:
2KOH (sólido) + H 2 ZnO 2 (sólido) (t, fusión) → K 2 ZnO 2 + 2H 2 O
La sustancia resultante K 2 ZnO 2 se llama metazincato de potasio (o simplemente zincato de potasio). Esta sustancia es una sal de potasio y el hipotético "ácido de zinc" H 2 ZnO 2 (no es del todo correcto llamar sales a estos compuestos, pero por nuestra propia conveniencia nos olvidaremos de eso). Simplemente escriba hidróxido de zinc así: H 2 ZnO 2 - no es bueno. Escribimos Zn(OH) 2 como de costumbre, pero queremos decir (para nuestra propia conveniencia) que es un “ácido”:
2KOH (sólido) + Zn(OH) 2 (sólido) (t, fusión) → K 2 ZnO 2 + 2H 2 O
Con los hidróxidos, que tienen 2 grupos OH, todo será igual que con el zinc:
Be(OH) 2 (sólido) + 2NaOH (sólido) (t, fusión) → 2H 2 O + Na 2 BeO 2 (metaberilato de sodio o berilato)
Con los hidróxidos anfóteros con tres grupos OH (Al(OH)3, Cr(OH)3, Fe(OH)3) la situación es un poco diferente.
Veamos el ejemplo del hidróxido de aluminio: Al(OH)3, lo escribimos en forma de ácido: H3AlO3, pero no lo dejamos así, sino que sacamos el agua de ahí:
H 3 AlO 3 - H 2 O → HAlO 2 + H 2 O.
Es este “ácido” (HAlO 2) con el que trabajamos:
HAlO 2 + KOH → H 2 O + KAlO 2 (metaaluminato de potasio, o simplemente aluminato)
Pero el hidróxido de aluminio no se puede escribir así HAlO 2, lo escribimos como de costumbre, pero allí nos referimos a "ácido":
Al(OH)3(sólido) + KOH (sólido) (t, fusión)→ 2H2O + KAlO2 (metaaluminato de potasio)
Lo mismo con el hidróxido de cromo: Cr(OH) 3 → H 3 CrO 3 → HCrO 2
Cr(OH)3(sólido) + KOH (sólido) (t, fusión)→ 2H2O + KCrO2 (metacromato de potasio,
PERO NO EL CROMADO, los cromatos son sales de ácido crómico).
Los mismos principios que en los nombres de las "sales" ordinarias, el elemento en el estado de oxidación más alto es el sufijo AT, en el intermedio - IT.
Estos compuestos siempre se forman cuando entran en contacto un “mundo” fuertemente básico (álcalis) y uno anfótero (durante la fusión). Es decir, los óxidos anfóteros reaccionarán de la misma forma que los hidróxidos anfóteros con los álcalis.
Interacciones:
1. Óxido anfótero con un óxido básico fuerte:
ZnO (sólido) + K 2 O (sólido) (t, fusión) → K 2 ZnO 2 (metazincato de potasio, o simplemente zincato de potasio)
2. Óxido anfótero con álcali:
ZnO (sólido) + 2KOH (sólido) (t, fusión) → K 2 ZnO 2 + H 2 O
3. Hidróxido anfótero con un óxido básico fuerte:
Zn(OH) 2 (sólido) + K 2 O (sólido) (t, fusión) → K 2 ZnO 2 + H 2 O
4. Hidróxido anfótero con álcali:
Zn(OH) 2 (sólido) + 2KOH (sólido) (t, fusión) → K 2 ZnO 2 + 2H 2 O
Recuerde, las reacciones anteriores ocurren durante la fusión.
· Interacción de compuestos anfóteros con ÁLKALI (aquí solo álcali) en solución.
En el Examen Estatal Unificado esto se denomina "disolución de hidróxido de aluminio (zinc, berilio, etc.) con álcali". Esto se debe a la capacidad de los metales en la composición de hidróxidos anfóteros en presencia de un exceso de iones de hidróxido (en un medio alcalino) para unir estos iones entre sí. Se forma una partícula con un metal (aluminio, berilio, etc.) en el centro, que está rodeado de iones hidróxido. Esta partícula queda cargada negativamente (anión) debido a los iones hidróxido, y este ion se llamará hidroxoaluminato, hidroxizincato, hidroxoberillato, etc.
Escribamos la ecuación iónica abreviada para estos procesos:
Al(OH)3 + OH - → Al(OH)4 -
El ion resultante se llama "ion tetrahidroxoaluminato". Se añade el prefijo “tetra-” porque hay cuatro iones hidróxido. El ion tetrahidroxialuminato tiene carga -, ya que el aluminio tiene una carga de 3+ y cuatro iones de hidróxido tienen una carga de 4-, el total es -.
Cuando un álcali reacciona con un hidróxido anfótero, se forma una sal en la solución. El catión es un catión alcalino y el anión es un ion complejo, cuya formación discutimos anteriormente. El anión es corchetes.
Al(OH) 3 + KOH → K (tetrahidroxoaluminato de potasio)
No olvide asegurarse de que todos los índices se ingresen correctamente. Lleve un registro de los cargos y tenga en cuenta que su suma debe ser igual a cero.
Además de los hidróxidos anfóteros, los óxidos anfóteros reaccionan con los álcalis. El producto será el mismo. Solo si escribes la reacción así:
Al 2 O 3 + NaOH → Na
Pero esta reacción no es igual para ti. Es necesario agregar agua en el lado izquierdo, porque la interacción ocurre en solución, hay suficiente agua allí y todo se igualará:
Al 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O → 2Na
Además de los óxidos e hidróxidos anfóteros, algunos metales particularmente activos que forman compuestos anfóteros interactúan con soluciones alcalinas. A saber: aluminio, zinc y berilio. Para igualar, también se necesita agua por la izquierda. Y, además, la principal diferencia entre estos procesos es la liberación de hidrógeno:
2Al + 2NaOH + 6H 2 O → 2Na + 3H 2
2Al + 6NaOH + 6H 2 O → 2Na 3 + 3H 2
La siguiente tabla muestra los más comunes en Ejemplos de exámenes estatales unificados Propiedades de los compuestos anfóteros:
Las sales obtenidas en estas interacciones reaccionan con los ácidos formando otras dos sales (sales de un determinado ácido y dos metales):
2Na 3 + 6H 2 SO 4 → 3Na 2 SO 4 + Al 2 (SO 4) 3 + 12H 2 O
¡Eso es todo! Nada complicado. Lo principal es no confundir, recordar lo que se forma durante la fusión y lo que está en solución. Muy a menudo, las tareas sobre este tema se encuentran en la Parte B.
Bases, hidróxidos anfóteros
Las bases son sustancias complejas que constan de átomos metálicos y uno o más grupos hidroxilo (-OH). La fórmula general es Me +y(OH)y, donde y es el número de grupos hidroxo igual al estado de oxidación del metal Me. La tabla muestra la clasificación de bases.
Propiedades de los álcalis, hidróxidos de metales alcalinos y alcalinotérreos.
1. Las soluciones acuosas de álcalis son jabonosas al tacto, cambian el color de los indicadores: tornasol - en Color azul, fenolftaleína - en carmesí.
2. Las soluciones acuosas se disocian:
3. Interactuar con ácidos, entrando en una reacción de intercambio:
Las bases poliácidas pueden dar sales medias y básicas:
4. Reaccionar con óxidos ácidos formando sales medias y ácidas dependiendo de la basicidad del ácido correspondiente a este óxido:
5. Interactuar con óxidos e hidróxidos anfóteros:
a) fusión:
b) en soluciones:
6. Interactuar con sales solubles en agua si se forma un precipitado o gas:
Las bases insolubles (Cr(OH) 2, Mn(OH) 2, etc.) interactúan con los ácidos y se descomponen cuando se calientan:
Hidróxidos anfóteros
Los compuestos anfóteros son compuestos que, dependiendo de las condiciones, pueden ser tanto donantes de cationes de hidrógeno y exhibir propiedades ácidas, como sus aceptores, es decir, exhibir propiedades básicas.
Propiedades químicas de los compuestos anfóteros.
1. Al interactuar con ácidos fuertes, exhiben propiedades básicas:
Zn(OH)2 + 2HCl = ZnCl2 + 2H2O
2. Al interactuar con álcalis, bases fuertes, exhiben propiedades ácidas:
Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2 ( sal compleja)
Al(OH)3 + NaOH = Na ( sal compleja)
Los compuestos complejos son aquellos en los que al menos un enlace covalente se forma mediante un mecanismo donante-aceptor.
El método general de preparación de bases se basa en reacciones de intercambio, con la ayuda de las cuales se pueden obtener bases tanto insolubles como solubles.
CuSO 4 + 2KOH = Cu(OH) 2 ↓ + K 2 SO 4
K 2 CO 3 + Ba (OH) 2 = 2 KOH + BaCO 3 ↓
Cuando se obtienen bases solubles mediante este método, precipita una sal insoluble.
Al preparar bases insolubles en agua con propiedades anfóteras, se debe evitar el exceso de álcali, ya que puede producirse la disolución de la base anfótera, por ejemplo:
AlCl 3 + 4KOH = K[Al(OH) 4 ] + 3KCl
En tales casos, se utiliza hidróxido de amonio para obtener hidróxidos en los que los hidróxidos anfóteros no se disuelven:
AlCl 3 + 3NH 3 + ZH 2 O = Al(OH) 3 ↓ + 3NH 4 Cl
Los hidróxidos de plata y mercurio se descomponen tan fácilmente que al intentar obtenerlos mediante reacción de intercambio, en lugar de hidróxidos, precipitan óxidos:
2AgNO 3 + 2KOH = Ag 2 O↓ + H 2 O + 2KNO 3
En la industria, los álcalis se suelen obtener mediante electrólisis de soluciones acuosas de cloruros.
2NaCl + 2H 2 O → ϟ → 2NaOH + H 2 + Cl 2
Los álcalis también se pueden obtener haciendo reaccionar metales alcalinos y alcalinotérreos o sus óxidos con agua.
2Li + 2H 2 O = 2LiOH + H 2
SrO + H2O = Sr(OH)2
Ácidos
Los ácidos son sustancias complejas cuyas moléculas están formadas por átomos de hidrógeno que pueden ser reemplazados por átomos metálicos y residuos ácidos. En condiciones normales, los ácidos pueden ser sólidos (H 3 PO 4 fosfórico; silicio H 2 SiO 3) y líquidos (en su forma pura, el ácido sulfúrico H 2 SO 4 será líquido).
Gases como cloruro de hidrógeno HCl, bromuro de hidrógeno HBr y sulfuro de hidrógeno H 2 S forman los ácidos correspondientes en soluciones acuosas. El número de iones de hidrógeno formados por cada molécula de ácido durante la disociación determina la carga del residuo ácido (anión) y la basicidad del ácido.
De acuerdo a Teoría protolítica de ácidos y bases. propuesto simultáneamente por el químico danés Brønsted y el químico inglés Lowry, un ácido es una sustancia dividiéndose con esta reacción protones, A base- una sustancia que puede aceptar protones.
ácido → base + H +
A partir de tales ideas queda claro propiedades básicas del amoníaco, que, debido a la presencia de un par de electrones solitario en el átomo de nitrógeno, acepta efectivamente un protón cuando interactúa con ácidos, formando un ion amonio a través de un enlace donante-aceptor.
HNO 3 + NH 3 ⇆ NH 4 + + NO 3 —
ácido base ácido base
Más definición generalácidos y bases propuesto por el químico estadounidense G. Lewis. Sugirió que las interacciones ácido-base son completamente No necesariamente ocurren con la transferencia de protones. En la determinación de Lewis de ácidos y bases, el papel principal en las reacciones químicas lo desempeña pares de electrones
Los cationes, aniones o moléculas neutras que pueden aceptar uno o más pares de electrones se denominan Ácidos de Lewis.
Por ejemplo, el fluoruro de aluminio AlF 3 es un ácido, ya que es capaz de aceptar un par de electrones cuando interactúa con el amoníaco.
AlF 3 + :NH 3 ⇆ :
Los cationes, aniones o moléculas neutras capaces de donar pares de electrones se denominan bases de Lewis (el amoníaco es una base).
La definición de Lewis cubre todos los procesos ácido-base que fueron considerados por las teorías propuestas anteriormente. La tabla compara las definiciones de ácidos y bases utilizadas actualmente.
Nomenclatura de ácidos
Dado que existen diferentes definiciones de ácidos, su clasificación y nomenclatura son bastante arbitrarias.
Según el número de átomos de hidrógeno capaces de eliminarse en una solución acuosa, los ácidos se dividen en monobásico(por ejemplo, HF, HNO 2), con dos bases(H 2 CO 3, H 2 SO 4) y tribásico(H3PO4).
Según la composición del ácido, se dividen en libre de oxígeno(HCl, H 2 S) y que contiene oxígeno(HClO 4, HNO 3).
Generalmente nombres de ácidos que contienen oxígeno se derivan del nombre del no metal con la adición de las terminaciones -kai, -vaya, si el estado de oxidación del no metal es igual al número de grupo. A medida que disminuye el estado de oxidación, los sufijos cambian (en orden decreciente del estado de oxidación del metal): -opaco, oxidado, -ovado:
Si consideramos la polaridad del enlace hidrógeno-no metal dentro de un período, podemos relacionar fácilmente la polaridad de este enlace con la posición del elemento en la tabla periódica. De los átomos metálicos, que pierden fácilmente electrones de valencia, los átomos de hidrógeno aceptan estos electrones, formando una capa estable de dos electrones como la capa de un átomo de helio, y dan hidruros metálicos iónicos.
En los compuestos de hidrógeno de elementos de los grupos III-IV de la tabla periódica, el boro, el aluminio, el carbono y el silicio forman enlaces covalentes débilmente polares con átomos de hidrógeno que no son propensos a la disociación. Para elementos Grupos V-VII En el sistema periódico, dentro de un período, la polaridad del enlace no metal-hidrógeno aumenta con la carga del átomo, pero la distribución de cargas en el dipolo resultante es diferente que en los compuestos de hidrógeno de elementos que tienden a donar electrones. Los átomos no metálicos, que requieren varios electrones para completar la capa electrónica, atraen (polarizan) un par de electrones enlazantes con mayor fuerza cuanto mayor es la carga nuclear. Por lo tanto, en la serie CH 4 - NH 3 - H 2 O - HF o SiH 4 - PH 3 - H 2 S - HCl, los enlaces con átomos de hidrógeno, aunque permanecen covalentes, se vuelven de naturaleza más polar y el átomo de hidrógeno en el El dipolo del enlace elemento-hidrógeno se vuelve más electropositivo. Si las moléculas polares se encuentran en un disolvente polar, puede ocurrir un proceso de disociación electrolítica.
Analicemos el comportamiento de los ácidos que contienen oxígeno en soluciones acuosas. Estos ácidos tienen Conexión N-O-E y, naturalmente, la polaridad del enlace H-O está influenciada por el enlace O-E. Por tanto, estos ácidos suelen disociarse más fácilmente que el agua.
H 2 SO 3 + H 2 O ⇆ H 3 O + + HSO 3
HNO 3 + H 2 O ⇆ H 3 O + + NO 3
Veamos algunos ejemplos propiedades de los ácidos que contienen oxígeno, formado por elementos que son capaces de presentar diferentes grados de oxidación. Se sabe que ácido hipocloroso HClO muy débilácido cloroso HClO 2 también débil, pero más fuerte que el ácido hipocloroso HClO 3 fuerte. El ácido perclórico HClO 4 es uno de el más fuerteÁcidos inorgánicos.
Para la disociación de tipo ácido (con eliminación del ion H), se requiere una ruptura Conexiones ON. ¿Cómo podemos explicar la disminución de la fuerza de este enlace en la serie HClO - HClO 2 - HClO 3 - HClO 4? En esta serie, aumenta el número de átomos de oxígeno asociados con el átomo de cloro central. Cada vez que se forma un nuevo enlace oxígeno-cloro, la densidad electrónica se extrae del átomo de cloro y, por tanto, del enlace simple O-Cl. Como resultado, la densidad electrónica abandona parcialmente el enlace O-H, que como resultado se debilita.
este patrón - fortalecimiento de las propiedades ácidas con un mayor grado de oxidación del átomo central - Característica no solo del cloro, sino también de otros elementos. Por ejemplo, el ácido nítrico HNO 3, en el que el estado de oxidación del nitrógeno es +5, es más fuerte que el ácido nitroso HNO 2 (el estado de oxidación del nitrógeno es +3); El ácido sulfúrico H 2 SO 4 (S +6) es más fuerte que el ácido sulfuroso H 2 SO 3 (S +4).
Obtención de ácidos
1. Se pueden obtener ácidos libres de oxígeno. por combinación directa de no metales con hidrógeno.
H 2 + Cl 2 → 2HCl,
H 2 + S ⇆ H 2 S
2. Se pueden obtener algunos ácidos que contienen oxígeno. interacción de óxidos ácidos con agua.
3. Se pueden obtener ácidos tanto libres de oxígeno como ácidos que contienen oxígeno. por reacciones metabólicas entre sales y otros ácidos.
BaBr 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2НВr
CuSO 4 + H 2 S = H 2 SO 4 + CuS↓
FeS + H 2 SO 4 (pa zb) = H 2 S + FeSO 4
NaCl (T) + H 2 SO 4 (conc) = HCl + NaHSO 4
AgNO 3 + HCl = AgCl↓ + HNO 3
CaCO 3 + 2HBr = CaBr 2 + CO 2 + H 2 O
4. Algunos ácidos se pueden obtener usando reacciones redox.
H 2 O 2 + ASI 2 = H 2 ASI 4
3P + 5HNO 3 + 2H 2 O = ZN 3 PO 4 + 5NO 2
Sabor amargo, efecto sobre los indicadores, conductividad eléctrica, interacción con metales, óxidos, bases y sales básicos y anfóteros, formación de ésteres con alcoholes: estas propiedades son comunes a los ácidos inorgánicos y orgánicos.
Se puede dividir en dos tipos de reacciones:
1) son comunes Para ácidos las reacciones están asociadas con la formación del ion hidronio H 3 O + en soluciones acuosas;
2) específico(es decir, características) reacciones ácidos específicos.
El ion hidrógeno puede entrar en redox reacción, reduciéndose a hidrógeno, así como en una reacción compuesta con partículas cargadas negativamente o neutras que tienen pares de electrones libres, es decir, en reacciones ácido-base.
A propiedades generales Los ácidos incluyen reacciones de ácidos con metales en la serie de voltaje hasta el hidrógeno, por ejemplo:
Zn + 2Н + = Zn 2+ + Н 2
Las reacciones ácido-base incluyen reacciones con óxidos y bases básicos, así como con sales intermedias, básicas y, a veces, ácidas.
2CO 3 + 4HBr = 2CuBr 2 + CO 2 + 3H 2 O
Mg(HCO 3) 2 + 2HCl = MgCl 2 + 2CO 2 + 2H 2 O
2KHSO 3 + H 2 SO 4 = K 2 SO 4 + 2SO 2 + 2H 2 O
Tenga en cuenta que los ácidos polibásicos se disocian paso a paso y en cada paso posterior la disociación es más difícil, por lo tanto, con un exceso de ácido, la mayoría de las veces se forman sales ácidas, en lugar de sales promedio.
Ca 3 (PO 4) 2 + 4H 3 PO 4 = 3Ca (H 2 PO 4) 2
Na 2 S + H 3 PO 4 = Na 2 HPO 4 + H 2 S
NaOH + H 3 PO 4 = NaH 2 PO 4 + H 2 O
KOH + H2S = KHS + H2O
A primera vista, la formación de sales ácidas puede parecer sorprendente. monobásicoácido fluorhídrico. Sin embargo, este hecho puede explicarse. A diferencia de todos los demás ácidos halohídricos, el ácido fluorhídrico en soluciones está parcialmente polimerizado (debido a la formación de enlaces de hidrógeno) y puede contener varias partículas (HF) X, a saber, H 2 F 2, H 3 F 3, etc.
Un caso especial de equilibrio ácido-base: reacciones de ácidos y bases con indicadores que cambian de color dependiendo de la acidez de la solución. Los indicadores se utilizan en análisis cualitativos para detectar ácidos y bases. en soluciones.
Los indicadores más utilizados son tornasol(V neutral ambiente púrpura, V agrio - rojo, V alcalino - azul), naranja de metilo(V agrio ambiente rojo, V neutral - naranja, V alcalino - amarillo), fenolftaleína(V altamente alcalino ambiente rojo frambuesa, V neutro y ácido - incoloro).
Propiedades específicas diferentes ácidos pueden ser de dos tipos: en primer lugar, reacciones que conducen a la formación sales insolubles, y en segundo lugar, transformaciones redox. Si las reacciones asociadas con la presencia del ion H + son comunes a todos los ácidos ( reacciones cualitativas para la detección de ácidos), se utilizan reacciones específicas como cualitativas para ácidos individuales:
Ag + + Cl - = AgCl (precipitado blanco)
Ba 2+ + SO 4 2- = BaSO 4 (precipitado blanco)
3Ag + + PO 4 3 - = Ag 3 PO 4 (precipitado amarillo)
Algunas reacciones específicas de los ácidos se deben a sus propiedades redox.
Los ácidos anóxicos en una solución acuosa sólo pueden oxidarse.
2KMnO 4 + 16HCl = 5Сl 2 + 2КСl + 2МnСl 2 + 8Н 2 O
H 2 S + Br 2 = S + 2НВг
Los ácidos que contienen oxígeno pueden oxidarse solo si el átomo central que contienen se encuentra en un estado de oxidación inferior o intermedio, como, por ejemplo, en el ácido sulfuroso:
H 2 SO 3 + Cl 2 + H 2 O = H 2 SO 4 + 2HCl
Muchos ácidos que contienen oxígeno, en los que el átomo central tiene el estado de oxidación máximo (S +6, N +5, Cr +6), exhiben las propiedades agentes oxidantes fuertes. El H 2 SO 4 concentrado es un agente oxidante fuerte.
Cu + 2H 2 SO 4 (conc) = CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O
Pb + 4HNO 3 = Pb(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O
C + 2H 2 SO 4 (conc) = CO 2 + 2SO 2 + 2H 2 O
Cabe recordar que:
- Las soluciones ácidas reaccionan con los metales que se encuentran a la izquierda del hidrógeno en la serie de voltaje electroquímico, sujeto a una serie de condiciones, la más importante de las cuales es la formación de una sal soluble como resultado de la reacción. La interacción de HNO 3 y H 2 SO 4 (conc.) con metales se produce de manera diferente.
El ácido sulfúrico concentrado pasiva en frío el aluminio, el hierro y el cromo.
- En el agua, los ácidos se disocian en cationes de hidrógeno y aniones de residuos ácidos, por ejemplo:
- Los ácidos inorgánicos y orgánicos reaccionan con óxidos básicos y anfóteros, siempre que se forme una sal soluble:
- Ambos ácidos reaccionan con bases. Los ácidos polibásicos pueden formar sales ácidas e intermedias (estas son reacciones de neutralización):
- La reacción entre ácidos y sales ocurre solo si se forma un precipitado o gas:
La interacción del H 3 PO 4 con la piedra caliza se detendrá debido a la formación del último precipitado insoluble de Ca 3 (PO 4) 2 en la superficie.
Las peculiaridades de las propiedades de los ácidos nítrico HNO 3 y sulfúrico concentrado H 2 SO 4 (conc.) se deben a que cuando interactúan con sustancias simples (metales y no metales), los agentes oxidantes no serán cationes H +. , pero iones nitrato y sulfato. Es lógico esperar que como resultado de tales reacciones no se forme hidrógeno H2, sino que se obtengan otras sustancias: necesariamente sal y agua, así como uno de los productos de la reducción de iones nitrato o sulfato, dependiendo de la concentración. de ácidos, la posición del metal en la serie de tensiones y las condiciones de reacción (temperatura, grado de molienda del metal, etc.).
Estas características del comportamiento químico del HNO 3 y H 2 SO 4 (conc.) ilustran claramente la tesis de la teoría. Estructura química sobre la influencia mutua de los átomos en las moléculas de sustancias.
Los conceptos de volatilidad y estabilidad (estabilidad) a menudo se confunden. Los ácidos volátiles son ácidos cuyas moléculas pasan fácilmente a un estado gaseoso, es decir, se evaporan. Por ejemplo, el ácido clorhídrico es un ácido volátil pero estable. Es imposible juzgar la volatilidad de los ácidos inestables. Por ejemplo, el ácido silícico insoluble y no volátil se descompone en agua y SiO 2. Las soluciones acuosas de ácidos clorhídrico, nítrico, sulfúrico, fosfórico y varios otros ácidos son incoloras. Una solución acuosa de ácido crómico H 2 CrO 4 es de color amarillo y el ácido de manganeso HMnO 4 es carmesí.
Material de referencia para realizar el examen:
mesa de mendeleev
tabla de solubilidad
Las sustancias simples similares a los elementos metálicos en estructura y en una serie de parámetros químicos y físicos se denominan anfóteras, es decir. estos son aquellos elementos que exhiben dualidad química. Cabe señalar que no se trata de metales en sí, sino de sus sales u óxidos. Por ejemplo, los óxidos de algunos metales pueden tener dos propiedades: en algunas condiciones pueden exhibir propiedades inherentes a los ácidos, mientras que en otras se comportan como álcalis.
Los principales metales anfóteros incluyen el aluminio, el zinc, el cromo y algunos otros.
El término anfotericidad fue acuñado en principios del XIX siglo. Mientras sustancias químicas Se separan en función de sus propiedades similares, manifestadas en reacciones químicas.
¿Qué son los metales anfóteros?
La lista de metales que pueden clasificarse como anfóteros es bastante amplia. Además, algunos de ellos pueden llamarse anfóteros y otros, condicionalmente.
hagamos una lista números seriales sustancias bajo las cuales se ubican en la tabla periódica. La lista incluye grupos del 22 al 32, del 40 al 51 y muchos más. Por ejemplo, el cromo, el hierro y muchos otros pueden llamarse con razón básicos; estos últimos también incluyen el estroncio y el berilio.
Por cierto, lo más un representante destacado El aluminio se considera un metal de ánfora.
Sus aleaciones se utilizan desde hace mucho tiempo en casi todas las industrias. A partir de él se fabrican elementos de fuselajes y carrocerías de aviones. transporte por carretera y utensilios de cocina. Se ha vuelto indispensable en la industria eléctrica y en la producción de equipos para redes de calefacción. A diferencia de muchos otros metales, el aluminio exhibe constantemente actividad química. La película de óxido que recubre la superficie del metal resiste los procesos oxidativos. En condiciones normales, y en algunos tipos de reacciones químicas, el aluminio puede actuar como elemento reductor.
Este metal puede interactuar con el oxígeno si se tritura en muchas partículas pequeñas. Para realizar este tipo de operación es necesario utilizar alta temperatura. La reacción va acompañada de la liberación. gran cantidad energía térmica. Cuando la temperatura sube a 200 ºC, el aluminio reacciona con el azufre. El caso es que el aluminio, en condiciones normales, no siempre puede reaccionar con el hidrógeno. Mientras tanto, cuando se mezcla con otros metales pueden surgir diferentes aleaciones.
Otro metal anfótero pronunciado es el hierro. Este elemento es el número 26 y se sitúa entre el cobalto y el manganeso. El hierro es el elemento más común que se encuentra en la corteza terrestre. El hierro se puede clasificar como un elemento simple que tiene un color blanco plateado y es maleable, por supuesto, cuando se expone a altas temperaturas. Puede comenzar a corroerse rápidamente cuando se expone a altas temperaturas. El hierro, si se coloca en oxígeno puro, se quema completamente y puede encenderse al aire libre.
Un metal de este tipo tiene la capacidad de entrar rápidamente en la etapa de corrosión cuando se expone a altas temperaturas. El hierro colocado en oxígeno puro se quema por completo. Cuando se expone al aire, una sustancia metálica se oxida rápidamente debido al exceso de humedad, es decir, se oxida. Cuando se quema en una masa de oxígeno, se forma una especie de incrustación, que se llama óxido de hierro.
Propiedades de los metales anfóteros.
Se definen por el propio concepto de anfotericidad. En su estado típico, es decir, a temperatura y humedad normales, la mayoría de los metales son sólidos. Ningún metal se puede disolver en agua. Las bases alcalinas aparecen sólo después de determinadas reacciones químicas. Durante la reacción, interactúan las sales metálicas. Cabe señalar que las normas de seguridad exigen un cuidado especial a la hora de realizar esta reacción.
La combinación de sustancias anfóteras con óxidos o ácidos muestra en primer lugar una reacción inherente a las bases. Al mismo tiempo, si se combinan con bases, aparecerán propiedades ácidas.
Calentar hidróxidos anfóteros hace que se descompongan en agua y óxido. En otras palabras, las propiedades de las sustancias anfóteras son muy amplias y requieren un estudio cuidadoso, que puede realizarse durante una reacción química.
Las propiedades de los elementos anfóteros se pueden entender comparándolos con las de los materiales tradicionales. Por ejemplo, la mayoría de los metales tienen un bajo potencial de ionización y esto les permite actuar durante procesos quimicos restauradores.
Anfótero: puede mostrar características tanto reductoras como oxidantes. Sin embargo, existen compuestos que se caracterizan por un nivel negativo de oxidación.
Absolutamente todos los metales conocidos tienen la capacidad de formar hidróxidos y óxidos.
Todos los metales tienen la capacidad de formar hidróxidos y óxidos básicos. Por cierto, los metales sólo pueden sufrir reacciones de oxidación con determinados ácidos. Por ejemplo, una reacción con Ácido nítrico puede proceder de diferentes maneras.
Las sustancias anfóteras, clasificadas como simples, tienen diferencias obvias en estructura y características. En el caso de algunas sustancias, la pertenencia a una determinada clase se puede determinar de un vistazo; por ejemplo, inmediatamente queda claro que el cobre es un metal, pero el bromo no.
Cómo distinguir el metal del no metal
La principal diferencia es que los metales donan electrones que se encuentran en la nube de electrones exterior. Los no metales los atraen activamente.
Todos los metales son buenos conductores del calor y la electricidad; los no metales no tienen esta capacidad.
Bases metálicas anfóteras
En condiciones normales, estas sustancias no se disuelven en agua y pueden clasificarse fácilmente como electrolitos débiles. Estas sustancias se obtienen después de la reacción de sales metálicas y álcalis. Estas reacciones son bastante peligrosas para quienes las producen y por eso, por ejemplo, para obtener hidróxido de zinc, se debe introducir lenta y cuidadosamente, gota a gota, hidróxido de sodio en un recipiente con cloruro de zinc.
Al mismo tiempo, anfóteros: interactúan con ácidos como bases. Es decir, cuando se realiza una reacción entre el ácido clorhídrico y el hidróxido de zinc aparecerá cloruro de zinc. Y al interactuar con bases, se comportan como ácidos.