Олово, свойства атома, химические и физические свойства

Что представляют собой амфотерные металлы?

Список амфотерных металлов включает в себя множество наименований. Некоторые из них можно с уверенность назвать амфотерными, некоторые – предположительно, иные – условно. Если рассматривать вопрос масштабно, то для краткости можно назвать просто порядковые номера выше указанных металлов. Эти номера: 4,13, с 22 до 32, с 40 до 51, с 72 до 84, со 104 до 109. Но есть металлы, которые вправе назваться основными. К ним относятся хром, железо, алюминий и цинк. Дополняют основную группу стронций и бериллий. Самым распространенным из всех перечисленных на данный момент является алюминий. Именно его сплавы уже много столетий используются в самых разнообразных сферах и областях применения. Металл имеет отличную антикоррозийную стойкость, легко поддается литью и различным типам механической обработки. Кроме того, популярность алюминия дополняется такими преимуществами, как высокая теплопроводность и хорошая электропроводность.

Алюминий — амфотерный металл, для которого свойственно проявлять химическую активность. Стойкость данного металла определяется прочной оксидной пленкой и, в обычных условиях окружающей среды, при реакциях химического направления, алюминий выступает восстановительным элементом. Такое амфотерное вещество способно взаимодействовать с кислородом, в случае раздробления металла на мелкие частицы. Для такого взаимодействия необходимо влияние высокого температурного режима. Химическая реакция при соприкосновении с кислородной массой сопровождается огромным выделением тепловой энергии. При температуре свыше 200 градусов взаимодействие реакций при соединении с таким веществом, как сера, образовывает сульфид алюминия. Амфотерный алюминий не способен напрямую взаимодействовать с водородом, а при смешивании этого металла с другими металлическими компонентами возникают различные сплавы, содержащие соединения интерметаллического типа.

Железо — амфотерный металл, который является одной из побочных подгрупп группы 4 периода в системе элементов химического типа. Данный элемент выделяется как самое распространенное составляющее группы металлических веществ, в составе компонентов земной коры. Железо классифицируется как простое вещество, среди отличительных свойств которого можно выделить его ковкость, серебристо-белую цветовую гамму. Такой металл обладает способностью провоцировать возникновение повышенной химической реакции и быстро переходит в стадию корродирования при воздействии высокой температуры. Помещенное в чистый кислород железо полностью перегорает, а доведенное до мелкодисперсного состояния может самовоспламеняться на простом воздухе. 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.

Производство изделий из олова и его сплавов

Продукция из олова была востребована с давних времен. Дети играют в оловянных солдатиков уже 4000 лет.

Познавательно: в музеях Санкт-Петербурга хранятся крупные коллекции оловянных солдатиков.

• Электроника с ее платами сейчас повсюду, и любые контакты соединяются припоем из олова и его сплавов. Оловянное напыление для медных проводов полезно, это защита от воздействия серы (она входит в состав резиновой изоляции).
• Оловянные сплавы баббиты обладают прекрасными антифрикционными свойствами. Ни один из механизмов (от велосипеда до могучего КРАЗа) не обходится без подшипников.
• Используют металл в типографском сплаве гарте. Полиграфическое производство невозможно без оловянных сплавов.

Расплавленное олово

Воздействие на организм оловянных изделий минимально. Поэтому применение металла в пищевой промышленности вполне оправдано.

Простая консервная банка и гибель полярной экспедиции

Французский повар Франсуа Аппер придумал, как долго хранить пищу. Он предложил герметично закрывать продукты в банки из белой жести (это тонкий лист из железа, покрытый оловянным напылением). Теперь мы не можем представить жизни без баночки вкусных консервов.

Но те же консервные банки (вернее, «оловянная чума») способствовали гибели экспедиции Р. Скотта к Южному полюсу. Из баков, запаянных оловянным припоем, вылилось горючее. Металл перешел в альфа-модификацию и просто раскрошился на морозе.

Где используются амфотерные металлы?

Химические свойства щелочноземельных металлов. перечень щелочноземельных металлов
Сферы применения:

1. Изготовление деталей для сейсмических и скоростных датчиков, часовых механизмов, крутящего момента.
2. Производство деталей для оборудования, которые будут взаимодействовать с агрессивными факторами.
3. Армирование труб высокого давления.
4. Кораблестроение, самолетостроение.
5. Производство бытовых приборов, инструментов. К ним относятся столовые приборы, рулетки, бритвенные лезвия, посуда для кухни.
6. 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.

https://youtube.com/watch?v=BZIhw3pQFQs

Основания амфотерных металлов

Гост 9012-59. металлы. метод измерения твердости по бринеллю (с изменениями n 1, 2, 3, 4, 5)

В нормальных условиях это вещества не растворяются в воде и их можно спокойно отнести к слабым электролитам. Такие вещества получают после проведения реакции солей металла и щелочи. Эти реакции довольно опасны для тех, кто их производит и поэтому, например, для получения гидроксида цинка в емкость с хлоридом цинка медленно и аккуратно, по капле надо вводить едкий натр.

Вместе тем, амфотерные — взаимодействуют с кислотами как основания. То есть при выполнении реакции между соляной кислотой и гидроксидом цинка, появится хлорид цинка. А при взаимодействии с основаниями, они ведут себя как кислоты.

Это занятие мы посвятим изучению амфотерных оксидов и гидроксидов. На нем мы поговорим о веществах, имеющих амфотерные (двойственные) свойства, и особенностях химических реакций, которые протекают с ними. Но сначала повторим, с чем реагируют кислотные и основные оксиды. После рассмотрим примеры амфотерных оксидов и гидроксидов.

Тема: Введение

Урок: Амфотерные оксиды и гидроксиды

Атом и молекула олова. Формула олова. Строение атома олова:

Олово (лат. Stannum) – химический элемент периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева с обозначением Sn и атомным номером 50. Расположен в 14-й группе (по старой классификации – главной подгруппе четвертой группы), пятом периоде периодической системы.

Олово – амфотерный металл. Относится к группе лёгких, цветных металлов.

Как простое вещество олово при нормальных условиях представляет собой ковкий, мягкий, пластичный, легкоплавкий, серебристо-белый, блестящий металл (белое олово, β-олово) либо серый порошок (серое олово, α-олово).

Молекула олова одноатомна.

Химическая формула олова Sn.

Электронная конфигурация атома олова 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d10 5s2 5p2. Потенциал ионизации (первый электрон) атома олова равен 708,58 кДж/моль (7,343918(12) эВ).

Строение атома олова. Атом олова состоит из положительно заряженного ядра (+50), вокруг которого по пяти оболочкам движутся 50 электронов. При этом 46 электронов находятся на внутреннем уровне, а 4 электрона – на внешнем. Поскольку олово расположен в пятом периоде, оболочек всего пять. Первая – внутренняя оболочка представлена s-орбиталью. Вторая – внутренняя оболочка представлены s- и р-орбиталями. Третья и четвертая – внутренние оболочки представлены s-, р- и d-орбиталями. Пятая – внешняя оболочка представлена s-орбиталью. На внешнем энергетическом уровне атома олова на 5s-орбитали находятся два спаренных электрона, на 5p-орбитали – два неспаренных электрона. В свою очередь ядро атома олова состоит из 50 протонов и 69 нейтронов. Олово относится к элементам p-семейства.

Радиус атома олова (вычисленный) составляет 145 пм.

Атомная масса атома олова составляет 118,710(7) а. е. м.

Олово, свойства атома, химические и физические свойства

Основания амфотерных металлов

Металлы

В нормальных условиях это вещества не растворяются в воде и их можно спокойно отнести к слабым электролитам. Такие вещества получают после проведения реакции солей металла и щелочи. Эти реакции довольно опасны для тех, кто их производит и поэтому, например, для получения гидроксида цинка в емкость с хлоридом цинка медленно и аккуратно, по капле надо вводить едкий натр.

Вместе тем, амфотерные — взаимодействуют с кислотами как основания. То есть при выполнении реакции между соляной кислотой и гидроксидом цинка, появится хлорид цинка. А при взаимодействии с основаниями, они ведут себя как кислоты.

Рейтинг: /5 — голосов

Взаимодействие оксидов с кислотами

С кислотами реагируют основные и амфотерные оксиды. При этом образуются соли и вода:

FeO + H2SO4 = FeSO4 + H2O

Несолеобразующие оксиды не реагируют с кислотами вообще, а кислотные оксиды не реагируют с кислотами в большинстве случаев.

Когда все-таки кислотный оксид реагирует с кислотой?

Решая часть ЕГЭ с вариантами ответа, вы должны условно считать, что кислотные оксиды не реагируют ни с кислотными оксидами, ни с кислотами, за исключением следующих случаев:

1) диоксид кремния, будучи кислотным оксидом, реагирует с плавиковой кислотой, растворяясь в ней. В частности, благодаря этой реакции в плавиковой кислоте можно растворить стекло. В случае избытка HF уравнение реакции имеет вид:

SiO2 + 6HF = H2[SiF6] + 2H2O,

а в случае недостатка HF:

SiO2 + 4HF = SiF4 + 2H2O

2) SO2, будучи кислотным оксидом, легко реагирует с сероводородной кислотой H2S по типу сопропорционирования:

S+4O2 + 2H2S-2 = 3S + 2H2O

3) Оксид фосфора (III) P2O3 может реагировать с кислотами-окислителями, к которым относятся концентрированная серная кислота и азотная кислота любой концентрации. При этом степень окисления фосфора повышается от значения +3 до +5:

4) Оксид серы (IV) SO2 может быть окислен азотной кислотой, взятой в любой концентрации. При этом степень окисления серы повышается с +4 до +6.

Получение

Общим способом получения амфотерных гидроксидов является осаждение разбавленной щёлочью из растворов солей соответствующего амфотерного элемента, например:

ZnSO4 + 2NaOH ⟶ Zn(OH)2↓ + Na2SO4{\displaystyle {\mathsf {ZnSO_{4}\ +\ 2NaOH\ \longrightarrow \ Zn(OH)_{2}\downarrow \ +\ Na_{2}SO_{4}}}}

В избытке щёлочи начнётся растворение осадка гидроксида:

Zn(OH)2+2NaOH→Na2Zn(OH)4{\displaystyle {\mathsf {Zn(OH)_{2}+2NaOH\rightarrow Na_{2}}}}

В ряде случаев при осаждении образуется не гидроксид, а гидрат оксида соответствующего элемента (например, гидраты оксидов железа(III), хрома(III), олова(II) и др.). Химические свойства таких гидратов по большей части аналогичны свойствам соответствующих гидроксидов.

Основания. Амфотерные гидроксиды

Основания, их классификация, свойства, получение

1. Какие из перечисленных веществ относятся к основаниям: LiOH, CH3COOH, Fe(OH)2, CH3NH2, H2SO3, Mg(OH)2?

Классификация оснований

2.

Охарактеризуйте гидроксид кальция Сa(OH)2 по всем признакам классификации.

ПОЛУЧЕНИЕ

3. Даны вещества: Fe(OH)2, Ca(OH)2, LiOH, Al(OH)3. Какие вещества образуются при взаимодействии металлов с водой, а какие — действием щелочи на раствор соли?

Химические свойства оснований

1. Диссоциация оснований с образованием гидроксид-ионов ОН-:

NaOH <=> Na+ + OH-LiOH <=> Li+ + OH-

2. Взаимодействие с кислотами с образованием соли (реакция нейтрализации):

Mg(OH)2 + 2HNO3 = Mg(NO3)2 + 2H2OMg(OH)2 + 2H+ = Mg2+ + 2H2O

3. Взаимодействие щелочей с кислотными оксидами с образованием соли и воды:

2NaOH + SiO2 = Na2SiO3 + H2O (при нагревании)Ca(OH)2 + CO2 = CaCO3↓ + H2O

4. Взаимодействие раствора щелочи с растворами различных солей с образованием нерастворимого основания:

CuSO4 + 2NaOH = Cu(OH)2 ↓+ Na2SO4Cu2+ + 2OH- = Cu(OH)2 ↓

5. Разложение нерастворимых оснований при нагревании с образованием оксида металла и воды:

Cu(OH)2 = CuO + H2O (при нагревании)

6. Взаимодействие растворов щелочи с некоторыми неметаллами:

2NaOH + Cl2 = NaCl + NaClO + H2O (на холоде) 6NaOH + 3Cl2 = 5NaCl + NaClO3 + 3H2O (при нагревании)2NaOH + Si = Na2SiO3 + 2H2

1. Взаимодействие щелочи с некоторыми металлами (образующие амфотерные соединения).

??? 4. Даны вещества: CaO, SO2, Ba(OH)2, HClO4, KCl, CuCl2.

а) Какие из перечисленных веществ реагируют с гидроксидом натрия?

б) Напишите уравнения возможных реакций.

в) Какая из приведенных реакций относится к реакции нейтрализации?

5. Какие вещества разлагаются при нагревании: Fe(OH)2, NaOH, Al(OH)3, Fe(OH)3, Ba(OH)2? Напишите уравнения возможных реакций.

6. В трех пробирках даны растворы хлорида натрия, соляной кислоты, гидроксида натрия. Как можно распознать эти растворы химическим способом?

7. Какая масса щелочи NaOH должна находиться в растворе для реакции с 16 г сульфата меди (II), чтобы получить осадок гидроксида меди(II)?

Амфотерные гидроксиды

Амфотерные гидроксиды — гидроксиды, которые при диссоциации образуют одновременно и катионы Н+, и гидроксид-ионы ОН-.Амфотерные гидроксиды соответствуют амфотерным оксидам. Например, Al(OH)3, Zn(OH)2, Cr(OH)3, Be(OH)2 и другие.

1) Взаимодействие амфотерных гидроксидов с кислотами:

Al(OH)3 + 3HCl = AlCl3 + 3H2O

Al(OH)3 + 3H+ = Al3+ + 3H2O

2) Взаимодействие амфотерных гидроксидов со щелочью:

Al(OН)3 + NaOH = Na[Al(OH)4] (тетрагидроксоалюминат натрия)Zn(OН)2 + 2NaOH = Na2[Zn(OH)4] (тетрагидроксоцинкат натрия)

3) Проявляют свойства нерастворимых оснований — разлагаются при нагревании с образованием оксида и воды:

2Al(OH)3 → Al2O3 + 3H2O

??? 8. а) Приведите примеры реакций, доказывающие свойства гидроксида цинка.

б) В какой из приведенных реакций гидроксид цинка проявляется себя как кислота?

в) В какой из приведенных реакций гидроксид цинка проявляется себя как основание?

г) Напишите уравнение реакции получения гидроксида цинка.

Амфотерные металлы список

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

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 Al 3+ .

Напротив, в реакциях (б) Al(OH)3 и Al2О3 выполняют функцию кислотных

гидроксидов и оксидов, образуя соль, в которой атом алюминия Al III 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.

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 Cr III кислотные и оснóвные свойства выражены примерно в равной степени, тогда как у Cr II наблюдается преобладание оснóвных

свойств, а у Cr VI –
кислотных
свойств: Cr II → CrO, Cr(OH)2 → CrSO4 Cr III → Cr2O3, Cr(OH)3 → Cr2(SO4)3 или KCrO2 Cr VI → 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 – диоксоалюминат(III) натрия Na2ZnO2 – диоксоцинкат(II) натрия

Подкисление растворов комплексных солей этого типа приводит к разрушению комплексных анионов

:

Для многих амфотерных элементов точные формулы гидроксидов низвестны, поскольку из водного раствора вместо гидроксидов выпадают гидратированные оксиды

, например MnO2 ·
n
H2O, Sb2O5 ·
n
H2O.

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.

Взаимодействие с простыми веществами

с кислородом

Без нагревания бериллий и магний не реагируют ни с кислородом воздуха, ни с чистым кислородом ввиду того, что покрыты тонкими защитными пленками, состоящими соответственно из оксидов BeO и MgO. Их хранение не требует каких-либо особых способов защиты от воздуха и влаги, в отличие от щелочноземельных металлов, которые хранят под слоем инертной по отношению к ним жидкости, чаще всего керосина.

Be, Mg, Ca, Sr при горении в кислороде образуют оксиды состава MeO, а Ba – смесь оксида бария (BaO) и пероксида бария (BaO2):

2Mg + O2 = 2MgO

2Ca + O2 = 2CaO

2Ba + O2 = 2BaO

Ba + O2 = BaO2

Следует отметить, что при горении щелочноземельных металлов и магния на воздухе побочно протекает также реакция этих металлов с азотом воздуха, в результате которой, помимо соединений металлов с кислородом, образуются также нитриды c общей формулой Me3N2.

с галогенами

Бериллий реагирует с галогенами только при высоких температурах, а остальные металлы IIA группы — уже при комнатной температуре:

Мg + I2 = MgI2 – иодид магния

Са + Br2 = СаBr2 – бромид кальция

Ва + Cl2 = ВаCl2 – хлорид бария

с неметаллами IV–VI групп

Все металлы IIA группы реагируют при нагревании со всеми неметаллами IV–VI групп, но в зависимости от положения металла в группе, а также активности неметаллов требуется различная степень нагрева. Поскольку бериллий является среди всех металлов IIA группы наиболее химически инертным, при проведении его реакций с неметаллами требуется существенно большая температура.

Следует отметить, что при реакции металлов с углеродом могут образовываться карбиды разной природы. Различают карбиды, относящиеся к метанидам и условно считающимися производными метана, в котором все атомы водорода замещены на металл. Они так же, как и метан, содержат углерод в степени окисления -4, и при их гидролизе или взаимодействии с кислотами-неокислителями одним из продуктов является метан. Также существует другой тип карбидов – ацетилениды, которые содержат ион C22-, фактически являющийся фрагментом молекулы ацетилена. Карбиды типа ацетиленидов при гидролизе или взаимодействии с кислотами-неокислителями образуют ацетилен как один из продуктов реакции. То, какой тип карбида – метанид или ацетиленид — получится при взаимодействии того или иного металла с углеродом, зависит от размера катиона металла. С ионами металлов, обладающих малым значением радиуса, образуются, как правило, метаниды, с ионами более крупного размера – ацетилениды. В случае металлов второй группы метанид получается при взаимодействии бериллия с углеродом:

Остальные металлы II А группы образуют с углеродом ацетилениды:

С кремнием металлы IIA группы образуют силициды — соединения вида Me2Si, с азотом – нитриды (Me3N2), фосфором – фосфиды (Me3P2):

с водородом

Все щелочноземельные металлы реагируют при нагревании с водородом. Для того чтобы магний прореагировал с водородом, одного нагрева, как в случае со щелочноземельными металлами, недостаточно, требуется, помимо высокой температуры, также и повышенное давление водорода. Бериллий не реагирует с водородом ни при каких условиях.

Свойства Sn

Stannum (Sn) — латинское наименование этого гибкого, пластичного, легкоплавкого металла. Имеет № 50 в периодической таблице Менделеева.
По химическим свойствам металл подобен своим «соседям» — германию и свинцу.

В реакциях проявляет степени окисления +2, +4.

С водой или воздухом не реагирует. Причина этому — пленка оксида на поверхности металла.

Растворяется в разбавленных кислотах; с неметаллами реагирует при нагреве.

Физические свойства олова:

• плотность β-Sn 7,3 г/см3;
• плотность жидкого олова 6,98 г/см³;
• удельная электропроводность 8,69 МСм/м.

Металл обладает редким свойством: плавится при низкой температуре (232°С), а кипит при высокой (2620°С).

В природном олове 10 стабильных изотопов — это рекорд среди всех элементов таблицы Менделеева.

Рекомендуем: ВОЛЬФРАМ — самый тугоплавкий металл

Аллотропные свойства олова

Аллотропия — свойство элемента менять свою кристаллическую решетку при изменении температуры. Модификация альфа (серое олово) устойчиво при низких температурах (ниже 13 °С). Имеет кубическую решетку, по типу алмаза. Практического применения не имеет.

Бета-модификация (белое, металлическое олово), из которого делают солдатиков, им же покрывают консервные банки. Кристаллическая структура тетрагональная.

Серое и белое олово

В гамма-модификацию металл переходит при температуре 161-232°С.

Печально: в музее А.В. Суворова случилось несчастье. В запаснике, где хранилась ценная коллекция оловянных солдатиков, зимой лопнули трубы отопления, и коллекция просто рассыпалась в пыль.

Маркировка металла

Промышленность выпускает металл в проволоке, чушках, прутках.

Применение оксидов

Оксиды крайне распространены по всему земному шару и находят применение как в быту, так и в промышленности. Самый важный оксид — оксид водорода, вода — сделал возможной жизнь на Земле. Оксид серы SO3 используют для получения серной кислоты, а также для обработки пищевых продуктов — так увеличивают срок хранения, например, фруктов.

Оксиды железа используют для получения красок, производства электродов, хотя больше всего оксидов железа восстанавливают до металлического железа в металлургии.

Оксид кальция, также известный как негашеная известь, применяют в строительстве. Оксиды цинка и титана имеют белый цвет и нерастворимы в воде, потому стали хорошим материалом для производства красок — белил.

Оксид кремния SiO2 является основным компонентом стекла. Оксид хрома Cr2O3 применяют для производства цветных зелёных стекол и керамики, а за счёт высоких прочностных свойств — для полировки изделий (в виде пасты ГОИ).

Оксид углерода CO2, который выделяют при дыхании все живые организмы, используется для пожаротушения, а также, в виде сухого льда, для охлаждения чего-либо.

Месторождения оловянных руд

Д.И. Менделеев писал:

«Олово встречается в природе редко, в жилах древних пород, почти исключительно в виде окиси SnO2, называемой оловянным камнем».

Олово относится к редким рассеянным металлам. В природе среди элементов занимает 47-е место по распространенности.

Мировые запасы оловянных руд расположены в:

• Китае;
• Малайзии;
• Индонезии;
• Бразилии;
• Перу;
• Австралии.

Значимые месторождения российских оловянных руд сосредоточены на Дальнем Востоке (в Приморском крае, в Якутии, в Хабаровском крае). Добыча металла большей частью происходит в подземных шахтах.

Основные руды:

• оловянный камень, касситерит — содержит до 78% металла;

  
  Кристаллы касситерита

• оловянный колчедан (станин), 27,5% олова;
• тиллит.

Печально: по подсчетам ученых, оловосодержащих минералов на Земле осталось лет на 30. Потом придется добывать его из лома, или искать замену…

Получение

Общим способом получения амфотерных гидроксидов является осаждение разбавленной щёлочью из растворов солей соответствующего амфотерного элемента, например:

ZnSO4 + 2NaOH ⟶ Zn(OH)2↓ + Na2SO4{\displaystyle {\mathsf {ZnSO_{4}\ +\ 2NaOH\ \longrightarrow \ Zn(OH)_{2}\downarrow \ +\ Na_{2}SO_{4}}}}

В избытке щёлочи начнётся растворение осадка гидроксида:

Zn(OH)2+2NaOH→Na2Zn(OH)4{\displaystyle {\mathsf {Zn(OH)_{2}+2NaOH\rightarrow Na_{2}}}}

В ряде случаев при осаждении образуется не гидроксид, а гидрат оксида соответствующего элемента (например, гидраты оксидов железа(III), хрома(III), олова(II) и др.). Химические свойства таких гидратов по большей части аналогичны свойствам соответствующих гидроксидов.

Какие оксиды реагируют с водой?

Из всех оксидов с водой реагируют только:

1) все активные основные оксиды (оксиды ЩМ и ЩЗМ);

2) все кислотные оксиды, кроме диоксида кремния (SiO2);

т.е. из вышесказанного следует, что с водой точно не реагируют:

1) все малоактивные основные оксиды;

2) все амфотерные оксиды;

3) несолеобразующие оксиды (NO, N2O, CO, SiO).

Примечание:

Оксид магния медленно реагирует с водой при кипячении. Без сильного нагревания реакция MgO с H2O не протекает.

Способность определить то, какие оксиды могут реагировать с водой даже без умения писать соответствующие уравнения реакций, уже позволяет получить баллы за некоторые вопросы тестовой части ЕГЭ.

Теперь давайте разберемся, как же все-таки те или иные оксиды реагируют с водой, т.е. научимся писать соответствующие уравнения реакций.

Активные основные оксиды, реагируя с водой, образуют соответствующие им гидроксиды. Напомним, что соответствующим оксиду металла является такой гидроксид, который содержит металл в той же степени окисления, что и оксид. Так, например, при реакции с водой активных основных оксидов K+12O и Ba+2O образуются соответствующие им гидроксиды K+1OH и Ba+2(OH)2:

K2O + H2O = 2KOH – гидроксид калия

BaO + H2O = Ba(OH)2 – гидроксид бария

Все гидроксиды, соответствующие активным основным оксидам (оксидам ЩМ и ЩЗМ), относятся к щелочам. Щелочами называют все хорошо растворимые в воде гидроксиды металлов, а также малорастворимый гидроксид кальция Ca(OH)2 (как исключение).

Взаимодействие кислотных оксидов с водой так же, как и реакция активных основных оксидов с водой, приводит к образованию соответствующих гидроксидов. Только в случае кислотных оксидов им соответствуют не основные, а кислотные гидроксиды, чаще называемые кислородсодержащими кислотами. Напомним, что соответствующей кислотному оксиду является такая кислородсодержащая кислота, которая содержит кислотообразующий элемент в той же степени окисления, что и в оксиде.

Таким образом, если мы, например, хотим записать уравнение взаимодействия кислотного оксида SO3 с водой, прежде всего мы должны вспомнить основные, изучаемые в рамках школьной программы, серосодержащие кислоты. Таковыми являются сероводородная H2S, сернистая H2SO3 и серная H2SO4 кислоты. Cероводородная кислота H2S, как легко заметить, не является кислородсодержащей, поэтому ее образование при взаимодействии SO3 с водой можно сразу исключить. Из кислот H2SO3 и H2SO4 серу в степени окисления +6, как в оксиде SO3, содержит только серная кислота H2SO4. Поэтому именно она и будет образовываться в реакции SO3 с водой:

H2O + SO3 = H2SO4

Аналогично оксид N2O5, содержащий азот в степени окисления +5, реагируя с водой, образует азотную кислоту HNO3, но ни в коем случае не азотистую HNO2, поскольку в азотной кислоте степень окисления азота, как и в N2O5, равна +5, а в азотистой — +3:

N+52O5 + H2O = 2HN+5O3

Исключение:

Оксид азота (IV) (NO2) является оксидом неметалла в степени окисления +4, т.е. в соответствии с алгоритмом, описанным в таблице в самом начале данной главы, его нужно отнести к кислотным оксидам. Однако не существует такой кислоты, которая содержала бы азот в степени окисления +4.

В случае оксида NO2 принято считать, что ему соответствуют сразу две кислоты, поскольку его взаимодействие с водой приводит к одновременному образованию двух кислот:

2NO2 + H2O = HNO2 + HNO3

ПРОИСХОЖДЕНИЕ

Основная форма нахождения олова в горных породах и минералах — рассеянная (или эндокриптная). Однако олово образует и минеральные формы, и в этом виде часто встречается не только как акцессорий в кислых магматических породах, но и образует промышленные концентрации преимущественно в окисной (касситерит SnO2) и сульфидной (станнин) формах.

В общем можно выделить следующие формы нахождения олова в природе:

1. Рассеянная форма: конкретная форма нахождения олова в этом виде неизвестна. Здесь можно говорить об изоморфно рассеянной форме нахождения олова вследствие наличия изоморфизма с рядом элементов (Ta, Nb, W — с образованием типично кислородных соединений; V, Cr, Ti, Mn, Sc — с образованием кислородных и сульфидных соединений). Если концентрации олова не превышают некоторых критических значений, то оно изоморфно может замещать названные элементы. Механизмы изоморфизма различны.
2. Минеральная форма: олово установлено в минералах-концентраторах. Как правило, это минералы, в которых присутствует железо Fe+2: биотиты, гранаты, пироксены, магнетиты, турмалины и т. д. Эта связь обусловлена изоморфизмом, например, по схеме Sn+4 + Fe+2 → 2Fe+3. В оловоносных скарнах высокие концентрации олова установлены в гранатах (до 5,8 вес.%) (особенно в андрадитах), эпидотах (до 2,84 вес.%) и т. д.
На сульфидных месторождениях олово входит как изоморфный элемент в сфалериты (Силинское месторождение, Россия, Приморье), халькопириты (Дубровское месторождение, Россия, Приморье), пириты. Высокие концентрации олова выявлены в пирротине грейзенов Смирновского месторождения (Россия, Приморье). Считается, что из-за ограниченного изоморфизма происходит распад твёрдых растворов с микровыделениями Cu2+1Fe+2SnS4 или тиллита PbSnS2 и других минералов.

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.

Амфотерные свойства

В концепции электролитической диссоциации, когда происходит распадение проводящего вещества на отдельные ионы при сплавлении или растворении, субстанция реагирует по кислотному механизму или основным свойствам. В первом случае отщепляются частицы гидроксония, Н+, во втором варианте отделяются гидроксид-анионы, ОН—. Электролиты получают ионы одновременно из нейтральных молекул и атомов, процесс проходит под совместным действием кислотных и генеральных качеств вещества. В этом случае проводящие смеси имеют название амфолитов.

Гидроксиды элементов и их сцеплений из таблицы Менделеева, которые относятся к амфотерным соединениям:

• элементы головных подгрупп (алюминий, бериллий, сурьма, галлий, селен, мышьяк);
• участники дополнительных подвидов (вольфрам, цинк, молибден).

Чаще всего вещества проявляют одно из взаимодействий, которое изменяет характер при перемене условий. Например, происходят процессы ионизации азотной кислоты, при этом получаются нитрозильные анионы и нитрит-катионы, в качестве амфолита выступает вода.

Амфотерность рассматривается в виде способности проводящего вещества быть донором и акцептировать протоны в рамках протеолитической концепции Бренстеда и Лоури. В этом случае вода проявляет свойства самоионизации в форме обратимой передачи молекул между жидкостями, в результате появляется одинаковое число анионов и катионов.

Амфолитами являются субстанции с содержанием структурных включений органических молекул, которые передают свойственные характеристики разного характера.

Такие вещества представлены пептидами, белками и аминокислотами. Эти группы частично ионизируются при помещении в раствор.

Молекулы и частицы аминокислот имеют равновесные состояния:

• заряженная (цвиттер-ион);
• незаряженная форма.

В этих случаях вещество представлено кислотой (воспроизводят катионы) и протоны или работает по основному свойству и акцептирует катионы и протоны.

Характеристики гидроксидов

Способность амфотерного элемента проявляется и в форме взаимодействия с кислотами и основаниями.

Так ведут себя оксиды, комплексные соединения, гидроксиды и отдельные р-элементы на средней стадии окисления. Для неорганических связей с присутствием гидроксильной группы ОН такое взаимодействие является общей характеристикой.

Традиционная теория об амфотерности гидроксидов в процессе разложения на ионы по основному и кислотному виду не подтверждается. Амфотерное поведение гидроксидов заключается в реакции обмена частицами среды с молекулами, имеющими связь с акцепторным центром. Гидроксиды обладают особенностью выделять соль и по-разному взаимодействовать в кислотной среде и растворе щелочи.

В первом случае они действуют по типу оснований, а вторая среда заставляет проявлять реакцию кислот.

Амфотерность гидроксидов и оксидов проявляется в продуцировании 2 рядов солей. Двойственность свойств используется при проведении качественного анализа и отделения веществ с подобными характеристиками от других элементов. Интервал появления осадка проявляется узким промежутком, поэтому внимание уделяется тщательности регулировки растворной среды.

Номенклатура и химические особенности

На особом положении в ряду амфотерных элементов находится алюминий, он стоит на границе между кислотами и основаниями. Это ведет к его диссоциации по двум типам поведения.

Амфотерные металлы и неметаллы обладают свойствами:

• гидроксиды слабо растворяются в водной среде, поэтому не способствуют приобретению водой основных или кислотных характеристик;
• оксид-гидроксиды имеют особенности, типичные для электроположительных веществ;
• гидроксиды активных металлических групп чаще проявляют характеристики акцепторов элементарных частиц;
• по мере перехода к неметаллам свойства переходят от типичных оснований к амфотерным связкам, т. е. вещества выступают донорами протонов;
• в категории основных гидроксидов с положительными катионами существует ионная спайка, а кислород присоединяется к водороду с помощью ковалентной связи;
• в группе кислотных оксидов кислород имеет ковалентную связь с положительными электрочастицами, а с водородом соединяется полярной сцепкой ионов.

Гидроксиды с двойственными свойствами имеют физические промежуточные характеристики, доказать амфотерность можно на примере взаимодействия комплексных соединений из списка веществ 3 периода таблицы Менделеева.

В химии свойства однотипных сульфидов и оксидов, а также гидросульфитов и гидроксидов имеют разную реакцию в пределах отличающихся периодов. Свойство оснований проявляют сульфиды типичных металлов, а кислотные характеристики присутствуют в бинарных соединениях неметаллических субстанций. Различие химического происхождения наблюдается при обменной реакции между действующим веществом и растворителем, а также во взаимодействии сульфидов друг с другом.

Амфотерность гидроксидов металлических элементов объясняется тем, что в воде вещество распадается на отдельные ионы водорода по кислотному виду, а образование гидроксильных ионов проходит по типу основы.

Степени окисления

У некоторых веществ наблюдается несколько ступеней окисления, поэтому амфотерные свойства гидроксидов и оксидов подлежат разной классификации. Вещества с низкими окислительными характеристиками тяготеют к группе оснований, а сам элемент обладает свойствами металла, поскольку содержится в категории катионов. Субстанции с высокой степенью окисления являются участниками кислотных групп и проявляют неметаллические показатели, так как представляют собой анионы.

Например, у гидроксида и оксида марганца (2) главными являются основные свойства, а сам элемент входит в категорию катионов. У разновидности марганца (Vil) преобладают показатели кислоты, а само вещество относится к анионовой группы (тип МПО4).

Свойства оксидов и гидроксидов проявляются в зависимости от характеристики металла. Для элементов подвида бора (исключается таллий) типичной является 3-я степень перехода заряженных частиц от донора-восстановителя к окислительному акцептору. В результате свойства основания для элемента ослабляются.

При переходе к 3 группе встречаются вещества, которые образуют кислоты и неорганические кислоты. Последние обладают сочетанием химических и физических показателей, характерных для кислот и являются типовыми для многих элементов, за исключением щелочноземельных и щелочных металлов.

Рост свойств основного вещества происходит при увеличении радиуса движения ионов. Некоторые субстанции имеют почти одинаковую степень диссоциации с получением ионов, а у других аморфные показатели выражаются слабо.

В соединениях развитие основных свойств происходит медленно. Это объясняется тем, что атомы веществ 3 группы представляют собой аналоги с характерным строением внешней оболочки по типу благородных газов. Другие субстанции отличаются наружным слоем атома в форме электронной оболочки с 10 электронами. В таблице после алюминия наблюдается увеличение радиусов ионов, отмечается диагональное сходство, что ведет к постепенному усилению основных характеристик.

Процессы при диссоциации

В некоторых случаях амфотерные характеристики металлических гидроксидов проявляются не только в водной среде, но под действием кислотного и щелочного раствора. Если в случае с кислотой при продуцировании нейтральных частиц выделяется вода и появляется ион металла (свойство основания), то в щелочной среде не происходит отщепление протона.

При тяготении азота к висмуту степень окисления стабилизируется и усиливаются показатели основного характера. Такие соединительные субстанции выполняют одновременно окислительные и восстановительные функции. Двойственный процесс объясняется ионизацией молекулы воды, которая располагается во внутренней сфере, а протон перемещается к иону ОН.

В этом случае затрудняется определение развитости кислотных и основных показателей вещества, так как оно не имеет в составе подвижного водородного атома.

В результате из бокситов получаются другие элементы, что служит показателем использования химических характеристик при разделении. Метод основывается на применении свойства амфотерности алюминия. К этому же разряду относится выделение магния из воды морей и океанов.

Реакции взаимного действия с расплавами щелочей и кислотами ведут к появлению молекул воды и соли, а в результате степень окисления остается неизменной.

Двойственные показатели

Ионный потенциал вещества увеличивается в результате проявления двойственного механизма при диссоциации амфотерных соединений. Например, Мл (0Н) является неуравновешенным основанием, а Мп (0Н)4 представляет собой амфотерный элемент, который в равной степени проявляет кислотные особенности. НМПО4 переходит в категорию усиленных кислот, при этом снижаются свойства основания.

Щелочная среда используется для восстановления элементов с образованием гидросолей, например, гексагидроксоалюминат натрия. Если судить о тетрагидроксиде титана, то название подчеркивает возможность взаимной реакции с кислотами. Эта же субстанция гидроокиси называется ортокислотой при характеристике ее реагирования в условиях щелочной среды.

Активные металлические соединения образовывают сильнополярные ионные связи, поэтому относятся к группе оснований. Уменьшение динамичности характера вещества изменяется в сторону кислотного реагирования: НМпО, КОН, 5с (ОН)3, Са (ОН)2, НУО3 и другие.

Амфотерные оксиды М2О3 и соответствующие им гидроксиды М (ОН)3 (при этом исключается В2О3) плохо растворяются в водном растворе.

Гидроксиды характеризуются неравномерным изменением двойственных характеристик:

• А1 (0Н)3 имеет небольшое показание в области диссоциации, как основание, и представляет собой амфотерный проводящий электролит.
• Оа (0Н)3 является дуалистическим гидроксидом с неизменной константой распада, которая характеризует вещество в качестве основания и одновременно кислоты.
• Переход от Оа (0Н)3 к Т1 (0Н)3 происходит постепенно, также равномерно изменяется реакция в сторону кислотного взаимодействия в результате увеличения металлизации.

Страницы

• Главная страница
• ОСНОВЫ ОБЩЕЙ ХИМИИ
• 1.1 Важнейшие классы неорганических веществ
• 2.1 Вещества. Атомы
• 2.2 Размеры атомов
• 2.3 Молекулы. Химические формулы
• 2.4 Простые и сложные вещества
• 2.5 Валентность элементов
• 2.6 Моль. Молярная масса
• 2.7 Закон Авогадро
• 2.8 Закон сохранения массы веществ
• 2.9 Вывод химических формул
• 3.1 Строение атома. Химическая связь
• 3.2 Строение атома
• 3.4 Строение электронной оболочки атома
• 3.5 Периодическая система химических элементов
• 3.6 Зависимость свойств элементов
• 3.7 Химическая связь и строение вещества
• 3.8 Гибридизация орбиталей
• 3.9 Донорно-акцепторный механизм образования
• 3.10 Степени окисления элементов
• 4.1 Классификация химических реакций
• 4.2 Тепловые эффекты реакций
• 4.3 Скорость химических реакций
• 4.4 Необратимые и обратимые реакции
• 4.5 Общая классификация химических реакций
• НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ
• 5.1 Растворы. Электролитическая диссоциация
• 5.2 Количественная характеристика состава растворов
• 5.3 Электролитическая диссоциация
• 5.4 Диссоциация кислот, оснований и солей
• 5.5 Диссоциация воды
• 5.6 Реакции обмена в водных растворах электролитов
• 5.7 Гидролиз солей
• 6.1 Важнейшие классы неорганических веществ
• 6.2 Кислоты, их свойства и получение
• 6.3 Амфотерные гидроксиды
• 6.4 Соли, их свойства и получение
• 6.5 Генетическая связь между важнейшими классами
• 6.6 Понятие о двойных солях
• 7.1 Металлы и их соединения
• 7.2 Электролиз
• 7.3 Общая характеристика металлов
• 7.4 Металлы главных подгрупп I и II групп
• 7.5 Алюминий
• 7.6 Железо
• 7.7 Хром
• 7.8 Важнейшие соединения марганца и меди
• 8.1 Неметаллы и их неорганические соединения
• 8.2 Водород, его получение
• 8.3 Галогены. Хлор
• 8.4 Халькогены. Кислород
• 8.5 Сера и ее важнейшие соединения
• 8.6 Азот. Аммиак. Соли аммония
• 8.7 Оксиды азота. Азотная кислота
• 8.8 Фосфор и его соединения
• 8.9 Углерод и его важнейшие соединения
• 8.10 Кремний и его важнейшие соединения
• ОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ
• 9.1 Основные положения органической химии. Углеводороды
• 9.2 Электронные эффекты заместителей в органических соединениях
• 9.3 Предельные углеводороды (алканы)
• 9.3.1 Насыщенные УВ. Метан
• 9.4 Понятие о циклоалканах
• 9.5 Непредельные углеводороды
• 9.6 Диеновые углеводороды (алкадиены)
• 9.7 Алкины
• 9.8 Ароматические углеводороды
• 9.9 Природные источники углеводородов
• 10.1 Кислородсодержащие органические соединения
• 10.2 Фенолы
• 10.3 Альдегиды
• 10.4 Карбоновые кислоты
• 10.5 Сложные эфиры. Жиры
• 10.6 Понятие о поверхностно-активных веществах
• 10.7 Углеводы
• 11.1 Амины. Аминокислоты
• 11.2 Белки
• 11.3 Понятие о гетероциклических соединениях
• 11.4 Нуклеиновые кислоты
• 12.1 Высокомолекулярные соединения
• 12.2 Синтетические волокна

Олово, свойства атома, химические и физические свойства.

Sn 50 Олово

118,710(7) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d10 5s2 5p2

Олово — элемент периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева с атомным номером 50. Расположен в 14-й группе (по старой классификации — главной подгруппе четвертой группы), пятом периоде периодической системы.

Атом и молекула олова. Формула олова. Строение атома олова

Цена на олово

Изотопы и модификации олова

Свойства олова (таблица): температура, плотность, давление и пр.

Физические свойства олова

Химические свойства олова. Взаимодействие олова. Химические реакции с оловом

Получение олова

Применение олова

Таблица химических элементов Д.И. Менделеева

Примеры амфотерных гидроксидов

К амфотерным относятся следующие гидроксиды:

большинство гидроксидов d-элементов:

гидроксид хрома(III)Cr(OH)3{\displaystyle {\mathsf {Cr(OH)_{3}}}}, полигидрат оксида железа (III) Fe(OH)3{\displaystyle {\mathsf {Fe(OH)_{3}}}}, гидроксид меди(II) Cu(OH)2{\displaystyle {\mathsf {Cu(OH)_{2}}}}, гидроксид цинка Zn(OH)2{\displaystyle {\mathsf {Zn(OH)_{2}}}}, гидроксид кадмия Cd(OH)2{\displaystyle {\mathsf {Cd(OH)_{2}}}},

и др.;

ряд гидроксидов p-элементов:

гидроксид алюминия, Al(OH)3{\displaystyle {\mathsf {Al(OH)_{3}}}}, гидроксид галлия, Ga(OH)3{\displaystyle {\mathsf {Ga(OH)_{3}}}}, гидрат оксида олова(II), Sn(OH)2{\displaystyle {\mathsf {Sn(OH)_{2}}}}, гидроксид свинца(II) Pb(OH)2{\displaystyle {\mathsf {Pb(OH)_{2}}}},

и др.;

из гидроксидов s-элементов:

гидроксид бериллия Be(OH)2{\displaystyle {\mathsf {Be(OH)_{2}}}};

формально к амфотерным гидроксидам может быть отнесена вода.

Примеры амфотерных гидроксидов

К амфотерным относятся следующие гидроксиды:

большинство гидроксидов d-элементов:

гидроксид хрома(III)Cr(OH)3{\displaystyle {\mathsf {Cr(OH)_{3}}}}, полигидрат оксида железа (III) Fe(OH)3{\displaystyle {\mathsf {Fe(OH)_{3}}}}, гидроксид меди(II) Cu(OH)2{\displaystyle {\mathsf {Cu(OH)_{2}}}}, гидроксид цинка Zn(OH)2{\displaystyle {\mathsf {Zn(OH)_{2}}}}, гидроксид кадмия Cd(OH)2{\displaystyle {\mathsf {Cd(OH)_{2}}}},

и др.;

ряд гидроксидов p-элементов:

гидроксид алюминия, Al(OH)3{\displaystyle {\mathsf {Al(OH)_{3}}}}, гидроксид галлия, Ga(OH)3{\displaystyle {\mathsf {Ga(OH)_{3}}}}, гидрат оксида олова(II), Sn(OH)2{\displaystyle {\mathsf {Sn(OH)_{2}}}}, гидроксид свинца(II) Pb(OH)2{\displaystyle {\mathsf {Pb(OH)_{2}}}},

и др.;

из гидроксидов s-элементов:

гидроксид бериллия Be(OH)2{\displaystyle {\mathsf {Be(OH)_{2}}}};

формально к амфотерным гидроксидам может быть отнесена вода.

Получение

Для получения амфотерных металлов, ученые применяют тот же процесс, что при выделении нерастворимых в воде оснований. Перед проведением работ нужно получить больше информации о взаимодействии амфотерных соединений с щелочами, поскольку с помощью щелочного раствора будет выделяться металл.

Примеры:

1. Для получения гидроксида цинка нужно смешать раствор сульфата цинка с гидроксидом натрия.
2. Для получения гидроксида алюминия нужно смешать раствор сульфата алюминия с раствором гидроксида калия.
3. Для получения трехвалентных гидроксидов хрома, алюминия нужно смешать раствор карбоната с раствором на основе солей этих металлов.

Гидроксид алюминия (Фото: Instagram / ostroukh_roman)

Получение гидроксидов

Общий метод получения оснований бази­руется на реакциях обмена, с помощью которых могут быть полу­чены как нерастворимые, так и растворимые основания.

CuSО4 + 2КОН = Cu(OH)2↓ + K2SО4

К2СО3 + Ва(ОН)2 = 2 КОН + BaCO3↓

При получении этим методом растворимых оснований в осадок выпадает нерастворимая соль.

При получении нерастворимых в воде оснований, обладающих ам­фотерными свойствами, следует избегать избытка щелочи, так как может произойти растворение амфотерного основания, например:

АlСl3 + 4КОН = К[Аl(ОН)4] + 3КСl

В подобных случаях для получения гидроксидов используют гид­роксид аммония, в котором амфотерные гидроксиды не растворяются:

АlСl3 + 3NH3 + ЗН2О = Аl(ОН)3↓ + 3NH4Cl

Гидроксиды серебра и ртути настолько легко разлагаются, что при попытке их получения обменной реакцией вместо гидроксидов выпадают оксиды:

2AgNО3 + 2КОН = Ag2О↓ + Н2О + 2KNO3

В промышленности щелочи обычно получают электролизом вод­ных растворов хлоридов.

2NaCl + 2Н2О → ϟ → 2NaOH + H2↑ + Cl2 ↑

Щелочи можно также получить взаимодействием щелочных и щелочноземельных металлов или их оксидов с водой.

2Li + 2Н2О = 2LiOH + Н2

SrO + Н2О = Sr(OH)2

Получение гидроксидов