Амфотерные металлы - это простые вещества, которые по структуре, химическим и сходны с металлической группой элементов. Сами по себе металлы не могут проявлять амфотерных свойств, в отличие от их соединений. Например, оксиды и гидроксиды некоторых металлов обладают двойственной химической природой - в одних условиях они ведут себя как кислоты, а в других обладают свойствами щелочей.
Основные амфотерные металлы - это алюминий, цинк, хром, железо. К этой же группе элементов можно отнести бериллий и стронций.
амфотерность?
Впервые это свойство было обнаружено достаточно давно. А термин «амфотерные элементы» был введен в науку в 1814 году известными химиками Л. Тенаром и Ж. Гей-Люссаком. В те времена химические соединения принято было разделять на группы, которые соответствовали их основным свойствами во время реакций.
Тем не менее, группа оксидов и оснований обладала двойственными способностями. В некоторых условиях такие вещества вели себя как щелочи, в других же, наоборот, действовали как кислоты. Именно так и возник термин «амфотерность». Для таких поведение во время кислотно-основной реакции зависит от условий ее проведения, природы участвующих реагентов, а также от свойств растворителя.
Интересно, что в естественных условиях амфотерные металлы могут взаимодействовать как с щелочью, так и с кислотой. Например, во время реакции алюминия с образуется сульфат алюминия. А при реакции этого же метала с концентрированной щелочью образуется комплексная соль.
Амфотерные основания и их основные свойства
При нормальных условиях это твердые вещества. Они практически не растворяются в воде и считаются довольно слабыми электролитами.
Основной метод получения таких оснований - это реакция соли металла с небольшим количеством щелочи. Реакцию осаждения нужно проводить медленно и осторожно. Например, при получении гидроксида цинка в пробирку с хлоридом цинка осторожно, каплями добавляют едкий натр. Каждый раз нужно несильно встряхивать емкость, чтобы увидеть белый осадок металла на дне посуды.
С кислотами и амфотерные вещества реагируют как основания. Например, при реакции гидроксида цинка с соляной кислотой образуется хлорид цинка.
А вот во время реакций с основаниями амфотерные основания ведут себя как кислоты.
Кроме того, при сильном нагревании разлагаются с образованием соответствующего амфотерного оксида и воды.
Самые распространенные амфотерные металлы: краткая характеристика
Цинк относится к группе амфотерных элементов. И хотя сплавы этого вещества широко использовались еще в древних цивилизациях, в чистом виде его смогли выделить лишь в 1746 году.
Чистый металл представляет собой достаточно хрупкое вещество голубоватого цвета. На воздухе цинк быстро окисляется - его поверхность тускнеет и покрывается тонкой пленкой оксида.
В природе цинк существует преимущественно в виде минералов - цинкитов, смитсонитов, каламитов. Самое известное вещество - это цинковая обманка, которая состоит из сульфида цинка. Самые большие месторождения этого минерала находятся в Боливии и Австралии.
Алюминий на сегодняшний день считается наиболее распространенным металлом на планете. Его сплавы использовались на протяжении многих столетий, а в 1825 году вещество было выделено в чистом виде.
Чистый алюминий представляет собой легкий металл серебристого цвета. Он легко поддается механической обработке и литью. Этот элемент обладает высокой электро- и теплопроводностью. Кроме того, данный металл стоек к коррозии. Дело в том, что поверхность его покрыта тонкой, но очень стойкой оксидной пленкой.
На сегодняшний день алюминий широко применяется в промышленности.
Прежде чем рассуждать о химических свойствах оснований и амфотерных гидроксидов, давайте четко определим, что же это такое?
1) К основаниями или основным гидроксидам относят гидроксиды металлов в степени окисления +1 либо +2, т.е. формулы которых записываются либо как MeOH , либо как Me(OH) 2 . Однако существуют исключения. Так, гидроксиды Zn(OH) 2 , Be(OH) 2 , Pb(OH) 2 , Sn(OH) 2 к основаниям не относятся.
2) К амфотерным гидроксидам относят гидроксиды металлов в степени окисления +3,+4, а также в качестве исключений гидроксиды Zn(OH) 2 , Be(OH) 2 , Pb(OH) 2 , Sn(OH) 2 . Гидроксиды металлов в степени окисления +4, в заданиях ЕГЭ не встречаются, поэтому рассмотрены не будут.
Химические свойства оснований
Все основания подразделяют на:
Напомним, что бериллий и магний к щелочноземельным металлам не относятся.
Помимо того, что щелочи растворимы в воде, они также очень хорошо диссоциируют в водных растворах, в то время как нерастворимые основания имеют низкую степень диссоциации.
Такое отличие в растворимости и способности к диссоциации у щелочей и нерастворимых гидроксидов приводит, в свою очередь, к заметным отличиям в их химических свойствах. Так, в частности, щелочи являются более химически активными соединениями и нередко способны вступать в те реакции, в которые не вступают нерастворимые основания.
Взаимодействие оснований с кислотами
Щелочи реагируют абсолютно со всеми кислотами, даже очень слабыми и нерастворимыми. Например:
Нерастворимые основания реагируют практически со всеми растворимыми кислотами, не реагируют с нерастворимой кремниевой кислотой:
Следует отметить, что как сильные, так и слабые основания с общей формулой вида Me(OH) 2 могут образовывать основные соли при недостатке кислоты, например:
Взаимодействие с кислотными оксидами
Щелочи реагируют со всеми кислотными оксидами, при этом образуются соли и часто вода:
Нерастворимые основания способны реагировать со всеми высшими кислотными оксидами, соответствующими устойчивым кислотам, например, P 2 O 5 , SO 3 , N 2 O 5 , с образованием средних солей:
Нерастворимые основания вида Me(OH) 2 реагируют в присутствии воды с углекислым газом исключительно с образованием основных солей. Например:
Cu(OH) 2 + CO 2 = (CuOH) 2 CO 3 + H 2 O
С диоксидом кремния, ввиду его исключительной инертности, реагируют только самые сильные основания — щелочи. При этом образуются нормальные соли. С нерастворимыми основаниями реакция не идет. Например:
Взаимодействие оснований с амфотерными оксидами и гидроксидами
Все щелочи реагируют с амфотерными оксидами и гидроксидами. Если реакцию проводят, сплавляя амфотерный оксид либо гидроксид с твердой щелочью, такая реакция приводит к образованию безводородных солей:
Если же используют водные растворы щелочей, то образуются гидроксокомплексные соли:
В случае алюминия при действии избытка концентрированной щелочи вместо соли Na образуется соль Na 3 :
Взаимодействие оснований с солями
Какое-либо основание реагирует с какой-либо солью только при соблюдении одновременно двух условий:
1) растворимость исходных соединений;
2) наличие осадка или газа среди продуктов реакции
Например:
Термическая устойчивость оснований
Все щелочи, кроме Ca(OH) 2 , устойчивы к нагреванию и плавятся без разложения.
Все нерастворимые основания, а также малорастворимый Ca(OH) 2 при нагревании разлагаются. Наиболее высокая температура разложения у гидроксида кальция – около 1000 o C:
Нерастворимые гидроксиды имеют намного более низкие температуры разложения. Так, например, гидроксид меди (II) разлагается уже при температуре выше 70 o C:
Химические свойства амфотерных гидроксидов
Взаимодействие амфотерных гидроксидов с кислотами
Амфотерные гидроксиды реагируют с сильными кислотами:
Амфотерные гидроксиды металлов в степени окисления +3, т.е. вида Me(OH) 3, не реагируют с такими кислотами, как H 2 S, H 2 SO 3 и H 2 СO 3 ввиду того, что соли, которые могли бы образоваться в результате таких реакций, подвержены необратимому гидролизу до исходного амфотерного гидроксида и соответствующей кислоты:
Взаимодействие амфотерных гидроксидов с кислотными оксидами
Амфотерные гидроксиды реагируют с высшими оксидами, которым соответствуют устойчивые кислоты (SO 3 , P 2 O 5 , N 2 O 5):
Амфотерные гидроксиды металлов в степени окисления +3, т.е. вида Me(OH) 3 , не реагируют с кислотными оксидами SO 2 и СO 2 .
Взаимодействие амфотерных гидроксидов с основаниями
Из оснований амфотерные гидроксиды реагируют только с щелочами. При этом, если используется водный раствор щелочи, то образуются гидроксокомплексные соли:
А при сплавлении амфотерных гидроксидов с твердыми щелочами получаются их безводные аналоги:
Взаимодействие амфотерных гидроксидов с основными оксидами
Амфотерные гидроксиды реагируют при сплавлении с оксидами щелочных и щелочноземельных металлов:
Термическое разложение амфотерных гидроксидов
Все амфотерные гидроксиды не растворимы в воде и, как любые нерастворимые гидроксиды, разлагаются при нагревании на соответствующий оксид и воду.
Химия – это всегда единство противоположностей.
Рассмотрим элементы периодической системы, соединения которых проявляют амфотерные (противоположные) свойства.
· Некоторые элементы, например, соединения К (K2O - оксид, KOH - гидроксид) проявляют основные свойства .
Основные свойства - взаимодействие с кислотными оксидами и кислотами.
Почти все металлы, проявляющие степени окисления +1 и +2) образуют основные оксиды и гидроксиды.
· Некоторые элементы (все неметаллы и d-элементы со степенями окисления +5 и +6) образуют кислотные соединения.
Кислотные соединения – это оксиды и соответствующие кислородсодержащие кислоты, они взаимодействуют с основными оксидами и основаниями, образуя соли
А есть элементы, образующие такие оксиды и гидроксиды, которые проявляют и кислотные и основные свойства, то есть являются амфотерными соединениями .
Большинство амфотерных оксидов и гидроксидов - твердые (или гелеобразные) вещества, мало- или нерастворимые в воде.
Какие элементы образуют амфотерные соединения?
Есть правило, немного условное, но зато вполне практичное:
· Элементы лежат на условно проведенной диагонали Be - At: самые часто встречающиеся в школьной программе - это Be и Al
· Амфотерные гидроксиды и оксиды образуются металлами - d-элементами в средней степени окисления, например
Cr 2 O 3 , Cr(OH) 3; Fe 2 O 3 , Fe(OH) 3
· И три исключения: металлы Zn, Pb, Sn образуют следующие соединения, и амфотерные соединения.
Наиболее часто встречающиеся амфотерные оксиды (и соответствующие им гидроксиды):
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 , Cr 2 O 3 , Cr(OH) 3
Свойства амфотерных соединений запомнить не сложно: они взаимодействуют с кислотами и щелочами .
с взаимодействием с кислотами все просто, в этих реакциях амфотерные соединения ведут себя как основные:
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
Точно так же реагируют гидроксиды:
Fe(OH) 3 + 3HCl → FeCl 3 + 3H 2 O
Pb(OH) 2 + 2HCl → PbCl 2 + 2H 2 O
· С взаимодействием со щелочами немного сложнее. В этих реакциях амфотерные соединения ведут себя как кислоты, и продукты реакции могут быть различными, все зависит от условий.
Или реакция происходит в растворе, или реагирующие вещества берутся твердые и сплавляются.
· Взаимодействие основных соединений с амфотерными при сплавлении.
Разберем на примере гидроксида цинка. Как уже говорилось ранее, амфотерные соединения взаимодействуя с основными, ведут себя как кислоты. Вот и запишем гидроксид цинка Zn(OH) 2 как кислоту. У кислоты водород спереди, вынесем его:H 2 ZnO 2 . И реакция щелочи с гидроксидом будет протекать как будто он – кислота. «Кислотный остаток» ZnO 2 2- двухвалентный:
2KOH (тв.) + H 2 ZnO 2(тв.) (t,сплавление)→ K 2 ZnO 2 + 2H 2 O
Полученное вещество K 2 ZnO 2 называется метацинкат калия (или просто цинкат калия). Это вещество – соль калия и гипотетической «цинковой кислоты» H 2 ZnO 2 (солями такие соединения называть не совсем правильно, но для собственного удобства мы про это забудем). Только гидроксид цинка записывать вот так: H 2 ZnO 2 – нехорошо. Пишем как обычно Zn(OH) 2 , но подразумеваем (для собственного удобства), что это «кислота»:
2KOH (тв.) + Zn(OH) 2(тв.) (t,сплавление)→ K 2 ZnO 2 + 2H 2 O
С гидроксидами, в которых 2 группы ОН, все будет так же как и с цинком:
Be(OH) 2(тв.) + 2NaOH (тв.) (t,сплавление)→ 2H 2 O + Na 2 BeO 2 (метабериллат натрия, или бериллат)
С амфотерными гидроксидами с тремя группами OH (Al(OH) 3 , Cr(OH) 3 ,Fe(OH) 3) немного иначе.
Разберем на примере гидроксида алюминия: Al(OH) 3 , запишем в виде кислоты: H 3 AlO 3 , но в таком виде не оставляем, а выносим оттуда воду:
H 3 AlO 3 – H 2 O → HAlO 2 + H 2 O.
Вот с этой «кислотой» (HAlO 2) мы и работаем:
HAlO 2 + KOH → H 2 O + KAlO 2 (метаалюминат калия, или просто алюминат)
Но гидроксид алюминия вот так HAlO 2 записывать нельзя, записываем как обычно, но подразумеваем там «кислоту»:
Al(OH) 3(тв.) + KOH (тв.) (t,сплавление)→ 2H 2 O + KAlO 2 (метаалюминат калия)
То же самое и с гидроксидом хрома: Cr(OH) 3 → H 3 CrO 3 → HCrO 2
Cr(OH) 3(тв.) + KOH (тв.) (t,сплавление)→ 2H 2 O + KCrO 2 (метахромат калия,
НО НЕ ХРОМАТ, хроматы – это соли хромовой кислоты).
Те же принципы, что и в названиях обычных «солей», элемент в высшей степени окисления – суффикс АТ, в промежуточной – ИТ.
Эти соединения всегда образуются, когда соприкасаются сильноосновный «мир» (щелочи) и амфотерный (при сплавлении). То есть точно так же как и амфотерные гидроксиды со щелочами будут реагировать и амфотерные оксиды.
Взаимодействия:
1. Амфотерного оксида с сильноосновным оксидом:
ZnO (тв.) + K 2 O (тв.) (t,сплавление)→ K 2 ZnO 2 (метацинкат калия, или просто цинкат калия)
2. Амфотерного оксида со щелочью:
ZnO (тв.) + 2KOH (тв.) (t,сплавление)→ K 2 ZnO 2 + H 2 O
3. Амфотерного гидроксида с сильноосновным оксидом:
Zn(OH) 2(тв.) + K 2 O (тв.) (t,сплавление)→ K 2 ZnO 2 + H 2 O
4. Амфотерного гидроксида со щелочью:
Zn(OH) 2(тв.) + 2KOH (тв.) (t,сплавление)→ K 2 ZnO 2 + 2H 2 O
Запомните, реакции, приведенные выше, протекают при сплавлении .
· Взаимодействие амфотерных соединений со ЩЕЛОЧАМИ (здесь только щелочи) в растворе.
В ЕГЭ это называют «растворением гидроксида алюминия (цинка, бериллия и т.д.) щелочи». Это обусловлено способностью металлов в составе амфотерных гидроксидов в присутствии избытка гидроксид-ионов (в щелочной среде) присоединять к себе эти ионы. Образуется частица с металлом (алюминием, бериллием и т.д.) в центре, который окружен гидроксид-ионами. Эта частица становится отрицательно-заряженной (анионом) за счет гидроксид-ионов, и называться этот ион будет гидроксоалюминат, гидроксоцинкат, гидроксобериллат и т.д..
Запишем сокращенное ионное уравнение этих процессов:
Al(OH) 3 + OH - → Al(OH) 4 -
Образовавшийся ион называется «Тетрагидроксоалюминат-ион». Приставка «тетра-» прибавляется, потому что гидроксид-иона четыре. Тетрагидроксоалюминат-ион имеет заряд -, так как алюминий несет заряд 3+, а четыре гидроксид-иона 4-, в сумме получается -.
При взаимодействии щелочи с амфотерным гидроксидом в растворе образуется соль. Катион которой – это катион щелочи, а анион – это сложный ион, образование которого мы рассмотрели ранее. Анион заключается в квадратные скобки .
Al(OH) 3 + KOH → K (тетрагидроксоалюминат калия)
Не забывайте следить, чтобы все индексы были верно проставлены. Следите за зарядами, и имейте в виду, что сумма их должна быть равна нулю.
Кроме амфотерных гидроксидов, со щелочами реагируют амфотерные оксиды. Продукт будет тот же. Только вот если вы запишете реакцию вот так:
Al 2 O 3 + NaOH → Na
Но эта реакция у вас не уравнивается. Надо добавить воду в левую часть, взаимодейтсиве ведь происходит в растворе, воды там дотаточно, и все уравняется:
Al 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O → 2Na
Помимо амфотерных оксидов и гидроксидов, с растворами щелочей взаимодействуют некоторые особо активные металлы, которые образуют амфотерные соединения. А именно это: алюминий, цинк и бериллий. Чтобы уравнялось, слева тоже нужна вода. И, кроме того, главное отличие этих процессов – это выделение водорода:
2Al + 2NaOH + 6H 2 O → 2Na + 3H 2
2Al + 6NaOH + 6H 2 O → 2Na 3 + 3H 2
В таблице ниже приведены наиболее распространенные в ЕГЭ примеры свойства амфотерных соединений:
Полученные в этих взаимодействиях соли реагируют с кислотами, образуя две другие соли (соли данной кислоты и двух металлов):
2Na 3 + 6H 2 SO 4 → 3Na 2 SO 4 + Al 2 (SO 4) 3 + 12H 2 O
Вот и все! Ничего сложного. Главное не путайте, помните что образуется при сплавлении, что в растворе. Очень часто задания по этому вопросу попадаются в B части.
Амфотерными являются следующие оксиды элементов главных подгрупп: BeO, A1 2 O 3 , Ga 2 O 3 , GeO 2 , SnO, SnO 2 , PbO, Sb 2 O 3 , РоO 2 . Амфотерными гидроксидами являются следующие гидроксиды элементов главных подгрупп: Ве(ОН) 2 , А1(ОН) 3 , Sc(OH) 3 , Ga(OH) 3 , In(OH) 3 , Sn(OH) 2 , SnО 2 ·nH 2 О, Pb(OH) 2 , PbО 2 ·nH 2 О.
Основный характер оксидов и гидроксидов элементов одной подгруппы усиливается с возрастанием порядкового номера элемента (при сравнении оксидов и гидроксидов элементов в одной и той же степени окисления). Например, N 2 O 3 , Р 2 O 3 , As 2 O 3 – кислотные оксиды, Sb 2 O 3 – амфотерный оксид, Bi 2 O 3 – основный оксид.
Рассмотрим амфотерные свойства гидроксидов на примере соединений бериллия и алюминия.
Гидроксид алюминия проявляет амфотерные свойства, реагирует как с основаниями, так и с кислотами и образует два ряда солей:
1) в которых элемент А1 находится в форме катиона;
2А1(ОН) 3 + 6НС1 = 2А1С1 3 + 6Н 2 O А1(ОН) 3 + 3Н + = А1 3+ + 3Н 2 O
В этой реакции А1(ОН) 3 выполняет функцию основания, образуя соль, в которой алюминий является катионом А1 3+ ;
2) в которых элемент А1 входит в состав аниона (алюминаты).
А1(ОН) 3 + NaOH = NaA1O 2 + 2Н 2 O.
В этой реакции А1(ОН) 3 выполняет функцию кислоты, образуя соль, в которой алюминий входит в состав аниона AlO 2 – .
Формулы растворенных алюминатов записывают упрощенно, имея ввиду продукт, образующийся при обезвоживании соли.
В химической литературе можно встретить разные формулы соединений, образующихся при растворении гидроксида алюминия в щёлочи: NaA1О 2 (метаалюминат натрия), Na тетрагидроксоалюминат натрия. Эти формулы не противоречат друг другу, так как их различие связано с разной степенью гидратации этих соединений: NaA1О 2 ·2Н 2 О – это иная запись Na. При растворении А1(ОН) 3 в избытке щелочи образуется тетрагидроксоалюминат натрия:
А1(ОН) 3 + NaOH = Na.
При спекании реагентов – образуется метаалюминат натрия:
А1(ОН) 3 + NaOH ==== NaA1О 2 + 2Н 2 О.
Таким образом, можно говорить, что в водных растворах присутствуют одновременно такие ионы, как [А1(ОН) 4 ] – или [А1(ОН) 4 (Н 2 О) 2 ] – (для случая, когда составляется уравнение реакции с учетом гидратной оболочки), а запись A1О 2 – является упрощенной.
Из-за способности реагировать со щелочами гидроксид алюминия, как правило, не получают действием щелочи на растворы солей алюминия, а используют раствор аммиака:
A1 2 (SО 4) 3 + 6 NH 3 ·Н 2 О = 2А1(ОН) 3 + 3(NH 4) 2 SО 4 .
Среди гидроксидов элементов второго периода амфотерные свойства проявляют гидроксид бериллия (сам бериллий проявляет диагональное сходство с алюминием).
С кислотами:
Ве(ОН) 2 + 2НС1 = ВеС1 2 + 2Н 2 О.
С основаниями:
Ве(ОН) 2 + 2NaOH = Na 2 (тетрагидроксобериллат натрия).
В упрощенном виде (если представить Ве(ОН) 2 как кислоту Н 2 ВеО 2)
Ве(ОН) 2 + 2NaOH(конц.горяч.) = Na 2 BeО 2 + 2H 2 О.
бериллат Na
Гидроксиды элементов побочных подгрупп, соответствующие высшим степеням окисления, чаще всего имеют кислотные свойства: например, Мn 2 О 7 – НМnО 4 ; CrО 3 – H 2 CrО 4 . Для низших оксидов и гидроксидов характерно преобладание основных свойств: СrО – Сr(ОН) 2 ; МnО – Mn(OH) 2 ; FeO – Fe(OH) 2 . Промежуточные соединения, соответствующие степеням окисления +3 и +4, часто проявляют амфотерные свойства: Сr 2 О 3 – Cr(OH) 3 ; Fe 2 О 3 – Fe(OH) 3 . Проиллюстрируем эту закономерность на примере соединений хрома (таблица 9).
Таблица 9 – Зависимость характера оксидов и соответствующих им гидроксидов от степени окисления элемента
Взаимодействие с кислотами приводит к образованию соли, в которой элемент хром находится в форме катиона:
2Cr(OH) 3 + 3H 2 SO 4 = Cr 2 (SO 4) 3 + 6H 2 O.
сульфат Cr(III)
Взаимодействие с основаниями приводит к образованию соли, в которой элемент хром входит в состав аниона:
Cr(OH) 3 + 3NaOH = Na 3 + 3H 2 О.
гексагидроксохромат (III) Na
Оксид и гидроксид цинка ZnO, Zn(OH) 2 – типично амфотерные соединения, Zn(OH) 2 легко растворяется в растворах кислот и щелочей.
Взаимодействие с кислотами приводит к образованию соли, в которой элемент цинк находится в форме катиона:
Zn(OH) 2 + 2HC1 = ZnCl 2 + 2H 2 O.
Взаимодействие с основаниями приводит к образованию соли, в которой элемент цинк находится в составе аниона. При взаимодействии со щелочами в растворах образуются тетрагидроксоцинкаты, при сплавлении – цинкаты:
Zn(OH) 2 + 2NaOH = Na 2 .
Или при сплавлении:
Zn(OH) 2 + 2NaOH = Na 2 ZnO 2 + 2Н 2 O.
Получают гидроксид цинка аналогично гидроксиду алюминия.
Амфотерные металлы представлены не сложными элементами, являющимися неким аналогом группы компонентов металлического типа. Сходство прослеживается в ряде свойств физического и химического направления. Причем, за самими веществами не замечено способности к свойствам амфотерного типа, а различные соединения вполне способны к их проявлению.
Для примера можно рассмотреть гидроксиды с оксидами. У них явно прослеживается двойственная химическая природа. Она выражена в том, что, в зависимости от условий, выше названные соединения могут обладать свойствами либо щелочей, либо кислот. Понятие амфотерности появилось достаточно давно, оно знакомо науке еще с 1814 года. Термин «амфотерность» выражал способность химического вещества вести себя определенным образом при проведении кислотной (главной) реакции. Получаемые свойства зависят от того, каков тип самих присутсвующих реагентов, вида растворителя и условий, при которых проводится реакция.
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.
Основные свойства амфотерных металлов
Свойства амфотерных металлов - основное понятие в амфотерности. Рассмотрим, что же они из себя представляют. В стандартном состоянии каждый металлов является твердым телом. Поэтому их принято считать слабыми электролитами. Кроме того, ни один металл не может растворяться в воде. Основания получаются путем специальной реакции. В ходе этой реакции соль металла соединяется с небольшой дозой щелочи. Правила требуют проводить весь процесс аккуратно, осторожно и довольно медленно.
При соединении амфотерных веществ с кислотными оксидами или непосредственно кислотами, первые выдают реакцию, свойственную основаниям. Если же такие основания соединять с основаниями, проявляются свойства кислот. Сильное нагревание амфотерных гидроксидов приводит к их распаду. В результате распада образуется вода и соответствующий амфотерный оксид. Как видно из наведенных примеров, свойства достаточно обширны и требуют тщательного анализа, который можно провести в ходе химических реакций.
Химические свойства амфотерных металлов можно сравнить со свойствами обычных металлов, чтобы провести параллель или увидеть разницу. У всех металлов достаточно низкий потенциал ионизации, благодаря чему в химических реакциях они выступают в роли восстановителей. Стоит отметить также, что электроотрицательность неметаллов выше, чем данный показатель у металлов.
Амфотерные металлы проявляют как восстановительные, так и окислительные свойства. Но при этом у амфотерных металлов имеются соединения, характеризующиеся отрицательной степенью окисления. Всем металлам свойственна возможность образования основных гидроксидов и оксидов. Зависимо от роста порядкового номера в периодическом ранжире замечено убывание основности металла. Следует также заметить, что металлы, в основной своей части, могут окисляться только определенными кислотами. Так, взаимодействие с азотной кислотой у металлов происходит по-разному.
Металлы неметаллы амфотерные, которые являются простыми веществами, имеют явное различие по своему строению и индивидуальным особенностям относительно физических и химических проявлений. Тип некоторых из данных веществ легко определить визуальным способом. Например, медь является простым амфотерным металлом, а бром классифицируется как неметалл.
Чтобы не ошибиться в определении разновидности простых веществ необходимо четко знать все признаки, которые отличают металлы от неметаллов. Основным различием металлов и неметаллов выступает способность первых отдавать электроны, расположенные во внешнем энергетическом секторе. Неметаллы наоборот, притягивают электроны в зону внешнего накопителя энергетики. Все металлы имеют свойство передавать энергетический блеск, что делает их хорошими проводниками тепловой и электрической энергии, а неметаллы невозможно использовать в качестве пропускника электричества и тепла.
