Примеры решения задач. Пример 1. Докажите, что оксид свинца (II) имеет амфотерный характерПример 1. Докажите, что оксид свинца (II) имеет амфотерный характер. Р е ш е н и е. Для доказательства амфотерного характера любого оксида (или гидроксида) необходимо привести уравнения химических реакций, в которых эти соединения проявляют основные и кислотные свойства. 1) Основные свойства оксида свинца (II) можно проиллюстрировать на примере взаимодействия РbО с веществами, имеющими кислотный характер, т.е. с кислотой и кислотным оксидом: РbО + 2НNO3 = Pb(NO3)2 + Н2О PbO + SiO2 = PbSiO3 В приведенных реакциях РЬО проявляет свойства основного оксида, так как реагирует с кислотой и кислотным оксидом и образует соли, в состав которых свинец входит в виде катиона Pb2 + . 2) Кислотные свойства оксида свинца (II) можно продемонстрировать с помощью реакций взаимодействия РbО со щелочами и с основными оксидами: РbО + 2NaOH = Na2PbO2 + Н2О – в расплаве РbО + Na2O = Na2PbO2 – в расплаве РbО + 2NaOH + Н2О = Na2 [Pb(OH)4] – в растворе В этих реакциях РbО выступает в роли кислотного оксида и образует соли, в состав которых свинец входит в виде аниона РbО22- или комплексного иона [Рb(ОН)4 ]2-. Таким образом, РbО является амфотерным оксидом, так как он проявляет и основные, и кислотные свойства. Пример 2. Напишите уравнения всех возможных реакций между следующими веществами, взятыми попарно: оксид калия, оксид фосфора (V), гидроксид натрия, серная кислота, гидросульфат натрия, гидроксид бериллия. Р е ш е н и е. 1) Устанавливаем принадлежность каждого из этих веществ к определенному классу неорганических соединений: К2О – основный оксид, Р2О5 – кислотный оксид, NaOH – основание (щелочь), H2SO4 – кислота, NaHSO4 – кислая соль, Ве(ОН)2 – амфотерный гидроксид. 2) Используя сведения о химических свойствах оксидов, гидроксидов и солей, напишем уравнения реакций между представителями этих классов соединений. Основный оксид К2О может взаимодействовать с кислотным оксидом, кислотой и амфотерным гидроксидом: 3К2О + 2Р2О5 = 2К3РО4 К2О + H2SO4 = K2SO4 + Н2О К2О + Ве(ОН)2 = К2ВеО2 + Н2О (Н2ВеО2) Кислотный оксид Р2О5 может взаимодействовать с основным оксидом, основанием и амфотерным гидроксидом: Р2О5 + ЗК2О = 2К3РО4 Р2О5+ 6NaOH = 2Na3PO4 + 3Н2О Р2О5 + ЗВе(ОН)2 = Ве3(РО4)2 + 3Н2О Основный гидроксид NaOH реагирует с кислотным оксидом, кислотой, амфотерным гидроксидом и кислой солью: 6NaOH + Р2О5 = 2Na3PO4 + ЗН2О 2NaOH + H2SO4 = Na2SO4 + 2Н2О 2NaOH + Ве(ОН)2 = Na2BeО2 + 2H2O (H2BeО2) NaOH + NaHSO4 = Na2SO4 + H2O Амфотерный гидроксид Ве(ОН)2 (или H2BeО2) реагирует с основным оксидом, основанием, кислотным оксидом и кислотой: H2BeО2 + К2О = К2ВеО2 + Н2О H2BeО2 + 2NaOH = Na2BeО2 + 2H2O Амфотерный гидроксид Ве(ОН)2 при взаимодействии с основным оксидом и щелочью проявляет свойства кислоты H2BeО2: 3Ве(ОН)2 + Р2О5 = Ве3(РО4)2 + ЗН2О Ве(ОН)2 + H2SO4 = BeSO4 + 2Н2О Амфотерный гидроксид Ве(ОН)2 при взаимодействии с кислотным оксидом и кислотой проявляет основные свойства. Кислая соль NaHSO4 реагирует с основным оксидом и основанием: 2NaHSO4 + К2О = Na2SO4 + K2SO4 + Н2О NaHSO4 + NaOH = Na2SO4 + H2O Следовательно, из всех приведенных веществ попарно не взаимодействуют только К2О и NaOH, поскольку основные оксиды не вступают в реакции с основаниями. Пример 3. Объясните закономерность в изменении кислотно-основных свойств гидроксидов элементов третьего периода Периодической системы Р е ш е н и е. 1) Введем понятие «гидроксиды». Гидроксиды – это сложные вещества, в состав которых входит гидроксильная группа ОН–. Условно класс гидроксидов можно описать с помощью общей формулы Э− О− Н (Э – химический элемент). 2) Гидроксиды делят на три группы: основные, кислотные и амфотерные. Рассмотрим, как определяется принадлежность гидроксидов к кислотам, основаниям или амфотерным гидроксидам. Принадлежность гидроксида к классу кислот или оснований определяется местом разрыва химических связей в Э− О− Н. Если разрывается связь О− Н (Э − О ↓ − Н → Н+ + ЭО-), то такой гидроксид относится к классу кислот, поскольку при разрыве связи образуется ион H+ – носитель кислотных свойств. Если разрывается связь Э − О (Э ↓ − О− Н → Э+ + ОН–), то гидроксид относится к классу оснований, так как образуется ион ОН– – носитель основных свойств. Если же, в зависимости от среды, разрываются обе связи Э− О и О− Н, то такие гидроксиды проявляют двойственность свойств и называются амфотерными. 3) Место разрыва химической связи в гидроксиде Э− О− Н зависит от положения элемента в Периодической системе, что и определяет относительную прочность связи между Э− О и О− Н. Силы притяжения между противоположно заряженными частицами тем значительнее, чем больше заряд каждой из них и меньше радиус. 4) Записываем формулы гидроксидов элементов третьего периода Периодической системы в их высших степенях окисления (высшая степень окисления атома элемента соответствует номеру группы): + +2 +3 +4 +5 +6 +7 NaOH — Mg(OH)2 — А1(ОН)3 — H2SiО3 — HNO3 — H2SO4 — НС1О4 5) Сравниваем относительную прочность связей Э− O и О− Н у высших гидроксидов третьего периода, учитывая, что при переходе от Na к CI наблюдается уменьшение радиуса атома. Благодаря своим малым размерам ион водорода Н+ в NaOH и Mg(OH)2 сильнее взаимодействует с кислородом, чем ион металла. Вследствие этого менее прочными оказываются связи Na− О и Mg− О, поэтому NaOH и Mg(OH)2 являются основаниями. В результате дальнейшего увеличения заряда и уменьшения радиуса атома при переходе к А1 связи А1− О и О− Н становятся близки по прочности, и А1(ОН)3 является типичным амфотерным гидроксидом. Наконец, у последних четырех соединений вследствие еще большего увеличения заряда и уменьшения радиуса атомов заметно увеличивается прочность связи Э− О и уменьшается прочность связи О− Н, поэтому гидроксиды H2SiO3, HNO3, H2SO4 и НСlO4 являются кислотами.
|
