Cink je element sekundarne podgrupe druge grupe, četvrtog perioda periodični sistem hemijski elementi D. I. Mendeljejeva, sa atomskim brojem 30. Označava se simbolom Zn (lat. Zincum). Jednostavna supstanca cink u normalnim uslovima je krhki prelazni metal plavičasto-bele boje (tamni na vazduhu, prekrivajući se tankim slojem cink oksida).

U četvrtom periodu, cink je posljednji d-element, njegovi valentni elektroni 3d 10 4s 2 . U obrazovanju hemijske veze uključeni su samo elektroni sa vanjskog energetskog nivoa, pošto je konfiguracija d 10 vrlo stabilna. U jedinjenjima, cink ima oksidacijsko stanje od +2.

Cink je reaktivan metal, ima izražena redukcijska svojstva, inferioran je u odnosu na zemnoalkalne metale u aktivnosti. Pokazuje amfoterna svojstva.

Interakcija cinka sa nemetalima
Kada se jako zagrije na zraku, gori svijetlim plavkastim plamenom da nastane cink oksid:
2Zn + O2 → 2ZnO.

Kada se zapali, snažno reaguje sa sumporom:
Zn + S → ZnS.

Reaguje sa halogenima u normalnim uslovima u prisustvu vodene pare kao katalizatora:
Zn + Cl 2 → ZnCl 2 .

Pod dejstvom para fosfora na cink nastaju fosfidi:
Zn + 2P → ZnP 2 ili 3Zn + 2P → Zn 3 P 2 .

Cink ne stupa u interakciju sa vodonikom, azotom, borom, silicijumom, ugljenikom.

Interakcija cinka sa vodom
Reaguje s vodenom parom na crvenoj toplini da nastane cink oksid i vodik:
Zn + H 2 O → ZnO + H 2.

Interakcija cinka sa kiselinama
U elektrohemijskom nizu napona metala, cink je ispred vodonika i istiskuje ga iz neoksidirajućih kiselina:
Zn + 2HCl → ZnCl 2 + H 2;
Zn + H 2 SO 4 → ZnSO 4 + H 2.

Reaguje sa razblaženom azotnom kiselinom da formira cink nitrat i amonijum nitrat:
4Zn + 10HNO 3 → 4Zn(NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O.

Reaguje s koncentriranom sumpornom i dušičnom kiselinom kako bi se formirala sol cinka i produkti redukcije kiseline:
Zn + 2H 2 SO 4 → ZnSO 4 + SO 2 + 2H 2 O;
Zn + 4HNO 3 → Zn(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

Interakcija cinka sa alkalijama
Reaguje sa alkalnim rastvorima da formira hidrokso komplekse:
Zn + 2NaOH + 2H 2 O → Na 2 + H 2

kada se stapa, formira cinkate:
Zn + 2KOH → K 2 ZnO 2 + H 2 .

Interakcija sa amonijakom
Sa gasovitim amonijakom na 550-600°C formira cink nitrid:
3Zn + 2NH 3 → Zn 3 N 2 + 3H 2;
otapa se u vodenoj otopini amonijaka, tvoreći tetraamincink hidroksid:
Zn + 4NH 3 + 2H 2 O → (OH) 2 + H 2.

Interakcija cinka sa oksidima i solima
Cink istiskuje metale u naponskom redu desno od njega iz otopina soli i oksida:
Zn + CuSO 4 → Cu + ZnSO 4;
Zn + CuO → Cu + ZnO.

Cink(II) oksid ZnO - bijeli kristali, kada se zagriju, dobijaju žutu boju. Gustina 5,7 g/cm 3 , temperatura sublimacije 1800°C. Na temperaturama iznad 1000°C redukuje se u metalni cink sa ugljikom, ugljen monoksid i vodonik:
ZnO + C → Zn + CO;
ZnO + CO → Zn + CO 2 ;
ZnO + H 2 → Zn + H 2 O.

Ne reaguje sa vodom. Pokazuje amfoterna svojstva, reaguje sa rastvorima kiselina i lužina:
ZnO + 2HCl → ZnCl 2 + H 2 O;
ZnO + 2NaOH + H 2 O → Na 2.

Kada se stapa sa metalnim oksidima, formira cinkate:
ZnO + CoO → CoZnO 2 .

U interakciji s oksidima nemetala, stvara soli, gdje je kation:
2ZnO + SiO 2 → Zn 2 SiO 4,
ZnO + B 2 O 3 → Zn(BO 2) 2.

Cink (II) hidroksid Zn(OH) 2 - bezbojni kristalni ili amorfna supstanca. Gustina 3,05 g/cm 3, na temperaturama iznad 125 °C razgrađuje se:
Zn(OH) 2 → ZnO + H 2 O.

Cink hidroksid pokazuje amfoterna svojstva, lako rastvorljiv u kiselinama i alkalijama:
Zn(OH) 2 + H 2 SO 4 → ZnSO 4 + 2H 2 O;
Zn(OH) 2 + 2NaOH → Na 2;

također je lako rastvorljiv u vodenoj otopini amonijaka da nastane tetraamincink hidroksid:
Zn(OH) 2 + 4NH 3 → (OH) 2.

Dobija se u obliku bijelog taloga kada cinkove soli reagiraju sa alkalijama:
ZnCl 2 + 2NaOH → Zn(OH) 2 + 2NaCl.

Obje glavne faze pirometalurških procesa - redukcija destilacijom i kondenzacija cinka - su od teorijskog i praktičnog interesa.

Procesi oporavka

Restauracija se podvrgava cinkovom aglomeratu koji sadrži slobodni oksid, ferite, silikate i cink aluminate, cink sulfid i sulfat, a osim toga, okside i ferite drugih metala.
Procesi redukcije metalnih oksida odvijaju se kako u čvrstoj fazi (retorte i osovinske peći), tako iu tečnoj fazi (električne peći). Redukcioni agensi mogu biti čvrsti ugljenik, ugljen monoksid, vodonik i metalno gvožđe. Najviša vrijednost imaju ugljen monoksid CO i metalno gvožđe.
Postoje dvije teorije redukcije metalnih oksida ugljičnim monoksidom "dvostepena" A.A. Baikov i "adsorpciono-katalitički" G.I. Chufarov.
Prema prvoj teoriji, oksidi prvo disociraju na metal i kisik prema reakciji 2MeO=2Me+O2, a zatim se oslobođeni kisik spaja sa redukcijskim agensom prema jednačini O2+2CO=2CO2. Ovisno o temperaturi, produkt disocijacije oksida može biti čvrst, tekući ili plinoviti metal. Obje faze oporavka odvijaju se nezavisno i teže ravnoteži. Ukupni rezultat reakcija zavisi od uslova pod kojima se odvijaju.
Više moderna teorija G.I. Čufarov pretpostavlja tri faze redukcije: adsorpciju redukcionog gasa na površini oksida, sam proces redukcije i uklanjanje gasovitog produkta sa površine reakcije. AT opšti pogled ova teorija se može opisati sljedećim jednadžbama:

Treba napomenuti da je, prema obje teorije, ukupna reakcija, koja izražava stehiometrijski omjer supstanci u interakciji, ista:

Razmotrimo ponašanje pojedinih komponenti u procesu redukcije cinkovog aglomerata.
Jedinjenja cinka. Aglomerat može sadržavati ZnO, ZnO*Fe2O3, ZnO*SiO2, ZnO*Al2O3, ZnSO4 i ZnS.
Cink oksid, u zavisnosti od uslova termičke obrade smeše i njenog sastava, može se redukovati raznim redukcionim agensima.
Vodik, metan i razni ugljovodonici nastaju u vlažnoj smjesi kao rezultat razgradnje vode i oslobađanja hlapljivog uglja.Vodik i metan reakcijama reduciraju ZnO

Početak oporavka je primjetan već na 450-550°. Ove reakcije nisu značajne i odvijaju se samo u početnom periodu destilacije u horizontalnim retortama.
Na temperaturama iznad 600° moguća je direktna redukcija cink oksida čvrstim ugljenikom. 2ZnO+G⇔2Zn+CO2. Intenzitet reakcije je ograničen ograničenom brzinom difuzije čvrstih materija i, kao rezultat toga, nema veliku praktična vrijednost. Protoci iznad 1000° glavna reakcija redukcija cink oksida ugljičnim monoksidom ZnO+CO⇔Zn+CO2. Konstanta ravnoteže ove reakcije, pod uslovom da se dobije samo jedan metalni cink u stanju pare, može se naći iz jednačine

Iz jednačine proizilazi da smjer strujanja ovisi o odnosu koncentracija CO i CO2 u plinovitoj fazi, koji je određen dobro poznatom Boudoir krivom. Na sl. 12 prikazuje mogući sastav gasne faze u prigušnici peći za destilaciju. Iznad 1000°, ugljični dioksid ne može postojati u prisustvu ugljika i s njim reagira u reakciji CO2+C=2CO.

Dakle, za uspješnu redukciju ZnO ugljičnim monoksidom potrebno je stvoriti povoljne uslove za nastanak dvije reakcije: ZnO + CO⇔Zn + CO2 i CO2 + C⇔2CO, i to: imati visoku temperaturu procesa (na najmanje 1000°), veliki višak redukcionog agensa u punjenju i plinopropusnost punjenja dovoljna za brzo uklanjanje plinova i para cinka.
Kada se redukcija odvija u talini na 1300-1400° (elektrotermalni cink), veliki značaj dobija interakciju cink oksida sa metalnim gvožđem reakcijom ZnO + Fe = Zn + FeO.Zbog mogućnosti ove reakcije moguće je postići visok stepen sublimacije cinka i tečne šljake sa niskim sadržajem metala. Istovremeno, pojava ove reakcije u horizontalnim retortama je nepoželjna zbog moguća edukacija nisko topivi željezni spojevi (mat i šljaka), koji uništavaju zidove mufla.
Cink ferit se na temperaturama ispod 900° i uz nedostatak ugljika reducira stvaranjem strukturno slobodnih ZnO i Fe3O4. U ovim uslovima, ferit se može razgraditi i oksidima drugih metala. At visoke temperature proces redukcije se odvija brzo sa stvaranjem metalnog cinka, metalnog željeza ili željeznog oksida. Redukcija cink ferita ne izaziva posebne poteškoće u praksi destilacije.
Cink silikati se takođe lako redukuju ugljenikom i metalnim gvožđem. Na temperaturi od 1100-1200° cink se potpuno reducira iz silikata.
Cink aluminati ili spineli su vrlo vatrostalna jedinjenja. Za razliku od silikata, oni se ne redukuju u retortnim pećima.
Cink sulfat, koji je u aglomeratu prisutan u malim količinama, reducira se ugljikom i ugljičnim monoksidom u sulfid i disocira oslobađanjem sumpor-dioksida, dok se reakcije odvijaju:

Formiranje cink sulfida prema posljednjoj reakciji događa se u plinovitoj fazi.
Cink sulfid se praktično ne redukuje tokom destilacije u retortama i prelazi u rimming. U kadi električne peći, cink sulfid se može razložiti gvožđem na 1250-1300° reakcijom ZnS+Fe=Zn+FeS.
Jedinjenja olova i kadmijuma. U aglomeratu se olovo nalazi u obliku oksidiranih jedinjenja: slobodnog oksida, silikata, ferita, a djelimično iu obliku sulfata. Olovo iz ovih jedinjenja se lako redukuje u metalno olovo i u izvesnoj meri sublimira, kontaminirajući tečni cink. Količina sublimiranog olova ovisi o temperaturi procesa. U retortama, najveći dio olova ostaje u obodu. U osovinskim pećima i električnim pećima, gdje je temperatura procesa viša, najveći dio olova se pretvara u cink. Povećani sadržaj olova u aglomeratu ima destruktivan učinak na zidove retorta. Stoga je potrebno povećati količinu uglja u punjenju kako bi se apsorbiralo rastopljeno olovo.
Kadmijum oksid se redukuje na temperaturi nižoj od cink oksida. Pritisak pare ovog metala je veći od pritiska cinka. U šaržnom procesu, kadmijum sublimira na početku destilacije, tako da su prve porcije kondenzovanog cinka obogaćene kadmijumom.
Nečistoće olova i kadmijuma smanjuju kvalitetu gotovog cinka.
Jedinjenja arsena i antimona. Arsen i antimon, zbog svoje hlapljivosti, poput olova i kadmija, zagađuju proizvode destilacije. Viši oksidi As2Os i Sb2O5, arsenati i antimonati reducirani su ugljenikom u niže isparljive okside As2O3, Sb2O3 i u metalno stanje. Neki od njih su zarobljeni u kondenzatoru zajedno sa cinkom.
Jedinjenja bakra se lako redukuju ugljičnim redukcijskim agensima, ali ostaju u čvrstim ili tekućim ostacima destilacije. Ako u naboju postoji određena količina sumpora, bakar prelazi u mat. U nedostatku sumpora, bakar sa gvožđem tvori bakreno liveno gvožđe, čije se značajne količine dobijaju u električnim pećima.
jedinjenja gvožđa. Ponašanje oksidisanih jedinjenja gvožđa u procesu redukcije određeno je procesnim uslovima, temperaturom i sastavom gasne faze. U retortama i električnim pećima dobija se dosta metalnog gvožđa. U osovinskoj peći, željezni oksid se reducira u oksid i prelazi u šljaku.
Zlato i srebro ne sublimiraju u normalnim uslovima i ostaju, u zavisnosti od prirode procesa, u obodu ili su raspoređeni između livenog gvožđa, mat i šljake. Kada se u punjenje dodaju kloridne soli, dio plemenitih metala se sublimira i kondenzira u produktima destilacije.
Rijetki i rasuti elementi. U redukcionom okruženju na visokim temperaturama, većina talija, indija i selena sublimira. Do polovine germanijuma i telura takođe prelazi u sublimate, a značajan deo galija ostaje u ostacima destilacije.
Silicijum dioksid, glinica, oksidi i sulfati alkalni metali stupaju u interakciju s drugim spojevima punjenja i formiraju šljaku.

kondenzacija cinka

Glavna poteškoća u praktičnoj implementaciji procesa kondenzacije cinkove pare je da značajan dio metala ne prelazi u tekuću fazu, već u čvrstu, u obliku čestica prašine odvojenih oksidnim filmovima. Dakle, proizvodnja svinjskog cinka ne prelazi 70-75%.
Zavisnost pritiska pare cinka od temperature, koju je proučavao K. Mayer, prikazana je krivom na sl. 13. Iznad krive se nalazi oblast prezasićenih, a ispod - nezasićenih para. Tačka rose cinkove pare bez primesa drugih gasova pri pritisku od 1 atm je 906°. U praksi, u plinovima mufelnih, električnih i osovinskih peći, gdje su pare cinka razrijeđene CO i CO2, parcijalni tlak para cinka ne dostiže 0,5 atm. U retortnim plinovima u početnom periodu destilacije iznosi oko 300 mm Hg, a u gornjim plinovima osovinske peći - samo 30-40 mm Hg. Art. Kondenzacija cinka iz ovih gasova će početi na temperaturama od 820–830 i 650–660°, respektivno.
Za potpunu kondenzaciju potrebno je da temperatura gasova na izlazu iz kondenzatora bude blizu tačke topljenja cinka, pri čemu je ravnotežna vrednost pritiska pare minimalna. U praksi, kondenzacija se završava na 500°. Pod ovim uslovima, gubitak cinkove pare sa gasovima koji se emituju u atmosferu iznosi približno 0,4%.

Međutim, poštivanje temperaturnog režima samo po sebi ne jamči prijem cijelog cinka u tekućem obliku, a dio se, kao što je gore spomenuto, dobiva u obliku prašine. To se objašnjava raznim razlozima. Primećeno je da kondenzacija para cinka u tečnu fazu teče uspešnije za konveksna površina čvrste materije sa malim polumjerom zakrivljenosti i na površinama navlaženim tekućim cinkom Za uspješnu kondenzaciju potrebno je i da odnos površine kondenzatora i njegove zapremine ne prelazi određenu vrijednost. Zbog činjenice da kondenzacija počinje uglavnom na zidovima, potrebno je osigurati određeno vrijeme zadržavanja plinova u kondenzatoru i ne dozvoliti im da se prenaglo ohlade. Sa značajnom zapreminom gasova zasićenih cinkovom parom, nemoguće je obezbediti efektivnu kondenzaciju bez posebnih mera. koji uključuju mjehuriće plinova kroz kupku s cinkom i njihovo prskanje rastopljenim cinkom i olovom.
Hemijski uslovi kondenzacije su takođe važni. Pri visokom sadržaju CO2 u plinovima, površina kapljica se oksidira. Cink, koji sprečava njihovo spajanje u kompaktnu masu.
Dakle, na brzinu i potpunost kondenzacije cinkove pare utiču: parcijalni pritisak pare cinka, temperatura, brzina mešavine gasa (ne više od 5 cm/s), prisustvo drugih gasova i mehaničkih suspenzija, oblik , veličina i materijal kondenzatora.

17.12.2019

Far Cry serija nastavlja da zadovoljava svoje igrače stabilnošću. Za toliko vremena postaje jasno šta treba da uradite u ovoj igrici. Lov, preživljavanje, hvatanje...

16.12.2019

Stvarajući dizajn stambenog prostora, posebnu pažnju treba posvetiti unutrašnjosti dnevnog boravka - on će postati centar vašeg "svemira"....

15.12.2019

Nemoguće je zamisliti izgradnju kuće bez upotrebe skela. U drugim oblastima ekonomska aktivnost koriste se i takvi dizajni. OD...

14.12.2019

Kao metoda trajnog spajanja metalnih proizvoda, zavarivanje se pojavilo prije nešto više od jednog stoljeća. Istovremeno, njegova važnost se trenutno ne može precijeniti. NA...

14.12.2019

Optimizacija prostora je izuzetno važna i za mala i za velika skladišta. Ovo uvelike pojednostavljuje rad i omogućava ...

Amfoterna jedinjenja

Hemija je uvijek jedinstvo suprotnosti.

Pogledajte periodni sistem.

Neki elementi (skoro svi metali koji pokazuju oksidaciona stanja +1 i +2) se formiraju main oksidi i hidroksidi. Na primjer, kalij tvori oksid K 2 O i hidroksid KOH. Oni pokazuju osnovna svojstva, kao što je interakcija sa kiselinama.

K2O + HCl → KCl + H2O

Neki elementi (većina nemetala i metali sa oksidacionim stanjima +5, +6, +7) formiraju kiselo oksidi i hidroksidi. Kiseli hidroksidi su kiseline koje sadrže kiseonik, nazivaju se hidroksidi, jer u strukturi postoji hidroksilna grupa, na primer, sumpor formira kiseli oksid SO 3 i kiseli hidroksid H 2 SO 4 (sumporna kiselina):

Takva jedinjenja pokazuju kisela svojstva, na primjer, reagiraju s bazama:

H2SO4 + 2KOH → K2SO4 + 2H2O

A postoje elementi koji formiraju takve okside i hidrokside koji pokazuju i kisela i bazična svojstva. Ovaj fenomen se zove amfoterično . Takvi oksidi i hidroksidi bit će u fokusu naše pažnje u ovom članku. Svi amfoterni oksidi i hidroksidi su čvrste materije, nerastvorljive u vodi.

Prvo, kako odrediti da li je oksid ili hidroksid amfoteričan? Postoji pravilo, malo uslovno, ali ga ipak možete koristiti:

Amfoterni hidroksidi i oksidi nastaju od metala, u oksidacionim stanjima +3 i +4, na primjer (Al 2 O 3 , Al(Oh) 3 , Fe 2 O 3 , Fe(Oh) 3)

I četiri izuzetka:metaliZn , Budi , Pb , lok formiraju sljedeće okside i hidrokside:ZnO , Zn ( Oh ) 2 , BeO , Budi ( Oh ) 2 , PbO , Pb ( Oh ) 2 , SNO , lok ( Oh ) 2 , u kojem pokazuju oksidacijsko stanje od +2, ali uprkos tome, ova jedinjenja pokazuju amfoterna svojstva .

Najčešći amfoterni oksidi (i njima odgovarajući hidroksidi): 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 .

Osobine amfoternih jedinjenja nije teško zapamtiti: sa njima stupaju u interakciju kiseline i baze.

• s interakcijom s kiselinama, sve je jednostavno; u ovim reakcijama amfoterna jedinjenja se ponašaju kao bazična:

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

Hidroksidi reaguju na isti način:

Fe(OH) 3 + 3HCl → FeCl 3 + 3H 2 O

Pb(OH) 2 + 2HCl → PbCl 2 + 2H 2 O

• S interakcijom sa alkalijama to je malo teže. U ovim reakcijama amfoterna jedinjenja se ponašaju kao kiseline, a produkti reakcije mogu biti različiti, sve zavisi od uslova.

Ili se reakcija odvija u rastvoru, ili se reaktanti uzimaju kao čvrste supstance i spajaju.

Interakcija bazičnih jedinjenja sa amfoternim jedinjenjima tokom fuzije.

Uzmimo cink hidroksid kao primjer. Kao što je ranije spomenuto, amfoterna jedinjenja u interakciji s bazičnima ponašaju se kao kiseline. Dakle, cink hidroksid Zn (OH) 2 pišemo kao kiselinu. Kiselina ima vodonik ispred, hajde da ga izvadimo: H 2 ZnO 2. A reakcija alkalije sa hidroksidom će se odvijati kao da je kiselina. "Kiselinski ostatak" ZnO 2 2-divalentni:

2K Oh(TV) + H 2 ZnO 2 (čvrsti) (t, fuzija) → K 2 ZnO 2 + 2 H 2 O

Dobivena supstanca K 2 ZnO 2 naziva se kalijum metacinkat (ili jednostavno kalij cinkat). Ova tvar je sol kalija i hipotetičke "cinkove kiseline" H 2 ZnO 2 (nije sasvim ispravno takve spojeve nazivati ​​solima, ali zbog naše udobnosti zaboravit ćemo na to). Samo cink hidroksid se piše ovako: H 2 ZnO 2 nije dobar. Pišemo kao i obično Zn (OH) 2, ali mislimo (radi naše udobnosti) da je ovo "kiselina":

2KOH (čvrsto) + Zn (OH) 2 (čvrsto) (t, fuzija) → K 2 ZnO 2 + 2H 2 O

Sa hidroksidima, u kojima postoje 2 OH grupe, sve će biti isto kao i sa cinkom:

Be (OH) 2 (čvrsto) + 2NaOH (čvrsto) (t, fuzija) → 2H 2 O + Na 2 BeO 2 (natrijum metaberilat ili berilat)

Pb (OH) 2 (čvrsto) + 2NaOH (čvrsto) (t, fuzija) → 2H 2 O + Na 2 PbO 2 (natrijum metaplumbat, ili plumbat)

Kod amfoternih hidroksida sa tri OH grupe (Al (OH) 3, Cr (OH) 3, Fe (OH) 3) malo drugačije.

Uzmimo za primjer aluminijev hidroksid: Al (OH) 3, napiši ga u obliku kiseline: H 3 AlO 3, ali ga ne ostavljamo u ovom obliku, nego odatle izvlačimo vodu:

H 3 AlO 3 - H 2 O → HAlO 2 + H 2 O.

Ovdje radimo sa ovom "kiselinom" (HAlO 2):

HAlO 2 + KOH → H 2 O + KAlO 2 (kalijev metaaluminat ili jednostavno aluminat)

Ali aluminijum hidroksid se ne može napisati ovako HAlO 2, zapisujemo ga kao i obično, ali tu mislimo na "kiselina":

Al (OH) 3 (čvrsto) + KOH (čvrsto) (t, fuzija) → 2H 2 O + KAlO 2 (kalijev metaaluminat)

Isto važi i za hrom hidroksid:

Cr(OH) 3 → H 3 CrO 3 → HCrO 2

Cr (OH) 3 (čvrsto) + KOH (čvrsto) (t, fuzija) → 2H 2 O + KCrO 2 (kalijev metahromat,

ALI NE KROMAT, hromati su soli hromne kiseline).

Sa hidroksidima koji sadrže četiri OH grupe, potpuno je isto: vodimo vodik naprijed i uklanjamo vodu:

Sn(OH) 4 → H 4 SnO 4 → H 2 SnO 3

Pb(OH) 4 → H 4 PbO 4 → H 2 PbO 3

Treba imati na umu da olovo i kositar formiraju po dva amfoterna hidroksida: sa oksidacionim stanjem +2 (Sn (OH) 2, Pb (OH) 2) i +4 (Sn (OH) 4, Pb (OH) 4 ).

I ovi hidroksidi će formirati različite "soli":

Oksidacijsko stanje
Formula hidroksida	Sn(OH)2	Pb (OH) 2	Sn(OH)4	Pb(OH)4
Formula hidroksida kao kiseline	H2SnO2	H2PbO2	H2SnO3	H2PbO3
sol (kalijum)	K2SnO2	K 2 PbO 2	K2SnO3	K2PbO3
Salt name			metastannat	metablumbAT

Isti principi kao u nazivima običnih "soli", element u najviši stepen oksidacija - sufiks AT, u međuproduktu - IT.

Takve "soli" (metakromati, metaaluminati, metaberilati, metacinkati, itd.) nastaju ne samo kao rezultat interakcije alkalija i amfoternih hidroksida. Ova jedinjenja uvijek nastaju kada snažno bazični "svijet" i amfoterni (fuzijom) dođu u kontakt. Odnosno, baš kao i amfoterni hidroksidi sa alkalijama, i amfoterni oksidi i soli metala koji formiraju amfoterne okside (soli slabih kiselina) će reagovati. A umjesto alkalije, možete uzeti jako bazični oksid i sol metala koja formira alkalije (sol slaba kiselina).

Interakcije:

Zapamtite, reakcije u nastavku se dešavaju tokom fuzije.

Amfoterni oksid sa jako bazičnim oksidom:

ZnO (čvrsto) + K 2 O (čvrsto) (t, fuzija) → K 2 ZnO 2 (kalijev metacinkat, ili jednostavno kalijev cinkat)

Amfoterni oksid sa alkalijom:

ZnO (čvrsto) + 2KOH (čvrsto) (t, fuzija) → K 2 ZnO 2 + H 2 O

Amfoterni oksid sa soli slabe kiseline i metala koji stvara alkalije:

ZnO (čvrsto) + K 2 CO 3 (čvrsto) (t, fuzija) → K 2 ZnO 2 + CO 2

Amfoterni hidroksid sa jako bazičnim oksidom:

Zn (OH) 2 (čvrsta) + K 2 O (čvrsta) (t, fuzija) → K 2 ZnO 2 + H 2 O

Amfoterni hidroksid sa alkalijom:

Zn (OH) 2 (čvrsto) + 2KOH (čvrsto) (t, fuzija) → K 2 ZnO 2 + 2H 2 O

Amfoterni hidroksid sa soli slabe kiseline i metala koji stvara alkalije:

Zn (OH) 2 (čvrsto) + K 2 CO 3 (čvrsto) (t, fuzija) → K 2 ZnO 2 + CO 2 + H 2 O

Soli slabe kiseline i metala koji tvori amfoterno jedinjenje sa jako bazičnim oksidom:

ZnCO 3 (čvrsto) + K 2 O (čvrsto) (t, fuzija) → K 2 ZnO 2 + CO 2

Soli slabe kiseline i metala koji tvori amfoterno jedinjenje s alkalijom:

ZnCO 3 (čvrsto) + 2KOH (čvrsto) (t, fuzija) → K 2 ZnO 2 + CO 2 + H 2 O

Soli slabe kiseline i metala koji tvori amfoterno jedinjenje sa soli slabe kiseline i metala koji tvori alkalije:

ZnCO 3 (čvrsto) + K 2 CO 3 (čvrsto) (t, fuzija) → K 2 ZnO 2 + 2CO 2

U nastavku su informacije o solima amfoternih hidroksida, najčešće na ispitu označene su crvenom bojom.

	hidroksid	Kiseli hidroksid	kiseli ostatak		Salt name
BeO	biti (OH) 2	H 2 BeO 2	BeO 2 2-	K 2 BeO 2	metaberilat (berilat)
ZnO	Zn(OH) 2	H 2 ZnO 2	ZnO 2 2-	K 2 ZnO 2	metazinkat (cinkat)
Al 2 O 3	Al(OH) 3	HAlO 2	AlO 2 —	KALO 2	metaaluminat (aluminat)
Fe2O3	Fe(OH)3	HFeO 2	FeO 2 -	KFeO 2	Metaferati (ALI NE FERATI)
	Sn(OH)2	H2SnO2	SnO 2 2-	K2SnO2
	Pb(OH)2	H2PbO2	PbO 2 2-	K 2 PbO 2
SnO 2	Sn(OH)4	H2SnO3	SnO 3 2-	K2SnO3	MetastannAT (stannat)
PbO2	Pb(OH)4	H2PbO3	PbO 3 2-	K2PbO3	metablumbAT (plumbat)
Cr2O3	Cr(OH)3	HCrO 2	CrO2 -	KCrO 2	Metahromat (ALI NE KROMAT)

Interakcija amfoternih jedinjenja sa rastvorima alkalija (ovde samo alkalije).

U Jedinstvenom državnom pregledu to se naziva "otapanje alkalija aluminijum hidroksida (cink, berilij, itd.)". To je zbog sposobnosti metala u sastavu amfoternih hidroksida u prisustvu viška hidroksidnih jona (u alkalnom mediju) da vežu te ione za sebe. Čestica se formira sa metalom (aluminijum, berilijum, itd.) u centru, koji je okružen hidroksidnim jonima. Ova čestica postaje negativno nabijena (anion) zbog hidroksidnih jona, a ovaj ion će se zvati hidroksoaluminat, hidroksozinkat, hidroksoberilat itd. Štaviše, proces se može odvijati na različite načine, metal može biti okružen različitim brojem hidroksidnih jona.

Razmotrit ćemo dva slučaja: kada je metal okružen četiri hidroksidna jona, i kada je okružen šest hidroksidnih jona.

Zapišimo skraćeno jonska jednačina ovi procesi:

Al(OH) 3 + OH - → Al(OH) 4 -

Nastali ion naziva se tetrahidroksoaluminatni ion. Dodat je prefiks "tetra" jer postoje četiri hidroksidna jona. Tetrahidroksoaluminatni jon ima - naboj, budući da aluminijum nosi naboj 3+, a četiri hidroksidna jona 4-, ukupno ispada -.

Al (OH) 3 + 3OH - → Al (OH) 6 3-

Jon koji nastaje u ovoj reakciji naziva se heksahidroksoaluminatni ion. Dodat je prefiks "hekso-" jer postoji šest hidroksidnih jona.

Potrebno je dodati prefiks koji označava količinu hidroksidnih jona. Jer ako samo napišete "hidroksoaluminat", nije jasno na koji ion mislite: Al (OH) 4 - ili Al (OH) 6 3-.

Kada alkalija reaguje sa amfoternim hidroksidom, u rastvoru nastaje so. Kation koji je alkalni kation, a anion je kompleksni ion, čije smo formiranje ranije razmatrali. Anion je unutra uglaste zagrade.

Al (OH) 3 + KOH → K (kalijev tetrahidroksoaluminat)

Al (OH) 3 + 3KOH → K 3 (kalijev heksahidroksoaluminat)

Koju tačno (heksa- ili tetra-) sol napišete kao proizvod nije bitno. Čak iu USE odgovorima piše: "... K 3 (formiranje K je prihvatljivo". Glavna stvar je da ne zaboravite da se uverite da su svi indeksi ispravno postavljeni. Pratite naplate i čuvajte imajte na umu da njihov zbir treba da bude jednak nuli.

Osim amfoternih hidroksida, amfoterni oksidi reagiraju sa alkalijama. Proizvod će biti isti. Samo ako napišete reakciju ovako:

Al 2 O 3 + NaOH → Na

Al 2 O 3 + NaOH → Na 3

Ali ove reakcije se neće izjednačiti. Potrebno je dodati vodu na lijevu stranu, jer se interakcija događa u otopini, tamo ima dovoljno vode i sve će se izjednačiti:

Al 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O → 2Na

Al 2 O 3 + 6NaOH + 3H 2 O → 2Na 3

Osim amfoternih oksida i hidroksida, neki posebno stupaju u interakciju s alkalnim otopinama. aktivni metali koji formiraju amfoterna jedinjenja. Naime, to je: aluminijum, cink i berilijum. Za izjednačenje, lijevoj je također potrebna voda. I, osim toga, glavna razlika između ovih procesa je oslobađanje vodika:

2Al + 2NaOH + 6H 2 O → 2Na + 3H 2

2Al + 6NaOH + 6H 2 O → 2Na 3 + 3H 2

Tabela ispod prikazuje najčešće UPOTREBA primjeri svojstva amfoternih jedinjenja:

Amfoterna supstanca		Salt name
Al2O3 Al(OH)3		Natrijum tetrahidroksoaluminat	Al(OH) 3 + NaOH → Na Al 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O → 2Na 2Al + 2NaOH + 6H 2 O → 2Na + 3H 2
	Na 3	Natrijum heksahidroksoaluminat	Al(OH) 3 + 3NaOH → Na 3 Al 2 O 3 + 6NaOH + 3H 2 O → 2Na 3 2Al + 6NaOH + 6H 2 O → 2Na 3 + 3H 2
Zn(OH) 2	K2	Natrijum tetrahidroksozinkat	Zn(OH) 2 + 2NaOH → Na 2 ZnO + 2NaOH + H 2 O → Na 2 Zn + 2NaOH + 2H 2 O → Na 2 + H 2
	K4	Natrijum heksahidroksozinkat	Zn(OH) 2 + 4NaOH → Na 4 ZnO + 4NaOH + H 2 O → Na 4 Zn + 4NaOH + 2H 2 O → Na 4 + H 2
Be(OH)2	Li 2	Litijum tetrahidroksoberilat	biti (OH) 2 + 2LiOH → Li 2 BeO + 2LiOH + H 2 O → Li 2 Be + 2LiOH + 2H 2 O → Li 2 + H 2
	Li 4	Litijum heksahidroksoberilat	biti (OH) 2 + 4LiOH → Li 4 BeO + 4LiOH + H 2 O → Li 4 Be + 4LiOH + 2H 2 O → Li 4 + H 2
Cr2O3 Cr(OH)3		Natrijum tetrahidroksohromat	Cr(OH) 3 + NaOH → Na Cr 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O → 2Na
	Na 3	Natrijum heksahidroksohromat	Cr(OH) 3 + 3NaOH → Na 3 Cr 2 O 3 + 6NaOH + 3H 2 O → 2Na 3
Fe2O3 Fe(OH)3		Natrijum tetrahidroksoferat	Fe(OH) 3 + NaOH → Na Fe 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O → 2Na
	N / A 3	Natrijum heksahidroksoferat	Fe(OH) 3 + 3NaOH → Na 3 Fe 2 O 3 + 6NaOH + 3H 2 O → 2Na 3

Soli dobivene u ovim interakcijama reagiraju s kiselinama, formirajući dvije druge soli (soli date kiseline i dva metala):

2Na 3 + 6H 2 SO 4 → 3Na 2 SO 4 + Al 2 (TAKO 4 ) 3 + 12H 2 O

To je sve! Ništa komplikovano. Glavna stvar je da ne zbunite, zapamtite šta se formira tokom fuzije, šta je u rješenju. Vrlo često nailaze zadaci po ovom pitanju B dijelovi.

Amfoterni oksidi (koji imaju dvostruka svojstva) su u većini slučajeva metalni oksidi koji imaju malu elektronegativnost. Ovisno o vanjskim uvjetima, pokazuju ili kisela ili oksidna svojstva. Nastaju ovi oksidi koji obično pokazuju sljedeća oksidacijska stanja: ll, lll, lV.

Primjeri amfoternih oksida: cink oksid (ZnO), hrom oksid lll (Cr2O3), aluminijum oksid (Al2O3), kositrni oksid ll (SnO), kalaj oksid lV (SnO2), olovni oksid ll (PbO), olovni oksid lV (PbO2 lV ) , titanijum oksid lV (TiO2), mangan oksid lV (MnO2), oksid gvožđa llll (Fe2O3), berilijum oksid (BeO).

Reakcije karakteristične za amfoterne okside:

1. Ovi oksidi mogu reagirati s jakim kiselinama. U tom slučaju nastaju soli istih kiselina. Reakcije ovog tipa su manifestacija svojstava glavnog tipa. Na primjer: ZnO (cink oksid) + H2SO4 (hlorovodonična kiselina) → ZnSO4 + H2O (voda).

2. U interakciji sa jakim alkalijama ispoljavaju se amfoterni oksidi i hidroksidi.Pri tome se dvojnost svojstava (tj. amfoternost) manifestuje u formiranju dve soli.

U talini, pri reakciji sa alkalijom, nastaje prosječna sol, na primjer:
ZnO (cinkov oksid) + 2NaOH (natrijum hidroksid) → Na2ZnO2 (prosečna so) + H2O (voda).
Al2O3 (aluminijum oksid) + 2NaOH (natrijum hidroksid) = 2NaAlO2 + H2O (voda).
2Al(OH)3 (aluminijum hidroksid) + 3SO3 (oksid sumpora) = Al2(SO4)3 (aluminijum sulfat) + 3H2O (voda).

U rastvoru, amfoterni oksidi reaguju sa alkalijom i formiraju kompleksnu so, na primer: Al2O3 (aluminijum oksid) + 2NaOH (natrijum hidroksid) + 3H2O (voda) + 2Na (Al (OH) 4) ( kompleksne soli natrijum tetrahidroksoaluminat).

3. Svaki metal bilo kojeg amfoternog oksida ima svoj koordinacijski broj. Na primjer: za cink (Zn) - 4, za aluminij (Al) - 4 ili 6, za hrom (Cr) - 4 (rijetko) ili 6.

4. Amfoterni oksid ne reaguje sa vodom i ne otapa se u njoj.

Koje reakcije dokazuju amfoternu prirodu metala?

Relativno govoreći, amfoterni element može pokazati svojstva i metala i nemetala. Sličnu karakteristiku imaju elementi A-grupe: Be (berilij), Ga (galijum), Ge (germanijum), Sn (kalaj), Pb, Sb (antimon), Bi (bizmut) i neki drugi, kao npr. kao i mnogi elementi B -grupe su Cr (hrom), Mn (mangan), Fe (gvožđe), Zn (cink), Cd (kadmijum) i drugi.

Dokažimo sljedeće hemijske reakcije amfoternost hemijskog elementa cinka (Zn):

1. Zn(OH)2 + N2O5 (diazot pentoksid) = Zn(NO3)2 (cink nitrat) + H2O (voda).
ZnO (cink oksid) + 2HNO3 = Zn(NO3)2 (cink nitrat) + H2O (voda).

b) Zn(OH)2 (cink hidroksid) + Na2O (natrijum oksid) = Na2ZnO2 (natrijum dioksocinkat) + H2O (voda).
ZnO (cink oksid) + 2NaOH (natrijum hidroksid) = Na2ZnO2 (natrijum dioksocinkat) + H2O (voda).

U slučaju da element sa dvostrukim svojstvima u spoju ima sljedeća oksidaciona stanja, njegova dvojna (amfoterna) svojstva su najuočljivija u srednjem stupnju oksidacije.

Primjer je hrom (Cr). Ovaj element ima sljedeća oksidaciona stanja: 3+, 2+, 6+. U slučaju +3, bazična i kisela svojstva su izražena približno u istoj mjeri, dok kod Cr +2 preovlađuju bazna svojstva, a kod Cr +6 kisela. Evo reakcija koje potvrđuju ovu tvrdnju:

Cr+2 → CrO (hrom oksid +2), Cr(OH)2 → CrSO4;
Cr + 3 → Cr2O3 (hrom oksid +3), Cr (OH) 3 (hrom hidroksid) → KCrO2 ili hrom sulfat Cr2 (SO4) 3;
Cr+6 → CrO3 (hrom oksid +6), H2CrO4 → K2CrO4.

U većini slučajeva, amfoterni oksidi hemijskih elemenata sa oksidacionim stanjem +3 postoje u meta obliku. Kao primjer mogu se navesti: aluminij metahidroksid (hemijska formula AlO (OH) i željezov metahidroksid (hemijska formula FeO (OH)).

Kako se dobijaju amfoterni oksidi?

1. Najpogodniji način za njihovo dobijanje je taloženje iz vodenog rastvora pomoću amonijak hidrata, odnosno slabe baze. Na primjer:
Al (NO3) 3 (aluminij nitrat) + 3 (H2OxNH3) (vodeni hidrat) \u003d Al (OH) 3 (amfoterni oksid) + 3NH4NO3 (reakcija se izvodi na dvadeset stupnjeva topline).
Al(NO3)3 (aluminijum nitrat) + 3(H2OxNH3) (vodeni rastvor hidrata amonijaka) = AlO(OH) (amfoterni oksid) + 3NH4NO3 + H2O (reakcija izvedena na 80 °C)

U ovom slučaju, u reakciji izmjene ovog tipa, u slučaju viška alkalija, neće se taložiti. To je zbog činjenice da aluminijum postaje anjon zbog svojih dvostrukih svojstava: Al (OH) 3 (aluminijum hidroksid) + OH- (višak alkalije) = - (anjon aluminijum hidroksida).

Primjeri reakcija ovog tipa:
Al (NO3) 3 (aluminijum nitrat) + 4NaOH (višak natrijum hidroksida) = 3NaNO3 + Na (Al (OH) 4).
ZnSO4 (cink sulfat) + 4NaOH (višak natrijum hidroksida) = Na2SO4 + Na2 (Zn (OH) 4).

Soli koje nastaju u ovom slučaju pripadaju. Uključuju sljedeće kompleksne anjone: (Al (OH) 4) - i također (Zn (OH) 4) 2 -. Ovako se zovu te soli: Na (Al (OH) 4) - natrijum tetrahidroksoaluminat, Na2 (Zn (OH) 4) - natrijum tetrahidroksozinkat. Proizvodi interakcije oksida aluminija ili cinka sa čvrstom alkalijom nazivaju se različito: NaAlO2 - natrijum dioksoaluminat i Na2ZnO2 - natrijum dioksozinkat.