Avant d’aborder les propriétés chimiques des bases et des hydroxydes amphotères, définissons clairement ce que c’est ?

1) Les bases ou hydroxydes basiques comprennent les hydroxydes métalliques à l'état d'oxydation +1 ou +2, c'est-à-dire dont les formules s'écrivent soit MeOH, soit Me(OH) 2. Il existe cependant des exceptions. Ainsi, les hydroxydes Zn(OH) 2, Be(OH) 2, Pb(OH) 2, Sn(OH) 2 ne sont pas des bases.

2) Les hydroxydes amphotères comprennent les hydroxydes métalliques à l'état d'oxydation +3, +4, ainsi que, à titre exceptionnel, les hydroxydes Zn(OH) 2, Be(OH) 2, Pb(OH) 2, Sn(OH) 2. Les hydroxydes métalliques à l'état d'oxydation +4 ne se trouvent pas dans les tâches de l'examen d'État unifié, ils ne seront donc pas pris en compte.

Propriétés chimiques des bases

Tous les terrains sont divisés en :

Rappelons que le béryllium et le magnésium ne sont pas des métaux alcalino-terreux.

En plus d'être solubles dans l'eau, les alcalis se dissocient également très bien dans les solutions aqueuses, tandis que les bases insolubles ont un faible degré de dissociation.

Cette différence de solubilité et de capacité à se dissocier entre les alcalis et les hydroxydes insolubles conduit, à son tour, à des différences notables dans leurs propriétés chimiques. Ainsi, en particulier, les alcalis sont des composés chimiquement plus actifs et sont souvent capables d'entrer dans des réactions que les bases insolubles ne font pas.

Interaction des bases avec les acides

Les alcalis réagissent avec absolument tous les acides, même les plus faibles et insolubles. Par exemple:

Les bases insolubles réagissent avec presque tous les acides solubles, mais ne réagissent pas avec l'acide silicique insoluble :

Il est à noter que les bases fortes et faibles de formule générale Me(OH) 2 peuvent former des sels basiques en cas de manque d'acide, par exemple :

Interaction avec les oxydes d'acide

Les alcalis réagissent avec tous les oxydes acides, formant des sels et souvent de l'eau :

Les bases insolubles sont capables de réagir avec tous les oxydes d'acides supérieurs correspondant aux acides stables, par exemple P 2 O 5, SO 3, N 2 O 5, pour former des sels moyens :

Les bases insolubles du type Me(OH) 2 réagissent en présence d'eau avec le dioxyde de carbone exclusivement pour former des sels basiques. Par exemple:

Cu(OH) 2 + CO 2 = (CuOH) 2 CO 3 + H 2 O

En raison de son inertie exceptionnelle, seules les bases les plus fortes, les alcalis, réagissent avec le dioxyde de silicium. Dans ce cas, des sels normaux se forment. La réaction ne se produit pas avec les bases insolubles. Par exemple:

Interaction des bases avec les oxydes et hydroxydes amphotères

Tous les alcalis réagissent avec les oxydes et hydroxydes amphotères. Si la réaction est réalisée par fusion d'un oxyde ou d'un hydroxyde amphotère avec un alcali solide, cette réaction conduit à la formation de sels sans hydrogène :

Si des solutions aqueuses d'alcalis sont utilisées, des sels complexes hydroxo se forment :

Dans le cas de l'aluminium, sous l'action d'un excès d'alcali concentré, à la place du sel Na, il se forme du sel Na 3 :

Interaction des bases avec les sels

Toute base réagit avec n'importe quel sel uniquement si deux conditions sont remplies simultanément :

1) solubilité des composés de départ ;

2) la présence de précipité ou de gaz parmi les produits de réaction

Par exemple:

Stabilité thermique des substrats

Tous les alcalis, à l'exception du Ca(OH) 2, résistent à la chaleur et fondent sans décomposition.

Toutes les bases insolubles, ainsi que le Ca(OH) 2 légèrement soluble, se décomposent lorsqu'elles sont chauffées. La température de décomposition la plus élevée de l'hydroxyde de calcium est d'environ 1 000 °C :

Les hydroxydes insolubles ont des températures de décomposition beaucoup plus basses. Par exemple, l'hydroxyde de cuivre (II) se décompose déjà à des températures supérieures à 70 °C :

Propriétés chimiques des hydroxydes amphotères

Interaction des hydroxydes amphotères avec les acides

Les hydroxydes amphotères réagissent avec les acides forts :

Hydroxydes métalliques amphotères à l'état d'oxydation +3, c'est-à-dire type Me(OH) 3, ne réagissent pas avec des acides tels que H 2 S, H 2 SO 3 et H 2 CO 3 du fait que les sels qui pourraient se former à la suite de telles réactions sont soumis à une hydrolyse irréversible pour l'hydroxyde amphotère d'origine et l'acide correspondant :

Interaction des hydroxydes amphotères avec les oxydes d'acide

Les hydroxydes amphotères réagissent avec les oxydes supérieurs, qui correspondent aux acides stables (SO 3, P 2 O 5, N 2 O 5) :

Hydroxydes métalliques amphotères à l'état d'oxydation +3, c'est-à-dire type Me(OH) 3, ne réagissent pas avec les oxydes acides SO 2 et CO 2.

Interaction des hydroxydes amphotères avec des bases

Parmi les bases, les hydroxydes amphotères ne réagissent qu'avec les alcalis. Dans ce cas, si une solution aqueuse d'alcali est utilisée, des sels complexes hydroxo se forment :

Et lorsque les hydroxydes amphotères sont fusionnés avec des alcalis solides, on obtient leurs analogues anhydres :

Interaction des hydroxydes amphotères avec les oxydes basiques

Les hydroxydes amphotères réagissent lorsqu'ils sont fusionnés avec des oxydes de métaux alcalins et alcalino-terreux :

Décomposition thermique des hydroxydes amphotères

Tous les hydroxydes amphotères sont insolubles dans l'eau et, comme tout hydroxyde insoluble, se décomposent lorsqu'ils sont chauffés en l'oxyde correspondant et en eau.

Composés amphotères

La chimie est toujours une unité d'opposés.

Regardez le tableau périodique.

Certains éléments (presque tous les métaux présentant les états d'oxydation +1 et +2) forment basique oxydes et hydroxydes. Par exemple, le potassium forme l'oxyde K 2 O et l'hydroxyde KOH. Ils présentent des propriétés fondamentales, telles que l'interaction avec les acides.

K2O + HCl → KCl + H2O

Certains éléments (la plupart des non-métaux et des métaux avec des états d'oxydation +5, +6, +7) forment acide oxydes et hydroxydes. Les hydroxydes d'acide sont des acides contenant de l'oxygène, ils sont appelés hydroxydes car ils ont un groupe hydroxyle dans leur structure, par exemple, le soufre forme l'oxyde d'acide SO 3 et l'hydroxyde d'acide H 2 SO 4 (acide sulfurique) :

De tels composés présentent des propriétés acides, par exemple ils réagissent avec des bases :

H2SO4 + 2KOH → K2SO4 + 2H2O

Et il existe des éléments qui forment des oxydes et des hydroxydes qui présentent des propriétés à la fois acides et basiques. Ce phénomène est appelé amphotère . Ce sont ces oxydes et hydroxydes qui retiendront notre attention dans cet article. Tous les oxydes et hydroxydes amphotères sont des solides insolubles dans l’eau.

Premièrement, comment pouvons-nous déterminer si un oxyde ou un hydroxyde est amphotère ? Il existe une règle, un peu arbitraire, mais vous pouvez toujours l'utiliser :

Les hydroxydes et oxydes amphotères sont formés par des métaux aux états d'oxydation +3 et +4., Par exemple (Al 2 Ô 3 , Al(OH) 3 , Fe 2 Ô 3 , Fe(OH) 3)

Et quatre exceptions :les métauxZn , Être , Pb , Sn former les oxydes et hydroxydes suivants :ZnO , Zn ( OH ) 2 , BeO , Être ( OH ) 2 , PbO , Pb ( OH ) 2 , SnO , Sn ( OH ) 2 , dans lequel ils présentent un état d'oxydation de +2, mais malgré cela, ces composés présentent propriétés amphotères .

Les oxydes amphotères les plus courants (et leurs hydroxydes correspondants) : 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.

Les propriétés des composés amphotères ne sont pas difficiles à retenir : ils interagissent avec acides et alcalis.

• Lorsqu'ils interagissent avec des acides, tout est simple : dans ces réactions, les composés amphotères se comportent comme des composés basiques :

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

Les hydroxydes réagissent de la même manière :

Fe(OH) 3 + 3HCl → FeCl 3 + 3H 2 O

Pb(OH) 2 + 2HCl → PbCl 2 + 2H 2 O

• L'interaction avec les alcalis est un peu plus compliquée. Dans ces réactions, les composés amphotères se comportent comme des acides et les produits de réaction peuvent être différents selon les conditions.

Soit la réaction se produit en solution, soit les substances en réaction sont prises sous forme de solides et fusionnées.

Interaction des composés basiques avec les composés amphotères lors de la fusion.

Regardons l'exemple de l'hydroxyde de zinc. Comme mentionné précédemment, les composés amphotères interagissent avec les composés basiques et se comportent comme des acides. Écrivons donc l’hydroxyde de zinc Zn (OH) 2 comme un acide. L'acide a de l'hydrogène devant, retirons-le : H 2 ZnO 2 . Et la réaction de l’alcali avec l’hydroxyde se déroulera comme s’il s’agissait d’un acide. « Résidu acide » ZnO 2 2-divalent :

2K OH(télévision) + H 2 ZnO 2(solide) (t, fusion)→ K 2 ZnO 2 + 2 H 2 Ô

La substance résultante K 2 ZnO 2 est appelée métazincate de potassium (ou simplement zincate de potassium). Cette substance est un sel de potassium et l'hypothétique « acide de zinc » H 2 ZnO 2 (il n'est pas tout à fait correct d'appeler de tels composés sels, mais pour notre propre commodité, nous l'oublierons). Écrivez simplement l'hydroxyde de zinc comme ceci : H 2 ZnO 2 - pas bon. Nous écrivons Zn (OH) 2 comme d'habitude, mais nous voulons dire (pour notre commodité) qu'il s'agit d'un « acide » :

2KOH (solide) + Zn (OH) 2(solide) (t, fusion) → K 2 ZnO 2 + 2H 2 O

Avec les hydroxydes, qui ont 2 groupes OH, tout sera comme avec le zinc :

Be(OH) 2(tv.) + 2NaOH (tv.) (t, fusion) → 2H 2 O + Na 2 BeO 2 (métabéryllate de sodium ou béryllate)

Pb(OH) 2 (sol.) + 2NaOH (sol.) (t, fusion) → 2H 2 O + Na 2 PbO 2 (métaplombate de sodium ou plombate)

Avec les hydroxydes amphotères à trois groupes OH (Al (OH) 3, Cr (OH) 3, Fe (OH) 3), c'est un peu différent.

Regardons l'exemple de l'hydroxyde d'aluminium : Al (OH) 3, écrivons-le sous forme d'acide : H 3 AlO 3, mais on ne le laisse pas sous cette forme, mais on en retire l'eau :

H 3 AlO 3 – H 2 O → HAlO 2 + H 2 O.

C’est cet « acide » (HAlO 2) avec lequel nous travaillons :

HAlO 2 + KOH → H 2 O + KAlO 2 (métaaluminate de potassium, ou simplement aluminate)

Mais l'hydroxyde d'aluminium ne peut pas s'écrire comme ça HAlO 2, on l'écrit comme d'habitude, mais on entend ici « acide » :

Al(OH) 3(solv.) + KOH (solv.) (t, fusion)→ 2H 2 O + KAlO 2 (métaaluminate de potassium)

Il en va de même pour l'hydroxyde de chrome :

Cr(OH) 3 → H 3 CrO 3 → HCRO 2

Cr(OH) 3(tv.) + KOH (tv.) (t, fusion)→ 2H 2 O + KCrO 2 (métachromate de potassium,

MAIS PAS DE CHROMATE, les chromates sont des sels d'acide chromique).

C’est la même chose avec les hydroxydes contenant quatre groupes OH : on fait avancer l’hydrogène et on élimine l’eau :

Sn(OH) 4 → H 4 SnO 4 → H 2 SnO 3

Pb(OH) 4 → H 4 PbO 4 → H 2 PbO 3

Rappelons que le plomb et l'étain forment chacun deux hydroxydes amphotères : avec un état d'oxydation de +2 (Sn (OH) 2, Pb (OH) 2), et +4 (Sn (OH) 4, Pb (OH) 4 ).

Et ces hydroxydes vont former différents « sels » :

État d'oxydation
Formule d'hydroxyde	Sn(OH)2	Pb(OH)2	Sn(OH)4	Pb(OH)4
Formule de l'hydroxyde sous forme d'acide	H2SnO2	H2PbO2	H2SnO3	H2PbO3
Sel (potassium)	K2SnO2	K2PbO2	K2SNO3	K2PbO3
Nom du sel			métastanneAT	métablumbAT

Les mêmes principes que dans les noms des «sels» ordinaires, l'élément à l'état d'oxydation le plus élevé est le suffixe AT, à l'intermédiaire - IT.

De tels « sels » (métachromates, métaaluminates, métabéryllates, métazincates, etc.) ne sont pas obtenus uniquement grâce à l'interaction d'alcalis et d'hydroxydes amphotères. Ces composés se forment toujours lorsqu’un « monde » fortement basique et un monde amphotère (lors de la fusion) entrent en contact. Autrement dit, de la même manière que les hydroxydes amphotères, les oxydes amphotères et les sels métalliques qui forment des oxydes amphotères (sels d'acides faibles) réagiront avec les alcalis. Et au lieu d'un alcali, vous pouvez prendre un oxyde basique fort et un sel du métal qui forme l'alcali (un sel d'un acide faible).

Interactions :

N'oubliez pas que les réactions ci-dessous se produisent lors de la fusion.

Oxyde amphotère à oxyde basique fort :

ZnO (solide) + K 2 O (solide) (t, fusion) → K 2 ZnO 2 (métazincate de potassium, ou simplement zincate de potassium)

Oxyde amphotère avec alcali :

ZnO (solide) + 2KOH (solide) (t, fusion) → K 2 ZnO 2 + H 2 O

Oxyde amphotère avec un sel d'un acide faible et un métal qui forme un alcali :

ZnO (sol.) + K 2 CO 3 (sol.) (t, fusion) → K 2 ZnO 2 + CO 2

Hydroxyde amphotère à oxyde basique fort :

Zn(OH) 2 (solide) + K 2 O (solide) (t, fusion) → K 2 ZnO 2 + H 2 O

Hydroxyde amphotère avec alcali :

Zn (OH) 2 (solide) + 2KOH (solide) (t, fusion) → K 2 ZnO 2 + 2H 2 O

Hydroxyde amphotère avec un sel d'un acide faible et un métal qui forme un alcali :

Zn (OH) 2(tv.) + K 2 CO 3(tv.) (t, fusion)→ K 2 ZnO 2 + CO 2 + H 2 O

Sels d'un acide faible et d'un métal formant un composé amphotère avec un oxyde basique fort :

ZnCO 3 (solide) + K 2 O (solide) (t, fusion) → K 2 ZnO 2 + CO 2

Sels d'un acide faible et d'un métal qui forment un composé amphotère avec un alcali :

ZnCO 3 (solide) + 2KOH (solide) (t, fusion) → K 2 ZnO 2 + CO 2 + H 2 O

Sels d'un acide faible et d'un métal formant un composé amphotère avec un sel d'un acide faible et d'un métal formant un alcali :

ZnCO 3(tv.) + K 2 CO 3(tv.) (t, fusion)→ K 2 ZnO 2 + 2CO 2

Vous trouverez ci-dessous des informations sur les sels d'hydroxydes amphotères ; les plus courants dans l'examen d'État unifié sont marqués en rouge.

	Hydroxyde	Hydroxyde comme acide	Résidu acide		Nom du sel
BeO	Être(OH) 2	H 2 BeO 2	BeO 2 2-	K 2 BeO 2	Métabéryllate (béryllate)
ZnO	Zn(OH) 2	H 2 ZnO 2	ZnO 2 2-	K 2 ZnO 2	Métazincate (zincate)
Al 2 Ô 3	Al(OH) 3	Halo 2	AlO 2 —	KAlO 2	Métaaluminate (aluminate)
Fe2O3	Fe(OH)3	HFeO2	FeO2 -	KFeO2	Métaferrate (MAIS PAS FERRATE)
	Sn(OH)2	H2SnO2	SnO22-	K2SnO2
	Pb(OH)2	H2PbO2	PbO 2 2-	K2PbO2
SnO2	Sn(OH)4	H2SnO3	SnO 3 2-	K2SNO3	MetastannAT (stannate)
PbO2	Pb(OH)4	H2PbO3	PbO 3 2-	K2PbO3	MétablumAT (plumbat)
Cr2O3	Cr(OH)3	HCRO2	CrO2 -	KCrO2	Métachromate (MAIS PAS CHROMATE)

Interaction des composés amphotères avec des solutions ALKALI (ici uniquement alcalines).

Dans l'examen d'État unifié, cela s'appelle « dissolution de l'hydroxyde d'aluminium (zinc, béryllium, etc.) avec un alcali ». Cela est dû à la capacité des métaux entrant dans la composition des hydroxydes amphotères en présence d'un excès d'ions hydroxydes (en milieu alcalin) à attacher ces ions sur eux-mêmes. Une particule est formée avec un métal (aluminium, béryllium, etc.) au centre, entouré d'ions hydroxyde. Cette particule devient chargée négativement (anion) à cause des ions hydroxyde, et cet ion sera appelé hydroxoaluminate, hydroxyzincate, hydroxobéryllate, etc. De plus, le processus peut se dérouler de différentes manières : le métal peut être entouré d'un nombre différent d'ions hydroxyde.

Nous considérerons deux cas : lorsque le métal est entouré quatre ions hydroxyde, et quand il est entouré six ions hydroxyde.

Écrivons l'équation ionique abrégée pour ces processus :

Al(OH) 3 + OH — → Al(OH) 4 —

L’ion résultant est appelé ion tétrahydroxoaluminate. Le préfixe « tétra- » est ajouté car il y a quatre ions hydroxyde. L'ion tétrahydroxyaluminate a une charge -, puisque l'aluminium porte une charge de 3+ et que quatre ions hydroxyde ont une charge de 4-, le total est -.

Al(OH) 3 + 3OH - → Al(OH) 6 3-

L’ion formé dans cette réaction est appelé ion hexahydroxoaluminate. Le préfixe « hexo- » est ajouté car il y a six ions hydroxyde.

Il faut ajouter un préfixe indiquant le nombre d'ions hydroxyde. Parce que si vous écrivez simplement « hydroxyaluminate », on ne sait pas clairement de quel ion vous parlez : Al (OH) 4 - ou Al (OH) 6 3-.

Lorsqu'un alcali réagit avec un hydroxyde amphotère, un sel se forme dans la solution. Dont le cation est un cation alcalin et l'anion est un ion complexe dont nous avons discuté plus tôt. L'anion est crochets.

Al(OH)3 + KOH → K (tétrahydroxoaluminate de potassium)

Al (OH) 3 + 3KOH → K 3 (hexahydroxoaluminate de potassium)

Le type de sel (hexa- ou tétra-) que vous écrivez en tant que produit n'a pas d'importance. Même dans les réponses à l'examen d'État unifié, il est écrit : "... K 3 (la formation de K est autorisée." L'essentiel est de ne pas oublier de s'assurer que tous les indices sont saisis correctement. Gardez une trace des accusations et gardez en gardant à l’esprit que leur somme doit être égale à zéro.

En plus des hydroxydes amphotères, les oxydes amphotères réagissent avec les alcalis. Le produit sera le même. Seulement si vous écrivez la réaction comme ceci :

Al 2 O 3 + NaOH → Na

Al 2 O 3 + NaOH → Na 3

Mais ces réactions ne seront pas égales pour vous. Vous devez ajouter de l'eau sur le côté gauche, car l'interaction se produit en solution, il y a suffisamment d'eau là-bas et tout s'égalisera :

Al 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O → 2Na

Al 2 O 3 + 6NaOH + 3H 2 O → 2Na 3

Outre les oxydes et hydroxydes amphotères, certains métaux particulièrement actifs qui forment des composés amphotères interagissent avec les solutions alcalines. A savoir ceci : l’aluminium, le zinc et le béryllium. Pour égaliser, il faut également de l'eau à gauche. Et, de plus, la principale différence entre ces processus est la libération d’hydrogène :

2Al + 2NaOH + 6H 2 O → 2Na + 3H 2

2Al + 6NaOH + 6H 2 O → 2Na 3 + 3H 2

Le tableau ci-dessous présente les exemples les plus courants des propriétés des composés amphotères lors de l'examen d'État unifié :

Substance amphotère		Nom du sel
Al2O3 Al(OH)3		Tétrahydroxyaluminate de sodium	Al(OH) 3 + NaOH → Na Al 2 Ô 3 + 2NaOH + 3H 2 O → 2Na 2Al + 2NaOH + 6H 2 O → 2Na + 3H 2
	Na 3	Hexhydroxyaluminate de sodium	Al(OH) 3 + 3NaOH → Na 3 Al 2 Ô 3 + 6NaOH + 3H 2 O → 2Na 3 2Al + 6NaOH + 6H 2 O → 2Na 3 + 3H 2
Zn(OH)2	K2	Tétrahydroxozincate de sodium	Zn(OH) 2 + 2NaOH → Na 2 ZnO + 2NaOH + H 2 O → Na 2 Zn + 2NaOH + 2H 2 O → Na 2 +H 2
	Maternelle 4	Hexahydroxozincate de sodium	Zn(OH) 2 + 4NaOH → Na 4 ZnO + 4NaOH + H 2 O → Na 4 Zn + 4NaOH + 2H 2 O → Na 4 +H 2
Être(OH)2	Li 2	Tétrahydroxobéryllate de lithium	Être(OH) 2 + 2LiOH → Li 2 BeO + 2LiOH + H 2 O → Li 2 Soit + 2LiOH + 2H 2 O → Li 2 +H 2
	Li 4	Hexahydroxobéryllate de lithium	Être(OH) 2 + 4LiOH → Li 4 BeO + 4LiOH + H 2 O → Li 4 Soit + 4LiOH + 2H 2 O → Li 4 +H 2
Cr2O3 Cr(OH)3		Tétrahydroxochromate de sodium	Cr(OH) 3 + NaOH → Na Cr 2 Ô 3 + 2NaOH + 3H 2 O → 2Na
	Na 3	Hexahydroxochromate de sodium	Cr(OH) 3 + 3NaOH → Na 3 Cr 2 Ô 3 + 6NaOH + 3H 2 O → 2Na 3
Fe2O3 Fe(OH)3		Tétrahydroxoferrate de sodium	Fe(OH) 3 + NaOH → Na Fe 2 Ô 3 + 2NaOH + 3H 2 O → 2Na
	N / A 3	Hexahydroxoferrate de sodium	Fe(OH) 3 + 3NaOH → Na 3 Fe 2 Ô 3 + 6NaOH + 3H 2 O → 2Na 3

Les sels obtenus dans ces interactions réagissent avec les acides, formant deux autres sels (sels d'un acide donné et de deux métaux) :

2Na 3 + 6H 2 DONC 4 → 3Na 2 DONC 4 +Al 2 (DONC 4 ) 3 +12H 2 Ô

C'est tout! Rien de compliqué. L'essentiel est de ne pas confondre, rappelez-vous ce qui se forme lors de la fusion et ce qui est en solution. Très souvent, les missions sur cette problématique se retrouvent B les pièces.

Amphotère On les appelle des hydroxydes qui, selon les conditions, présentent les propriétés des bases ou des acides.

Les hydroxydes amphotères comprennent :

Be(OH) 2 , Zn(OH) 2 , A1(OH) 3 , Cr(OH) 3 , Sn(OH) 2 , Pb(OH) 2

et quelques autres.

Les hydroxydes amphotères réagissent:

UN) avec des acides,

Par exemple:

A1(OH) 3 + ZNS1 = A1C1 3 + ZN 2 O,

Zn(OH) 2 + H 2 SO 4 = ZnSO 4 + 2H 2 O;

b) avec des oxydes d'acide,

2A1(OH) 3 +3SiO 2 A1 2 (SiO 3) 3 + ZH 2 O.

Dans ces réactions, les hydroxydes amphotères présentent les propriétés des bases .

V) avec des raisons,

Lorsque les solides fusionnent, des sels se forment.

Par exemple:

A1(OH) 3 + NaOH solide. NaА1O 2 + 2H 2 O,

Zn(OH) 2 + 2KON tv. K 2 ZnO 2 + 2H 2 O.

Dans ces réactions, les hydroxydes amphotères présentent les propriétés des acides.

Lors de réactions avec des solutions aqueuses d'alcalis, les composés complexes correspondants se forment.

Par exemple:

Solution A1(OH) 3 + NaOH = Na[A1(OH) 4 ],

tétrahydroxyaluminate de sodium

Solution Zn(OH) 2 + 2KOH = K 2

tétrahydroxozincate de potassium

G) avec des oxydes basiques:

2Cr(OH)3 + K2O 2KCrO2 + 3H2O.

Dans cette réaction, l'hydroxyde amphotère présente des propriétés acides. La réaction se produit par fusion des réactifs.

Méthodes d'obtention des bases

1. Une méthode courante pour préparer des bases est la réaction d'échange de solution.sels avec une solution alcaline. L'interaction produit une nouvelle base et un nouveau sel.

Par exemple:

CuSO 4 + 2KOH = Cu(OH) 2 ↓ + K 2 SO 4,

K 2 CO 3 + Ba(OH) 2 = 2KOH + BaCO 3 ↓.

Des bases insolubles et solubles peuvent être préparées par cette méthode.

2. Les alcalis peuvent être obtenus en faisant réagir des métaux alcalins et alcalino-terreux avec de l'eau..

Par exemple:

2Na + 2H 2 O = 2NaOH + H 2,

Ca + 2H 2 O = Ca (OH) 2 + H 2.

3. Les alcalis peuvent également être obtenus en faisant réagir des oxydes de métaux alcalins et alcalino-terreux avec de l'eau.

Par exemple:

Na 2 O + H 2 O = 2 NaOH,

CaO+H 2 O = Ca(OH) 2.

4.Dans la technique alcaline, on obtientélectrolyse de solutions salines(par exemple, les chlorures).

Par exemple:

2NaС1 + 2Н 2 О
2NaOH + H2 + C12.

Domaines d'application des bases

Les hydroxydes de sodium et de potassium (NaOH et KOH) sont utilisés pour la purification des produits pétroliers, pour la production de savon, de soie artificielle, de papier, utilisés dans les industries du textile et du cuir, etc. Les alcalis sont inclus dans les solutions de dégraissage chimique des métaux ferreux et certains surfaces métalliques non ferreuses avant d'appliquer des revêtements protecteurs et décoratifs.

Les hydroxydes de potassium, de calcium et de baryum sont utilisés dans l'industrie pétrolière pour préparer des fluides de forage inhibés qui permettent de forer dans des roches instables. L’injection de solutions alcalines dans la formation contribue à augmenter la récupération du pétrole à partir des formations productives.

Les hydroxydes de fer (III), de calcium et de sodium sont utilisés comme réactifs pour purifier les gaz du sulfure d'hydrogène.

La chaux éteinte Ca(OH) 2 est utilisée comme inhibiteur de la corrosion des métaux sous l'influence de l'eau de mer, ainsi que comme réactif pour éliminer la dureté de l'eau et purifier le fioul utilisé pour la préparation d'huiles lubrifiantes.

Les hydroxydes d'aluminium et de fer (III) sont utilisés comme floculants pour la purification de l'eau, ainsi que pour la préparation des fluides de forage.

Terrains - Il s'agit d'un composé chimique qui peut former une liaison covalente avec un proton (base de Brønsted) ou avec une orbitale vacante d'un autre composé chimique (base de Lewis)

Propriétés chimiques des bases

Alcalis	Bases insolubles
Changer la couleur des indicateurs
phénolphtaléine - framboise orange de méthyle - orange bleu tournesol indicateur universel - du bleu au violet	ne change pas
Interaction avec les acides (réaction de neutralisation)
2NaOH+H2SO4=Na2SO4+2H2O2NaOH+H2SO4=Na2SO4+2H2O	Cu(OH)2+2HNO3=Cu(NO3)2+2H2OCu(OH)2+2HNO3=Cu(NO3)2+2H2O
Interaction avec les oxydes d'acide
SO2+2KOH=K2SO3+H2O4SO2+2KOH=K2SO3+H2O4
Interaction avec les oxydes amphotères
Al2O3+6NaOH+3H2O=2Na3Al2O3+6NaOH+3H2O=2Na3 en solution Al2O3+2NaOH=2NaAlO2+H2OAl2O3+2NaOH=2NaAlO2+H2O dans la masse fondue
Interaction avec les sels
moyenne (règle de Berthollet) : 2NaOH+MgSO4=Mg(OH)2↓+Na2SO42NaOH+MgSO4=Mg(OH)2↓+Na2SO4 NaHCO3+NaOH=Na2CO3+H2ONaHCO3+NaOH=Na2CO3+H2O
Décomposition thermique
ne se décompose pas, sauf pour LiOH : 2LiOH−→−−−−−800∘C,H2Li2O+H2O2LiOH→800∘C,H2Li2O+H2O	Cu(OH)2=CuO+H2OCu(OH)2=CuO+H2O
Interaction avec les non-métaux
2NaOH(conc., froid)+Cl2=NaClO+NaCl+H2O2NaOH(conc., froid)+Cl2=NaClO+NaCl+H2O 6NaOH(conc., hor.)+3Cl2=NaClO3+5NaCl+3H2O6NaOH(conc., hor.)+3Cl2=NaClO3+5NaCl+3H2O

Méthodes d'obtention des bases

1 . électrolyse de solutions aqueuses de sel métaux actifs :

2NaCl+2H2O=2NaOH+H2+Cl22NaCl+2H2O=2NaOH+H2+Cl2

Lors de l'électrolyse des sels métalliques dans la série de tension jusqu'à l'aluminium, l'eau est réduite à la cathode avec libération d'hydrogène gazeux et d'ions hydroxyde. Les cations métalliques formés lors de la dissociation du sel forment des bases avec les ions hydroxyde résultants.

2 . interaction des métaux avec l'eau : 2Na+2H2O=2NaOH+H22Na+2H2O=2NaOH+H2 Cette méthode n’a aucune application pratique ni en laboratoire ni dans l’industrie

3 . interaction des oxydes avec l'eau : CaO+H2O=Ca(OH)2CaO+H2O=Ca(OH)2

4 . échanger des réactions(des bases solubles et insolubles peuvent être obtenues) : Ba(OH)2+K2SO4=2KOH+BaSO4↓Ba(OH)2+K2SO4=2KOH+BaSO4↓ CuCl2+2NaOH=Cu(OH)2↓+2NaNO3

Composés amphotères - Ce substances qui, selon les conditions de réaction, présentent des propriétés acides ou basiques.

Hydroxydes amphotères – substances insolubles dans l'eau, et lorsqu'elles sont chauffées elles se décomposent en oxyde métallique et eau :

Zn(OH) 2 = ZnO + H 2 O

2Fe(OH) 3 = Fe 2 O 3 + 3H 2 O

2Al(OH) 3 = Al 2 O 3 + 3H 2 O

Un exemple d’hydroxyde amphotère est l’hydroxyde de zinc. La formule de cet hydroxyde sous sa forme principale est Zn(OH) 2. Mais vous pouvez écrire la formule de l'hydroxyde de zinc sous forme acide, en mettant les atomes d'hydrogène en premier lieu, comme dans les formules des acides inorganiques : H 2 ZnO 2 (Fig. 1). Alors ZnO 2 2- sera un résidu acide avec une charge de 2-.

Une caractéristique de l'hydroxyde amphotère est qu'il diffère peu dans la force des liaisons O-H et Zn-O. D'où la dualité des propriétés. Dans les réactions avec des acides prêts à donner des cations hydrogène, il est avantageux que l'hydroxyde de zinc rompe la liaison Zn-O, donnant un groupe OH et agissant comme base. À la suite de telles réactions, des sels se forment dans lesquels le zinc est un cation, c'est pourquoi ils sont appelés sels cationiques :

Zn(OH) 2 + 2HCl = ZnCl 2 + 2H 2 O

Oxydes amphotères - les oxydes salifiants qui, selon les conditions, présentent des propriétés soit basiques, soit acides (c'est-à-dire présentent une amphotéricité). Formé par des métaux de transition. Les métaux contenus dans les oxydes amphotères présentent généralement des états d'oxydation de III à IV, à l'exception de ZnO, BeO, SnO, PbO.

Oxydes amphotères ont une double nature : ils peuvent interagir avec des acides et des bases (alcalis) :

Al 2 Ô 3 + 6HCl = 2AlCl 3 + 3 heures 2 Ô,

Al 2 Ô 3 + 2NaOH + 3H 2 O = 2Na.

Oxydes amphotères typiques :H 2 O, BeO, Al 2 Ô 3 , Cr 2 Ô 3 , Fe 2 Ô 3 et etc.

9. Thermodynamique chimique. Notions de système, entropie, enthalpie, effet thermique d'une réaction chimique, loi de Hess et son corollaire. Endothermie et exotherme des réactions, 1ère et 2ème lois de la thermodynamique, Vitesse de réaction chimique (facteurs influençant), Règle de Van't Hoff, Équation de Van't Hoff.

Thermodynamique chimique – une science qui étudie les conditions de stabilité des systèmes et des lois.

Thermodynamique – science des macrosystèmes.

Système thermodynamique - une partie macroscopique du monde environnant dans laquelle se déroulent divers processus physiques et chimiques.

Système dispersé est appelé un système hétérogène dans lequel les petites particules d'une phase sont uniformément réparties dans le volume d'une autre phase.

Entropie (Du grec entropia) - tour, transformation. Le concept d'entropie a été introduit pour la première fois en thermodynamique pour déterminer la mesure de la dissipation irréversible de l'énergie. L'entropie est largement utilisée dans d'autres domaines scientifiques : en physique statistique comme mesure de la probabilité d'apparition de tout état macroscopique ; en théorie de l'information, mesure de l'incertitude de toute expérience (test), qui peut avoir des résultats différents. Toutes ces interprétations de l’entropie ont un lien interne profond.

Enthalpie (fonction thermique, contenu calorifique) - potentiel thermodynamique caractérisant l'état du système en équilibre thermodynamique lors du choix de la pression, de l'entropie et du nombre de particules comme variables indépendantes.

En termes simples, l'enthalpie est l'énergie disponible pour être convertie en chaleur à une certaine pression constante.

Il est d'usage d'indiquer les effets thermiques dans les équations thermochimiques des réactions chimiques en utilisant les valeurs de l'enthalpie (teneur thermique) du système ΔH.

Si ΔН< 0, то теплота выделяется, т.е. реакция является экзотермической.

Pour les réactions endothermiques ΔH > 0.

Effet thermique d'une réaction chimique est la chaleur dégagée ou absorbée pour des quantités données de substances en réaction.

L'effet thermique d'une réaction dépend de l'état des substances.

Considérons l'équation thermochimique de la réaction de l'hydrogène avec l'oxygène :

2H 2 (g)+Ô 2 (g)= 2H 2 Ô(g), ΔH=−483.6kJ

Cette entrée signifie que lorsque 2 moles d’hydrogène réagissent avec 1 mole d’oxygène, 2 moles d’eau se forment à l’état gazeux. Dans ce cas, 483,6 (kJ) de chaleur sont dégagées.

la loi de Hess - L'effet thermique d'une réaction chimique réalisée dans des conditions isobares-isothermes ou isochore-isothermes dépend uniquement du type et de l'état des matières premières et des produits de réaction et ne dépend pas du chemin de son apparition.

Corollaires de la loi de Hess :

L'effet thermique de la réaction inverse est égal à l'effet thermique de la réaction directe de signe opposé, c'est-à-dire pour les réactions

les effets thermiques qui leur correspondent sont liés par l'égalité

2. Si, à la suite d'une série de réactions chimiques successives, le système arrive à un état qui coïncide complètement avec l'état initial (processus circulaire), alors la somme des effets thermiques de ces réactions est nulle, c'est-à-dire pour un certain nombre de réactions

la somme de leurs effets thermiques

L'enthalpie de formation s'entend comme l'effet thermique de la réaction de formation de 1 mole d'une substance à partir de substances simples. Des enthalpies de formation standards sont généralement utilisées. Ils sont désignés ou (souvent l'un des indices est omis ; f - de la formation anglaise).

Première loi de la thermodynamique - La variation de l'énergie interne d'un système lors de sa transition d'un état à un autre est égale à la somme du travail des forces externes et de la quantité de chaleur transférée au système

Selon la première loi de la thermodynamique, le travail ne peut être effectué qu’avec de la chaleur ou une autre forme d’énergie. Par conséquent, le travail et la quantité de chaleur sont mesurés dans les mêmes unités - les joules (ainsi que l'énergie).

où ΔU est la variation de l'énergie interne, A est le travail de forces externes, Q est la quantité de chaleur transférée au système.

Deuxième loi de la thermodynamique - Il est impossible un processus dont le seul résultat serait le transfert de chaleur d'un corps plus froid vers un corps plus chaud.

La règle de Van't Hoff déclare qu’à chaque augmentation de température de 10°, la vitesse d’une réaction chimique augmente de 2 à 4 fois.

L'équation qui décrit cette règle est :(\displaystyle ~V_(2)=V_(1)\cdot \gamma ^(\frac (T_(2)-T_(1))(10)))

où V 2 est la vitesse de réaction à la température t 2 et V 1 est la vitesse de réaction à la température t 1 ;

ɣ est le coefficient de température de la vitesse de réaction. (s'il est égal à 2 par exemple, alors la vitesse de réaction augmentera de 2 fois lorsque la température augmentera de 10 degrés).

Réactions endothermiques - des réactions chimiques accompagnées d'absorption de chaleur. Pour les réactions endothermiques, le changement d'enthalpie et d'énergie interne a des valeurs positives (\displaystyle \Delta H>0)(\displaystyle \Delta U>0), de sorte que les produits de réaction contiennent plus d'énergie que les composants de départ.

Les réactions endothermiques comprennent :

réactions de réduction des métaux à partir d'oxydes,

électrolyse (l'énergie électrique est absorbée),

dissociation électrolytique (par exemple dissolution de sels dans l'eau),

l'ionisation,

explosion d'eau - une grande quantité de chaleur fournie à une petite quantité d'eau est dépensée pour le chauffage instantané et la transition de phase du liquide en vapeur surchauffée, tandis que l'énergie interne augmente et se manifeste sous la forme de deux énergies de vapeur - thermique intramoléculaire et le potentiel intermoléculaire.

photosynthèse.

Réaction exothermique - une réaction chimique accompagnée d'un dégagement de chaleur. Le contraire d’une réaction endothermique.

Tutoriel vidéo 2 : Hydroxydes amphotères. Expériences

Conférence: Propriétés chimiques caractéristiques des bases et des hydroxydes amphotères

Hydroxydes et leur classification

Comme vous le savez déjà, les bases sont formées d'atomes métalliques et d'un groupe hydroxo (OH -), c'est pourquoi elles sont autrement appelées hydroxydes. Il existe plusieurs classifications de bases.

1. Par rapport à l'eau, ils sont divisés en :

soluble,

insoluble.

Les bases solubles comprennent les hydroxydes de métaux alcalins et alcalino-terreux, c'est pourquoi on les appelle alcalis. L'hydroxyde d'ammonium peut également être inclus dans ce groupe, mais contrairement au premier, il s'agit d'un électrolyte plus faible. Les bases formées par d'autres métaux ne se dissolvent pas dans l'eau. Les alcalis dans une solution aqueuse se dissocient complètement en cations métalliques et en anions hydroxyde - ions OH -. Par exemple : NaOH → Na + + OH - .

2. Sur la base de leur interaction avec d'autres produits chimiques, les hydroxydes sont divisés en :

les hydroxydes basiques,

hydroxydes d'acides (acides contenant de l'oxygène),

hydroxydes amphotères.

Cette division dépend de la charge du cation métallique. Lorsque la charge du cation est de +1 ou +2, l'hydroxyde aura des propriétés basiques. Les bases amphotères sont considérées comme des hydroxydes dont les cations métalliques ont une charge de +3 et +4.

Mais il existe un certain nombre d'exceptions :

La(OH) 3 , Bi(OH) 3 , Tl(OH) 3 – bases ;

Be (OH) 2 , Sn (OH) 2 , Pb (OH) 2 , Zn (OH) 2 , Ge (OH) 2 sont des bases amphotères.

Propriétés chimiques des bases

Les bases sont capables de réagir avec les acides et les oxydes d'acide. Au cours de l'interaction, des sels et de l'eau se forment :

Ba(OH) 2 + CO 2 → BaCO 3 + H 2 O;

KOH + HCl → KCl + H 2 O.

Les alcalis et l'hydroxyde d'ammonium réagissent toujours avec les solutions salines, uniquement en cas de formation de bases insolubles :

2KOH + FeCl 2 → 2KCl + Fe(OH) 2;

6NH 4 OH + Al 2 (SO 4) 3 → 2Al(OH) 3 + 3(NH 4) 2SO 4 .

La réaction d’un acide avec une base est appelée neutralisation. Au cours de cette réaction, les cations acides H+ et les anions basiques OH- forment des molécules d’eau. Après quoi, le milieu en solution devient neutre. En conséquence, de la chaleur commence à être libérée. Dans les solutions, cela conduit à un échauffement progressif du liquide. Dans le cas de solutions fortes, la chaleur est largement suffisante pour faire bouillir le liquide. Il faut se rappeler que la réaction de neutralisation se produit assez rapidement.

Propriétés chimiques des hydroxydes amphotères

Les bases amphotères réagissent avec les acides et les alcalis. Au cours de l'interaction, du sel et de l'eau se forment. Lorsqu'elles subissent une réaction avec des acides, les bases amphotères présentent toujours les propriétés des bases typiques :

Cr(OH) 3 + 3HCl → CrCl 3 + 3H 2 O.

Lors de la réaction avec les alcalis, les bases amphotères sont capables de présenter les propriétés des acides. Lors du processus de fusion avec des alcalis, du sel et de l'eau se forment.