ПОИСК Статьи Рисунки Таблицы Амфотерность из "Качественный анализ" Из курса неорганической химии известно, что гидроокиси типичных металлов являются основаниями. Наоборот, гидро- окиси неметаллов и высших степеней окисления некоторых менее типичных металлов (например, хрома и марганца) относятся к классу кислот. Однако наряду с этим встречаются гидроокиси, совмещающие свойства кислот и оснований. Подобные соединения называются амфотерными, а самое явление — амфотерностью. [c.161] С амфотерностью нам не раз придется встретиться при изучении катионов П1—V групп она имеет важное значение для их анализа. [c.161] Рассмотрим в качестве примера амфотерной гидроокиси гидроокись цинка. [c.161] Таким образом, Zn(0H)2 совмещает в себе свойства кислоты и основания, т. е. является типичной амфотерной гидроокисью. Подобно Zn(0H)2 амфотерными свойствами обладают также А1(0Н)з, Сг(ОН)з, РЬ(0Н)2, Sn(0H)2 и т. п. [c.162] Исходя из этого допущения, легко объяснить способность Zn(0H)2 растворяться в кислотах и в щелочах. В самом деле, вводя со щелочью ионы ОН , мы тем самым связываем ионы Н% образуемые Zn(0H)2. Вследствие этого раствор становится ненасыщенным относительно Zn(0H)2, что влечет за собой растворение осадка с накоплением ионов ZnO , т. е. с образованием цинката. [c.162] Из уравнения (2) видно, что при увеличении концентрации ионов Н+ концентрация ионов гп++ должна весьма быстро возрастать, а концентрация ионов 2пО уменьшаться. При под-щелачивании раствора будут происходить обратные изменения указанных концентраций. [c.163] Все сказанное выше о гидроокиси цинка в полной мере приложимо и ко всем остальным амфотерным гидроокисям. [c.164] Чем меньше величина этой силы, тем менее прочной должна быть связь между ионами и тем легче будет происходить разрыв этой связи при растворении вещества в воде. [c.164] Отсюда ясно, что в молекуле NaOH, схема строения которой по Косселю изображена на рис. 22, наименее прочной должна быть связь между ионами Na+ и 0 , так как радиус иона Na+ гораздо больше радиуса иона Н+. Поэтому по месту этой наименее прочной связи (т. е. с образованием нонов Na+ и ОН ) и происходит диссоциация NaOH при растворении его в воде. [c.164] Переходя к рассмотрению гидроокиси магния, необходимо прежде всего отметить, что ион + имеет уже не один, а два положительных заряда. Кроме того, и радиус иона Mg+ + (0,78 10 см) меньше, чем радиус иона Na+ (0,98-10 см). Все это значительно увеличивает прочность связи между ионами кислорода и металла в молекуле Mg(OH)a по сравнению с NaOH. В то же время связь между ионами Н и О в молекуле гидроокиси магния должна быть слабее, чем в молекуле гидроокиси натрия. Действительно, ионы не только притягиваются ионами 0 , но и отталкиваются от одноименно заряженных ионов металла. В то время как сила притяжения ионов Н+ и О в обоих случаях остается одинаковой, сила отталкивания в случае Mg(OH)a должна быть большей вследствие большего заряда и меньшего радиуса иона Mg по сравнению с ионом Na+. [c.164] От молекулы Si (ОН) 4 легче оторвать уже ион Н+, чем иои ОН поэтому это соединение представляет собой кислоту, хотя и очень слабую. У гидроокисей элементов, следующих за кремнием, отрыв ионов Н+ становится еще более легким и диссоциация их по кислотному типу усиливается. [c.165] Поскольку в настоящей книге гидратация ионов при написании формул не учитывается, мы будем писать последние в виде AIO7, ZnO и т. д. [c.166] Вследствие этого указанные соединения относят к так называемым соединениям высшего порядка. Для анализа большей интерес представляет вопрос о том, каким образом происходит электролитическая диссоциация подобных соединений. [c.166] Оказывается, что указанная реакция удается также и с солью Мора, что свидетельствует о присутствии в ее растворе ионов Fe++. Точно так же удаются и реакции на ион NH/ с едким натром (выделение NH3 при нагревании) и на ион SOJ с хлоридом бария (выпадение осадка BaS04). [c.167] Таким образом, указанные соли при растворении в воде диссоциируют, распадаясь на все те ионы, которые содержались в простых солях, послуживших для их образования, т. в. ведут себя как смеси последних. Такие соединения называются двойными солями. [c.167] Это подтверждается также изучением электролиза указанной соли, при котором железо в виде комплексного иона Fe( N)f перемещается не к катоду, а к аноду. [c.168] Чтобы отобразить описанные свойства в формуле соли, ее пишут в виде К4[Ре(СЫ)б], т. е. заключают группу атомов, образующую комплекс, в квадратные скобки. [c.168] подобные К4[Ре(СК)б], образование которых связано с возникновением комплексов, не показывающих тех или иных характерных реакций входящих в их состав простых ионов, относят к классу комплексных соедтений . Кроме комплексных солей, к ним принадлежат комплексные кислоты и основания, а также вещества, являющиеся неэлектролитами. [c.168] Вернуться к основной статье