Тема амфотерных веществ — одна из ключевых в неорганическом блоке ЕГЭ по химии. Ошибки здесь обычно возникают из-за непонимания того, как элементы реагируют в разных средах и окислительно-восстановительных процессах. Разберём химические свойства алюминия, бериллия, цинка и их соединений. После статьи ты поймёшь логику химических превращений и сможешь уверенно выполнять задания на эту тему.

Где эта тема встречается на ЕГЭ и что именно требуют

Тема амфотерных металлов охватывает сразу несколько заданий:

задания 6 и 7: реакции в пробирках, выбор правильных реагентов (проверяют понимание растворимости и переходов между осадком и комплексной солью);
задания 8 и 9: установление соответствия между реагентами и продуктами, цепочки неорганических превращений (упор на разницу протекания реакций в растворах и расплавах);
задание 29: уравнения окислительно-восстановительных реакций (ОВР);
задание 30: реакции ионного обмена (РИО), где часто встречается разрушение комплексов;
задание 31: мысленный химический эксперимент, описывающий промышленные и лабораторные химические процессы.

Трудности чаще всего связаны с написанием комплексных солей, продуктами совместного гидролиза и действием кислот-окислителей.

Теоретическая основа: положение в таблице Менделеева и строение

Алюминий ( $A l$ ), цинк ( $Z n$ ) и бериллий ( $B e$ ) находятся в разных группах Периодической системы Д. И. Менделеева, но обладают схожими амфотерными свойствами:

бериллий ( $B e$ ) — s-элемент главной подгруппы II группы, внешний уровень $2 s^{2}$ ;
алюминий ( $A l$ ) — p-элемент главной подгруппы III группы, внешний уровень $3 s^{2} 3 p^{1}$ . У него есть пустая d-орбиталь, что позволяет образовывать донорно-акцепторные связи в комплексах;
цинк ( $Z n$ ) — d-элемент побочной подгруппы II группы, внешний уровень $3 d^{10} 4 s^{2}$ .
[i]

Физические свойства простых веществ типичны для металлов. Это твёрдые, хорошо проводящие тепло и электрический ток вещества серебристо-белого цвета (бериллий со стальным оттенком, цинк с голубоватым). Алюминий отличается высокой пластичностью и лёгкостью.

В соединениях элементы проявляют устойчивые степени окисления.

Таблица 1. Устойчивые степени окисления амфотерных металлов

Элемент	Степень окисления	Оксид	Гидроксид	Пример комплексной соли
Бериллий	+2	$B e O$	$B e (O H)_{2}$	$N a_{2} [B e (O H)_{4}]$
Цинк	+2	$Z n O$	$Z n (O H)_{2}$	$K_{2} [Z n (O H)_{4}]$
Алюминий	+3	$A l_{2} O_{3}$	$A l (O H)_{3}$	$N a [A l (O H)_{4}]$

Подготовка к экзаменам в 100балльном репетиторе

Химические свойства простых веществ

Металлы отдают электроны, выступая типичными восстановителями. Рассмотрим специфику основных процессов.

Реакции с неметаллами

Металлы легко окисляются многими неметаллами при нагревании (с галогенами часто без нагревания):

2 A l + 3 C l_{2} \to 2 A l C l_{3}

Z n + S \to Z n S

4 A l + 3 C \to A l_{4} C_{3}

(образуется карбид алюминия, или метанид)

2 A l + N_{2} \to 2 A l N

B e + B r_{2} \to B e B r_{2}

Алюминий и бериллий на воздухе мгновенно покрываются прочной оксидной плёнкой ( $A l_{2} O_{3}, B e O$ ), защищающей их от дальнейшего окисления:

4 A l + 3 O_{2} \to 2 A l_{2} O_{3}

Реакции с водой

Обычный кусочек алюминия не реагирует с водой из-за оксидной плёнки. Если плёнку удалить (например, протереть ртутью, создав амальгаму алюминия), реакция пойдёт при комнатной температуре с выделением водорода:[i]

2 A l + 6 H_{2} O \to 2 A l (O H)_{3} + 3 H_{2} ↑

Цинк реагирует с водяным паром только при сильном нагревании. Продуктом будет оксид, так как при высоких температурах гидроксид разлагается:[i]

Z n + H_{2} O \to Z n O + H_{2} ↑

Реакции с оксидами менее активных металлов (металлотермия)

Алюминий и цинк отнимают кислород у оксидов менее активных металлов (железа, меди, хрома). Алюминотермия — важнейший промышленный процесс:

2 A l + F e_{2} O_{3} \to A l_{2} O_{3} + 2 F e

Z n + C u O \to Z n O + C u

Взаимодействие с кислотами-неокислителями

Металлы стоят в ряду напряжений до водорода, поэтому вытесняют его из растворов кислот-неокислителей:

2 A l + 6 H C l \to 2 A l C l_{3} + 3 H_{2} ↑

Z n + H_{2} S O_{4} \to Z n S O_{4} + H_{2} ↑

Взаимодействие с кислотами-окислителями

Концентрированные серная и азотная кислоты взаимодействуют по другому механизму. Водород здесь не выделяется никогда.

2Al + 6H2SO4(конц.) →t° Al2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O

Zn + 4HNO3(конц.) → Zn(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O

При взаимодействии цинка с разбавленной азотной кислотой чаще всего образуется $N_{2} O$ или $N H_{4} N O_{3}$ — механизм зависит от концентрации.[i]

Взаимодействие со щелочами

Это характерное свойство амфотерных металлов. Реакция идёт с выделением водорода.

Если используется раствор щёлочи, атом металла забирает гидроксид-ионы от воды и щёлочи, образуя объёмный растворимый комплекс:

2 A l + 2 N a O H + 6 H_{2} O \to 2 N a [A l (O H)_{4}] + 3 H_{2} ↑

Z n + 2 K O H + 2 H_{2} O \to K_{2} [Z n (O H)_{4}] + H_{2} ↑

B e + 2 N a O H + 2 H_{2} O \to N a_{2} [B e (O H)_{4}] + H_{2} ↑

Если реакция идёт при сплавлении твёрдого металла с твёрдой щёлочью без воды, комплекс образоваться не может. Возникают безводные соли (алюминаты, цинкаты, бериллаты):

Zn + 2KOH(тв) →t° K2ZnO2 + H2

Реакции с солями менее активных металлов

Более активный металл вытесняет менее активный из раствора его соли:[i]

Z n + C u S O_{4} \to Z n S O_{4} + C u ↓

2 A l + 3 F e C l_{2} \to 2 A l C l_{3} + 3 F e ↓

Оксиды амфотерных металлов ($Al_2O_3$, $ZnO$, $BeO$)

Это твёрдые тугоплавкие вещества белого цвета, практически нерастворимые в воде. Они не реагируют с водой.

Химия этих веществ строится на двойственной природе: они ведут себя и как основные оксиды, и как кислотные.

Реакции с кислотами и кислотными оксидами

Проявляют основные свойства, образуя соли и воду:

Z n O + 2 H C l \to Z n C l_{2} + H_{2} O

A l_{2} O_{3} + 3 H_{2} S O_{4} \to A l_{2} (S O_{4})_{3} + 3 H_{2} O

При сплавлении с сильными кислотными оксидами:

Z n O + S O_{3} \overset{t^{\circ}}{\to} Z n S O_{4}

Реакции со щелочами и основными оксидами

Важнейшую роль играет среда проведения реакции.

В растворе образуются комплексные соли (осадок оксида растворяется):

Z n O + 2 N a O H + H_{2} O \to N a_{2} [Z n (O H)_{4}]

A l_{2} O_{3} + 2 K O H + 3 H_{2} O \to 2 K [A l (O H)_{4}]

При сплавлении с основными оксидами или твёрдыми щелочами образуются средние соли:

Z n O + N a_{2} O \overset{t^{\circ}}{\to} N a_{2} Z n O_{2}

(цинкат натрия)

Al2O3 + 2NaOH(тв) →t° 2NaAlO2 + H2O

(метаалюминат натрия)

Реакции с солями летучих кислот (карбонатами, сульфитами)

Амфотерные оксиды при сильном нагревании способны вести себя как кислотные оксиды (подобно оксиду кремния) и вытеснять летучие оксиды из солей. Эта реакция идёт только при сплавлении:

A l_{2} O_{3} + N a_{2} C O_{3} \overset{t^{\circ}}{\to} 2 N a A l O_{2} + C O_{2} ↑

Z n O + K_{2} S O_{3} \overset{t^{\circ}}{\to} K_{2} Z n O_{2} + S O_{2} ↑

Гидроксиды амфотерных металлов ($Al(OH)_3,\, Zn(OH)_2,\, Be(OH)_2$)

Это белые объёмные (студенистые) осадки, нерастворимые в воде. Легко разлагаются при нагревании.

Термическое разложение

Как и все нерастворимые основания, они теряют воду:

2 A l (O H)_{3} \overset{t^{\circ}}{\to} A l_{2} O_{3} + 3 H_{2} O

Z n (O H)_{2} \overset{t^{\circ}}{\to} Z n O + H_{2} O

Амфотерные свойства

Белые осадки растворяются в кислотах и в щелочах.

Проявление основных свойств:

A l (O H)_{3} + 3 H C l \to A l C l_{3} + 3 H_{2} O

Проявление кислотных свойств в растворе избытка щёлочи (образование комплекса):

Z n (O H)_{2} + 2 K O H \to K_{2} [Z n (O H)_{4}]

A l (O H)_{3} + N a O H \to N a [A l (O H)_{4}]

При сплавлении с твёрдой щёлочью:

Zn(OH)2 + 2NaOH(тв) →t° Na2ZnO2 + 2H2O

Соли алюминия, цинка и бериллия

Большинство нитратов, галогенидов (кроме фторидов) и сульфатов хорошо растворимы в воде. Растворы солей бесцветны, если второй ион не имеет собственной окраски.

Совместный (взаимный) гидролиз

Алюминий — классический элемент для проверки знания совместного гидролиза. Если слить раствор растворимой соли алюминия с раствором карбоната, сульфита или сульфида, произойдёт взаимное усиление гидролиза.

Вместо образования ожидаемой средней соли выпадает осадок $A l (O H)_{3}$ и выделяется газ. Вода выступает полноценным реагентом в левой части уравнения:

2 A l C l_{3} + 3 N a_{2} C O_{3} + 3 H_{2} O \to 2 A l (O H)_{3} ↓ + 3 C O_{2} ↑ + 6 N a C l

A l_{2} (S O_{4})_{3} + 3 K_{2} S + 6 H_{2} O \to 2 A l (O H)_{3} ↓ + 3 H_{2} S ↑ + 3 K_{2} S O_{4}

Таблица 2. Продукты совместного гидролиза солей $A l^{3 +}$

Ион-партнёр	Реагент (водный)	Осадок	Газ
$C O_{3}^{2 -}$	$N a_{2} C O_{3}, K_{2} C O_{3}$	$A l (O H)_{3}$ (белый)	$C O_{2}$ (без запаха)
$S O_{3}^{2 -}$	$N a_{2} S O_{3}, K_{2} S O_{3}$	$A l (O H)_{3}$ (белый)	$S O_{2}$ (резкий запах)
$S^{2 -}$	$N a_{2} S, K_{2} S$	$A l (O H)_{3}$ (белый)	$H_{2} S$ (запах тухлых яиц)

Разрушение комплексных солей

Комплексные соли (например, $N a [A l (O H)_{4}]$ ) образованы в щелочной среде. Любое добавление кислоты разрушает их. Продукты кардинально зависят от силы кислоты и её количества.

Разрушение сильной кислотой ( $H C l, H N O_{3}, H_{2} S O_{4}$ )

Если добавить мало кислоты (недостаток), она свяжет лишнюю щёлочь. Комплекс развалится до амфотерного гидроксида:

Na[Al(OH)4] + HCl(недостаток) → Al(OH)3 + NaCl + H2O

Если прилить кислоту в избытке, амфотерный гидроксид растворится, образуя обычную среднюю соль. Осадок не появится или мгновенно исчезнет:

Na[Al(OH)4] + 4HCl(избыток) → AlCl3 + NaCl + 4H2O

Разрушение слабой кислотой (или кислотным оксидом $C O_{2}, S O_{2}, H_{2} S$ )

Слабые кислоты не могут растворить образовавшийся амфотерный гидроксид. Он выпадает в осадок даже при бесконечном пропускании газа. Щелочной металл образует кислую соль (из-за избытка газа):

Na[Al(OH)4] + CO2(изб.) → Al(OH)3 + NaHCO3

K2[Zn(OH)4] + 2SO2(изб.) → Zn(OH)2 + 2KHSO3

Na[Al(OH)4] + H2S(изб.) → Al(OH)3 + NaHS + H2O

В реакции цинкового комплекса с сероводородом выпадает осадок сульфида цинка $Z n S$ .

Обобщим все переходы в компактной таблице.

Таблица 3. Обобщающая схема переходов алюминия и цинка в водных растворах

Исходное вещество	Реагент	Конечный продукт	Визуальный признак
Соль ( $A l C l_{3}$ )	Щёлочь (недостаток)	$A l (O H)_{3}$	Образование белого осадка
Соль ( $A l C l_{3}$ )	Щёлочь (избыток)	$N a [A l (O H)_{4}]$	Осадок растворяется; раствор прозрачный
Комплекс ( $N a [A l (O H)_{4}]$ )	Кислота сильная (избыток)	$A l C l_{3} + N a C l$	Раствор остаётся прозрачным
Комплекс ( $N a [A l (O H)_{4}]$ )	$C O_{2}, S O_{2}$ или слабая к-та	$A l (O H)_{3} ↓$	Выпадение белого осадка

Типичные ошибки ЕГЭ

В бланках ответов часто встречаются ошибки, приводящие к потере баллов:

Запись карбоната алюминия при сплавлении амфотерного оксида с карбонатом. Знакомясь с реакциями обмена, часто пишут $A l_{2} O_{3} + 3 N a_{2} C O_{3} \to A l_{2} (C O_{3})_{3} + 3 N a_{2} O$ . Правильный подход: карбонат при сильном нагревании отдаёт $C O_{2}$ , а кислотный остаток образуется из амфотерного металла: $A l_{2} O_{3} + N a_{2} C O_{3} \to 2 N a A l O_{2} + C O_{2} ↑$ .
Сохранение комплексной соли при избытке сильной кислоты. Нельзя писать $N a [A l (O H)_{4}] + 4 H N O_{3} \to A l (O H)_{3} + N a N O_{3} + 3 H N O_{3}$ . Гидроксид растворяется в кислоте, и оба металла превращаются в нитраты: $N a [A l (O H)_{4}] + 4 H N O_{3} \to A l (N O_{3})_{3} + N a N O_{3} + 4 H_{2} O$ .
Образование сульфида алюминия в водном растворе. Запись $2 A l C l_{3} + 3 N a_{2} S \to A l_{2} S_{3} ↓ + 6 N a C l$ неверна. Нужно учитывать совместный гидролиз, так как $A l_{2} S_{3}$ полностью разлагается водой: $2 A l C l_{3} + 3 N a_{2} S + 6 H_{2} O \to 2 A l (O H)_{3} ↓ + 3 H_{2} S ↑ + 6 N a C l$ .

Примеры заданий из ЕГЭ

Давайте закрепим теорию, решив типичные экзаменационные задания.

Пример 1

В одну из пробирок с осадком гидроксида алюминия добавили сильную кислоту X, а в другую — раствор вещества Y. В результате в каждой из пробирок наблюдали растворение осадка. Из предложенного перечня выберите вещества X и Y.
Бромоводородная кислота.
Гидросульфид натрия.
Сероводородная кислота.
Гидроксид калия.
Гидрат аммиака.
[i]

Исходное вещество — амфотерный осадок $A l (O H)_{3}$ . Он растворяется в сильных кислотах и сильных щелочах.
Ищем вещество X (сильная кислота). В списке есть бромоводородная кислота ( $H B r$ ) и сероводородная ( $H_{2} S$ ). Сероводородная — слабая, осадки она не растворяет. Бромоводородная — сильная: $A l (O H)_{3} + 3 H B r \to A l B r_{3} + 3 H_{2} O$ . Значит, X = 1.
Ищем вещество Y. Нужно вещество, растворяющее амфотерный осадок в водной среде. Это сильная щёлочь. Из списка подходит $K O H$ . Гидрат аммиака — слабое основание, оно осадок алюминия не растворяет. А $K O H$ растворит осадок с образованием комплекса: $A l (O H)_{3} + K O H \to K [A l (O H)_{4}]$ . Значит, Y = 4.

Ответ: 14.

Пример 2

Установите соответствие между реагирующими веществами и продуктами:
A) Al + HNO3 (разб.)
Б) Al2O3 + HNO3 (разб.)
В) KNO3 + Al(изб.) + KOH + H2O
Варианты ответа:
$K A l O_{2} + N_{2}$ .
$K [A l (O H)_{4}] + N H_{3}$ .
$A l (N O_{3})_{3} + H_{2} O$ .
$A l (N O_{3})_{3} + N H_{4} N O_{3} + H_{2} O$ .
[i]

Буква А. Алюминий реагирует с разбавленной азотной кислотой без выделения водорода. С активными металлами разбавленная азотная кислота восстанавливается до нитрата аммония: $8 A l + 30 H N O_{3} \to 8 A l (N O_{3})_{3} + 3 N H_{4} N O_{3} + 9 H_{2} O$ . Ответ для А — 4.
Буква Б. Оксид алюминия и азотная кислота. Это обычная реакция обмена амфотерного оксида с кислотой: $A l_{2} O_{3} + 6 H N O_{3} \to 2 A l (N O_{3})_{3} + 3 H_{2} O$ . Ответ для Б — 3.
Буква В. Восстановление нитратов активными металлами в щелочной среде. Алюминий растворяется в щёлочи, переводя азот в минимальную степень окисления (состояние аммиака). Из-за присутствия воды образуется комплекс: $8 A l + 3 K N O_{3} + 5 K O H + 18 H_{2} O \to 8 K [A l (O H)_{4}] + 3 N H_{3} ↑$ . Ответ для В — 2.

Ответ: 432.

Пример 3

Задана схема превращений веществ:
$A l \overset{X}{\to} K [A l (O H)_{4}] \overset{Y}{\to} A l (O H)_{3}$
Определите вещества X и Y из списка:
$K O H (р - р)$ .
$K_{2} O$ .
$C O_{2}$ .
$K O H (р а с п л а в)$ .
$H C l (и з б ы т о к)$ .
[i]

Первый переход. Из алюминия нужно получить комплексную соль. Комплексные соли образуются только в водном растворе (расплавы дают алюминаты). Значит, реагент X — раствор гидроксида калия: $2 A l + 2 K O H + 6 H_{2} O \to 2 K [A l (O H)_{4}] + 3 H_{2} ↑$ . X = 1.
Второй переход. Из комплекса получаем осадок гидроксида алюминия. Для разрушения с выпадением осадка нужна либо слабая кислота (и её оксиды), либо недостаток сильной. Избыток $H C l$ перевёл бы соль в хлорид, а $C O_{2}$ подходит идеально: $K [A l (O H)_{4}] + C O_{2} \to A l (O H)_{3} ↓ + K H C O_{3}$ . Y = 3.

Ответ: 13.

Заключение

Химические свойства амфотерных металлов — объёмная тема, но теперь ты понимаешь логику их реакций. Раствор или расплав, избыток или недостаток реагента — эти уточнения в условиях заданий больше не введут тебя в заблуждение. Кроме того, ты умеешь писать реакции разрушения комплексных солей и предсказывать продукты совместного гидролиза. Чтобы закрепить тему и довести навык до автоматизма, рекомендуем решить 8–10 заданий из нашего банка заданий.

Алюминий, бериллий, цинк и их соединения: теория по амфотерным металлам для ЕГЭ

Где эта тема встречается на ЕГЭ и что именно требуют

Теоретическая основа: положение в таблице Менделеева и строение