урок

1. Тема :Поняття про амфотерні гідроксиди.
Мета уроку :ознайомитися з сутністю поняття амфотерних гідроксидів.
Задачі уроку :зрозуміти що являють собою амфотерні гідроксиди,
вивчити їх основні властивості та методи добування.
Основні терміни
• Амфотерні гідроксиди – гідрати амфотерних оксидів, які мають
слабкі кислотні та основні властивості.
• Амфотерність - здатність хімічної сполуки виявляти кислотні або
основні властивості залежно від природи другого компонента, який
бере участь у кислотно-основній взаємодії.
• Дисоціація – це процес поділу однієї частинки на декілька менших
частинок.
• Кислотність – кількість гідроксид-іонів в основі, що здатні
заміщуватись на кислотні залишки з утворенням солей.
• Основи – це сполуки, при розчиненні яких збільшується
концентрація негативно заряджених іонів розчинника.
Хід уроку
Сутність та номенклатура амфотерних гідроксидів
Амфотерність - здатність хімічної сполуки виявляти кислотні або
основні властивості залежно від природи другого компонента, який бере
участь у кислотно-основній взаємодії.
Щоб згадати що ж являють собою гідроксиди, пропонуємо вам
переглянути наступне відео.
Відео 1. Поняття про оксиди та гідроксиди.
https://www.youtube.com/watch?v=ONn6Le71P9o
Амфотерні гідроксиди – Me(OH)x – гідрати амфотерних оксидів, які
мають слабкі кислотні та основні властивості. Всі амфотерні гідроксиди
погано розчиняються у воді, добуваються непрямими методами.
Приклади амфотерних гідроксидів: Be(OH)2, Zn(OH)2, Au(OH)3,
Pb(OH)2, Sn(OH)2, Sn(OH)4, Cu(OH)2, Fe(OH)3, Cr(OH)3, Ga(OH)3 тощо.
За своїм складом амфотерні гідроксиди не відрізняються від основ, тому
назви їх утворюються аналогічно, із назви катіона або металоподібної

2. групи та слова «гідроксид», наприклад: Sn(OH)2 – гідроксид олова (ІІ),
Sn(OH)4 – гідроксид олова (IV).
Якщо до складу сполуки входять інші іони, то в назві ії перелічують з
відповідними числовими префіксами:
CrO(OH) – хром оксисен гідроксид, Fe3O2(OH)5 – триферум диоксиген
пентагідроксид.
1.Що таке амфотерність?
2.Чим характеризуються амфотерні гідроксиди?
3. Як визначається назва амфотерного гідроксиду?
Основні хімічні властивості амфотерних гідроксидів
Амфотерні гідроксиди взаємодіють з кислотами та кислотними
оксидами, виявляючи основні властивості і утворюючи при цьому солі,
наприклад:
Zn(OH)2 + H2SO4 = ZnSO4 + 2H2O;
2Al(OH)3 + 3SO3 = Al2(SO4)3 + 3H2O.
Амфотерні гідроксиди взаємодіють з основами та основними оксидами з
утворенням солей, виявляючи при цьому кислотні властивості,
наприклад:
Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2ZnO2 + 2H2O (при сплавлянні);
Zn(OH)2 + CaO = CaZnO2 + H2O;
Al(OH)3 + 3NaOH = Na3[Al(OH)6] (у розчині).

3. Прояв амфотерності гідроксидів у водних розчинах зводиться до
утворення комплексних сполук (гідроксокомплексів), а в твердофазних
системах - цинкатів, мета - і ортоалюмінатів та інш.
Вони здатні частково дисоціювати як основи і як кислоти. Наприклад:
Al(OH)3 = Al + 3OH
Al(OH)3 = 3H + AlO3
Амофтерні властивості гідроксиду алюмінію ви можете побачити на
наступному відео.
Відео 2. Амфотерні властивості гідроксиду алюмінію.
https://www.youtube.com/watch?v=64P2B4loGsM
Напрям дисоціації амфотерного гідроксиду залежить від кислотності
середовища. Багатокислотні амфотерні гідроксиди дисоціюють
поступово:
Al(OH)3 = Al(OH)2 + OH;
Al(OH)2 = Al(OH) + OH;
Al(OH) = Al + OH.
Мал. 4. Дисоціація амфотерних гідроксидів.
Контролюючий блок 2
1. З якими оксидами можуть взаємодіяти амфотерні гідроксиди?
2. При взаємодії з якими сполуками амфотерні гідроксиди здатні
утворювати солі?
3. Як відбувається процес дисоціації багато кислотних амфотерних
гідроксидів?
Основні методи добування амфотерних гідроксидів

4. Амфотерні гідроксиди добувають за реакціями відповідних солей з
кислотами або лугами в еквівалентних кількостях (щоб уникнути
розчинення гідроксиду у надлишку лугу або кислоти):
Al2(SO4)3 + 6NaOH = 2Al(OH)3 + 3Na2SO4;
2Na[Al(OH)4] + H2SO4 = 2Al(OH)3 + Na2SO4 + 2H2O.
Побачити спосіб добування та зрозуміти основні властивості
амфотерного гідроксиду ви можете з наступного відео.
Відео 3. Добування та властивості амфотерного гідроксиду.
https://www.youtube.com/watch?v=_IRWTUTN0ss
Взаємодія активних металів з водою:
2Na + 2H2O = 2NaOH + H2.
Мал. 5. Гідроксид натрію – NaOH.
Електроліз водних розчинів деяких солей:
2NaCl + 2H2O = H2 + Cl2 + 2NaOH.
Взаємодія основних оксидів з водою:
CaO + H2O = Ca(OH)2;
Na2O + H2O = 2NaOH.
Контролюючий блок 3

5. 1.За якими реакціями добувають амфотерні гідроксиди?
2. Чому в реакціях, результатом яких є утворення амфотерних
гідроксидів, дві взаємодіючі сполуки мають бути у еквівалентній
вартості?
3.Що відбувається в результаті електролізу водних розчинів деяких
солей?
Домашнє завдання Підготуйте невеличку доповідь, в якій розкрийте
шляхи можливого використання амфотерних гідроксидів у різних
сферах життя.
Цікаво знати, що…
Проведіть при нагоді наступний цікавий дослід.
У хімічний стакан ємністю 500 мл наливають 100 мл концентрованої (ρ
= 1, 508 г/см3) HNO3 і до неї обережно по скляній паличці, перемішуючи,
вливають 100 мл концентрованої H2SO4. Нітруючи суміш ретельно
перемішують, потім занурюють у неї великий жмут вати. Склянку з С на
водяній бані. Через 5-8°нітруючою сумішшю і ватою нагрівають до 70
хв. вату виймають зі склянки, промивають її великою кількістю води
під краном і висушують на повітрі.
Ще ви можете продемонструвати відміну між нітрованою ватою і
звичайною, адже ззовні вони майже не відрізняються.
На долоню кладуть жмут нітрованої вати і підпалюють її.
Нітратоцелюлоза (нітроклітковина) вмить згоряє – настільки швидко,
що не встигає обпекти й руку. Для порівняння на азбестовій сіточці
спалюють жмут звичайної гігроскопічної вати. Остання повільно горіть
і жевріє.
Головку одного сірника обгортають нітрованою ватою, а головку іншого
– звичайною, а потім підпалюють їх. Нітратоцелюлоза згоряє вмить, а
отже, не встигає запалити головку сірника. Звичайна ж вата згоряє
повільно, жевріє і головка сірника займається.
Список використаних джерел
1. Урок на тему «Амфотерні гідроксиди та їх характеристика» Русецької
О. П., СЗШ №7, м. Ноябрськ.
1. Урок на тему «Основи та їх місце у нашому житті» Князєвої М. В.,
вчителя хімії, м. Бєлгород, СШ №39.
3. Ф. А. Деркач "Хімія", - науково-методичний посібник. – Київ, 2008.
4. Л. Б. Цвєткова «Неорганічна хімія» – 2-ге видання, виправлене і

6. доповнене. – Львів, 2006.
5. В. В. Малиновський, П. Г. Нагорний «Неорганічна хімія» - Київ, 2009.

7. доповнене. – Львів, 2006.
5. В. В. Малиновський, П. Г. Нагорний «Неорганічна хімія» - Київ, 2009.