какие гидроксиды растворяются в щелочах

Урок №44. Гидроксиды. Основания: классификация, номенклатура, получение

Гидроксиды

ОСНОВАНИЯ

NaOH – гидроксид натрия,

KOH – гидроксид калия,

Ca(OH) 2 – гидроксид кальция,

Fe(OH) 3 – гидроксид железа (III),

Ba(OH) 2 – гидроксид бария.

Классификация оснований

Щёлочи – это основания растворимые в воде.

К нерастворимым относят так называемые амфотерные гидроксиды, которые при взаимодействии с кислотами выступают как основания, а со щёлочью как кислоты.

Классификация оснований по числу групп ОН:

Физические свойства

Большинство оснований – твёрдые вещества с различной растворимостью в воде.

СПОСОБЫ ПОЛУЧЕНИЯ ОСНОВАНИЙ

1. Металл + H 2 O = ЩЁЛОЧЬ + Н 2 ↑

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

2. ОКСИД МЕТАЛЛА + H 2 O = ЩЁЛОЧЬ

Na 2 O + H 2 O = 2 NaOH

Здесь, Металл – это щелочной металл (Li, Na, K, Rb, Cs) или щелочноземельный (Ca, Ba, Ra, Sr)

СОЛЬ(р-р) + ЩЁЛОЧЬ = ОСНОВАНИЕ↓ + СОЛЬ

Ме х А у + Ме * (OH) n = Me(OH) у ↓+Ме * х А n

CuSO 4 + 2 NaOH = Cu(OH) 2 ↓ + Na 2 SO 4

ВЫПОЛНИТЕ ЗАДАНИЯ:

№1. Классифицируйте формулы:

№2. Выпишите химические формулы оснований в два отдельных столбика: щёлочи и нерастворимые основания и назовите их : MnO, P 2 O 5 , Ca(OH) 2 , CO, Al(OH) 3 , BeO, Mg(OH) 2 , K 2 O, ZnO, KOH, CrO 3

№3. Приведите по два уравнения реакций получения следующих оснований:

Источник

Какие гидроксиды растворяются в щелочах

3.1. Классификация, получение и свойства оснований

Основаниями (основными гидроксидами) с позиции теории электролитической диссоциации являются вещества, диссоциирующие в растворах с образованием гидроксид-ионов ОН — .

— двухкислотные основания – Fe ( OH )₂, Ba ( OH )₂;

— трехкислотные основания – Al ( OH )₃, Fe ( OH )₃.

1. Общим методом получения оснований является реакция обмена, с помощью которой могут быть получены как нерастворимые, так и растворимые основания:

При получении этим методом растворимых оснований в осадок выпадает нерастворимая соль.

При получении нерастворимых в воде оснований, обладающих амфотерными свойствами, следует избегать избытка щелочи, так как может произойти растворение амфотерного основания, например,

В подобных случаях для получения гидроксидов используют гидроксид аммония, в котором амфотерные оксиды не растворяются:

Гидроксиды серебра, ртути настолько легко распадаются, что при попытке их получения обменной реакцией вместо гидроксидов выпадают оксиды:

2. Щелочи в технике обычно получают электролизом водных растворов хлоридов:

(суммарная реакция электролиза)

Щелочи могут быть также получены взаимодействием щелочных и щелочноземельных металлов или их оксидов с водой:

Химические свойства оснований

1. Все нерастворимые в воде основания при нагревании разлагаются с образованием оксидов:

2. Наиболее характерной реакцией оснований является их взаимодействие с кислотами – реакция нейтрализации. В нее вступают как щелочи, так и нерастворимые основания:

3. Щелочи взаимодействуют с кислотными и с амфотерными оксидами:

4. Основания могут вступать в реакцию с кислыми солями:

5. Необходимо особенно подчеркнуть способность растворов щелочей реагировать с некоторыми неметаллами (галогенами, серой, белым фосфором, кремнием):

2 NaOH + Cl ₂ = NaCl + NaOCl + H ₂ O (на холоду),

6 KOH + 3 Cl ₂ = 5 KCl + KClO ₃ + 3 H ₂ O (при нагревании),

6. Кроме того, концентрированные растворы щелочей при нагревании способны растворять также и некоторые металлы (те, соединения которых обладают амфотерными свойствами):

Растворы щелочей имеют рН > 7 (щелочная среда), изменяют окраску индикаторов (лакмус – синяя, фенолфталеин – фиолетовая).

Источник

Чем отличаются кислоты от щелочей

Кислоты и щёлочи отличают по показателям pH (шкала pH). Ниже Вы видите картинку – это специальная шкала, на которой имеются числа от 0 и до 14. Нулём обозначают самые сильные кислоты, а четырнадцатью – самую сильную щёлочь. Но какая же середина между этими числами? Может быть 5, может быть 7, а может быть 10? Серединой принято считать число 7 (нейтральное положение). То есть числа до 7 это все кислоты, а больше 7 это щёлочи.

Именно для этой шкалы разработаны специальные индикаторы — лакмусы. Это обычная полоска, которая реагирует на среду. В кислотной среде она окрашивается в красный цвет, а в щелочной среде – в синий цвет. Она необходима не только в химии, но и в быту.

Например, если у Вас есть аквариум, то немаловажную роль играет кислотность воды. От неё зависит вся жизнь аквариума. К примеру, показатель кислотности воды для аквариумных рыбок колеблется от 5 до 9 рН. Если будет больше или меньше, то рыбка будет чувствовать себя не комфортно, а может и вовсе умереть. Всё тоже самое и с растениями для аквариумов…

Кислоты

Кислоты — это соединения, содержащие водород и образующие ионы водорода (Н+) при растворении в воде. Ионы — это частицы с электрическим зарядом (см. статью «Химические связи»). Именно ионы придают кислотам их свойства, но существовать они могут только в растворе. Следовательно, свойства кислот проявляются исключительно в растворах. Молекула серной кислоты (H2SO4) состоит из атомов водорода, серы и кислорода. В состав соляной кислоты (НСl) входят водород и хлор. Кислота считается сильной, если большинство ее молекул распадаются в ра­створе, выделяя ионы водорода. Соляная, серная, азотная кислоты относятся к сильным. На контейнерах с сильными кислотами ставятся принятые во всем мире символы, означающие «опасно» и «высокая активность»Сила кислоты измеряется числом рН — водородным показателем. Сильные кислоты очень агрессивны; попав на поверхность пред­мета или на кожу, они прожигают её. На контейнерах с сильными кислотами ставятся принятые во всем мире символы, означающие «опасно» и «высокая активность».

Такие кислоты, как лимонная или уксусная, т.е. произведенные живыми организмами, называются органическими. Кислоты широко применяются в хими­ческой и медицинской промышленности, в производстве продуктов питания и синтетических волокон. Виноградный уксус содержит слабую кислоту, называемую уксусной. В помидорах есть органическая салициловая кислота. В цветных пятнах на коже морских улиток содержится кислота с неприятным вкусом, отпугивающая хищников. Для всех кислот характерно сходное по­ведение в химических реакциях. Напри­мер, при реакциях кислот с основаниями образуется нейтральное соединение — соль и вода. Реакции кислот с большинством металлов дают соль и водород. Реагируя с карбонатами, кислоты дают соль, углекислый газ и воду. Известный кули­нарам пекарный порошок содержит гид­рокарбонат натрия и винную кислоту. Когда в муку, содержащую пекарный порошок, добавляют воду, кислота и карбонат порошка вступают в реакцию, углекислый газ начинает выделятся в виде пузырьков, и это помогает тесту подниматься.

рН и индикаторы

Сила кислот и оснований определяет­ся числом рН. Это мера концентрации ионов водорода в растворе. Число рН изменяется от 0 до 14. Чем меньше рН, тем выше концентрация водо­родных ионов. Раствор, рН которого меньше 7, — кис­лота. Апельсиновый сок имеет рН 4, значит, это кислота. Вещества с рН = 7 нейтральны, а вещества с рН больше 7 — основания или щелочи. рН кислоты или щелочи можно определить с помощью индикатора. Индикатор — это вещество, меняющее цвет при контакте с кислотой или щелочью. Так лакмус краснеет в кислоте и синеет в щелочи. Кислота окрашивает синюю лакмусовую бумажку в красные цвет, а красная лакмусовая бумажка в щелочи становится синей или фиолетовой. Лакмус получают из примитивных растений, называемых лишайниками. Другие растения, например, гортензия и краснокочанная капуста, также являются природными индикаторами.

Так называемый универсальный индикатор – это смесь нескольких красок. Он меняет цвет в зависимости от pH вещества. Он становится красным, оранжевым или желтым в кислотах, зеленым или желтым в нейтральных растворах и синим или фиолетовым в щелочах.

Серная кислота

Серная кислота играет важную роль в промышленности, прежде всего в производстве удобрений на основе суперфосфатов и сульфата аммония. Она также ис­пользуется в производстве синтетических волокон, красителей, пластмасс, лекарств, взрывчатых веществ, моющих средств, автомобильных аккумуляторов. Когда-то серную кислоту называли минеральной кислотой, так как ее получали из серы — вещества, встречающегося в земной коре в виде минерала. Серная кислота очень активна и агрессивна. При растворении в воде она выделяет много тепла, поэтому ее нужно вливать в воду, но не наоборот — тог­да кислота растворится, а вода по­глотит тепло. Она — мощный окислитель, т.е. при реакциях окисления она отдает кислород другим веществам. Серная кислота также является осушителем, т.е. забирает воду, связанную с другим веществом. Когда сахар (C12H22O11) растворяется в концентрированной серной кислоте, кислота забирает у сахара воду, и от сахара остается пенящаяся масса черного угля.

Кислоты в почве

Цветы гортензии на кислотной по­чве синие, а на щелочной — розовыеКислотность почвы зависит от характера образовавших ее пород и от растущих на ней растений. На меловых и известняковых по­родах почва обычно щелочная, а на лугах, в песчаных и лесистых районах она более кислая. Кислотность также повышают кислотные дожди. Для земледелия лучше всего подходят нейтральные или слабокислые почвы, рН которых от 6,5 до 7. Разлагаясь, мертвые листья образуют органическую гуминовую кислоту и повышают кислотность почвы. Там, где почвы чересчур кислотные, в них добавляют измельченный известняк или гашеную известь (гидроксид кальция), т.е. основания, которые нейтрализуют кислоты почвы. Такие растения, как рододендроны и азалии хорошо растут на кислотных почвах. Цветы гортензии на кислотной почве синие, а на щелочной — розовые. Гортензия – природный индикатор. На кислотных почвах её цветы синие, а на щелочных розовые.

В настоящее время в химии принята теория Брёнстеда — Лоури и Льюиса, которая определяет кислоты и основания. В соответствии с этой теорией, кислоты — это вещества, способные отщеплять протон, а основания — отдавать электронную пару OH−. Можно сказать, что под основаниями понимают соединения, которые при диссоциации в воде образуют только анионы вида OH−. Если совсем просто, то щелочами называют соединения, состоящие из металла и гидроксид-иона OH−.

К щелочам принято относить гидроксиды щелочных и щелочно-земельных металлов. Все щелочи — это основания, но не наоборот, нельзя считать определения «основание» и «щелочь» синонимами.
Правильное химическое название щелочей — гидроксид (гидроокись), например, гидроокись натрия, гидроксид калия. Часто употребляются также названия, которые сложились исторически. Ввиду того, что щелочи разрушают материалы органического происхождения — кожу, ткани, бумагу, древесину, их называют едкими: например, едкий натр, едкий барий. Однако понятием «едкие щелочи» химики определяют гидроксиды щелочных металлов — лития, натрия, калия, рубидия, цезия.

Свойства щелочей

Щелочи — твердые вещества белого цвета; гигроскопичные, водорастворимые. Растворение в воде сопровождается активным выделением тепла. Вступают в реакции с кислотами, образуя соль и воду. Эта реакция нейтрализации является важнейшей из всех свойств щелочей. Кроме этого, гидроксиды реагируют с кислотными оксидами (образующими кислородосодержащие кислоты), с переходными металлами и их оксидами, с растворами солей.

Гидроксиды щелочных металлов растворяются в метиловом и этиловом спиртах, способны выдерживать температуры до +1000 °С (за исключением гидроксида лития).

Гидроксид натрия (едкий натр) используется в чистящих жидкостях, а также (как и гидроксид калия) для производства мыла. Мыло — это соль, образующаяся при реакции щелочей с кислотами растительных жиров. Жало осы выпускает щелочь, которую можно нейтрализовать кислотой, например уксусом.

Щелочи — активные химические реагенты, поглощающие из воздуха не только водяные пары, но и молекулы углекислого и сернистого газа, сероводорода, диоксида азота. Поэтому хранить гидроксиды следует в герметичной таре или, например, доступ воздуха в сосуд со щелочью организовать через хлоркальциевую трубку. В противном случае хим.реактив после хранения на воздухе будет загрязнен карбонатами, сульфатами, сульфидами, нитратами и нитритами.

Если сравнивать щелочи по химической активности, то она увеличивается при движении по столбцу таблицы Менделеева сверху вниз.

Концентрированные щелочи разрушают стекло, а расплавы щелочей — даже фарфор и платину, поэтому растворы щелочей не рекомендуется хранить в сосудах с пришлифованными стеклянными пробками и кранами, так как пробки и краны может заклинить. Хранят щелочи, обычно, в полиэтиленовых емкостях.

Именно щелочи, а не кислоты, вызывают более сильные ожоги, так как их сложнее смыть с кожи и они проникают глубоко в ткань. Смывать щелочь надо неконцентрированным раствором уксусной кислоты. Работать с ними необходимо в средствах защиты. Щелочной ожог требует немедленного обращения к врачу!

Применение щелочей
— В качестве электролитов.
— Для производства удобрений.
— В медицине, химических, косметических производствах.
— В рыбоводстве для стерилизации прудов.

Едкий натр. Самая популярная и востребованная в мире щелочь. Применяется для омыления жиров в производстве косметических и моющих средств, для изготовления масел в процессе нефтепереработки, в качестве катализатора и реактива в химических реакциях; в пищепроме.

Едкое кали. Применяется для производства мыла, калийных удобрений, электролитов для батареек и аккумуляторов, синтетического каучука. Также — в качестве пищевой добавки; для профессиональной очистки изделий из нержавеющей стали.

Гидроксид алюминия. Востребован в медицине как отличный адсорбент, антацид, обволакивающее средство; ингредиент вакцин в фармацевтике. Кроме этого, вещество применяется в очистных сооружениях и в процессах получения чистого алюминия.

Гидроокись кальция. Популярная щелочь с очень широким спектром применения, которую в быту знают под названием «гашеная известь». Используется для дезинфекции, смягчения воды, в производстве удобрений, едкого натра, «хлорки», строительных материалов. Применяется для защиты деревьев и деревянных сооружений от вредителей и огня; в пищепроме как пищевая добавка и реактив при производстве сахара.

Гидроокись лития. Востребованное соединение в химпроме как сырье; в стекольной, керамической, Фиксаналырадиотехнической индустрии; для производства смазочных материалов, электролитов; для поглощения вредных газов.

Гидроокись бария. Применяется в химпроме как катализатор, а также в пищепроме для очистки жиров, сахара.

• Кислоты и щелочи неспособны мирно сосуществовать даже одну секунду, находясь в соприкосновении. Перемешавшись, они мгновенно начинают бурное взаимодействие. Химическая реакция с ними сопровождается шипением и разогревом и длится до тех пор, пока эти ярые антагонисты не уничтожат друг друга.
• Кислотам свойственно образовывать кислую среду, а щелочам – щелочную.
• Химики отличают щелочь от кислоты по ее поведению с лакмусовой бумажкой или фенолфталеином.

Источник

Какие гидроксиды растворяются в щелочах

Основания и гидроксиды.

Для того, чтобы разбираться в классификации, сначала нужно понять, что такое основание и чем оно отличается от других веществ. Перечислим несколько оснований:

NaOH – гидроксид натрия

Ca(OH)₂ – гидроксид кальция

Fe(OH)₂ – гидроксид железа

Все три примера относятся к основаниям, но в названии значится, что это гидроксиды. В чем разница между этими понятиями?

Гидроксиды – это вещества, в состав которых какой-либо элемент имеет связь с гидроксильной группой (‒ОН). Но не все гидроксиды – это основания: кислоты, например, тоже являются гидроксидами.

Таким образом, все основания – это гидроксиды, но не все гидроксиды – это основания. Ввиду того, что группа гидроксидов очень разнообразна, её принято делить на три подгруппы.

Таб. «Классификация гидроксидов»

Гидроксид

Основный

Амфотерный

Кислотный

В состав входят гидроксогруппа (-ы) и металл в степени окисления «+1» или «+2» за исключением Zn(OH)₂, Be(OH)₂, Sn(OH)₂, Pb(OH)₂

В состав входят гидроксогруппы и металл в степени окисления «+3» или «+4», а также Zn(OH)₂, Be(OH)₂, Sn(OH)₂, Pb(OH)₂

В состав входят гидроксогруппа (-ы) и неметалл, либо гидроксогруппа (-ы) и металл в степени окисления «+5», «+6» или «+7»

Э – элемент. К основным гидроксидам так же относят гидроксид аммония – NH₄OH, хотя правильнее его записывать как гидрат аммония – NH₃·H₂O.

Амфотерные гидроксиды имеют промежуточный характер между основными и кислотными, поэтому имеют обе формы написания.

Перевод формулы амфотерного гидроксида из основной формы в кислотную.

Возьмём любой амфотерный гидроксид: Al(OH)₃;

Поменяем порядок элементов на кислотную форму (водород → элемент → кислород) без учета индексов основной формы: HAlO;

Расставим степени окисления:

Молекула должна быть электронейтральной (количество положительных и отрицательных зарядов должно быть равным), для этого кислорода должно быть в два раза больше, поэтому после него ставим индекс «2»: HAlO₂

Согласно этой формуле после кислорода придется поставить индекс «1,5», но индексы могут быть выражены только целыми числами, поэтому сначала приведем количество положительных зарядов к четному значению, домножив элемент с нечетной степенью окисления (водород) на 2, получим формулу: H₂ZnO, она пока всё равно не является электронейтральной, сумма её зарядов может быть выражена следующим уравнением: +2+2‒2 = +2, а должно быть = 0

H₂

Чтобы количество отрицательных зарядов тоже стало равно четырем, количество кислорода нужно умножить вдвое, поставив после него индекс «2». Получается формула H₂ZnO₂

Таб. «Общие формулы амфотерных гидроксидов в зависимости от степени окисления металла в них»

Классификация основных гидроксидов (оснований) по количеству гидроксо-групп.

Основания

Однокислотные

Двукислотные

Однокислотные основания при диссоциации образуют лишь один гидроксид ион:

Двукислотные основания при диссоциации образуют два гидроксид-иона:

Основные гидроксиды не могут быть трёхкислотными или четырёхкислотными, так как в них металл будет иметь степень окисления «+3» или «+4», а это уже будет не основанием, а амфотерным гидроксидом.

Почему количество гидроксильных групп называется кислотностью? Потому что на нейтрализацию оснований требуется протон водорода из кислоты. Для нейтрализации однокислотных оснований потребуется один протон водорода, а на нейтрализацию двукислотного основания – два протона водорода и так далее. Например:

Молекулярное уравнение (МУ): NaOH + HCl = NaCl + H₂O

Полное ионное уравнение (ПИУ): Na + + OH ‒ + H + + Cl ‒ = Na + + Cl ‒ + H₂O

Сокращенное ионное уравнение (СИУ): OH ‒ + H + = H₂O

На нейтрализацию однокислотного основания потребовался один протон водорода из соляной кислоты.

Классификация оснований по силе

Основания также можно поделить на сильные и слабые. Сильные диссоциируют очень быстро, даже двухосновные распадаются на ионы на столько быстро, что можно не учитывать ступенчатость этого процесса:

Слабые основания диссоциируют очень медленно, ступенчато:

Fe(OH)₂ ↔ FeOH + + OH ‒ (первая ступень)

FeOH + ↔ Fe 2+ + OH ‒ (вторая ступень)

Сильные основания растворимы или малорастворимы (исключение: гидроксид аммония будучи растворимым остаётся слабым основанием) и называются щелочами. Слабые основания нерастворимы.

Таб. «Сильные и слабые основания»

Основания

Сильные (щелочи)

Слабые

Нерастворимы (искл. NH₄OH)

Гидроксиды металлов IA-подгруппы, а также кальция, стронция и бария

Источник

2.5. Характерные химические свойства оснований и амфотерных гидроксидов.

Прежде чем рассуждать о химических свойствах оснований и амфотерных гидроксидов, давайте четко определим, что же это такое?

2) К амфотерным гидроксидам относят гидроксиды металлов в степени окисления +3,+4, а также в качестве исключений гидроксиды Zn(OH)₂, Be(OH)₂, Pb(OH)₂, Sn(OH)₂. Гидроксиды металлов в степени окисления +4, в заданиях ЕГЭ не встречаются, поэтому рассмотрены не будут.

Химические свойства оснований

Все основания подразделяют на:

Напомним, что бериллий и магний к щелочноземельным металлам не относятся.

Помимо того, что щелочи растворимы в воде, они также очень хорошо диссоциируют в водных растворах, в то время как нерастворимые основания имеют низкую степень диссоциации.

Такое отличие в растворимости и способности к диссоциации у щелочей и нерастворимых гидроксидов приводит, в свою очередь, к заметным отличиям в их химических свойствах. Так, в частности, щелочи являются более химически активными соединениями и нередко способны вступать в те реакции, в которые не вступают нерастворимые основания.

Взаимодействие оснований с кислотами

Щелочи реагируют абсолютно со всеми кислотами, даже очень слабыми и нерастворимыми. Например:

Нерастворимые основания реагируют практически со всеми растворимыми кислотами, не реагируют с нерастворимой кремниевой кислотой:

Следует отметить, что как сильные, так и слабые основания с общей формулой вида Me(OH)₂ могут образовывать основные соли при недостатке кислоты, например:

Взаимодействие с кислотными оксидами

Щелочи реагируют со всеми кислотными оксидами, при этом образуются соли и часто вода:

Нерастворимые основания способны реагировать со всеми высшими кислотными оксидами, соответствующими устойчивым кислотам, например, P₂O₅, SO₃, N₂O₅, с образованием средних солей:

Нерастворимые основания вида Me(OH)₂ реагируют в присутствии воды с углекислым газом исключительно с образованием основных солей. Например:

С диоксидом кремния, ввиду его исключительной инертности, реагируют только самые сильные основания — щелочи. При этом образуются нормальные соли. С нерастворимыми основаниями реакция не идет. Например:

Взаимодействие оснований с амфотерными оксидами и гидроксидами

Все щелочи реагируют с амфотерными оксидами и гидроксидами. Если реакцию проводят, сплавляя амфотерный оксид либо гидроксид с твердой щелочью, такая реакция приводит к образованию безводородных солей:

Если же используют водные растворы щелочей, то образуются гидроксокомплексные соли:

В случае алюминия при действии избытка концентрированной щелочи вместо соли Na[Al(OH)₄] образуется соль Na₃[Al(OH)₆]:

Взаимодействие оснований с солями

Какое-либо основание реагирует с какой-либо солью только при соблюдении одновременно двух условий:

1) растворимость исходных соединений;

2) наличие осадка или газа среди продуктов реакции

Термическая устойчивость оснований

Все щелочи, кроме Ca(OH)₂, устойчивы к нагреванию и плавятся без разложения.

Все нерастворимые основания, а также малорастворимый Ca(OH)₂ при нагревании разлагаются. Наиболее высокая температура разложения у гидроксида кальция – около 1000 o C:

Нерастворимые гидроксиды имеют намного более низкие температуры разложения. Так, например, гидроксид меди (II) разлагается уже при температуре выше 70 o C:

Химические свойства амфотерных гидроксидов

Взаимодействие амфотерных гидроксидов с кислотами

Амфотерные гидроксиды реагируют с кислотами:

Амфотерные гидроксиды металлов в степени окисления +3, т.е. вида Me(OH)_3, не реагируют с такими кислотами, как H₂S, H₂SO₃ и H₂СO₃ ввиду того, что соли, которые могли бы образоваться в результате таких реакций, подвержены необратимому гидролизу до исходного амфотерного гидроксида и соответствующей кислоты:

Взаимодействие амфотерных гидроксидов с кислотными оксидами

Амфотерные гидроксиды реагируют с высшими оксидами, которым соответствуют устойчивые кислоты (SO₃, P₂O₅, N₂O₅):

Амфотерные гидроксиды металлов в степени окисления +3, т.е. вида Me(OH)₃, не реагируют с кислотными оксидами SO₂ и СO₂.

Взаимодействие амфотерных гидроксидов с основаниями

Из оснований амфотерные гидроксиды реагируют только с щелочами. При этом, если используется водный раствор щелочи, то образуются гидроксокомплексные соли:

А при сплавлении амфотерных гидроксидов с твердыми щелочами получаются их безводные аналоги:

Взаимодействие амфотерных гидроксидов с основными оксидами

Амфотерные гидроксиды реагируют при сплавлении с оксидами щелочных и щелочноземельных металлов:

Термическое разложение амфотерных гидроксидов

Все амфотерные гидроксиды не растворимы в воде и, как любые нерастворимые гидроксиды, разлагаются при нагревании на соответствующий оксид и воду:

Источник