Студопедия

КАТЕГОРИИ:

АвтомобилиАстрономияБиологияГеографияДом и садДругие языкиДругоеИнформатикаИсторияКультураЛитератураЛогикаМатематикаМедицинаМеталлургияМеханикаОбразованиеОхрана трудаПедагогикаПолитикаПравоПсихологияРелигияРиторикаСоциологияСпортСтроительствоТехнологияТуризмФизикаФилософияФинансыХимияЧерчениеЭкологияЭкономикаЭлектроника



Рекомендации к изучению теоретического материала




Читайте также:
  1. III. Изучение нового материала.
  2. III. МЕТОДИЧЕСКИЕ РЕКОМЕНДАЦИИ ПРЕПОДАВАТЕЛЮ
  3. IV. Изучение нового материала.
  4. IV. Изучение нового материала.
  5. IV. Изучение нового материала.
  6. IV. Изучение нового материала.
  7. IV. Изучение нового материала.
  8. IV. Изучение нового материала.
  9. IV. Изучение нового материала.
  10. IV. Изучение нового материала.

При обсуждении свойств какого-либо элемента (Э) обычно поступают следующим образом.

Во-первых, определяют характер связи между его атомами в простом веществе. По этому признаку элементы делятся на металлы (металлическая связь) и неметаллы (ковалентная связь).

Во-вторых, выясняют отношение элемента к кислороду, т.е. возмож-ность реакции Э + n/2 O2 = ЭОn. В зависимости от природы элемента и степени его окисления образующийся оксид ЭОn может быть основным, кис-лотным, амфотерным или безразличным (несолеобразующим). Все эти свойства проявляются по отношению оксидов к воде, которая является совер-шенно особым оксидом в условиях Земли.

Взаимодействуя с водой непосредственно или косвенно, оксиды образуют гидроксиды, которые можно разделить на несколько типов по характеру их диссоциации в воде, а также по другим признакам.

Разумеется, свойства элемента Э не исчерпываются его взаимодей-ствием с кислородом, и на месте кислорода может стоять любой другой элемент, что приводит к образованию всех возможных бинарных соединений.

В современной химической номенклатуре бинарные соединения, принадлежащие одному классу, принято называть по тому элементу, который имеет большую электроотрицательность и, значит, отрицательную степень окисления, добавляя к его названию суффикс -ид: ЭОn – оксиды, ЭCl n- хлориды, Н nЭ – гидриды и т.д.

Если расположить элементы в ряд по возрастанию значений электро-отрицательности, то в левой его части окажутся щелочные и щелочнозе-мельные металлы, а закончится ряд наиболее электроотрицательным элемен-том – фтором. Электроотрицательность (см. приложение 3) меняется в преде-лах от 0,86 (Cs) до 4,10 (F). Элементы с минимальными значениями электро-отрицательности в соединениях с любыми другими элементами будут иметь положительные степени окисления. В водных растворах эти элементы существуют только в форме катионов. Чем больше электроотрицательность элемента, тем меньше число партнеров, в соединениях с которыми он может проявлять положительные степени окисления.

Высокоотрицательные элементы – элементы главных подгрупп Пери-одической системы – участвуют в образовании наименьшего числа классов бинарных соединений: фтор образует только фториды, кислород – оксиды, но соединения кислорода должны быть и в классе фторидов; соединения хлора помимо класса хлоридов должны быть в классах оксидов и фторидов.



Рассмотрение свойств химических элементов на основании периоди-ческого закона с позиций электроотрицательности элементов обычно начи-нают с р-элементов VII группы, в которой расположен наиболее электро-отрицательный элемент – фтор.

9.2 Неметаллы

Галогены – типичные неметаллы, атомы которых на внешнем слое име-ют семь электронов, расположенных на s- и p-подуровнях. Электронная кон-фигурация атомов галогенов описывается общей формулой ns2np5nd0 (ис-ключение составляет фтор – 2s22p5). Атомы галогенов легко присоединяют один электрон, проявляя окислительные свойства и типичную для них сте-пень окисления -1.

Следует обратить внимание на тот факт, что свойства фтора отлича-ются от свойств остальных галогенов. Это обусловлено различием в элект-ронных структурах атомов галогенов. Атомы хлора, брома, йода в отличие от фтора имеют незаполненные d-орбитали, на которых могут размещаться ва-лентные электроны. Поэтому для них характерны положительные степени окисления (+1, +3, +5, +7), а для фтора – только -1.



Галогены как окислители активно вступают в химические реакции с большинством элементов, но не соединяются непосредственно с кислородом и азотом. При проведении опытов следует помнить, что окислительная активность галогенов возрастает с уменьшением радиуса атома.

Водородные соединения галогенов – это бесцветные газообразные вещества, водные растворы которых представляют собой соответствующие кислоты. HI – самая сильная кислота в ряду галогеноводородных кислот. Отрицательные ионы галогенов являются восстановителями и могут быть окислены различными окислителями, например, 2Br- - 2 ē = Br2. Восстано-вительная активность ионов галогенов от Cl- к I- возрастает с увеличением радиусов, а устойчивость соединений уменьшается. Так как серная кислота является сильным окислителем, а HBr и HI – наиболее сильными восстановителями из галогеноводородов, то последние в момент образования могут окисляться серной кислотой, при этом получаются свободные галогены: 8HI + H2SO4 = 4I2 + H2S + 4H2O.

Для галогенов характерны кислородные соединения разной устой-чивости, в которых они проявляют положительные степени окисления от +1 до +7. Например, кислородные кислоты хлора: HClO, HClO2, HClO3 и HClO4. Сила этих кислот возрастает с увеличением степени окисления, а окисли-тельные свойства в этом направлении уменьшаются.

Кислород и сера. К р-элементам VI группы относятся типические элементы – кислород О, сера S и элементы подгруппы селена – селен Se, теллур Те, полоний Ро. Электронная конфигурация атомов халькогенов описывается общей формулой ns2np4nd0 (исключение составляет кислород – 2s22p4). В ряду

О - S - Se - Те - Ро уменьшаются энергии ионизации, увеличиваются размеры атомов и ионов. Это ослабляет неметаллические признаки элементов, а усиливает металлические: кислород – элемент-неметалл, полоний – элемент-металл. Окислительные свойства в ряду уменьшаются, а восстановительные – увеличиваются. У этих элементов возможны степени окисления от -2 до +6, причём с повышением заряда ядра более характерными становятся меньшие положительные.



Первый элемент этой группы – кислород – самый распространённый элемент на Земле. Подобно фтору, кислород образует соединения почти со всеми элементами (кроме гелия, неона и аргона). Поскольку по электро-отрицательности кислород уступает только фтору, степень окисления кис-лорода в большинстве соединений равна -2. Кроме того, кислород проявляет степени окисления +2 и +4, +1 и –1.

Наиболее устойчива двухатомная молекула кислорода О2. Кислород при нагревании и в присутствии катализатора проявляет высокую химичес-кую активность. С большинством простых веществ он взаимодействует не-посредственно, образуя оксиды (соединения кислорода в степени окисления –2), и лишь по отношению к фтору проявляет восстановительные свойства. Важнейшим из оксидов является оксид водорода – Н2О. Вода составляет 50-99% массы любого живого существа, кровь человека содержит более 4/5 воды, мускулы – 35 % воды. При средней продолжительности жизни (70 лет) человек выпивает около 25 т воды.

Аллотропную модификацию кислорода – озон О3 можно рассматри-вать как соединение О(+4) – ОО2. В естественных условиях озон образуется

из атмосферного кислорода при грозовых разрядах, а на высоте 10-30 км – под действием ультрафиолетовых лучей. Озон задерживает вредное для жиз-ни ультрафиолетовое излучение Солнца и поглощает инфракрасное излу-чение Земли, препятствуя её охлаждению.

Если к молекуле О2 присоединить один или два электрона, то обра-зуется надпероксид-ион или пероксид-ион соответственно, которые входят в состав перекисных соединений, называемых супероксидами и пероксидами. Пероксид водорода относится к слабым кислотам: Н2О2 = Н+ + НО2-.

Сера. При химическом взаимодействии с другими элементами сера проявляет степени окисления –2, +4 и +6. Среди этих соединений в первую очередь следует рассмотреть сульфиды – бинарные соединения, содержащие серу в степени окисления –2. Как и оксиды, они подразделяются на основ-ные, кислотные, амфотерные и нейтральные (как несолеобразующие окси-ды). Сульфид водорода – Н2S – является типичным представителем кислот-ных сульфидов, водный раствор которого называется сероводородной кисло-той и имеет слабокислую реакцию Н2S = H+ + HS-, HS- = H+ + S2-. Боль-шинство сульфидов – сильные восстановители, что существенно отличает их свойства от свойств оксидов

2S + H2SO3 = 3S +3H2O.

Н2S + 4Br2 +4H2O = H2SO4 + 8HBr

3CuS + 14HNO3 = 3Cu(NO3)2 + 3H2SO4 + 8NO + 4H2O.

Ион S2- может координировать вокруг себя от 1 до 8 нейтральных атомов серы, образуя комплексы – полисульфиды Na2S + 2S = Na2[S3].

В степенях окисления +4 и +6 сера образует оксиды – диоксид серы SO2 и триоксид серы SO3, являющиеся по своему характеру кислотными. Cжигая серу на воздухе или в кислороде, можно получить диоксид серы SO2, водный раствор которого представляет собой сернистую кислоту, диссоциирующую по схеме

SO2 + H2O = H2SO3 ⇄ Н+ + HSO3- ⇄ 2Н+ + SO32-.

H2SO3 – кислота средней силы, образует два типа солей: сульфиты и гидросульфиты. Сернистая кислота и её соли в химических реакциях про-являют как окислительные, так и восстановительные свойства.

Оксид SO3 – ангидрид серной кислоты. Серная кислота H2SO4 – силь-ная двухосновная кислота, образующая средние и кислые сульфаты

H2SO4 ⇄ Н+ + HSO4- ⇄ 2Н+ + SO42

Следует различать концентрированную и разбавленную кислоту. В разбавленной серной кислоте окислителем является ион Н+

Zn + H2SO4 = ZnSO4 + H2.

В концентрированной серной кислоте окислителем является сера кислотного остатка, которая может восстанавливаться по одной из схем:

SO42- + 4H+ + 2ē = SO2 + 2H2O;

SO42- + 8H+ + 6ē = S + 4H2O;

SO42- + 10H+ + 8ē = H2S + 4H2O.

 

Азот и фосфор. Главную подгруппу пятой группы составляют элемен-ты: азот, фосфор, мышьяк, сурьма и висмут. Азот и фосфор – неметаллы, сурьма и висмут – металлы, а мышьяк – металлоид. Исходя из общей элект-ронной конфигурации ns2np3nd0 (у азота 2s22p3), можно ожидать изменение степеней окисления от –3 до +5, причём к более устойчивым следует отнести нечётные степени окисления. А наиболее характерными являются –3, +3 и +5. От азота к висмуту размеры атомов и ионов увеличиваются, а энергии ионизации уменьшаются. Таким образом, в группе хорошо прослеживается общая тенденция к повышению основной и восстановительной активности и понижению кислотной и окислительной в ряду N – Bi, а также к концу груп-пы характерность низшей положительной степени окисления. Следует обра-тить внимание на то, что все элементы не вытесняют водород из кислот и воды независимо от кислотности среды, а, следовательно, относятся к неак-тивным восстановителям.

В двухатомной молекуле азота атомы связаны тройной связью, что обусловливает инертность молекулярного азота при низких температурах. При повышенной температуре азот взаимодействует с металлами, водоро-дом, галогенами и серой, образуя нитриды – соединения, содержащие азот в степени окисления –3. В соединениях с кислородом и фтором азот имеет степень окисления +3 (наиболее часто) и +5.

Фосфор имеет несколько аллотропных модификаций (чёрный, белый и красный). Окислительная активность фосфора несколько ниже, чем у азота. В отличие от последнего, фосфор непосредственно не реагирует с водородом. Проявляя восстановительные свойства, фосфор чаще всего окисляется до степени окисления +5:

P4 + 5O2 = P4O10,

3P4 + 20HNO3 + 8H2O = 12H3PO4 + 2NO,

P4 + 3KOH + 3H2O = PH3 + 3KH2PO4.

К водородным соединениям азота относятся: аммиак (NН3), гидразин (N2Н4) и гидроксиламин (NН2ОН). Водные растворы этих соединений имеют щелочную реакцию благодаря наличию у атома азота неподеленной пары электронов.

3 + Н2О = NН4+ + ОН- К = 1,8.10-5;

N2Н4 + Н2О = N2Н5+ + ОН- К = 8,5.10-7;

2ОН + Н2О = NН3ОН+ + ОН- К = 2,0.10-8.

Они являются слабыми основаниями и, проявляя основные свойства, взаимо-действуют с кислотами и кислотными оксидами, образуя соли аммония, гид-разония и гидроксиламмония. Нагревая аммонийные соли, следует обратить внимание на зависимость продуктов разложения от окислительной актив-ности аниона. Если анион окислитель, то образуется азот или оксид азота (І), если нет, то выделяется аммиак. Аммиак и гидразин проявляют, особенно последний, восстановительные свойства, окисляясь до азота

2NH3 + 3Cl2 = N2 + 6HCl;

4KMnO4 + 5N2H4 + 6H2SO4 = 5N2 + 4MnSO4 + 2K2SO4 + 16H2O.

Гидроксиламин в щелочной среде сильный восстановитель, а в кислой – окислитель средней силы

2NH2OH + I2 + 2KOH = N2 + 2KI + 4H2O;

2NH2OH + 4FeSO4 + 3H2SO4 = 2Fe2(SO4)3 + (NH4)2SO4 + 2H2O.

Свойства водородных соединений фосфора отличаются от свойств водородных соединений азота. Например, фосфин в отличие от аммиака в водном растворе показывает нейтральную реакцию. Электродонорные свой-ства фосфина проявляются только в реакциях с наиболее сильными кислотами РН3 + НI = РН4I. Фосфин и соли фосфина – сильные восстановители в любых средах.

Изучая свойства оксидов N2O, NO, N2O3, NO2 и N2O5, надо учесть, что первые два относятся к несолеобразующим, а остальные - к кислотным. Оксид азота (III) является ангидридом азотистой кислоты, оксид азота (V) – азотной кислоты, а оксид азота (IV) – смешанным ангидридом азотистой и азотной кислот. Проявляя кислотные свойства, эти оксиды взаимодействуют с основными оксидами и щелочами с образованием нитритов и нитратов. Оксид азота (III) проявляет окислительную и восстановительную активность, тогда как оксиды азота (IV) и (V) – только окислительную. Несолеобразующий оксид N2O при нагревании разлагается с выделением атомарного кислорода и является сильным окислителем: N2O → N2 + О.

Азотная кислота (НNО3) – одна из самых сильных кислот. Она относится к сильным окислителям и реагирует почти со всеми металлами и многими неметаллами. В азотной кислоте не растворяются золото, платина, иридий и родий, а чистые железо, алюминий и хром в концентрированной кислоте на холоде «пассивируются». В реакции с металлами азот в азотной кислоте может восстановиться до различной степени окисления. Последняя зависит от концентрации кислоты и активности металла:

 

НNО3

 

NO2 NO N2O (N2) NН43

активные Ме неактивные Ме активные Ме с активные Ме с раз-

с концентриро- с разбавленной концентрирован- бавленной кислотой,

ванной кислотой, кислотой, ной кислотой Ме средней актив-

большинство Ме средней ак- ности с очень раз-

неметаллов тивности с кон- бавленной кислотой

центрированной

кислотой

Соли азотной кислоты (нитраты) хорошо растворимы в воде. При нагревании они разлагаются. Состав продуктов разложения зависит от положения металлов в ряду стандартных электродных потенциалов:

 

до Mg MeNO2 + O2

 

Me(NO3)n

Mg – Cu MeO + NO2 + O2

 

после Сu Me + NO2 + O2

 

Азотистая кислота (HNO2) относится к слабым кислотам (Кд= 5,1.10-4). Так же, как и оксид азота (III), азотистая кислота и нитриты в реакциях выступают в качестве окислителей и восстановителей.

Оксиды фосфора Р4О6 и Р4О10 относятся к кислотным и являются ангидридами фосфористой и фосфорной кислот

Р4О6 + 6Н2О = 4Н3РО3; Р4О10 + 6Н2О = 4Н3РО4.

Ортофосфорная кислота (Н3РО4) является трёхосновной кислотой средней силы. Она образует три типа солей: ортофосфаты, гидрофосфаты и дигид-рофосфаты. В реакциях окисления-восстановления активности не проявляет. Н3РО4 = Н+ + Н2РО4- К1 = 7,6.10-3;

Н2РО4- = Н+ + НРО42- К2 = 6,2.10-8;

НРО42- = Н+ + РО43- К3 = 4,2.10-13.

Фосфористая кислота3РО3) – двухосновная кислота средней силы, образующая два типа солей: фосфиты и гидрофосфиты. Фосфористая кислота (так же, как оксид фосфора (III)) проявляет восстановительные свойства, причём фосфор окисляется до степени окисления +5.

Н(Н2РО3) = Н+ + Н(НРО3)- К1 = 1,6.10-2;

Н(НРО3)- = Н+ + (НРО3)2- К2 = 2.10-7.

Фосфорноватистая кислота3РО2) – одноосновная кислота средней силы, образует при реакции со щелочами гипофосфиты.

Н(Н2РО2) = Н+ + (Н2РО2)- К = 5,9.10-2.

Она не имеет ангидрида. Сама кислота и её соли являются сильными восста-новителями. В ряду Н3РО4 - Н3РО3 - Н3РО2 возрастает сила кислоты и её восстановительная способность.

Углерод и кремний. Главную подгруппу IV группы составляют углерод и кремний – неметаллы, германий, олово и свинец – металлы. Валентная электронная конфигурация атомов ns2np2nd0 (исключение - углерод 2s22p2) свидетельствует о том, что характерными степенями окисления будут чётные -4, -2, +2, +4. Обратите внимание, что у углерода число валентных элект-ронов и орбиталей совпадает, так же, как и у водорода. Это одна из причин повышенной устойчивости цепей из атомов углерода, являющихся основой органических соединений.

В пределах подгруппы возрастает склонность к низшим положительным степеням окисления элемента и высшим его гибридизациям, соответствующим координационным числам 4 и 6. В пределах подгруппы кислотные свойства убывают, а основные возрастают, а также возрастают восстановительные свойства. Элементы IV группы не растворяются в воде, но растворяются в кислотах – азотной, смеси азотной и плавиковой кислот, серной кислоте (свинец), образуя соответствующие кислоты (в высших сте-пенях окисления) и соли (в низших степенях окисления); а также в щелочах (кроме углерода), образуя комплексные гидроксосоли.

Углерод образует три гомосоединения (аллотропные модификации), отличающихся гибридизацией атомов: алмаз (sp3), графит (sp2) и карбин (sp), среди которых к простому веществу относят графит. Графит – наиболее реакционноспособная модификация углерода, образующая соединения вклю-чения – графитиды (КС8, CF и др.), сохраняющие макромолекулярные слои графита С2∞. При обычной температуре углерод инертен, однако при нагревании реагирует практически со всеми металлами. У кремния наиболее устойчива модификация типа алмаз (sp3 гибридизация), поэтому он также инертен при обычных условиях.

Соединения углерода

Большую группу соединений углерода составляют карбиды. Среди кислородных соединений в первую очередь следует рассмотреть оксиды СО – монооксид и СО2 – диоксид. Первый из них имеет в молекуле тройную связь С≡О ( d=0,113 нм, tпл= - 205 оС; tкип= - 191 оС) и поэтому достаточно инертен. Он не вступает в реакции взаимодействия с водой и кислотами, однако не может быть отнесен к безразличным оксидам, так как реакция со щелочами приводит к образованию солей муравьиной кислоты – формиатов

СО + NaOH = NaCOOH.

В реакциях ОВР монооксид является сильным восстановителем

Fe2O3 + 3CO = 2Fe + 3CO2,

что используется в металлургической промышленности. Интересными явля-ются реакции взаимодействия с металлами, приводящие к образованию кар-бонилов: Cr + 6CO = Cr(CO)6. Разложение карбонилов используют для получения особо чистых металлов.

В диоксиде углерод находится в sp-гибридном состоянии, поэтому его молекула линейна О=С=О (d=0,116 нм, tпл = -78 оС). В реакциях он ведет себя как кислотный оксид

2CO2 + Ca(OH)2 = Ca(HCO3)2; Ca(OH)2 + CO2 = CaCO3↓ + H2O;

MgO + CO2 = MgCO3; BaCl2 + H2O + CO2 = BaCO3↓ + 2HCl;

CO2 + H2O = BaCO3.

Имеются немногочисленные реакции, в которых СО2 выступает в качестве окислителя СО2 + С = 2СО; 2СО2 + 5Mg = MgC2 + 4MgO.

Обычно оба оксида в лаборатории получают разложением кислот

HCOOH = H2O + CO; H2CO3 = H2O + CO2; H2C2O4 = H2O + CO2 + CO.

В промышленности их получают сжиганием угля или разложением карбо-натов

2C + O2 = 2CO; C + O2 = CO2; CaCO3 = CaO + CO2.

Диоксид является ангидридом кислоты Н2СО3, которая называется угольной. Она относится к малоустойчивым двухосновным кислотам, поэ-тому при растворении СО2 в воде существуют равновесия

H2O + CO2 = CO2 .H2O = Н2СО3 = Н+ + НСО3- = 2Н+ + СО32-.

Соли этой кислоты называются гидрокарбонатами и карбонатами и образу-ются в реакциях угольной кислоты со щелочами, амфотерными основаниями, основными оксидами и солями. Практически все гидрокарбонаты хорошо растворимы в воде, а из карбонатов к растворимым относятся только соли щелочных металлов и аммония. Угольную кислоту обычно получают либо растворением углекислого газа в воде, либо разложением карбонатов более сильными кислотами. Угольная кислота и её соли инертны в реакциях ОВР.

Соединения кремния

В соединениях кремний, в отличие от углерода, всегда находится в sp3- или sp3d2-гибридном состоянии. Поэтому кислородные соединения обычно полимерны и построены из тетраэдров SiO4, связанных вершинами и редко рёбрами. Диоксид кремния является типичным примером такого соединения. Благодаря этому он тугоплавок, очень твёрд и химически стоек. В его струк-туре тетраэдры связаны между собой всеми вершинами. В кислотно-основ-ных реакциях он ведёт себя как кислотный оксид, однако не взаимо-действует с водой, но может реагировать с плавиковой кислотой

SiO2 + 6HF = H2[SiF6] + 2H2O,

SiO2 + 2NaOH = Na2SiO3 + H2O,

2SiO2 + 3CaO = Ca3Si2O7.

В ограниченном количестве реакций ОВР оксид выступает в качестве окислителя, кроме реакций со фтором

SiO2 + 2Mg = Mg2Si + 2MgO, SiO2 + 2F2 = SiF4 + O2.

Кремниевые кислоты могут быть получены только косвенным путём, так как оксид кремния (IV) не взаимодействует с водой. Ортокремниевая кислота H4SiO4 существует только в растворе и относится к очень слабым кислотам. При стоянии в растворах происходит полимеризация кислоты с образованием объёмистого осадка метакремниевой кислоты (H2SiO3)x. Более точно состав последней выражается формулой mSiO2.nH2O, поэтому говорить о точном стехиометрическом составе осадка невозможно. Соли кремниевых кислот (силикаты) удобно получать при спекании оксида кремния или метакремниевой кислоты с оксидами, основаниями, амфотерными гидроксидами, карбонатами. За исключением ортосиликатов, анионы солей полимерны.

Следует обратить внимание на своеобразие гидролиза метасиликатов, протекающего по уравнению 2SiO32- + Н2О = Si2O52- + 2ОН-. Наряду с прос-тыми силикатами кремний образует большое количество сложных, в состав которых могут входить другие элементы, в первую очередь алюминий – алю-мосиликаты. Эти соединения составляют значительную часть земной коры. Очень интересные общеизвестные свойства имеют стёкла, которые можно получить, например, по реакциям

Na2CO3 + CaCO3 + 6SiO2 = Na2O.CaO.6SiO2 + 2CO2;

Na2SO4 + C + CaCO3 + 6SiO2 = Na2O.CaO.6SiO2 + CO + CO2 + SO2.

 

Бор. Главную подгруппу третьей группы составляют элементы: бор, алюминий, галий, индий и таллий. Бор – неметалл, алюминий, галлий, индий и таллий – металлы. Исходя из общей электронной конфигурации ns2np1nd0 (у бора 2s22p1) и значений электроотрицательностей элементов этой группы, можно ожидать изменение степеней окисления от 0 до +3, причём к более устойчивым следует отнести нечётные степени окисления. От бора к таллию размеры атомов и ионов увеличиваются, а энергия ионизации уменьшается. Таким образом, прослеживается общая тенденция к повышению основной и восстановительной активности и понижению кислотной и окислительной в ряду В – Tl, а также к концу группы характерность низшей положительной степени окисления (у таллия +1).

Для бора наиболее характерны соединения, в которых его степень окисления равна +3. Отрицательные степени окисления бора проявляются редко, с металлами бор обычно образует нестехиометрические соединения (М4В, М2В, МВ, М3В4 и др.). В обычных условиях бор весьма инертен и непосредственно взаимодействует только со фтором, а при нагревании окисляется кислородом, серой, хлором и даже азотом (в результате образуются ВF3, В2О3, В2S3, ВСl3, ВN). С водородом бор не взаимодействует. При сильном нагревании восстановительная активность бора проявляется в отношении таких устойчивых оксидов, как SiО2, Р2О5 и др. На бор действуют только горячие концентрированные азотная и серная кислоты, а также «цар-ская водка», переводя его в Н3ВО3. Щёлочи при отсутствии окислителей на бор не действуют. Бинарные соединения бора (III) кислотные. Об этом сви-детельствует характер их гидролиза и взаимодействия с основными соедине-ниями, например:

BCl3 + 3H2O = H3BO3 + 3HCl,

BCl3 + 6NH3 = B(NH2)3 + 3NH4Cl.

Бор с водородом образует многочисленные бораны ВхНу, простейший из них – диборан В2Н6. Бороводороды химически весьма активны: на воздухе самовоспламеняются и сгорают, разлагаются водой, спиртами и щелочами. Большинство имеют неприятный запах и очень ядовиты!

Бинарные соединения бора, будучи кислотными, при взаимодействии с основными соединениями образуют анионные комплексы, например:

2KOH + B2O3 = 2KBO2 + H2O,

2LiH + (BH3)2 = 2Li[BH4],

NaH + BF3 = Na[BF3H].

Оксоборат водорода (ортоборная кислота – Н3ВО3) – сравнительно мало растворим в воде, кислота – слабая, одноосновная. В отличие от обыч-ных кислот её кислотные свойства обязаны не отщеплению протона, а присо-единению ОН--ионов: В(ОН)3 + Н2О = [В(ОН)4]- + Н+. При нагревании ортоборат водорода теряет воду, переходя в полимерные метабораты водо-рода НВО2, а затем – в В2О3. Большинство оксоборатов металлов – полимер-ные соединения, содержащие в составе полиметаборатные анионы (ВО2-)n. Более других используется тетраборат натрия Nа2В4О7.10Н2О.

 

Контрольные вопросы

1. Как расположены неметаллы в Периодической системе? Как меняют-ся их свойства в периодах и группах?

2. Напишите электронные формулы для атомов галогенов, серы, азота, фосфора, углерода и бора. Укажите степени окисления, характерные для них в соединениях.

3. Приведите примеры реакций получения неметаллов.

4. Какими физическими свойствами обладают неметаллы, каково строение молекул галогенов, халькогенов и т.д.?

5. Какими химическими свойствами обладают неметаллы? Приведите примеры реакций.

6. Исходя из величин электроотрицательности, укажите, как в приве-денном ряду F, Cl, Br, I изменяется способность атомов принимать элек-троны? Напишите электронные формулы этих элементов.

7. Приведите формулы высших оксидов и гидроксидов (кислот), отве-чающих элементам с ns2np5 валентными электронами. Как меняется сила кис-лот HЭ в ряду этих элементов?

8. Объясните механизм образования водородной связи в молекуле HF.

9. Напишите электронные формулы Р и Ві. Определите квантовые чис-ла всех валентных электронов атома фосфора. Определите суммарный спин ns2np3 электронов и объясните характерные степени окисления у р-элементов V группы.

10. Приведите общую электронную формулу валентных орбиталей р-элементов III группы. Укажите изменение электроотрицательности в этой группе.

11. Приведите формулы высших оксидов и гидроксидов (кислот), кото-рые отвечают элементам с ns2np1 валентными электронами. Как меняются свойства гидроксидов в группе этих элементов?

12. Как изменяются кислотные и окислительные свойства кислород-содержащих кислот хлора в ряду: HClO, HClO2, HClO3, HClO4? Дайте объяс-нение. Чем объясняется, что растворимость йода в воде увеличивается в при-сутствии KJ?

13. Назовите соединения серы, которые в химических реакциях явля-ются: а) только восстановителями; б) только окислителями; в) восстановите-лями и окислителями. Напишите уравнения реакций.

14. Напишите структурную формулу серной кислоты. Укажите харак-тер химических связей, тип гибридизации, координационное число серы в анионе.

15. Почему синтез аммиака NH3 + 3H2 «2NH3 + Q проводят при повы-шенном давлении и температуре?

16. Составьте уравнения реакций получения азотной кислоты из азота воздуха.

17. Объясните причину различия в основности ортофосфорной, фос-фористой и фосфорноватистой кислот.

 

9.3 Общая характеристика металлов

Периодическая система элементов включает в себя только 22 неметал-ла, а все остальные элементы – металлы. К ним относятся s- и d-элементы (кроме водорода и гелия) и некоторые р-элементы (Al, Ga, In, Tl, Ge, Sn, Pb, Sb, Bi, Po). Следует обратить внимание на то, что большинство из металлов содержит на внешней электронной оболочке небольшое количество элек-тронов, поэтому характеризуется относительно малыми значениями потен-циалов ионизации. В связи с этим для металлов, в отличие от неметаллов, ха-рактерно образование катионов и катионных комплексов в низших степенях окисления (1÷4). В высших степенях окисления (5÷8) металлы проявляют кислотные свойства и образуют анионы и анионные комплексы. Таким обра-зом, металлы в большинстве случаев могут проявлять как основные, так и кислотные свойства, то есть относиться к амфотерным простым веществам. Среди всех металлов лишь s-элементы, кроме бериллия, проявляют только основные свойства и называются типическими, а все остальные металлы – амфотерные.

Низкие значения потенциалов ионизации и нулевое или отрицательное значение сродства к электрону определяют положительные степени окисле-ния металлов в соединениях. В связи с этим металлы в свободном состоянии являются восстановителями. Для реакции в водных растворах восстанови-тельная активность металла определяется величиной его стандартного элект-родного потенциала (Е0), положением в ряду напряжений металлов, состав-ленного исходя из общего уравнения Меп+ + пē → Ме. Наименьшее значение электродного потенциала (-3,045 в) у лития, а наибольшее (+1,692 в) – у зо-лота, нулевое значение – у водорода.

В зависимости от положения в ряду напряжения можно выделить три группы металлов: 1) с Е0 < - 2,3 в; 2) с - 2,3 в < Е0 < 0; 3) с Е0 > 0. Металлы 1-й группы при обычных условиях реагируют с водой и кислотами, вытесняя из них водород. Они легко окисляются неметаллами и плохо восстанавливаются из соединений. Металлы 2-й группы могут вытеснять водород из воды и ще-лочей при нагревании, а из кислот – при обычных условиях, если - 2,3 в < Е0 < - 0,25 в. Если - 0,25 в < Е0 < 0 в, то они с водой и щелочами не реагируют, а водород из кислот вытесняют при нагревании. Эти металлы относительно легко окисляются большинством неметаллов при нагревании и сравнительно легко могут быть получены восстановлением соединений. Металлы 3-й группы (Е0 > 0) водород из соединений не вытесняют, относительно плохо окисляются при нагревании, но легко восстанавливаются из соединений. Для растворения этих металлов используют кислородсодержащие кислоты-окислители, такие, как НNО3 и Н24 (концентрированная), а в ряде случаев – очень сильные окислители – «царская водка»; соляная кислота, насыщенная хлором; селеновая кислота.

Все металлы, проявляющие амфотерные свойства, независимо от их положения в ряду напряжения, могут растворяться в щелочной среде в присутствии окислителей с образованием анионных комплексов.

Типические металлы, к которым относятся щелочные и щелочнозе-мельные элементы, проявляют только основные свойства и являются силь-ными восстановителями, окисляясь до степени окисления +1 (щелочные металлы) и +2 (щелочноземельные металлы и Мg):

Mg + H2SO4 (разб.) = MgSO4 + H2;

2Na + H2O = 2NaOH + H2; Mg + H2O = не реагирует;

5Ca + 12HNO3 (разб.) = 5Са(NO3)2 + N2 + 6H2O;

4Mg + 5H2SO4 (конц.) = 4MgSO + H2S + 4H2O.

Со щелочами эти металлы не взаимодействуют, так как не проявляют кислотных свойств. При окислении на воздухе образуются Li2O; Na2O2; K(Rb,Cs)O2; ЭО (Э – щелочноземельный металл). При нагревании металлов с азотом, серой, галогенами и фосфором образуются нитриды, сульфиды, гало-гениды и фосфиды соответственно.

Оксиды типических металлов проявляют только основные свойства. Они легко взаимодействуют с водой с образованием щелочей (ЭОН и Э(ОН)2), с кислотными оксидами и кислотами с образованием солей. Полу-чение металлов из оксидов крайне затруднено. Так, при восстановлении оксида натрия водородом образуется гидрид натрия.

Na2O + H2 = NaOH + NaH.

А для восстановления можно использовать металлы, стоящие в ряду напряжения левее получаемого металла.

Гидроксиды типических металлов (щёлочи) относятся к хорошо раст-воримым сильным электролитам, диссоциирующим в растворе практически полностью. Они легко взаимодействуют с кислотными оксидами и кислотами с образованием солей.

Ca(OH)2 + 2H2SO4 = Ca(HSO4)2 + 2H2O;

Mg(OH)2 + H2SO4 = MgSO4 + 2H2O;

Ba(OH)2 + SiO2 = BaSiO3 + H2O;

NaOH + CO2 = NaHCO3; 2NaOH + CO2 = Na2CO3 + H2O.

В щелочах растворяются амфотерные металлы, а большинство неме-таллов диспропорционируют.

NaOH + Be + 2H2O = Na2[Be(OH)4] + H2;

2S + 6NaOH = Na2SO3 + 3Na2S + 3H2O.

При действии щелочей на соли образуются малорастворимые или пло-хо диссоциирующие основания.

FeCl3 + 3NaOH = Fe(OH)3 + 3NaCl;

(NH4)2CO3 + 2KOH = K2CO3 + 2NH3.H2O.

Основные свойства как простых веществ, так и их соединений возрас-тают в рядах Li – Fr, Mg – Ra.

Среди амфотерных металлов в первую очередь следует различать ме-таллы, стоящие в ряду напряжения до и после водорода, что определяет их восстановительную активность и условия растворения в кислотах и щелочах.

Be + 2H2O = Be(OH)2 + H2;

Fe + 2HCl = FeCl2 + H2;

2Al + 2NaOH + 6H2O = 2Na[Al(OH)4] + 3H2; до водорода;

Ag + 2HNO3 (конц.) = AgNO3 + NO2 + H2O;

Au + HNO3 + 4HCl = H[AuCl4] + NO + 2H2O;

Pt + 2NaOH + 2NaNO3 = Na2PtO3 + 2NaNO2 + H2O; после водорода.

Для большинства амфотерных металлов характерны несколько степе-ней окисления, причём в низших степенях окисления проявляются основные свойства, в высших – кислотные, а в промежуточных – амфотерные. Низшие степени окисления стабилизируются в кислой среде, а высшие – в щелочной:

Cr + 2HCl = CrCl2 + H2;

Cr + 3NaClO + 2NaOH = Na2CrO4 + 3NaCl + H2O.

Низшие оксиды и гидроксиды этих металлов, проявляя основные свой-ства, взаимодействуют с кислотными оксидами и кислотами, а высшие окси-ды и гидроксиды (кислоты) – с основными оксидами и щелочами. Оксиды и гидроксиды в промежуточных степенях окисления имеют ярко выраженную амфотерность:

Cr2O3 + 2NaOH = 2NaCrO2 + H2O;

Cr2O3 + 6HNO3 = 2Cr(NO3)3 + 3H2O.

Большинство соединений, содержащих амфотерные металлы в высшей степени окисления, являются сильными окислителями (KMnO4; K2Cr2O7; NaBiO3; PbO2 и др.). У р-элементов в этом случае наибольшая активность наблюдается для металлов шестого периода, а у d-элементов – для металлов четвёртого периода.

Таким образом, в главных подгруппах сверху вниз возрастает склон-ность к низшим степеням окисления, а, значит, усиливаются основные и вос-становительные свойства. В побочных подгруппах стабилизируется высшая степень окисления, а, значит, возрастают кислотные свойства и ослабевает восстановительная активность.

Общие способы получения металлов

1. Реакциями восстановления из оксидов и солей:

Fe2O3 + 3CO = 2Fe + 3CO2;

3NiO + 2Al = Al2O3 + 3Ni;

CuO + H2 = Cu + H2O;

CuSO4 + Fe = Cu + FeSO4.

2. Реакциями разложения различных соединений:

TiI4 = Ti + 2I2;

Cr(CO)6 = Cr + 6CO;

BaO2 = Ba + O2.

 

Контрольные вопросы

1. Как расположены металлы в Периодической системе? Как меняются их свойства в периодах и группах?

2. Напишите электронные формулы для атомов натрия, кальция, хрома, свинца, железа. Укажите степени окисления, характерные для них в соеди-нениях.

3. Приведите примеры реакций получения металлов.

4. Как меняется потенциал ионизации и сродство к электрону в ряду s-элементов I группы, р-элементов III группы?

5. Какими химическими свойствами обладают металлы? Приведите примеры реакций.

6. Какие состояния окисления играют более важную роль у амфотер-ных металлов одной группы с увеличением порядкового номера?

7. Составьте уравнения реакций получения NaOH из Na2CO3 и NaCl.

8. Какую реакцию на лакмус и почему имеют растворы солей: KNO3, K3PO4, AgNO3, CuSO4, NaHS?

9. Осуществите следующие превращения: нитрат кадмия – оксид кадмия - кадмий – хлорид кадмия – гидроксид кадмия – гексаамминкадмия (2+) гидроксид.

10. Как устраняется временная и постоянная жесткость воды?

 

 

9.4 Лабораторные работы

 

1. Неметаллы

Окислительные свойства хлорной воды

К раствору синего лакмуса прилить равный объём хлорной воды и наб-людать переход синей окраски в красную, а затем исчезновение окраски. Объяснить наблюдаемые изменения. Чем отличается обесцвечивание красок хлором от обесцвечивания сернистым газом?

Извлечение брома растворителями

Налить в пробирку 3-4 мл бромной воды, 1 мл хлороформа и смесь сильно взболтать. В какой цвет окрашивается хлороформ?

Получение и окислительные свойства брома:

а) к 2 мл раствора бромида калия прибавить равный объем хлорной воды. В какой цвет окрашивается раствор? Прилить 1 мл хлороформа и взболтать. По данным опыта составить уравнения реакции.

б) к бромной воде прибавить щепотку порошка металлического маг-ния, цинка или алюминия и наблюдать обесцвечивание раствора. Составить уравнения реакции.

Растворимость йода

В пробирку с 2-3 мл воды опустить кристаллик йода и содержимое пробирки сильно взболтать. Происходит ли заметное растворение йода в воде? Добавить туда же небольшой кристаллик КI и через минуту взболтать раствор. Чем объясняется повышенная растворимость йода в растворе йодида калия?

Возгонка йода

В сухой стеклянный стакан (без носика) бросить 5-10 мл кристалликов йода и поставить его на асбестовую сетку, находящуюся на конце штатива. Сверху на стакан поставить круглодонную колбу с водой. Осторожно нагре-вать стакан небольшим пламенем. Вскоре весь стакан заполнится фиоле-товыми парами йода, а на стенках колбы осядут мелкие кристаллики субли-мированного йода, с течением времени укрупняющиеся в гроздья сросшихся кристаллов. Кристаллики йода со дна колбы сбросить стеклянной палочкой в склянку с притертой пробкой.

1 штатив; 2 держатель; 3 колба с водой для охлаждения; 4 стакан с кристаллическим йодом; 5 газовая горелка

Прибор для возгонки йода

 

Сера

Восстановительные свойства серы

Налить в пробирку 2-3 мл концентрированной азотной кислоты, всы-пать немного порошка серы и нагревать смесь до кипения. К оставшемуся раствору прибавить раствор хлорида бария. На наличие какого иона указы-вает образование белого осадка? Составьте уравнение реакции окисления серы азотной кислотой.

Восстановительные свойства тиосульфата

К 2-3 мл раствора тиосульфата натрия прилить 1 мл раствора крахмала и приливать по каплям раствор йода. Почему не получается синего окраши-вания? Составьте уравнения реакции между тиосульфатом йода и йодом. К 2 мл раствора тиосульфата прибавить хлорную воду. Что наблюдается? Сос-тавьте уравнения реакции. Докажите, что в растворе имеются ионы SO42-, по-лучающиеся при окислении ионов S2O32-.

Окислительные свойства серной кислоты

Испытать действие разбавленной серной кислоты на металлический цинк и концентрированной серной кислоты на металлическую медь при на-гревании. Как определить продукты восстановления серной кислоты? Сос-тавьте уравнения реакций.

Обугливание органических веществ серной кислотой

Стеклянной палочкой, смоченной концентрированной H2SO4, написать что-нибудь на бумаге. Бумагу слегка прогреть, держа её высоко над пламе-нем. Что наблюдается? Дать объяснение. На кусочек ткани нанести стеклян-ной палочкой каплю концентрированной H2SO4. Через некоторое время ис-пытать ткань на прочность.

Азот и фосфор

Превращение красного фосфора в белый

В сухую пробирку поместить несколько крупинок красного фосфора, закрыть ватным тампоном и осторожно нагревать на слабом пламени. Наб-людать кристаллизацию вещества на холодных стенках пробирки и описать процесс, лежащий в основе опыта.

Равновесие в растворе аммиака

Отобрать пипеткой 2 мл концентрированного аммиака и разбавить во-дой, содержащей 3-4 капли раствора фенолфталеина, до 50 мл. Разлить окра-шенный раствор в три колбы. Одну поставить на печку кипятить раствор, а в другую высыпать щепотку твердого хлорида аммония и взболтать. Сравнить окраску во всех трех колбах и описать равновесия и смещение равновесия в растворе аммиака.

Образование солей аммония

Стеклянную палочку смочить концентрированной соляной кислотой и поднести к склянке с концентрированным раствором аммиака. Описать наб-людаемые изменения и составить уравнение реакции.

Получение аммиакатов

В двух пробирках получить осадки гидроксидов цинка и никеля и при-лить к ним раствор аммиака. Описать происходящие изменения и составить уравнения реакций.

Окислительные свойства азотной кислоты

В 5 мл дистиллированной воды растворить 3-4 кристалла свежепере-кристаллизованной соли железа (II). Раствор разлить поровну в две пробир-ки. В одну из них добавить 5 капель концентрированной азотной кислоты и кипятить 2-3 мин. После охлаждения прилить в обе пробирки по несколько капель раствора роданида калия и наблюдать за изменением окраски.

Образование азотной кислоты и ее разложение

К 3-4 мл концентрированного раствора NaNO2 прилить разбавленную серную кислоту. Наблюдать изменение окраски раствора (на фоне белой бу-маги) и записать уравнения реакций.

Реакция открытия азотной кислоты

Налить в пробирку 1 мл насыщенного раствора сульфата железа (II),

3 мл концентрированной серной кислоты, охладить смесь. Наклонив пробир-ку, осторожно влить по стенке 1-2 мл раствора азотной кислоты (1:1). В месте соприкосновения двух жидкостей образуется бурое кольцо [Fe(NO)]SO4. Записать уравнение реакции в две стадии: восстановление азотной кислоты до оксида азота (II) и образование комплексного соединения.

2. Металлы

Восстановительные свойства меди:

а) опыт проводить под тягой! Испытать действие разбавленной и концентрированной серной и азотной кислот на металлическую медь на холоде и при нагревании. Записать уравнения проведенных реакций;

б) взять щипцами кусочек медной проволоки и прокалить в муфельной печи. Записать уравнение реакции.

Гидролиз солей меди и серебра:

а) испытать лакмусовой бумагой растворы солей меди (II) и серебра. Отметить и записать уравнения реакций гидролиза;

б) к концентрированному раствору сульфата меди прилить насыщенный раствор соды. Описать реакцию взаимного гидролиза, учитывая, что осаждается основной карбонат меди.

Окислительные свойства иона Си2+

К раствору сульфата меди (II) добавить раствор йодида калия. При этом образуется белый осадок Cu2J2 и наблюдается пожелтение раствора. Составьте уравнение реакции.

Окрашивание пламени солями меди

Нихромовую проволоку окунуть в раствор хлорида меди (II) и внести в пламя горелки. Фиксировать окрашивание пламени.

Восстановительные свойства цинка

В трёх отдельных пробирках изучить действие воды, соляной кислоты и концентрированного раствора щелочи на металлический цинк. Записать уравнения реакций и предсказать отношение кадмия к этим же реактивам.

Получение гидроксидов

К растворам солей ZnCl2, CdCl2, Hg(NO3)2, Hg2(NO3)2 прибавить по нес-колько капель раствора щелочи и записать уравнения реакции. Затем ко всем осадкам прилить избыток щелочи, зафиксировать различия в поведении гид-роксидов цинка, кадмия и ртути.

 


Дата добавления: 2014-11-13; просмотров: 37; Нарушение авторских прав







lektsii.com - Лекции.Ком - 2014-2021 год. (0.112 сек.) Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав
Главная страница Случайная страница Контакты