Студопедия

КАТЕГОРИИ:

АвтомобилиАстрономияБиологияГеографияДом и садДругие языкиДругоеИнформатикаИсторияКультураЛитератураЛогикаМатематикаМедицинаМеталлургияМеханикаОбразованиеОхрана трудаПедагогикаПолитикаПравоПсихологияРелигияРиторикаСоциологияСпортСтроительствоТехнологияТуризмФизикаФилософияФинансыХимияЧерчениеЭкологияЭкономикаЭлектроника



Теоретические основы. К металлам относятся химические элементы с небольшим числом электронов (13) на наружном энергетическом уровне их атомов




Читайте также:
  1. I. Основы колориметрии
  2. I. Теоретические сведения.
  3. I. Теоретические сведения.
  4. I. Теоретические сведения.
  5. I. Теоретические сведения.
  6. I. Теоретические сведения.
  7. I. Теоретические сведения.
  8. I. Теоретические сведения.
  9. I. Теоретические сведения.
  10. I. Теоретические сведения.

К металлам относятся химические элементы с небольшим числом электронов (1...3) на наружном энергетическом уровне их атомов. Эти внешние электроны относительно слабо удерживаются ядром атома. Типичными металлами является большинство s-элементов (щелочные и щелочно-земельные металлы), атомы которых легко теряют валентные электроны, что отражается в низких значениях их электроотрицательности (см. приложение 1). Алюминий, галлий, бериллий, германий, олово, свинец и сурьма, как р-элементы проявляют уже амфотерные (т.е. металлические и неметаллические) свойства. В периодах, начиная с 3-его, между s-элементами и перечисленными амфотерными элементами располагаются d-элементы, для которых более характерны металлические, чем неметаллические свойства. В периодах с увеличением порядкового номера элемента, металлические свойства ослабевают, в группах, напротив, усиливаются. Если рассматривать только главные подгруппы, граница между металлами и неметаллами проходит примерно по диагонали В ¾ At. Побочные подгруппы включают только металлы.

В окислительно-восстановительных реакциях металлы выступают в роли восстановителей: Мео - n ® Men+.

Неметаллические простые вещества часто проявляют окислительно-восстановительную двойственность, т.е. в зависимости от условий, могут отдавать или принимать электроны, повышая или понижая степень окисления. Например:

S2- S0 S+4 S+6

 
 


восстановление окисление

 

Для металлов характерны реакции с окислителями-неметаллами:

Mn + Cl2 ® MnCl2

3Mg + N2 ® Mg3N2

2Zn + O2 ® 2ZnO

Fe + S ® FeS

Неметаллы взаимодействуют как с окислителями, так и с восстановителями: S + O2 ® SO2 (S - восстановитель)

S + Н2 ® Н2S (S - окислитель)

Взаимодействие металлов с водой, кислотами и щелочами протекает по-разному, в зависимости от активности металлов и их свойств, определяемых положением в периодической системе.

Высокоактивные металлы (щелочные и щелочно-земельные) разлагают воду с вытеснением водорода и образованием гидроксидов:

2Na + 2H2O ® 2NaOH + H2­

 

С растворами щелочей могут реагировать металлы, дающие амфотерные оксиды:

Zn + 2NaOH + 2H2O ® Na2[Zn (OH)4] + H2­

С кислотами металлы реагируют различно в зависимости от активности самого металла и окислительных свойств кислоты.



Металлы, имеющие отрицательные значения стандартных электродных потенциалов (jо ≤ 0 В), могут вытеснять водород из растворов галогеноводородных и серной кислот.

Cr + 2HCl ® CrCl2 + H2­

Mn + H2SO4 ® MnSO4 + H2­

Концентрированная серная кислота при взаимодействии с металлами может восстанавливаться до S0, S2- или до S+4:

4Zn + 5H2SO4 ® 4ZnSO4 + H2S + 4H2O

Концентрированная серная кислота может при нагревании окислять металлы, которые в электрохимическом ряду, напряжений, находятся после водорода:

Сu + 2H2SO4 CuSO4 + SO2 + 2H2O

Азотная кислота является сильнейшим окислителем и при взаимодействии с металлами может восстанавливаться до солей аммония и оксидов азота (N2O , NO , NO2) в зависимости от активности металла и концентрации кислоты.

 

4Zn + 10HNO3 разб ® 4Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O

4Zn + 10HNO3 конц ® 4Zn(NO3)2 + N2O + 5H2O

2Cu + 8HNO3 разб ® 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O

Cu + 4HNO3 конц ® Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O

 

Окислительную способность азотной кислоты можно усилить, добавив к ней соляной кислоты («царская водка») или HF. Эти смеси растворяют самые пассивные металлы (Au, Pt).



Оксиды неметаллов имеют кислотный характер, а соответствующие им гидроксиды являются кислотами. Например, N2O5 - оксид азота (V), ему соответствует азотная кислота HNO3: N2O5 + H2O ® 2HNO3

Оксиды и гидроксиды металлов могут быть основными (ВаО, K2O), амфотерными (ZnO, Al2O3) и кислотными (CrO3 , Mn2O7).

Способность гидроксидов диссоциировать по кислотному типу тем больше, чем больше степень окисления атома металла и чем меньше его радиус. Поэтому в периоде с увеличением порядкового номера элемента усиливаются кислотные свойства соединений и ослабевают основные. Например:

 

NaOH, Mg(OH)2 - основания

Al(OH)3 - амфотерный гидроксид

H2SiO3, H3PO4, H2SO4, HClO4 - кислоты.

 

В группе с ростом порядкового номера элемента для однотипно построенных гидроксидов кислотные свойства ослабевают, основные - усиливаются.

 

Например:

HNO3, H3PO4 - кислоты

As(OH)3, Sb(OH)3 - амфотерные гидроксиды

Bi(OH)3 - основание.

 

Если один и тот же элемент в разных степенях окисления образует несколько оксидов и гидроксидов, то кислотные свойства усиливаются с увеличением степени окисления. Например:

Cr+2(OH)2 Cr+3(OH)3 H2Cr+6O4

основание амфотерный гидроксид кислота

 

Соединения основного характера взаимодействуют с веществами кислотного характера с образованием солей. Амфотерные соединения могут реагировать как с кислотными, так и с основными.

Так, основные оксиды способны взаимодействовать с образованием солей:

а)с амфотерными оксидами: Na2O + BeO Na2BeO2 (1);

б)с кислотными оксидами: CaO + CO2 ® CaCO3 (2);



в)с кислотами: CuO + 2HCl ® CuCl2 + H2O (3);

г)с амфотерными гидроксидами:

Na2O + Zn(OH)2 ® Na2ZnO2 + H2O (4);

Характерными свойствами кислотных оксидов является их реакции:

а)с амфотерными и основными оксидами:

SiO2 + BeO BeSiO3 (5);

б)с основными гидроксидами:

SO2 + 2КОН ® К2SO3 + H2O (6);

в)с амфотерными гидроксидами:

3SO3 + 2Al(ОН)3 ® Al2(SO4)3 + 3H2O (7).

Амфотерные оксиды могут взаимодействовать как с кислотами, так и с основаниями, образуя при этом соли. Например, оксид цинка в реакции:

ZnO + 2KOH ® K2ZnO2 + H2O (8)

проявляет свойства кислотного оксида, а в реакции

ZnO + Н2SO4 ® ZnSO4 + H2O (9)

- свойства основного оксида.

Многие оксиды растворяются в воде с образованием соответствующих кислот и щелочей:

SO3 + H2O ® Н2SO4 (10),

K2O + H2O ® 2KOH (11).

В реакции (11) вступают только оксиды щелочных и щелочноземельных металлов.

К важнейшим химическим свойствами оснований относится их способность взаимодействовать с образованием солей:

а)с кислотами:

Cu(OH)2 + 2HNO3 ® Cu(NO3)2 + H2O (12);

б)с амфотерными гидроксидами:

2NaOH + Zn(OH)2 ® Na2ZnO2 + 2H2O (13);

а также с кислотными и амфотерными оксидами (реакции 6 и 8, соответственно).

Амфотерные гидроксиды могут взаимодействовать не только с основаниями, но и с кислотами:

Al(OH)3 + 3HCl ® AlCl3 + 3H2O (14).

Помимо перечисленных выше реакций, соли можно получить также следующими способами:

а)взаимодействие гидроксида (щёлочи) с солью:

2KOH + FeSO4 ® Fe(OH)2 + K2SO4 (15);

б)взаимодействие кислоты с солью:

HCl + AgNO3 ® AgCl + HNO3 (16);

в)взаимодействие соли с солью:

BaCl2 + K2SO4 ® BaSO4 + 2KCl (17).

Реакции в растворах электролитов (15, 16, 17) происходят в тех случаях, когда в числе продуктов есть слабый электролит, труднорастворимое или газообразное соединение.

За исключением солей, образованных сильными основаниями и сильными кислотами. Все соли при растворении подвергаются гидролизу:

Na2S + H2O ® NaHS + NaOH (18a)

CuCl2 + H2O ® CuOHCl + HCl (18б)

Подробнее о гидролизе солей см. [1], c.234 - 238.

 

С химическими свойствами соединений отдельных классов удобно знакомиться, используя таблицу 7. Приведённые в ней цифры означают возможность взаимодействия и соответствуют номеру описанных в тексте химических реакций.

 

Т а б л и ц а 7

Химические свойства неорганических соединений

Классы неоргани-ческих соединений Оксиды ос- амфо кис- нов- тер- лот- ные ные ные Ос- но- ва- ния Амфо- терные гидро- ксиды Кис- ло- ты Во- да Со- ли
Оксиды: основные амфотерные кислотные   Основания Амфотерные гидроксиды Кислоты Вода Соли     - 1 2 1 - 5 2 5 -   - 8 6   4 - 7 3 9 - 11 - 10 - - -   -   -   -   -     - - -   -     - -     - 10   -   - - - 18   - - -     - 16 18 -  

 


Дата добавления: 2015-01-01; просмотров: 19; Нарушение авторских прав







lektsii.com - Лекции.Ком - 2014-2021 год. (0.02 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