Характерные химические свойства простых веществ. Химия подготовка к зно и дпа комплексное издание. III. Взаимодействие металлов с водой

Неорганические вещества бывают простыми и сложными. Простые вещества делятся на металлы (K, Na, Li) и неметаллы (O, Cl, P). Сложные вещества делят на оксиды, гидроксиды (основания), соли и кислоты.

Оксиды

Оксиды - соединения химического элемента (металла или неметалла) с кислородом (степень окисления -2), при этом кислород связан с менее электроотрицательным элементом.

Выделяют:

1. Кислотные оксиды - оксиды, проявляющие кислотные свойства. Образованы неметаллами и кислородом. Примеры: SO3, SO2, CO2, P2O5, N2O5.

2. Амфотерные оксиды - оксиды, которые могут проявлять как основные, так и кислотные свойства (такое свойство называется амфотерность). Примеры: Al2O3, CrO3, ZnO, BeO, PbO.

3. Основные оксиды - оксиды металлов, при этом металлы проявляют степень окисления +1 или +2. Примеры: K2O, MgO, CaO, BaO, Li2O, Na2O.

4. Несолеобразующие оксиды - практически не вступают в реакции, не имеют соответствующих кислот и гидроксидов. Примеры: CO, NO.

Химические свойства основных оксидов

1. Взаимодействие с водой

В реакцию вступают только оксиды щелочных и щелочноземельных металлов, гидроксиды которых образуют растворимое основание

основной оксид + вода → щелочь

K2O + H2O → 2KOH

CaO + H2O → Ca(OH)2

2. Взаимодействие с кислотой

основной оксид + кислота → соль + вода

MgO + H2SO4 → MgSO4 + H2O

Na2O + H2S(изб) → 2NaHS + H2O

MgO(изб) + HCl → Mg(OH)Cl

3. Взаимодействие с кислотными или амфотерными оксидами

основной оксид + кислотный/амфотерный оксид → соль

При этом металл, находящийся в основном оксиде, становится катионом, а кислотный/амфотерный оксид становится анионом (кислотным остатком). Реакции между твердыми оксидами идут при нагревании. Нерастворимые в воде основные оксиды не взаимодействуют с газообразными кислотными оксидами.

BaO + SiO2 (t)→ BaSiO3

K2O + ZnO (t)→ K2ZnO2

FeO + CO2 ≠

4. Взаимодействие с амфотерными гидроксидами

основной оксид + амфотерный гидроксид → соль + вода

Na2O + 2Al(OH)3 (t)→ 2NaAlO2 + 3H2O

5. Разложение при температуре оксидов благородных металлов и ртути

2Ag2O (t)→ 4Ag + O2

2HgO (t)→ 2Hg + O2

6. Взаимодействие с углеродом (С) или водородом (Н2) при высокой температуре.

При восстановлении таким образом оксидов щелочных, щелочноземельных металлов и алюминия выделяется не сам металл, а его карбид.

FeO + C (t)→ Fe + CO

3Fe2O3 + C (t)→ 2Fe3O4 + CO

CaO + 3C (t)→ CaC2 + CO

CaO + 2H2 (t)→ CaH2 + H2O

7. Активные металлы восстанавливают менее активные из их оксидов при высокой температуре

CuO + Zn (t)→ ZnO + Cu

8. Кислород окисляет низшие оксиды в высшие.

Оксиды щелочных и щелочноземельных металлов переходят в пероксиды

4FeO + O2 (t)→ 2Fe2O3

2BaO + O2 (t)→ 2BaO2

2NaO + O2 (t)→ 2Na2O2

Химические свойства кислотных оксидов

1. Взаимодействие с водой

кислотный оксид + вода → кислота

SO3+ H2O → H2SO4

SiO2 + H2O ≠

У некоторых оксидов нет соответствующих кислот, в таком случае происходит реакция диспропорционирования

2NO2 + H2O → HNO3 + HNO2

3NO2 + H2O (t)→ 2HNO3 + NO

2ClO2 + H2O → HClO3 + HClO2

6ClO2 + 3H2O (t)→ 5HClO3 + HCl

В зависимости от количества присоединенных к P2O5 молекул воды образуются три разных кислоты - метафосфорная НРО3, пирофосфорная Н4Р2О7 или ортофосфорная Н3РО4.

P2O5 + H2O → 2HPO3

P2O5 + 2H2O → H4P2O7

P2O5 + 3H2O → 2H3PO4

Оксид хрома соответствует двум кислотам - хромовой H2CrO4 и дихромовой H2Cr2O7(III)

CrO3 + H2O → H2CrO4

2CrO3 + H2O → H2Cr2O7

2. Взаимодействие с основаниями

кислотный оксид + основание → соль + вода

Нерастворимые кислотные оксиды реагируют только при сплавлении, а растворимые - в обычных условиях.

SiO2 + 2NaOH (t)→ Na2SiO3 + H2O

При избытке оксида образуется кислая соль.

CO2(изб) + NaOH → NaHCO3

P2O5(изб) + 2Ca(OH)2 → 2CaHPO4 + H2O

P2O5(изб) + Ca(OH)2 + H2O → Ca(H2PO4)2

При избытке основания образуется основная соль

CO2 + 2Mg(OH)2(изб) → (MgOH)2CO3 + H2O

Оксиды, которые не имеют соответствующих кислот, вступают в реакцию диспропорционирования и образуют при этом две соли.

2NO2 + 2NaOH → NaNO3 + NaNO2 + H2O

2ClO2 + 2NaOH → NaClO3 + NaClO2 + H2O

CO2 реагирует с некоторыми амфотерными гидроксидами (Be(OH)2, Zn(OH)2, Pb(OH)2, Cu(OH)2), при этом образуется основная соль и вода.

CO2 + 2Be(OH)2 → (BeOH)2CO3↓ + H2O

CO2 + 2Cu(OH)2 → (CuOH)2CO3↓ + H2O

3. Взаимодействие с основным или амфотерным оксидом

кислотный оксид + основной/амфотерный оксид → соль

Реакции между твердыми оксидами идут при сплавлении. Амфотерные и нерастворимые в воде основные оксиды взаимодействуют только с твердыми и жидкими кислотными оксидами.

SiO2 + BaO (t)→ BaSiO3

3SO3 + Al2O3 (t)→ Al2(SO4)3

4. Взаимодействие с солью

кислотный нелетучий оксид + соль (t)→ соль + кислотный летучий оксид

SiO2 + CaCO3 (t)→ CaSiO3 + CO2

P2O5 + Na2CO3 → 2Na3PO4 + 2CO2

5. Кислотные оксиды не взаимодействуют с кислотами, но Р2О5 реагирует с безводными кислородсодержащими кислотами.

При этом образуется НРО3 и ангидрид соответствующей кислоты

P2O5 + 2HClO4(безводн) → Cl2O7 + 2HPO3

P2O5 + 2HNO3(безводн) → N2O5 + 2HPO3

6. Вступают в окислительно-восстановительные реакции.

1. Восстановление

При высокой температуре некоторые неметаллы могут восстанавливать оксиды.

CO2 + C (t)→ 2CO

SO3 + C → SO2 + CO

H2O + C (t)→ H2 + CO

Для восстановления неметаллов из их оксидов часто используют магнийтермию.

CO2 + 2Mg → C + 2MgO

SiO2 + 2Mg (t)→ Si + 2MgO

N2O + Mg (t)→ N2 + MgO

2. Низшие оксиды превращаются в высшие при взаимодействии с озоном (или кислородом) при высокой температуре в присутствии катализатора

NO + O3 → NO2 + O2

SO2 + O3 → SO3 + O2

2NO2 + O3 → N2O5 + O2

2CO + O2 (t)→ 2CO2

2SO2 + O2 (t, kat)→ 2SO3

P2O3 + O2 (t)→ P2O5

2NO + O2 (t)→ 2NO2

2N2O3 + O2 (t)→ 2N2O4

3. Оксиды вступают и в другие окислительно-восстановительные реакции

SO2 + NO2 → NO + SO3 4NO2 + O2 + 2H2O → 4HNO3

2SO2 + 2NO → N2 + 2SO3 2N2O5 → 4NO2 + O2

SO2 + 2H2S → 3S↓ + 2H2O 2NO2 (t)→ 2NO + O2

2SO2 + O2 + 2H2O → 2H2SO4 3N2O + 2NH3 → 4N2 + 3H2O

2CO2 + 2Na2O2 → 2Na2CO3 + O2 10NO2 +8P → 5N2 + 4P2O5

N2O + 2Cu (t)→ N2 + Cu2O

2NO + 4Cu (t)→ N2 + 2Cu2O

N2O3 + 3Cu (t)→ N2 + 3CuO

2NO2 + 4Cu (t)→ N2 + 4CuO

N2O5 + 5Cu (t)→ N2 + 5CuO

Химические свойства амфотерных оксидов

1. Не взаимодействуют с водой

амфотерный оксид + вода ≠

2. Взаимодействие с кислотами

амфотерный оксид + кислота → соль + вода

Al2O3 + 3H2SO4 → Al2(SO4)3 + 3H2O

При избытке многоосновной кислоты образуется кислая соль

Al2O3 + 6H3PO4(изб) → 2Al(H2PO4)3 + 3H2O

При избытке оксида образуется основная соль

ZnO(изб) + HCl → Zn(OH)Cl

Двойные оксиды образуют две соли

Fe3O4 + 8HCl → FeCl2 + 2FeCl3 + 4H2O

3. Взаимодействие с кислотным оксидом

амфотерный оксид + кислотный оксид → соль

Al2O3 + 3SO3 → Al2(SO4)3

4. Взаимодействие с щелочью

амфотерный оксид + щелочь → соль + вода

При сплавлении образуется средняя соль и вода, а в растворе - комплексная соль

ZnO + 2NaOH(тв) (t)→ Na2ZnO2 + H2O

ZnO + 2NaOH + H2O → Na2

5. Взаимодействие с основным оксидом

амфотерный оксид + основной оксид (t)→ соль

ZnO + K2O (t)→ K2ZnO2

6. Взаимодействие с солями

амфотерный оксид + соль (t)→ соль + летучий кислотный оксид

Амфотерные оксиды вытесняют при сплавлении летучие кислотные оксиды из их солей

Al2O3 + K2CO3 (t)→ KAlO2 + CO2

Fe2O3 + Na2CO3 (t)→ 2NaFeO2 + CO2

Химические свойства оснований

Основания - вещества, в состав которых входит катион металла и гидроксид-анион. Основания бывают растворимыми (щелочи - NaOH, KOH, Ba(OH)2) и нерастворимыми (Al2O3, Mg(OH)2).

1. Растворимое основание + индикатор → изменение цвета

При добавлении индикатора в раствор основания его цвет меняется:

Бесцветный фенолфталеин - малиновый

Фиолетовый лакмус - синий

Метилоранж - желтый

2. Взаимодействие с кислотой (реакция нейтрализации)

основание + кислота → соль + вода

По реакции могут быть получены средние, кислые или основные соли. При избытке многоосновной кислоты образуется кислая соль, при избытке многокислотного основания - основная соль.

Mg(OH)2 + H2SO4 → MGSO4 + 2H2O

Mg(OH)2 + 2H2SO4 → MG(HSO4)2 + 2H2O

2Mg(OH)2 + H2SO4 → (MgOH)2SO4 + 2H2O

3. Взаимодействие с кислотными оксидами

основание + кислотный оксид → соль + вода

6NH4OH + P2O5 → 2(NH4)3PO4 + 3H2O

4. Взаимодействие щелочи с амфотерным гидроксидом

щелочь + амфотерный гидроксид → соль + вода

В данной реакции амфотерный гидроксид проявляет кислотные свойства. При реакции в расплаве получается средняя соль и вода, а в растворе - комплексная соль. Гидроксиды железа (III) и хрома (III) растворяются только в концентрированных растворах щелочей.

2KOH(тв) + Zn(OH)2 (t)→ K2ZnO2 + 2H2O

KOH + Al(OH)3 → K

3NaOH(конц) + Fe(OH)3 → Na3

5. Взаимодействие с амфотерным оксидом

щелочь + амфотерный оксид → соль + вода

2NaOH(тв) + Al2O3 (t)→ 2NaAlO2 + H2O

6NaOH + Al2O3 + 3H2O → 2Na3

6. Взаимодействие с солью

Между основанием и солью происходит реакция ионного обмена. Она идет только при выпадении осадка или при выделении газа (при образовании NH4OH).

А. Взаимодействие растворимого основания и растворимой кислой соли

растворимое основание + растворимая кислая соль → средняя соль + вода

Если соль и основание образованы разными катионами, то образуются две средние соли. В случае кислых солей аммония избыток щелочи приводит к образованию гидроксида аммония.

Ba(OH)2 + Ba(HCO3)2 → 2BaCO3↓ + 2H2O

2NaOH(изб) + NH4HS → Na2S + NH4OH + H2O

Б. Взаимодействие растворимого основания с растворимой средней или основной солью.

Возможно несколько вариантов развития событий

растворимое основание + растворимая средняя/основная соль → нерастворимая соль↓ + основание

→ соль + нерастворимое основание↓

→ соль + слабый электролит NH4OH

→ реакция не идет

Реакции идут между растворимыми основаниями и средней солью только в том случае, если в результате образуется нерастворимая соль, или нерастворимое основание, или слабый электролит NH4OH

NaOH + KCl ≠ реакция не идет

Если исходная соль образована многокислотным основанием, при недостатке щелочи образуется основная соль

При действии щелочей на соли серебра и ртути (II) выделяются не их гидроксиды, которые растворяются при 25С, а нерастворимые оксиды Ag2O и HgO.

7. Разложение при температуре

основный гидроксид (t)→ оксид + вода

Ca(OH)2 (t)→ CaO + H2O

NaOH (t)≠

Некоторые основания (AgOH, Hg(OH)2 и NH4OH) разлагаются даже при комнатной температуре

LiOH (t)→ Li2O + H2O

NH4OH (25C)→ NH3 + H2O

8. Взаимодействие щелочи и переходного металла

щелочь + переходный металл → соль + Н2

2Al + 2KOH + 6H2O → 2K +3H2

Zn + 2NaOH(тв) (t)→ Na2ZnO2 + H2

Zn + 2NaOH + 2H2O → Na2 + H2

9. Взаимодействие с неметаллами

Щелочи взаимодействуют с некоторыми неметаллами - Si, S, P, F2, Cl2, Br2, I2. При этом часто в результате диспропорционирования образуются две соли.

Si + 2KOH + H2O → K2SiO3 + 2H2

3S + 6KOH (t)→ 2K2S + K2SO3 + 3H2O

Cl2 +2KOH(конц) → KCl + KClO + H2O (для Br, I)

3Cl2 + 6KOH(конц) (t)→ 5KCl + KClO3 +3H2O (для Br, I)

Cl2 + Ca(OH)2 → CaOCl2 + H2O

4F2 + 6NaOH(разб) → 6NaF + OF2 + O2 + 3H2O

4P + 3NaOH + 3H2O → 3NaH2PO2 + PH3

Гидроксиды, обладающие восстановительными свойствами, способны окисляться кислородом

4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O → 4Fe(OH)3 (=Cr)

Химические свойства кислот

1. Изменение цвета индикатора

растворимая кислота + индикатор → изменение цвета

Фиолетовый лакмус и метилоранж окрашиваются в красный, фенолфталеин становится прозрачным

2. Взаимодействие с основаниями (реакция нейтрализации)

кислота + основание → соль + вода

H2SO4 + Mg(OH)2 → MgSO4 + 2H2O

3. Взаимодействие с основным оксидом

кислота + основный оксид → соль + вода

2HCl + CuO → CuCl2 + H2O

4. Взаимодействие с амфотерными гидроксидами с образованием средних, кислых или основных солей

кислота + амфотерный гидроксид → соль + вода

2HCl + Be(OH)2 → BeCl2 + 2H2O

H3PO4() + Zn(OH)2 → ZNHPO4 + 2H2O

HCl + Al(OH)3() → Al(OH)2Cl + H2O

5. Взаимодействие с амфотерными оксидами

кислота + амфотерный оксид → соль + вода

H2SO4 + ZnO → ZnSO4 + H2O

6. Взаимодействие с солями

Общая схема реакции: кислота + соль → соль + кислота

Происходит реакция ионного обмена, которая идет до конца только в случае образования газа или выпадения осадка.

Например: HCl + AgNO3 → AgCl↓ + HNO3

2HBr + K2SiO3 → 2KBr + H2SiO3↓

А. Взаимодействие с солью более летучей или слабой кислоты с образованием газа

HCl + NaHS → NaCl + H2S

Б. Взаимодействие сильной кислоты и соли сильной или средней кислоты с образованием нерастворимой соли

сильная кислота + соль сильной/средней кислоты → нерастворимая соль + кислота

Нелетучая ортофосфорная кислота вытесняет сильные, но летучие соляную и азотную кислоты из их солей при условии образования нерастворимой соли

В. Взаимодействие кислоты с основной солью этой же кислоты

кислота1 + основная соль кислоты1 → средняя соль + вода

HCl + Mg(OH)Cl → MgCl2 + H2O

Г. Взаимодействие многоосновной кислоты с средней или кислой солью этой же кислоты с образованием кислой соли этой же кислоты, содержащей большее число атомов водорода

многоосновная кислота1 + средняя/кислая соль кислоты1 → кислая соль кислоты1

H3PO4 + Ca3(PO4)2 → 3CaHPO4

H3PO4 + CaHPO4 → Ca(H2PO4)2

Д. Взаимодействие сероводородной кислоты с солями Ag, Cu, Pb, Cd, Hg с образованием нерастворимого сульфида

кислота H2S + соль Ag, Cu, Pb, Cd, Hg → Ag2S/CuS/PbS/CdS/HgS↓ + кислота

H2S + CuSO4 → CuS↓ + H2SO4

Е. Взаимодействие кислоты со средней или комплексной солью с амфотерным металлом в анионе

а) в случае недостатка кислоты образуется средняя соль и амфотерный гидроксид

кислота + средняя/комплексная соль в амфотерным металлом в анионе → средняя соль + амфотерный гидроксид

б) в случае избытка кислоты образуются две средние соли и вода

кислота + средняя/комплексная соль с амфотерным металлом в анионе → средняя соль + средняя соль + вода

Ж. В некоторых случаях кислоты с солями вступают в окислительно-восстановительные реакции или реакции комплексообразования:

H2SO4(конц) и I‾/Br‾ (продукты H2S и I2/SO2 и Br2)

H2SO4(конц) и Fe² + (продукты SO2 и Fe³ +)

HNO3 разб/конц и Fe² + (продукты NO/NO2 и Fe³ +)

HNO3 разб/конц и SO3²‾/S²‾ (продукты NO/NO2 и SO4²‾/S или SO4²‾)

HClконц и KMnO4/K2Cr2O7/KClO3 (продукты Cl2 и Mn² + /Cr² + /Cl‾)

3. Взаимодействие концентрированной серной кислоты с твердой солью

Нелетучие кислоты могут вытеснять летучие из их твердых солей

7. Взаимодействие кислоты с металлом

А. Взаимодействие кислоты с металлами, стоящими в ряду до или после водорода

кислота + металл до Н2 → сель металла в минимальной степени окисления + Н2

Fe + H2SO4(разб) → FeSO4 + H2

кислота + металл после Н2 ≠ реакция не идет

Cu + H2SO4(разб) ≠

Б. Взаимодействие концентрированной серной кислоты с металлами

H2SO4(конц) + Au, Pt, Ir, Rh, Ta ≠ реакция не идет

H2SO4(конц) + щелочной/щелочноземельный металл и Mg/Zn → H2S/S/SO2 (в зависимости от условий) + сульфат металла в максимальной степени окисления + Н2О

Zn + 2H2SO4(конц) (t1)→ ZnSO4 + SO2 + 2H2O

3Zn + 4H2SO4(конц) (t2>t1)→ 3ZnSO4 + S↓ + 4H2O

4Zn + 5H2SO4(конц) (t3>t2)→ 4ZnSO4 + H2S + 4H2O

H2SO4(конц) + остальные металлы → SO2 + сульфат металла в максимальной степени окисления + H2O

Cu + 2H2SO4(конц) (t)→ CuSO4 + SO2 + 2H2O

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

В. Взаимодействие концентрированной азотной кислоты с металлами

HNO3(конц) + Au, Pt, Ir, Rh, Ta, Os ≠ реакция не идет

HNO3(конц) + Pt ≠

HNO3(конц) + металл щелочной/щелочноземельный → N2O + нитрат металла в максимальной степени окисления + H2O

4Ba + 10HNO3(конц) → 4Ba(NO3)2 + N2O + 5H2O

HNO3(конц) + остальные металлы при температуре → NO2 + нитрат металла в максbмальной степени окисления + H2O

Ag + 2HNO3(конц) → AgNO3 + NO2 + H2O

С Fe, Co, Ni, Cr и Al взаимодействует только при нагревании, так как при обычных условиях эти металлы азотной кислотой пассивируются - становятся химически стойкими

Г. Взаимодействие разбавленной азотной кислоты с металлами

HNO3(разб) + Au, Pt, Ir, Rh, Ta ≠ реакция не идет

Очень пассивные металлы (Au, Pt) могут быть растворены царской водкой - смесью одного объема концентрированной азотной кислоты с тремя объемами концентрированной соляной кислоты. Окислителем в ней является атомарный хлор, отщепляющийся от хлорида нитрозила, который образуется в результате реакции: HNO3 + 3HCl → 2H2O + NOCl + Cl2

HNO3(разб) + металл щелочной/щелочноземельный → NH3(NH4NO3) + нитрат металла в максимальной степени окисления + H2O

NH3 превращается в NH4NO3 в избытке азотной кислоты

4Ca + 10HNO3(разб) → 4Ca(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O

HNO3(разб) + металл в ряду напряжений до Н2 → NO/N2O/N2/NH3 (в зависимости от условий) + нитрат металла в максимальной степени окисления + Н2О

С остальными металлами, стоящими в ряду напряжений до водорода и неметаллами, HNO3(разб) образует соль, воду и, в основном NO, но, может, в зависимости от условий и N2O, и N2, и NH3/NH4NO3 (чем больше разбавлена кислота, тем ниже степень окисления азота в выделяющемся газообразной продукте)

3Zn + 8HNO3(разб) → 3Zn(NO3)2 + 2NO + 4H2O

4Zn + 10HNO3(разб) → 4Zn(NO3)2 + N2O + 5H2O

5Zn + 12HNO3(разб) → 5Zn(NO3)2 + N2 + 6H2O

4Zn + 10HNO3(оч.разб) → 4Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O

HNO3(разб) + металл после Н2 → NO + нитрат металла в максимальной степени окисления + H2O

С малоактивными металлами, стоящими после Н2, HNO3разб образует соль, воду и NO

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

8. Разложение кислот при температуре

кислота (t)→ оксид + вода

H2CO3 (t)→ CO2 + H2O

H2SO3 (t)→ SO2 + H2O

H2SiO3 (t)→ SiO2 + H2O

2H3PO4 (t)→ H4P2O7 + H2O

H4P2O7 (t)→ 2HPO3 + H2O

4HNO3 (t)→ 4NO2 + O2 + 2H2O

3HNO2 (t)→ HNO3 + 2NO + H2O

2HNO2 (t)→ NO2 + NO + H2O

3HCl (t)→ 2HCl + HClO3

4H3PO3 (t)→ 3H3PO4 + PH3

9. Взаимодействие кислоты с неметаллами (окислительно-восстановительная реакция). При этом неметалл окисляется до соответствующей кислоты, а кислота восстанавливается до газообразного оксида: H2SO4(конц) - до SO2; HNO3(конц) - до NO2; HNO3(разб) - до NO.

S + 2HNO3(разб) → H2SO4 + 2NO

S + 6HNO3(конц) → H2SO4 + 6NO2 + 2H2O

S + 2H2SO4(конц) → 3SO2 + CO2 + 2H2O

C + 2H2SO4(конц) → 2SO2 + CO2 + 2H2O

C + 4HNO3(конц) → 4NO2 + CO2 + 2H2O

P + 5HNO3(разб) + 2H2O → 3H3PO4 + 5NO

P + 5HNO3(конц) → HPO3 + 5NO2 + 2H2O

H2S + Г2 → 2HГ + S↓ (кроме F2)

H2SO3 + Г2 + H2O → 2HГ + H2SO4 (кроме F2)

2H2S(водн) + O2 → 2H2O + 2S↓

2H2S + 3O2 → 2H2O + 2SO2 (горение)

2H2S + O2(недост) → 2H2O + 2S↓

Более активные галогены вытесняют менее активные из кислот НГ (исключение: F2 реагирует с водой, а не с кислотой)

2HBr + Cl2 → 2HCl + Br2↓

2HI + Cl2 → 2HCl + I2↓

2HI + Br2 → 2HBr + I2↓

10. Окислительно-восстановительные реакции между кислотами

H2SO4(конц) 2HBr → Br2↓ + SO2 + 2H2O

H2SO4(конц) + 8HI → 4I2↓ + H2S + 4H2O

H2SO4(конц) + HCl ≠

H2SO4(конц) + H2S → S↓ + SO2 + 2H2O

3H2SO4(конц) + H2S → 4SO2 + 4H2O

H2SO3 + 2H2S → 3S↓ + 3H2O

2HNO3(конц) + H2S → S↓ + 2NO2 + 2H2O

2HNO3(конц) + SO2 → H2SO4 + 2NO2

6HNO3(конц) + HI → HIO3 + 6NO2 + 3H2O

2HNO3(конц) + 6HCl → 3Cl2 + 2NO + 4H2O

Химические свойства амфотерных гидроксидов

1. Взаимодействие с основным оксидом

амфотерный гидроксид + основной оксид → соль + вода

2Al(OH)3 +Na2O (t)→ 2NaAlO2 + 3H2O

2. Взаимодействие с амфотерным или кислотным оксидом

амфотерный гидроксид + амфотерный/кислотный оксид ≠ реакция не идет

Некоторые амфотерные оксиды (Be(OH)2, Zn(OH)2, Pb(OH)2) реагируют с кислотным оксидом СО2 с образованием осадков основных солей и воды

2Be(OH)2 + CO2 → (BeOH)2CO3↓ + H2O

3. Взаимодействие с щелочью

амфотерный гидроксид + щелочь → соль + вода

Zn(OH)2 + 2KOH(тв) (t)→ K2ZnO2 + 2H2O

Zn(OH)2 + 2KOH → K2

4. Не взаимодействуют с нерастворимыми основаниями или амфотерными гидроксидами

амфотерный гидроксид + нерастворимое основание/амфотерный гидроксид ≠ реакция не идет

5. Взаимодействие с кислотами

амфотерный гидроксид + кислота → соль + вода

Al(OH)3 + 3HCl → AlCl3 + 3H2O

6. Не реагируют с солями

амфотерный гидроксид + соль ≠ реакция не идет

7. Не реагируют с металлами/неметаллами (простыми веществами)

амфотерный гидроксид + металл/неметалл ≠ реакция не идет

8. Термическое разложение

амфотерный гидроксид (t)→ амфотерный оксид + вода

2Al(OH)3 (t)→ Al2O3 + 3H2O

Zn(OH)2 (t)→ ZnO + H2O

Общие сведения о солях

Представим, что у нас есть кислота и щелочь, проведем между ними реакцию нейтрализации и получим кислоту и соль.

NaOH + HCl → NaCl (хлорид натрия) + H2O

Получается, что соль состоит из катиона металла и аниона кислотного остатка.

Соли бывают:

1. Кислые (с одним или двумя катионами водорода (то есть имеют кислую (или слабо-кислую) среду) - KHCO3, NaHSO3).

2. Средние (имею катион металла и анион кислотного остатка, среду надо определять при помощи рН-метра - BaSO4, AgNO3).

3. Основные (имеют гидроксид-ион, то есть щелочную (или слабо-щелочную) среду - Cu(OH)Cl, Ca(OH)Br).

Также существуют двойные соли, образующие при диссоциации катионы двух металлов (K).

Соли, за небольшим исключением, являются твердыми кристаллическими веществами с высокими температурами плавления. Большинство солей белого цвета (KNO3, NaCl, BaSO4 и др.). Некоторые соли имеют окраску (K2Cr2O7 - оранжевого цвета, K2CrO4 - желтого, NiSO4 - зеленого, CoCl3 - розового, CuS - черного). По растворимости их можно разделить на растворимые, малорастворимые и практически нерастворимые. Кислые соли, как правило, лучше растворимы в воде, чем соответствующие средние, а основные - хуже.

Химические свойства солей

1. Соль + вода

При растворении многих солей в воде происходит их частичное или полное разложение - гидролиз . Некоторые соли образуют кристаллогидраты. При растворении в воде средних солей, содержащих амфотерный металл в анионе, образуются комплексные соли.

NaCl + H2O → NaOH + HCl

Na2ZnO2 + 2H2O = Na2

2. Соль + Основной оксид ≠ реакция не идет

3. Соль + амфотерный оксид → (t) кислотный летучий оксид + соль

Амфотерные оксиды вытесняют при сплавлении летучие кислотные оксиды из их солей.

Al2O3 +K2CO3 → KAlO2 + CO2

Fe2O3 + Na2CO3 → 2NaFeO2 + CO2

4. Соль + кислотный нелетучий оксид → кислотный летучий оксид + соль

Нелетучие кислотные оксиды вытесняют при сплавлении летучие кислотные оксиды из их солей.

SiO2 + CaCO3 → (t) CaSiO3 + CO2

P2O5 + Na2CO3 → (t) 2Na3PO4 + 3CO2

3SiO2 + Ca3(PO4)2 → (t) 3CaSiO3 + P2O5

5. Соль + основание → основание + соль

Реакции между солями о основаниями являются реакциями ионного обмена. Поэтому в обычных условиях они протекают только в растворах (и соль и основание должны быть растворимыми) и только при условии, что в результате обмена образуется осадок или слабый электролит (Н2О/NH4OH); газообразные продукты в этих реакциях не образуются.

А. Растворимое основание + растворимая кислая соль → средняя соль + вода

Если соль и основание образованные разными катионами, то образуются две средние соли; в случае кислых солей аммония избыток щелочи приводит к образованию гидроксида аммония.

Ba(OH)2 + Ba(HCO3) → 2BaCO3 + 2H2O

2KOH + 2NaHCO3 → Na2CO3 + K2CO3 + 2H2O

2NaOH + 2NH4HS → Na2S + (NH4)2S + 2H2O

2NaOH(изб) + NH4Hs → Na2S + NH4OH + H2O

Б. Растворимое основание + растворимая средняя/основная соль → нерастворимая соль↓ + основание

Растворимое основание + растворимая средняя/основная соль → соль + нерастворимое основание↓

Растворимое основание + растворимая средняя/основная соль → соль + слабый электролит NH4OH

Растворимое основание + растворимая средняя/основная соль → реакция не идет

Реакция между растворимыми основаниями и средней/основной солью идет только в том случае, если в результате обмена ионами образуется нерастворимая соль, или нерастворимое основание, или слабый электролит NH4OH.

Ba(OH)2 + Na2SO4 → BaSO4↓ + 2NaOH

2NH4OH + CuCl2 → 2NH4Cl + Cu(OH)2↓

Ba(OH)2 + NH4Cl → BaCl2 + NH4OH

NaOH + KCl ≠

Если исходная соль образована многокислотным основанием, при недостатке щелочи образуется основная соль.

NaOH(недост) + AlCl3 → Al(OH)Cl2 + NaCl

При действии щелочей на соли серебра и ртути (II) выделяются не AgOH и Hg(OH)2, которые разлагаются при комнатной температуре, а нерастворимые оксиды Ag2O и HgO.

2AgNO3 + 2NaOH → Ag2O↓ 2NaNO3 + H2O

Hg(NO3)2 + 2KOH → HgO↓ + 2KNO3 + H2O

6. Соль + амфотерны гидроксид → реакция не идет

7. Соль + кислота → кислота + соль

В основном. реакции кислот с солями - реакции ионного обмена, поэтому они протекают в растворах и только в том случае, если при этом образуется нерастворимая в кислотах соль или более слабая и летучая кислота.

HCl + AgNO3 → AgCl↓ + HNO3

2HBr + K2SiO3 → 2KBr +H2SiO3↓

2HNO3 + Na2CO3 → 2NaNO3 + H2O + CO2

А. Кислота1 + соль более летучей/слабой кислоты2 → соль кислоты1 + более летучая/слабая кислота2

Кислоты взаимодействуют с растворами солей более слабых или летучих кислот. Независимо от состава соли (средняя, кислая, основная), как правило, образуется средняя соль и более слабая летучая кислота.

2CH3COOH + Na2S → 2CH3COONa + H2S

HCl + NaHS → NaCl + H2S

Б. Сильная кислота + соль сильной/средней кислоты → нерастворимая соль↓ + кислота

Сильные кислоты взаимодействуют с растворами солей других сильных кислот, если при этом образуется нерастворимая соль. Нелетучая Н3РО4 (кислота средней силы) вытесняет сильные, но летучие соляную НСl и азотную HNO3 кислоты из их солей при условии образования нерастворимой соли.

H2SO4 + Ca(NO3)2 → CaSO4↓ + 2HNO3

2H3PO4 + 3CaCl2 → Ca3(PO4)2↓ + 6HCl

H3PO4 + 3AgNO3 → Ag3PO4↓ + 3HNO3

В. Кислота1 + основная соль кислоты1 → средняя соль + вода

При действии кислоты на основную соль этой же кислоты образуется средняя соль и вода.

HCl + Mg(OH)Cl → MgCl2 + H2O

Г. Многоосновная кислота1 + средняя/кислая соль кислоты1 → кислая соль кислоты1

При действии многоосновной кислоты на среднюю соль этой же кислоты образуется кислая соль, а при действии на кислую соль образуется кислая соль, содержащая большее число атомов водорода.

H3PO4 + Ca3(PO4) → 3CaHPO4

H3PO4 + CaHPO4 → Ca(H2PO4)2

CO2 + H2O + CaCO3 → Ca(HCO3)2

Д. Кислота H2S + соль Ag, Cu, Pb, Cd, Hg → Ag2S/CuS/PbS/CdS/HgS↓ + кислота

Слабая и летучая сероводородная кислота H2S вытесняет даже сильные кислоты из растворов солей Ag, Cu, Pb, Cd и Hg, образуя с ними осадки сульфидов, нерастворимые не только в воде, но и в образующейся кислоте.

H2S + CuSO4 → CuS↓ + H2SO4

Е. Кислота + средняя/комплексная соль с амфотерным Ме в анионе → средняя соль + амфотерный гидроксид↓

→ средняя соль + средняя соль + Н2О

При действии кислоты на среднюю или комплексную соль с амфотерным металлом в анионе, соль разрушается и образуется:

а) в случае недостатка кислоты - средняя соль и амфотерный гидроксид

б) в случае избытка кислоты - две средние соли и вода

2HCl(нед) + Na2ZnO2 → 2NaCl + Zn(OH)2↓

2HCl(нед) + Na2 → 2NaCl + Zn(OH)2↓ + 2H2O

4HCl(изб) + Na2ZnO2 → 2NaCl + ZnCl2 + 2H2O

4HCl(изб) + Na2 → 2NaCl + ZnCl2 + 4H2O

Следует иметь ввиду, что в ряде случаев между кислотами и солями протекают ОВР или реакции комплексообразования. Так, в ОВР вступают:

H2SO4 конц. и I‾/Br‾ (продукты H2S и I2/SO2 и Br2)

H2SO4 конц. и Fe² + (продукты SO2 и Fe³ + )

HNO3 разб./конц. и Fe² + (продукты NO/NO2 и Fe 3 + )

HNO3 разб./конц. и SO3²‾/S²‾ (продукты NO/NO2 и сульфат/сера или сульфат)

HCl конц. и KMnO4/K2Cr2O7/KClO3 (продукты хлор (газ) и Mn² + /Cr³ + /Cl‾.

Ж. Реакция протекает без растворителя

Серная кислота конц. + соль (тв.) → соль кислая/средняя + кислая

Нелетучие кислоты могут вытеснять летучие из их сухих солей. Чаще всего используется взаимодействие концентрированной серной кислоты с сухими солями сильных и слабых кислот, при этом образуется кислота и кислая или средняя соль.

H2SO4(конц) + NaCl(тв) → NaHSO4 + HCl

H2SO4(конц) + 2NaCl(тв) → Na2SO4 + 2HCl

H2SO4(конц) + KNO3(тв) → KHSO4 + HNO3

H2SO4(конц) + CaCO3(тв) → CaSO4 + CO2 + H2O

8. Растворимая соль + растворимая соль → нерастворимая соль↓ + соль

Реакции между солями являются реакциями обмена. Поэтому в обычных условиях они протекают только в том случае, если:

а) обе соли растворимы в воде и взяты в виде растворов

б) в результате реакции образуется осадок или слабый электролит (последний - очень редко).

AgNO3 + NaCl → AgCl↓ + NaNO3

Если одна из исходных солей нерастворима, реакция идет лишь тогда, когда в результате ее образуется еще более неарстворимая соль. Критерием "нерастворимости" служит величина ПР (произведение растворимости), однако, поскольку ее изучение выходит за рамки школьного курса, случаи, когда одна из солей-реагентов нерастворима, далее не рассматриваются.

Если в реакции обмена образуется соль, полностью разлагающаяся в результате гидролиза (в таблице растворимости на месте таких солей стоят прочерки), то продуктами реакции становятся продукты гидролиза этой соли.

Al2(SO4)3 + K2S ≠ Al2S3↓ + K2SO4

Al2(SO4)3 + K2S + 6H2O → 2Al(OH)3↓ + 3H2S + K2SO4

FeCl3 + 6KCN → K3 + 3KCl

AgI + 2KCN → K + KI

AgBr + 2Na2S2O3 → Na3 + NaBr

Fe2(SO4)3 + 2KI → 2FeSO4 + I2 + K2SO4

NaCl + NaHSO4 → (t) Na2SO4 + HCl

Средние соли иногда взаимодействуют друг с другом с образованием комплексных солей. Между солями возможны ОВР. Некоторые соли взаимодействуют при сплавлении.

9. Соль менее активного металла + металл более активный → металл менее активный↓ + соль

Более активный металл вытесняет менее активный металл (стоящий правее в ряду напряжения) из раствора его соли, при этом образуется новая соль, а менее активный металл выделяется в свободном виде (оседает на пластинке активного металла). Исключение - щелочные и щелочноземельные металлы в растворе взаимодействуют с водой.

Соли, обладающие окислительными свойствами, в растворе вступают с металлами и в другие окислительно-восстановительные реакции.

FeSO4 + Zn → Fe↓ + ZnSO4

ZnSO4 + Fe ≠

Hg(NO3)2 + Cu → Hg↓ + Cu(NO3)2

2FeCl3 + Fe → 3FeCl2

FeCl3 + Cu → FeCl2 + CuCl2

HgCl2 + Hg → Hg2Cl2

2CrCl3 + Zn → 2CrCl2 + ZnCl2

Металлы могут вытеснять друг друга и из расплавов солей (реакция осуществляется без доступа воздуха). При этом надо помнить, что:

а) при плавлении многие соли разлагаются

б) ряд напряжения металлов определяет относительную активность металлов только в водных растворах (так, например, Аl в водных растворах менее активен, чем щелочноземельные металлы, а в расплавах - более активен)

K + AlCl3(распл) →(t) 3KCl + Al

Mg + BeF2(распл) → (t) MgF2 + Be

2Al + 3CaCl2(распл) → (t) 2AlCl3 + 3Ca

10. Соль + неметалл

Реакции солей с неметаллами немногочисленны. Это окислительно-восстановительные реакции.

5KClO3 + 6P →(t) 5KCl + 3P2O5

2KClO3 + 3S →(t) 2KCl + 2SO2

2KClO3 + 3C →(t) 2KCl + 3CO2

Более активные галогены вытесняют менее активные из растворов солей галогеноводородных кислот. Исключение - молекулярный фтор, который в растворах реагирует не с солью, а с водой.

2FeCl2 + Cl2 →(t) 2FeCl3

2NaNO2 + O2 → 2NaNO3

Na2SO3 + S →(t) Na2S2O3

BaSO4 + 2C →(t) BaS + 2CO2

2KClO3 + Br2 →(t) 2KBrO3 + Cl2 (такая же реакция характерна и для йода)

2KI + Br2 → 2KBr + I2↓

2KBr + Cl2 → 2KCl + Br2↓

2NaI + Cl2 → 2NaCl + I2↓

11. Разложение солей.

Соль →(t) продукты термического разложения

1. Соли азотной кислоты

Продукты термического разложения нитратов зависят от положения катиона металла в ряду напряжений металлов.

MeNO3 → (t) (для Me левее Mg (исключая Li)) MeNO2 + O2

MeNO3 → (t) (для Me от Mg до Cu, а также Li) MeO + NO2 + O2

MeNO3 → (t) (для Me правее Cu) Me + NO2 + O2

(при термическом разложении нитрата железа (II)/хрома (II) образуется оксид железа (III)/ хрома (III).

2. Соли аммония

Все соли аммония при прокаливании разлагаются. Чаще всего при этом выделяется аммиак NH3 и кислота или продукты ее разложения.

NH4Cl →(t) NH3 + HCl (=NH4Br, NH4I, (NH4)2S)

(NH4)3PO4 →(t) 3NH3 + H3PO4

(NH4)2HPO4 →(t) 2NH3 + H3PO4

NH4H2PO4 →(t) NH3 + H3PO4

(NH4)2CO3 →(t) 2NH3 + CO2 + H2O

NH4HCO3 →(t) NH3 + CO2 + H2O

Иногда соли аммония, содержащие анионы - окислители, разлагаются при нагревании с выделением N2, NO или N2O.

(NH4)Cr2O7 →(t) N2 + Cr2O3 + 4H2O

NH4NO3 →(t) N2O + 2H2O

2NH4NO3 →(t) N2 + 2NO + 4H2O

NH4NO2 →(t) N2 + 2H2O

2NH4MnO4 →(t) N2 + 2MnO2 + 4H2O

3. Соли угольной кислоты

Почти все карбонаты разлагаются до оксида металла и СО2. Карбонаты щелочных металлов кроме лития не разлагаются при нагревании. Карбонаты серебра и ртути разлагаются до свободного металла.

MeCO3 →(t) MeO + CO2

2Ag2CO3 →(t) 4Ag + 2CO2 + O2

Все гидрокарбонаты разлагаются до соответствующего карбоната.

MeHCO3 →(t) MeCO3 + CO2 + H2O

4. Соли сернистой кислоты

Сульфиты при нагревании диспропорционируют, образуя сульфид и сульфат. Образующийся при разложении (NH4)2SO3 сульфид (NH4)2S сразу же разлагается на NH3 и H2S.

MeSO3 →(t) MeS + MeSO4

(NH4)2SO3 →(t) 2NH3 + H2S + 3(NH4)2SO4

Гидросульфиты разлагаются до сульфитов, SO2 и H2O.

MeHSO3 →(t) MeSO3 + SO2 +H2O

5. Соли серной кислоты

Многие сульфаты при t > 700-800 С разлагаются до оксида металла и SO3, который при такой температуре разлагается до SO2 и О2. Сульфаты щелочных металлов термостойки. Сульфаты серебра и ртути разлагаются до свободного металла. Гидросульфаты разлагаются сначала до дисульфатов, а затем до сульфатов.

2CaSO4 →(t) 2CaO + 2SO2 + O2

2Fe2(SO4)3 →(t) 2Fe2O3 + 6SO2 + 3O2

2FeSO4 →(t) Fe2O3 + SO3 + SO2

Ag2SO4 →(t) 2Ag + SO2 + O2

MeHSO4 →(t) MeS2O7 + H2O

MeS2O7 →(t) MeSO4 + SO3

6. Комплексные соли

Гидроксокомплексы амфотерных металлов разлагаются в основном на среднюю соль и воду.

K →(t) KAlO2 + 2H2O

Na2 →(t) ZnO + 2NaOH + H2O

7. Основные соли

Многие основные соли при нагревании разлагаются. Основные соли бесислородных кислот разлагаются на воду и оксосоли

Al(OH)2Br →(t) AlOBr + H2O

2AlOHCl2 →(t) Al2OCl4 + H2O

2MgOHCl →(t) Mg2OCl2 + H2O

Основные соли кислородсодержащих кислот разлагаются на оксид металла и продукты термического разложения соответствующей кислоты.

2AlOH(NO3)2 →(t) Al2O3 + NO2 + 3O2 + H2O

(CuOH)2CO3 →(t) 2CuO + H2O + CO2

8. Примеры термического разложения других солей

4K2Cr2O7 →(t) 4K2CrO4 + 2Cr2O3 + 3O2

2KMnO4 →(t) K2MnO4 + MnO2 + O2

KClO4 →(t) KCl + O2

4KClO3 →(t) KCl + 3KClO4

2KClO3 →(t) 2KCl +3O2

2NaHS →(t) Na2S + H2S

2CaHPO4 →(t) Ca2P2O7 + H2O

Ca(H2PO4)2 →(t) Ca(PO3)2 +2H2O

2AgBr →(hν) 2Ag + Br2 (=AgI)

Большая часть представленного материала взята из пособия Дерябиной Н.Е. "Химия. Основные классы неорганических веществ". ИПО "У Никитских ворот" Москва 2011.

Бог дал человеку железо, а черт подсунул ржавчину.

Поговорка

Изменение свойств в декадах. Поскольку для d-элементов характерныположительные ст.ок., то в виде простых веществ они проявляют восстановительные свойства, которые в водных растворах характеризуются значением редокс-потенциалом E . 0 В декадах слева направо его значение, коррелируя с величиной I 1 ,растет , но при переходе к марганцу и к подгруппе цинка, несмотря на резкое увеличение I 1 , снижается из-за уменьшения значения I 2 и понижения энергии кристаллической решетки при переходе к данным металлам (от расположенных левее их в периодической таблице).

В компактном состоянии при об.у. даже М первой декады, имеющие отрицательные значения E (0 от Sc до Mn E 0 < −0,90 B), с водой не реагируют вследствие образованияпассивирующих оксидных пленок на их поверхности. Однако при температуре красного каления и менее активные металлы (железо, никель, аналоги ванадия и титана) вытесняют водород из воды. Реакционная способность М также резко возрастает при переведении их вмелкодисперсное состояние, например, порошки марганца и хрома взаимодействуют с водой при об.у. (с образованием MnO 2 и Cr 2 O 3).

Из разбавленных растворов кислот вытесняют водород все металлы первой декады, для которых E 0 < 0, кроме ванадия. Наиболее активные М: цинк и марганец – растворяются даже в уксусной кислоте, а медь (в ряду напряжений стоит правее водорода) лишь в т.н. кислотах-окислителях. При указанных взаимодействиях только Sc и Тi образуют соединения в ст.ок. (+3), остальные – в (+2), хотя хром(II) и (гораздо медленнее) железо(II) на воздухе затем окисляются до (+3).

Аномальная пассивность ванадия (E 0 = −1,20 В) в разбавленных кислотах объясняетсяособой плотностью его оксидной пленки. Она растворяется лишь в HF или концентрированной HNO , 3 с которыми и реагирует данный металл:

V + HNO 3 = HVO 3 + NO.

Другие активные М в зависимости отрастворимости их оксидной пленки в концентрированной азотной кислоте или реагируют с ней, восстанавливая азот до (-3) (это цинк, марганец и подгруппа скандия), или пассивируются ею за счет утолщения оксидной пленки, как, например, Cr 124 .

Пассивацию можно провести и искусственно. Так, обработка хрома (находящегося в ряду напряжений между цинком и железом) концентрированной азотной кислотой повышает его потенциал с –0,56 В до +1,2 В, т.е. делает Cr почти таким же благородным, как Pt. (Особенно легко дезактивируется хром в составе нержавеющей стали и других сплавов 125 .) Концентрированные H 2 SO 4 и HNO 3 пассивируют и железо.

Кобальт и никель сходны с Fe по химической активности из-за близости радиусов атомов (поэтому объединяются в семейство железа ). Однако, если с разбавленными HCl и H 2 SO 4 железо реагирует при об.у., то Co и Ni при нагревании. Кроме того, они дезактивируются азотной кислотой в меньшей степени, чем железо, вследствие большей растворимости их оксидов в данной кислоте.

Отметим, что для элементов второй и третьей декад характер изменения величины E 0 сохраняется примерно таким же, как в первой.

Изменения свойств в подгруппах. Значение I 1 в d-подгруппах, в основном,растет и повышается прочность связей в решетке М (сравните т.пл.). Как следствие (в отличие от главных подгрупп и подгруппы Sc) величина E 0 становится более положительной, и реакционная способность металловуменьшается .

Так, в IБ подгруппе, если медь растворяется в концентрированной серной кислоте при об.у., то серебро лишь при t > 160 0 C. Однако серебро, как и медь, прикомнатной температуре взаимодействует с азотной кислотой, а золото –только с «царской водкой» (а также с селеновой кислотой (см. выше) и с хлорной водой в присутствии HCl).

Во IIБ подгруппе Zn растворим даже в уксусной кислоте, Cd – в HCl, a Hg (E 0 > 0) лишь в HNO (3 при недостатке кислоты окисление идет до Hg , 2 2 + а при избытке – до Hg). 2 +

Аналогично в VIIБ подгруппе – Mn реагирует и с CH COOH 3 , а Tc и Rе (значения их

Е 0: 0,47 В и 0,37 В соответственно), при об.у. растворяются лишь в кислотах-окислителях, например, в азотной (продукты NO и HЭO 4).

В VIIIБ подгруппе металлы семейства железа все взаимодействуют с разбавленными кислотами. А их аналоги, т.е. платиновые металлы (E 0 > 0) окисляются лишь вжестких условиях, причем, близость их радиусов обусловливает большоесходство в химическом поведении, но есть иразличия .

Так, наиболее активный из них – палладий – относится к кислотам, как и серебро; а родий и иридий, в отличие от остальных, не растворяются даже в «царской водке» 126 . Они реагируют с раствором хлорида натрия, насыщенным хлором, при температуре красного каления за счет образованияустойчивых комплексов Na 3 [ЭCl 6 ]. Однако в виде черни эти металлы легко взаимодействуют с горячей серной кислотой и даже с хлороводородной в присутствии кислорода. Отметим, что в этих условиях осмий за счет большого сродства к кислороду (?) растворяется и в компактном виде.

В IV, V и VI побочных подгруппах у М второй и третьей декад E 0 < 0 , но за счет влиянияплотной оксидной пленки на их поверхности они реагируют с кислотами только в жестких условиях. Так, Zr и Hf растворимы лишь в кислотах-комплексантах: в горячей серной кислоте (продукт – H 2 [Э(SO 4) ] 3) и во фтороводородной (H 4 [ЭF 8 ]); молибден взаимодействует только с кислотами-окислителями при нагревании, а вольфрам, ниобий и тантал – лишь со смесью HF и HNO (3 продукты NO и H 2 WF 8 или H 2 ЭF 7 соответственно).

Итак, независимо от того, есть наложение кинетического фактора (пассивирующей пленки) или нет, активность d-металлов по отношению к кислотам в подгруппах снижается. Исключение , как уже отмечалось, составляетподгруппа скандия , в которой нет влияния f-сжатия и характер изменения значений радиуса атома, I 1 и E 0 тот же, что и в главных подгруппах. Как следствие, лантан (в отличие от скандия и иттрия, растворимых при об.у. лишь в кислотах) взаимодействует даже с водой:

La + H 2 O→ La(OH) 3 + H 2 .

Отношение d-металлов к щелочам. Наиболее устойчиво к щелочи серебро 127 , а наименее – цинк: окисляется дажераствором щелочи, восстанавливая водород воды и образуя комплекс 128 − . Остальные d-металлы, если склонны к существованию в анионной форме, реагируют со щелочами (или содой)при сплавлении , например:

Ti⎫ ⎧Na 2 TiO 3 ⎬ + NaOH→ H 2 + ⎨ .

⎭ ⎩Na 3 VO 4

В случае других необходимо наличие окислителя :

Cr + NaNO 3 + NaOH→ Na 2 CrO 4 + NaNO 2 ,

O 2 + Na 2 CO 3 → Na 2 WO 4 + CO 2 .

Причем W и Мо взаимодействуют со щелочью активнее, чем Cr, т.к. их поверхность в ходе реакции покрывается более кислотным оксидом (ЭO), 3 чем в случае хрома (Cr 2 O 3).

Взаимодействие d-металлов с простыми веществами. Коррозия. При комнатных условиях лишь фтор окисляет большинство d-металлов, кроме благородных (но реакции с Cu, Ni, Fe (как и с Pb, Al) ограничиваются образованием защитных пленок фторидов). Кроме того, при об.у. золото взаимодействует с бромом, а ртуть – с иодом и серой за счет образования термодинамически оченьустойчивых продуктов: AuBr , 3 HgI 2 и HgS (см. раздел «Галогены»).

На воздухе в мелкодисперсном состоянии достаточно активные металлы (Ti, Cr, Mn, Fe, Co, Ni) пирофорны 2 (т.е. загораются при пересыпании на воздухе), но в компактном виде большинство М устойчиво за счет пассивации. Особенноплотные поверхностные пленки образуют металлы подгруппы ванадия и титана, поэтому они обладают высокой коррозионной стойкостью (даже в морской воде).

Другие металлы не так устойчивы. Под действием компонентов воздуха (каких?) медленно идет коррозия цинка и меди (с образованием Э 2 (OH) 2 CO 3); темнеет даже серебро, покрываясь сульфидом (под совокупным воздействием O 2 , H 2 O и H 2 S ; какова роль каждого из них?).

Особенно быстро корродирует железо. Правда, в сухой атмосфере его окисление протекает лишь до формирования плотной пассивирующей пленки FeO. Зато в присутствии влаги продукт, полученный по реакции:

Fe + H 2 O→ FeO+ H 2 ,

окисляется кислородом, активированным молекулами H 2 O , до Fe 2 O 3 . При этом вода, сорбированная поверхностью металла, частично растворяя в себе продукты окисления,препятствует формированиюплотной структуры оксида, вследствие чего коррозия железа идетвглубь .

Добавление щелочи снижает окислительный потенциал кислорода, и поэтому процесс идет в меньшей степени. Отметим, что очень чистое железо, хорошо адсорбирующее водород и таким образом пассивирующее свою поверхность, не окисляется.

Техническое железо для защиты от коррозии окрашивают или подвергают лужению, цинкованию, хромированию, никелированию, азотированию (покрытие из Fe 4 N), цементированию (Fe C 3) и другим методам обработки. В частности,остекловывание поверхности металла с помощью лазера в 12 раз повышает коррозионную устойчивость, но при нагревании М выше 200 0 С этот эффект теряется. Более надежный, но дорогой способ борьбы с окислением железа на воздухе – получение нержавеющей стали (18% Cr и 9% Ni).

Однако коррозия – это медленный процесс, а достаточно быстро d-металлы реагируют с неметаллами лишьпри нагревании , даже наиболее активные М подгруппы скандия (окисляясь до (+3)). (Онако от Sc к La активность взаимодействия увеличивается (?), и лантан, например, в хлоре загораетсяпри об.у. )

В случае менее реакционноспособных (?) металлов подгруппы титана требуется большее нагревание (выше 150 0 С). При этом Hf переходит в Hf + 4 , а Ti и Zr могут образовывать продукты внизшей ст.ок.: Ti 2 O 3 , ZrCl 2 и др. Однако они - сильные восстановители, особенно в случае Zr (?) – окисляются на воздухе или дисмутируют:

ZrCl 2 → Zr+ ZrCl 4 .

С еще менее активными металлами подгруппы ванадия реакции идут при t > 400 0 C, причем с образованием продуктов только в высшей ст.ок. (+5).

При переходе к подгруппе хрома реакционная способность М растет (за счет большей летучести оксидов), но от Cr к W снижается (?). Так, хром взаимодействует со всеми Г 2 , молибден не реагирует с I 2 , а вольфрам – и с Br 2 . Причем окисление хрома идет до (+3), а его аналогов - до (+6). (Отметим, что WF – 6 самый тяжелый газ при н.у.)

Аналогичные закономерности наблюдаются и в других подгруппах d-металлов. Так, технеций и рений с иодом не взаимодействуют, а с остальными галогенами - лишь при t > 400 0 C , образуя ЭГ 7 . В то же время марганец окисляется при небольшом нагревании

даже серой и до ст.ок. (+2).

Медь реагирует с влажным хлором при об.у., серебро - при небольшом нагревании, а золото – лишь при t> 200 0 C. Кислород при нагревании действует только на медь (продукт CuO, при более высоких температурах – Cu 2 O (?)), а серебро окисляется (в отличие от золота) озоном (до AgO).

Цинк горит и в CO 2 , а ртуть при об.у. даже оксидной пленкой не покрывается. При нагревании до 300 0 C она образует смесь оксидов HgO и Hg 2 O, которые при t> 400 0 C отщепляют O, переходя в Hg, в то время как температура разложения оксида кадмия равна 1813 0 С, а ZnO – 1950 0 C.

Наиболее химически устойчивы платиновые металлы и золото, но при достаточном нагревании они реагируют почти со всеми неметаллами (Г 2 , O 2 , S, P, As), хотя и с разной активностью иселективностью ; а именно: в периодах слева направо устойчивость к O 2 и F 2 растет, а к Cl 2 и S снижается (в соответствии с электронным строением атомов элементов (?)).

Так, если фтор реагирует с платиной лишь при t > 400 0 C, то хлор – при 250 0 C (продукт PtCl 2). Или если рассматривать взаимодействие с кислородом: осмий в виде черни окисляется на воздухе при об.у. (до OsO 4), рутений – при небольшом нагревании, а остальные – при температуре красного каления. Продукты: IrO 2 , PdO, PtO 2 , Rh 2 O 3 .

(При более сильном нагревании эти оксиды разлагаются, причем, если реакция:

PtO 2 → Pt+ O 2

идет при 500 0 С, то разложение:

RuO 2 → Ru+ O 2

происходит лишь, когда t > 1300 0 C).

Аналогичное увеличение устойчивости металла к кислороду наблюдается и при переходе от железа к никелю (см. табл. 14).

Таблица 14. Характеристика взаимодействия металлов семейства железа с кислородом

Образование твердых растворов. Особенность d-металлов - склонность их за счет большого разнообразия ст.ок. и валентных состояний к формированию соединенийнестехиометрического состава: интерметаллидов (AlNi и др.) или металлидов (Fe S 3 , VN, LaB , ZrC 6 и др.). А такжетвердых растворов , в частности, раствороввнедрения газов. Так, металлы подгруппы скандия и титана поглощают водород при об.у. до состава: ЭH 2 и ЭH (3 при нагревании растворимость Н 2 снижается).

Особым сродством к водороду обладают никель и палладий (1 V Pd растворяет 1000 V H 2), являющиеся поэтому катализаторами реакцийгидрирования . А, например, платина преимущественно сорбирует O 2 (до 700 V) и поэтому используется как катализатор процессов, протекающих с участием кислорода:окисления NH 3 до NO , SO 2 до SO , 3 для дожигания выхлопных газов автомобилей (при этом, в часности, NO превращается в N 2 , а CO – в CO 2) и др.

Механизм каталитического действия указанных металлов в том, что, как предполагают, растворяющиеся в М газы атомизируются . Так, водород, выделяющийся при нагревании его раствора в металле, является более сильным восстановителем, чем молекулярный.

Кроме того, например, палладий при поглощении H 2 до определенного предела сохраняет металлические свойства, но теряет парамагнетизм. Значит, хотя бы часть атомов водорода отдает свои валентные электроны в зону проводимости металла.

Есть также данные о частичном образовании гидрид-ионов, например, при растворении водорода в железе. Получены и т.н. нетрадиционные гидриды, в которых молекулы H 2 координированы как целое на атоме d-металла. (Они служат моделями при изучении интермедиатов, возникающих в ходе катализа.)

Все химические элементы разделяют на металлы и неметаллы в зависимости от строения и свойств их атомов. Также на металлы и неметаллы классифицируют образуемые элементами простые вещества, исходя из их физических и химических свойств.

В Периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева неметаллы расположены по диагонали: бор – астат и над ней в главных подгруппах.

Для атомов металлов характерны сравнительно большие радиусы и небольшое число электронов на внешнем уровне от 1 до 3 (исключение: германий, олово свинец – 4; сурьма и висмут - 5; полоний - 6 электронов).

Атомам неметаллов, наоборот, свойственны небольшие радиусы атомов и число электронов на внешнем уровне от 4 до 8 (исключение бор, у него таких электронов – три).

Отсюда стремление атомов металлов к отдаче внешних электронов, т.е. восстановительные свойства, а для атомов неметаллов – стремление к приему недостающих до устойчивого восьмиэлектронного уровня электронов, т.е. окислительные свойства.

Металлы

В металлах – металлическая связь и металлическая кристаллическая решетка. В узлах решетки находятся положительно заряженные ионы металлов, связанные посредством обобществленных внешних электронов, принадлежащих всему кристаллу.

Это обуславливает все важнейшие физические свойства металлов: металлический блеск, электро- и теплопроводность, пластичность (способность изменять форму под внешним воздействием) и некоторые другие, характерные для этого класса простых веществ.

Металлы I группы главной подгруппы называют щелочными металлами.

Металлы II группы: кальций, стронций, барий – щелочноземельными.

Химические свойства металлов

В химических реакциях металлы проявляют только восстановительные свойства, т.е. их атомы отдают электроны, образуя в результате положительные ионы.

1. Взаимодействуют с неметаллами:

а) кислородом (с образованием оксидов)

Щелочные и щелочноземельные металлы окисляются легко при обычных условиях, поэтому их хранят под слоем вазелинового масла или керосина.

4Li + O 2 = 2Li 2 O

2Ca + O 2 = 2CaO

Обратите внимание: при взаимодействии натрия – образуется пероксид, калия - надпероксид

2Na + O 2 = Na 2 O 2 , К + О2 = КО2

а оксиды получают прокаливанием пероксида с соответствующими металлом:

2Na + Na 2 O 2 = 2Na 2 O

Железо, цинк, медь и другие менее активные металлы медленно окисляются на воздухе и активно при нагревании.

3Fe + 2O 2 = Fe 3 O 4 (смесь двух оксидов: FeO и Fe 2 O 3)

2Zn + O 2 = 2ZnO

2Cu + O 2 = 2CuO

Золото и платиновые металлы не окисляются кислородом воздуха ни при каких условиях.

б) водородом (с образованием гидридов)

2Na + H 2 = 2NaH

Ca + H 2 = CaH 2

в) хлором (с образованием хлоридов)

2K + Cl 2 = 2KCl

Mg + Cl 2 = MgCl 2

2Al + 3Cl 2 =2AlCl 3

Обратите внимание: при взаимодействии железа образуется хлорид железа (III):

2Fe + 3Cl 2 = 2FeCl 3

г) серой (с образованием сульфидов)

2Na + S = Na 2 S

Hg + S = HgS

2Al + 3S = Al 2 S 3

Обратите внимание: при взаимодействии железа образуется сульфид железа (II):

Fe + S = FeS

д) азотом (с образованием нитридов)

6K + N 2 = 2K 3 N

3Mg + N 2 = Mg 3 N 2

2Al + N 2 = 2AlN

2. Взаимодействуют со сложными веществами:

Необходимо помнить, что по восстановительной способности металлы расположены в ряд, который называют электрохимическим рядом напряжений или активности металлов (вытеснительный ряд Бекетова Н.Н.):

Li, K, Ba, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Co, Ni, Sn, Pb, (H 2), Cu, Hg, Ag, Au, Pt

а) водой

Металлы, расположенные в ряду до магния, при обычных условиях вытесняют водород из воды, образуя растворимые основания – щелочи.

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

Ba + H 2 O = Ba(OH) 2 + H 2

Магний взаимодействует с водой при кипячении.

Mg + 2H 2 O = Mg(OH) 2 + H 2

Алюминий при удалении оксидной пленки бурно реагирует с водой.

2Al + 6H 2 O = 2Al(OH) 3 + 3H 2

Остальные металлы, стоящие в ряду до водорода, при определенных условиях тоже могут вступать в реакцию с водой с выделением водорода и образованием оксидов.

3Fe + 4H 2 O = Fe 3 O 4 + 4H 2

б) растворами кислот

(Кроме концентрированной серной кислоты и азотной кислоты любой концентрации. См. раздел «Окислительно-восстановительные реакции».)

Обратите внимание: не используют для проведения реакций нерастворимую кремниевую кислоту

Металлы, стоящие в ряду от магния до водорода, вытесняют водород из кислот.

Mg + 2HCl = MgCl 2 + H 2

Обратите внимание: образуются соли двухвалентного железа.

Fe + H 2 SO 4(разб.) = FeSO 4 + H 2

Образование нерастворимой соли препятствует протеканию реакции. Например, свинец практически не реагирует с раствором серной кислоты из-за образования на поверхности нерастворимого сульфата свинца.

Металлы, стоящие в ряду после водорода, НЕ вытесняют водород.

в) растворами солей

Металлы, стоящие в ряду до магния и активно реагирующие с водой, не используют для проведения таких реакций.

Для остальных металлов выполняется правило:

Каждый металл вытесняет из растворов солей другие металлы, расположенные в ряду правее него, и сам может быть вытеснен металлами, расположенными левее него.

Cu + HgCl 2 = Hg + CuCl 2

Fe + CuSO 4 = FeSO 4 + Cu

Как и в случае с растворами кислот, образование нерастворимой соли препятствует протеканию реакции.

г) растворами щелочей

Взаимодействуют металлы, гидроксиды которых амфотерны.

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

2Al + 2KOH + 6H 2 O = 2K + 3H 2

д) с органическими веществами

Щелочные металлы со спиртами и фенолом.

2C 2 H 5 OH + 2Na = 2C 2 H 5 ONa + H 2

2C 6 H 5 OH + 2Na = 2C 6 H 5 ONa + H 2

Металлы участвуют в реакциях с галогеналканами, которые используют для получения низших циклоалканов и для синтезов, в ходе которых происходит усложнение углеродного скелета молекулы (реакция А.Вюрца):

CH 2 Cl-CH 2 -CH 2 Cl + Zn = C 3 H 6 (циклопропан) + ZnCl 2

2CH 2 Cl + 2Na = C 2 H 6 (этан) + 2NaCl

Неметаллы

В простых веществах атомы неметаллов связаны ковалентной неполярной связью. При этом образуются одинарные (в молекулах H 2 , F 2 , Cl 2 , Br 2 , I 2), двойные (в молекулах О 2), тройные (в молекулах N 2) ковалентные связи.

Строение простых веществ – неметаллов:

1. молекулярное

При обычных условиях большинство таких веществ представляют собой газы (Н 2 , N 2 , O 2 , O 3 , F 2 , Cl 2) или твердые вещества (I 2 , P 4 , S 8) и лишь единственный бром (Br 2) является жидкостью. Все эти вещества молекулярного строения, поэтому летучи. В твердом состоянии они легкоплавки из-за слабого межмолекулярного взаимодействия, удерживающего их молекулы в кристалле, и способны к возгонке.

2. атомное

Эти вещества образованы кристаллами, в узлах которых находятся атомы: (B n , С n , Si n , Gen , Se n , Te n). Из-за большой прочности ковалентных связей они, как правило, имеют высокую твердость, и любые изменения, связанные с разрушением ковалентной связи в их кристаллах (плавление, испарение), совершаются с большой затратой энергии. Многие такие вещества имеют высокие температуры плавления и кипения, а летучесть их весьма мала.

Многие элементы – неметаллы образуют несколько простых веществ – аллотропных модификаций. Аллотропия может быть связана с разным составом молекул: кислород О 2 и озон О 3 и с разным строением кристаллов: аллотропными модификациями углерода являются графит, алмаз, карбин, фуллерен. Элементы – неметаллы, имеющие аллотропные модификации: углерод, кремний, фосфор, мышьяк, кислород, сера, селен, теллур.

Химические свойства неметаллов

У атомов неметаллов преобладают окислительные свойства, то есть способность присоединять электроны. Эту способность характеризует значение электроотрицательности. В ряду неметаллов

At, B, Te, H, As, I, Si, P, Se, C, S, Br, Cl, N, O, F

электроотрицательность возрастает и усиливаются окислительные свойства.

Отсюда следует, что для простых веществ – неметаллов будут характерны как окислительные, так и восстановительные свойства, за исключением фтора – самого сильного окислителя.

1. Окислительные свойства

а) в реакциях с металлами (металлы всегда восстановители)

2Na + S = Na 2 S (сульфид натрия)

3Mg + N 2 = Mg 3 N 2 (нитрид магния)

б) в реакциях с неметаллами, расположенными левее данного, то есть с меньшим значением электроотрицательности. Например, при взаимодействии фосфора и серы окислителем будет сера, так как фосфор имеет меньшее значение электроотрицательности:

2P + 5S = P 2 S 5 (сульфид фосфора V)

Большинство неметаллов будут окислителями в реакциях с водородом:

H 2 + S = H 2 S

H 2 + Cl 2 = 2HCl

3H 2 + N 2 = 2NH 3

в) в реакциях с некоторыми сложными веществами

Окислитель – кислород, реакции горения

CH 4 + 2O 2 = CO 2 + 2H 2 O

2SO 2 + O 2 = 2SO 3

Окислитель – хлор

2FeCl 2 + Cl 2 = 2FeCl 3

2KI + Cl 2 = 2KCl + I 2

CH 4 + Cl 2 = CH 3 Cl + HCl

Ch 2 =CH 2 + Br 2 = CH 2 Br-CH 2 Br

2. Восстановительные свойства

а) в реакциях с фтором

S + 3F 2 = SF 6

H 2 + F 2 = 2HF

Si + 2F 2 = SiF 4

б) в реакциях с кислородом (кроме фтора)

S + O 2 = SO 2

N 2 + O 2 = 2NO

4P + 5O 2 = 2P 2 O 5

C + O 2 = CO 2

в) в реакциях со сложными веществами – окислителями

H 2 + CuO = Cu + H 2 O

6P + 5KClO 3 = 5KCl + 3P 2 O 5

C + 4HNO 3 = CO 2 + 4NO 2 + 2H 2 O

H 2 C=O + H 2 = CH 3 OH

3. Реакции диспропорционирования: один и тот же неметалл является и окислителем и восстановителем

Cl 2 + H 2 O = HCl + HClO

3Cl 2 + 6KOH = 5KCl + KClO 3 + 3H 2 O

Характерные химические свойства простых веществ – металлов

Большинство химических элементов относят к металлам - 92 из 114 известных элементов. Металлы - это химические элементы, атомы которых отдают электроны внешнего (а некоторые - и предвнешнего) электронного слоя, превращаясь в положительные ионы. Это свойство атомов металлов определяется тем, что они имеют сравнительно большие радиусы и малое число электронов (в основном от 1 до 3 на внешнем слое). Исключение составляют лишь 6 металлов: атомы германия, олова, свинца на внешнем слое имеют 4 электрона, атомы сурьмы и висмута - 5, атомы полония - 6. Для атомов металлов характерны небольшие значения электроотрицательности (от 0,7 до 1,9) и исключительно восстановительные свойства , т. е. способность отдавать электроны. В Периодической системе химических элементов Д. И. Менделеева металлы находятся ниже диагонали бор - астат, а также выше ее, в побочных подгруппах. В периодах и главных подгруппах действуют известные вам закономерности в изменении металлических, а значит, восстановительных свойств атомов элементов.

Химические элементы, расположенные вблизи диагонали бор - астат (Be, Al, Ti, Ge, Nb, Sb и др.), обладают двойственными свойствами : в одних своих соединениях ведут себя как металлы, в других - проявляют свойства неметаллов. В побочных подгруппах восстановительные свойства металлов с увеличением порядкового номера чаще всего уменьшаются.

Сравните активность известных вам металлов I группы побочной подгруппы: Cu, Ag, Au; II группы побочной подгруппы: Zn, Cd, Hg - и вы убедитесь в этом сами. Это можно объяснить тем, что на прочность связи валентных электронов с ядром у атомов данных металлов в большей степени влияет величина заряда ядра, а не радиус атома. Величина заряда ядра значительно увеличивается, притяжение электронов к ядру усиливается. Радиус атома при этом хотя и увеличивается, но не столь значительно, как у металлов главных подгрупп.

Простые вещества, образованные химическими элементами - металлами, и сложные металлосодержащие вещества играют важнейшую роль в минеральной и органической «жизни» Земли. Достаточно вспомнить, что атомы (ионы) элементов металлов являются составной частью соединений, определяющих обмен веществ в организме человека, животных. Например, в крови человека найдено 76 элементов, и из них только 14 не являются металлами.

В организме человека некоторые элементы металлы (кальций, калий, натрий, магний) присутствуют в большом количестве, т. е. являются макроэлементами. А такие металлы, как хром, марганец, железо, кобальт, медь, цинк, молибден присутствуют в небольших количествах, т. е. это микроэлементы. Если человек весит 70 кг, то в его организме содержится (в граммах): кальция - 1700, калия - 250, натрия - 70, магния - 42, железа - 5, цинка - 3. Все металлы чрезвычайно важны, проблемы со здоровьем возникают и при их недостатке, и при избытке.

Например, ионы натрия регулируют содержание воды в организме, передачу нервных импульсов. Его недостаток приводит к головной боли, слабости, слабой памяти, потере аппетита, а избыток - к повышению артериального давле­ния, гипертонии, заболеваниям сердца.

Простые вещества - металлы

С развитием производства металлов (простых веществ) и сплавов связано возникновение цивилизации (бронзовый век, железный век). Начавшаяся примерно 100 лет назад научно-техническая революция, затронувшая и промышленность, и социальную сферу, также тесно связана с производством металлов. На основе вольфрама, молибдена, титана и других металлов начали создавать коррозионностойкие, сверхтвердые, тугоплавкие сплавы, применение которых сильно расширило возможности машиностроения. В ядерной и космической технике из сплавов вольфрама и рения делают детали, работающие при температурах до 3000 °С; в медицине используют хирургические инструменты из сплавов тантала и платины, уникальной керамики на основе оксидов титана и циркония.

И, конечно же, мы не должны забывать, что в большинстве сплавов используют давно известный металл железо, а основу многих легких сплавов составляют сравнительно «молодые» металлы - алюминий и магний. Сверхновыми стали композиционные материалы, представляющие, например, полимер или керамику, которые внутри (как бетон железными прутьями) упрочнены металлическими волокнами из вольфрама, молибдена, стали и других металлов, и сплавов - все зависит от поставленной цели, необходимых для ее достижения свойств материала. На рисунке изображена схема кристаллической решетки металлического натрия. В ней каждый атом натрия окружен восемью соседями. У атома натрия, как и у всех металлов, имеется много свободных валентных орбиталей и мало валентных электронов. Электронная формула атома натрия: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3p 0 3d 0 , где 3s, 3p, 3d - валентные орбитали .

Единственный валент­ный электрон атома натрия 3s 1 может занимать любую из девяти свободных орбиталей - 3s (одна), 3р (три) и 3d (пять), ведь они не очень отличаются по уровню энергии. При сближении атомов, когда образуется кристалличе­ская решетка, валентные орбитали соседних ато­мов перекрываются, благодаря чему электроны свободно перемещаются с одной орбитали на дру­гую, осуществляя связь между всеми атомами кри­сталла металла. Такую химическую связь называют металлической.

Металлическую связь обра­зуют элементы, атомы кото­рых на внешнем слое имеют мало валентных электронов по сравнению с большим числом внешних энергетически близких орбиталей. Их валентные электроны слабо удерживаются в атоме. Электроны, осуществляющие связь, обобществлены и перемещаются по всей кристаллической решетке в целом нейтрального металла. Веществам с металлической связью присущи металлические кристаллические решетки, которые обычно изображают схематически так, как показано на рисунке. Катионы и атомы металлов, расположенные в узлах кристаллической решетки, обеспечивают ее стабильность и прочность (обобществленные электроны изображены в виде черных маленьких шариков).

Металлическая связь - это связь в металлах и сплавах между атом-ионами металлов, расположенными в узлах кристаллической решетки, осуществляемая обобществленными валентными электронами. Некоторые металлы кристаллизуются в двух или более кристаллических формах. Это свойство веществ - существовать в нескольких кристаллических модификациях - называют полиморфизмом. Полиморфизм простых веществ известен под названием аллотропии. Например, железо имеет четыре кристалличес­кие модификации, каждая из которых устойчива в определенном температурном интервале:

α - устойчива до 768 °С, ферромагнитная;

β - устойчива от 768 до 910 °С, неферромагнит­ная, т. е. парамагнитная;

γ - устойчива от 910 до 1390 °С, неферромаг­нитная, т. е. парамагнитная;

δ - устойчива от 1390 до 1539 °С (£° пл железа), неферромагнитная.

Олово имеет две кристаллические модифика­ции:

α - устойчива ниже 13,2 °С (р = 5,75 г/см 3). Это серое олово. Оно имеет кристаллическую решет­ку типа алмаза (атомную);

β - устойчива выше 13,2 °С (р = 6,55 г/см 3). Это белое олово.

Белое олово - серебристо-белый очень мягкий металл. При охлаждении ниже 13,2 °С он рассы­пается в серый порошок, т. к. при переходе значительно увеличивается его удельный объем. Это явление получило название «оловянной чумы».

Конечно, особый вид химической связи и тип кристаллической решетки металлов должны опре­делять и объяснять их физические свойства. Каковы же они? Это ме­таллический блеск, пластич­ность, высокая электрическая проводимость и теплопровод­ность, рост электрического сопротивления при повыше­нии температуры, а также та­кие значимые свойства, как плотность, высокие температуры плавления и кипения, твердость, магнитные свойства. Механическое воздействие на кристалл с метал­лической кристаллической решеткой вызывает сме­щение слоев ион-атомов друг относительно друга (рис. 17), а так как электроны переме­щаются по всему кристаллу, разрыв связей не происходит, поэтому для металлов харак­терна большая пластичность. Аналогичное воздействие на твердое вещество с кова­лентными свя зями (атомной кристаллической решеткой) приводит к разрыву ковалент­ных связей. Разрыв связей в ионной решетке приводит к взаимному отталкиванию одноименно заряженных ио­нов. Поэтому вещества с атом­ными и ионными кристаллическими решетками хрупкие. Наиболее пластичные металлы - это Au, Ag, Sn, Pb, Zn. Они легко вытягиваются в проволо­ку, поддаются ковке, прессованию, прокатыванию в листы. Например, из золота можно изготовить зо­лотую фольгу толщиной 0,003 мм, а из 0,5 г этого металла можно вытянуть нить длиной 1 км. Даже ртуть, которая при комнатной температу­ре жидкая, при низких температурах в твердом со­стоянии становится ковкой, как свинец. Не обла­дают пластичностью лишь Bi и Mn, они хрупкие.

Почему металлы имеют характерный блеск, а также непрозрачны?

Электроны, заполняющие межатомное про­странство, отражают световые лучи (а не пропу­скают, как стекло), причем большинство металлов в равной степени рассеивают все лучи видимой ча­сти спектра. Поэтому они имеют серебристо-белый или серый цвет. Стронций, золото и медь в боль­шей степени поглощают короткие волны (близкие к фиолетовому цвету) и отражают длинные волны светового спектра, поэтому имеют светло-желтый, желтый и «медный» цвета. Хотя на практике металл не всегда нам кажет­ся «светлым телом». Во-первых, его поверхность может окисляться и терять блеск. Поэтому само­родная медь выглядит зеленоватым камнем. А во- вторых, и чистый металл может не блестеть. Очень тонкие листки серебра и золота имеют совершенно неожиданный вид - они имеют голубовато-зеле­ный цвет. А мелкие порошки металлов кажутся темно-серыми, даже черными. Наибольшую отражательную способность име­ют серебро, алюминий, палладий. Их используют при изготовлении зеркал, в том числе и в прожек­торах.

Почему металлы имеют высокую электриче­скую проводимость и теплопроводны?

Хаотически движущиеся электроны в металле под воздействием приложенного электрического напряжения приобретают направленное движение, т. е. проводят электрический ток. При повышении температуры металла возрастают амплитуды ко­лебаний находящихся в узлах кристаллической решетки атомов и ионов. Это затрудняет переме­щение электронов, электрическая проводимость металла падает. При низких температурах ко­лебательное движение, наоборот, сильно умень­шается и электрическая проводимость металлов резко возрастает. Вблизи абсолютного нуля со­противление у металлов практически отсутству­ет, у большинства металлов появляется сверх­проводимость.

Следует отметить, что неметаллы, обладающие электрической проводимостью (например, графит), при низких температурах, наоборот, не проводят электрический ток из-за отсутствия свободных электронов. И только с повышением температуры и разрушением некоторых ковалентных связей их электрическая проводимость начинает возрастать. Наибольшую электрическую проводимость име­ют серебро, медь, а также золото, алюминий, наи­меньшую - марганец, свинец, ртуть.

Чаще всего с той же закономерностью, как и электрическая проводимость, изменяется тепло­проводность металлов. Она обусловлена большой подвижностью свобод­ных электронов, которые, сталкиваясь с колеблю­щимися ионами и атомами, обмениваются с ними энергией. Происходит выравнивание температуры по всему куску металла.

Механическая прочность, плотность, температу­ра плавления у металлов очень сильно отличаются . Причем с увеличением числа электронов, связы­вающих ион-атомы, и уменьшением межатомного расстояния в кристаллах показатели этих свойств возрастают.

Так, щелочные металлы (Li, K, Na, Rb, Cs), атомы которых имеют один валентный электрон , мягкие (режутся ножом), с небольшой плотностью (литий - самый легкий металл с р = 0,53 г/см 3) и плавятся при невысоких температурах (напри­мер, температура плавления цезия 29 °С). Един­ственный металл, жидкий при обычных усло­виях, - ртуть - имеет температуру плавления, равную -38,9 °С. Кальций, имеющий два электрона на внешнем энергетическом уровне атомов, гораздо более тверд и плавится при более высокой температуре (842 °С). Еще более прочной является кристаллическая решетка, образованная ионами скандия, который имеет три валентных электрона. Но самые прочные кристаллические решетки, большие плотности и температуры плавления на­блюдаются у металлов побочных подгрупп V, VI, VII, VIII групп. Это объясняется тем, что для ме­таллов побочных подгрупп, имеющих неспаренные валентные электроны на d-подуровне, характерно образование очень прочных ковалентных связей между атомами, помимо металлической, осущест­вляемой электронами внешнего слоя с s-орбиталей.

Самый тяжелый металл - это осмий (Os) с р = 22,5 г/см 3 (компонент сверхтвердых и износостойких сплавов), самый тугоплавкий металл - это вольфрам W с t = 3420 °С (применяется для изготовления нитей накаливания ламп), самый твердый металл - это хром Cr (царапает стекло). Они входят в состав материалов, из которых изго­тавливают металлорежущий инструмент, тормоз­ные колодки тяжелых машин и др. Металлы поразному взаимодействуют с магнит­ным полем. Такие металлы, как железо, кобальт, никель и гадолиний выделяются своей способно­стью сильно намагничиваться. Их называют фер­ромагнетиками. Большинство металлов (щелоч­ные и щелочноземельные металлы и значительная часть переходных металлов) слабо намагничивают­ся и не сохраняют это состояние вне магнитного поля - это парамагнетики. Металлы, выталкива­емые магнитным полем, - диамагнетики (медь, серебро, золото, висмут).

При рассмотрении электронного строения ме­таллов мы разделили металлы на металлы главных подгрупп (s- и p-элементы) и металлы побочных под­групп (переходные d- и f-элементы).

В технике принято классифицировать металлы по различным физическим свойствам:

1. Плотность - легкие (р < 5 г/см 3) и тяжелые (все остальные).

2. Температуре плавления - легкоплавкие и ту­гоплавкие.

Существуют классификации металлов по хими­ческим свойствам. Металлы с низкой химической активностью на­зывают благородными (серебро, золото, платина и ее аналоги - осмий, иридий, рутений, палладий, родий). По близости химических свойств выделяют ще­лочные (металлы главной подгруппы I группы), щелочноземельные (кальций, стронций, барий, ра­дий), а также редкоземельные металлы (скандий, иттрий, лантан и лантаноиды, актиний и актино­иды).

Общие химические свойства металлов

Атомы металлов сравнительно легко отдают валентные электроны и переходят в положитель­но заряженные ионы, то есть окисляются. В этом заключается главное общее свойство и атомов, и простых веществ - металлов. Металлы в химических реакциях всегда восстано­вители. Восстановительная способность атомов простых веществ - металлов, образованных химическими элементами одного периода или одной главной подгруппы Периоди­ческой системы Д. И. Менделеева, изменяется за­кономерно.

Восстановительную активность металла в хи­мических реакциях, которые протекают в водных растворах, отражает его положение в электрохимическом ряду напряжений металлов.

На основании этого ряда напряжений можно сде­лать следующие важные заключения о химиче­ской активности металлов в реакциях, протекающих в водных растворах при стан­дартных условиях (t = 25 °С, р = 1 атм).

· Чем левее стоит металл в этом ряду, тем более силь­ным восстановителем он яв­ляется.

· Каждый металл спо­собен вытеснять (восстанав­ливать) из солей в растворе те металлы, которые в ряду напряжений стоят после него (правее).

· Металлы, находящиеся в ряду напряжений левее водорода, способны вытеснять его из кислот в растворе

· Металлы, являющиеся самыми сильными восстановителями (щелочные и щелочноземель­ные), в любых водных растворах взаимодействуют прежде всего с водой.

Восстановительная активность металла, опре­деленная по электрохимическому ряду, не всегда соответствует положению его в периодической си­стеме. Это объясняется тем, что при определении положения металла в ряду напряжений учитыва­ют не только энергию отрыва электронов от от­дельных атомов, но и энергию, затрачиваемую на разрушение кристаллической решетки, а также энергию, выделяющуюся при гидратации ионов. Например, литий более активен в водных раство­рах, чем натрий (хотя по положению в периодиче­ской системе Na - более активный металл). Дело в том, что энергия гидратации ионов Li + значительно больше, чем энергия гидратации Na + , поэтому первый процесс является энергетически более выгодным. Рассмотрев общие положения, характеризую­щие восстановительные свойства металлов, пере­йдем к конкретным химическим реакциям.

Взаимодействие металлов с неметаллами

· С кислородом большинство металлов образу­ют оксиды - основные и амфотерные. Кислотные оксиды переходных металлов, например оксид хро­ма (VI) CrO g или оксид марганца (VII) Mn 2 O 7 , не образуются при прямом окислении металла кисло­родом. Их получают косвенным путем.

Щелочные металлы Na, K активно реагируют с кислородом воздуха , образуя пероксиды:

Оксид натрия получают косвенным путем, при прокаливании пероксидов с соответствующими ме­таллами:

Литий и щелочноземельные металлы взаимодействуют с кислородом воздуха, образуя основные оксиды:

Другие металлы, кроме золота и платиновых металлов, которые вообще не окисляются кислоро­дом воздуха, взаимодействуют с ним менее актив­но или при нагревании:

· С галогенами металлы образуют соли галогеноводородных кислот , например:

· С водородом самые активные металлы образуют гидриды - ионные солеподобные вещества, в которых водород имеет степень окисления -1, например:

Многие переходные металлы образуют с водо­родом гидриды особого типа - происходит как бы растворение или внедрение водорода в кристаллическую решетку металлов между ато­мами и ионами, при этом ме­талл сохраняет свой внешний вид, но увеличивается в объ­еме. Поглощенный водород находится в металле, повидимому, в атомарном виде.

Существуют и гидриды металлов промежуточ­ного характера.

· С серые металлы образуют соли - сульфиды , например:

· С азотом металлы реагируют несколько труд­нее , т. к. химичес кая связь в молекуле азота N 2 очень прочна; при этом образуются нитриды. При обычной температуре взаимодействует с азотом только литий:

Взаимодействие металлов со сложными веществами

· С водой. Щелочные и щелочноземельные металлы при обычных условиях вытесняют водород из воды и образуют растворимые основания - щелочи, например:

Другие металлы, стоящие в ряду напряжений до водо­рода, тоже могут при опреде­ленных условиях вытеснять водород из воды. Но алюми­ний бурно взаимодействует с водой, только если удалить с его поверхности оксидную пленку:

Магний взаимодействует с водой только при кипячении, при этом также выделяется водород:

Если горящий магний внести в воду, то горение продолжается, т. к. протекает реакция:

Железо взаимодействует с водой только в рас­каленном виде:

· С кислотами в растворе (HCl, H 2 SO 4 ), CH 3 COOH и др., кроме HNO 3 ) взаимодействуют металлы, стоящие в ряду напряжений до водорода. При этом образуются соль и водород.

А вот свинец (и некоторые другие металлы), не­смотря на его положение в ряду напряжений (слева от водорода), почти не растворяется в разбавленной серной кислоте, т. к. образующийся сульфат свин­ца PbSO 4 нерастворим и создает на поверхности ме­талла защитную пленку.

· С солями менее активных металлов в рас­творе. В результате такой реакции образуется соль более активного металла и выделяется менее актив­ный металл в свободном виде.

Нужно помнить, что реакция идет в тех случа­ях, когда образующаяся соль растворима. Вытесне­ние металлов из их соединений другими металлами впервые подробно изучал Н. Н. Бекетов - великий русский ученый в области физической химии. Он расположил металлы по химической активности в «вытеснительный ряд», ставший прототипом ря­да напряжений металлов.

· С органическими веществами. Взаимодей­ствие с органическими кислотами аналогично ре­акциям с минеральными кислотами. Спирты же могут проявлять слабые кислотные свойства при взаимодействии со щелочными металлами:

Аналогично реагирует и фенол:

Металлы участвуют в реакциях с галогеналка­нами, которые используют для получения низших циклоалканов и для синтезов, в ходе которых про­исходит усложнение углеродного скелета молеку­лы (реакция А. Вюрца):

· Со щелочами в растворе взаимодействуют металлы, гидроксиды которых амфотерны. Например:

· Металлы могут образовывать друг с другом химические соединения, которые получили общее название интерметаллических соединений. В них чаще всего не проявляются степени окисления атомов, которые характерны для соединений металлов с неметаллами. Например:

Cu 3 Au, LaNi 5 , Na 2 Sb, Ca 3 Sb 2 и др.

Интерметаллические соединения обычно не имеют постоянного состава, химическая связь в них в основном металлическая. Образование этих соединений более характерно для металлов побочных подгрупп.

Металлы главных подгрупп I-III групп Периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева

Общая характеристика

Это металлы главной подгруппы I группы. Их атомы на внешнем энергетическом уровне имеют по одному электрону. Щелочные металлы - сильные восстановители . Их восстановительная способность и химическая активность возрастают с увеличением порядкового номера элемента (т. е. сверху вниз в Периодической таблице). Все они обладают электронной проводимостью. Прочность связи между атомами щелочных металлов уменьшается с увеличением порядкового номера элемента. Также снижаются их температуры плавления и кипения. Щелочные металлы взаимодействуют со многими простыми веществами - окислителями . В реакциях с водой они образуют растворимые в воде основания (щелочи). Щелочноземельными элементами называются элементы главной подгруппы II группы. Атомы этих элементов содержат на внешнем энергетическом уровне по два электрона . Они являются сильнейшими восстановителями, имеют степень окисления +2. В этой главной подгруппе соблюдаются общие закономерности в изменении физических и химических свойств, связанные с увеличением размера атомов по группе сверху вниз, также ослабевает и химическая связь между атомами. С увеличением размера иона ослабевают кислотные и усиливаются основные свойства оксидов и гидроксидов.

Главную подгруппу III группы составляют эле­менты бор, алюминий, галлий, индий и таллий. Все элементы относятся к p-элементам. На внешнем энергетическом уровне они имеют по три (s 2 p 1 ) элек­трона , чем объясняется сходство свойств. Степень окисления +3. Внутри группы с увеличением заряда ядра металлические свойства увеличиваются. Бор - эле­мент-неметалл, а у алюминия уже металлические свойства. Все элементы образуют окси­ды и гидроксиды.

Большинство металлов находится в подгруппах Пе­риодической системы. В от­личие от элементов главных подгрупп, где происходит по­степенное заполнение элек­тронами внешнего уровня атомных орбиталей, у элементов побочных подгрупп заполняются d-орбитали предпоследнего энергетического уровня и s-орбитали последнего. Число электронов соответ­ствует номеру группы. Элементы с равным числом валентных электронов входят в группу под одним номером. Все элементы подгрупп - металлы.

Простые вещества, образованные металлами подгрупп, имеют прочные кристаллические решет­ки, устойчивые к нагреванию. Эти металлы самые прочные и тугоплавкие среди других металлов. У d-элементов ярко проявляется переход с увели­чением их валентности от основных свойств через амфотерные к кислотным.

Щелочные металлы (Na, K)

На внешнем энергетическом уровне атомы щелоч­ных металлов элементов содержат по одному элек­трону , находящемуся на большом удалении от ядра. Они легко отдают этот электрон, поэтому являются сильными восстановителями. Во всех соединениях щелочные металлы проявляют степень окисления +1. Их восстановительные свойства с ростом ради­уса атомов усиливаются от Li к Cs . Все они типич­ные металлы, имеют серебристо-белый цвет, мягкие (режутся ножом), легкие и легкоплавкие. Активно взаимодействуют со всеми неметаллами :

Все щелочные металлы при взаимодействии с кислородом (исключение Li) образуют перокси­ды. В свободном виде щелочные металлы не встре­чаются из-за их высокой химической активности.

Оксиды - твердые вещества, имеют основные свойства. Их получают, прокаливая пероксиды с соответствующими металлами:

Гидроксиды NaOH, KOH - твердые белые веще­ства, гигроскопичны, хорошо растворяются в воде с выделением теплоты, их относят к щелочам:

Соли щелочных металлов почти все растворимы в воде. Важнейшие из них: Na 2 CO 3 - карбонат натрия; Na 2 CO 3 10H 2 O - кристаллическая сода; NaHCO 3 - гидрокарбонат натрия, пищевая сода; K 2 CO 3 - карбо­нат калия, поташ; Na 2 SO 4 10H 2 O - глауберова соль; NaCl - хлорид натрия, пищевая соль.

Элементы I группы в таблицах

Щелочноземельные металлы (Ca, Mg)

Кальций (Ca) является пред­ставителем щелочноземельных металлов , которыми называют­ся элементы главной подгруппы II группы, но не все, а только начиная с кальция и вниз по группе. Это те химические элементы, которые, взаимодействуя с водой, образуют щело­чи. Кальций на внешнем энергетическом уровне содержит два электрона , степень окисления +2.

Физические и химические свойства кальция и его соединений представлены в таблице.

Магний (Mg) имеет такое же строение атома, как и кальций, степень его окисления также +2. Мягкий металл, но его поверхность на воздухе покрывается защитной пленкой, что немного снижает химическую актив­ность. Его горение сопровождается ослепительной вспышкой. MgO и Mg(OH) 2 проявляют основные свойства. Хотя Mg(OH) 2 и малорастворим, но окра­шивает раствор фенолфталеина в малиновый цвет.

Mg + O 2 = MgO 2

Оксиды MO - твердые белые тугоплавкие веще­ства. В технике CaO называют негашеной известью, а MgO - жженой магнезией, эти оксиды используют в про­изводстве строительных ма­териалов. Реакция оксида кальция с водой сопровождается выде­лением теплоты и называется гашением извести, а образу­ющийся Ca(OH) 2 - гашеной известью. Прозрачный рас­твор гидроксида кальция называется известковой водой, а белая взвесь Ca(OH) 2 в воде - известковым молоком.

Соли магния и кальция получают взаимодей­ствием их с кислотами.

CaCO 3 - карбонат кальция, мел, мрамор, из­вестняк. Применяется в строительстве. MgCO 3 - карбонат магния - применяется в металлургии для освобождения от шлаков.

CaSO 4 2H 2 O - гипс. MgSO 4 - сульфат магния - называют горькой, или английской, со­лью, содержится в морской воде. BaSO 4 - сульфат ба­рия - благодаря нераство­римости и способности задерживать рентгеновские лучи применяется в диагностике («баритовая ка­ша») желудочно-кишечного тракта.

На долю кальция приходится 1,5 % массы тела человека, 98 % кальция содержится в костях. Маг­ний является биоэлементом, его в теле человека около 40 г, он участвует в образовании белковых молекул.

Щелочноземельные металлы в таблицах

Алюминий

Алюминий (Al) - элемент главной подгруппы III группы периодической системы Д. И. Менделеева. Атом алюминия содержит на внешнем энергетическом уровне три электрона , которые он легко отдает при химических взаимодействиях. У родоначальника подгруппы и верхнего соседа алюминия - бора - радиус атома меньше (у бора он равен 0,080 нм, у алюминия - 0,143 нм). Кроме того, у атома алюминия появляется один промежуточный восьмиэлектронный слой (2е; 8е; 3е), который препятствует протяжению внешних электронов к ядру. Поэтому у атомов алюминия восстановительные свойства выражены достаточно сильно.

Почти во всех своих соединениях алюминий имеет степень окисления +3 .

Алюминий простое вещество

Серебристо-белый легкий металл. Плавится при 660 °С. Очень пластичен, легко вытя­гивается в проволоку и прока­тывается в фольгу толщиной до 0,01 мм. Обладает очень большой электрической проводимостью и теплопро­водностью. Образуют с другими металлами легкие и прочные сплавы. Алюминий - очень активный металл. Если порошок алюминия или тонкую алюминиевую фольгу сильно нагреть, то они воспламеняются и сгорают ослепительным пламенем :

Эту реакцию можно наблюдать при горении бен­гальских огней и фейерверков. Алюминий, как и все металлы, легко реагирует с неметаллами , особенно в порошкообразном состо­янии. Для того чтобы началась реакция, необхо­димо первоначальное нагревание, за исключением реакций с галогенами - хлором и бромом, зато потом все реакции алюминия с неметаллами идут очень бурно и сопровождаются выделением боль­шого количества теплоты:

Алюминий хорошо растворяется в разбавлен­ных серной и соляной кислотах :

А вот концентрированные серная и азотная кис­лоты пассивируют алюминий , образуя на поверх­ности металла плотную прочную оксидную пленку , которая препятствует дальнейшему протеканию ре­акции. Поэтому эти кислоты перевозят в алюмини­евых цистернах.

Оксид и гидроксид алюминия обладают амфо­терными свойствами , поэтому алюминий растворя­ется в водных растворах щелочей, образуя соли - алюминаты:

Алюминий широко используется в металлур­гии для получения металлов - хрома, марганца, ванадия, титана, циркония из их оксидов. Этот способ носит название алюмотермия. На практике часто применяют термит - смесь Fe 3 O 4 с порош­ком алюминия. Если эту смесь поджечь, например, с помощью магниевой ленты, то происходит энер­гичная реакция с выделением большого количества теплоты:

Выделяющейся теплоты вполне достаточно для полного расплавления образующегося железа, по­этому этот процесс используют для сварки сталь­ных изделий.

Алюминий можно получить электролизом - разложением расплава его оксида Al 2 O 3 на состав­ные части с помощью электрического тока. Но температура плавления оксида алюминия около 2050 °С, поэтому для проведения электролиза не­обходимы большие затраты энергии.

Соединения алюминия

Алюмосиликаты . Эти соединения можно рас­сматривать как соли, образованные оксидом алю­миния, кремния, щелочных и щелочноземельных металлов. Они и составляют основную массу земной коры. В частности, алюмосиликаты входят в состав полевых шпатов - наиболее распространенных ми­нералов и глин.

Боксит - горная порода, из которой получают алюминий. Она содержит оксид алюминия Al 2 O 3 .

Корунд - минерал состава Al 2 O 3 , обладает очень высокой твердостью, его мелкозернистая разновид­ность, содержащая примеси, - наждак, применя­ется как абразивный (шлифовочный) материал. Эту же формулу имеет и другое природное со­единение - глинозем.

Хорошо известны прозрачные, окрашенные примесями, кристаллы корунда: красные - руби­ны и синие - сапфиры, которые используют как драгоценные камни. В настоящее время их получа­ют искусственно и применяют не только для укра­шений, но и для технических целей, например, для изготовления деталей часов и других точных при­боров. Кристаллы рубинов применяются в лазерах.

Оксид алюминия Al 2 O 3 - белое вещество с очень высокой температурой плавления. Может быть по­лучен разложением при нагревании гидроксида алюминия:

Гидроксид алюминия Al(OH) 3 выпадает в виде студенистого осадка при действии щелочей на рас­творы солей алюминия:

Как амфотерный гидроксид он легко растворяется в кислотах и растворах щелочей:

Алюминатами называют соли неустойчивых алюминиевых кислот - ортоалюминиевой H 2 AlO 3 , метаалюминиевой HAlO 2 (ее можно рассматривать как ортоалюминиевую кислоту, от молекулы кото­рой отняли молекулу воды). К природным алюми­натам относится благородная шпинель и драгоцен­ный хризоберилл. Соли алюминия, кроме фосфатов, хорошо растворимы в воде. Некоторые соли (сульфиды, суль­фиты) разлагаются водой. Хлорид алюминия AlCl 3 применяют в качестве катализатора в производстве очень многих органи­ческих веществ.

Элементы III группы в таблицах

Характеристика переходных элементов - меди, цинка, хрома, железа

Медь (Cu) - элемент побоч­ной подгруппы первой груп­пы. Электронная формула: (…3d 10 4s 1). Десятый d-электрон у нее подвижный, т. к. он пере­местился с 4S-подуровня. Медь в соединениях про­являет степени окисления +1 (Cu 2 O) и +2 (CuO). Медь - металл светло-розового цвета, тягучий, вязкий, отличный проводник электричества. Тем­пература плавления 1083 °С.

Как и другие металлы подгруппы I группы пе­риодической системы, медь стоит в ряду активно­сти правее водорода и не вытесняет его из кислот, но реагирует с кислотами-окислителями:

Под действием щелочей на растворы солей меди выпадает осадок слабого основания голубого цвета - гидроксида меди (II), который при нагревании разла­гается на основный оксид CuO черного цвета и воду:

Химические свойства меди в таблицах

Цинк (Zn) - элемент по­бочной подгруппы II группы. Его электронная формула сле­дующая: (…3d 10 4s 2). Так как в атомах цинка предпоследний d-подуровень полностью завершен, то цинк в соединениях проявляет степень окисления +2.

Цинк - металл серебристо-белого цвета, практически не изменяющийся на воздухе. Обладает коррозионной стойкостью, что объясняется наличием на его поверхности оксидной пленки. Цинк - один из активнейших металлов, при повышенной температуре реагирует с простыми веществами :

вытесняет водород из кислот :

Цинк как и другие металлы вытесняет менее активные металлы из их солей :

Zn + 2AgNO 3 = 2Ag + Zn(NO 3) 2

Гидроксид цинка амфотерен , т. е. проявляет свойства и кислоты, и основания. При постепенном приливании раствора щелочи к раствору соли цинка выпавший вначале осадок растворяется (аналогично происходит и с алюминием):

Химические свойства цинка в таблицах

На примере хрома (Cr) можно показать, что свойства переходных элементов меняются вдоль периода не принципиально : происходит количественное изменение, связанное с изменением числа электронов на валентных орбиталях. Максимальная степень окисления хрома +6. Металл в ряду активности стоит левее водорода и вытесняет его из кислот:

При добавлении раствора щелочи к такому рас­твору образуется осадок Me(OH) 2 , который быстро окисляется кислородом воздуха:

Ему соответствует амфотерный оксид Cr 2 O 3 . Ок­сид и гидроксид хрома (в высшей степени окисле­ния) проявляют свойства кислотных оксидов и кис­лот соответственно. Соли хромовой кислоты (H 2 Cr O 4 ) в кислой среде превращаются в дихроматы - соли дихромовой кислоты (H 2 Cr 2 O 7). Соединения хрома обладают высокой окислительной способностью.

Химические свойства хрома в таблицах

Железо Fe - элемент побочной подгруппы VIII группы и 4-го периода периодической системы Д. И. Менделеева. Атомы железа устроены несколько отлично от атомов элементов главных подгрупп. Как и положено элементу 4-го периода, атомы железа имеют четыре энергетических уровня, но заполняется из них не последний, а предпоследний, третий от ядра, уровень. На последнем же уровне атомы железа содержат два электрона. На предпоследнем уровне, который может вместить 18 электронов, у атома железа находятся 14 элекронов. Следовательно, распределение электронов по уровням в атомах железа таково: 2е; 8e ; 14е; 2е. Подобно всем металлам, атомы железа проявляют вос­становительные свойства , от­давая при химических вза­имодействиях не только два электрона с последнего уровня, и приобретая степень окисления +2, но и электрон с предпоследнего уровня, при этом степень окисления атома повышается до +3.

Железо простое вещество

Это серебристо-белый бле­стящий металл с температу­рой плавления 1539 °С. Очень пластичный, поэтому легко обрабатывается, куется, про­катывается, штампуется. Же­лезо обладает способностью намагничиваться и размагни­чиваться. Ему можно придать большую прочность и твер­дость методами термического и механического воздействия. Различают технически чистое и химически чистое железо. Технически чистое железо, по сути, представляет собой низкоуглеродис­тую сталь, оно содержит 0,02-0,04 % углерода, а кислорода, серы, азота и фосфора - еще меньше. Химически чистое железо содержит менее 0,01 % примесей. Из технически чистого железа сделаны, например, канцелярские скрепки и кнопки. Такое железо легко корродирует, в то время как химичес­ки чистое железо почти не подвергается коррозии. В настоящее время железо - это основа совре­менной техники и сельскохозяйственного машино­строения, транспорта и средств связи, космических кораблей и вообще всей современной цивилизации. Большинство изделий, начиная от швейной иглы, и заканчивая космическими аппаратами, не может быть изготовлено без применения железа.

Химические свойства железа

Железо может проявлять степени окисления +2 и +3 , соответственно, железо дает два ряда соеди­нений. Число электронов, которое атом железа от­дает при химических реакциях, зависит от окисли­тельной способности реагирующих с ним веществ.

Например, с галогенами железо образует галоге­ниды, в которых оно имеет степень окисления +3:

а с серой - сульфид железа (II):

Раскаленное железо сгорает в кислороде с об­разованием железной окалины:

При высокой температуре (700-900 °С) железо реагирует с парами воды :

В соответствии с положением железа в электро­химическом ряду напряжений оно может вытес­нить металлы, стоящие правее него, из водных растворов их солей , например:

В разбавленных соляной и серной кислотах же­лезо растворяется , т. е. окисляется ионами водорода:

Растворяется железо и в разбавленной азотной кислоте , при этом образуется нитрат железа (III), вода и продукты восстановления азотной кисло­ты - N 2 , NO или NH 3 (NH 4 NO 3) в зависимости от концентрации кислоты.

Соединения железа

В природе железо образует ряд минералов. Это магнитный железняк (магнетит) Fe 3 O 4 , красный железняк (гематит) Fe 2 O 3 , бурый железняк (лимо­нит) 2Fe 2 O 3 3H 2 O. Еще одно природное соединение железа - же­лезный, или серный, колчедан (пирит) FeS 2 , не служит железной рудой для получения металла, но применяется для производства серной кислоты.

Для железа характерны два ряда соединений: соединения железа (II) и железа (III). Оксид железа (II) FeO и соответствующий ему гидроксид железа (II) Fe(OH) 2 получают косвенно, в частности, по следующей цепи превращений:

Оба соединения имеют ярко выраженные основ­ные свойства.

Катионы железа (II) Fe 2 + легко окисляются кис­лородом воздуха до катионов железа (III) Fe 3 + . По­этому белый осадок гидроксида железа (II) приоб­ретает зеленую окраску, а затем становится бурым, превращаясь в гидроксид железа (III):

Оксид железа (III) Fe 2 O 3 и соответствующий ему гидроксид железа (III) Fe(OH) 3 также получают косвенно, например, по цепочке:

Из солей железа наибольшее техническое зна­чение имеют сульфаты и хлориды.

Кристаллогидрат сульфата железа (II) FeSO 4 7H 2 O, известный под названием железный ку­порос, применяют для борьбы с вредителями рас­тений, для приготовления минеральных красок и в других целях. Хлорид железа (III) FeCl 3 ис­пользуют в качестве протравы при крашении тка­ней. Сульфат железа (III) Fe 2 (SO 4) 3 9H 2 O применя­ется для очистки воды и в других целях.

Физические и химические свойства железа и его соединений обобщены в таблице:

Химические свойства железа в таблицах

Качественные реакции на ионы Fe 2+ и Fe 3+

Для распознавания соединений железа (II) и (III) проводят качественные реакции на ионы Fe 2+ и Fe 3+ . Качественной реакцией на ионы Fe 2+ служит реакция солей железа (II) с соединением K 3 , называемым красной кровяной солью. Это особая группа солей, которые называются ком­плексными, с ними вы познакомитесь в дальней­шем. Пока же нужно усвоить, как диссоциируют такие соли:

Реактивом на ионы Fe 3+ является другое ком­плексное соединение - желтая кровяная соль - K 4 , которая в растворе диссоциирует ана­логично:

Если в растворы, содержащие ионы Fe 2+ и Fe 3+ , добавить, соответственно, растворы красной кро­вяной соли (реактив на Fe 2+) и желтой кровяной соли (реактив на Fe 3+), то в обоих случаях выпада­ет одинаковый синий осадок:

Для обнаружения ионов Fe 3+ еще используют взаимодействие солей железа (III) с роданидом ка­лия KNCS или аммония NH 4 NCS. При этом образу­ется ярко окрашенный ион FeNCNS 2+ , в результате чего весь раствор приобретает интенсивно красный цвет:

Таблица растворимости

Химия подготовка к ЗНО и ДПА
Комплексное издание

ЧАСТЬ И

ОБЩАЯ ХИМИЯ

ХИМИЯ ЭЛЕМЕНТОВ

ГАЛОГЕНЫ

Простые вещества

Химические свойства Фтора

Фтор - сильнейший окислитель в природе. Непосредственно он не реагирует только с гелием, неоном и аргоном.

Под время реакции с металлами образуются фториды, соединения ионного типа:

Фтор энергично реагирует со многими неметаллами, даже с некоторыми инертными газами:

Химические свойства Хлора. Взаимодействие со сложными веществами

Хлор является более сильным окисником, чем бром или йод, поэтому хлор вытесняет тяжелые галогены из их солей:

Растворяясь в воде, хлор частично реагирует с ней, в результате чего образуются две кислоты: хлоридная и гіпохлоритна. При этом один атом Хлора повышает степень окисления, а другой атом - снижает. Такие реакции называют реакциями диспропорціонування. Реакции диспропорціонування - это реакции самовосстановления-самоокиснення, т.е. реакции, при которых один элемент проявляет свойства и окисника, и восстановителя. При диспропорціонуванні одновременно образуются соединения, в которых элемент находится в более окисленном и восстановленном состоянии по сравнению с первобытным. Степень окисления атома Хлора в молекуле гипохлоритной кислоты равен +1:

Аналогично протекает взаимодействие хлора с растворами щелочей. При этом образуются две соли: хлорид и гипохлорит.

Хлор вступает во взаимодействие с различными оксидами:

Хлор окисляет некоторые соли, в которых металл находится не в максимальной степени окисления:

Молекулярный хлор реагирует со многими органическими соединениями. В присутствии феррум(III) хлорида как катализатора хлор реагирует с бензолом с образованием хлорбензола, а при облучении светом в результате этой же реакции образуется гексахлорциклогексан:

Химические свойства брома и йода

Обе вещества реагируют с водородом, фтором и щелочами:

Йод окисляют различные сильные окислители:

Методы добыча простых веществ

Извлечения фтора

Поскольку фтор является сильнейшим химическим окисником, то выделить его с помощью химических реакций из соединений в свободном виде невозможно, а потому фтор добывают физико-химическим методом - электролизом.

Для извлечения фтора используют расплав калий фторида и никелевые электроды. Никель используют благодаря тому, что поверхность металла пассивируется фтором вследствие образования нерастворимого NiF 2 , следовательно, сами электроды не разрушаются под действием вещества, которое на них выделяется:

Добывания хлора

Хлор в промышленных масштабах добывают электролизом раствора натрий хлорида. В результате этого процесса добывают также натрий гидроксид:

В небольших количествах хлор добывают окисненням раствора хлороводорода различными методами:

Хлор - очень важный продукт химической промышленности.

Его мировое производство составляет миллионы тонн.

Извлечения брома и йода

Для промышленного использования бром и йод добывают при окислении бромидов и йодидов, соответственно. Для окисления чаще всего используют молекулярный хлор, концентрированную сульфатную кислоту или манган диоксид:

Применение галогенов

Фтор и некоторые его соединения используют как окислитель ракетного топлива. Большие количества фтора используют для добывания различных хладагентов (фреонов) и некоторых полимеров, которым свойственна химическая и термическая стойкость (тефлон и некоторые другие). Фтор применяют в ядерной технике для разделения изотопов урана.

Большое часть хлора используют для получения соляной кислоты, а также как окислитель для добывания других галогенов. В промышленности его используют для отбеливания тканей и бумаги. В больших количествах, чем фтор, его применяют для производства полимеров (ПВХ и других) и хладагентов. По помощью хлора дезинфицируют питьевую воду. Он также нужен для добывания некоторых растворителей, таких как хлороформ, хлористый метилен, тетрахлорметан. А еще его используют для производства многих веществ, например хлората калия (бертолетовой соли), хлорной извести и многих других соединений, содержащих атомы Хлора.

Бром и йод применяют в промышленности не в таких масштабах, как хлор или фтор, однако с каждым годом использование этих веществ увеличивается. Бром используют в производстве различных медицинских препаратов успокаивающего действия. Йод используют при изготовлении антисептических препаратов. Соединения Брома и Йода широко применяют при количественном анализе веществ. С помощью йода очищают некоторые металлы (этот процесс называют йодным рафинированием), например титан, ванадий и другие.