Химические свойства основных классов неорганических соединений. Вещества простые и сложные

2NaOH + Zn + 2H 2 O = Na 2 + H 2
2KOH + 2Al + 6H 2 O = 2K + 3H 2

Соли

1. Соль слабой кислоты + сильная кислота = соль сильной кислоты + слабая кислота

Na 2 SiO 3 + 2HNO 3 = 2NaNO 3 + H 2 SiO 3
BaCO 3 + 2HCl = BaCl 2 + H 2 O + CO 2 (H 2 CO 3)

2. Растворимая соль + растворимая соль = нерастворимая соль + соль

Pb(NO 3) 2 + K 2 S = PbS + 2KNO 3
СaCl 2 + Na 2 CO 3 = CaCO 3 + 2NaCl

3. Растворимая соль + щелочь = соль + нерастворимое основание

Cu(NO 3) 2 + 2NaOH = 2NaNO 3 + Cu(OH) 2
2FeCl 3 + 3Ba(OH) 2 = 3BaCl 2 + 2Fe(OH) 3

4. Растворимая соль металла (*) + металл (**) = соль металла (**) + металл (*)

Zn + CuSO 4 = ZnSO 4 + Cu
Cu + 2AgNO 3 = Cu(NO 3) 2 + 2Ag

Важно: 1) металл (**) должен находиться в ряду напряжений левее металла (*), 2) металл (**) НЕ должен реагировать с водой.

Пример 1 Гидроксид цинка может реагировать с каждым веществом в паре:

1) сульфат кальция, оксид серы (VI);
2) гидроксид натрия (р-р), соляная кислота;
3) вода, хлорид натрия;
4) сульфат бария, гидроксид железа (III).

Решение - 2) Гидроксид цинка - амфотерный. Он реагирует как с кислотами, так и со щелочами.

Пример 2 Раствор сульфата меди(II) реагирует с каждым из двух веществ:

1) HCl и H 2 SiO 3 ;
2) H 2 O и Cu(OH) 2 ;
3) O 2 и HNO 3 ;
4) NaOH и BaCl 2 .

Решение - 4) В растворах реакция протекает, если выполняются условия: выпадает осадок, выделяется газ, образуется малодиссоциирующее вещество, например, вода.

Пример 3 Схема превращений Э -> Э 2 О 3 -> Э(ОН) 3 соответствует генетическому ряду:

1) натрий -> оксид натрия -> гидроксид натрия;
2) алюминий -> оксид алюминия -> гидроксид алюминия;
3) кальций -> оксид кальция -> гидроксид кальция;
4) азот -> оксид азота(V) -> азотная кислота.

Решение - 2) По схеме можно выяснить, что элементом является трёхвалентный металл, который образует соответствующие оксид и гидроксид.

Пример 4 Как осуществить следующие превращения:

Ca → Ca(OH) 2 → CaCO 3 → CaO → CaSO 4 → CaCl 2 → Ca ?

Решение:

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

Ca(OH) 2 + H 2 CO 3 = CaCO 3 + 2H 2 O

CaCO 3 == t CaO + CO 2

CaO + SO 3 = CaSO 4

CaSO 4 + BaCl 2 = CaCl 2 + BaSO 4

CaCl 2 + Ba = BaCl 2 + Ca

Задания по теме 5

161- 170. Подтвердите уравнениями реакций в молекулярном и ионном виде кислотные свойства оксидов. Назовите полученные вещества.

181-190. Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения веществ:

Химические реакции.

Одним из типов взаимодействия атомов, молекул и ионов являются реакции, в которых одни реагенты отдают, а другие-приобретают электроны . В ходе таких реакций, называемых окислительно-восстановительными , атомы одного или нескольких элементов изменяют свою степень окисления .

Под степенью окисления понимают условный заряд, который возник бы на данном атоме, если считать, что все связи в частице (молекуле, сложном ионе) - ионные . При этом полагают, что электроны полностью смещены к более электроотрицательному атому, который сильнее их притягивает. Понятие о степени окисления является формальным и часто не совпадает ни с эффективными зарядами атомов в соединениях, ни с фактическим числом связей, которые образует атом. Однако, оно удобно при составлении уравнений окислительно-восстановительных процессов и полезно при описании окислительно-восстановительных свойств химических соединений.

Степени окисления атомов рассчитывают, исходя из следующих основных правил:Степень окисления обозначают надстрочным индексом над атомом, причем сначала указывают ее знак, а затем - величину. Она может быть как целым, так и дробным числом. Например, если в H 2 O и H 2 O2 для кислорода степень окисления равна (-2) и (-1), то в KO2и KO3- соответственно (-1/2) и (-1/3).

1) степень окисления атома в простых веществах равна нулю, например:

Na 0 ; H 2 0 ; Cl 0 2; O 2 0 и т.д.;

2) степень окисления простого иона, например: Na+; Ca +2 ; Fe+3; Cl-; S-2 равна его заряду, т.е., соответственно, (+1); (+2); (+3); (-1); (-2);

3) в большинстве соединений степень окисления атома водорода равна (+1) (кроме гидридов Me - LiH; CaH и др., в которых она равна (-1));

4) степень окисления атома кислорода в большинстве соединений равна

(-2), кроме пероксидов (-1), фторида кислорода OF2(+2) и др.;

5) алгебраическая сумма значений степеней окисления всех атомов в моле-куле равна нулю, а в сложном ионе - заряду этого иона. Например, степень окисления азота в молекуле азотной кислоты - HNO3определяют следующим образом: степень окисления водорода равна (+1), кислорода (-2), азота (x). Составив алгебраическое уравнение: (+1) + x + (-2)·3 = 0, получают x = +5.

Возвращаясь к определению окислительно-восстановительных реакций, отметим, что окислением называют процесс отдачи электронов, а восстановлением - процесс их присоединения. Окислитель - вещество, содержащее элемент, у которого в ходе реакции степень окисления понижается. Восстановитель - вещество, содержащее элемент, у которого в ходе реакции степень окисления повышается. Следует подчеркнуть, что реакции окисления и восстановления невозможны одна без другой (сопряженные реакции ). Таким образом, в результате окислительно-восстановительной реакции окислитель восстанавливается, а восстановитель - окисляется.

Типичные восстановители:

1) металлы, например: K, Mg, Al, Zn и некоторые неметаллы в свободном состоянии - C, H (в большинстве случаев) и др.;

2) простые ионы, соответствующие низшей степени окисления элемента: S2-; I; Cl-и др.;

3) сложные ионы и молекулы, содержащие атомы в низшей степени окис-

ления: N в ионе NH4, S в молекуле H 2 S, I в молекуле KI и др.

Типичные окислители:

1) атомы и молекулы некоторых неметаллов: F2; Cl и O2(в большинстве случаев) и др.;

2) простые ионы, соответствующие высшим степеням окисления элемента: Hg+2; Au+3; Pb и др.;

3) сложные ионы и молекулы, содержащие атомы в высшей степени окисления: Pb +4 в PbO2; N +5 в HNO3; S +6 в H SO4; Cr +6 в Cr2O7 2- или CrO4 2- ; Mn +7 в MnO - и др.

Некоторые вещества обладают двойственной окислительно - восстановительной функцией , проявляя (в зависимости от условий) либо окислительные, либо восстановительные свойства. К ним относят молекулы некоторых веществ, простые и сложные ионы, в которых атомы находятся в промежуточной степени окисления: C +2 в молекуле CO, О - в молекуле H 2 O 2 , в S +4 ионе SO 3 2- , в ионе N +3 в ионе NO 2 - и др.

В окислительно-восстановительной реакции происходит передача электронов от восстановителя к окислителю.

Пример 1 Напишите уравнение реакции окисления дисульфида железа (II) концентрированной азотной кислотой. Составьте: схемы электронного и электронно-ионного баланса.

Решение. НNО 3 - сильный окислитель, поэтому сера будет окисляться до максимальной степени окисления S +6 , а железо до Fe +3 , при этом НNО 3 может восстанавливаться до NO или NO 2 . Рассмотрим случай восстановления до NО 2 .

FеS 2 + НNO 3(конц) → Fе(NO 3) 3 + Н 2 SО 4 + NО 2 .

Где будет находиться Н 2 О (в левой или правой части), пока неиз-вестно.

Уравняем данную реакцию методом электронного баланса. Процесс восстановления описывается схемой:

N +5 + e → N +4

В полуреакцию окисления вступают сразу два элемента - Fe и S. Железо в дисульфиде имеет степень окисления +2, а сера -1. Не-обходимо учесть, что на один атом Fе приходится два атома S:

Fe +2 - e → Fe +3

2S - - 14e → 2S +6 .

Вместе железо и сера отдают 15 электронов.

Полный баланс имеет вид:

15 молекул НNО 3 идут на окисление FеS 2 , и еще 3 молекулы НNО 3 необходимы для образования Fе(NО 3) 3:

FеS 2 + 18НNО 3 → Fе(NО 3) 3 + 2Н 2 SО 4 + 15NО 2 .

Чтобы уравнять водород и кислород, в правую часть надо доба-вить 7 молекул Н 2 О:

FeS 2 + 18НNО 3(конц) = Fе(NО 3) 3 + 2Н 2 SО 4 + 15NО 2 + 7Н 2 О.

Используем теперь метод электронно-ионного баланса. Рас-смотрим полуреакцию окисления. Молекула FеS 2 превращается в ион Fе 3+ (Fе(NО 3) 3 полностью диссоциирует на ионы) и два иона SO 4 2- (диссоциация H 2 SO 4):

FeS 2 → Fe 3+ + 2SO 2 4- .

Для того, чтобы уравнять кислород, в левую часть, добавим 8 молекул H 2 O, а в правую - 16 ионов Н + (среда кислая!):

FeS 2 + 8H 2 O → Fe 3+ + 2SO 4 2- + 16H + .

Заряд левой части равен 0, заряд правой +15, поэтому FеS 2 дол-жен отдать 15 электронов:

FеS 2 + 8Н 2 О - 15е → Fе 3+ + 2SО 4 2- + 16Н + .

Рассмотрим теперь полуреакцию восстановления нитрат-иона:

NO -3 → NO 2 .

Необходимо отнять у NО 3 - один атом О. Для этого к левой части добавим 2 иона Н + (кислая среда), а к правой — одну молекулу Н 2 О:

NО 3 - + 2Н + → NО 2 + Н 2 О.

Для уравнивания заряда к левой части (заряд +1) добавим один электрон:

NО 3 - + 2Н + + е → NO 2 + Н 2 О.

Полный электронно-ионный баланс имеет вид:

Сократив обе части на 16Н + и 8Н 2 О, получим сокращенное ион-ное уравнение окислительно-восстановительной реакции:

FеS 2 + 15NО 3 - + 14Н + = Fе 3+ + 2SО 4 2- + 15NО 2 + 7Н 2 О.

Добавив в обе части уравнения соответствующее количество ионов по три иона NО 3 - и Н + , находим молекулярное уравнение реакции:

FеS 2 + 18НNО 3(конц) = Fе(NО 3) 3 + 2Н 2 SО 4 + 15NО 2 + 7Н 2 О.

Химическая кинетика изучает скорости и механизмы химических процессов, а также зависимость их от различных факторов. Скорость химических реакций зависит от: 1) природы реагирующих веществ; 2) условий протекания реакции: концентрации реагирующих веществ; давления, если в реакции участвуют газообразные вещества; температуры; присутствия катализатора.

ПРИМЕР 2 . Вычислите, во сколько раз возрастет скорость реакции при увеличении температуры на 40 °, если температурный коэффициент скорости этой реакции равен 3.

РЕШЕНИЕ . Зависимость скорости реакции от температуры выражается эмпирическим правилом Вант-Гоффа , согласно которому при увеличении температуры на каждые 10 ° скорость большинства гомогенных реакций увеличивается в 2-4 раза, или

где - температурный коэффициент скорости реакции, часто принимает значения 2-4, показывает, во сколько раз увеличится скорость реакции при повышении температуры на 10 градусов;

v T 1 , v T2 - скорости химической реакции при температурах T1и T2. В данном примере:

Скорость реакции возрастёт в 81 раз

ПРИМЕР 3. Окисление оксида углерода (II) и графита протекает по уравнениям: а) 2СО(г)+ О= 2СО2(г);

б) 2С(т)+ О2(г)= 2СО(г).

Вычислите, как изменятся скорости этих реакций, если увеличить в три раза: 1) концентрацию кислорода; 2) объем реакционного пространства; 3) давление в системе.

Решение: Реакция а) протекает в гомогенной системе - все вещества находятся в одной фазе (все вещества газы), реакция б) протекает в гетерогенной системе - реагирующие вещества находятся в разных фазах (О2и СО - газы, С - твердое). Поэтому скорости реакций для этих систем согласно ЗДМ равны:

а) 2СО(г)+ О2(г) = 2СО; б) 2С(т) + О2(г) = 2СО(г);

а) б)

После увеличения концентрации кислорода скорости реакций а) и б) будут равны:

a) б)

Увеличение скорости реакции по отношению к первоначальной определяется соотношением:

А)
б)

Следовательно, после увеличения концентрации кислорода в 3 раза скорости реакций а) и б) возрастут в 3 раза.

2) Увеличение объема системы в 3 раза вызовет уменьшение концентрации каждого газообразного вещества в 3 раза. Поэтому скорости реакций уменьшатся соответственно в 27 раз (а) и в 3 раза (б):

А)
б)

3) Увеличение давления в системе в 3 раза вызовет уменьшение объема в 3 раза и увеличение концентрации газообразных веществ в 3 раза. Поэтому:

А)
б)

ПРИМЕР 4. Реакция разложения пентахлорида фосфора протекает по уравнению:

PCl5(г)= PCl3(г)+ Cl2(г); H = +92,59 кДж.

В каком направлении сместится равновесие этой реакции при: а) увеличении концетрации PCl5; б) увеличении концентрации Cl2; в) повышении давления; г) понижении температуры; д) введении катализатора.

РЕШЕНИЕ. Смещением или сдвигом химического равновесия называется изменение равновесных концентраций реагирующих веществ в результате изменения одного из условий протекания реакции. Направление смещения равновесия определяется по принципу Ле Шателье : если на систему, находящуюся в равновесии оказать какое-либо внешнее воздействие (изменить концентрацию, давление, температуру), то равновесие сместится в сторону той реакции (прямой или обратной), которая противодействует оказанному воздействию .

а) Увеличение концентрации реагентов (PCl5) увеличивает скорость прямой реакции по сравнению со скоростью обратной реакции, и равновесие смещается в сторону прямой реакции, т.е. вправо;

б) увеличение концентрации прдуктов (Cl2) реакции увеличивает скорость обратной реакции по сравнению со скоростью прямой реакции, и равновесие смещается влево;

в) увеличение давления смещает равновесие в сторону реакции, идущей с образованием меньшего количества газообразных веществ . В данном примере прямая реакция сопровождается образованием 2 моль газов (1 моль PCl3и 1 моль Cl2), а обратная - образованием 1 моль PCl5. Поэтому повышение давления приведет к смещению равновесия влево, т.е. в сторону обратной реакции;

г) так как прямая реакция протекает с поглощением теплоты), то понижение температуры смещает равновесие в сторону обратной (экзотермической реакции) ;

д) введение в систему катализатора не влияет на смещение равновесия , т.к. одинаково увеличивает скорость прямой и обратной реакций.

Задания по теме 6

201-220. По данным схемам составьте уравнения окислительно-восстановительных реакций, укажите окислитель и восстановитель:

221-230. Во сколько раз изменится скорость прямой реакции, если изменить температурный режим с Т 1 до Т 2 ? Температурный коэффициент приведен в таблице.

231-240. Рассчитайте, во сколько раз изменится скорость реакции, если изменить условия протекания процесса.

236-240. Как надо изменить а) температуру, б) давление, в) концентрацию, чтобы сместить химическое равновесие в сторону прямой реакции?

Металлы и неметаллы.

Совокупность ОВР, которые протекают на электродах в растворах или расплавах электролитов при пропускании через них электрического тока, называют электролизом.

На катоде источника тока происходит процесс передачи электронов катионам из раствора или расплава, поэтому катод является «восстановителем». На аноде происходит отдача электронов анионами, поэтому анод является «окислителем». При электролизе как на аноде, так и на катоде могут происходить конкурирующие процессы.

При проведении электролиза с использованием инертного (нерасходуемого) анода (например, графита или платины), как правило, конкурирующими являются два окислительных и восстановительных процесса:

- на аноде — окисление анионов и гидроксид-ионов,

- на катоде — восстановление катионов и ионов водорода.

При проведении электролиза с использованием активного (расходуемого) анода процесс усложняется и конкурирующими реакциями на электродах являются следующие:

- на аноде — окисление анионов и гидроксид ионов, анодное растворение металла — материала анода;

- на катоде - восстановление катиона соли и ионов водорода, восстановление катионов металла, полученных при растворении анода. При выборе наиболее вероятного процесса на аноде и катоде исходят из положения, что протекает та реакция, которая требует наименьшей затраты энергии. При электролизе растворов солей с инертным электродом используют следующие правила.

1. На аноде могут образовываться следующие продукты:

а) при электролизе растворов, содержащих анионы F - , SО 4 2- , NO 3 - , РO 4 3- , ОН - выделяется кислород;

б) при окислении галогенид-ионов выделяются свободные галогены;

в) при окислении анионов органических кислот происходит процесс:

2RCOO - - 2е → R-R + 2СО 2 .

2. При электролизе растворов солей, содержащих ионы, расположенные в ряду напряжений левее Аl 3+ , на катоде выделяется водород; если ион расположен правее водорода, то выделяется металл.

3. При электролизе растворов солей, содержащих ионы, расположенные между Аl 3+ и Н + на катоде могут протекать конкурирующие процессы как восстановления катионов, так и выделения водорода.

Зависимость количества вещества, образовавшегося при электролизе, от времени и силы тока описывается обобщенным законом Фарадея:

m = (Э / F) . I . t = (М / (n . F)) . I . t,

где m — масса образовавшегося при электролизе вещества (г); Э — эквивалентная масса вещества (г/моль); М — молярная масса вещества (г/моль); n — количество отдаваемых или принимаем электронов; I — сила тока (А); t — продолжительность процесса (с); F — константа Фарадея, характеризующая количество электричества, необходимое для выделения 1 эквивалентной массы вещества (F= 96500 Кл/ моль = 26,8 А. ч / моль).

Пример 1 Электролиз расплава хлорида натрия:

NaCl = Na + + Cl - ;

катод (-) (Na +): Na + + е = Na 0 ,

анод (-) (Cl -): Cl - - е = Cl 0 , 2Cl 0 = Cl 2 ;

2NaCl = 2Na + Cl 2 .

Пример 2 Электролиз раствора хлорида натрия:

NaCl = Na + + Cl - ,

H 2 O = Н + + ОН - ;

катод (-) (Na + ; Н +): H + + е = H 0 , 2H 0 = H 2

(2H 2 O + 2е = H 2 + 2OH -),

анод (+) (Cl - ; OН -): Cl - - е = Cl 0 , 2Cl 0 = Cl 2 ;

2NaCl + 2H 2 O = 2NaOH + Cl 2 + H 2 .

Пример 3 Электролиз раствора нитрата меди(II):

Cu(NO 3) 2 = Cu 2+ + NO 3 --

Н 2 O = H + + OH - ;

катод (-) (Cu 2+ ; Н +): Cu 2+ + 2е = Cu 0 ,

анод (+) (OН -): OH - - е = OH 0 ,

4H 0 = O 2 + 2H 2 O;

2Cu(NO 3) 2 + 2H 2 O = 2Cu + O 2 + 4HNO 3 .

Задания по теме 7

241-250. Составьте электронные уравнения процессов, происходящих на инертных электродах при электролизе а) расплава, б) раствора вещества:

251-260. Какие вещества и в каком количестве выделятся на угольных электродах при электролизе рёаствора в течение времени t(ч) при силе тока I(A).

271-280. Составьте уравнение реакции между веществами, учитывая, что переход электронов максимальный.

Основная :

1. Ерохин Ю.М. «Химия»: Учебник для средних профессиональных учебных заведений.- М.: Издательский центр «Академия», 2004.

2. Рудзитис Г.Е., Фельдман Ф.Г. «Химия» 10 кл.-М.: Просвещение. 1995.

3. Рудзитис Г.Е., Фельдман Ф.Г. «Химия» 11 кл. -М.: Просвещение. 1995.

4. Ахметов М.С. «Лабораторные и семинарские занятия по общей и неорганической химии» М.: Высшая школа. 2002.

Дополнительная :

1. Петров М.М., Михилев Л.А., Кукушкин Ю.Н. «Неорганическая химия». М.: Химия. 1989.

2. Потапов В.М. «Органическая химия».- М.: Просвещение.1983.

3. Михилев Л.А., Пассет Н.Ф., Федотова М.И. «Задачи и упражнения по неорганической химии». М.: Химия. 1989.

4. Потапов В.М., Татаринчик С.Н., Аверина А.В. «Задачи и упражнения по органической химии» -М.: Химия. 1989.

5. Хомченко И.Г. «Общая химия». -М.: Новая волна. -ОНИКС 1999.

6. Хомченко Г.П. «Сборник задач по химии для поступающих в Вуз». -М.: Новая волна. 1999.

На сегодняшний день существует около 2,5 миллионов разнообразных соединений как природного происхождения, так и синтезированных искусственно человеком. Все они очень разные, часть из них - незаменимые участники биологических процессов, происходящих в живых организмах. Отличают соединения друг от друга свойства веществ. Характеристики и то, что еще позволяет идентифицировать ту или иную химическую молекулу, рассмотрим далее.

Что такое вещество?

Если давать определение этому понятию, то нужно указать на его связь с физическими телами. Ведь веществом принято считать именно то, из чего состоят эти тела. Так, стекло, железо, сера, дерево - это вещества. Примеры можно приводить бесконечно. Проще понять следующее: рассматриваемым термином обозначают все существующее в мире многообразие различных сочетаний молекул, а также простых одноатомных частиц.

Таким образом, вода, спирт, кислоты, щелочи, белки, углеводы, соль, сахар, песок, глина, алмаз, газы и прочее - это все и есть вещества. Примеры позволяют более четко уловить суть этого понятия.

Физическое тело - это продукт, который создается природой или человеком на основе различных соединений. Например, стакан - это тело, которое состоит из стекла, а лист бумаги - это тело, которое представляет собой обработанную целлюлозу или древесину.

Конечно, все молекулы разные. То, что лежит в основе их отличия, называется их свойствами - физическими, органолептическими и химическими. Определяются они при помощи специальных методов, которые у каждой науки свои. Это могут быть и математические, аналитические, экспериментальные, инструментальные способы, и еще множество самых разнообразных. Например, наука химия использует для каждого вещества, вернее, для его идентификации, свой реагент. Он подбирается на основании особенностей строения молекулы и прогнозирования химических свойств. Затем проверяется экспериментально, утверждается и закрепляется в теоретической базе.

Классификация веществ

В основу деления соединений на группы может быть положено множество разных признаков. Например, агрегатное состояние. Все они могут быть по этому фактору четырех видов:

• плазма;
• жидкость;
• кристаллическое вещество (твердое).

Если брать за основу более "глубокий" признак, то все вещества можно разделить на:

• органические - в основе цепочки и циклы из атомов углерода и водорода;
• неорганические - все остальные.

По элементному составу, который отражают формулы веществ, все они бывают:

• простые - из одного вида химического атома;
• сложные - два и больше разных типов элементов.

В свою очередь, простые делятся на металлы и неметаллы. Сложные имеют множество классов: соли, основания, кислоты, оксиды, сложные эфиры, углеводороды, спирты, нуклеиновые кислоты и так далее.

Разные виды формул соединений

Что является наглядным, то есть графическим, отображением соединений? Конечно, это формулы веществ. Они бывают разными. В зависимости от вида заключенная в них информация о молекуле тоже отличается. Так, существуют такие варианты:

1. Эмпирическая, или молекулярная. Отражает количественный и качественный состав вещества. Она включает в себя символы входящих в состав элементов и индекс в нижнем левом углу у него, показывающий количество данного атома в составе молекулы. Например, Н 2 О, Na 2 SO 4 , AL 2 (SO 4) 3 .
2. Электронно-графическая. Такая формула показывает количество валентных электронов у каждого элемента, входящего в состав соединения. Поэтому по такому варианту уже можно предсказать некоторые химические и веществ.
3. В органической химии принято использовать полные и сокращенные Они отражают порядок связи атомов в молекулах, кроме того, четко указывают на принадлежность вещества к тому или иному классу соединений. А это позволяет с точностью определить конкретный тип молекулы и спрогнозировать все характерные для нее взаимодействия.

Поэтому химическая символика и правильно составленные формулы соединений - важнейшая часть работы со всеми известными веществами. Это которые должен знать каждый школьник, изучающий химию.

Физические свойства

Очень важной характеристикой являются проявляемые физические свойства веществ. Что относится именно к этой группе?

1. Агрегатное состояние при различных условиях, в том числе при стандартных.
2. Температуры кипения, плавления, замерзания, испарения.
3. Органолептические характеристики: цвет, запах, вкус.
4. Растворимость в воде и других растворителях (органических, например).
5. Плотность и текучесть, вязкость.
6. Электро- и теплопроводность, теплоемкость.
7. Электрическая проницаемость.
8. Радиоактивность.
9. Абсорбция и эмиссия.
10. Индуктивность.

Также есть ряд показателей, которые очень важны для полного списка, отражающего свойства веществ. Однако они находятся между физическими и химическими. Это:

• тип кристаллической решетки;
• электроотрицательность;
• твердость и хрупкость;
• ковкость и пластичность;
• испаряемость или летучесть;
• биологическое воздействие на живые организмы (отравляющее, удушающее, нервнопаралитическое, нейтральное, благоприятное и прочее).

Часто эти показатели упоминаются именно тогда, когда рассматриваются уже непосредственно химические свойства веществ. Однако можно указать их и в разделе физических, что ошибкой не будет.

Химические свойства веществ

К данной группе относятся все возможные виды взаимодействий рассматриваемой молекулы с другими простыми и сложными веществами. То есть это непосредственно химические реакции. Для каждого вида соединения они строго специфичны. Однако выделяют общие групповые свойства для целого класса веществ.

Например, все кислоты способны реагировать с металлами согласно их положению в электрохимическом ряду напряжений металлов. Также для всех характерны реакции нейтрализации с щелочами, взаимодействие с нерастворимыми основаниями. Однако концентрированная серная и азотная кислоты особые, так как продукты их взаимодействия с металлами отличаются от полученных в результате реакций с другими представителями класса.

Химических свойств очень много у каждого вещества. Их количество определяется активностью соединения, то есть способностью реагировать с другими компонентами. Есть высокореакционноспособные, есть практически инертные. Это строго индивидуальный показатель.

Простые вещества

К таковым относятся те, что состоят из одного вида атомов, но разного их количества. Например, S 8, O 2, O 3, Au, N 2, P 4, CL 2, Ar и прочие.

Химические свойства простых веществ сводятся к взаимодействию с:

• металлами;
• неметаллами;
• водой;
• кислотами;
• щелочами и амфотерными гидроксидами;
• органическими соединениями;
• солями;
• оксидами;
• пероксидами и ангидридами и прочими молекулами.

Опять же следует указать, что это узко специфичная характеристика для каждого конкретного случая. Поэтому физические и химические свойства простых веществ рассматриваются индивидуально.

Сложные вещества

К данной группе относятся такие соединения, молекулы которых образованы двумя и более разными химическими элементами. Количество каждого из них может быть разным. Для понимания приведем несколько простых примеров:

• H 3 PO 4 ;
• K 3 ;
• Cu(OH) 2 ;
• AL 2 O 3 и прочие.

Так как все они относятся к разным классам веществ, выделить общие физические и химические характеристики для всех невозможно. Это специфичные свойства, своеобразные и индивидуальные в каждом конкретном случае.

Неорганические вещества

Их на сегодняшний день насчитывается свыше 500 тысяч. Встречаются как простые, так и сложные. Всего можно выделить несколько основных которые представляют все их многообразие.

1. Простые вещества металлы.
2. Оксиды.
3. Простые вещества неметаллы.
4. Благородные или инертные газы.
5. Пероксиды.
6. Ангидриды.
7. Летучие водородные соединения.
8. Гидриды.
9. Соли.
10. Кислоты.
11. Основания.
12. Амфотерные соединения.

Любой представитель каждого из классов имеет свой набор физико-химических свойств, позволяющих отличить его среди других соединений и идентифицировать.

Свойства органических веществ

Органика - это такой раздел химии, который занимается изучением соединений, отличных от неорганических, и их свойств. В основе их строения лежат атомы углерода, способные соединяться друг с другом в различные структуры:

• линейные и разветвленные цепи;
• циклы;
• ароматические кольца;
• гетероциклы.

Живые организмы состоят как раз из таких соединений, ведь основа жизни - это белки, жиры и углеводы. Все они - представители Поэтому и свойства их особенные. Однако в любом случае, независимо от того, о какой молекуле идет речь, все равно для нее будет характерен определенный набор физико-химических свойств, которые мы уже упоминали раньше.

Что такое живое вещество?

Живым называется вещество, из которого сложена вся биомасса нашей планеты. То есть те организмы, которые составляют жизнь на ней:

• бактерии и вирусы;
• простейшие;
• растения;
• животные;
• грибы;
• люди.

Так как основная часть соединений в составе живого существа - органические, то именно их и можно отнести к группе живого вещества. Однако не все. Только те, без которых невозможно существование представителей живой биосферы. Это белки, нуклеиновые кислоты, гормоны, витамины, жиры, углеводы, аминокислоты и прочие. Термин "живое вещество" был введен Вернадским, основателем учения о биосфере планеты.

Свойства живого вещества:

• обладание энергией с возможностью ее преобразования;
• саморегуляция;
• произвольное движение;
• чередование поколений;
• чрезвычайное разнообразие.

Кристаллы и металлические вещества

Кристаллическими называют все соединения, имеющие определенный тип строения пространственной решетки. Существуют соединения с атомной, молекулярной или металлической кристаллической решеткой. В зависимости от типа отличаются и свойства Типичными твердыми соединениями, имеющими вид мелко- или крупнодисперсных кристалликов, являются различные соли.

Также существуют и простые вещества с подобной структурой, например, алмаз или графит, драгоценные и полудрагоценные камни, минералы, горные породы. Основные свойства их:

• твердость;
• хрупкость;
• средние температуры плавления и кипения.

Однако, как и всегда, каждая характеристика не может подходить для всех.

Вещества проявляют металлы, их сплавы. Для них можно выделить набор общих характеристик:

• ковкость и пластичность;
• высокие температуры кипения, плавления;
• электро- и теплопроводность;
• металлический блеск.

Если в периодической таблице элементов Д.И.Менделеева провести диагональ от бериллия к астату, то слева внизу по диагонали будут находиться элементы-металлы (к ним же относятся элементы побочных подгрупп, выделены синим цветом), а справа вверху – элементы-неметаллы (выделены желтым цветом). Элементы, расположенные вблизи диагонали – полуметаллы или металлоиды (B, Si, Ge, Sb и др.), обладают двойственным характером (выделены розовым цветом).

Как видно из рисунка, подавляющее большинство элементов являются металлами.

По своей химической природе металлы – это химические элементы, атомы которых отдают электроны с внешнего или предвнешнего энергетического уровней, образуя при этом положительно заряженные ионы.

Практически все металлы имеют сравнительно большие радиусы и малое число электронов (от 1 до 3) на внешнем энергетическом уровне. Для металлов характерны низкие значения электроотрицательности и восстановительные свойства.

Наиболее типичные металлы расположены в начале периодов (начиная со второго), далее слева направо металлические свойства ослабевают. В группе сверху вниз металлические свойства усиливаются, т.к увеличивается радиус атомов (за счет увеличения числа энергетических уровней). Это приводит к уменьшению электроотрицательности (способности притягивать электроны) элементов и усилению восстановительных свойств (способность отдавать электроны другим атомам в химических реакциях).

Типичными металлами являются s-элементы (элементы IА-группы от Li до Fr. элементы ПА-группы от Мg до Rа). Общая электронная формула их атомов ns 1-2 . Для них характерны степени окисления + I и +II соответственно.

Небольшое число электронов (1-2) на внешнем энергетическом уровне атомов типичных металлов предполагает легкую потерю этих электронов и проявление сильных восстановительных свойств, что отражают низкие значения электроотрицательности. Отсюда вытекает ограниченность химических свойств и способов получения типичных металлов.

Характерной особенностью типичных металлов является стремление их атомов образовывать катионы и ионные химические связи с атомами неметаллов. Соединения типичных металлов с неметаллами — это ионные кристаллы «катион металлаанион неметалла», например К + Вг — , Сa 2+ О 2-. Катионы типичных металлов входят также в состав соединений со сложными анионами — гидроксидов и солей, например Мg 2+ (OН —) 2 , (Li +)2СO 3 2-.

Металлы А-групп, образующие диагональ амфотерности в Периодической системе Ве-Аl-Gе-Sb-Ро, а также примыкающие к ним металлы (Gа, In, Тl, Sn, Рb, Вi) не проявляют типично металлических свойств. Общая электронная формула их атомов ns 2 np 0-4 предполагает большее разнообразие степеней окисления, большую способность удерживать собственные электроны, постепенное понижение их восстановительной способности и появление окислительной способности, особенно в высоких степенях окисления (характерные примеры — соединения Тl III , Рb IV , Вi v). Подобное химическое поведение характерно и для большинства (d-элементов, т. е. элементов Б-групп Периодической системы (типичные примеры — амфотерные элементы Сr и Zn).

Это проявление двойственности (амфотерности) свойств, одновременно металлических (основных) и неметаллических, обусловлено характером химической связи. В твердом состоянии соединения нетипичных металлов с неметаллами содержат преимущественно ковалентные связи (но менее прочные, чем связи между неметаллами). В растворе эти связи легко разрываются, а соединения диссоциируют на ионы (полностью или частично). Например, металл галлий состоит из молекул Ga 2 , в твердом состоянии хлориды алюминия и ртути (II) АlСl 3 и НgСl 2 содержат сильно ковалентные связи, но в растворе АlСl 3 диссоциирует почти полностью, а НgСl 2 — в очень малой степени (да и то на ионы НgСl + и Сl —).

Общие физические свойства металлов

Благодаря наличию свободных электронов («электронного газа») в кристаллической решетке все металлы проявляют следующие характерные общие свойства:

1) Пластичность — способность легко менять форму, вытягиваться в проволоку, прокатываться в тонкие листы.

2) Металлический блеск и непрозрачность. Это связано со взаимодействием свободных электронов с падающими на металл светом.

3) Электропроводность . Объясняется направленным движением свободных электронов от отрицательного полюса к положительному под влиянием небольшой разности потенциалов. При нагревании электропроводность уменьшается, т.к. с повышением температуры усиливаются колебания атомов и ионов в узлах кристаллической решетки, что затрудняет направленное движение «электронного газа».

4) Теплопроводность. Обусловлена высокой подвижностью свободных электронов, благодаря чему происходит быстрое выравнивание температуры по массе металла. Наибольшая теплопроводность — у висмута и ртути.

5) Твердость. Самый твердый – хром (режет стекло); самые мягкие – щелочные металлы – калий, натрий, рубидий и цезий – режутся ножом.

6) Плотность. Она тем меньше, чем меньше атомная масса металла и больше радиус атома. Самый легкий — литий (ρ=0,53 г/см3); самый тяжелый – осмий (ρ=22,6 г/см3). Металлы, имеющие плотность менее 5 г/см3 считаются «легкими металлами».

7) Температуры плавления и кипения. Самый легкоплавкий металл – ртуть (т.пл. = -39°C), самый тугоплавкий металл – вольфрам (t°пл. = 3390°C). Металлы с t°пл. выше 1000°C считаются тугоплавкими, ниже – низкоплавкими.

Общие химические свойства металлов

Сильные восстановители: Me 0 – nē → Me n +

Ряд напряжений характеризует сравнительную активность металлов в окислительно-восстановительных реакциях в водных растворах.

I. Реакции металлов с неметаллами

1) С кислородом:
2Mg + O 2 → 2MgO

2) С серой:
Hg + S → HgS

3) С галогенами:
Ni + Cl 2 – t° → NiCl 2

4) С азотом:
3Ca + N 2 – t° → Ca 3 N 2

5) С фосфором:
3Ca + 2P – t° → Ca 3 P 2

6) С водородом (реагируют только щелочные и щелочноземельные металлы):
2Li + H 2 → 2LiH

Ca + H 2 → CaH 2

II. Реакции металлов с кислотами

1) Металлы, стоящие в электрохимическом ряду напряжений до H восстанавливают кислоты-неокислители до водорода:

Mg + 2HCl → MgCl 2 + H 2

2Al+ 6HCl → 2AlCl 3 + 3H 2

6Na + 2H 3 PO 4 → 2Na 3 PO 4 + 3H 2 ­

2) С кислотами-окислителями:

При взаимодействии азотной кислоты любой концентрации и концентрированной серной с металлами водород никогда не выделяется!

Zn + 2H 2 SO 4(К) → ZnSO 4 + SO 2 + 2H 2 O

4Zn + 5H 2 SO 4(К) → 4ZnSO 4 + H 2 S + 4H 2 O

3Zn + 4H 2 SO 4(К) → 3ZnSO 4 + S + 4H 2 O

2H 2 SO 4(к) + Сu → Сu SO 4 + SO 2 + 2H 2 O

10HNO 3 + 4Mg → 4Mg(NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O

4HNO 3 (к) + Сu → Сu (NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

III. Взаимодействие металлов с водой

1) Активные (щелочные и щелочноземельные металлы) образуют растворимое основание (щелочь) и водород:

2Na + 2H 2 O → 2NaOH + H 2

Ca+ 2H 2 O → Ca(OH) 2 + H 2

2) Металлы средней активности окисляются водой при нагревании до оксида:

Zn + H 2 O – t° → ZnO + H 2 ­

3) Неактивные (Au, Ag, Pt) — не реагируют.

IV. Вытеснение более активными металлами менее активных металлов из растворов их солей:

Cu + HgCl 2 → Hg+ CuCl 2

Fe+ CuSO 4 → Cu+ FeSO 4

В промышленности часто используют не чистые металлы, а их смеси - сплавы , в которых полезные свойства одного металла дополняются полезными свойствами другого. Так, медь обладает невысокой твердостью и малопригодна для изготовления деталей машин, сплавы же меди с цинком (латунь ) являются уже достаточно твердыми и широко используются в машиностроении. Алюминий обладает высокой пластичностью и достаточной легкостью (малой плотностью), но слишком мягок. На его основе готовят сплав с магнием, медью и марганцем — дуралюмин (дюраль), который, не теряя полезных свойств алюминия, приобретает высокую твердость и становится пригодным в авиастроении. Сплавы железа с углеродом (и добавками других металлов) — это широко известные чугун и сталь.

Металлы в свободном виде являются восстановителями. Однако реакционная способность некоторых металлов невелика из-за того, что они покрыты поверхностной оксидной пленкой , в разной степени устойчивой к действию таких химических реактивов, как вода, растворы кислот и щелочей.

Например, свинец всегда покрыт оксидной пленкой, для его перехода в раствор требуется не только воздействие реактива (например, разбавленной азотной кислоты), но и нагревание. Оксидная пленка на алюминии препятствует его реакции с водой, но под действием кислот и щелочей разрушается. Рыхлая оксидная пленка (ржавчина ), образующаяся на поверхности железа во влажном воздухе, не мешает дальнейшему окислению железа.

Под действием концентрированных кислот на металлах образуется устойчивая оксидная пленка. Это явление называется пассивацией . Так, в концентрированной серной кислоте пассивируются (и после этого не реагируют с кислотой) такие металлы, как Ве, Вi, Со, Fе, Мg и Nb, а в концентрированной азотной кислоте — металлы А1, Ве, Вi, Со, Сг, Fе, Nb, Ni, РЬ, Тh и U.

При взаимодействии с окислителями в кислых растворах большинство металлов переходит в катионы, заряд которых определяется устойчивой степенью окисления данного элемента в соединениях (Nа + , Са 2+ ,А1 3+ ,Fе 2+ и Fе 3+)

Восстановительная активность металлов в кислом растворе передается рядом напряжений. Большинство металлов переводится в раствор соляной и разбавленной серной кислотами, но Сu, Аg и Нg — только серной (концентрированной) и азотной кислотами, а Рt и Аи — «царской водкой».

Коррозия металлов

Нежелательным химическим свойством металлов является их , т. е. активное разрушение (окисление) при контакте с водой и под воздействием растворенного в ней кислорода (кислородная коррозия). Например, широко известна коррозия железных изделий в воде, в результате чего образуется ржавчина, и изделия рассыпаются в порошок.

Коррозия металлов протекает в воде также из-за присутствия растворенных газов СО 2 и SО 2 ; создается кислотная среда, и катионы Н + вытесняются активными металлами в виде водорода Н 2 (водородная коррозия ).

Особенно коррозионно-опасным может быть место контакта двух разнородных металлов (контактная коррозия). Между одним металлом, например Fе, и другим металлом, например Sn или Сu, помещенными в воду, возникает гальваническая пара. Поток электронов идет от более активного металла, стоящего левее в ряду напряжений (Ре), к менее активному металлу (Sn, Сu), и более активный металл разрушается (корродирует).

Именно из-за этого ржавеет луженая поверхность консервных банок (железо, покрытое оловом) при хранении во влажной атмосфере и небрежном обращении с ними (железо быстро разрушается после появления хотя бы небольшой царапины, допускающей контакт железа с влагой). Напротив, оцинкованная поверхность железного ведра долго не ржавеет, поскольку даже при наличии царапин корродирует не железо, а цинк (более активный металл, чем железо).

Сопротивление коррозии для данного металла усиливается при его покрытии более активным металлом или при их сплавлении ; так, покрытие железа хромом или изготовление сплава железа с хромом устраняет коррозию железа. Хромированное железо и сталь, содержащая хром (нержавеющая сталь ), имеют высокую коррозионную стойкость.

электрометаллургия , т. е. получение металлов электролизом расплавов (для наиболее активных металлов) или растворов солей;

пирометаллургия , т. е. восстановление металлов из руд при высокой температуре (например, получение железа в доменном процессе);

гидрометаллургия , т. е. выделение металлов из растворов их солей более активными металлами (например, получение меди из раствора СuSO 4 действием цинка, железа или алюминия).

В природе иногда встречаются самородные металлы (характерные примеры — Аg, Аu, Рt, Нg), но чаще металлы находятся в виде соединений (металлические руды ). По распространенности в земной коре металлы различны: от наиболее распространенных — Аl, Nа, Са, Fе, Мg, К, Тi) до самых редких — Вi, In, Аg, Аu, Рt, Rе.

Общие свойства металлов.

Наличие слабо связанных с ядром валентных электронов обуславливает общие химические свойства металлов. В химических реакциях они всегда выступают в роли восстановителя, простые вещества металлы никогда не проявляют окислительных свойств.

Получение металлов:
- восстановление из оксидов углеродом (С), угарным газом (СО), водородом (Н2) или более активным металлом (Al, Ca, Mg);
- восстановление из растворов солей более активным металлом;
- электролиз растворов или расплавов соединений металлов - восстановление наиболее активных металлов (щелочных, щелочноземельных металлов и алюминия) с помощью электрического тока.

В природе металлы встречаются преимущественно в виде соединений, только малоактивные металлы встречаются в виде простых веществ (самородные металлы).

Химические свойства металлов.
1. Взаимодействие с простыми веществами неметаллами:
Большинство металлов могут быть окислены такими неметаллами как галогены, кислород, сера, азот. Но для начала большинства таких реакций требуется предварительное нагревание. В дальнейшем реакция может идти с выделением большого количества тепла, что приводит к воспламенению металла.
При комнатной температуре возможны реакции только между самыми активными металлами (щелочными и щелочноземельными) и самыми активными неметаллами (галогенами, кислородом). Щелочные металлы (Na, K) в реакции с кислородом образуют пероксиды и надпероксиды (Na2O2, KO2).

а) взаимодействие металлов с водой.
При комнатной температуре с водой взаимодействуют щелочные и щелочноземельные металлы. В результате реакции замещения образуются щёлочь (растворимое основание) и водород: Металл + Н2О = Ме(ОН) + Н2
При нагревании с водой взаимодействуют остальные металлы, стоящие в ряду активности левее водорода. Магний реагирует с кипящей водой, алюминий - после специальной обработки поверхности, в результате образуются нерастворимые основания - гидроксид магния или гидроксид алюминия - и выделяется водород. Металлы, находящиеся в ряду активности от цинка (включительно) до свинца (включительно) взаимодействуют с парами воды (т.е. выше 100 С), при этом образуются оксиды соответствующих металлов и водород.
Металлы, стоящие в ряду активности правее водорода, с водой не взаимодействуют.
б) взаимодействие с оксидами:
активные металлы взаимодействуют по реакции замещения с оксидами других металлов или неметаллов, восстанавливая их до простых веществ.
в) взаимодействие с кислотами:
Металлы, расположенные в ряду активности левее водорода, вступают в реакцию с кислотами с выделением водорода и образованием соответствующей соли. Металлы, стоящие в ряду активности правее водорода, с растворами кислот не взаимодействуют.
Особое место занимают реакции металлов с азотной и концентрированной серной кислотами. Все металлы, кроме благородных (золото, платина), могут быть окислены этими кислотами-окислителями. В результате этих реакций всегда будут образовываться соответствующие соли, вода и продукт восстановления азота или серы соответственно.
г) с щелочами
Металлы, образующие амфотерные соединения (алюминий, бериллий, цинк), способны реагировать с расплавами (при этом образуются средние соли алюминаты, бериллаты или цинкаты) или растворами щелочей (при этом образуются соответствующие комплексные соли). Во всех реакциях будет выделяться водород.
д) В соответствии с положением металла в ряду активности возможны реакции восстановления (вытеснения) менее активного металла из раствора его соли другим более активным металлом. В результате реакции образуется соль более активного и простое вещество - менее активный металл.

Общие свойства неметаллов.

Неметаллов намного меньше, чем металлов (22 элемента). Однако химия неметаллов гораздо сложнее за счёт большей заполненности внешнего энергетического уровня их атомов.
Физические свойства неметаллов более разнообразны: среди них есть газообразные (фтор, хлор, кислород, азот, водород), жидкости (бром) и твёрдые вещества, сильно отличающиеся друг от друга по температуре плавления. Большинство неметаллов не проводят электрический ток, но кремний, графит, германий обладают полупроводниковыми свойствами.
Газообразные, жидкие и некоторые твёрдые неметаллы (йод) имеют молекулярное строение кристаллической решётки, остальные неметаллы обладают атомной кристаллической решёткой.
Фтор, хлор, бром, йод, кислород, азот и водород в обычных условиях существуют в виде двухатомных молекул.
Многие элементы-неметаллы образуют несколько аллотропных модификаций простых веществ. Так кислород имеет две аллотропные модификации - кислород О2 и озон О3, сера имеет три аллотропные модификации - ромбическую, пластическую и моноклинную серу, фосфор имеет три аллотропные модификации - красный, белый и чёрный фосфор, углерод - шесть аллотропных модификаций - сажа, графит, алмаз, карбин, фуллерен, графен.

В отличие от металлов, проявляющих только восстановительные свойства, неметаллы в реакциях с простыми и сложными веществами могут выступать как в роли восстановителя, так и в роли окислителя. Согласно своей активности неметаллы занимают определённое место в ряду электроотрицательности. Самым активным неметаллом считается фтор. Он проявляет только окислительные свойства. На втором месте по активности - кислород, на третьем - азот, далее галогены и остальные неметаллы. Наименьшей электроотрицательностью среди неметаллов обладает водород.

Химические свойства неметаллов.

1. Взаимодействие с простыми веществами:
Неметаллы взаимодействуют с металлами. В таких реакция металлы выступают в роли восстановителя, неметаллы - в роли окислителя. В результате реакции соединения образуются бинарные соединения - оксиды, пероксиды, нитриды, гидриды, соли бескислородных кислот.
В реакциях неметаллов между собой более электроотрицательный неметалл проявляет свойства окислителя, менее электроотрицательный - свойства восстановителя. В результате реакции соединения образуются бинарные соединения. Необходимо помнить, что неметаллы могут проявлять переменные степени окисления в своих соединениях.
2. Взаимодействие со сложными веществами:
а) с водой:
В обычных условиях с водой взаимодействуют только галогены.
б) с оксидами металлов и неметаллов:
Многие неметаллы могут реагировать при высоких температурах с оксидами других неметаллов, восстанавливая их до простых веществ. Неметаллы, стоящие в ряду электроотрицательности левее серы, могут взаимодействовать и с оксидами металлов, восстанавливая металлы до простых веществ.
в) с кислотами:
Некоторые неметаллы могут быть окислены концентрированными серной или азотной кислотами.
г) со щелочами:
Под действием щелочей некоторые неметаллы могут подвергаться дисмутации, являясь одновременно и окислителем и восстановителем.
Например в реакции галогенов с растворами щелочей без нагревания: Cl2 + 2NaOH = NaCl + NaClO + H2O или при нагревании: 3Cl2 + 6NaOH = 5NaCl + NaClO3 + 3H2O.
д) с солями:
При взаимодействии, являющимися сильными окислителями, проявляют восстановительные свойства.
Галогены (кроме фтора) вступают в реакции замещения с растворами солей галогеноводородных кислот: более активный галоген вытесняет из раствора соли менее активный галоген.

1. Являясь активными окислителями, галогены реагируют с металлами. Особенно бурно проходят реакции металлов с фтором. Щелочные металлы реагируют с ним со взрывом. При нагревании галогены реагирует даже с золотом и платиной. В атмосфере фтора и хлора целый ряд металлов сгорает без предварительного нагревания. Напомним некоторые особенности этих взаимодействий. Железо и хром при реакции с фтором, хлором и бромом окисляются до трехвалентного катиона. Реакции с иодом уже требует значительного нагревания и приводит к образованию FeJ 2 и CrJ 2 . Некоторые металлы пассивируются в среде галогенов из-за образования защитной солевой пленки. В частности, медь вступает во взаимодействие с фтором только при высоких температурах вследствие образования пленки CuF 2 . Аналогично ведет себя никель. Газообразный фтор хранят и транспортируют в сосудах из монель-металла (сплав никеля с железом и марганцем). Реакция хлора с некоторыми металлами заторможена и сильно ускоряется следами воды, действующей в этих случаях как катализатор. Хорошо высушенный хлор, например, не реагирует с железом, поэтому сжиженный хлор хранят в стальных баллонах. Жидкое агрегатное состояние брома является причиной того, что с некоторыми металлами он реагирует активнее хлора, так как концентрация реагента, находящегося в жидкой фазе, выше концентрации в газе. Например, компактные алюминий и железо реагируют с бромом при комнатной температуре, а с хлором при нагревании.

2. С водородом фтор реагирует при комнатной температуре со взрывом, реакция идет с заметной скоростью даже при –252 0 С. Хлор реагирует только при ультрафиолетовом или солнечном облучении, так как реакция носит свободнорадикальный характер. Реакция с бромом проходит менее активно и уже требует нагревания, в связи с чем становится заметно обратимой из-за недостаточной термической устойчивости связи H-Br. Энергия связи H-J еще меньше, окислительная способность иода также заметно меньше, чем у остальных галогенов, поэтому равновесие реакции H 2 + J 2 = 2HJ при температурах, при которых скорость реакции не очень низкая, существенно смещено в сторону исходных веществ.

3. Сера и фосфор сгорают при взаимодействии с фтором, хлором и бромом. При этом с фтором образуются соединения, в которых эти элементы проявляют свою максимальную степень окисления: SF 6 и PF 5 . Продукты остальных реакций зависят от условий опыта – PCl 3 , PCl 5 , PBr 3 , PBr 5 , S 2 Cl 2 , S 2 Br 2 , SCl 2 .

4. С другими неметаллами галогены также реагируют с той или иной активностью. Исключение составляют кислород и азот, с которыми галогены непосредственно не реагируют. Оксиды галогенов различного строения, зависящего от условий, можно получить при их реакции с озоном.

5. Активность фтора так велика, что он способен вступать во взаимодействие даже с благородными газами (кроме He, Ne, Ar).

6. Взаимодействуя друг с другом, галогены образуют бинарные соединения различного состава, в которых более электроотрицательный галоген проявляет отрицательную степень окисления, а менее отрицательный – положительную. Например, ClF 5 , BrCl 3 , JF 7 , JCl.

Реакции со сложными веществами

1. Вода самовоспламеняется в атмосфере фтора, и реакция идет до полного израсходования фтора. В зависимости от температуры и других условий протекает целый ряд реакций: 3F 2 + 3H 2 O = F 2 O + 4HF + H 2 O 2 2F 2 + H 2 O = F 2 O + 2HF; с водяным паром со взрывом: 2F 2 + 2H 2 O = 4HF + O 2 3F 2 + 3H 2 O = 6HF + O 3 ; со льдом: F 2 + H 2 O = HOF + HF. Хлор, ограниченно растворяясь в воде (2 объема хлора (газа!) на 1 объем воды), обратимо реагирует с ней: Cl 2 + H 2 O = HCl + HClO. Бром ведет себя аналогично, но равновесие Br 2 + H 2 O = HBr + HBrO сильнее сдвинуто влево. Аналогичное равновесие для иода сдвинуто в сторону реагентов настолько, что можно сказать, что реакция не идет. В соответствии с вышесказанным существуют хлорная и бромная вода, но не существуют иодная и фторная. В то же время, в водном растворе иода в малых концентрациях обнаружен иодид-анион, появление которого объясняют образованием в растворе гидрата иода, способного диссоциировать на J +. H 2 O и J - . Равновесие диссоциации гидрата иода также сильно сдвинуто в сторону недиссоциированной формы.

2. Рассмотрим реакции галогенов с кислотами. Возможны окислительно-восстановительные реакции, в которых происходит обмен электронами между галогеном и элементом, входящим в состав кислоты. При этом хлор и бром чаще выступают как окислители, а иод как восстановитель. Приведем наиболее характерные реакции: J 2 + 10HNO 3 (конц) = 2HJO 3 + 10NO 2 + 4H 2 O 3J 2 + 10HNO 3 = 6HNO 3 + 10NO + 2H 2 O 2HBr + Cl 2 = 2HCl + Br 2 H 2 SO 3 (SO 2 + H 2 O) + Br 2 + H 2 O = 2HBr + H 2 SO 4 HCOOH + Cl 2 (Br 2) = CO 2 + 2HCl (HBr). Реакции со фтором ведут к деструкции.

3. При взаимодействии со щелочами галогены диспропорционируют, то есть одновременно увеличивают и уменьшают свою степень окисления. Хлор на холоду вступает в реакцию: Cl 2 + 2NaOH = NaCl + NaClO, а при нагревании – 3Cl 2 + 6NaOH = 5NaCl + NaClO 3 + 3H 2 O, т.к. гипохлорит-анион при нагревании в растворе диспропорционирует на хлорат и хлорид. Гипобромиты и гипоиодиты еще менее устойчивы, поэтому бром и иод при комнатной температуре уже дают броматы и иодаты. Например: 3J 2 + 6KOH = 5KJ + KJO 3 .Взаимодействие хлора на холоду с гидроксидом кальция приводит к образованию смешанной соли хлорида-гипохлорита кальция – хлорной извести: Cl 2 + Ca(OH) 2 = CaOCl 2 + H 2 O.

4. В отличие от большинства веществ, фтор взаимодействует при комнатной температуре с диоксидом кремния. Реакция катализируется следами воды. Так как SiO 2 является основной составной частью стекла, то фтор растворяет стекло в соответствии с реакцией: 2F 2 + SiO 2 = SiF 4 + O 2 .

5. При взаимодействии с солями, оксидами и другими бинарными соединениями возможны окислительно-восстановительные реакции, из которых следует отметить реакции вытеснения более активным (более электроотрицательным) галогеном менее активного из состава соли, например: 2KJ + Cl 2 = 2KCl + J 2 . Внешним признаком этой реакции является появление желтой (бурой при значительной концентрации) окраски молекулярного иода. При длительном пропускании хлора через раствор иодида калия окраска пропадает, так как иод окисляется дальше до HJO 3 , раствор которой бесцветен: J 2 + 5Cl 2 +6H 2 O = 10HCl + 2HJO 3 .

Соединения галогенов

1. Галогеноводороды – газообразные при обычных условиях вещества. Температура кипения фтороводорода +19 0 С (HCl -85 0 C, HBr -67 0 C, HJ -35 0 C). Она аномально велика вследствие образования очень прочных водородных связей в жидком фтороводороде. Из-за прочных водородных связей в жидком фтороводороде нет свободных ионов, и он не проводит электрический ток, являясь неэлектролитом. Во всех молекулах галогеноводородов имеются одинарные сильнополярные связи. При движении по группе сверху вниз полярность связи уменьшается, так как отрицательным концом диполя связи «водород-галоген» является галоген, а от фтора к иоду электроотрицательность существенно уменьшается. Но на прочности связи в большей степени сказывается увеличение длины связи, поэтому самая прочная в рассматриваемом ряду связь в молекуле HF, а самая слабая – в молекуле HJ. Все галогеноводороды хорошо растворяются в воде. При этом происходит ионизация и диссоциация. При диссоциации получается катион гидроксония, поэтому водные растворы галогеноводородов имеют свойства кислот. Хлороводородная (соляная), бромоводородная и иодоводородная – сильные кислоты. Самая сильная из них иодоводородная не только из-за более слабой связи в молекуле, но и из-за большей устойчивости иодид-иона, концентрация заряда в котором уменьшена вследствие большого размера. Фтороводородная (плавиковая) кислота является слабой из-за наличия водородных связей не только между молекулами фтороводорода, но и между молекулами фтороводорода и воды. Эти связи столь сильны, что в концентрированных растворах возможно образование кислых фторидов, хотя плавиковая кислота и является одноосновной: KOH + 2HF = KHF 2 . Кислый дифторид-анион имеет сильную водородную связь: . Плавиковая кислота также реагирует со стеклом, реакция в общем виде выглядит следующим образом: SiO 2 + 6HF = H 2 + 2H 2 O. Галогеноводородные кислоты проявляют все свойства кислот - неокислителей. Но т.к. многие металлы склонны к образованию ацидокомплексных анионов, они иногда реагируют с металлами, стоящими в ряду напряжения после водорода. Например, 2Cu + 4HI = 2H + H 2 . Фтороводород и хлороводород не окисляются концентрированной серной кислотой, поэтому их можно получить из сухих галогенидов, например ZnCl 2(тв) + H 2 SO 4(конц) = ZnSO 4 + 2HCl. Бромоводород и иодоводород в этих условиях окисляются: 2HBr + H 2 SO 4(конц) = Br 2 + SO 2 + 2H 2 O; 8HI + H 2 SO 4(конц) = 4I 2 + H 2 S + 4H 2 O. Для вытеснения их из состава солей используют абсолютную фосфорную кислоту, которая практически не проявляет окислительных свойств. Концентрированная азотная кислота окисляет хлороводород до хлора, который в момент выделения является очень сильным окислителем. Смесь концентрированных азотной и соляной кислот называется “царской водкой” и способна растворять золото и платину: Au + HNO 3 + 4HCl = H + NO + 2H 2 O. Хлороводород и концентрированная соляная кислота окисляются и другими сильными окислителями(MnO 2 , KMnO 4 , K 2 Cr 2 O 7). Эти реакции используются как лабораторные способы получения молекулярного хлора. Галогеноводороды могут быть также получены при гидролизе большинства галогенидов неметаллов. При получении HI на смесь иода с красным фосфором непосредственно воздействуют водой: 2P + 3I 2 + 6H 2 O = 2H 3 PO 3 + 6HI. Следует напомнить, что прямой синтез из простых веществ возможен только для HF и HCl.

2. Соли галогеноводородных кислот . Большинство солей растворимы. Малорастворимыми являются соли двухвалентного свинца и нерастворимыми – соли серебра. Взаимодействие катиона серебра и галогенид-ионов является качественной реакцией: AgF – растворим, AgCl – белый творожистый осадок, AgBr – бледно-жёлтый осадок, AgI – ярко-жёлтый осадок. Некоторые галогениды металлов, например, галогениды (кроме фторида) алюминия и ртути являются ковалентными соединениями. Хлорид алюминия способен возгоняться, растворимые галогениды ртути диссоциируют в воде ступенчато. Хлорид олова(IV) – жидкость.

3. Качественной реакцией на молекулярный иод является появление синего окрашивания с раствором крахмала .

4. Кислородные соединения галогенов . Фтор образует два соединения с кислородом: F 2 O – фторид кислорода – светло-желтый газ с t кип = -144,8°С; получается при быстром пропускании фтора через 2%-ный раствор едкого натра. Дифторид дикислорода – F 2 O 2 – светло-коричневый газ, при -57°С он переходит в вишнево-красную жидкость, а при -163°С превращается в оранжевое твердое вещество. Получается F 2 O 2 при взаимодействии простых веществ при охлаждении и действии электрического тлеющего разряда. Выше температуры кипения он уже является неустойчивым, выступает как сильнейший окислитель и фторирующий агент. Оксиды остальных галогенов – эндотермические соединения и неустойчивы. При комнатной температуре некоторые из них, например, Cl 2 O 7 , существуют только благодаря кинетической заторможенности процесса разложения. Оксид хлора (VII) – бесцветная жидкость с температурой кипения 83°С, которая разлагается со взрывом при нагревании до 120°С. Единственное экзотермическое соединение галогена и кислорода – J 2 O 5 . Это белое кристаллическое вещество, которое без взрыва разлагается на простые вещества при температуре выше 300°С. Его используют для обнаружения и количественного определения оксида углерода (II) в воздухе: J 2 O 5 + 5CO = J 2 + 5CO 2 .

5. Кислородсодержащие кислоты галогенов . Известны кислоты общей формулы НЭО х, в которых галогены проявляют нечетные положительные степени окисления. Для хлора это HClO – хлорноватистая кислота, слабая, неустойчивая. Разлагается согласно уравнению: HClO = HCl + O, причем кислород в момент выделения проявляет очень сильные окислительные свойства. Получается по реакции: 2Cl 2 + 2HgO + H 2 O = HgO . HgCl 2 ↓ + 2HClO, соли называются гипохлориты. HClO 2 – хлористая кислота, также является слабой и неустойчивой. Соли – хлориты. HClO 3 – хлорноватая кислота. Это уже кислота сильная, но устойчива только в разбавленных водных растворах. По окислительной способности несколько уступает хлористой кислоте. Соли –хлораты. Хлорная кислота – HClO 4 – одна из наиболее сильных неорганических кислот. Ее водные растворы устойчивы и безопасны при хранении, обычно используют 72%-ный раствор, который почти не проявляет окислительных свойств. Хлорная кислота существует в свободном виде как бесцветная сильно дымящая жидкость, способная взрываться при хранении или нагревании. Соли называются перхлораты. Таким образом, при увеличении количества атомов кислорода увеличивается сила кислородсодержащих кислот хлора и уменьшается их окислительная способность.Соответствующие кислоты брома и иода обладают похожими свойствами, но они гораздо менее устойчивы. Особенно в степенях окисления галогенов +1 и +3. Растворы бромноватистой кислоты устойчивы непродолжительное время только при 0°С. Бромноватая кислота во всем напоминает хлорноватую. Иодноватая кислота – бесцветные прозрачные кристаллы с t пл =110°С. Она получается при окислении иода концентрированной азотной кислотой, пероксидом водорода, озоном, хлором в воде: J 2 + 5H 2 O 2 = 2HJO 3 +4H 2 O Бромная кислота в отличие от хлорной является сильным окислителем и не выделена в свободном состоянии, что связано с явлением вторичной периодичности, в результате которого для брома невыгодно проявлять максимальную положительную степень окисления. Существует несколько иодных кислот: HJO 4 , H 5 JO 6 (ортоиодная), H 3 JO 5 (метаиодная). Наиболее устойчива H 5 JO 6 . Это бесцветное кристаллическое вещество с t пл =122°С, оно представляет собой кислоту средней силы и склонно к образованию кислых солей, так как основные равновесия в ее растворе следующие: H 5 JO 6 = H + + H 4 JO 6 - K=10 -3 H 4 JO 6 - = JO 4 - + 2H 2 O K=29 H 4 JO 6 - = H + + H 3 JO 6 - K=2 . 10 -7 . Подведем итоги. Сильными кислотами являются HClO 4 , HClO 3 , HBrO 4 , HBrO 3 , HJO 3 . Сильными окислительными свойствами обладают HClO, HClO 2 , HBrO, HBrO 4 , H 5 JO 6 .

6. Соли кислородсодержащих кислот более устойчивы, чем кислоты. Интересно, что для металлов подгруппы калия нерастворимы перхлораты и периодаты, а у рубидия еще хлораты, броматы и перброматы, хотя обычно у щелочных металлов все соли растворимые. Большинство солей при нагревании разлагается: KClO 4 = KCl + 2O 2 . Хлорат калия, который еще имеет название «бертолетова соль», при нагревании диспропорционирует: 4KClO 3 = KCl + 3KClO 4 Также ведет себя гипохлорит: 3KClO = 2KCl + KClO 3 Если соль содержит примеси, особенно оксидов металлов, разложение может частично пойти по другому пути: 2KClO 3 = 2KCl + 3O 2 . При использовании диоксида марганца в качестве катализатора этот путь становится основным.

7. Окислительно-восстановительные реакции оксогалогенатных анионов. Соли полностью диссоциируют в растворе. При этом получаются оксогалогенатные анионы – ЭО х - , которые при наличии отрицательного заряда являются более слабыми окислителями, чем молекулы кислоты. Например, хлорноватистая кислота может окислить собственную соль: 2HClO + NaClO = NaClO 3 + 2HCl. В растворе соли проявляют заметные окислительные свойства только в кислой среде. Стоит отметить реакции конпропорционирования: KClO 3 + 6HCl = 3Cl 2 +KCl + 3H 2 O KJO 3 + 5KJ + H 2 SO 4 = 3J 2 ↓ + 3K 2 SO 4 + 3H 2 O. При нагревании эти соли становятся сильными окислителями. Вся спичечная и пиротехническая промышленности основаны на реакциях бертолетовой соли, например: 2KClO 3 + 3S = 2KCl + 3SO 2 5KClO 3 + 6P = 5KCl + 3P 2 O 5 KClO 3 +2Al = Al 2 O 3 + KCl. Сложные равновесия приводят к тому, что кислородсодержащие кислоты галогенов и их соли, выступая в роли окислителей, чаще всего восстанавливаются до Hal -1 .

8. Способы получения галогенов. Фтор получается электролизом расплава гидрофторида калия (KHF 2). В промышленности хлор получают электролизом раствора хлорида натрия или соляной кислоты, по методу Дикона: 4HCl + O 2 = 2H 2 O + 2Cl 2 (при нагревании и использовании CuCl 2 в качестве катализатора), взаимодействием белильной извести с соляной кислотой. В лаборатории: взаимодействием концентрированной соляной кислоты с KMnO 4, K 2 Cr 2 O 7 или MnO 2 при нагревании. Бром получают вытеснением его хлором из состава бромида калия или натрия, а также окислением бромидов концентрированной серной кислотой. Все эти реакции уже обсуждались. Иод также может быть вытеснен хлором или бромом из состава иодида. Можно окислить иодид-анион диоксидом марганца в кислой среде. Так как иодид-анион окисляется легко, здесь возможны самые разнообразные реакции.

МЕДЬ.

Элемент с порядковым номерои 29, относительной атомной массой 63,545. Относится к семейству d-элементов. В периодической системе находится в IV периоде, I группе, побочной подгруппе. Строение внешнего электронного слоя: 3d 10 4s 1 . В основном состоянии d-подуровень заполнен, но он не является достаточно устойчивым, поэтому кроме степени окисления +1, которую можно предположить из электронного строения атома, медь проявляет степени окисления +2, даже +3 и очень редко +4. Радиус атома меди достаточно мал – 0,128 нм. Он даже меньше радиуса атома лития – 0,155 нм. Его единственный 4s-электрон, когда находится ближе к ядру, попадает под экран из законченной 3d 10 оболочки, что увеличивает его притяжение к ядру, а вместе с тем и потенциал ионизации. Поэтому медь является неактивным металлом, в ряду напряжения стоит после водорода.

Физические свойства. Медь – это мягкий металл красного цвета, пластичный, вязкий, легко растягивается в проволоку. Обладает высокой тепло- и электропроводностью, по которым уступает только золоту и серебру.

Химические свойства простого вещества. В сухом воздухе медь достаточно инертна, так как покрывается тонкой пленкой смеси CuO и Cu 2 O, которая придает поверхности более темный цвет и препятствует дальнейшему взаимодействию с кислородом воздуха. В присутствии значительных количеств влаги и углекислого газа идет коррозия, продуктом которой является карбонат гидроксомеди (II) зеленого цвета: 2Cu + H 2 O + CO 2 + O 2 = (CuO) 2 CO 3 .