Характерные химические свойства простых веществ — металлов: щелочных, щелочноземельных, алюминия, переходных металлов — меди, цинка, хрома, железа
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 и необходимых для ее достижения свойств материала.
Вы уже имеете представление о природе химической связи в кристаллах металлов. Напомним на примере одного из них — натрия, как она образуется. На рисунке изображена схема кристаллической решетки 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 атомионами 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.
Например, железо имеет четыре кристаллических 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 $1539°С$ ($t°_{пл.} железа), неферромагнитная.
Олово имеет две кристаллические модификации:
- $α$ — устойчива ниже $13,2°С$ ($ρ=5,75 г/см^3$). Это серое олово. Оно имеет кристаллическую решетку типа алмаза (атомную);
- $β$ — устойчива выше $13,2°С$ ($ρ=6,55 г/см^3$). 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 $β→α$ 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.
Давайте попробуем объяснить причины, определяющие основные физические свойства металлов.
Почему металлы пластичны?
Механическое воздействие на кристалл с металлической кристаллической решеткой вызывает смещение слоев ион-атомов друг относительно друга, 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 связями (атомной кристаллической решеткой) приводит к разрыву ковалентных связей. Разрыв связей в ионной решетке приводит к взаимному отталкиванию одноименно заряженных ионов. По этому 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, как вы знаете, 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 листы 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, с небольшой плотностью (литий — самый легкий металл с $ρ=0,53 г/см^3$) 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.
Вспомните, что самый тяжелый металл — это осмий $Os$ с $ρ=22,5 г/см^3$ (компонент сверхтвердых и износостойких сплавов), самый тугоплавкий металл — это вольфрам $W$ с $t_{пл.}=3420°С$ (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 по-разному 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).
Напомним, что при рассмотрении электронного строения металлов мы разделили металлы на металлы главных подгрупп ($s-$ и $р-$элементы) и металлы побочных подгрупп (переходные $d-$ и $f-$элементы).
В технике принято классифицировать металлы по различным физическим свойствам:
а) плотности — легкие ($ρ < 5 г/см^3$) и тяжелые (все остальные);
б) температуре плавления — легкоплавкие и тугоплавкие.
Железо и его сплавы принято считать черными металлами, а все остальные — цветными.
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).
Атомы металлов сравнительно легко отдают валентные электроны и переходят в положительно заряженные ионы, т.е. окисляются. В этом, как вам известно, 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.
Электрохимический ряд напряжений металлов
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.
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.
Металлы, являющиеся самыми сильными восстановителями (щелочные и щелочноземельные), в любых водных растворах взаимодействуют прежде всего с водой.
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
1. С кислородом большинство металлов образуют оксиды — основные и амфотерные. Кислотные оксиды переходных металлов, например оксид хрома (VI) $CrO_3$ или оксид марганца(VII) $Mn_2O_7$, 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:
2. С галогенами металлы образуют соли галогеноводородных кислот, например:
3. 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, по-видимому, в атомарном виде.
Существуют и гидриды металлов промежуточного характера.
4. С серой металлы образуют соли — сульфиды, например:
5. С азотом металлы реагируют несколько труднее, т.к. химическая связь в молекуле азота $N_2$ очень прочна; при этом образуются нитриды. При обычной температуре взаимодействует с азотом только литий:
Взаимодействие металов со сложными веществами
1. 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: $2H_{2}+O_{2}=2H_2O$ (говорит водород). Железо взаимодействует с водой только в раскаленном виде:
2. С кислотами в растворе ($HCl, H_2SO_{4(разб.)}, CH_3COOH$ и др., кроме $HNO_3$) взаимодействуют металлы, стоящие в ряду напряжений до водорода. При этом образуются соль и водород.
Например:
$2Al↖{0}+6{H}↖{+1}Cl=2Al↖{+3}Cl_{3}+3{H_2}↖{0}↑,$
$2CH_3COO{H}↖{+1}+Mg↖{0}=Mg↖{+2}(CH_3COO)_2+{H_2}↖{0}↑$
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.
3. С солями менее активных металлов в растворе. В результате такой реакции образуется соль более активного металла и выделяется менее активный металл в свободном виде.
Например:
$Fe↖{0}+{Cu}↖{+2}SO_4=Fe↖{+2}SO_4+Cu↖{0}$
Нужно помнить, что реакция идет в тех случаях, когда образующаяся соль растворима. Вытеснение металлов из их соединений другими металлами впервые подробно изучил Н.Н. Бекетов — крупный русский физико-химик. Он расположил металлы по химической активности в «вытеснительный ряд», ставший прототипом ряда напряжений металлов.
4. С органическими веществами. Взаимодействие с органическими кислотами аналогично реакциям с минеральными кислотами. Спирты же могут проявлять слабые кислотные свойства при взаимодействии со щелочными металлами:
$2C_2H_5O{H}↖{+1}+2{Na}↖{0}→2C_2H_5O{Na}↖{+1}+{H_2}↖{0}↑$.
Аналогично реагирует и фенол:
$2C_6H_5O{H}↖{+1}+2{Na}↖{0}→2C_6H_5O{Na}↖{+1}+{H_2}↖{0}↑$.
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):
${2CH_3Cl}↙{хлорметан}+2Na→{C_2H_6}↙{этан}+2NaCl$
5. Со щелочами в растворе взаимодействуют металлы, гидроксиды которых амфотерны.
Например:
$2Al+2KOH+6{H_2}↖{+1}O=2K[Al↖{+3}(OH)_4]+3{H_2}↖{0}↑$.
6. 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:
$Cu_3Au, LaNi_5, Na_2Sb, Ca_3Sb_2$ 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.
Химические свойства щелочных металлов ($Na, K$)
Щелочные металлы — это элементы главной подгруппы I группы Периодической системы. На внешнем энергетическом уровне атомы этих 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 $+1$. 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: $Na_2CO_3$ — карбонат натрия; $Na_2CO_3·10H_2O$ — кристаллическая сода; $NaHCO_3$ — гидрокарбонат натрия, пищевая сода; $K_2CO_3$ — карбонат калия, поташ; $Na_2SO_4·10H_2O$ — глауберова соль; $NaCl$ — хлорид натрия, пищевая соль.
Химические свойства щелочноземельных металлов ($Ca, Mg$)
Кальций ($Ca$) является представителем щелочноземельных металлов, как называют 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 внеш нем 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 его 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.
Оксиды $MgO$ — твердые белые тугоплавкие вещества. В технике $CaO$ называют негашеной известью, а $MgO$ — жженой магнезией, их 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. $CaSO_4·2H_2O$ — 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.
Кальций и его соединения.
| Кальций | Оксид и гидроксид кальция | Соли кальция |
| 1. Серебристо-белый металл. 2. Активный металл, окисляется простыми веществами — неметаллами: $2Ca+O_2=2CaO$ $Ca+Cl_2=CaCl_2$ $Ca+S=CaS$ $Ca+H_2=CaH_2$ 3. Вытесняет водород из воды: $Ca+2H_2O=Ca(OH)_2+H_2↑$ 4. Вытесняет металлы из их оксидов (кальциотермия): $2Ca+ThO_2=Th+2CaO$ Получение Разложение электрическим током расплава хлорида кальция: $CaCl_2=Ca+Cl_2↑$ |
1. Порошки белого цвета. 2. Оксид кальция (негашеная известь) проявляет свойства основного оксида: а) взаимодействует с водой с образованием основания: $CaO+H_2O=Ca(OH)_2$ б) взаимодействует с кислотными оксидами: $CaO+SiO_2=CaSiO_3$ 3. Гидроксид кальция проявляет свойства сильного основания: $Ca(OH)_2=Ca^{2+}+2OH^{–}$ $Ca(OH)_2+CO_2=CaCO_3↓+H_2O$; $Ca(OH)_2+Ca(HCO_3)_2=2CaCO_3↓+2H_2O$$ Получение 1. Оксида — обжиг известняка: $CaCO_3=CaO+CO_2↑$ 2. Гидроксида — гашение негашеной извести: $CaO+H_2O=Ca(OH)_2$ |
1. Образует нерастворимый карбонат: $Ca^{2+}+CO_3^{2−}=CaCO_3↓$ и растворимый гидрокарбонат: $CaCO_{3(кр)}+CO_2+H_2O=Ca(HCO_3)_{2(р-р)}$ 2. Образует нерастворимый фосфат: $3Сa_{2+}+2PO_4^{3−}=Ca_3(PO_4)_2↓$ и растворимый дигидрофосфат: $Ca_3(PO_4)_{2(кр)}+4H_3PO_4=3Ca(H_2PO_4)_{2(р-р)}$ 3. Гидрокарбонат разлагается при кипячении или испарении раствора: $Ca(HCO_3)_2=CaCO_3↓+CO_2↑+H_2O$ 4. Обожженный природный гипс: $CaSO_4·2H_2O=CaSO_4·0,5H_2O+1,5H_2O$ затвердевает при взаимодействии с водой, снова образуя кристаллогидрат: $CaSO_4·0,5H_2O+1,5H_2O=CaSO_4·2H_2O$ |
Химические свойства алюминия
Алюминий ($Al$) — элемент главной подгруппы III группы Периодической системы. У него на внешнем энергетическом уровне три электрона, которые алюминий легко отдает при химических взаимодействиях. У атомов алюминия восстановительные свойства выражены ярче, чем у бора, т.к. у алюминия имеется промежуточный слой с восемью электронами ($2e↖{-}; 8e↖{-}; 3e↖{-}$), который препятствует притяжению электронов к ядру. Алюминий имеет степень окисления $+3$.
Алюминий — серебристо-белый металл, $t°_{пл}=660°С$. Это самый распространенный металл земной коры, обладает высокой коррозионной стойкостью. Малая плотность алюминия ($2,7 г/{см^3}$) в сочетании с высокой прочностью и пластичностью его сплавов делают алюминий незаменимым в самолетостроении. Высокая электропроводность алюминия (в $1.6$ раза меньше, чем у меди) позволяет заменять медные провода более легкими — алюминиевыми.
Высокая химическая активность алюминия используется в алюминотермии, с помощью которой получают хром, ванадий, титан и другие металлы.
Прочность химической связи в оксиде $Al_2O_3$ обуславливает его механическую прочность, твердость. $Al_2O_3$ — корунд, абразивный материал. Искусственный рубин — $Al_2O_3$ с добавлением оксида хрома. Химические свойства алюминия и его соединений обобщены в таблице.
Алюминий и его соединения.
| Алюминий | Соединения алюминия | |
| Оксид алюминия | Гидроксид алюминия | |
| 1. Серебристо-белый легкий металл. 2. Окисляется на воздухе с образованием защитной пленки: $4Al+3O_2=2Al_2O_3$ 3. Вытесняет водород из воды: $2Al+6H_2O=2Al(OH)_3↓+3H_2↑$ 4. Взаимодействует с кислотами: $2Al^{0}+6H^{+}=2Al^{3+}+3H_2^0{↑}$ 5. Взаимодействует с водным раствором щелочи: $2Al+2H_2O+2NaOH=2NaAlO_2+3H_2{↑}$ 6. Вытесняет металлы из их оксидов (алюминотермия): $8Al+3Fe_3O_4=9Fe+4Al_2O_3+Q$ Получение Разложение электрическим током расплава оксида алюминия (в криолите): $2Al_2O_3=4Al+3O_2{↑}–3352 кДж$ |
1. Очень твердый порошок белого цвета 2. Амфотерный оксид, взаимодействует: а) с кислотами: $Al_2O_3+6H^{+}=2Al^{3+}+3H_2O$ б) со щелочами: $Al_2O_3+2OH^{–}=2AlO_2^{−}+H_2O$ Образуется: а) при окислении или горении алюминия на воздухе: $4Al+3O_2=2Al_2O_3$ б) в реакции алюминотермии: $2Al+Fe_2O_3=Al_2O_3+2Fe$; в) при термическом разложении гидроксида алюминия: $2Al(OH)_3=Al_2O_3+3H_2O$ |
1. Белый нерастворимый в воде порошок. 2. Проявляет амфотерные свойства, взаимодействует: а) с кислотами: $Al(OH)_3+3HCl=AlCl_3+3H_2O$ $Al(OH)_3+3H^{+}=Al^{3+}+3H_2O$ б) со щелочами: $Al(OH)_3+NaOH=NaAlO_2+2H_2O$ $Al(OH)_3+OH^{–}=AlO_2^{−}+2H_2O$ 3. Разлагается при нагревании: $2Al(OH)_3=Al_2O_3+3H_2O$ Образуется при: а) взаимодействии растворов солей алюминия с растворами щелочей (без избытка): $Al^{3+}+3OH^{–}=Al(OH)_3↓$ б) взаимодействии алюминатов с кислотами (без избытка): $AlO_2^{−}+H^{+}+H_2O=Al(OH)_3↓$ Соли алюминия в водных растворах гидролизуются: $Al^{3+}+H_2O⇄AlOH^{2+}+H^{+}$ $AlOH^{2+}+H_2O⇄Al(OH)_2^{+}+H^{+}$ $Al(OH)_2^{+}+H_2O⇄Al(OH)_{3}+H^{+}$ |
Химические свойства меди
Медь ($Cu$) — элемент побочной подгруппы первой группы. Электронная формула: ($…3d^{10}4s^1$). Десятый d-электрон атома меди подвижный, т. к. переместился с $4s$-подуровня. Медь в соединениях проявляет степени окисления $+1(Cu_2O)$ и $+2(CuO)$.
Медь — мягкий, блестящий металл, имеющий красную окраску, ковкий и обладает хорошими литейными качествами, хороший тепло- и электропроводник. Температура плавления $1083°С$.
Как и другие металлы побочной подгруппы I группы Периодической системы, медь стоит в ряду активности правее водорода и не вытесняет его из кислот, но реагирует с кислотами-окислителями:
$Cu+2H_2SO_{4(конц.)}=CuSO_4+SO_2↑+2H_2O$;
$Cu+4HNO_{3(конц.)}=Cu(NO_3)_2+2NO_2↑+2H_2O$.
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:
$Cu^{2+}+2OH^{–}=Cu(OH)_2↓; Cu(OH)_2 {→}↖{t°} CuO+H_2O$
Химические свойства цинка
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:
$Zn+Cl_2→↖{t°}ZnCl_2$,
$2Zn+O_2→↖{t°}2ZnO$,
$Zn+S→↖{t°}ZnS$.
Цинк вытесняет водород из кислот:
$Zn+2Н^{+}=Zn^{2+}+H_2↑$
Гидроксид цинка амфотерен, т. е. проявляет свойства и кислоты, и основания. При постепенном приливании
|
.металл |
неметалл |
вода |
Кисл..оксид |
Осн.оксид |
Амф..оксид |
кислота |
Нерас.основание/ |
Щелочь(основание) |
Амф.гидроксид |
соль |
|
|
металл |
——— |
1.соль/Fe+Cl2-FeCl3/ 2.оксид;гидрид(только Но!/щел.ме.первой |
1.акт.ме=щелочь+H2 2.ср.акт.ме=основ.окcид+H2)при |
————но CO2+Mg(Zn)=MgO+CO |
—————- |
——————но |
!!! =СОЛЬ+H2если 1/щел.ме. нельзя!/ 2/ но! HNO3 и к.H2SO4реагирует |
——— |
————- |
———— |
= |
|
неметалл |
+смотри↑ |
1.оксиды 2.водородные |
—————ноCl2+H2O=HCl+HClO |
———но!CO2+C=2CO/ SiО2 + 2С → Si + 2СО. |
———-но 1.Осн.оксид 2.карботермияZnO+C=Zn+CO |
———-—- |
———но!-S+k.HNO3=H2SO4+6NO2+2H2O/ С + к.2H2SО4 → СО2 + |
———— |
Но!на холоде: Cl2 + 2NaOH = NaClO + NaCl + H2O, при нагревании: 3Cl2 (Cl2—Br2 также как |
———— |
————но Более |
|
Кислоксид |
————но CO2+Mg(Zn)=MgO+CO |
—- но!CO2+C=2CO/ SiО2 + 2С → Si + 2СО. |
=кислота/но! |
————— |
=соль |
=соль/но |
——— |
———— |
= соь =кислая |
=соль+H2O |
—-но |
|
металл |
неметалл |
вода |
Кисл.окид |
Осн.оксид |
Амф.оксид |
кислота |
Нер.основание |
Щелочь/основание/ |
Амф.гидроксид |
соль |
|
|
Основ.оксид |
—- |
—— ————но 1.Осн.оксид 2.карботермияZnO+C=Zn+CO |
=щелочь/но |
=соль |
————— |
=двойная Li2O+Al2O3=2LiAlO2 |
=соль |
——————- |
=двойная соль (NaAlO2+H2O)если |
— |
|
|
кислота |
+ + |
———— но!-S+k.HNO3=H2SO4+6NO2+2H2O/ С + к.2H2SО4 → СО2 + |
————- |
————— |
=соль |
=соль+H2O |
———- |
= Соль |
= Соль |
= Соль |
=Соль+кислота/если |
|
Щелочь(основание) |
— |
————— |
————— |
= соь =кислая |
————— |
+H2o=Na2⌠Zn(OH)4⌡комплексная |
=соль+H2O |
————— |
——————— |
=компл.соль.Al(OH)3+NaOH=Na⌠Al(OH)4⌡в |
=нерастворимое сред.активный/ |
|
металл |
неметалл |
вода |
Кисл.оксид |
Осн.оксид |
Амф.оксид |
кислота |
Нер.основание |
щелочь |
Амф.гидроксид |
соль |
|
|
соль |
СОЛЬ+МЕ/.если |
——но |
но иногда |
————- |
———— |
————— |
=Соль+кислота/если |
————- |
=нерастворимое сред.активный/ |
————- |
=соль(нераст.)+соль/исходные |
|
.Нагревание |
— |
—- |
ток=H2+O2 |
—— |
—— |
Угольная.сернистая. |
=осн.оксид+вода |
——————но |
=осн.оксид+вода |
Карбонаты.сульфиты.силикаты |
(NH4)2CO3—2NH3+CO2+H2O
NH4NO3—N2O+2H2O
3I2+6NaOH = NaIO3+5NaI+3H2O
3s+6NaOH = Na2SO3+2Na2S+3H2O P4+3NaOH+3H2O = 3NaH2PO3+PH3 /P4-белый
фосфор/
Si+2NaOH+H2O = Na2SiO3+2H2
(H2; O2; N2; C)——НЕ ВЗАИМОДЕЙСТВУЮТ!
Химические свойства основных классов неорганических соединений
Кислотные оксиды
Кислотный оксид + вода = кислота (исключение — SiO2)
SO3 + H2O = H2SO4
Cl2O7 + H2O = 2HClO4
Кислотный оксид + щелочь = соль + вода
SO2 + 2NaOH = Na2SO3 + H2O
P2O5 + 6KOH = 2K3PO4 + 3H2O
Кислотный оксид + основный оксид = соль
CO2 + BaO = BaCO3
SiO2 + K2O = K2SiO3
Основные оксиды
Основный оксид + вода = щелочь (в реакцию вступают оксиды щелочных и щелочноземельных металлов)
CaO + H2O = Ca(OH)2
Na2O + H2O = 2NaOH
Основный оксид + кислота = соль + вода
CuO + 2HCl = CuCl2 + H2O
3K2O + 2H3PO4 = 2K3PO4 + 3H2O
Основный оксид + кислотный оксид = соль
MgO + CO2 = MgCO3
Na2O + N2O5 = 2NaNO3
Амфотерные оксиды
Амфотерный оксид + кислота = соль + вода
Al2O3 + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2O
ZnO + H2SO4 = ZnSO4 + H2O
Амфотерный оксид + щелочь = соль (+ вода)
ZnO + 2KOH = K2ZnO2 + H2O (Или : ZnO + 2KOH + H2O = K2[Zn(OH)4])
Al2O3 + 2NaOH = 2NaAlO2 + H2O (Или: Al2O3 + 2NaOH + 3H2O = 2Na[Al(OH)4])
Амфотерный оксид + кислотный оксид = соль
ZnO + CO2 = ZnCO3
Амфотерный оксид + основный оксид = соль (при сплавлении)
ZnO + Na2O = Na2ZnO2
Al2O3 + K2O = 2KAlO2
Cr2O3 + CaO = Ca(CrO2)2
Кислоты
Кислота + основный оксид = соль + вода
2HNO3 + CuO = Cu(NO3)2 + H2O
3H2SO4 + Fe2O3 = Fe2(SO4)3 + 3H2O
Кислота + амфотерный оксид = соль + вода
3H2SO4 + Cr2O3 = Cr2(SO4)3 + 3H2O
2HBr + ZnO = ZnBr2 + H2O
Кислота + основание = соль + вода
H2SiO3 + 2KOH = K2SiO3 + 2H2O
2HBr + Ni(OH)2 = NiBr2 + 2H2O
Кислота + амфотерный гидроксид = соль + вода
3HCl + Cr(OH)3 = CrCl3 + 3H2O
2HNO3 + Zn(OH)2 = Zn(NO3)2 + 2H2O
Сильная кислота + соль слабой кислоты = слабая кислота + соль сильной кислоты
2HBr + CaCO3 = CaBr2 + H2O + CO2
H2S + K2SiO3 = K2S + H2SiO3
Кислота + металл (находящийся в ряду напряжений левее водорода) = соль + водород
2HCl + Zn = ZnCl2 + H2
H2SO4 (разб.) + Fe = FeSO4 + H2
Амфотерные гидроксиды
Амфотерный гидроксид + кислота = соль + вода
2Al(OH)3 + 3H2SO4 = Al2(SO4)3 + 6H2O
Be(OH)2 + 2HCl = BeCl2 + 2H2O
Амфотерный гидроксид + щелочь = соль + вода (при сплавлении)
Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2ZnO2 + 2H2O
Al(OH)3 + NaOH = NaAlO2 + 2H2O
Амфотерный гидроксид + щелочь = соль (в водном растворе)
Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2[Zn(OH)4]
Sn(OH)2 + 2NaOH = Na2[Sn(OH)4]
Be(OH)2 + 2NaOH = Na2[Be(OH)4]
Al(OH)3 + NaOH = Na[Al(OH)4]
Cr(OH)3 + 3NaOH = Na3[Cr(OH)6]
Щелочи
Щелочь + кислотный оксид = соль + вода
Ba(OH)2 + N2O5 = Ba(NO3)2 + H2O
2NaOH + CO2 = Na2СO3 + H2O
Щелочь + кислота = соль + вода
3KOH + H3PO4 = K3PO4 + 3H2O
Bа(OH)2 + 2HNO3 = Ba(NO3)2 + 2H2O
Щелочь + амфотерный оксид = соль + вода
2NaOH + ZnO = Na2ZnO2 + H2O (Или : 2NaOH + ZnO + H2O = Na2[Zn(OH)4])
Щелочь + амфотерный гидроксид = соль (в водном растворе)
2NaOH + Zn(OH)2 = Na2[Zn(OH)4]
NaOH + Al(OH)3 = Na[Al(OH)4]
Щелочь + растворимая соль = нерастворимое основание + соль
Ca(OH)2 + Cu(NO3)2 = Cu(OH)2 + Ca(NO3)2
3KOH + FeCl3 = Fe(OH)3 + 3KCl
Щелочь + амфотерный металл (Al, Zn) + вода = соль + водород
2NaOH + Zn + 2H2O = Na2[Zn(OH)4] + H2
2KOH + 2Al + 6H2O = 2K[Al(OH)4] + 3H2
Соли
Соль слабой кислоты + сильная кислота = соль сильной кислоты + слабая кислота
Na2SiO3 + 2HNO3 = 2NaNO3 + H2SiO3
BaCO3 + 2HCl = BaCl2 + H2O + CO2 (H2CO3)
Растворимая соль + растворимая соль = нерастворимая соль + соль ( проверить по таблице растворимости)
Pb(NO3)2 + K2S = PbS + 2KNO3
СaCl2 + Na2CO3 = CaCO3 + 2NaCl
Растворимая соль + щелочь = соль + нерастворимое основание
Cu(NO3)2 + 2NaOH = 2NaNO3 + Cu(OH)2
2FeCl3 + 3Ba(OH)2 = 3BaCl2 + 2Fe(OH)3
Растворимая соль + металл = новая соль + новый металл
Zn + CuSO4 = ZnSO4 + Cu
Cu + 2AgNO3 = Cu(NO3)2 + 2Ag
Гидролиз солей
Гидролиз — это реакция обмена, между солью и водой .
Сильные и слабые электролиты
К сильным кислотам относятся:
H2SO4 (серная кислота),
HClO4 (хлорная кислота),
HClO3 (хлорноватая кислота),
HNO3 (азотная кислота),
HCl (соляная кислота),
HBr (бромоводородная кислота),
HI (иодоводородная кислота).
Слабые кислоты:
H2SO3 (сернистая кислота),
H2CO3 (угольная кислота),
H2SiO3 (кремниевая кислота),
H3PO3 (фосфористая кислота),
H3PO4 (ортофосфорная кислота),
HClO2 (хлористая кислота),
HClO (хлорноватистая кислота),
HNO2 (азотистая кислота),
HF (фтороводородная кислота),
H2S (сероводородная кислота),
большинство органических кислот, напр., уксусная (CH3COOH).
Слабые основания — это:все нерастворимые в воде гидроксиды (напр., Fe(OH)3, Cu(OH)2 и т. д.), NH4OH (гидроксид аммония).
Гидролиз солей.
Не все соли подвергаются гидролизу.
В зависимости от силы соответствующей кислоты и соответствующего основания, все соли можно условно разделить на 4 группы. Для каждой из этих групп характерен свой путь гидролиза.
|
Тип соли (сила кислоты и основания) |
Сильная кислота, слабое основание |
Слабая кислота, сильное основание |
Слабая кислота, слабое основание |
Сильная кислота, сильное основание |
|
Направление гидролиза |
По катиону |
По аниону |
По катиону и по аниону |
Гидролиз не идет |
|
Характер среды |
Кислая |
Щелочная |
Близкая к нейтральной |
Нейтральная |
|
Продукты реакции |
Кислота и основная соль |
Основание и кислая соль |
Довольно разнообразны — |
— |
Пример 1. Соль КNO3 образована сильной кислотой (HNO3) и сильным основанием (КOH). Гидролиз не идет, новых соединений не образуется, кислотность среды не изменяется. Среда нейтральная.
Пример 2. Соль ZnSO4 образована сильной кислотой (H2SO4) и слабым основанием ((ZnOH)2). Идет гидролиз по катиону, в ходе реакции образуются кислота и основная соль. Среда кислая.
Пример 3. Карбонат калия образован слабой кислотой (H2CO3) и сильным основанием (NaOH). Гидролиз по аниону, образование щелочи и кислой соли. Щелочная среда раствора.
Пример 4. Сульфид алюминия образован слабой кислотой (H2S) и слабым основанием (Al(OH)3). Идет гидролиз как по катиону, так и по аниону. Необратимая реакция. В ходе процесса образуются H2S и гидроксид алюминия. Кислотность среды меняется в незначительной степени.
С этим файлом связано 1 файл(ов). Среди них: 44-Практическая работа №4.docx.
Показать все связанные файлы
Подборка по базе: 8 класс. Химия (Количество вещества).pptx, физика 7 класс Плотность вещества.docx, Коллигативыне свойства растворов (1).docx, КУРСОВАЯ РАБОТА Понятие, юридические свойства и сущность Констит, Презентация _Внимание и его психологические свойства_.pptx, 3.Строение и свойства хромопротеинов, гликопротеинов, протеоглик, Курсовая Психологическая сущность внимания и его свойства.docx, Методы анализа ядовитых и сильнодействующих веществ органической, Адаптивный свойства личности.docx, Контрольная работа по химии на тему_Строение вещества_ (11 класс
Свойства неорганических веществ
К важнейшим классам неорганических веществ по традиции относят простые вещества (металлы и неметаллы), оксиды (кислотные, основные и амфотерные), гидроксиды (часть кислот, основания, амфотерные гидроксиды) и соли. Вещества, относящиеся к одному и тому же классу, обладают сходными химическими свойствами. Но вы уже знаете, что при выделении этих классов используют разные классификационные признаки.
В этом параграфе мы окончательно сформулируем определения всех важнейших классов химических веществ и разберемся, по каким признакам выделяются эти классы.
Начнем с простых веществ (классификация по числу элементов, входящих в состав вещества). Их обычно делят на металлы и неметаллы (рис. 13.1-а).
Определение понятия » металл» вы уже знаете.
Металлы – простые вещества, в которых атомы связаны между собой металлической связью.
Из этого определения видно, что главным признаком, позволяющим нам разделить простые вещества на металлы и неметаллы, является тип химической связи.
В большинстве неметаллов связь ковалентная. Но есть еще и благородные газы (простые вещества элементов VIIIA группы), атомы которых в твердом и жидком состоянии связаны только межмолекулярными связями. Отсюда и определение.
Неметаллы – простые вещества, в которых атомы связаны между собой ковалентными (или межмолекулярными) связями.
По химическим свойствам среди металлов выделяют группу так называемых амфотерных металлов. Это название отражает способность этих металлов реагировать как с кислотами, так и со щелочами (как амфотерные оксиды или гидроксиды) (рис. 13.1-б).
Кроме этого, из-за химической инертности среди металлов выделяют благородные металлы. К ним относят золото, рутений, родий, палладий, осмий, иридий, платину. По традиции к благородным металлам относят и несколько более реакционно-способное серебро, но не относят такие инертные металлы, как тантал, ниобий и некоторые другие. Есть и другие классификации металлов, например, в металлургии все металлы делят на черные и цветные, относя к черным металлам железо и его сплавы.
Из сложных веществ наибольшее значение имеют, прежде всего, оксиды, но так как в их классификации учитываются кислотно-основные свойства этих соединений, мы сначала вспомним, что такое кислоты и основания.
Кислоты – сложные вещества, содержащие в своем составе ионы оксония или при взаимодействии с водой образующие в качестве катионов только эти ионы.
Основания – сложные вещества, содержащие в своем составе гидроксид-ионы или при взаимодействии с водой образующие в качестве анионов только эти ионы.
Таким образом, мы выделяем кислоты и основания из общей массы соединений, используя два признака: состав и химические свойства.
По составу кислоты делятся на кислородсодержащие (оксокислоты) и бескислородные (рис. 13.2).
Кислородсодержащие кислоты (оксокислоты) – кислоты, в состав которых входят атомы кислорода.
Бескислородные кислоты – кислоты, молекулы которых не содержат кислорода.
Следует помнить, что кислородсодержащие кислоты по своему строению являются гидроксидами.
Примечание. По традиции для бескислородных кислот слово кислота» используется в тех случаях, когда речь идет о растворе соответствующего индивидуального вещества, например: вещество HCl называют хлороводородом, а его водный раствор – хлороводородной или соляной кислотой.
Теперь вернемся к оксидам. Мы относили оксиды к группе кислотных или основных по тому, как они реагируют с водой (или по тому, из кислот или из оснований они получаются). Но с водой реагируют далеко не все оксиды, зато большинство из них реагирует с кислотами или щелочами, поэтому оксиды лучше классифицировать по этому свойству.
Основные оксиды – оксиды, способные реагировать с кислотами и не способные реагировать со щелочами.
Кислотные оксиды – оксиды, способные реагировать со щелочами и не способные реагировать с кислотами.
Амфотерные оксиды – оксиды, способные реагировать и с кислотами, и со щелочами.
Существует несколько оксидов, которые в обычных условиях не реагируют ни с кислотами, ни со щелочами. Такие оксиды называют несолеобразующими. Это, например, CO, SiO, N
2
O, NO, MnO
2
. В отличие от них, остальные оксиды называют солеобразующими (рис. 13.3).
Как вы знаете, большинство кислот и оснований относится к гидроксидам. По способности гидроксидов реагировать и с кислотами, и со щелочами среди них (как и среди оксидов) выделяют амфотерные гидроксиды (рис. 13.4).
Амфотерные гидроксиды – гидроксиды, способные реагировать и с кислотами, и со щелочами.
Теперь нам осталось дать определение солей. Термин » соль» используется издавна. По мере развития науки, его смысл неоднократно изменялся, расширялся и уточнялся. В современном понимании соль – это ионное соединение, но традиционно к солям не относят ионные оксиды (так как их называют основными оксидами), ионные гидроксиды (основания), а также ионные гидриды, карбиды, нитриды и т. п. Поэтому упрощенно можно сказать, что
Соли – ионные соединения, но не гидриды, не оксиды и не гидроксиды.
Можно дать и другое, более точное, определение солей.
Соли – ионные соединения, в состав которых в качестве анионов входят кислотные остатки.
Давая такое определение, соли оксония обычно относят и к солям, и к кислотам.
Соли принято подразделять по составу на кислые, средние и основные (рис. 13.5).
Кислые соли – соли, в состав которых входят анионы, способные отдавать протон.
То есть в состав анионов кислых солей входят атомы водорода, связанные ковалентными связями с другими атомами анионов и способные отрываться под действием оснований.
Основные соли – соли, в состав которых входят катионы, способные принимать протон и содержащие гидроксильные группы (группы – О– Н).
Основные соли обычно имеют очень сложный состав и часто нерастворимы в воде. Типичный пример основной соли – минерал малахит Cu
2
(OH)
2
CO
3
Как видите, важнейшие классы химических веществ выделяются по разным классификационным признакам. Но по какому бы признаку мы не выделяли класс веществ, все вещества этого класса обладают общими химическими свойствами.
13.2. Металлы
В кристаллах металлов и в их расплавах атомные остовы связывает единое электронное облако металлической связи. Как и отдельный атом элемента, образующего металл, кристалл металла обладает способностью отдавать электроны. Склонность металла отдавать электроны зависит от его строения и, прежде всего, от размера атомов: чем больше атомные остовы (то есть чем больше ионные радиусы), тем легче металл отдает электроны.
Металлы – простые вещества, поэтому степень окисления атомов в них равна 0. Вступая в реакции, металлы почти всегда изменяют степень окисления своих атомов. Атомы металлов, не обладая склонностью принимать электроны, могут только их отдавать или обобществлять. Электроотрицательность этих атомов невелика, поэтому даже при образовании ими ковалентных связей атомы металлов приобретают положительную степень окисления. Следовательно, все металлы в той или иной степени проявляют восстановительные свойства. Они реагируют:
1) С неметаллами (но не все и не со всеми):
4Li + O
2
= 2Li
2
O,
3Mg + N
2
= Mg
3
N
2
(при нагревании),
Fe + S = FeS (при нагревании).
Наиболее активные металлы легко реагируют с галогенами и кислородом, а с очень прочными молекулами азота реагирует только литий и магний.
Реагируя с кислородом, большинство металлов образует оксиды, а наиболее активные – пероксиды (Na
2
O
2
, BaO
2
) и другие более сложные соединения.
2) С оксидами менее активных металлов:
2Ca + MnO
2
= 2CaO + Mn (при нагревании),
2Al + Fe
2
O
3
= Al
2
O
3
+ 2Fe (с предварительным нагреванием).
Возможность протекания этих реакций определяется общим правилом (ОВР протекают в направлении образования более слабых окислителя и восстановителя) и зависит не только от активности металла (более активный, то есть легче отдающий свои электроны металл восстанавливает менее активный), но и от энергии
кристаллической решетки оксида (реакция протекает в направлении образования более » прочного» оксида).
3) С растворами кислот (§ 12.2):
Mg + 2H
3
O = Mg
2B
+ H
2
+ 2H
2
O, Fe + 2H
3
O = Fe
2
+ H
2
+ 2H
2
O,
Mg + H
2
SO
4p
= MgSO
4p
+ H
2
, Fe + 2HCl p
= FeCl
2p
+ H
2
В этом случае возможность реакции легко определяется по ряду напряжений (реакция протекает, если металл в ряду напряжений стоит левее водорода).
4) C растворами солей (§ 12.2):
Fe + Cu
2
= Fe
2
+ Cu, Cu + 2Ag = Cu
2
+2Ag,
Fe + CuSO
4p
= Cu
+ FeSO
4p
, Cu + 2AgNO
3p
= 2Ag
+ Cu(NO
3
)
2p
Для определения возможности протекания реакции здесь также используется ряд напряжений.
5) Кроме этого, наиболее активные металлы (щелочные и щелочноземельные) реагируют с водой:
2Na + 2H
2
O = 2Na + H
2
+ 2OH , Ca + 2H
2
O = Ca
2
+ H
2
+ 2OH ,
2Na + 2H
2
O = 2NaOH
p
+ H
2
, Ca + 2H
2
O = Ca(OH)
2p
+ H
2
Во второй реакции возможно образование осадка Ca(OH)
2
Большинство металлов в промышленности получают, восстанавливая их оксиды:
Fe
2
O
3
+ 3CO = 2Fe + 3CO
2
(при высокой температуре),
MnO
2
+ 2C = Mn + 2CO (при высокой температуре).
В лаборатории для этого часто используют водород:
Наиболее активные металлы, как в промышленности, так и в лаборатории, получают с помощью электролиза.
В лаборатории менее активные металлы могут быть восстановлены из растворов их солей более активными металлами.
13.3. Неметаллы
В отличие от металлов, неметаллы очень сильно отличаются друг от друга по своим свойствам – как физическим, так и химическим, и даже по типу строения. Но, не считая благородных газов, во всех неметаллах связь между атомами ковалентная.
Атомы, входящие в состав неметаллов, обладают склонностью к присоединению электронов, но, образуя простые вещества, » удовлетворить» эту склонность не могут. Поэтому неметаллы (в той или иной степени) обладают склонностью присоединять электроны, то есть могут проявлять окислительные свойства.
Окислительная активность неметаллов зависит, с одной стороны, от размеров атомов (чем меньше атомы, тем активнее вещество), а с другой – от прочности ковалентных связей в простом веществе (чем прочнее связи, тем менее активно вещество). При образовании ионных соединений атомы неметаллов действительно присоединяют » лишние» электроны, а при образовании соединений с ковалентными связями – лишь смещают в свою сторону общие электронные пары. И в том, и в другом случае степень окисления уменьшается.
Неметаллы могут окислять:
1) металлы (вещества более или менее склонные отдавать электроны):
3F
2
+ 2Al = 2AlF
3
,
O
2
+ 2Mg = 2MgO (с предварительным нагреванием),
S + Fe = FeS (при нагревании),
2C + Ca = CaC
2
(при нагревании).
2) другие неметаллы (менее склонные принимать электроны):
2F
2
+ C = CF
4
(при нагревании),
O
2
+ S = SO
2
(с предварительным нагреванием),
S + H
2
= H
2
S (при нагревании),
3) многие сложныевещества:
4F
2
+ CH
4
= CF
4
+ 4HF,
3O
2
+ 4NH
3
= 2N
2
+ 6H
2
O (при нагревании),
Cl
2
+ 2HBr = Br
2
+ 2HCl.
Здесь возможность протекания реакции определяется прежде всего прочностью связей в реагентах и продуктах реакции и может быть определена путем расчета G.
Самый сильный окислитель – фтор. Ненамного уступают ему кислород и хлор (обратите внимание на их положение в системе элементов).
В значительно меньшей степени окислительные свойства проявляют бор, графит (и алмаз), кремний и другие простые вещества, образованные элементами, примыкающими к границе между металлами и неметаллами. Атомы этих элементов менее склонны присоединять электроны. Именно эти вещества (особенно графит и водород) способны проявлять восстановительные свойства:
2С + MnO
2
= Mn + 2CO,
4H
2
+ Fe
3
O
4
= 3Fe + 4H
2
O.
Остальные химические свойства неметаллов вы изучите в следующих разделах при знакомстве с химией отдельных элементов (как это было в случае кислорода и водорода). Там же вы изучите и способы получения этих веществ.
1
13.4. Основные оксиды
Вы уже знаете, что все основные оксиды – твердые немолекулярные вещества с ионной связью.
К основным оксидам относятся: а) оксиды щелочных и щелочноземельных элементов, б) оксиды некоторых других элементов, образующих металлы, в низших степенях окисления, например: СrO, MnO, FeO, Ag
2
O и др.
В их состав входят однозарядные, двухзарядные (очень редко трехзарядные катионы) и оксид-ионы. Наиболее характерные химические свойства основных оксидов как раз и связаны с присутствием в них двухзарядных оксид-ионов (очень сильных частиц-оснований). Химическая активность основных оксидов зависит прежде всего от прочности ионной связи в их кристаллах.
1) Все основные оксиды реагируют с растворами сильных кислот:
Li
2
O + 2H
3
O = 2Li + 3H
2
O, NiO + 2H
3
O = Ni
2
+3H
2
O,
Li
2
O + 2HCl p
= 2LiCl p
+ H
2
O, NiO + H
2
SO
4p
= NiSO
4p
+ H
2
O.
В первом случае кроме реакции с ионами оксония протекает еще и реакция с водой, но, так как ее скорость значительно меньше, ею можно пренебречь, тем более, что в итоге все равно получаются те же продукты.
Возможность реакции с раствором слабой кислоты определяется как силой кислоты (чем сильнее кислота, тем она активнее), так и прочностью связи в оксиде
(чем слабее связь, тем активнее оксид).
2) Оксиды щелочных и щелочноземельных металлов реагируют с водой:
Li
2
O + H
2
O = 2Li + 2OH BaO + H
2
O = Ba
2
+ 2OH
Li
2
O + H
2
O = 2LiOH
p
, BaO + H
2
O = Ba(OH)
2p
3) Кроме того, основные оксиды реагируют с кислотными оксидами:
BaO + CO
2
= BaCO
3
,
FeO + SO
3
= FeSO
4
,
Na
2
O + N
2
O
5
= 2NaNO
3
В зависимости от химической активности тех и других оксидов реакции могут протекать при обычной температуре или при нагревании.
В чем причина протекания таких реакций? Рассмотрим реакцию образования BaCO
3
из BaO и CO
2
. Реакция протекает самопроизвольно, а энтропия в этой реакции уменьшается (из двух веществ, твердого и газообразного, образуется одно кристаллическое вещество), следовательно, реакция экзотермическая. В экзотермических реакциях энергия образующихся связей больше, чем энергия рвущихся, следовательно, энергия связей в BaCO
3
больше, чем в исходных BaO и
CO
2
. И в исходных веществах, и в продуктах реакции два типа химической связи: ионная и ковалентная. Энергия ионной связи (энергия решетки) в BaO несколько больше, чем в BaCO
3
(размер карбонатного иона больше, чем оксид-иона), следовательно, энергия системы O
2
+ CO
2
больше, чем энергия CO
3 2
+ Q
Иными словами, ион CO
3 2
более устойчив, чем отдельно взятые ион O
2
и молекула CO
2
. А большая устойчивость карбонат-иона (его меньшая внутренняя энергия) связана с распределением заряда этого иона (– 2 е) по трем атомам кислорода карбонат-иона вместо одного в оксид-ионе.
4) Многие основные оксиды могут быть восстановлены до металла более активным металлом или неметаллом-восстановителем:
MnO + Ca = Mn + CaO (при нагревании),
FeO + H
2
= Fe + H
2
O (при нагревании).
Возможность протекания таких реакций зависит не только от активности восстановителя, но и от прочности связей в исходном и образующемся оксиде.
Общим способом получения почти всех основных оксидов является окисление соответствующего металла кислородом. Таким способом не могут быть получены оксиды натрия, калия и некоторых других очень активных металлов (в этих условиях они образуют пероксиды и более сложные соединения), а также золота, серебра, платины и других очень малоактивных металлов (эти металлы не реагируют с кислородом). Основные оксиды могут быть получены термическим разложением соответствующих гидроксидов, а также некоторых солей (например, карбонатов). Так, оксид магния может быть получен всеми тремя способами:
2Mg + O
2
= 2MgO,
Mg(OH)
2
= MgO + H
2
O,
MgCO
3
= MgO + CO
2
13.5. Кислотные оксиды
Все кислотные оксиды — вещества сковалентной связью.
К кислотным оксидам относятся: а) оксиды элементов, образующих неметаллы, б) некоторые оксиды элементов, образующих металлы, если металлы в этих оксидах находятся в высших степенях окисления, например, CrO
3
, Mn
2
O
7
Среди кислотных оксидов есть вещества, представляющие собой при комнатной температуре газы (например: СО
2
, N
2
O
3
, SO
2
, SeO
2
), жидкости (например, Mn
2
O
7
) и твердые вещества (например: B
2
O
3
, SiO
2
, N
2
O
5
, P
4
O
6
, P
4
O
10
, SO
3
, I
2
O
5
, CrO
3
). Большинство кислотных оксидов — молекулярные вещества (исключения составляют
B
2
O
3
, SiO
2
, твердый SO
3
, CrO
3
и некоторые другие; существуют и немолекулярные модификации P
2
O
5
). Но и немолекулярные кислотные оксиды при переходе в газообразное состояние становятся молекулярными.
Для кислотных оксидов характерны следующие химические свойства.
1) Все кислотные оксиды реагируют с сильными основаниями, как с твердыми:
CO
2
+ Ca(OH)
2
= CaCO
3
+ H
2
O
SiO
2
+ 2KOH = K
2
SiO
3
+ H
2
O (при нагревании), так и с растворами щелочей:
SO
3
+ 2OH = SO
4 2
+ H
2
O, N
2
O
5
+ 2OH = 2NO
3
+ H
2
O,
SO
3
+ 2NaOH
р
= Na
2
SO
4р
+ H
2
O, N
2
O
5
+ 2KOH
р
= 2KNO
3р
+ H
2
O.
Причина протекания реакций с твердыми гидроксидами та же, что с оксидами.
Наиболее активные кислотные оксиды (SO
3
, CrO
3
, N
2
O
5
, Cl
2
O
7
) могут реагировать и с нерастворимыми (слабыми) основаниями.
2) Кислотные оксиды реагируют с основными оксидами:
CO
2
+ CaO = CaCO
3
P
4
O
10
+ 6FeO = 2Fe
3
(PO
4
)
2
(при нагревании)
3) Многие кислотные оксиды реагируют с водой.
N
2
O
3
+ H
2
O = 2HNO
2
SO
2
+ H
2
O = H
2
SO
3
(более правильная запись формулы сернистой кислоты -SO
2
H
2
O
N
2
O
5
+ H
2
O = 2HNO
3
SO
3
+ H
2
O = H
2
SO
4
Многие кислотные оксиды могут быть получены путем окисления кислородом (сжигания в кислороде или на воздухе) соответствующих простых веществ (C
гр
, S
8
,
P
4
, P
кр
, B, Se, но не N
2
и не галогены):
C + O
2
= CO
2
,
S
8
+ 
2
= 8SO
2
, или при разложении соответствующих кислот:
H
2
SO
4
= SO
3
+ H
2
O (при сильном нагревании),
H
2
SiO
3
= SiO
2
+ H
2
O (при высушивании на воздухе),
H
2
CO
3
= CO
2
+ H
2
O (при комнатной температуре в растворе),
H
2
SO
3
= SO
2
+ H
2
O (при комнатной температуре в растворе).
Неустойчивость угольной и сернистой кислот позволяет получать CO
2
и SO
2
при действии сильных кислот на карбонаты Na
2
CO
3
+ 2HCl p
= 2NaCl p
+ CO
2
+H
2
O
(реакция протекает как в растворе, так и с твердым Na
2
CO
3
), и сульфиты
K
2
SO
3тв
+ H
2
SO
4конц
= K
2
SO
4
+ SO
2
+ H
2
O (если воды много, диоксид серы в виде газа не выделяется).
13.6. Амфотерные оксиды
К амфотерным оксидам относят ZnO, Al
2
O
3
, BeO, Cr
2
O
3
, PbO, CuO и некоторые другие оксиды. Химическая связь в них плохо описывается как в рамках модели ионной связи, так и в рамках модели ковалентной связи.
По химическим свойствам амфотерные оксиды похожи на основные оксиды и отличаются от них только своей способностью реагировать с щелочами, как с твердыми (при сплавлении), так и с растворами, а также с основными оксидами. Рассмотрим эти реакции на примере оксида цинка.
При сплавлении оксида цинка со щелочью (например, NaOH) оксид цинка ведет себя как кислотный оксид, образуя в результате реакции соль — цинкат натрия:
ZnO + 2NaOH = Na
2
ZnO
2
+ H
2
O
При взаимодействии оксида цинка с раствором щелочи (того же NaOH) протекает другая реакция:
ZnO + 2OH + H
2
O = [Zn(OH)
4
]
2
Молекулярное уравнение: ZnO + 2NaOH
p
+ H
2
O = Na
2
[Zn(OH)
4
]
p
Образующийся анион называется тетрагидроксоцинкат-ионом, а соль, которую можно выделить из раствора — тетрагидроксоцинкатом натрия.
В аналогичные реакции вступают и другие амфотерные оксиды. Состав и названия этих веществ легко можно определить, пользуясь таблицей 34.
При нагревании амфотерные оксиды реагируют с основными оксидами
ZnO + Na
2
O = Na
2
ZnO
2
, но только в случае оксидов щелочных металлов может идти речь об образовании солей, в остальных случаях образуются сложные оксиды.
Способы получения амфотерных оксидов те же, что и основных оксидов.
Резкой границы как между амфотерными и основными, так и между амфотерными и кислотными оксидами нет. В очень жестких условиях амфотерные свойства
могут проявлять как некоторые основные оксиды (например, MgO под давлением при высокой температуре и высокой концентрации щелочи), так и некоторые кислотные оксиды (например, B
2
O
3
).
Таблица 34. Состав и названия анионов, образующихся при реакции со щелочью амфотерных оксидов
Амфотерный оксид
Анионы, образующиеся в расплаве щелочи
Анионы, образующиеся в растворе щелочи.
Формула
Название
Формула
Название
ZnO
ZnO
2 2
цинкат-ион
[Zn(OH)
4
]
2
тетрагидроксоцинкат-ион
BeO
BeO
2 2
бериллат-ион
[Be(OH)
4
]
2
тетрагидроксобериллат-ион
CuO
CuO
2 2
купрат-ион
[Cu(OH)
4
]
2
тетрагидроксокупрат-ион
PbO
PbO
2 2
плюмбат(II)-ион
[Pb(OH)
3
] тригидроксоплюмбат(II)-ион
Cr
2
O
3
CrO
2
хромат(III)-ион
[Cr(OH)
6
]
3
гексагидроксохромат(III)-ион
Al
2
O
3
AlO
2
алюминат-ион
[Al(H
2
O)
2
(OH)
4
] [Al(OH)
6
]
3
диакватетрагидроксоалюминат-ион, гексагидроксоалюминат-ион