Неорганичните вещества са прости и сложни. Простите вещества се делят на метали (K, Na, Li) и неметали (O, Cl, P). Сложните вещества се делят на оксиди, хидроксиди (основи), соли и киселини.
оксиди
оксиди- съединения на химичен елемент (метал или неметал) с кислород (степен на окисление -2), докато кислородът е свързан с по-малко електроотрицателен елемент.
Разпределете:
1. Киселинни оксиди- оксиди, проявяващи киселинни свойства. Образува се от неметали и кислород. Примери: SO3, SO2, CO2, P2O5, N2O5.
2. Амфотерни оксиди- оксиди, които могат да проявяват както основни, така и киселинни свойства (това свойство се нарича амфотерно). Примери: Al2O3, CrO3, ZnO, BeO, PbO.
3. Основни оксиди- метални оксиди, докато металите показват степен на окисление +1 или +2. Примери: K2O, MgO, CaO, BaO, Li2O, Na2O.
4. Несолеобразуващи оксиди- практически не реагират, нямат съответните киселини и хидроксиди. Примери: CO, NO.
Химични свойстваосновни оксиди
1. Взаимодействие с вода
В реакцията влизат само оксиди на алкални и алкалоземни метали, чиито хидроксиди образуват разтворима основа
основен оксид + вода → алкален
K2O + H2O → 2KOH
CaO + H2O → Ca(OH)2
2. Взаимодействие с киселина
основен оксид + киселина → сол + вода
MgO + H2SO4 → MgSO4 + H2O
Na2O + H2S(ex) → 2NaHS + H2O
MgO(ex) + HCl → Mg(OH)Cl
3. Взаимодействие с киселинни или амфотерни оксиди
основен оксид + киселина/амфотерен оксид → сол
В този случай металът в основния оксид става катион, а киселината/амфотерният оксид става анион (киселинен остатък). Реакциите между твърдите оксиди протичат при нагряване. Неразтворимите във вода основни оксиди не взаимодействат с газообразни киселинни оксиди.
BaO + SiO2 (t) → BaSiO3
K2O + ZnO (t) → K2ZnO2
FeO + CO2 ≠
4. Взаимодействие с амфотерни хидроксиди
основен оксид + амфотерен хидроксид → сол + вода
Na2O + 2Al(OH)3 (t) → 2NaAlO2 + 3H2O
5. Температурно разлагане на оксиди на благородни метали и живак
2Ag2O (t) → 4Ag + O2
2HgO (t) → 2Hg + O2
6. Взаимодействие с въглерод (C) или водород (H2) при висока температура.
При редукция на оксиди на алкални, алкалоземни метали и алуминий по този начин не се отделя самият метал, а неговият карбид.
FeO + C (t) → Fe + CO
3Fe2O3 + C (t) → 2Fe3O4 + CO
CaO + 3C (t) → CaC2 + CO
CaO + 2H2 (t) → CaH2 + H2O
7. Активните метали редуцират по-малко активните си оксиди при висока температура
CuO + Zn (t) → ZnO + Cu
8. Кислородът окислява по-ниските оксиди до по-висши.
Оксидите на алкалните и алкалоземните метали се превръщат в пероксиди
4FeO + O2 (t) → 2Fe2O3
2BaO + O2 (t) → 2BaO2
2NaO + O2 (t) → 2Na2O2
Химични свойства на киселинните оксиди
1. Взаимодействие с вода
киселинен оксид + вода → киселина
SO3+ H2O → H2SO4
SiO2 + H2O ≠
Някои оксиди нямат съответните киселини и в този случай възниква реакция на диспропорциониране
2NO2 + H2O → HNO3 + HNO2
3NO2 + H2O (t) → 2HNO3 + NO
2ClO2 + H2O → HClO3 + HClO2
6ClO2 + 3H2O (t) → 5HClO3 + HCl
В зависимост от броя на водните молекули, свързани с P2O5, се образуват три различни киселини - метафосфорна HPO3, пирофосфорна H4P2O7 или ортофосфорна H3PO4.
P2O5 + H2O → 2HPO3
P2O5 + 2H2O → H4P2O7
P2O5 + 3H2O → 2H3PO4
Хромният оксид съответства на две киселини - хромна H2CrO4 и двухромна H2Cr2O7(III)
CrO3 + H2O → H2CrO4
2CrO3 + H2O → H2Cr2O7
2. Взаимодействие с бази
киселинен оксид + основа → сол + вода
Неразтворимите киселинни оксиди реагират само по време на синтез, а разтворимите - в нормални условия.
SiO2 + 2NaOH (t) → Na2SiO3 + H2O
При излишък от оксид се образува кисела сол.
CO2(ex) + NaOH → NaHCO3
P2O5(ex) + 2Ca(OH)2 → 2CaHPO4 + H2O
P2O5(ex) + Ca(OH)2 + H2O → Ca(H2PO4)2
При излишък на основа се образува основна сол.
CO2 + 2Mg(OH)2(g) → (MgOH)2CO3 + H2O
Оксидите, които нямат съответните киселини, влизат в реакция на диспропорциониране и образуват две соли.
2NO2 + 2NaOH → NaNO3 + NaNO2 + H2O
2ClO2 + 2NaOH → NaClO3 + NaClO2 + H2O
CO2 реагира с някои амфотерни хидроксиди (Be(OH)2, Zn(OH)2, Pb(OH)2, Cu(OH)2), за да образува основна сол и вода.
CO2 + 2Be(OH)2 → (BeOH)2CO3↓ + H2O
CO2 + 2Cu(OH)2 → (CuOH)2CO3↓ + H2O
3. Взаимодействие с основен или амфотерен оксид
киселинен оксид + основен/амфотерен оксид → сол
Реакциите между твърдите оксиди възникват по време на синтеза. Амфотерните и неразтворимите във вода основни оксиди взаимодействат само с твърди и течни киселинни оксиди.
SiO2 + BaO (t) → BaSiO3
3SO3 + Al2O3 (t) → Al2(SO4)3
4. Взаимодействие със сол
киселинен нелетлив оксид + сол (t) → сол + киселинен летлив оксид
SiO2 + CaCO3 (t) → CaSiO3 + CO2
P2O5 + Na2CO3 → 2Na3PO4 + 2CO2
5. Киселинните оксиди не реагират с киселини, но P2O5 реагира с безводни киселини, съдържащи кислород.
Това произвежда HPO3 и анхидрида на съответната киселина
P2O5 + 2HClO4 (безводен) → Cl2O7 + 2HPO3
P2O5 + 2HNO3 (безводен) → N2O5 + 2HPO3
6. Влезте в редокс реакции.
1. Възстановяване
При високи температури някои неметали могат да редуцират оксидите.
CO2 + C (t) → 2CO
SO3 + C → SO2 + CO
H2O + C (t) → H2 + CO
Магнезият често се използва за намаляване на неметалите от техните оксиди.
CO2 + 2Mg → C + 2MgO
SiO2 + 2Mg (t) → Si + 2MgO
N2O + Mg (t) → N2 + MgO
2. По-ниските оксиди се превръщат в по-високи при взаимодействие с озон (или кислород) при висока температура в присъствието на катализатор
NO + O3 → NO2 + O2
SO2 + O3 → SO3 + O2
2NO2 + O3 → N2O5 + O2
2CO + O2 (t) → 2CO2
2SO2 + O2 (t, kat) → 2SO3
P2O3 + O2 (t) → P2O5
2NO + O2 (t) → 2NO2
2N2O3 + O2 (t) → 2N2O4
3. Оксидите също влизат в други редокс реакции
SO2 + NO2 → NO + SO3 4NO2 + O2 + 2H2O → 4HNO3
2SO2 + 2NO → N2 + 2SO3 2N2O5 → 4NO2 + O2
SO2 + 2H2S → 3S↓ + 2H2O 2NO2 (t) → 2NO + O2
2SO2 + O2 + 2H2O → 2H2SO4 3N2O + 2NH3 → 4N2 + 3H2O
2CO2 + 2Na2O2 → 2Na2CO3 + O2 10NO2 +8P → 5N2 + 4P2O5
N2O + 2Cu (t) → N2 + Cu2O
2NO + 4Cu (t) → N2 + 2Cu2O
N2O3 + 3Cu (t) → N2 + 3CuO
2NO2 + 4Cu (t) → N2 + 4CuO
N2O5 + 5Cu (t) → N2 + 5CuO
Химични свойства на амфотерните оксиди
1. Не взаимодействайте с вода
амфотерен оксид + вода ≠
2. Взаимодействие с киселини
амфотерен оксид + киселина → сол + вода
Al2O3 + 3H2SO4 → Al2(SO4)3 + 3H2O
При излишък на многоосновна киселина се образува кисела сол
Al2O3 + 6H3PO4(ex) → 2Al(H2PO4)3 + 3H2O
При излишък от оксид се образува основна сол
ZnO(ex) + HCl → Zn(OH)Cl
Двойните оксиди образуват две соли
Fe3O4 + 8HCl → FeCl2 + 2FeCl3 + 4H2O
3. Взаимодействие с киселинен оксид
амфотерен оксид + киселинен оксид → сол
Al2O3 + 3SO3 → Al2(SO4)3
4. Взаимодействие с алкали
амфотерен оксид + алкали → сол + вода
При сливане се образуват средна сол и вода, а в разтвор - сложна сол
ZnO + 2NaOH(tv) (t) → Na2ZnO2 + H2O
ZnO + 2NaOH + H2O → Na2
5. Взаимодействие с основния оксид
амфотерен оксид + основен оксид (t) → сол
ZnO + K2O (t) → K2ZnO2
6. Взаимодействие със соли
амфотерен оксид + сол (t) → сол + летлив киселинен оксид
Амфотерните оксиди изместват летливите киселинни оксиди от техните соли по време на синтеза
Al2O3 + K2CO3 (t) → KAlO2 + CO2
Fe2O3 + Na2CO3 (t) → 2NaFeO2 + CO2
Химични свойства на основите
Основите са вещества, които съдържат метален катион и хидроксиден анион. Основите са разтворими (алкали - NaOH, KOH, Ba(OH)2) и неразтворими (Al2O3, Mg(OH)2).
1. Разтворима основа + индикатор → промяна на цвета
Когато индикатор се добави към базов разтвор, цветът му се променя:
Безцветен фенолфталеин - малина
Лилав лакмус - син
Метил оранжево - жълто
2. Взаимодействие с киселина (реакция на неутрализация)
основа + киселина → сол + вода
Според реакцията могат да се получат средни, киселинни или основни соли. При излишък на многоосновна киселина се образува киселинна сол, при излишък на поликиселинна основа - основна сол.
Mg(OH)2 + H2SO4 → MGSO4 + 2H2O
Mg(OH)2 + 2H2SO4 → MG(HSO4)2 + 2H2O
2Mg(OH)2 + H2SO4 → (MgOH)2SO4 + 2H2O
3. Взаимодействие с киселинни оксиди
основа + киселинен оксид → сол + вода
6NH4OH + P2O5 → 2(NH4)3PO4 + 3H2O
4. Взаимодействие на алкали с амфотерен хидроксид
алкален + амфотерен хидроксид → сол + вода
При тази реакция амфотерният хидроксид проявява киселинни свойства. По време на реакцията в стопилката се получават средна сол и вода, а в разтвор - комплексна сол. Хидроксидите на желязо (III) и хром (III) се разтварят само в концентрирани алкални разтвори.
2KOH(tv) + Zn(OH)2 (t) → K2ZnO2 + 2H2O
KOH + Al(OH)3 → K
3NaOH(конц.) + Fe(OH)3 → Na3
5. Взаимодействие с амфотерен оксид
алкален + амфотерен оксид → сол + вода
2NaOH(s) + Al2O3 (t) → 2NaAlO2 + H2O
6NaOH + Al2O3 + 3H2O → 2Na3
6. Взаимодействие със сол
Между основата и солта протича йонообменна реакция.Това се случва само при образуване на утайка или при отделяне на газ (при образуването на NH4OH).
А. Реакция между разтворима основа и разтворима киселинна сол
разтворима основа + разтворима киселинна сол → средна сол + вода
Ако солта и основата са образувани от различни катиони, тогава се образуват две средни соли. В случай на кисели амониеви соли, излишъкът от алкали води до образуването на амониев хидроксид.
Ba(OH)2 + Ba(HCO3)2 → 2BaCO3↓ + 2H2O
2NaOH(ex) + NH4HS → Na2S + NH4OH + H2O
B. Реакция на разтворима основа с разтворим междинен продукт или основна сол.
Възможни са няколко сценария
разтворима основа + разтворим междинен продукт/основна сол → неразтворима сол↓ + основа
→ сол + неразтворима основа↓
→ сол + слаб електролит NH4OH
→ без реакция
Реакциите протичат между разтворими основи и средна сол само ако резултатът е неразтворима сол, или неразтворима основа, или слаб електролит NH4OH
NaOH + KCl ≠ няма реакция
Ако първоначалната сол се образува от поликиселинна основа, с липса на алкали, се образува основна сол
Под действието на алкали върху соли на сребро и живак (II) не се отделят техните хидроксиди, които се разтварят при 25 ° C, а неразтворими оксиди Ag2O и HgO.
7. Разлагане при температура
основен хидроксид (t) → оксид + вода
Ca(OH)2 (t) → CaO + H2O
NaOH(t)≠
Някои основи (AgOH, Hg(OH)2 и NH4OH) се разпадат дори при стайна температура
LiOH (t) → Li2O + H2O
NH4OH (25C) → NH3 + H2O
8. Взаимодействие на алкален и преходен метал
алкален + преходен метал → сол + H2
2Al + 2KOH + 6H2O → 2K +3H2
Zn + 2NaOH(tv) (t) → Na2ZnO2 + H2
Zn + 2NaOH + 2H2O → Na2 + H2
9. Взаимодействие с неметали
Алкалите взаимодействат с някои неметали - Si, S, P, F2, Cl2, Br2, I2. В този случай често се образуват две соли в резултат на диспропорциониране.
Si + 2KOH + H2O → K2SiO3 + 2H2
3S + 6KOH (t) → 2K2S + K2SO3 + 3H2O
Cl2 +2KOH(конц.) → KCl + KClO + H2O (за Br, I)
3Cl2 + 6KOH(конц) (t)→ 5KCl + KClO3 +3H2O (за Br, I)
Cl2 + Ca(OH)2 → CaOCl2 + H2O
4F2 + 6NaOH(dec) → 6NaF + OF2 + O2 + 3H2O
4P + 3NaOH + 3H2O → 3NaH2PO2 + PH3
Хидроксидите с редуциращи свойства могат да се окисляват от кислород
4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O → 4Fe(OH)3 (=Cr)
Химични свойства на киселините
1. Промяна на цвета на индикатора
разтворима киселина + индикатор → промяна на цвета
Виолетовият лакмус и метилоранжът стават червени, фенолфталеинът става прозрачен
2. Взаимодействие с основи (реакция на неутрализация)
киселина + основа → сол + вода
H2SO4 + Mg(OH)2 → MgSO4 + 2H2O
3. Взаимодействие с основния оксид
киселина + основен оксид → сол + вода
2HCl + CuO → CuCl2 + H2O
4. Взаимодействие с амфотерни хидроксиди с образуване на средни, киселинни или основни соли
киселина + амфотерен хидроксид → сол + вода
2HCl + Be(OH)2 → BeCl2 + 2H2O
H3PO4() + Zn(OH)2 → ZNHPO4 + 2H2O
HCl + Al(OH)3() → Al(OH)2Cl + H2O
5. Взаимодействие с амфотерни оксиди
киселина + амфотерен оксид → сол + вода
H2SO4 + ZnO → ZnSO4 + H2O
6. Взаимодействие със соли
Обща реакционна схема: киселина + сол → сол + киселина
Възниква йонообменна реакция, която завършва само в случай на образуване на газ или утаяване.
Например: HCl + AgNO3 → AgCl↓ + HNO3
2HBr + K2SiO3 → 2KBr + H2SiO3↓
А. Реакция със сол на по-летлива или слаба киселина за образуване на газ
HCl + NaHS → NaCl + H2S
B. Взаимодействието на силна киселина и сол на силна или средна киселина за образуване на неразтворима сол
силна киселина + силно/средно кисела сол → неразтворима сол + киселина
Нелетливата фосфорна киселина измества силните, но летливи солна и азотна киселина от техните соли, при условие че се образува неразтворима сол
Б. Взаимодействието на киселина с основна сол на същата киселина
киселина1 + основна сол на киселина1 → средна сол + вода
HCl + Mg(OH)Cl → MgCl2 + H2O
D. Взаимодействието на многоосновна киселина със средна или кисела сол на същата киселина за образуване на кисела сол на същата киселина, съдържаща по-голям брой водородни атоми
многоосновна киселина1 + среда/киселинна сол на киселина1 → киселинна сол на киселина1
H3PO4 + Ca3(PO4)2 → 3CaHPO4
H3PO4 + CaHPO4 → Ca(H2PO4)2
E. Взаимодействие на хидросулфидна киселина със соли на Ag, Cu, Pb, Cd, Hg с образуването на неразтворим сулфид
киселина H2S + сол Ag, Cu, Pb, Cd, Hg → Ag2S/CuS/PbS/CdS/HgS↓ + киселина
H2S + CuSO4 → CuS↓ + H2SO4
E. Реакция на киселина със средна или комплексна сол с амфотерен метал в анион
а) при липса на киселина се образуват средна сол и амфотерен хидроксид
киселина + средна/комплексна сол в амфотерен метал в анион → средна сол + амфотерен хидроксид
б) при излишък на киселина се образуват две средни соли и вода
киселина + средна/комплексна сол с амфотерен метал в анион → средна сол + средна сол + вода
Ж. В някои случаи киселините със соли влизат в редокс реакции или реакции на образуване на комплекси:
H2SO4(конц.) и I‾/Br‾ (H2S и I2/SO2 и Br2 продукти)
H2SO4(конц.) и Fe² + (SO2 и Fe³ + продукти)
HNO3 dil/conc и Fe² + (NO/NO2 и Fe³ + продукти)
HNO3 dil/conc и SO3²‾/S²‾ (NO/NO2 и SO4²‾/S или SO4²‾ продукти)
HClconc и KMnO4/K2Cr2O7/KClO3 (продукти Cl2 и Mn² + /Cr² + /Cl‾)
3. Взаимодействие на концентрирана сярна киселина с твърда сол
Нелетливите киселини могат да изместят летливите вещества от техните твърди соли.
7. Взаимодействие на киселина с метал
А. Взаимодействие на киселина с метали, стоящи в редица преди или след водорода
киселина + метал до H2 → метал в минимално състояние на окисление + H2
Fe + H2SO4(dil) → FeSO4 + H2
киселина + метал след H2 ≠ няма реакция
Cu + H2SO4(разреден) ≠
Б. Взаимодействие на концентрирана сярна киселина с метали
H2SO4(конц.) + Au, Pt, Ir, Rh, Ta ≠ няма реакция
H2SO4(конц.) + алкален/алкалоземен метал и Mg/Zn → H2S/S/SO2 (в зависимост от условията) + метален сулфат при максимално ниво на окисление + H2O
Zn + 2H2SO4(конц) (t1) → ZnSO4 + SO2 + 2H2O
3Zn + 4H2SO4(конц.) (t2>t1)→ 3ZnSO4 + S↓ + 4H2O
4Zn + 5H2SO4(конц) (t3>t2) → 4ZnSO4 + H2S + 4H2O
H2SO4(conc) + други метали → SO2 + метален сулфат в максимално състояние на окисление + H2O
Cu + 2H2SO4(конц) (t) → CuSO4 + SO2 + 2H2O
2Al + 6H2SO4(конц) (t) → Al2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O
Б. Реакция на концентрирана азотна киселина с метали
HNO3(конц) + Au, Pt, Ir, Rh, Ta, Os ≠ няма реакция
HNO3(конц.) + Pt ≠
HNO3(конц.) + алкален/алкалоземен метал → N2O + метален нитрат при максимално ниво на окисление + H2O
4Ba + 10HNO3(конц.) → 4Ba(NO3)2 + N2O + 5H2O
HNO3(конц.) + други метали при температура → NO2 + метален нитрат при максимално ниво на окисление + H2O
Ag + 2HNO3(конц.) → AgNO3 + NO2 + H2O
Той взаимодейства с Fe, Co, Ni, Cr и Al само при нагряване, тъй като при нормални условия тези метали се пасивират от азотна киселина - те стават химически устойчиви
D. Реакция на разредена азотна киселина с метали
HNO3(разл.) + Au, Pt, Ir, Rh, Ta ≠ няма реакция
Много пасивни метали (Au, Pt) могат да се разтворят с царска вода - смес от един обем концентрирана азотна киселина с три обема концентрирана солна киселина. Окислителят в него е атомен хлор, който се отделя от нитрозилхлорид, който се образува в резултат на реакцията: HNO3 + 3HCl → 2H2O + NOCl + Cl2
HNO3(dil) + алкален/алкалоземен метал → NH3(NH4NO3) + метален нитрат при максимално ниво на окисление + H2O
NH3 се превръща в NH4NO3 в излишък от азотна киселина
4Ca + 10HNO3(разл.) → 4Ca(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O
HNO3(razb) + метал в серията напрежения до H2 → NO/N2O/N2/NH3 (в зависимост от условията) + метален нитрат в максимално състояние на окисление + H2O
С останалите метали, стоящи в поредица от напрежения до водород и неметали, HNO3 (dil) образува сол, вода и главно NO, но в зависимост от условията и N2O, и N2, и NH3 / NH4NO3 (колкото по-разредена е киселината, толкова по-ниска е степента на окисление на азота в отделения газообразен продукт)
3Zn + 8HNO3(razb) → 3Zn(NO3)2 + 2NO + 4H2O
4Zn + 10HNO3(разл.) → 4Zn(NO3)2 + N2O + 5H2O
5Zn + 12HNO3(разл.) → 5Zn(NO3)2 + N2 + 6H2O
4Zn + 10HNO3 (много разреден) → 4Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O
HNO3(razb) + метал след H2 → NO + метален нитрат при максимално ниво на окисление + H2O
При нискоактивни метали, стоящи след H2, HNO3razb образува сол, вода и NO
3Cu + 8HNO3(разл.) → 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O
8. Разлагане на киселини при температура
киселина (t) → оксид + вода
H2CO3 (t) → CO2 + H2O
H2SO3 (t) → SO2 + H2O
H2SiO3 (t) → SiO2 + H2O
2H3PO4 (t) → H4P2O7 + H2O
H4P2O7 (t) → 2HPO3 + H2O
4HNO3 (t) → 4NO2 + O2 + 2H2O
3HNO2 (t) → HNO3 + 2NO + H2O
2HNO2 (t) → NO2 + NO + H2O
3HCl (t) → 2HCl + HClO3
4H3PO3 (t) → 3H3PO4 + PH3
9. Взаимодействие на киселина с неметали (окислително-възстановителна реакция). В този случай неметалът се окислява до съответната киселина, а киселината се редуцира до газообразен оксид: H2SO4 (конц.) - до SO2; HNO3(конц) - до NO2; HNO3(разб) - до NO.
S + 2HNO3(dec) → H2SO4 + 2NO
S + 6HNO3(конц.) → H2SO4 + 6NO2 + 2H2O
S + 2H2SO4(конц.) → 3SO2 + CO2 + 2H2O
C + 2H2SO4(конц.) → 2SO2 + CO2 + 2H2O
C + 4HNO3(конц.) → 4NO2 + CO2 + 2H2O
P + 5HNO3(разл.) + 2H2O → 3H3PO4 + 5NO
P + 5HNO3(конц.) → HPO3 + 5NO2 + 2H2O
H2S + Г2 → 2НГ + S↓ (с изключение на F2)
H2SO3 + G2 + H2O → 2HG + H2SO4 (с изключение на F2)
2H2S(aq) + O2 → 2H2O + 2S↓
2H2S + 3O2 → 2H2O + 2SO2 (изгаряне)
2H2S + O2 (дефицит) → 2H2O + 2S↓
По-активните халогени изместват по-малко активните NGs от киселини (изключение: F2 реагира с вода, не с киселина)
2HBr + Cl2 → 2HCl + Br2↓
2HI + Cl2 → 2HCl + I2↓
2HI + Br2 → 2HBr + I2↓
10. Редокс реакции между киселини
H2SO4(конц.) 2HBr → Br2↓ + SO2 + 2H2O
H2SO4(конц.) + 8HI → 4I2↓ + H2S + 4H2O
H2SO4(конц.) + HCl ≠
H2SO4(конц.) + H2S → S↓ + SO2 + 2H2O
3H2SO4(конц.) + H2S → 4SO2 + 4H2O
H2SO3 + 2H2S → 3S↓ + 3H2O
2HNO3(конц.) + H2S → S↓ + 2NO2 + 2H2O
2HNO3(конц.) + SO2 → H2SO4 + 2NO2
6HNO3(конц.) + HI → HIO3 + 6NO2 + 3H2O
2HNO3(конц.) + 6HCl → 3Cl2 + 2NO + 4H2O
Химични свойства на амфотерните хидроксиди
1. Взаимодействие с основния оксид
амфотерен хидроксид + основен оксид → сол + вода
2Al(OH)3 +Na2O (t)→ 2NaAlO2 + 3H2O
2. Взаимодействие с амфотерен или киселинен оксид
амфотерен хидроксид + амфотерен/киселинен оксид ≠ няма реакция
Някои амфотерни оксиди (Be (OH) 2, Zn (OH) 2, Pb (OH) 2) реагират с кисел CO2 оксид, за да образуват утаяване на основни соли и вода
2Be(OH)2 + CO2 → (BeOH)2CO3↓ + H2O
3. Взаимодействие с алкали
амфотерен хидроксид + алкали → сол + вода
Zn(OH)2 + 2KOH(твърд) (t) → K2ZnO2 + 2H2O
Zn(OH)2 + 2KOH → K2
4. Не взаимодействайте с неразтворими основи или амфотерни хидроксиди
амфотерен хидроксид + неразтворима основа/амфотерен хидроксид ≠ няма реакция
5. Взаимодействие с киселини
амфотерен хидроксид + киселина → сол + вода
Al(OH)3 + 3HCl → AlCl3 + 3H2O
6. Не реагирайте със соли
амфотерен хидроксид + сол ≠ няма реакция
7. Не реагирайте с метали / неметали ( прости вещества)
амфотерен хидроксид + метал/неметал ≠ няма реакция
8. Термично разлагане
амфотерен хидроксид (t) → амфотерен оксид + вода
2Al(OH)3 (t) → Al2O3 + 3H2O
Zn(OH)2 (t) → ZnO + H2O
Общи сведения за солите
Представете си, че имаме киселина и основа, ще проведем реакция на неутрализация между тях и ще получим киселина и сол.
NaOH + HCl → NaCl (натриев хлорид) + H2O
Оказва се, че солта се състои от метален катион и анион на киселинен остатък.
Солите са:
1. Киселинни (с един или два водородни катиона (т.е. имат кисела (или леко кисела) среда) - KHCO3, NaHSO3).
2. Среда (имам метален катион и анион на киселинен остатък, средата трябва да се определи с рН метър - BaSO4, AgNO3).
3. Основни (имат хидроксиден йон, т.е. алкална (или слабо алкална) среда - Cu (OH) Cl, Ca (OH) Br).
Има и двойни соли, които образуват катиони на два метала (К) при дисоциация.
Солите, с малки изключения, са кристални твърди вещества с високи точки на топене. Повечето соли бяло(KNO3, NaCl, BaSO4 и др.). Някои соли са оцветени (K2Cr2O7 - оранжево, K2CrO4 - жълто, NiSO4 - зелено, CoCl3 - розово, CuS - черно). По разтворимост те могат да бъдат разделени на разтворими, слабо разтворими и практически неразтворими. Киселинните соли, като правило, са по-добре разтворими във вода от съответните средни соли, а основните соли са по-лоши.
Химични свойства на солите
1. Сол + вода
Когато много соли се разтварят във вода, настъпва тяхното частично или пълно разлагане - хидролиза. Някои соли образуват кристални хидрати. Когато се разтворят във вода, средните соли, съдържащи амфотерен метал в аниона, образуват комплексни соли.
NaCl + H2O → NaOH + HCl
Na2ZnO2 + 2H2O = Na2
2. Сол + основен оксид ≠ няма реакция
3. Сол + амфотерен оксид → (t) киселинен летлив оксид + сол
Амфотерните оксиди изместват летливите киселинни оксиди от техните соли по време на синтеза.
Al2O3 +K2CO3 → KAlO2 + CO2
Fe2O3 + Na2CO3 → 2NaFeO2 + CO2
4. Сол + киселинен нелетлив оксид → киселинен летлив оксид + сол
Нелетливите киселинни оксиди изместват летливите киселинни оксиди от техните соли по време на синтеза.
SiO2 + CaCO3 → (t) CaSiO3 + CO2
P2O5 + Na2CO3 → (t) 2Na3PO4 + 3CO2
3SiO2 + Ca3(PO4)2 → (t) 3CaSiO3 + P2O5
5. Сол + основа → основа + сол
Реакциите между соли и основи са йонообменни реакции. Следователно при нормални условия те протичат само в разтвори (както солта, така и основата трябва да са разтворими) и само при условие, че в резултат на обмена се образува утайка или слаб електролит (H2O / NH4OH); при тези реакции не се образуват газообразни продукти.
A. Разтворима основа + разтворима киселинна сол → средна сол + вода
Ако солта и основата са образувани от различни катиони, тогава се образуват две средни соли; в случай на кисели амониеви соли, излишъкът от алкали води до образуването на амониев хидроксид.
Ba(OH)2 + Ba(HCO3) → 2BaCO3 + 2H2O
2KOH + 2NaHCO3 → Na2CO3 + K2CO3 + 2H2O
2NaOH + 2NH4HS → Na2S + (NH4)2S + 2H2O
2NaOH(ex) + NH4Hs → Na2S + NH4OH + H2O
B. Разтворима основа + разтворима среда/основна сол → неразтворима сол↓ + основа
Разтворима основа + разтворима среда/основна сол → сол + неразтворима основа↓
Разтворима основа + разтворима среда/основна сол → сол + слаб електролит NH4OH
Разтворима основа + разтворима среда/основна сол → няма реакция
Реакция между разтворими основи и среда/основна сол възниква само ако обменът на йони произвежда неразтворима сол, или неразтворима основа, или слаб електролит NH4OH.
Ba(OH)2 + Na2SO4 → BaSO4↓ + 2NaOH
2NH4OH + CuCl2 → 2NH4Cl + Cu(OH)2↓
Ba(OH)2 + NH4Cl → BaCl2 + NH4OH
NaOH + KCl ≠
Ако първоначалната сол се образува от поликиселинна основа, с липса на алкали, се образува основна сол.
NaOH(дефицит) + AlCl3 → Al(OH)Cl2 + NaCl
Под действието на алкали върху соли на сребро и живак (II) се отделят не AgOH и Hg (OH) 2, които се разлагат при стайна температура, а неразтворими оксиди Ag2O и HgO.
2AgNO3 + 2NaOH → Ag2O↓ 2NaNO3 + H2O
Hg(NO3)2 + 2KOH → HgO↓ + 2KNO3 + H2O
6. Сол + амфотерен хидроксид → няма реакция
7. Сол + киселина → киселина + сол
Най-вече. реакциите на киселини със соли са йонообменни реакции, следователно те протичат в разтвори и само ако се образува неразтворима в киселина сол или по-слаба и летлива киселина.
HCl + AgNO3 → AgCl↓ + HNO3
2HBr + K2SiO3 → 2KBr +H2SiO3↓
2HNO3 + Na2CO3 → 2NaNO3 + H2O + CO2
A. Киселина 1 + сол на по-летлива/слаба киселина 2 → сол на киселина 1 + по-летлива/слаба киселина 2
Киселините взаимодействат с разтвори на соли на по-слаби или летливи киселини. Независимо от състава на солта (средна, кисела, основна), като правило се образуват средна сол и по-слаба летлива киселина.
2CH3COOH + Na2S → 2CH3COONa + H2S
HCl + NaHS → NaCl + H2S
B. Силна киселина + силно/средно кисела сол → неразтворима сол↓ + киселина
Силните киселини реагират с разтвори на соли на други силни киселини, ако се образува неразтворима сол. Нелетливата H3PO4 (киселина със средна сила) измества силната, но летлива солна HCl и азотна киселина HNO3 от техните соли, при условие че се образува неразтворима сол.
H2SO4 + Ca(NO3)2 → CaSO4↓ + 2HNO3
2H3PO4 + 3CaCl2 → Ca3(PO4)2↓ + 6HCl
H3PO4 + 3AgNO3 → Ag3PO4↓ + 3HNO3
B. Киселина 1 + основна сол на киселина 1 → средна сол + вода
Когато една киселина реагира с основна сол на същата киселина, се образуват средна сол и вода.
HCl + Mg(OH)Cl → MgCl2 + H2O
D. Многоосновна киселина1 + среда/киселинна сол на киселина1 → киселинна сол на киселина1
Когато многоосновна киселина действа върху средната сол на същата киселина, се образува кисела сол, а когато се въздейства върху кисела сол, се образува кисела сол, съдържаща по-голям брой водородни атоми.
H3PO4 + Ca3(PO4) → 3CaHPO4
H3PO4 + CaHPO4 → Ca(H2PO4)2
CO2 + H2O + CaCO3 → Ca(HCO3)2
E. Киселина H2S + сол Ag, Cu, Pb, Cd, Hg → Ag2S/CuS/PbS/CdS/HgS↓ + киселина
Слабата и летлива сероводородна киселина H2S измества дори силни киселини от разтвори на соли на Ag, Cu, Pb, Cd и Hg, образувайки с тях сулфидни утайки, които са неразтворими не само във вода, но и в получената киселина.
H2S + CuSO4 → CuS↓ + H2SO4
E. Киселина + средна/комплексна сол с амфотерен Me в аниона → средна сол + амфотерен хидроксид↓
→ средна сол + средна сол + H2O
Когато киселина действа върху средна или сложна сол с амфотерен метал в аниона, солта се разрушава и образува:
а) при киселинен дефицит - средна сол и амфотерен хидроксид
б) при излишък на киселина - две средни соли и вода
2HCl(седмица) + Na2ZnO2 → 2NaCl + Zn(OH)2↓
2HCl(седмица) + Na2 → 2NaCl + Zn(OH)2↓ + 2H2O
4HCl(ex) + Na2ZnO2 → 2NaCl + ZnCl2 + 2H2O
4HCl(ex) + Na2 → 2NaCl + ZnCl2 + 4H2O
Трябва да се има предвид, че в някои случаи възникват OVR или реакции на образуване на комплекси между киселини и соли. И така, OVR въведете:
H2SO4 конц. и I‾/Br‾ (продукти H2S и I2/SO2 и Br2)
H2SO4 конц. и Fe²+ (SO2 и Fe³ продукти + )
HNO3 разреден/конц. и Fe² + (продукти NO/NO2 и Fe 3 + )
HNO3 разреден/конц. и SO3²‾/S²‾ (NO/NO2 продукти и сулфат/сяра или сулфат)
HCl конц. и KMnO4/K2Cr2O7/KClO3 (продукти хлор (газ) и Mn²+ /Cr³ + /Cl‾.
G. Реакцията протича без разтворител
Сярна киселина конц. + сол (тв.) → сол кисел/среден + кисел
Нелетливите киселини могат да изместят летливите вещества от техните сухи соли. Най-често се използва взаимодействието на концентрирана сярна киселина със сухи соли на силни и слаби киселини, в този случай се образуват киселина и кисела или средна сол.
H2SO4(конц.) + NaCl(твърд) → NaHSO4 + HCl
H2SO4(конц.) + 2NaCl(твърд) → Na2SO4 + 2HCl
H2SO4(конц.) + KNO3(s) → KHSO4 + HNO3
H2SO4(конц.) + CaCO3(s) → CaSO4 + CO2 + H2O
8. Разтворима сол + разтворима сол → неразтворима сол↓ + сол
Реакциите между солите са обменни реакции. Следователно при нормални условия те продължават само ако:
а) и двете соли са разтворими във вода и се приемат като разтвори
б) в резултат на реакцията се образува утайка или слаб електролит (последното е много рядко).
AgNO3 + NaCl → AgCl↓ + NaNO3
Ако една от първоначалните соли е неразтворима, реакцията протича само когато в резултат на нея се образува още по-неразтворима сол. Критерият за "неразтворимост" е стойността на PR (продукт на разтворимост), но тъй като неговото изследване е извън обхвата на училищния курс, случаите, когато една от солите на реагента е неразтворима, не се разглеждат допълнително.
Ако в реакцията на обмен се образува сол, която напълно се разлага в резултат на хидролиза (в таблицата за разтворимост има тирета на мястото на такива соли), тогава продуктите от хидролизата на тази сол стават продукти на реакцията.
Al2(SO4)3 + K2S ≠ Al2S3↓ + K2SO4
Al2(SO4)3 + K2S + 6H2O → 2Al(OH)3↓ + 3H2S + K2SO4
FeCl3 + 6KCN → K3 + 3KCl
AgI + 2KCN → K + KI
AgBr + 2Na2S2O3 → Na3 + NaBr
Fe2(SO4)3 + 2KI → 2FeSO4 + I2 + K2SO4
NaCl + NaHSO4 → (t) Na2SO4 + HCl
Средните соли понякога взаимодействат една с друга, за да образуват комплексни соли. OVR е възможно между соли. Някои соли взаимодействат при сливане.
9. Сол на по-малко активен метал + по-активен метал → по-малко активен метал↓ + сол
По-активен метал измества по-малко активен метал (вдясно в серията напрежения) от солевия му разтвор, докато се образува нова сол и по-малко активен метал се освобождава в свободна форма (утаява се върху плоча с активен метал) . Изключение - алкални и алкалоземни метали в разтвор взаимодействат с вода.
Солите с окислителни свойства влизат в разтвор с метали и други редокс реакции.
FeSO4 + Zn → Fe↓ + ZnSO4
ZnSO4 + Fe ≠
Hg(NO3)2 + Cu → Hg↓ + Cu(NO3)2
2FeCl3 + Fe → 3FeCl2
FeCl3 + Cu → FeCl2 + CuCl2
HgCl2 + Hg → Hg2Cl2
2CrCl3 + Zn → 2CrCl2 + ZnCl2
Металите също могат да се изместват взаимно от разтопени соли (реакцията се извършва без достъп на въздух). При това трябва да се помни, че:
а) при стопяване много соли се разлагат
б) редът на напрежението на металите определя относителната активност на металите само във водни разтвори (например Al във водни разтвори е по-малко активен от алкалоземните метали, а в стопилките е по-активен)
K + AlCl3(топилка) →(t) 3KCl + Al
Mg + BeF2(топилка) → (t) MgF2 + Be
2Al + 3CaCl2(топи се) → (t) 2AlCl3 + 3Ca
10. Сол + неметал
Реакциите на соли с неметали са малко. Това са редокс реакции.
5KClO3 + 6P →(t) 5KCl + 3P2O5
2KClO3 + 3S →(t) 2KCl + 2SO2
2KClO3 + 3C →(t) 2KCl + 3CO2
По-активните халогени изместват по-малко активните от разтвори на соли на халогеноводородни киселини. Изключение прави молекулярният флуор, който реагира в разтвори не със сол, а с вода.
2FeCl2 + Cl2 →(t) 2FeCl3
2NaNO2 + O2 → 2NaNO3
Na2SO3 + S →(t) Na2S2O3
BaSO4 + 2C →(t) BaS + 2CO2
2KClO3 + Br2 →(t) 2KBrO3 + Cl2 (същата реакция е типична за йод)
2KI + Br2 → 2KBr + I2↓
2KBr + Cl2 → 2KCl + Br2↓
2NaI + Cl2 → 2NaCl + I2↓
11. Разграждане на соли.
Сол →(t) продукти на термично разлагане
1. Соли на азотната киселина
Продуктите от термичното разлагане на нитратите зависят от позицията на металния катион в поредицата от метални напрежения.
MeNO3 → (t) (за Me, отляво на Mg (с изключение на Li)) MeNO2 + O2
MeNO3 → (t) (за Me от Mg до Cu и също Li) MeO + NO2 + O2
MeNO3 → (t) (за Me Cu е вдясно) Me + NO2 + O2
(При термично разлагане на железен(II)/хром(II) нитрат се получава железен(III)/хром(III) оксид.
2. Амониеви соли
Всички амониеви соли се разлагат при калциниране. Най-често се отделят амоняк NH3 и киселина или нейните разпадни продукти.
NH4Cl →(t) NH3 + HCl (=NH4Br, NH4I, (NH4)2S)
(NH4)3PO4 →(t)3NH3 + H3PO4
(NH4)2HPO4 →(t) 2NH3 + H3PO4
NH4H2PO4 →(t) NH3 + H3PO4
(NH4)2CO3 →(t) 2NH3 + CO2 + H2O
NH4HCO3 →(t) NH3 + CO2 + H2O
Понякога амониеви соли, съдържащи аниони - окислители, се разлагат при нагряване с отделяне на N2, NO или N2O.
(NH4)Cr2O7 →(t) N2 + Cr2O3 + 4H2O
NH4NO3 →(t) N2O + 2H2O
2NH4NO3 →(t) N2 + 2NO + 4H2O
NH4NO2 →(t) N2 + 2H2O
2NH4MnO4 →(t) N2 + 2MnO2 + 4H2O
3. Соли на въглената киселина
Почти всички карбонати се разлагат до метален оксид и CO2. Карбонати алкални металис изключение на лития, те не се разлагат при нагряване. Сребърните и живачните карбонати се разлагат до свободен метал.
MeCO3 →(t) MeO + CO2
2Ag2CO3 →(t) 4Ag + 2CO2 + O2
Всички бикарбонати се разлагат до съответния карбонат.
MeHCO3 →(t) MeCO3 + CO2 + H2O
4. Соли на сярна киселина
Сулфитите диспропорционират при нагряване, образувайки сулфид и сулфат. Сулфидът (NH4)2S, образуван при разлагането на (NH4)2SO3, веднага се разлага на NH3 и H2S.
MeSO3 →(t) MeS + MeSO4
(NH4)2SO3 →(t) 2NH3 + H2S + 3(NH4)2SO4
Хидросулфитите се разлагат до сулфити, SO2 и H2O.
MeHSO3 →(t) MeSO3 + SO2 +H2O
5. Соли на сярната киселина
Много сулфати при t > 700-800 C се разлагат до метален оксид и SO3, който при тази температура се разлага до SO2 и O2. Сулфатите на алкалните метали са устойчиви на топлина. Сребърните и живачните сулфати се разлагат до свободен метал. Хидросулфатите се разлагат първо до дисулфати и след това до сулфати.
2CaSO4 →(t) 2CaO + 2SO2 + O2
2Fe2(SO4)3 →(t) 2Fe2O3 + 6SO2 + 3O2
2FeSO4 →(t) Fe2O3 + SO3 + SO2
Ag2SO4 →(t) 2Ag + SO2 + O2
MeHSO4 →(t) MeS2O7 + H2O
MeS2O7 →(t) MeSO4 + SO3
6. Комплексни соли
Хидроксокомплексите на амфотерните метали се разлагат главно на средна сол и вода.
K →(t) KAlO2 + 2H2O
Na2 →(t) ZnO + 2NaOH + H2O
7. Основни соли
Много основни соли се разлагат при нагряване. Основните соли на аноксичните киселини се разлагат на вода и оксосоли
Al(OH)2Br →(t) AlOBr + H2O
2AlOHCl2 →(t) Al2OCl4 + H2O
2MgOHCl →(t) Mg2OCl2 + H2O
Основните соли на кислородсъдържащите киселини се разлагат на метален оксид и продукти на термично разлагане на съответната киселина.
2AlOH(NO3)2 →(t) Al2O3 + NO2 + 3O2 + H2O
(CuOH)2CO3 →(t) 2CuO + H2O + CO2
8. Примери за термично разлагане на други соли
4K2Cr2O7 →(t) 4K2CrO4 + 2Cr2O3 + 3O2
2KMnO4 →(t) K2MnO4 + MnO2 + O2
KClO4 →(t) KCl + O2
4KClO3 →(t) KCl + 3KClO4
2KClO3 →(t) 2KCl +3O2
2NaHS →(t) Na2S + H2S
2CaHPO4 →(t) Ca2P2O7 + H2O
Ca(H2PO4)2 →(t) Ca(PO3)2 +2H2O
2AgBr →(hν) 2Ag + Br2 (=AgI)
По-голямата част от представения материал е взет от ръководството Deryabina N.E. "Химия. Основни класове неорганични вещества". IPO "При Никитските порти" Москва 2011 г.
Характерни химични свойства на прости вещества - метали
Мнозинство химически елементи 92 от 114 известни елемента са класифицирани като метали. Метали- това са химични елементи, чиито атоми даряват електрони от външния (а някои - и пред-външния) електронен слой, превръщайки се в положителни йони. Това свойство на металните атоми се определя от факта, че че имат относително големи радиуси и малък брой електрони(предимно 1 до 3 на външния слой). Единствените изключения са 6 метала: атомите на германий, калай, олово във външния слой имат 4 електрона, атомите на антимон и бисмут - 5, атомите на полоний - 6. За металните атоми характеризиращ се с ниски стойности на електроотрицателност(от 0,7 до 1,9) и изключително възстановителни свойства, т.е. способността да дарявате електрони. В Периодичната система на химичните елементи на Д. И. Менделеев металите са под диагонала на бор - астат, а също и над него, в странични подгрупи. В периоди и главни подгрупи има известни закономерности в изменението на металните, а оттам и на редукционните свойства на атомите на елементите.
Химически елементи, разположени в близост до диагонала на бор - астат (Be, Al, Ti, Ge, Nb, Sb и др.), имат двойни свойства: в някои от съединенията си те се държат като метали, в други проявяват свойствата на неметали. Във вторичните подгрупи редукционните свойства на металите най-често намаляват с увеличаване на серийния номер.
Сравнете активността на металите от I група на известната ви странична подгрупа: Cu, Ag, Au; II група на страничната подгрупа: Zn, Cd, Hg - и ще видите сами. Това може да се обясни с факта, че силата на връзката на валентните електрони с ядрото на атомите на тези метали се влияе повече от стойността на заряда на ядрото, а не от радиуса на атома. Стойността на заряда на ядрото се увеличава значително, привличането на електрони към ядрото се увеличава. В този случай, въпреки че радиусът на атома се увеличава, той не е толкова значителен, колкото този на металите от основните подгрупи.
Простите вещества, образувани от химични елементи - метали, и сложните металосъдържащи вещества играят важна роля в минералния и органичен "живот" на Земята. Достатъчно е да припомним, че атомите (йоните) на металните елементи са неразделна част от съединенията, които определят метаболизма в човешкото тяло, животните. Например в човешката кръв са открити 76 елемента, като само 14 от тях не са метали.
В човешкото тяло някои метални елементи (калций, калий, натрий, магнезий) присъстват в големи количества, т.е. те са макронутриенти. А такива метали като хром, манган, желязо, кобалт, мед, цинк, молибден присъстват в малки количества, т.е. това са микроелементи. Ако човек тежи 70 кг, то тялото му съдържа (в грамове): калций - 1700, калий - 250, натрий - 70, магнезий - 42, желязо - 5, цинк - 3. Всички метали са изключително важни, възникват здравословни проблеми и в техния дефицит и излишък.
Например, натриевите йони регулират съдържанието на вода в тялото, предаването на нервните импулси. Недостигът му води до главоболие, слабост, лоша памет, загуба на апетит, а излишъкът води до повишаване на кръвното налягане, хипертония и сърдечни заболявания.
Прости вещества - метали
Развитието на производството на метали (прости вещества) и сплави е свързано с появата на цивилизацията (бронзова епоха, желязна епоха). Научната и технологична революция, която започна преди около 100 години, засегна както индустрията, така и социална сфера, също е тясно свързано с производството на метали. На базата на волфрам, молибден, титан и други метали те започнаха да създават устойчиви на корозия, свръхтвърди, огнеупорни сплави, чието използване значително разшири възможностите на машиностроенето. В ядрената и космическата техника волфрамовите и рениеви сплави се използват за производство на части, работещи при температури до 3000 °C; в медицината се използват хирургически инструменти от танталови и платинени сплави, уникална керамика на базата на титанов и циркониев оксид.
И, разбира се, не трябва да забравяме, че в повечето сплави се използва добре познатият метал желязо, а основата на много леки сплави са сравнително "млади" метали - алуминий и магнезий. Композитните материали са се превърнали в свръхнови, представляващи например полимер или керамика, които отвътре (като бетон с железни пръти) са подсилени с метални влакна от волфрам, молибден, стомана и други метали и сплави - всичко зависи от целта, свойства на материала, необходими за постигането му. Фигурата показва диаграма на кристалната решетка на металния натрий. В него всеки натриев атом е заобиколен от осем съседни. Натриевият атом, както всички метали, има много свободни валентни орбитали и малко валентни електрони. Електронната формула на натриевия атом е: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3p 0 3d 0, където 3s, 3p, 3d - валентни орбитали.
Единственият валентен електрон на натриевия атом е 3s 1 могат да заемат всяка от деветте свободни орбитали - 3s (една), 3p (три) и 3d (пет), тъй като не се различават много по енергийно ниво. Когато атомите се приближават един към друг, когато се образува кристална решетка, валентните орбитали на съседните атоми се припокриват, поради което електроните се движат свободно от една орбитала към друга, осъществявайки връзка между всички атоми на металния кристал. Такава химична връзка се нарича метална връзка.
Металната връзка се образува от елементи, чиито атоми във външния слой имат малко валентни електрони в сравнение с голям брой външни енергетично близки орбитали. Техните валентни електрони са слабо задържани в атома. Електроните, които осъществяват връзката, се социализират и се движат през кристалната решетка на неутралния метал като цяло. Веществата с метална връзка имат метални кристални решетки, които обикновено се изобразяват схематично, както е показано на фигурата. Металните катиони и атоми, разположени във възлите на кристалната решетка, осигуряват нейната стабилност и здравина (социализираните електрони са показани като малки черни топки).
метална връзка- това е връзка в метали и сплави между метални атом-йони, разположени във възлите на кристалната решетка, осъществявана от социализирани валентни електрони. Някои метали кристализират в две или повече кристални форми. Това свойство на веществата - да съществуват в няколко кристални модификации - се нарича полиморфизъм. Полиморфизмът на простите вещества е известен като алотропия. Например желязото има четири кристални модификации, всяка от които е стабилна в определен температурен диапазон:
α - стабилен до 768 °C, феромагнитен;
β - стабилен от 768 до 910 ° C, неферомагнитен, т.е. парамагнитен;
γ - стабилен от 910 до 1390 ° C, неферомагнитен, т.е. парамагнитен;
δ - стабилен от 1390 до 1539 ° С (£ ° стопилка на желязо), неферомагнитен.
Калайът има две кристални модификации:
α - стабилен под 13,2 ° C (p \u003d 5,75 g / cm 3). Това е сив калай. Има кристална решетка като диамант (атомен);
β - стабилен над 13,2 ° C (p \u003d 6,55 g / cm 3). Това е бял калай.
Белият калай е сребристо бял много мек метал. Когато се охлади под 13,2 ° C, той се разпада на сив прах, тъй като неговият специфичен обем се увеличава значително по време на прехода. Това явление се нарича "калаена чума".
Разбира се, специален тип химична връзка и видът на кристалната решетка на металите трябва да ги определят и обясняват. физични свойства. Какво са те? Това са метален блясък, пластичност, висока електропроводимост и топлопроводимост, увеличаване на електрическото съпротивление с повишаване на температурата, както и такива важни свойства като плътност, високи точки на топене и кипене, твърдост и магнитни свойства. Механичното въздействие върху кристал с метална кристална решетка води до изместване на слоевете от йонни атоми един спрямо друг (фиг. 17) и тъй като електроните се движат през целия кристал, връзките не се разрушават, следователно металите се характеризират с по-голяма пластичност . Подобен ефект върху твърдо вещество с ковалентни връзки (атомна кристална решетка) води до разкъсване на ковалентните връзки. Разкъсването на връзките в йонната решетка води до взаимно отблъскване на еднакво заредени йони. Следователно веществата с атомни и йонни кристални решетки са крехки. Най-пластичните метали са Au, Ag, Sn, Pb, Zn. Лесно се изтеглят в тел, могат да се коват, пресоват, навиват на листове. Например от злато може да се направи златно фолио с дебелина 0,003 mm, а от 0,5 g от този метал може да се изтегли нишка с дължина 1 km. Дори живакът, който е течен при стайна температура, при ниски температури в твърдо състояние става ковък, като оловото. Само Bi и Mn нямат пластичност, те са крехки.
Защо металите имат характерен блясък и освен това са непрозрачни?
Електроните, които запълват междуатомното пространство, отразяват светлинните лъчи (и не предават, като стъклото), а повечето метали еднакво разпръскват всички лъчи от видимата част на спектъра. Поради това те имат сребристо бяло или сив цвят. Стронций, злато и мед поглъщат повече къси дължини на вълните (близки до виолетовите) и отразяват дългите дължини на вълните на светлинния спектър, така че те имат светложълти, жълти и "медни" цветове. Въпреки че на практика металът не винаги ни се струва „леко тяло“. Първо, повърхността му може да се окисли и да загуби блясъка си. Следователно самородната мед изглежда като зеленикав камък. НО Второ, и чистият метал може да не блести. Много тънки листове сребро и злато имат напълно неочакван външен вид - имат синкаво-зелен цвят. А фините метални прахове изглеждат тъмносиви, дори черни. Среброто, алуминият, паладият имат най-висока отразяваща способност. Те се използват в производството на огледала, включително прожектори.
Защо металите имат висока електропроводимост и топлопроводимост?
Хаотично движещите се електрони в метал под въздействието на приложено електрическо напрежение придобиват насочено движение, т.е. провеждат електрически ток. С повишаване на температурата на метала амплитудите на вибрациите на атомите и йоните, разположени във възлите на кристалната решетка, се увеличават. Това затруднява движението на електроните и електрическата проводимост на метала намалява. При ниски температури колебателното движение, напротив, силно намалява и електрическата проводимост на металите рязко се увеличава. Близо до абсолютната нула практически няма съпротивление в металите и повечето метали стават свръхпроводими.
Трябва да се отбележи, че неметалите с електрическа проводимост (например графит), при ниски температури, напротив, не провеждат електрически ток поради липсата на свободни електрони. И само с повишаване на температурата и разрушаването на някои ковалентни връзки, тяхната електрическа проводимост започва да се увеличава. Среброто, медта, както и златото, алуминият имат най-висока електропроводимост, а най-ниска - манганът, оловото и живакът.
Най-често, със същата закономерност като електрическата проводимост, топлопроводимостта на металите се променя. Дължи се на високата подвижност на свободните електрони, които, сблъсквайки се с вибриращи йони и атоми, обменят енергия с тях. Има изравняване на температурата в цялото парче метал.
Механичната якост, плътност, точка на топене на металите са много различни. Освен това, с увеличаване на броя на електроните, които свързват йони-атоми, и намаляване на междуатомното разстояние в кристалите, показателите на тези свойства се увеличават.
Така, алкални метали(Li, K, Na, Rb, Cs), чиито атоми имат един валентен електрон, меки (нарязани с нож), с ниска плътност (литият е най-лекият метал с p \u003d 0,53 g / cm 3) и се топят при ниски температури (например точката на топене на цезия е 29 ° C). Единственият метал, който е течен при нормални условия, живакът, има точка на топене от -38,9 °C. Калцият, който има два електрона във външното енергийно ниво на атомите, е много по-твърд и се топи при по-висока температура (842 °C). Още по-силна е кристалната решетка, образувана от скандиеви йони, която има три валентни електрона. Но най-силните кристални решетки, високи плътности и точки на топене се наблюдават в металите от вторичните подгрупи на групи V, VI, VII, VIII. Това се обяснява с факта, че металите от вторичните подгрупи, имащи несдвоени валентни електрони на d-подниво, се характеризират с образуването на много силни ковалентни връзки между атомите, в допълнение към металната, извършвана от електрони на външния слой от s -орбитали.
Най-тежкият метал- това е осмий (Os) с p \u003d 22,5 g / cm 3 (компонент на свръхтвърди и устойчиви на износване сплави), най-огнеупорният метал е волфрам W с t \u003d 3420 ° C (използва се за производството на нишки за лампи ), най-твърдият метал - това е хром Cr (драска стъкло). Те са част от материалите, от които се произвеждат металорежещи инструменти, спирачни накладки на тежки машини и др.. Металите взаимодействат с магнитното поле по различен начин. Метали като желязо, кобалт, никел и гадолиний се отличават със способността си да бъдат силно магнетизирани. Те се наричат феромагнетици. Повечето метали (алкални и алкалоземни метали и значителна част от преходните метали) са слабо намагнетизирани и не запазват това състояние извън магнитно поле - това са парамагнетици. Избутани метали магнитно поле, - диамагнити (мед, сребро, злато, бисмут).
Чрез преразглеждане електронна структураметали, разделихме металите на метали от главните подгрупи (s- и p-елементи) и метали от второстепенни подгрупи (преходни d- и f-елементи).
В инженерството е обичайно металите да се класифицират според различни физични свойства:
1. Плътност - светлина (стр< 5 г/см 3) и тяжелые (все остальные).
2. Точка на топене - топими и огнеупорни.
Съществуват класификации на металите според химичните свойства. Нар. метали с ниска реактивност благороден(сребро, злато, платина и нейните аналози - осмий, иридий, рутений, паладий, родий). Според близостта на химичните свойства те се разграничават алкален(метали от основната подгрупа на група I), алкалоземни(калций, стронций, барий, радий), както и редкоземни метали(скандий, итрий, лантан и лантаниди, актиний и актиниди).
Общи химични свойства на металите
Металните атоми са относително лесни даряват валентни електронии преминават в положително заредени йони, тоест се окисляват. Това е основното общо свойство както на атомите, така и на простите вещества - металите. Метали в химична реакциявинаги реставратори. Редукционната способност на атомите на прости вещества - метали, образувани от химични елементи от един период или една основна подгрупа на периодичната система на Д. И. Менделеев, се променя естествено.
Редукционната активност на метала в химични реакции, протичащи във водни разтвори, отразява неговата позиция в електрохимичната серия от метални напрежения.
Въз основа на тази поредица от напрежения могат да се направят следните важни заключения относно химическата активност на металите в реакции, протичащи във водни разтвори при стандартни условия (t = 25 °C, p = 1 atm).
· Колкото по-наляво е даден метал в този ред, толкова по-силен е той като редуциращ агент.
· Всеки метал е в състояние да измести (възстанови) от соли в разтвор онези метали, които са след него (вдясно) в поредица от напрежения.
· Металите, които са в поредицата от напрежения вляво от водорода, могат да го изместят от киселини в разтвор
· Металите, които са най-силните редуциращи агенти (алкални и алкалоземни), във всички водни разтвори взаимодействат предимно с вода.
Редукционната активност на метала, определена от електрохимичните серии, не винаги съответства на неговото положение в периодичната система. Това се обяснява с факта, че при определяне на позицията на метал в поредица от напрежения се взема предвид не само енергията на откъсване на електрони от отделните атоми, но и енергията, изразходвана за разрушаване на кристалната решетка, т.к. както и енергията, освободена по време на хидратацията на йони. Например, литият е по-активен във водни разтвори от натрия (въпреки че Na е по-активен метал по отношение на позицията си в периодичната таблица). Факт е, че енергията на хидратация на Li + йони е много по-голяма от енергията на хидратация на Na +, така че първият процес е енергийно по-благоприятен. Като разгледа общи разпоредбихарактеризирайки редукционните свойства на металите, нека преминем към специфични химични реакции.
Взаимодействие на метали с неметали
· Повечето метали образуват оксиди с кислорода.- основни и амфотерни. Киселинните преходни метални оксиди, като хромен оксид (VI) CrO g или манганов оксид (VII) Mn 2 O 7 , не се образуват чрез директно окисление на метала с кислород. Те се получават индиректно.
Алкалните метали Na, K активно реагират с атмосферния кислород, образувайки пероксиди:
Натриевият оксид се получава индиректно чрез калциниране на пероксиди със съответните метали:
Литият и алкалоземните метали взаимодействат с атмосферния кислород, образувайки основни оксиди:
Други метали, с изключение на металите от злато и платина, които изобщо не се окисляват от атмосферния кислород, взаимодействат с него по-малко активно или при нагряване:
· С халогените металите образуват соли на халогеноводородни киселини, например:
· Най-активните метали образуват хидриди с водорода.- йонни солеподобни вещества, в които водородът има степен на окисление -1, например:
Много преходни метали образуват хидриди от специален тип с водород - има един вид разтваряне или въвеждане на водород в кристалната решетка на металите между атомите и йоните, докато металът запазва външния си вид, но увеличава обема си. Абсорбираният водород е в метала, очевидно, в атомна форма.
Има и междинни метални хидриди.
· Със сивите метали образуват соли - сулфиди, например:
· Металите по-трудно реагират с азот., тъй като химичната връзка в азотната молекула N 2 е много силна; в този случай се образуват нитриди. При нормална температура само литият взаимодейства с азота:
Взаимодействие на метали със сложни вещества
· С вода. Алкалните и алкалоземните метали при нормални условия изместват водорода от водата и образуват разтворими основи - основи, например:
Други метали, стоящи в поредица от напрежения до водород, също могат при определени условия да изместят водорода от водата. Но алуминият силно взаимодейства с водата само ако оксидният филм е отстранен от повърхността му:
Магнезият взаимодейства с водата само при кипене и се отделя и водород:
Ако към водата се добави горящ магнезий, тогава изгарянето продължава, тъй като реакцията протича:
Желязото взаимодейства с вода само в гореща форма:
· С киселини в разтвор (HCl, H 2 ТАКА 4 ), CH 3 COOH и други, с изключение на HNO 3 ) взаимодействат метали, стоящи в поредица от напрежения до водород.Това произвежда сол и водород.
Но оловото (и някои други метали), въпреки позицията си в серията на напрежението (вляво от водорода), почти не се разтваря в разредена сярна киселина, тъй като полученият оловен сулфат PbSO 4 е неразтворим и създава защитен филм върху метала повърхност.
· Със соли на по-малко активни метали в разтвор. В резултат на такава реакция се образува сол на по-активен метал и по-малко активен метал се освобождава в свободна форма.
Трябва да се помни, че реакцията протича в случаите, когато получената сол е разтворима. За първи път изместването на металите от техните съединения с други метали е подробно изследвано от Н. Н. Бекетов, голям руски учен в областта на физикохимията. Той подрежда металите според тяхната химическа активност в "серия от изместване", която става прототип на серия от метални напрежения.
с органична материя. Взаимодействието с органични киселини е подобно на реакциите с минерални киселини. Алкохолите, от друга страна, могат да проявяват слаби киселинни свойства при взаимодействие с алкални метали:
Фенолът реагира по подобен начин:
Металите участват в реакции с халоалкани, които се използват за получаване на нисши циклоалкани и за синтези, по време на които въглеродният скелет на молекулата става по-сложен (реакция на A. Wurtz):
· Металите, чиито хидроксиди са амфотерни, взаимодействат с алкали в разтвор.Например:
Металите могат да образуват химически съединения един с друг, които се наричат общо интерметални съединения. Те най-често не показват степените на окисление на атомите, които са характерни за съединенията на метали с неметали. Например:
Cu 3 Au, LaNi 5 , Na 2 Sb, Ca 3 Sb 2 и др.
Интерметалните съединения обикновено нямат постоянен състав, химическа връзкате са предимно метални. Образуването на тези съединения е по-типично за металите от вторичните подгрупи.
Метали от основните подгрупи на групи I-III на периодичната система на химичните елементи на Д. И. Менделеев
основни характеристики
Това са метали от основната подгрупа на I група. Техните атоми на външно енергийно ниво имат по един електрон. алкални метали - силни редуциращи агенти. Тяхната редуцираща мощност и реактивност се увеличават с увеличаване на атомния номер на елемента (т.е. отгоре надолу в периодичната таблица). Всички те имат електронна проводимост. Силата на връзката между атомите на алкални метали намалява с увеличаване на атомния номер на елемента. Техните точки на топене и кипене също намаляват. Алкалните метали взаимодействат с много прости вещества - окислители. При реакции с вода те образуват водоразтворими основи (алкали). алкалоземни елементисе наричат елементи от главната подгрупа на II група. Атомите на тези елементи съдържат на външно енергийно ниво два електрона. Те са най-силните реставратори,имат степен на окисление +2. В тази основна подгрупа се наблюдават общи модели в промяната на физичните и химичните свойства, свързани с увеличаване на размера на атомите в група отгоре надолу, а химическата връзка между атомите също отслабва. С увеличаване на размера на йона се увеличават киселинните и основните свойства на оксидите и хидроксидите.
Основната подгрупа на група III се състои от елементите бор, алуминий, галий, индий и талий. Всички елементи са p-елементи. На външно енергийно ниво те имат три (с 2 стр 1 ) електронкоето обяснява сходството на свойствата. +3 степен на окисление. В рамките на една група, с увеличаване на ядрения заряд, металните свойства се увеличават. Борът е неметален елемент, докато алуминият вече има метални свойства. Всички елементи образуват оксиди и хидроксиди.
Повечето метали са в подгрупи на периодичната система. За разлика от елементите на основните подгрупи, където външното ниво на атомните орбитали постепенно се запълва с електрони, елементите на вторичните подгрупи са запълнени с d-орбитали на предпоследното енергийно ниво и s-орбитали на последното. Броят на електроните съответства на номера на групата. Елементите с еднакъв брой валентни електрони се включват в групата под същия номер. Всички елементи от подгрупите са метали.
Простите вещества, образувани от металите от подгрупата, имат силни кристални решетки, които са устойчиви на топлина. Тези метали са най-издръжливите и огнеупорни сред другите метали. В d-елементите ясно се проявява преходът с увеличаване на тяхната валентност от основни свойства през амфотерни към киселинни свойства.
Алкални метали (Na, K)
На външно енергийно ниво алкалнометалните атоми на елементите съдържат с един електронразположени на голямо разстояние от ядрото. Те лесно отдават този електрон, следователно са силни редуциращи агенти. Във всички съединения алкалните метали проявяват степен на окисление +1. Техните редуциращи свойства се увеличават с увеличаване на атомния радиус от Li до Cs. Всички те са типични метали, имат сребристо-бял цвят, меки (режат се с нож), леки и топими. Активно взаимодействайте с всички неметали:
Всички алкални метали реагират с кислород (с изключение на Li), за да образуват пероксиди. Алкалните метали не се срещат в свободна форма поради тяхната висока реактивност.
оксиди- твърди вещества, имат основни свойства. Те се получават чрез калциниране на пероксиди със съответните метали:
Хидроксиди NaOH, KOH- твърди бели вещества, хигроскопични, добре се разтварят във вода с отделяне на топлина, те се класифицират като основи:
Солите на алкалните метали са почти всички разтворими във вода. Най-важните от тях: Na 2 CO 3 - натриев карбонат; Na 2 CO 3 10H 2 O - кристална сода; NaHCO 3 - натриев бикарбонат, сода бикарбонат; K 2 CO 3 - калиев карбонат, поташ; Na 2 SO 4 10H 2 O - глауберова сол; NaCl - натриев хлорид, хранителна сол.
Елементи от I група в таблици
Алкалоземни метали (Ca, Mg)
Калцият (Ca) е представител алкалоземни метали, които се наричат елементи от главната подгрупа на II група, но не всички, а само като се започне от калция и надолу по групата. Това са тези химични елементи, които, взаимодействайки с водата, образуват алкали. Калций на външно енергийно ниво съдържа два електрона, степен на окисление +2.
Физичните и химичните свойства на калция и неговите съединения са представени в таблицата.
магнезий (Mg)има същата атомна структура като калция, неговата степен на окисление също е +2. Мек метал, но повърхността му е покрита със защитен филм във въздуха, което леко намалява химическата активност. Неговото изгаряне е придружено от ослепителна светкавица. MgO и Mg(OH) 2 проявяват основни свойства. Въпреки че Mg (OH) 2 е слабо разтворим, той оцветява разтвора на фенолфталеин в пурпурен цвят.
Mg + O 2 \u003d MgO 2
МО оксидите са твърди бели огнеупорни вещества. В инженерството CaO се нарича негасена вар, а MgO се нарича изгорен магнезий, тези оксиди се използват в производството на строителни материали. Реакцията на калциев оксид с вода се придружава от отделяне на топлина и се нарича гасене на вар, а полученият Ca (OH) 2 се нарича гасена вар. Прозрачен разтвор на калциев хидроксид се нарича варна вода, а бяла суспензия на Ca (OH) 2 във вода се нарича варно мляко.
Магнезиевите и калциевите соли се получават при взаимодействието им с киселини.
CaCO 3 - калциев карбонат, креда, мрамор, варовик. Използва се в строителството. MgCO 3 - магнезиев карбонат - използва се в металургията за отделяне на шлаки.
CaSO 4 2H 2 O - гипс. MgSO 4 - магнезиев сулфат - наричан горчива или английска сол, се намира в морска вода. BaSO 4 - бариев сулфат - поради неразтворимостта и способността си да забавя рентгеновите лъчи се използва при диагностика ("баритна каша") на стомашно-чревния тракт.
Калцият представлява 1,5% от човешкото телесно тегло, 98% от калция се намира в костите. Магнезият е биоелемент, има го около 40 g в човешкото тяло, участва в образуването на протеинови молекули.
Алкалоземни метали в таблици
Алуминий
Алуминий (Al)- елемент от основната подгрупа на група III от периодичната система на Д. И. Менделеев. Алуминиевият атом съдържа на външно енергийно ниво три електрона, които лесно се отказва при химични взаимодействия. Предшественикът на подгрупата и горният съсед на алуминия - борът - има по-малък атомен радиус (за бора е 0,080 nm, за алуминия е 0,143 nm). В допълнение, алуминиевият атом има един междинен слой от осем електрона (2e; 8e; 3e), който предотвратява разширяването на външни електрони към ядрото. Следователно редукционните свойства на алуминиевите атоми са доста изразени.
В почти всички свои съединения алуминият има степен на окисление +3.
Алуминият е просто вещество
Сребристо бял лек метал. Топи се при 660 °C. Много е пластичен, лесно се изтегля на тел и се навива на фолио с дебелина до 0,01 мм. Има много висока електрическа и топлопроводимост. Те образуват леки и здрави сплави с други метали. Алуминият е много активен метал. Ако алуминиев прах или тънко алуминиево фолио се нагреят силно, те запали и гори с ослепителен пламък:
Тази реакция може да се наблюдава при изгаряне на бенгалски огън и фойерверки. Алуминият, като всички метали, лесно реагира с неметалиособено под формата на прах. За да започне реакцията, е необходимо първоначално нагряване, с изключение на реакциите с халогени - хлор и бром, но тогава всички реакции на алуминий с неметали протичат много бързо и са придружени от отделяне на голямо количество топлина :
Алуминий разтваря се добре в разредена сярна и солна киселина:
Но концентрираните сярна и азотна киселина пасивират алуминий, образуващи се върху металната повърхност плътен силен оксиден филм, което предотвратява по-нататъшна реакция. Затова тези киселини се транспортират в алуминиеви цистерни.
Алуминиевият оксид и хидроксид са амфотерниследователно алуминият се разтваря във водни разтвори на алкали, образувайки соли - алуминати:
Алуминият се използва широко в металургията за получаване на метали - хром, манган, ванадий, титан, цирконий от техните оксиди. Този метод се нарича алуминотермия. В практиката често се използва термит - смес от Fe 3 O 4 с алуминиев прах. Ако тази смес се подпали, например с помощта на магнезиева лента, тогава възниква енергична реакция с отделяне на голямо количество топлина:
Освободената топлина е достатъчна за пълното топене на полученото желязо, така че този процес се използва за заваряване на стоманени продукти.
Алуминият може да бъде получен чрез електролиза - разлагането на стопилка от неговия оксид Al 2 O 3 на съставните части с помощта на електрически ток. Но точката на топене на алуминиевия оксид е около 2050 ° C, така че е необходима много енергия за извършване на електролиза.
Алуминиеви съединения
Алумосиликати. Тези съединения могат да се разглеждат като соли, образувани от алуминиев оксид, силиций, алкални и алкалоземни метали. Те изграждат основната част от земната кора. По-специално, алумосиликатите са част от фелдшпатите, най-често срещаните минерали и глини.
Боксит- скалата, от която се получава алуминий. Съдържа алуминиев оксид Al 2 O 3 .
Корунд- минерал със състав Al 2 O 3, има много висока твърдост, неговата финозърнеста разновидност, съдържаща примеси - шмиргел, се използва като абразивен (шлифовъчен) материал. Същата формула има и друго естествено съединение - алуминиев оксид.
Известни са прозрачни, оцветени с примеси, корундови кристали: червени - рубини и сини - сапфири, които се използват като скъпоценни камъни. В момента те се получават изкуствено и се използват не само за бижута, но и за технически цели, например за производството на части за часовници и други прецизни инструменти. Рубинените кристали се използват в лазерите.
Алуминиев оксид Al 2 О 3 - бяло вещество с много висока точка на топене. Може да се получи чрез нагряване на разлагане на алуминиев хидроксид:
Алуминиев хидроксид Al(OH) 3 утаява се като желатинова утайка под действието на основи върху разтвори на алуминиеви соли:
как амфотерен хидроксидлесно се разтваря в киселини и алкални разтвори:
Алуминатите наричат соли на нестабилни алуминиеви киселини - ортоалуминий H 2 AlO 3, метаалуминий HAlO 2 (може да се разглежда като ортоалуминиева киселина, от чиято молекула е отнета водна молекула). Естествените алуминати включват благороден шпинел и скъпоценен хризоберил. Алуминиевите соли, с изключение на фосфатите, са силно разтворими във вода. Някои соли (сулфиди, сулфити) се разлагат от водата. Алуминиевият хлорид AlCl 3 се използва като катализатор при производството на много органични вещества.
Елементи от III група в таблици
Характеристики на преходните елементи - мед, цинк, хром, желязо
Мед (Cu)- елемент от вторична подгрупа на първа група. Електронна формула: (...3d 10 4s 1). Десетият d-електрон е подвижен, тъй като се е преместил от подниво 4S. Медта в съединенията проявява степени на окисление +1 (Cu 2 O) и +2 (CuO). Медта е светлорозов метал, ковък, вискозен и отличен проводник на електричество. Точка на топене 1083 °C.
Подобно на други метали от подгрупа I на група I на периодичната система, медта е в серията дейности вдясно от водородаи не го измества от киселини, а реагира с окислителни киселини:
Под действието на алкали върху разтвори на медни соли се утаява утайка от слаба синя основа.- меден (II) хидроксид, който при нагряване се разлага на основен черен оксид CuO и вода:
Химични свойства на медта в таблици
Цинк (Zn)- елемент от вторична подгрупа от II група. Електронната му формула е следната: (...3d 10 4s 2). Тъй като предпоследното d-подниво в цинковите атоми е напълно завършено, цинкът в съединенията показва степен на окисление +2.
Цинкът е сребристо-бял метал, практически непроменен във въздуха. Има устойчивост на корозия, което се обяснява с наличието на оксиден филм върху повърхността му. Цинкът е един от най-активните метали, при повишени температури реагира с прости вещества:
Цинкът, подобно на други метали, измества по-малко активни метали от техните соли:
Zn + 2AgNO 3 \u003d 2Ag + Zn (NO 3) 2
Цинков хидроксид амфотерен, т.е. проявява свойствата както на киселини, така и на основи. С постепенното добавяне на алкален разтвор към разтвор на цинкова сол, утайката, която се е утаила в началото, се разтваря (подобно се случва с алуминия):
Химични свойства на цинка в таблици
Например хром (Cr)може да се покаже, че свойствата на преходните елементи не се променят фундаментално през периода: има количествена промяна, свързана с промяна в броя на електроните във валентните орбитали. Максималната степен на окисление на хрома е +6. Металът в серията активност е отляво на водорода и го измества от киселините:
Когато към такъв разтвор се добави алкален разтвор, се образува утайка от Me (OH). 2 , който бързо се окислява от атмосферния кислород:
Съответства на амфотерния оксид Cr 2 O 3 . Хромният оксид и хидроксид (в най-висока степен на окисление) показват свойствата съответно на киселинни оксиди и киселини. Соли на хромната киселина (H 2 CrO 4 ) в кисела среда се превръщат в дихромати- соли на двухромната киселина (H 2 Cr 2 O 7). Съединенията на хрома имат висока окислителна способност.
Химични свойства на хром в таблици
Желязо Fe- елемент от странична подгрупа от група VIII и 4-ти период от периодичната система на Д. И. Менделеев. Атомите на желязото са подредени малко по-различно от атомите на елементите на основните подгрупи. Както трябва да бъде за елемент от 4-ти период, атомите на желязото имат четири енергийни нива, но не последното се запълва от тях, а предпоследното, третото от ядрото ниво. На последното ниво атомите на желязото съдържат два електрона. На предпоследното ниво, което може да побере 18 електрона, атомът на желязото има 14 електрона. Следователно разпределението на електроните по нива в железните атоми е както следва: 2e; 8e; 14-ти; 2д. Като всички метали железните атоми проявяват редуциращи свойства, отдавайки по време на химичните взаимодействия не само два електрона от последното ниво и придобивайки степен на окисление +2, но и електрон от предпоследното ниво, докато степента на окисление на атома се повишава до +3.
Желязото е просто вещество
Това е сребристо-бял лъскав метал с точка на топене 1539°C. Много пластичен, поради което лесно се обработва, кове, валцува, щампова. Желязото има способността да магнетизира и демагнетизира. Може да му се придаде по-голяма якост и твърдост чрез термични и механични методи. Има технически чисто и химически чисто желязо. Технически чистото желязо всъщност е нисковъглеродна стомана, съдържа 0,02-0,04% въглерод и дори по-малко кислород, сяра, азот и фосфор. Химически чистото желязо съдържа по-малко от 0,01% примеси. От технически чисто желязо например се правят кламери и копчета. Такова желязо лесно корозира, докато химически чистото почти не корозира. В момента желязото е в основата на съвременните технологии и селскостопанско инженерство, транспорт и комуникации, космически кораби и като цяло на цялата съвременна цивилизация. Повечето предмети, от шевни игли до космически кораби, не могат да бъдат направени без използването на желязо.
Химични свойства на желязото
Желязото може да проявява +2 и +3 степени на окисление, съответно, желязото дава две серии от съединения. Броят на електроните, които атомът на желязото отдава по време на химични реакции, зависи от окислителната способност на веществата, които реагират с него.
Например, желязото образува халогениди с халогени, в които има степен на окисление +3:
и със сяра - железен (II) сулфид:
Горещото желязо гори в кислородс образуване на желязна скала:
При висока температура (700-900 °C) желязо реагира с водни пари:
В съответствие с позицията на желязото в електрохимичната серия от напрежения, то може да измести металите вдясно от него от водни разтвори на техните соли, например:
Желязото се разтваря в разредена солна и сярна киселина., т.е. окислени от водородни йони:
Желязото се разтваря в разредена азотна киселина, докато се образува железен (III) нитрат, вода и продукти на редукция на азотната киселина - N 2 , NO или NH 3 (NH 4 NO 3) в зависимост от концентрацията на киселината.
Железни съединения
В природата желязото образува редица минерали. Това са магнитна желязна руда (магнетит) Fe 3 O 4, червена желязна руда (хематит) Fe 2 O 3, кафява желязна руда (лимонит) 2Fe 2 O 3 3H 2 O. Друго естествено съединение на желязото е желязото или сярата, пирит ( пирит) FeS 2, не служи като желязна руда за производство на метали, но се използва за производството на сярна киселина.
Желязото се характеризира с две серии съединения: съединения на желязото (II) и желязото (III).Железен оксид (II) FeO и съответният железен хидроксид (II) Fe (OH) 2 се получават индиректно, по-специално чрез следната верига от трансформации:
И двете съединения имат изразени основни свойства.
Железни(II) катиони Fe 2 + лесно се окислява от атмосферния кислород до железни (III) Fe катиони 3 + . Следователно бялата утайка от железен (II) хидроксид става зелена и след това става кафява, превръщайки се в железен (III) хидроксид:
Железен(III) оксид Fe 2 О 3 и съответният железен (III) хидроксид Fe (OH) 3 също се получава индиректно, например по веригата:
От железните соли най-голямо техническо значение имат сулфатите и хлоридите.
Железен (II) сулфат кристален хидрат FeSO 4 7H 2 O, известен като железен витриол, се използва за борба с вредителите по растенията, за приготвяне на минерални бои и за други цели. Железен хлорид (III) FeCl 3 се използва като оцветител при боядисване на тъкани. Железен сулфат (III) Fe 2 (SO 4) 3 9H 2 O се използва за пречистване на вода и за други цели.
Физичните и химичните свойства на желязото и неговите съединения са обобщени в таблицата:
Химични свойства на желязото в таблици
Качествени реакции на Fe 2+ и Fe 3+ йони
За разпознаване на съединенията на желязото (II) и (III). извършват качествени реакции върху Fe йони 2+ и Fe 3+ . Качествена реакция към Fe 2+ йони е реакцията на соли на желязо (II) със съединение K 3, наречено червена кръвна сол. Това е специална група соли, които се наричат комплексни, с тях ще се запознаете по-късно. Междувременно трябва да научите как се дисоциират такива соли:
Реагентът за Fe 3+ йони е друго комплексно съединение - жълта кръвна сол - K 4, което се дисоциира в разтвор по подобен начин:
Ако, съответно, разтвори на червена кръвна сол (реагент за Fe 2+) и жълта кръвна сол (реагент за Fe 3+) се добавят към разтвори, съдържащи Fe 2+ и Fe 3+ йони, тогава една и съща синя утайка ще се образува и в двата случаи:
За откриване на Fe 3+ йони се използва и взаимодействието на железни (III) соли с калиев тиоцианат KNCS или амониев NH 4 NCS. В този случай се образува ярко оцветен FeNCNS 2+ йон, в резултат на което целият разтвор придобива интензивен червен цвят:
Таблица за разтворимост
Бог даде на човека желязо, а дяволът ръжди.
поговорка
Промяна на имотите през десетилетия.Тъй като d-елементите се характеризират положителен st.ok., тогава под формата на прости вещества те проявяват редуциращи свойства, които във водни разтвори се характеризират със стойността на редокс потенциала E . 0 В десетилетия, отляво надясно, неговата стойност, корелираща със стойността на I 1 , нарастващ, но при преход към манган и към цинковата подгрупа, въпреки рязкото увеличение на I 1, той намалява поради намаляване на стойността на I 2 и намаляване на енергията на кристалната решетка при преход към тези метали (от тези разположен вляво от тях в периодичната таблица).
В компактно състояние при об. дори M от първото десетилетие, имащи отрицателни стойности на E (0 от Sc до Mn E 0< −0,90 B), с водой не реагируют вследствие образованияпасивиращоксидни филми по повърхността им. Въпреки това, при температури на червена топлина дори по-малко активни метали (аналози на желязо, никел, ванадий и титан) изместват водорода от водата. Реактивността на М също рязко се повишава, когато се прехвърлят в фино диспергиранисъстояние, например прахове от манган и хром взаимодействат с вода при около. (с образуването на MnO 2 и Cr 2 O 3).
Всички метали от първото десетилетие, за които E 0< 0, кроме ванадия. Наиболее активные М: цинк и марганец – растворяются даже в уксусной кислоте, а медь (в ряду напряжений стоит правее водорода) лишь в т.н. кислотах-окислителях. При указанных взаимодействиях только Sc и Тi образуют соединения в ст.ок. (+3), остальные – в (+2), хотя хром(II) и (гораздо медленнее) железо(II) на воздухе затем окисляются до (+3).
Обяснява се аномалната пасивност на ванадий (E 0 \u003d -1,20 V) в разредени киселини специална плътностнеговият оксиден филм. Разтваря се само в HF или концентрирана HNO, 3 с която този метал реагира:
V + HNO 3 \u003d HVO 3 + NO.
други активенМ в зависимост от разтворимосттехните оксидни филми в концентрирана азотна киселина или реагират с нея, като редуцират азота до (-3) (това са цинк, манган и скандиевата подгрупа), или се пасивират от нея поради удебеляването на оксидния филм, като Cr 124.
Пасивирането може да се извърши и изкуствено. По този начин, третирането на хром (намиращ се в поредица от напрежения между цинк и желязо) с концентрирана азотна киселина повишава неговия потенциал от -0,56 V до +1,2 V, т.е. прави Cr почти толкова благороден, колкото Pt. (Хромът се дезактивира особено лесно в състава на неръждаема стомана и други сплави 125.) Концентрираната H 2 SO 4 и HNO 3 също пасивират желязото.
Кобалтът и никелът са подобни на Fe по химическа активност поради близостта на атомните радиуси (следователно те се комбинират в семействожлеза). Въпреки това, ако желязото реагира с разреден HCl и H 2 SO 4 при обем, тогава Co и Ni при нагряване. В допълнение, те се дезактивират от азотна киселина в по-малка степен от желязото, поради по-голямата разтворимост на техните оксиди в тази киселина.
Обърнете внимание, че за елементите от второто и третото десетилетие характерът на промяната в стойността на E 0 остава приблизително същият като в първия.
Промени в свойствата в подгрупи.Стойността на I 1 в d-подгрупите е главно расте иповишена силавръзки в М решетката (сравнете mp). В резултат на това (за разлика от основните подгрупи и подгрупата Sc), стойността на E 0 става по-положителна и реактивността на металите намалява.
Така че, в подгрупа IB, ако медта се разтваря в концентрирана сярна киселина при o.c., тогава среброто само при t> 160 0 C. Въпреки това, среброто, подобно на медта, при стаятемпературавзаимодейства с азотна киселина, а златото - само с "царска вода" (както и със селенова киселина (виж по-горе) и с хлорна вода в присъствието на HCl).
В подгрупа IIB Zn е разтворим дори в оцетна киселина, Cd в HCl и Hg (E 0 > 0) само в HNO (3 с липса на киселина, окислението преминава в Hg, 2 2 + и с излишък - до Hg). 2+
По същия начин, в подгрупа VIIB, Mn също реагира с CHCOOH 3 и Tc и Re (техните стойности
E 0: 0,47 V и 0,37 V, съответно), при около. разтварят се само в окислителни киселини, например в азотна киселина (продукти на NO и HEO 4).
В подгрупа VIIIB всички метали от семейството на желязото взаимодействат с разредени киселини. И техните аналози, т.е. платиновите метали (E 0 > 0) се окисляват само в жилавусловия, а близостта на техните радиуси предизвиква голям приликав химическото поведение, но има и такива различия.
И така, най-активният от тях - паладий - принадлежи към киселините, като среброто; а родият и иридият за разлика от другите не се разтварят дори в "царска водка" 126 . Те реагират с разтвор на натриев хлорид, наситен с хлор при температура на червена топлина, като образуват устойчивикомплекси Na 3 [ECl 6 ]. Въпреки това, под формата на черно, тези метали лесно реагират с гореща сярна киселина и дори със солна киселина в присъствието на кислород. Обърнете внимание, че при тези условия осмият, поради високия си афинитет към кислорода (?), също се разтваря в компактна форма.
В IV, V и VI странични подгрупи в M на второто и третото десетилетие E 0< 0 , но за счет влиянияплътеноксиден филм на повърхността си, те реагират с киселини само при тежки условия. Така Zr и Hf са разтворими само в комплексообразуващи киселини: в гореща сярна киселина (продуктът е H 2 [E (SO 4 ) ] 3) и във флуороводородна киселина (H 4 [EF 8 ]); молибденът взаимодейства само с окислителни киселини при нагряване, докато волфрамът, ниобият и танталът взаимодействат само със смес от HF и HNO (3 продукта съответно на NO и H 2 WF 8 или H 2 EF 7).
Така че, независимо дали има наслагване на кинетичния фактор (пасивиращ филм) или не, активността на d-металите по отношение на киселините в подгрупите намалява. Изключение, както вече беше отбелязано, е подгрупа на скандия, при които няма ефект на f-компресия и естеството на промяната в стойностите на атомния радиус, I 1 и E 0 е същото като в основните подгрупи. В резултат на това лантанът (за разлика от скандия и итрия, които са разтворими по обем само в киселини) взаимодейства дори с вода:
La + H 2 O → La (OH) 3 + H 2.
Съотношението на d-метали към алкали.Среброто е най-устойчиво на алкали 127, а цинкът е най-малко устойчив: той дори се окислява решениеалкали, редуциращи водорода на водата и образуващи комплекс 128 - . Останалите d-метали, ако са склонни да съществуват в анионна форма, реагират с основи (или сода) при сливане, например:
Ti⎫ ⎧Na 2 TiO 3 ⎬ + NaOH→ H 2 + ⎨ .
⎭ ⎩Na 3 VO 4
При другите е необходимо да има окислител:
Cr + NaNO 3 + NaOH → Na 2 CrO 4 + NaNO 2,
O 2 + Na 2 CO 3 → Na 2 WO 4 + CO 2.
Освен това W и Mo взаимодействат с алкали по-активно от Cr, т.к тяхната повърхност е покрита по време на реакцията с по-киселинен оксид (EO), 3 отколкото в случая на хром (Cr 2 O 3).
Взаимодействие на d-метали с прости вещества. Корозия.При стайни условия само флуорът окислява повечето d-метали, с изключение на благородните (но реакциите с Cu, Ni, Fe (както и с Pb, Al) са ограничени до образуването на защитни флуоридни филми). Освен това на около. златото взаимодейства с брома, а живакът с йод и сяра поради образуването на термодинамично много устойчивипродукти: AuBr, 3 HgI 2 и HgS (виж раздел "Халогени").
Във въздуха, във фино диспергирано състояние, доста активни метали (Ti, Cr, Mn, Fe, Co, Ni) пирофорен 2 (т.е. светят при изливане във въздуха), но в компактна форма повечето M са стабилни поради пасивация. Особено плътенповърхностните филми образуват метали от подгрупите на ванадий и титан, поради което имат висока устойчивост на корозия (дори в морска вода).
Други метали не са толкова стабилни. Под въздействието на въздушни компоненти (какво?), Цинкът и медта бавно корозират (с образуването на E 2 (OH) 2 CO 3); дори среброто потъмнява, покривайки се със сулфид (под комбинираното въздействие на O 2, H 2 O и H 2 S; каква е ролята на всеки от тях?).
Желязото корозира особено бързо. Вярно е, че в суха атмосфера окисляването му протича само до образуването плътенпасивиращ FeO филм. Но в присъствието на влага продуктът, получен от реакцията:
Fe + H 2 O → FeO + H 2,
окислен от кислород, активиран от H 2 O молекули до Fe 2 O 3 . В същото време водата, сорбирана от металната повърхност, частично разтваря продуктите на окисление в себе си, пречиобразуване плътеноксидна структура, в резултат на което протича корозията на желязото дълбоко в.
Добавянето на алкали намалява окислителния потенциал на кислорода и следователно процесът протича в по-малка степен. Забележи, че многочистожелязото, което адсорбира добре водорода и така пасивира повърхността си, не се окислява.
Техническото желязо за защита от корозия се боядисва или се подлага на калайдисване, поцинковане, хромиране, никелиране, азотиране (покритие Fe 4 N), циментиране (Fe C 3) и други методи на обработка. По-специално, витрификацияметалната повърхност с помощта на лазер повишава устойчивостта на корозия 12 пъти, но когато М се нагрее над 200 0 С, този ефект се губи. По-надежден, но скъп начин за борба с окисляването на желязото във въздуха е получаването на неръждаема стомана (18% Cr и 9% Ni).
Корозията обаче е бавен процес и достатъчен бърз d-металите реагират само с неметали при нагряване, дори най-активните М подгрупи на скандия (окислени до (+3)). (Въпреки това, от Sc към La, активността на взаимодействие се увеличава (?) и лантанът, например, се запалва в хлор при рев.)
В случай на по-слабо реактивни (?) метали от титановата подгрупа е необходимо Повече ▼нагряване (над 150 0 С). В този случай Hf се трансформира в Hf + 4 и Ti и Zr могат да образуват продукти в непълноценен st.ok .: Ti 2 O 3, ZrCl 2 и др. Въпреки това, те са силни редуциращи агенти, особено в случая на Zr (?) - те се окисляват във въздуха или дисмутират:
ZrCl 2 → Zr+ ZrCl 4 .
С още по-малко активни метали от ванадиевата подгрупа реакциите протичат при t> 400 0 C и с образуването на продукти само в най-високата st. (+5).
При преминаване към подгрупата на хром, реактивността на M нарастващ(поради по-голямата летливост на оксидите), но намалява от Cr до W (?). И така, хромът взаимодейства с всички G 2, молибденът не реагира с I 2, а волфрамът също не реагира с Br 2. Освен това окисляването на хрома достига до (+3), а неговите аналози - до (+6). (Имайте предвид, че WF е 6 най-тежкият газ в N.C.)
Подобни модели се наблюдават в други подгрупи d-метали. И така, технеций и рений не взаимодействат с йод, а с други халогени - само при t> 400 0 C, образувайки EG 7 . В същото време манганът се окислява при леко нагряване.
даже сиво и до ст. (+2).
Медта реагира с мокърхлор при об., сребро - с леко нагряване и злато - само при t> 200 0 C. При нагряване кислородът действа само върху медта (продукт CuO, при по-високи температури - Cu 2 O (?)), а среброто се окислява ( за разлика от златото) чрез озон (до AgO).
Цинкът също гори в CO 2, а живакът при около. дори оксиден филм не е покрит. При нагряване до 300 0 C, той образува смес от HgO и Hg 2 O оксиди, които при t> 400 0 C отделят O, превръщайки се в Hg, докато температурата на разлагане на кадмиевия оксид е 1813 0 C, а ZnO е 1950 0 С.
Платиновите метали и златото са най-химически стабилни, но при достатъчно нагряване те реагират с почти всички неметали (G 2, O 2, S, P, As), макар и с различна активност и селективност; а именно: в периоди отляво надясно устойчивостта към O 2 и F 2 се увеличава, а към Cl 2 и S намалява (в съответствие с електронната структура на атомите на елементите (?)).
Така че, ако флуорът реагира с платина само при t> 400 0 C, тогава хлорът реагира при 250 0 C (продукт PtCl 2). Или ако разгледаме взаимодействието с кислорода: осмият под формата на черно се окислява във въздуха при об. (до OsO 4), рутений - с леко нагряване, а останалите - при температура на червено нагряване. Продукти: IrO 2 , PdO, PtO 2 , Rh 2 O 3 .
(При по-силно нагряване тези оксиди се разлагат, освен това, ако реакцията:
PtO 2 → Pt+ O 2
преминава при 500 0 C, след което се разлага:
RuO 2 → Ru+ O 2
възниква само когато t > 1300 0 C).
Подобно повишаване на устойчивостта на метала към кислород се наблюдава и при прехода от желязо към никел (виж таблица 14).
Таблица 14Характеристики на взаимодействието на металите от семейството на желязото с кислорода
Образуване на твърди разтвори.Характеристика на d-металите е тяхната склонност поради голямото разнообразие на изкуството. и валентни състояния за образуване на съединения нестехиометричнисъстав: интерметалиди (AlNi и др.) или металиди (Fe S 3, VN, LaB, ZrC 6 и др.). Както и твърди разтвори, по-специално, решения изпълнениегазове. И така, металите от подгрупите на скандий и титан абсорбират водород при об. към състава: EH 2 и EH (3 при нагряване, разтворимостта на H 2 намалява).
Никелът и паладият имат специален афинитет към водорода (1 V Pd разтваря 1000 V H 2), които следователно са катализатори за реакции хидрогениране. И, например, платината основно сорбира O 2 (до 700 V) и следователно се използва като катализатор за процеси, протичащи с участието на кислород: окисляване NH 3 до NO, SO 2 до SO, 3 за допълнително изгаряне на отработените газове на автомобила (в този случай по-специално NO се превръща в N 2, а CO в CO 2) и др.
Механизмът на каталитичното действие на тези метали е, че както се предполага, газовете, разтворени в M атомизиран. По този начин водородът, отделен при нагряване на неговия разтвор в метал, е по-силен редуциращ агент от молекулния водород.
Освен това, например, когато абсорбира H 2, паладият запазва метални свойства до определена граница, но губи парамагнетизъм. Това означава, че поне някои от водородните атоми даряват валентните си електрони на проводящата лента на метала.
Има и данни за частично образуване на хидридни йони, например при разтваряне на водород в желязо. Получи се и т.нар. неконвенционални хидриди, в които Н2 молекулите са координирани като цяло върху d-метален атом. (Те служат като модели при изследването на междинни продукти, възникващи по време на катализа.)
Към днешна дата има около 2,5 милиона различни съединения, както естествени, така и изкуствено синтезирани от човека. Всички те са много различни, някои от тях са незаменими участници в биологичните процеси, протичащи в живите организми. Съединенията се отличават едно от друго по свойствата на веществата. Характеристики и какво друго ви позволява да идентифицирате един или друг химическа молекула, ще разгледаме допълнително.
Какво е вещество?
Ако дефинираме това понятие, тогава трябва да посочим връзката му с физическите тела. В крайна сметка е обичайно да се разглежда веществото, от което са съставени тези тела. И така, стъкло, желязо, сяра, дърво са вещества. Примери могат да се дават безкрайно. По-лесно е да се разбере следното: разглежданият термин обозначава цялото разнообразие от различни комбинации от молекули, които съществуват в света, както и прости моноатомни частици.
И така, вода, алкохол, киселини, основи, протеини, въглехидрати, сол, захар, пясък, глина, диамант, газове и така нататък - това са всички вещества. Примерите ви позволяват да уловите по-ясно същността на тази концепция.
Физическото тяло е продукт, който е създаден от природата или човека на базата на различни съединения. Например чашата е тяло, което е направено от стъкло, докато листът хартия е тяло, което е обработена целулоза или дърво.
Разбира се, всички молекули са различни. Това, което стои в основата на тяхната разлика, се нарича техните свойства – физични, органолептични и химични. Те се определят чрез специални методи, които всяка наука има свои. Това могат да бъдат математически, аналитични, експериментални, инструментални методи и много други. Например, науката химия използва за всяко вещество, или по-скоро за неговата идентификация, неговия реагент. Избира се въз основа на структурните характеристики на молекулата и прогнозирането на химичните свойства. След това се проверява експериментално, утвърждава се и се фиксира в теоретичната база.
Класификация на веществата
Разделянето на съединенията на групи може да се основава на набор от различни знаци. Например, агрегатно състояние. Всички те могат да бъдат четири вида според този фактор:
- плазма;
- течност;
- кристално вещество (твърдо).
Ако вземем за основа по-"дълбок" знак, тогава всички вещества могат да бъдат разделени на:
- органични - базирани на вериги и цикли на въглеродни и водородни атоми;
- неорганични - всички останали.
Според елементния състав, който отразява формулите на веществата, всички те са:
- прости - от един вид химически атом;
- комплекс - два или повече различни вида елементи.
От своя страна простите се делят на метали и неметали. Съединенията имат много класове: соли, основи, киселини, оксиди, естери, въглеводороди, алкохоли, нуклеинова киселинаи така нататък.
Различни видове съставни формули
Какво е визуално, тоест графично показване на връзките? Разбира се, това са формули на вещества. Те са различни. В зависимост от вида се различава и съдържащата се в тях информация за молекулата. Да, има опции:
- Емпирични или молекулярни. Отразява количествения и качествен състав на веществото. Той включва символите на съставните елементи и индекс в долния ляв ъгъл на него, показващ количеството на този атом в молекулата. Например H 2 O, Na 2 SO 4, AL 2 (SO 4) 3.
- Електронна графика. Тази формула показва броя на валентните електрони за всеки елемент, който съставлява съединението. Следователно според този вариант вече е възможно да се предвидят някои химикали и вещества.
- AT органична химияобичайно е да се използват пълни и съкратени.Те отразяват реда на свързване на атомите в молекулите, освен това ясно показват, че дадено вещество принадлежи към един или друг клас съединения. И това ни позволява точно да определим конкретния тип молекула и да предвидим всички взаимодействия, характерни за нея.
Следователно химичната символика и правилно съставените формули на съединенията са най-важната част от работата с всички известни вещества. Това е нещо, което всеки студент по химия трябва да знае.
Физически свойства
Силно важна характеристикаса проявените физични свойства на веществата. Какво точно се отнася за тази група?
- Агрегатно състояние при различни условия, включително стандартни.
- Температури на кипене, топене, замръзване, изпарение.
- Органолептични характеристики: цвят, мирис, вкус.
- Разтворимост във вода и други разтворители (органични например).
- Плътност и течливост, вискозитет.
- Електрическа и топлопроводимост, топлинен капацитет.
- електрическа пропускливост.
- Радиоактивност.
- Абсорбция и емисия.
- Индуктивност.
Има и редица показатели, които са много важни за пълен списъкотразяващи свойствата на веществата. Те обаче са между физични и химични. То:
- тип кристална решетка;
- електроотрицателност;
- твърдост и чупливост;
- ковкост и пластичност;
- волатилност или волатилност;
- биологични ефекти върху живите организми (отровни, задушаващи, нервно паралитични, неутрални, благоприятни и др.).
Често тези показатели се споменават точно когато химичните свойства на веществата вече се разглеждат директно. Можете обаче да ги посочите и във физическия раздел, което няма да е грешка.
Химични свойства на веществата
Тази група включва всички възможни видове взаимодействия на разглежданата молекула с други прости и сложни вещества. Тоест, това са директно химични реакции. За всеки тип връзка те са строго специфични. Въпреки това, общи групови свойства се разграничават за цял клас вещества.
Например, всички киселини са способни да реагират с метали според тяхното положение в електрохимичната серия от метални напрежения. Също така, всички се характеризират с реакции на неутрализация с алкали, взаимодействие с неразтворими основи. Концентрираните сярна и азотна киселина обаче са специални, тъй като продуктите от тяхното взаимодействие с метали се различават от тези, получени в резултат на реакции с други членове на класа.
Всяко вещество има много химични свойства. Техният брой се определя от активността на съединението, тоест способността да реагира с други компоненти. Има силно реактивни, има практически инертни. Това е строго индивидуален показател.
Прости вещества
Те включват тези, които се състоят от един и същи тип атоми, но техният различен брой. Например S 8, O 2, O 3, Au, N 2, P 4, CL 2, Ar и други.
Химичните свойства на прости вещества се свеждат до взаимодействие с:
- метали;
- неметали;
- вода;
- киселини;
- основи и амфотерни хидроксиди;
- органични съединения;
- соли;
- оксиди;
- пероксиди и анхидриди и други молекули.
Отново трябва да се отбележи, че това е много специфична характеристика за всеки конкретен случай. Следователно физичните и химичните свойства на простите вещества се разглеждат индивидуално.
Сложни вещества
Тази група включва такива съединения, чиито молекули са образувани от два или повече различни химични елемента. Броят на всеки от тях може да бъде различен. За да разберете, ето няколко прости примера:
- H3PO4;
- К3;
- Cu(OH)2;
- AL 2 O 3 и други.
Тъй като всички те принадлежат към различни класове вещества, разграничете общите физически и химични характеристикиневъзможно за всички. Това са специфични свойства, своеобразни и индивидуални във всеки случай.
неорганични вещества
Днес има повече от 500 хиляди от тях. Има както прости, така и сложни. Като цяло има няколко основни, които представляват цялото им разнообразие.
- Простите вещества са металите.
- Оксиди.
- Простите вещества са неметали.
- благородни или инертни газове.
- Пероксиди.
- Анхидриди.
- Летливи водородни съединения.
- Хидриди.
- Сол.
- Киселини.
- Основи.
- амфотерни съединения.
Всеки представител на всеки от класовете има свой собствен набор физични и химични свойства, което позволява да се разграничи от други съединения и да се идентифицира.
Свойства на органичните вещества
Органичната е клон на химията, който се занимава с изучаването на съединения, различни от неорганичните, и техните свойства. Тяхната структура се основава на въглеродни атоми, които могат да се комбинират помежду си в различни структури:
- линейни и разклонени вериги;
- цикли;
- ароматни пръстени;
- хетероцикли.
Живите организми се състоят точно от такива съединения, защото основата на живота са протеини, мазнини и въглехидрати. Всички те са представителни, затова свойствата им са специални. Във всеки случай обаче, независимо за коя молекула говорим, тя все пак ще се характеризира с определен набор от физикохимични свойства, които вече споменахме по-рано.
Какво е живата материя?
Веществото, от което се състои цялата биомаса на нашата планета, се нарича живо. Тоест тези организми, които съставляват живота върху него:
- бактерии и вируси;
- протозои;
- растения;
- животни;
- гъби;
- хората.
Тъй като основната част от съединенията в състава на живо същество са органични, именно те могат да бъдат причислени към групата на живата материя. Въпреки това, не всички. Само тези, без които е невъзможно съществуването на представители на живата биосфера. Това са протеини, нуклеинови киселини, хормони, витамини, мазнини, въглехидрати, аминокиселини и др. Терминът "жива материя" е въведен от Вернадски, основателят на теорията за биосферата на планетата.
Свойства на живата материя:
- притежаване на енергия с възможност за нейната трансформация;
- саморегулация;
- произволно движение;
- смяна на поколенията;
- изключително разнообразие.
Кристали и метални вещества
Всички съединения, които имат определен тип структура на пространствена решетка, се наричат кристални. Съществуват съединения с атомна, молекулна или метална кристална решетка. В зависимост от вида се различават и свойствата.Типични твърди съединения, които имат формата на фино или грубо диспергирани кристали, са различни соли.
Има и прости вещества с подобна структура, например диамант или графит, скъпоценни и полускъпоценни камъни, минерали, скали. Основните им свойства:
- твърдост;
- крехкост;
- средни точки на топене и кипене.
Въпреки това, както винаги, всяка характеристика може да не е подходяща за всеки.
Веществата показват метали, техните сплави. Те имат набор от общи характеристики:
- ковкост и пластичност;
- високи точки на кипене и топене;
- електрическа и топлопроводимост;
- метален блясък.
Група IIA съдържа само метали - Be (берилий), Mg (магнезий), Ca (калций), Sr (стронций), Ba (барий) и Ra (радий). Химичните свойства на първия представител на тази група, берилият, се различават най-силно от химичните свойства на другите елементи от тази група. Неговите химични свойства са в много отношения дори по-сходни с алуминия, отколкото с други метали от група IIA (така нареченото "диагонално сходство"). Магнезият, по отношение на химичните свойства, също се различава значително от Ca, Sr, Ba и Ra, но все пак има много по-сходни химични свойства с тях, отколкото с берилия. Поради значителното сходство на химичните свойства на калций, стронций, барий и радий, те се обединяват в едно семейство, т.нар. алкалоземни метали.
Всички елементи от група IIA принадлежат към с-елементи, т.е. съдържат всичките си валентни електрони с-подниво. По този начин, електронна конфигурациявъншният електронен слой на всички химични елементи от тази група има формата ns 2 , където н– номер на периода, в който се намира елементът.
Поради особеностите на електронната структура на металите от група IIA, тези елементи, освен нула, могат да имат само едно единствено състояние на окисление, равно на +2. Простите вещества, образувани от елементи от група IIA, когато участват във всякакви химични реакции, могат да бъдат само окислени, т.е. даряват електрони:
Аз 0 - 2e - → Аз +2
Калцият, стронций, барий и радий са изключително реактивни. Образуваните от тях прости вещества са много силни редуциращи агенти. Магнезият също е силен редуциращ агент. Редукционната активност на металите се подчинява на общите закони на периодичния закон на D.I. Менделеев и се увеличава надолу по подгрупата.
Взаимодействие с прости вещества
с кислород
Без нагряване берилият и магнезият не реагират нито с атмосферния кислород, нито с чистия кислород поради факта, че са покрити с тънки защитни филми, състоящи се съответно от BeO и MgO оксиди. Съхранението им не изисква специални методи за защита от въздух и влага, за разлика от алкалоземните метали, които се съхраняват под слой инертна към тях течност, най-често керосин.
Be, Mg, Ca, Sr, когато се изгарят в кислород, образуват оксиди от състава MeO, а Ba - смес от бариев оксид (BaO) и бариев пероксид (BaO 2):
2Mg + O 2 \u003d 2MgO
2Ca + O 2 \u003d 2CaO
2Ba + O 2 \u003d 2BaO
Ba + O 2 \u003d BaO 2
Трябва да се отбележи, че по време на изгарянето на алкалоземни метали и магнезий във въздуха реакцията на тези метали с атмосферния азот също протича рамо до рамо, в резултат на което, в допълнение към съединенията на металите с кислорода, нитридите с общия формула Me 3 N 2 също се образуват.
с халогени
Берилият реагира с халогени само при високи температури, докато останалите метали от група IIA вече са при стайна температура:
Mg + I 2 \u003d MgI 2 - магнезиев йодид
Ca + Br 2 \u003d CaBr 2 - калциев бромид
Ba + Cl 2 \u003d BaCl 2 - бариев хлорид
с неметали от IV–VI групи
Всички метали от група IIA реагират при нагряване с всички неметали от групи IV-VI, но в зависимост от позицията на метала в групата, както и активността на неметалите, различни степениотопление. Тъй като берилият е най-химически инертен сред всички метали от група IIA, неговите реакции с неметали изискват значително повече относновисока температура.
Трябва да се отбележи, че реакцията на метали с въглерод може да образува карбиди от различно естество. Има карбиди, свързани с метанидите и конвенционално считаните производни на метана, в които всички водородни атоми са заменени с метал. Те, подобно на метана, съдържат въглерод в степен на окисление -4 и по време на тяхната хидролиза или взаимодействие с неокисляващи киселини, метанът е един от продуктите. Съществува и друг вид карбиди - ацетилениди, които съдържат C 2 2- йон, който всъщност е фрагмент от ацетиленовата молекула. Карбидите от ацетиленидния тип при хидролиза или взаимодействие с неокисляващи киселини образуват ацетилен като един от реакционните продукти. Какъв тип карбид - метанид или ацетиленид - ще се получи при взаимодействието на един или друг метал с въглерод зависи от размера на металния катион. По правило метанидите се образуват с метални йони с малък радиус, а ацетилидите с по-големи йони. В случай на метали от втората група метанидът се получава чрез взаимодействие на берилий с въглерод:
Останалите метали от група II A образуват ацетилениди с въглерод:
Със силиций металите от група IIA образуват силициди - съединения от типа Me 2 Si, с азот - нитриди (Me 3 N 2), фосфор - фосфиди (Me 3 P 2):
с водород
Всички алкалоземни метали реагират при нагряване с водород. За да може магнезият да реагира с водорода, само нагряване, както при алкалоземните метали, не е достатъчно, освен висока температура е необходима и високо кръвно наляганеводород. Берилият не реагира с водород при никакви условия.
Взаимодействие със сложни вещества
с вода
Всички алкалоземни метали активно реагират с вода, за да образуват алкали (разтворими метални хидроксиди) и водород. Магнезият реагира с вода само по време на кипене, поради факта, че при нагряване защитният оксиден филм на MgO се разтваря във вода. В случай на берилий, защитният оксиден филм е много устойчив: водата не реагира с него нито при кипене, нито дори при температура на червена топлина:
с неокисляващи киселини
Всички метали от основната подгрупа на група II реагират с неокисляващи киселини, тъй като те са в серията на активност вляво от водорода. В този случай се образува сол на съответната киселина и водород. Примери за реакция:
Be + H 2 SO 4 (разб.) \u003d BeSO 4 + H 2
Mg + 2HBr \u003d MgBr 2 + H 2
Ca + 2CH 3 COOH = (CH 3 COO) 2 Ca + H 2
с окислителни киселини
− разредена азотна киселина
Всички метали от група IIA реагират с разредена азотна киселина. В този случай продуктите на редукция вместо водород (както в случая на неокисляващи киселини) са азотни оксиди, главно азотен оксид (I) (N 2 O), а в случай на силно разредена азотна киселина, амониев нитрат ( NH 4 NO 3):
4Ca + 10HNO 3 ( разб .) \u003d 4Ca (NO 3) 2 + N 2 O + 5H 2 O
4Mg + 10HNO3 (много дезагрегирани)\u003d 4Mg (NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O
− концентрирана азотна киселина
Концентрирана азотна киселина при обикновена (или ниска) температура пасивира берилий, т.е. не реагира с него. При кипене реакцията е възможна и протича главно в съответствие с уравнението:
Магнезият и алкалоземните метали реагират с концентрирана азотна киселина, за да образуват широка гама от различни продукти за намаляване на азота.
− концентрирана сярна киселина
Берилият се пасивира с концентрирана сярна киселина, т.е. не реагира с него при нормални условия, но реакцията протича по време на кипене и води до образуването на берилиев сулфат, серен диоксид и вода:
Be + 2H 2 SO 4 → BeSO 4 + SO 2 + 2H 2 O
Барият също се пасивира от концентрирана сярна киселина поради образуването на неразтворим бариев сулфат, но реагира с него при нагряване, бариевият сулфат се разтваря при нагряване в концентрирана сярна киселина поради превръщането му в бариев хидроген сулфат.
Останалите метали от основната група IIA реагират с концентрирана сярна киселина при всякакви условия, включително на студено. Редукцията на сярата може да настъпи до SO 2, H 2 S и S в зависимост от активността на метала, реакционната температура и концентрацията на киселината:
Mg + H2SO4 ( конц .) \u003d MgSO 4 + SO 2 + H 2 O
3Mg + 4H2SO4 ( конц .) \u003d 3MgSO 4 + S↓ + 4H 2 O
4Ca + 5H2SO4 ( конц .) \u003d 4CaSO 4 + H 2 S + 4H 2 O
с алкали
Магнезият и алкалоземните метали не взаимодействат с алкали, а берилият лесно реагира както с алкални разтвори, така и с безводни алкали по време на синтез. В същото време, когато реакцията се извършва в воден разтворводата също участва в реакцията и продуктите са тетрахидроксоберилати на алкални или алкалоземни метали и водороден газ:
Be + 2KOH + 2H 2 O \u003d H 2 + K 2 - калиев тетрахидроксобериллат
При провеждане на реакцията с твърда основа по време на топенето се образуват берилати на алкални или алкалоземни метали и водород.
Be + 2KOH \u003d H 2 + K 2 BeO 2 - калиев берилат
с оксиди
Алкалоземните метали, както и магнезият, могат да редуцират по-малко активните метали и някои неметали от техните оксиди при нагряване, например:
Методът за възстановяване на метали от техните оксиди с магнезий се нарича магнезиева термия.
