Anorganické látky môžu byť jednoduché alebo zložité. Jednoduché látky sa delia na kovy (K, Na, Li) a nekovy (O, Cl, P). Komplexné látky sa delia na oxidy, hydroxidy (zásady), soli a kyseliny.
Oxidy
Oxidy- zlúčenina chemického prvku (kovového alebo nekovového) s kyslíkom (oxidačný stav -2), pričom kyslík je viazaný na menej elektronegatívny prvok.
Zlatý klinec:
1. Kyslé oxidy- oxidy vykazujúce kyslé vlastnosti. Tvorené nekovmi a kyslíkom. Príklady: SO3, SO2, CO2, P2O5, N2O5.
2. Amfotérne oxidy- oxidy, ktoré môžu vykazovať zásadité aj kyslé vlastnosti (táto vlastnosť sa nazýva amfoterita). Príklady: Al2O3, CrO3, ZnO, BeO, PbO.
3. Zásadité oxidy- oxidy kovov, v ktorých kovy vykazujú oxidačný stav +1 alebo +2. Príklady: K2O, MgO, CaO, BaO, Li2O, Na2O.
4. Nesolitvorné oxidy- prakticky nereagujú, nemajú zodpovedajúce kyseliny a hydroxidy. Príklady: CO, NO.
Chemické vlastnosti zásadité oxidy
1. Interakcia s vodou
Reagujú len oxidy alkalických kovov a kovov alkalických zemín, ktorých hydroxidy tvoria rozpustnú zásadu
zásaditý oxid + voda → alkálie
K2O + H2O -> 2KOH
CaO + H2O → Ca(OH)2
2. Interakcia s kys
zásaditý oxid + kyselina → soľ + voda
MgO + H2SO4 -> MgS04 + H2O
Na2O + H2S(g) -> 2NaHS + H2O
MgO(g) + HCl -> Mg(OH)Cl
3. Interakcia s kyslými alebo amfotérnymi oxidmi
zásaditý oxid + kyslý/amfotérny oxid → soľ
V tomto prípade sa kov prítomný v zásaditom oxide stáva katiónom a kyslý/amfotérny oxid sa stáva aniónom (zvyškom kyseliny). Pri zahrievaní dochádza k reakciám medzi tuhými oxidmi. Zásadité oxidy, ktoré sú nerozpustné vo vode, nereagujú s plynnými oxidmi kyselín.
BaO + SiO2 (t) → BaSiO3
K2O + ZnO (t)→ K2ZnO2
FeO + CO2 ≠
4. Interakcia s amfotérnymi hydroxidmi
zásaditý oxid + amfotérny hydroxid → soľ + voda
Na20 + 2Al(OH)3 (t) -> 2NaAl02 + 3H20
5. Rozklad oxidov ušľachtilých kovov a ortuti pri teplote
2Ag2O (t) -> 4Ag + O2
2HgO(t)-> 2Hg + O2
6. Interakcia s uhlíkom (C) alebo vodíkom (H2) pri vysokej teplote.
Keď sa týmto spôsobom redukujú oxidy alkálií, kovov alkalických zemín a hliníka, neuvoľňuje sa samotný kov, ale jeho karbid.
FeO + C (t) → Fe + CO
3Fe2O3 + C (t) → 2Fe3O4 + CO
CaO + 3C (t) -> CaC2 + CO
CaO + 2H2 (t) -> CaH2 + H20
7. Aktívne kovy redukujú menej aktívne zo svojich oxidov pri vysokej teplote
CuO + Zn (t)→ ZnO + Cu
8. Kyslík oxiduje nižšie oxidy na vyššie.
Oxidy alkalických kovov a kovov alkalických zemín sa menia na peroxidy
4FeO + O2 (t) → 2Fe2O3
2BaO + O2 (t)→ 2BaO2
2NaO + O2 (t) -> 2Na202
Chemické vlastnosti oxidov kyselín
1. Interakcia s vodou
kysličník + voda → kys
SO3+ H2O → H2SO4
Si02 + H2O ≠
Niektoré oxidy nemajú zodpovedajúce kyseliny, v takom prípade dochádza k disproporcionačnej reakcii
2NO2 + H2O → HNO3 + HNO2
3NO2 + H2O (t) → 2HNO3 + NO
2ClO2 + H2O → HClO3 + HClO2
6ClO2 + 3H20 (t) -> 5HClO3 + HCl
V závislosti od počtu molekúl vody naviazaných na P2O5 vznikajú tri rôzne kyseliny – metafosforečná HPO3, pyrofosforečná H4P2O7 alebo ortofosforečná H3PO4.
P2O5 + H2O → 2HP03
P2O5 + 2H2O → H4P2O7
P205 + 3H20 -> 2H3P04
Oxid chrómu zodpovedá dvom kyselinám - chrómovej H2CrO4 a dichrómovej H2Cr2O7(III)
CrO3 + H2O → H2CrO4
2CrO3 + H2O → H2Cr2O7
2. Interakcia so zásadami
kyslý oxid + zásada → soľ + voda
Nerozpustné oxidy kyselín reagujú iba vtedy, keď sú tavené, zatiaľ čo rozpustné oxidy reagujú, keď normálnych podmienkach.
Si02 + 2NaOH (t) -> Na2Si03 + H2O
Pri nadbytku oxidu vzniká kyslá soľ.
CO2(g) + NaOH -> NaHC03
P2O5(g) + 2Ca(OH)2 → 2CaHP04 + H2O
P205(g) + Ca(OH)2 + H2O -> Ca(H2PO4)2
Pri nadbytku zásady sa vytvorí zásaditá soľ
CO2 + 2Mg(OH)2(g) -> (MgOH)2C03 + H20
Oxidy, ktoré nemajú zodpovedajúce kyseliny, podliehajú disproporcionačnej reakcii a tvoria dve soli.
2NO2 + 2NaOH → NaNO3 + NaNO2 + H2O
2ClO2 + 2NaOH → NaClO3 + NaClO2 + H2O
CO2 reaguje s niektorými amfotérnymi hydroxidmi (Be(OH)2, Zn(OH)2, Pb(OH)2, Cu(OH)2 za vzniku zásaditej soli a vody.
CO2 + 2Be(OH)2 -> (BeOH)2CO3↓ + H2O
CO2 + 2Cu(OH)2 -> (CuOH)2C03↓ + H20
3. Interakcia so zásaditým alebo amfotérnym oxidom
kyslý oxid + zásaditý/amfotérny oxid → soľ
Počas fúzie dochádza k reakciám medzi tuhými oxidmi. Amfotérne a vo vode nerozpustné zásadité oxidy reagujú len s pevnými a kvapalnými kyslými oxidmi.
SiO2 + BaO (t) → BaSiO3
3SO3 + Al2O3 (t) -> Al2(SO4)3
4. Interakcia so soľou
kyslý neprchavý oxid + soľ (t)→ soľ + kyslý prchavý oxid
SiO2 + CaCO3 (t)→ CaSiO3 + CO2
P2O5 + Na2CO3 → 2Na3PO4 + 2CO2
5. Kyslé oxidy nereagujú s kyselinami, ale P2O5 reaguje s bezvodými kyselinami obsahujúcimi kyslík.
V tomto prípade sa vytvorí HPO3 a anhydrid príslušnej kyseliny
P2O5 + 2HClO4 (bezvodý) → Cl2O7 + 2HPO3
P2O5 + 2HNO3 (bezvodý) → N2O5 + 2HPO3
6. Vstupujú do redoxných reakcií.
1. Zotavenie
Pri vysokých teplotách môžu niektoré nekovy redukovať oxidy.
C02 + C(t) -> 2CO
SO3 + C → SO2 + CO
H2O + C (t) -> H2 + CO
Horčíková termia sa často používa na redukciu nekovov z ich oxidov.
CO2 + 2Mg -> C + 2MgO
Si02 + 2Mg (t) -> Si + 2MgO
N2O + Mg(t) -> N2 + MgO
2. Nižšie oxidy sa premieňajú na vyššie pri reakcii s ozónom (alebo kyslíkom) pri vysokej teplote v prítomnosti katalyzátora
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. Oxidy vstupujú aj do iných redoxných reakcií
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
N203 + 3Cu (t) -> N2 + 3CuO
2N02 + 4Cu (t)→N2 + 4CuO
N205 + 5Cu(t)->N2 + 5CuO
Chemické vlastnosti amfotérnych oxidov
1. Neinteragujte s vodou
amfotérny oxid + voda ≠
2. Interakcia s kyselinami
amfotérny oxid + kyselina → soľ + voda
Al203 + 3H2SO4 -> Al2(S04)3 + 3H20
Keď sa vytvorí nadbytok viacsýtnej kyseliny, vytvorí sa kyslá soľ
Al2O3 + 6H3PO4(g) → 2Al(H2PO4)3 + 3H2O
Pri nadbytku oxidu vzniká zásaditá soľ
ZnO(g) + HCl -> Zn(OH)Cl
Dvojité oxidy tvoria dve soli
Fe304 + 8HCl -> FeCl2 + 2FeCl3 + 4H20
3. Interakcia s oxidom kys
amfotérny oxid + kyslý oxid → soľ
Al2O3 + 3SO3 -> Al2(SO4)3
4. Interakcia s alkáliami
amfotérny oxid + alkálie → soľ + voda
Pri tavení sa vytvorí stredná soľ a voda a v roztoku - komplexná soľ
ZnO + 2NaOH(s) (t) -> Na2Zn02 + H2O
ZnO + 2NaOH + H2O → Na2
5. Interakcia so zásaditým oxidom
amfotérny oxid + zásaditý oxid (t)→ soľ
ZnO + K2O (t)→ K2ZnO2
6. Interakcia so soľami
amfotérny oxid + soľ (t)→ soľ + prchavý oxid kys
Amfotérne oxidy vytláčajú prchavé kyslé oxidy z ich solí počas fúzie
Al2O3 + K2CO3 (t)→ KAlO2 + CO2
Fe2O3 + Na2C03 (t) → 2NaFeO2 + CO2
Chemické vlastnosti zásad
Zásady sú látky, ktoré obsahujú katión kovu a hydroxidový anión. Zásady sú rozpustné (alkálie - NaOH, KOH, Ba(OH)2) a nerozpustné (Al2O3, Mg(OH)2).
1. Rozpustná báza + indikátor → zmena farby
Keď sa indikátor pridá do základného roztoku, jeho farba sa zmení:
Bezfarebný fenolftaleín - karmínový
Fialový lakmus - modrý
Metyloranžovo-žltá
2. Interakcia s kyselinou (neutralizačná reakcia)
zásada + kyselina → soľ + voda
Reakcia môže produkovať medziprodukty, kyslé alebo zásadité soli. Pri nadbytku polykyseliny vzniká soľ kyseliny, pri nadbytku bázy polykyseliny zásaditá soľ.
Mg(OH)2 + H2SO4 -> MGSO4 + 2H20
MG(OH)2 + 2H2SO4 → MG(HS04)2 + 2H2O
2Mg(OH)2 + H2SO4 → (MgOH)2SO4 + 2H2O
3. Interakcia s oxidmi kyselín
zásada + kyslý oxid → soľ + voda
6NH4OH + P205 -> 2(NH4)3P04 + 3H20
4. Interakcia alkálie s amfotérnym hydroxidom
alkálie + amfotérny hydroxid → soľ + voda
Pri tejto reakcii má amfotérny hydroxid kyslé vlastnosti. Pri reakcii v tavenine sa získa priemerná soľ a voda a v roztoku sa získa komplexná soľ. Hydroxidy železa (III) a chrómu (III) sa rozpúšťajú iba v koncentrovaných alkalických roztokoch.
2KOH(s) + Zn(OH)2 (t)→ K2ZnO2 + 2H2O
KOH + Al(OH)3 -> K
3NaOH(konc) + Fe(OH)3 -> Na3
5. Interakcia s amfotérnym oxidom
alkálie + amfotérny oxid → soľ + voda
2NaOH(s) + Al203 (t) -> 2NaAl02 + H2O
6NaOH + Al203 + 3H2O → 2Na3
6. Interakcia so soľou
Medzi bázou a soľou dochádza k iónomeničovej reakcii. Vyskytuje sa iba vtedy, keď sa vytvorí zrazenina alebo keď sa uvoľní plyn (s tvorbou NH4OH).
A. Interakcia rozpustnej zásady a rozpustnej soli kyseliny
rozpustná zásada + rozpustná soľ kyseliny → stredná soľ + voda
Ak sú soľ a zásada tvorené rôznymi katiónmi, vytvoria sa dve stredné soli. V prípade kyslých amónnych solí vedie prebytok alkálií k tvorbe hydroxidu amónneho.
Ba(OH)2 + Ba(HCO3)2 → 2BaCO3↓ + 2H2O
2NaOH(g) + NH4HS → Na2S + NH4OH + H2O
B. Interakcia rozpustnej zásady s rozpustným medziproduktom alebo zásaditou soľou.
Možné sú viaceré scenáre
rozpustná zásada + rozpustný medziprodukt/zásaditá soľ → nerozpustná soľ↓ + zásada
→ soľ + nerozpustná zásada↓
→ soľ + slabý elektrolyt NH4OH
→ reakcia nenastane
K reakciám medzi rozpustnými zásadami a priemernou soľou dochádza iba vtedy, ak je výsledkom nerozpustná soľ alebo nerozpustná zásada alebo slabý elektrolyt NH4OH
NaOH + KCl ≠ reakcia neprebehne
Ak je pôvodná soľ tvorená polykyselinovou zásadou, pri nedostatku alkálií vzniká zásaditá soľ
Pri pôsobení alkálií na soli striebra a ortuti (II) sa neuvoľňujú ich hydroxidy, ktoré sa rozpúšťajú pri 25°C, ale nerozpustné oxidy Ag2O a HgO.
7. Rozklad pri teplote
zásaditý hydroxid (t)→ oxid + voda
Ca(OH)2(t)-> CaO + H2O
NaOH(t)≠
Niektoré zásady (AgOH, Hg(OH)2 a NH4OH) sa rozkladajú už pri izbovej teplote
LiOH (t) -> Li20 + H20
NH4OH (25C) -> NH3 + H20
8. Interakcia alkalického a prechodného kovu
alkálie + prechodný kov → soľ + H2
2Al + 2KOH + 6H20 -> 2K +3H2
Zn + 2NaOH(s) (t) -> Na2Zn02 + H2
Zn + 2NaOH + 2H2O → Na2 + H2
9. Interakcia s nekovmi
Alkálie interagujú s niektorými nekovmi - Si, S, P, F2, Cl2, Br2, I2. V tomto prípade často vznikajú dve soli v dôsledku disproporcie.
Si + 2KOH + H2O → K2Si03 + 2H2
3S + 6KOH(t)→ 2K2S + K2SO3 + 3H2O
Cl2 + 2 KOH (konc) → KCl + KClO + H2O (pre Br, I)
3Cl2 + 6KOH (konc) (t) → 5KCl + KCl03 + 3H2O (pre Br, I)
Cl2 + Ca(OH)2 -> CaOCl2 + H20
4F2 + 6NaOH (zriedený) → 6NaF + OF2 + O2 + 3H2O
4P + 3NaOH + 3H20 -> 3NaH2P02 + PH3
Hydroxidy s redukčnými vlastnosťami môžu byť oxidované kyslíkom
4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O → 4Fe(OH)3 (=Cr)
Chemické vlastnosti kyselín
1. Zmeňte farbu indikátora
rozpustná kyselina + indikátor → zmena farby
Lakmusová fialová a metylová pomaranč sčervenajú, fenolftaleín sa stáva transparentným
2. Interakcia so zásadami (neutralizačná reakcia)
kyselina + zásada → soľ + voda
H2SO4 + Mg(OH)2 -> MgS04 + 2H20
3. Interakcia so zásaditým oxidom
kyselina + zásaditý oxid → soľ + voda
2HCl + CuO → CuCl2 + H2O
4. Interakcia s amfotérnymi hydroxidmi za vzniku stredných, kyslých alebo zásaditých solí
kyselina + amfotérny hydroxid → soľ + voda
2HCl + Be(OH)2 -> BeCl2 + 2H20
H3PO4() + Zn(OH)2 -> ZNHPO4 + 2H20
HCl + Al(OH)3() -> Al(OH)2Cl + H2O
5. Interakcia s amfotérnymi oxidmi
kyselina + amfotérny oxid → soľ + voda
H2SO4 + ZnO → ZnSO4 + H2O
6. Interakcia so soľami
Všeobecná reakčná schéma: kyselina + soľ → soľ + kyselina
Dochádza k iónomeničovej reakcii, ktorá sa dokončí iba vtedy, ak sa vytvorí plyn alebo sa vytvorí zrazenina.
Napríklad: HCl + AgNO3 → AgCl↓ + HNO3
2HBr + K2Si03 -> 2KBr + H2Si03↓
A. Reakcia so soľou prchavejšej alebo slabšej kyseliny za vzniku plynu
HCl + NaHS → NaCl + H2S
B. Interakcia silnej kyseliny a soli silnej alebo stredne silnej kyseliny za vzniku nerozpustnej soli
silná kyselina + soľ silnej/strednej kyseliny → nerozpustná soľ + kys
Neprchavá kyselina ortofosforečná vytláča silné, ale prchavé kyseliny chlorovodíkové a dusičné z ich solí za predpokladu, že sa vytvorí nerozpustná soľ
B. Interakcia kyseliny so zásaditou soľou tej istej kyseliny
kyselina1 + zásaditá soľ kyseliny1 → stredná soľ + voda
HCl + Mg(OH)Cl -> MgCl2 + H20
D. Interakcia viacsýtnej kyseliny s priemernou alebo kyslou soľou tej istej kyseliny za vzniku kyslej soli tej istej kyseliny obsahujúcej väčší počet atómov vodíka
viacsýtna kyselina1 + stredná/kyslá soľ kyseliny1 → kyslá soľ kyseliny1
H3P04 + Ca3(P04)2 -> 3CaHP04
H3PO4 + CaHPO4 → Ca(H2PO4)2
E. Reakcia kyseliny sulfidovej so soľami Ag, Cu, Pb, Cd, Hg za vzniku nerozpustného sulfidu
kyselina H2S + soľ Ag, Cu, Pb, Cd, Hg → Ag2S/CuS/PbS/CdS/HgS↓ + kys.
H2S + CuSO4 → CuS↓ + H2SO4
E. Interakcia kyseliny s priemernou alebo komplexnou soľou s amfotérnym kovom v anióne
a) pri nedostatku kyseliny vzniká stredná soľ a amfotérny hydroxid
kyselina + stredná/komplexná soľ s amfotérnym kovom v anióne → stredná soľ + amfotérny hydroxid
b) v prípade prebytku kyseliny sa vytvoria dve stredné soli a voda
kyselina + stredná/komplexná soľ s amfotérnym kovom v anióne → stredná soľ + stredná soľ + voda
G. V niektorých prípadoch vstupujú kyseliny a soli do redoxných alebo komplexačných reakcií:
H2SO4(conc) a I‾/Br‾ (produkty H2S a I2/SO2 a Br2)
H2SO4(konc) a Fe2+ (produkty SO2 a Fe3+)
HNO3 zriedená/konc a Fe2+ (produkty NO/NO2 a Fe3+)
HNO3 zriedená/konc a SO3²‾/S²‾ (produkty NO/NO2 a SO4²‾/S alebo SO4²‾)
HClconc a KMnO4/K2Cr2O7/KClO3 (produkty Cl2 a Mn2 + /Cr2 + /Cl‾)
3. Reakcia koncentrovanej kyseliny sírovej s pevnou soľou
Neprchavé kyseliny môžu vytesniť prchavé kyseliny zo svojich pevných solí
7. Interakcia kyseliny s kovom
A. Interakcia kyseliny s kovmi v sérii pred alebo po vodíku
kyselina + kov na H2 → rozpustený kov v minimálnom oxidačnom stave + H2
Fe + H2SO4(ried) → FeSO4 + H2
kyselina + kov po H2 ≠ reakcia nenastane
Cu + H2SO4(ried) ≠
B. Reakcia koncentrovanej kyseliny sírovej s kovmi
H2SO4(conc) + Au, Pt, Ir, Rh, Ta ≠ reakcia neprebieha
H2SO4(conc) + alkalický kov/kov alkalických zemín a Mg/Zn → H2S/S/SO2 (v závislosti od podmienok) + síran kovu v maximálnom oxidačnom stave + H2O
Zn + 2H2SO4(konc) (t1)→ ZnSO4 + SO2 + 2H2O
3Zn + 4H2SO4(konc) (t2>t1)→ 3ZnSO4 + S↓ + 4H2O
4Zn + 5H2SO4(konc) (t3>t2)→ 4ZnSO4 + H2S + 4H2O
H2SO4(konc) + iné kovy → SO2 + síran kovu v maximálnom oxidačnom stave + H2O
Cu + 2H2SO4(konc) (t)→ CuSO4 + SO2 + 2H2O
2Al + 6H2SO4(konc) (t)→Al2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O
B. Interakcia koncentrovanej kyseliny dusičnej s kovmi
HNO3(konc) + Au, Pt, Ir, Rh, Ta, Os ≠ reakcia nenastane
HNO3(konc) + Pt ≠
HNO3(conc) + alkalický kov/kov alkalických zemín → N2O + dusičnan kovu v maximálnom oxidačnom stave + H2O
4Ba + 10HNO3(konc) → 4Ba(NO3)2 + N2O + 5H2O
HNO3(conc) + ostatné kovy pri teplote → NO2 + dusičnan kovu v maximálnom oxidačnom stave + H2O
Ag + 2HNO3(konc) → AgNO3 + NO2 + H2O
S Fe, Co, Ni, Cr a Al interaguje len pri zahrievaní, keďže za normálnych podmienok sú tieto kovy pasivované kyselinou dusičnou – stávajú sa chemicky odolnými
D. Interakcia zriedenej kyseliny dusičnej s kovmi
HNO3(dil) + Au, Pt, Ir, Rh, Ta ≠ reakcia neprebieha
Veľmi pasívne kovy (Au, Pt) možno rozpustiť aqua regia - zmes jedného objemu koncentrovanej kyseliny dusičnej s tromi objemami koncentrovanej kyseliny chlorovodíkovej. Oxidačným činidlom v ňom je atómový chlór, ktorý sa odštiepuje z nitrozylchloridu, ktorý vzniká reakciou: HNO3 + 3HCl → 2H2O + NOCl + Cl2
HNO3(dil) + alkalický kov/kov alkalických zemín → NH3(NH4NO3) + dusičnan kovu v maximálnom oxidačnom stave + H2O
NH3 sa premieňa na NH4NO3 v nadbytku kyseliny dusičnej
4Ca + 10HNO3(zriedený) → 4Ca(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O
HNO3(dil) + kov v rozsahu napätia do H2 → NO/N2O/N2/NH3 (v závislosti od podmienok) + dusičnan kovu v maximálnom oxidačnom stave + H2O
S ostatnými kovmi v napäťovej sérii pred vodíkom a nekovmi tvorí HNO3 (zriedená) soľ, vodu a hlavne NO, ale v závislosti od podmienok to môže byť aj N2O, N2 a NH3/NH4NO3 (čím viac zriedená kyselina, tým nižší je stupeň oxidácie dusíka v uvoľnenom plynnom produkte)
3Zn + 8HNO3(zriedený) → 3Zn(NO3)2 + 2NO + 4H2O
4Zn + 10HNO3(zriedený) → 4Zn(NO3)2 + N2O + 5H2O
5Zn + 12HNO3(zriedený) → 5Zn(NO3)2 + N2 + 6H2O
4Zn + 10HNO3 (ultra zriedený) → 4Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O
HNO3(dil) + kov po H2 → NO + dusičnan kovu v maximálnom oxidačnom stave + H2O
S nízko reaktívnymi kovmi po H2 tvorí rozpustená HNO3 soľ, vodu a NO
3Cu + 8HNO3(zriedený) → 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O
8. Rozklad kyselín pri teplote
kyselina (t)→ oxid + voda
H2CO3 (t) → CO2 + H2O
H2SO3 (t) -> SO2 + H2O
H2SiO3 (t) -> Si02 + H2O
2H3P04 (t) -> H4P207 + H20
H4P207 (t) -> 2HP03 + H2O
4HN03 (t) -> 4N02 + 02 + 2H20
3HNO2 (t) -> HNO3 + 2NO + H2O
2HN02 (t) → N02 + NO + H2O
3HCl (t)-> 2HCl + HClO3
4H3P03 (t) -> 3H3P04 + PH3
9. Interakcia kyseliny s nekovmi (redoxná reakcia). V tomto prípade sa nekov oxiduje na zodpovedajúcu kyselinu a kyselina sa redukuje na plynný oxid: H2SO4 (conc) - na SO2; HN03(konc)- na N02; HNO3(dil) - do NO.
S + 2HN03(zried.) -> H2SO4 + 2NO
S + 6HN03(konc) -> H2SO4 + 6N02 + 2H20
S + 2H2S04 (konc) -> 3S02 + CO2 + 2H20
C + 2H2S04 (konc) -> 2S02 + C02 + 2H20
C + 4HN03 (konc) -> 4N02 + CO2 + 2H20
P + 5HN03(zried.) + 2H20 -> 3H3P04 + 5NO
P + 5HN03(konc) ->HP03 + 5N02 + 2H20
H2S + G2 → 2HG + S↓ (okrem F2)
H2SO3 + Г2 + H2O → 2HГ + H2SO4 (okrem F2)
2H2S (aq) + 02 -> 2H20 + 2S↓
2H2S + 3O2 → 2H2O + 2SO2 (spaľovanie)
2H2S + 02 (nedostatočné) -> 2H20 + 2S↓
Aktívnejšie halogény vytláčajú menej aktívne halogény z NG kyselín (výnimka: F2 reaguje s vodou, nie s kyselinou)
2HBr + Cl2 -> 2HCl + Br2↓
2HI + Cl2 -> 2HCl + I2↓
2HI + Br2 -> 2HBr + I2↓
10. Redoxné reakcie medzi kyselinami
H2SO4(konc) 2HBr -> Br2↓ + S02 + 2H20
H2SO4(konc) + 8HI → 4I2↓ + H2S + 4H2O
H2SO4(konc) + HCl ≠
H2SO4(konc) + H2S → S↓ + SO2 + 2H2O
3H2S04 (konc) + H2S -> 4S02 + 4H20
H2SO3 + 2H2S -> 3S↓ + 3H2O
2HNO3(konc) + H2S → S↓ + 2NO2 + 2H2O
2HN03(konc) + S02 -> H2SO4 + 2N02
6HN03(konc) + HI -> HIO3 + 6N02 + 3H20
2HNO3(konc) + 6HCl → 3Cl2 + 2NO + 4H2O
Chemické vlastnosti amfotérnych hydroxidov
1. Interakcia so zásaditým oxidom
amfotérny hydroxid + zásaditý oxid → soľ + voda
2Al(OH)3 + Na20 (t) -> 2NaAl02 + 3H20
2. Interakcia s amfotérnym alebo kyslým oxidom
amfotérny hydroxid + amfotérny/oxid kyseliny ≠ žiadna reakcia
Niektoré amfotérne oxidy (Be(OH)2, Zn(OH)2, Pb(OH)2) reagujú s kyslým oxidom CO2 za vzniku zrazenín zásaditých solí a vody
2Be(OH)2 + CO2 -> (BeOH)2CO3↓ + H2O
3. Interakcia s alkáliami
amfotérny hydroxid + alkálie → soľ + voda
Zn(OH)2 + 2KOH(s) (t)→ K2ZnO2 + 2H2O
Zn(OH)2 + 2KOH -» K2
4. Nereagujte s nerozpustnými zásadami alebo amfotérnymi hydroxidmi
amfotérny hydroxid + nerozpustná zásada/amfotérny hydroxid ≠ žiadna reakcia
5. Interakcia s kyselinami
amfotérny hydroxid + kyselina → soľ + voda
Al(OH)3 + 3HCl -> AlCl3 + 3H20
6. Nereagujte so soľami
amfotérny hydroxid + soľ ≠ nedochádza k reakcii
7. Nereagujte s kovmi/nekovmi (jednoduché látky)
amfotérny hydroxid + kov/nekov ≠ nedochádza k reakcii
8. Tepelný rozklad
amfotérny hydroxid (t)→ amfotérny oxid + voda
2Al(OH)3(t)->Al203 + 3H20
Zn(OH)2(t)->ZnO + H20
Všeobecné informácie o soliach
Predstavme si, že máme kyselinu a zásadu, vykonajte medzi nimi neutralizačnú reakciu a získame kyselinu a soľ.
NaOH + HCl → NaCl (chlorid sodný) + H2O
Ukazuje sa, že soľ pozostáva z kovového katiónu a aniónu zvyškov kyseliny.
Soli sú:
1. Kyslé (s jedným alebo dvoma vodíkovými katiónmi (to znamená, že majú kyslé (alebo mierne kyslé) prostredie) - KHCO3, NaHSO3).
2. Médium (mám katión kovu a anión kyslého zvyšku, médium treba určiť pomocou pH metra - BaSO4, AgNO3).
3. Zásadité (majú hydroxidový ión, to znamená alkalické (alebo slabo zásadité) prostredie - Cu(OH)Cl, Ca(OH)Br).
Existujú aj podvojné soli, ktoré pri disociácii tvoria katióny dvoch kovov (K).
Soli, až na niekoľko výnimiek, sú kryštalické pevné látky s vysokými teplotami topenia. Väčšina solí biely(KNO3, NaCl, BaSO4 atď.). Niektoré soli sú farebné (K2Cr2O7 - oranžová, K2CrO4 - žltá, NiSO4 - zelená, CoCl3 - ružová, CuS - čierna). Na základe ich rozpustnosti ich možno rozdeliť na rozpustné, málo rozpustné a prakticky nerozpustné. Kyslé soli sú spravidla rozpustnejšie vo vode ako zodpovedajúce priemerné soli a zásadité soli sú menej rozpustné.
Chemické vlastnosti solí
1. Soľ + voda
Pri rozpustení mnohých solí vo vode dochádza k ich čiastočnému alebo úplnému rozkladu – hydrolýze. Niektoré soli tvoria kryštalické hydráty. Keď sa stredné soli obsahujúce amfotérny kov v anióne rozpustia vo vode, vytvoria sa komplexné soli.
NaCl + H2O → NaOH + HCl
Na2Zn02 + 2H20 = Na2
2. Soľ + zásaditý oxid ≠ žiadna reakcia
3. Soľ + amfotérny oxid → (t) kyslý prchavý oxid + soľ
Amfotérne oxidy vytláčajú prchavé kyslé oxidy z ich solí počas fúzie.
Al2O3 + K2CO3 → KAlO2 + CO2
Fe2O3 + Na2CO3 → 2NaFeO2 + CO2
4. Soľ + kyslý neprchavý oxid → kyslý prchavý oxid + soľ
Neprchavé kyslé oxidy vytláčajú prchavé kyslé oxidy z ich solí počas fúzie.
SiO2 + CaCO3 → (t) CaSiO3 + CO2
P2O5 + Na2C03 -> (t) 2Na3P04 + 3CO2
3SiO2 + Ca3(PO4)2 → (t) 3CaSiO3 + P2O5
5. Soľ + zásada → zásada + soľ
Reakcie medzi soľami a zásadami sú iónomeničové reakcie. Preto sa za normálnych podmienok vyskytujú len v roztokoch (soľ aj zásada musia byť rozpustné) a len za podmienky, že v dôsledku výmeny vzniká zrazenina alebo slabý elektrolyt (H2O/NH4OH); pri týchto reakciách nevznikajú žiadne plynné produkty.
A. Rozpustná zásada + rozpustná soľ kyseliny → stredná soľ + voda
Ak sú soľ a zásada tvorené rôznymi katiónmi, potom sa vytvoria dve stredné soli; v prípade kyslých amónnych solí vedie prebytok alkálií k tvorbe hydroxidu amónneho.
Ba(OH)2 + Ba(HCO3) -> 2BaC03 + 2H20
2KOH + 2NaHC03 -> Na2C03 + K2CO3 + 2H20
2NaOH + 2NH4HS -> Na2S + (NH4)2S + 2H2O
2NaOH(g) + NH4Hs → Na2S + NH4OH + H2O
B. Rozpustná zásada + rozpustné médium/zásaditá soľ → nerozpustná soľ ↓ + zásada
Rozpustná zásada + rozpustné médium/zásaditá soľ → soľ + nerozpustná zásada↓
Rozpustná zásada + rozpustný medziprodukt/bázická soľ → soľ + slabý elektrolyt NH4OH
Rozpustná zásada + rozpustný medziprodukt/bázická soľ → žiadna reakcia
K reakcii medzi rozpustnými zásadami a medziproduktom/bázickou soľou dochádza len vtedy, ak výmena iónov vedie k nerozpustnej soli alebo nerozpustnej zásade alebo slabému elektrolytu NH4OH.
Ba(OH)2 + Na2SO4 -> BaSO4↓ + 2NaOH
2NH4OH + CuCl2 -> 2NH4Cl + Cu(OH)2↓
Ba(OH)2 + NH4Cl -> BaCl2 + NH4OH
NaOH + KCl ≠
Ak je pôvodná soľ tvorená polykyselinovou zásadou, pri nedostatku alkálií vzniká zásaditá soľ.
NaOH (nedostatočné) + AlCl3 -> Al(OH)Cl2 + NaCl
Pri pôsobení alkálií na soli striebra a ortuti (II) sa neuvoľňujú AgOH a Hg(OH)2, ktoré sa pri izbovej teplote rozkladajú, ale nerozpustné oxidy Ag2O a HgO.
2AgNO3 + 2NaOH → Ag2O↓ 2NaNO3 + H2O
Hg(NO3)2 + 2KOH → HgO↓ + 2KNO3 + H2O
6. Soľ + amfotérny hydroxid → reakcia neprebieha
7. Soľ + kyselina → kyselina + soľ
Väčšinou. reakcie kyselín so soľami sú iónomeničové reakcie, preto sa vyskytujú v roztokoch a len vtedy, ak to vedie k tvorbe soli nerozpustnej v kyseline alebo slabšej a prchavšej kyseliny.
HCl + AgNO3 → AgCl↓ + HNO3
2HBr + K2Si03 -> 2KBr +H2Si03↓
2HNO3 + Na2CO3 → 2NaNO3 + H2O + CO2
A. Kyselina1 + soľ prchavejšej/slabšej kyseliny2 → soľ kyseliny1 + prchavejšia/slabšia kyselina2
Kyseliny reagujú s roztokmi solí slabších alebo prchavých kyselín. Bez ohľadu na zloženie soli (stredná, kyslá, zásaditá) sa spravidla tvorí stredná soľ a slabšia prchavá kyselina.
2CH3COOH + Na2S → 2CH3COONa + H2S
HCl + NaHS → NaCl + H2S
B. Silná kyselina + soľ silnej/strednej kyseliny → nerozpustná soľ ↓ + kys
Silné kyseliny reagujú s roztokmi solí iných silných kyselín, ak sa vytvorí nerozpustná soľ. Neprchavá H3PO4 (stredne silná kyselina) vytesňuje z ich solí silnú, ale prchavú kyselinu chlorovodíkovú a kyselinu dusičnú HNO3 za predpokladu, že sa vytvorí nerozpustná soľ.
H2SO4 + Ca(NO3)2 → CaSO4↓ + 2HNO3
2H3PO4 + 3CaCl2 → Ca3(PO4)2↓ + 6HCl
H3PO4 + 3AgNO3 → Ag3PO4↓ + 3HNO3
B. Kyselina1 + zásaditá soľ kyseliny1 → stredná soľ + voda
Keď kyselina reaguje so zásaditou soľou tej istej kyseliny, vytvorí sa stredná soľ a voda.
HCl + Mg(OH)Cl -> MgCl2 + H20
D. Polybazická kyselina1 + stredná/kyslá soľ kyseliny1 → kyslá soľ kyseliny1
Pri pôsobení viacsýtnej kyseliny na strednú soľ tej istej kyseliny vzniká kyslá soľ a pri pôsobení na kyslú soľ kyslá soľ obsahujúca väčší počet vodíkových atómov.
H3PO4 + Ca3(P04) -> 3CaHP04
H3PO4 + CaHPO4 → Ca(H2PO4)2
CO2 + H2O + CaCO3 → Ca(HCO3)2
E. Kyselina H2S + soľ Ag, Cu, Pb, Cd, Hg → Ag2S/CuS/PbS/CdS/HgS↓ + kys.
Slabá a prchavá sulfidová kyselina H2S vytláča aj silné kyseliny z roztokov solí Ag, Cu, Pb, Cd a Hg, pričom s nimi vytvára sulfidové zrazeniny, nerozpustné nielen vo vode, ale aj vo výslednej kyseline.
H2S + CuSO4 → CuS↓ + H2SO4
E. Kyselina + stredná/komplexná soľ s amfotérnym Me v anióne → stredná soľ + amfotérny hydroxid↓
→ stredná soľ + stredná soľ + H2O
Keď kyselina pôsobí na priemernú alebo komplexnú soľ s amfotérnym kovom v anióne, soľ je zničená a tvorí:
a) pri nedostatku kyseliny - priemerná soľ a amfotérny hydroxid
b) v prípade prebytku kyseliny - dve stredné soli a voda
2HCl(týž.) + Na2ZnO2 → 2NaCl + Zn(OH)2↓
2HCl(týž.) + Na2 → 2NaCl + Zn(OH)2↓ + 2H2O
4HCl(g) + Na2ZnO2 → 2NaCl + ZnCl2 + 2H2O
4HCl(g) + Na2 -> 2NaCl + ZnCl2 + 4H20
Treba mať na pamäti, že v niektorých prípadoch dochádza k ORR alebo komplexačným reakciám medzi kyselinami a soľami. Do OVR sa teda pripájajú títo ľudia:
H2SO4 konc. a I‾/Br‾ (produkty H2S a I2/SO2 a Br2)
H2SO4 konc. a Fe2+ (produkty SO2 a Fe³ + )
HNO3 zriedená/konc. a Fe² + (NO/NO2 a Fe produkty 3 + )
HNO3 zriedená/konc. a SO3²‾/S²‾ (produkty NO/NO2 a síranu/síry alebo síranu)
HCl konc. a KMnO4/K2Cr2O7/KClO3 (produkty chlór (plyn) a Mn²+ /Cr3 + /Cl‾.
G. Reakcia prebieha bez rozpúšťadla
Kyselina sírová konc. + soľ (sol.) → kyslá/stredná soľ + kysl
Neprchavé kyseliny môžu vytesniť prchavé kyseliny zo svojich suchých solí. Najčastejšie sa využíva interakcia koncentrovanej kyseliny sírovej so suchými soľami silných a slabých kyselín, čo má za následok vznik kyseliny a kyslej alebo strednej soli.
H2SO4(konc) + NaCl(s) -> NaHS04 + HCl
H2SO4(konc) + 2NaCl(s) -> Na2S04 + 2HCl
H2SO4(konc) + KNO3(s) → KHS04 + HNO3
H2SO4(konc) + CaCO3(s) → CaSO4 + CO2 + H2O
8. Rozpustná soľ + rozpustná soľ → nerozpustná soľ ↓ + soľ
Reakcie medzi soľami sú výmenné reakcie. Preto sa za normálnych podmienok vyskytujú iba vtedy, ak:
a) obe soli sú rozpustné vo vode a prijímajú sa vo forme roztokov
b) v dôsledku reakcie sa vytvorí zrazenina alebo slabý elektrolyt (ten je veľmi zriedkavý).
AgNO3 + NaCl → AgCl↓ + NaNO3
Ak je jedna z pôvodných solí nerozpustná, k reakcii dôjde až vtedy, keď dôjde k vytvoreniu ešte nerozpustnejšej soli. Kritériom „nerozpustnosti“ je hodnota PR (súčin rozpustnosti), keďže však jeho štúdium presahuje rámec školského kurzu, prípady, keď je jedna zo solí činidla nerozpustná, sa ďalej neuvažujú.
Ak výmennou reakciou vznikne soľ, ktorá sa úplne rozloží v dôsledku hydrolýzy (v tabuľke rozpustnosti sú namiesto takýchto solí čiarky), potom sa reakčné produkty stanú produktmi hydrolýzy tejto soli.
Al2(SO4)3 + K2S ≠ Al2S3↓ + K2SO4
Al2(SO4)3 + K2S + 6H2O → 2Al(OH)3↓ + 3H2S + K2SO4
FeCl3 + 6KCN -> K3 + 3KCI
AgI + 2KCN → K + KI
AgBr + 2Na2S203 -> Na3 + NaBr
Fe2(SO4)3 + 2KI → 2FeSO4 + I2 + K2SO4
NaCl + NaHS04 -> (t) Na2S04 + HCl
Stredné soli niekedy navzájom reagujú za vzniku komplexných solí. Medzi soľami sú možné OVR. Niektoré soli reagujú pri roztavení.
9. Soľ menej aktívneho kovu + aktívnejší kov → menej aktívny kov ↓ + soľ
Čím aktívnejší kov vytlačí z roztoku svojej soli menej aktívny kov (stojí v rade napätia vpravo), v tomto prípade sa vytvorí nová soľ a menej aktívny kov sa uvoľní vo voľnej forme (usadí sa na platni). aktívneho kovu). Výnimkou je, že alkalické kovy a kovy alkalických zemín reagujú s vodou v roztoku.
Soli s oxidačnými vlastnosťami vstupujú do roztoku s kovmi a vstupujú do iných redoxných reakcií.
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
Kovy sa môžu navzájom vytesňovať aj z roztavených solí (reakcia prebieha bez prístupu vzduchu). Treba mať na pamäti, že:
a) pri roztavení sa mnohé soli rozložia
b) napäťový rad kovov určuje relatívnu aktivitu kovov iba vo vodných roztokoch (napríklad Al vo vodných roztokoch je menej aktívny ako kovy alkalických zemín a v taveninách je aktívnejší)
K + AlCl3(tavenina) ->(t) 3KCl + Al
Mg + BeF2 (tavenina) → (t) MgF2 + Be
2Al + 3CaCl2(tavenina) → (t) 2AlCl3 + 3Ca
10. Soľ + nekov
Reakcií solí s nekovmi je málo. Toto sú redoxné reakcie.
5KCl03 + 6P ->(t) 5KCl + 3P205
2KCl03 + 3S ->(t) 2KCl + 2S02
2KCl03 + 3C ->(t) 2KCl + 3C02
Aktívnejšie halogény vytláčajú menej aktívne halogény z roztokov solí halogenovodíkových kyselín. Výnimkou je molekulárny fluór, ktorý v roztokoch nereaguje so soľou, ale s vodou.
2FeCl2 + Cl2 ->(t) 2FeCl3
2NaNO2 + O2 → 2NaNO3
Na2S03 + S ->(t) Na2S203
BaSO4 + 2C →(t) BaS + 2CO2
2KClO3 + Br2 →(t) 2KBrO3 + Cl2 (rovnaká reakcia je charakteristická pre jód)
2KI + Br2 -> 2KBr + I2↓
2KBr + Cl2 -> 2KCl + Br2↓
2NaI + Cl2 -> 2NaCl + I2↓
11. Rozklad solí.
Soľ →(t) produkty tepelného rozkladu
1. Soli kyseliny dusičnej
Produkty tepelného rozkladu dusičnanov závisia od polohy kovového katiónu v sérii kovových napätí.
MeNO3 → (t) (pre mňa vľavo od Mg (okrem Li)) MeNO2 + O2
MeNO3 → (t) (pre Me z Mg na Cu, ako aj Li) MeO + NO2 + O2
MeNO3 → (t) (pre Me napravo od Cu) Me + NO2 + O2
(pri tepelnom rozklade dusičnanu železnatého (II)/chrómu (II) vzniká oxid železitý (III)/chróm (III).
2. Amónne soli
Všetky amónne soli sa pri zahrievaní rozkladajú. Najčastejšie sa uvoľňuje amoniak NH3 a kyselina alebo jej produkty rozkladu.
NH4Cl →(t) NH3 + HCl (=NH4Br, NH4I, (NH4)2S)
(NH4)3P04 ->(t)3NH3 + H3P04
(NH4)2HP04 ->(t)2NH3 + H3P04
NH4H2PO4 ->(t) NH3 + H3PO4
(NH4)2CO3 ->(t) 2NH3 + CO2 + H2O
NH4HC03 ->(t) NH3 + CO2 + H2O
Niekedy sa amónne soli obsahujúce oxidačné anióny pri zahrievaní rozkladajú a uvoľňujú N2, NO alebo N2O.
(NH4)Cr207 ->(t)N2 + Cr203 + 4H20
NH4NO3 ->(t)N20 + 2H20
2NH4NO3 ->(t)N2 + 2NO + 4H20
NH4N02 ->(t)N2 + 2H20
2NH4Mn04 ->(t)N2 + 2Mn02 + 4H20
3. Soli kyseliny uhličitej
Takmer všetky uhličitany sa rozkladajú na oxid kovu a CO2. Uhličitany alkalických kovov iné ako lítium sa pri zahrievaní nerozkladajú. Uhličitany striebra a ortuti sa rozkladajú na voľný kov.
MeC03 ->(t) MeO + C02
2Ag2CO3 →(t) 4Ag + 2CO2 + O2
Všetky hydrouhličitany sa rozkladajú na zodpovedajúci uhličitan.
MeHC03 ->(t) MeC03 + CO2 + H20
4. Soli kyseliny sírovej
Pri zahrievaní sa siričitany disproporcionujú a vytvárajú sulfid a síran. Sulfid (NH4)2S vznikajúci pri rozklade (NH4)2SO3 sa okamžite rozkladá na NH3 a H2S.
MeS03 ->(t) MeS + MeS04
(NH4)2SO3 →(t) 2NH3 + H2S + 3(NH4)2SO4
Hydrosulfity sa rozkladajú na siričitany, SO2 a H2O.
MeHS03 ->(t) MeS03 + S02 + H20
5. Soli kyseliny sírovej
Mnohé sírany sa pri t > 700-800 C rozkladajú na oxid kovu a SO3, ktorý sa pri tejto teplote rozkladá na SO2 a O2. Sírany alkalických kovov sú tepelne odolné. Sírany striebra a ortuti sa rozkladajú na voľný kov. Hydrosírany sa najskôr rozkladajú na disírany a potom na sírany.
2CaSO4 ->(t) 2CaO + 2SO2 + O2
2Fe2(SO4)3 →(t) 2Fe2O3 + 6SO2 + 3O2
2FeSO4 →(t) Fe2O3 + SO3 + SO2
Ag2SO4 ->(t) 2Ag + SO2 + O2
MeHS04 ->(t) MeS207 + H20
MeS207 ->(t) MeS04 + S03
6. Komplexné soli
Hydroxokomplexy amfotérnych kovov sa rozkladajú hlavne na strednú soľ a vodu.
K ->(t) KAl02 + 2H20
Na2 ->(t) ZnO + 2NaOH + H2O
7. Zásadité soli
Mnohé zásadité soli sa pri zahrievaní rozkladajú. Zásadité soli bezkyslíkatých kyselín sa rozkladajú na vodu a oxosoli
Al(OH)2Br ->(t) AlOBr + H20
2AlOHCl2 ->(t)Al2OCl4 + H2O
2MgOHCl ->(t) Mg2OCl2 + H20
Zásadité soli kyselín obsahujúcich kyslík sa rozkladajú na oxid kovu a produkty tepelného rozkladu zodpovedajúcej kyseliny.
2AlOH(NO3)2 →(t) Al2O3 + N02 + 3O2 + H2O
(CuOH)2C03 ->(t)2CuO + H2O + CO2
8. Príklady tepelného rozkladu iných solí
4K2Cr2O7 →(t) 4K2CrO4 + 2Cr2O3 + 3O2
2KMnO4 ->(t) K2MnO4 + MnO2 + O2
KCl04 ->(t) KCl + O2
4KCl03 ->(t) KCl + 3KCl04
2KCl03 ->(t) 2KCl +302
2NaHS ->(t)Na2S + H2S
2CaHP04 ->(t) Ca2P2O7 + H2O
Ca(H2P04)2 ->(t) Ca(P03)2 + 2H20
2AgBr →(hν) 2Ag + Br2 (=AgI)
Väčšina prezentovaného materiálu je prevzatá z príručky N. E. Deryabina. "Chémia. Základné hodiny." anorganické látky IPO „Pri Nikitskej bráne“ Moskva 2011.
Charakteristické chemické vlastnosti jednoduchých látok - kovov
Väčšina chemické prvky 92 zo 114 známych prvkov je klasifikovaných ako kovy. Kovy- sú to chemické prvky, ktorých atómy odovzdávajú elektróny z vonkajšej (a niektoré z vonkajšej) elektrónovej vrstvy a menia sa na kladné ióny. Táto vlastnosť atómov kovov je určená že majú relatívne veľké polomery a malý počet elektrónov(väčšinou 1 až 3 na vonkajšej vrstve). Jedinou výnimkou je 6 kovov: atómy germánia, cínu a olova na vonkajšej vrstve majú 4 elektróny, atómy antimónu a bizmutu - 5, atómy polónia - 6. Pre atómy kovov charakterizované malými hodnotami elektronegativity(od 0,7 do 1,9) a výlučne obnovovacie vlastnosti, teda schopnosť darovať elektróny. V periodickej tabuľke chemických prvkov D.I. Mendelejeva sa kovy nachádzajú pod uhlopriečkou bór - astatín, ako aj nad ňou, v sekundárnych podskupinách. V periódach a hlavných podskupinách sú známe vzorce zmien v kovových, a teda redukčných vlastnostiach atómov prvkov.
Chemické prvky nachádzajúce sa v blízkosti bór-astatínovej diagonály (Be, Al, Ti, Ge, Nb, Sb atď.) majú dvojaké vlastnosti: v niektorých ich zlúčeninách sa správajú ako kovy, v iných prejavujú vlastnosti nekovov. V sekundárnych podskupinách sa redukčné vlastnosti kovov najčastejšie znižujú so zvyšujúcim sa atómovým číslom.
Porovnajte aktivitu kovov I. skupiny Vám známej sekundárnej podskupiny: Cu, Ag, Au; Skupina II sekundárnej podskupiny: Zn, Cd, Hg - a to uvidíte sami. Dá sa to vysvetliť tým, že sila väzby medzi valenčnými elektrónmi a jadrom v atómoch týchto kovov je do značnej miery ovplyvnená veľkosťou jadrového náboja, a nie polomerom atómu. Jadrový náboj sa výrazne zvyšuje a zvyšuje sa príťažlivosť elektrónov k jadru. V tomto prípade, hoci sa atómový polomer zväčšuje, nie je taký významný ako u kovov hlavných podskupín.
Jednoduché látky tvorené chemickými prvkami - kovmi a zložité látky obsahujúce kovy hrajú zásadnú úlohu v minerálnom a organickom „živote“ Zeme. Stačí si pripomenúť, že atómy (ióny) kovových prvkov sú neoddeliteľnou súčasťou zlúčenín, ktoré určujú metabolizmus v tele ľudí a zvierat. Napríklad v ľudskej krvi sa nachádza 76 prvkov a len 14 z nich nie sú kovy.
V ľudskom tele sú niektoré kovové prvky (vápnik, draslík, sodík, horčík) zastúpené vo veľkých množstvách, teda ide o makroprvky. A kovy ako chróm, mangán, železo, kobalt, meď, zinok, molybdén sú prítomné v malom množstve, t.j. ide o stopové prvky. Ak človek váži 70 kg, tak jeho telo obsahuje (v gramoch): vápnik - 1700, draslík - 250, sodík - 70, horčík - 42, železo - 5, zinok - 3. Všetky kovy sú mimoriadne dôležité, vznikajú zdravotné problémy a s ich nedostatkom a s ich nadbytkom.
Sodíkové ióny napríklad regulujú obsah vody v tele a prenos nervových vzruchov. Jeho nedostatok vedie k bolestiam hlavy, slabosti, zlej pamäti, strate chuti do jedla a jeho nadbytok vedie k zvýšenému krvnému tlaku, hypertenzii a srdcovým chorobám.
Jednoduché látky - kovy
Vznik civilizácie (doba bronzová, doba železná) súvisí s rozvojom výroby kovov (jednoduchých látok) a zliatin. Vedecká a technologická revolúcia, ktorá sa začala asi pred 100 rokmi, zasiahla priemysel aj sociálnej sfére, úzko súvisí aj s výrobou kovov. Na báze volfrámu, molybdénu, titánu a ďalších kovov začali vytvárať korózii odolné, supertvrdé, žiaruvzdorné zliatiny, ktorých použitie značne rozšírilo možnosti strojárstva. V jadrovej a kozmickej technológii sa volfrám a zliatiny rénia používajú na výrobu dielov, ktoré fungujú pri teplotách do 3000 °C; V medicíne sa používajú chirurgické nástroje zo zliatin tantalu a platiny a unikátna keramika na báze oxidov titánu a zirkónu.
A samozrejme nesmieme zabúdať, že väčšina zliatin používa dávno známe kovové železo a základ mnohých ľahkých zliatin tvoria pomerne „mladé“ kovy – hliník a horčík. Z kompozitných materiálov sa stali supernovy, reprezentujúce napríklad polymér alebo keramiku, ktoré sú vo vnútri (ako betón so železnými tyčami) spevnené kovovými vláknami z volfrámu, molybdénu, ocele a iných kovov a zliatin – všetko závisí od stanoveného cieľa a vlastnosti materiálu potrebné na jeho dosiahnutie. Na obrázku je znázornená schéma kryštálovej mriežky kovového sodíka. V ňom je každý atóm sodíka obklopený ôsmimi susedmi. Atóm sodíka, ako všetky kovy, má veľa prázdnych valenčných orbitálov a málo valenčných elektrónov. Elektronický vzorec atómu sodíka: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3p 0 3d 0, kde 3s, 3p, 3d - valenčné orbitály.
Jediný valenčný elektrón atómu sodíka 3s 1 môžu zaberať ktorýkoľvek z deviatich voľných orbitálov – 3s (jeden), 3p (tri) a 3d (päť), pretože sa energetickou úrovňou veľmi nelíšia. Keď sa atómy priblížia k sebe, keď sa vytvorí kryštálová mriežka, valenčné orbitály susedných atómov sa prekrývajú, vďaka čomu sa elektróny voľne pohybujú z jedného orbitálu do druhého, čím sa vytvárajú väzby medzi všetkými atómami kovového kryštálu. Takáto chemická väzba sa nazýva kovová.
Kovovú väzbu tvoria prvky, ktorých atómy vo vonkajšej vrstve majú málo valenčných elektrónov v porovnaní s veľkým počtom vonkajších orbitálov, ktoré sú si energeticky blízke. Ich valenčné elektróny sú slabo držané v atóme. Elektróny, ktoré vykonávajú komunikáciu, sú socializované a pohybujú sa v kryštálovej mriežke všeobecne neutrálneho kovu. Látky s kovovou väzbou sú charakterizované kovovými kryštálovými mriežkami, ktoré sú zvyčajne znázornené schematicky, ako je znázornené na obrázku. Katióny a kovové atómy umiestnené v miestach kryštálovej mriežky poskytujú jej stabilitu a pevnosť (socializované elektróny sú zobrazené ako malé čierne guľôčky).
Kovové spojenie- ide o väzbu v kovoch a zliatinách medzi atómami kovov umiestnenými v uzloch kryštálovej mriežky, uskutočňovanú zdieľanými valenčnými elektrónmi. Niektoré kovy kryštalizujú v dvoch alebo viacerých kryštalických formách. Táto vlastnosť látok - existovať v niekoľkých kryštalických modifikáciách - sa nazýva polymorfizmus. Polymorfizmus jednoduchých látok je známy ako alotropia. Napríklad železo má štyri kryštalické modifikácie, z ktorých každá je stabilná v určitom teplotnom rozsahu:
α - stabilný do 768 °C, feromagnetický;
β - stabilný od 768 do 910 ° C, neferomagnetický, t.j. paramagnetický;
γ - stabilný od 910 do 1390 ° C, neferomagnetický, t.j. paramagnetický;
δ - stabilný od 1390 do 1539 °C (£° pl železa), neferomagnetický.
Cín má dve kryštalické modifikácie:
a - stabilný pod 13,2 °C (p = 5,75 g/cm3). Toto je sivý plech. Má kryštálovú mriežku diamantového typu (atómovú);
β - stabilný nad 13,2 °C (p = 6,55 g/cm3). Toto je biely plech.
Biely cín je strieborno-biely, veľmi mäkký kov. Pri ochladení pod 13,2 °C sa drobí na sivý prášok, keďže pri prechode výrazne narastá jeho špecifický objem. Tento jav sa nazýval „cínový mor“.
Samozrejme, musí ich určiť a vysvetliť špeciálny typ chemickej väzby a typ kryštálovej mriežky kovov fyzikálne vlastnosti. Čo sú zač? Sú to kovový lesk, ťažnosť, vysoká elektrická a tepelná vodivosť, nárast elektrického odporu so zvyšujúcou sa teplotou, ako aj také významné vlastnosti, ako je hustota, vysoké teploty topenia a varu, tvrdosť a magnetické vlastnosti. Mechanický účinok na kryštál s kovovou kryštálovou mriežkou spôsobí posunutie vrstiev iónových atómov voči sebe (obr. 17), a keďže sa elektróny pohybujú po kryštáli, nedochádza k prerušeniu väzby, preto sa kovy vyznačujú väčším plasticity. Podobný účinok na pevnú látku s kovalentnými väzbami (atómová kryštálová mriežka) vedie k rozpadu kovalentných väzieb. Rozbitie väzieb v iónovej mriežke vedie k vzájomnému odpudzovaniu podobne nabitých iónov. Preto sú látky s atómovými a iónovými kryštálovými mriežkami krehké. Najťažšie kovy sú Au, Ag, Sn, Pb, Zn. Ľahko sa ťahajú do drôtu, dajú sa kovať, lisovať alebo zvinúť do plátov. Zo zlata možno vyrobiť napríklad zlatú fóliu s hrúbkou 0,003 mm a z 0,5 g tohto kovu vytiahnuť niť dlhú 1 km. Dokonca aj ortuť, ktorá je pri izbovej teplote kvapalná, sa pri nízkych teplotách stáva v pevnom stave tvárnou, ako napríklad olovo. Iba Bi a Mn nemajú plasticitu, sú krehké.
Prečo majú kovy charakteristický lesk a sú aj nepriehľadné?
Elektróny vypĺňajúce medziatómový priestor odrážajú svetelné lúče (skôr než ich prenášajú ako sklo) a väčšina kovov rovnako rozptyľuje všetky lúče viditeľnej časti spektra. Preto majú striebristo bielu resp sivej farby. Stroncium, zlato a meď vo väčšej miere absorbujú krátke vlnové dĺžky (blízko fialovej) a odrážajú dlhé vlnové dĺžky svetelného spektra, a preto majú svetložltú, žltú a „medenú“ farbu. Hoci v praxi nám kov nie vždy pripadá ako „ľahké telo“. Po prvé, jeho povrch môže oxidovať a stratiť lesk. Preto sa natívna meď javí ako zelenkastý kameň. A Po druhé a čistý kov sa nemusí lesknúť. Veľmi tenké pláty striebra a zlata majú úplne nečakaný vzhľad – majú modrozelenú farbu. A jemné kovové prášky sa javia ako tmavosivé, dokonca čierne. Najväčšiu odrazivosť má striebro, hliník a paládium. Používajú sa pri výrobe zrkadiel vrátane reflektorov.
Prečo majú kovy vysokú elektrickú vodivosť a vedú teplo?
Chaoticky sa pohybujúce elektróny v kove pod vplyvom aplikovaného elektrického napätia nadobúdajú smerový pohyb, t.j. vedú elektrický prúd. So zvyšujúcou sa teplotou kovu sa zvyšujú amplitúdy vibrácií atómov a iónov nachádzajúcich sa v uzloch kryštálovej mriežky. To sťažuje pohyb elektrónov a elektrická vodivosť kovu klesá. Naopak, pri nízkych teplotách sa kmitavý pohyb výrazne znižuje a elektrická vodivosť kovov sa prudko zvyšuje. V blízkosti absolútnej nuly nemajú kovy prakticky žiadny odpor, väčšina kovov vykazuje supravodivosť.
Treba poznamenať, že nekovy, ktoré majú elektrickú vodivosť (napríklad grafit), pri nízkych teplotách naopak nevedú elektrický prúd kvôli nedostatku voľných elektrónov. A až so zvyšujúcou sa teplotou a zničením niektorých kovalentných väzieb sa začne zvyšovať ich elektrická vodivosť. Najvyššiu elektrickú vodivosť má striebro, meď, ako aj zlato a hliník, najnižšiu mangán, olovo a ortuť.
Najčastejšie sa tepelná vodivosť kovov mení s rovnakým vzorom ako elektrická vodivosť. Je to spôsobené vysokou pohyblivosťou voľných elektrónov, ktoré si pri zrážke s vibrujúcimi iónmi a atómami vymieňajú s nimi energiu. Teplota sa vyrovná v celom kuse kovu.
Mechanická pevnosť, hustota, teplota topenia kovov sú veľmi odlišné. Okrem toho so zvýšením počtu elektrónov spájajúcich iónové atómy a znížením medziatómovej vzdialenosti v kryštáloch sa ukazovatele týchto vlastností zvyšujú.
takže, alkalických kovov(Li, K, Na, Rb, Cs), ktorých atómy majú jeden valenčný elektrón, mäkký (rezaný nožom), s nízkou hustotou (lítium je najľahší kov s p = 0,53 g/cm 3) a taví sa pri nízkych teplotách (napr. bod topenia cézia je 29 °C). Jediným kovom, ktorý je za normálnych podmienok tekutý, je ortuť, ktorá má teplotu topenia -38,9 °C. Vápnik, ktorý má dva elektróny na vonkajšej energetickej úrovni svojich atómov, je oveľa tvrdší a topí sa pri vyššej teplote (842 °C). Ešte odolnejšia je kryštálová mriežka tvorená iónmi skandia, ktoré majú tri valenčné elektróny. Ale najsilnejšie kryštálové mriežky, vysoké hustoty a teploty topenia sú pozorované v kovoch sekundárnych podskupín V, VI, VII, VIII. Vysvetľuje to skutočnosť, že kovy vedľajších podskupín, ktoré majú na d-podúrovni nepárové valenčné elektróny, sa vyznačujú tvorbou veľmi silných kovalentných väzieb medzi atómami, okrem kovových, uskutočňovaných elektrónmi vonkajších vrstva z s-orbitálov.
Najťažší kov- je to osmium (Os) s p = 22,5 g/cm 3 (zložka supertvrdých zliatin odolných voči opotrebovaniu), najžiaruvzdornejším kovom je volfrám W s t = 3420 °C (používa sa na výrobu žiaroviek vlákna), najtvrdším kovom je - Toto je Cr chróm (sklo poškriabaniu). Sú súčasťou materiálov, z ktorých sa vyrábajú kovoobrábacie nástroje, brzdové doštičky ťažkých strojov a pod.. Kovy interagujú s magnetickým poľom rôznymi spôsobmi. Kovy ako železo, kobalt, nikel a gadolínium vynikajú svojou schopnosťou vysoko magnetizovať. Nazývajú sa feromagnety. Väčšina kovov (alkalické kovy a kovy alkalických zemín a významná časť prechodných kovov) je slabo magnetizovaná a mimo magnetického poľa si tento stav neuchovávajú – sú paramagnetické. Kovy vytlačené magnetické pole, - diamagnetické materiály (meď, striebro, zlato, bizmut).
Revíziou elektronická štruktúra kovy sme rozdelili kovy na kovy hlavných podskupín (s- a p-prvky) a kovy sekundárnych podskupín (prechodové d- a f-prvky).
V technológii je obvyklé klasifikovať kovy podľa rôznych fyzikálnych vlastností:
1. Hustota - svetlo (str< 5 г/см 3) и тяжелые (все остальные).
2. Teplota topenia - nízkotaviteľné a žiaruvzdorné.
Existujú klasifikácie kovov na základe ich chemických vlastností. Kovy s nízkou chemickou aktivitou sú tzv ušľachtilý(striebro, zlato, platina a jej analógy - osmium, irídium, ruténium, paládium, ródium). Na základe podobnosti chemických vlastností rozlišujú alkalický(kovy hlavnej podskupiny skupiny I), alkalickej zeminy(vápnik, stroncium, bárium, rádium), ako aj kovy vzácnych zemín(skandium, ytrium, lantán a lantanidy, aktinium a aktinidy).
Všeobecné chemické vlastnosti kovov
Atómy kovov sú relatívne ľahké darovať valenčné elektróny a menia sa na kladne nabité ióny, to znamená, že sú oxidované. Toto je hlavná spoločná vlastnosť atómov aj jednoduchých látok – kovov. Kovy v chemické reakcie vždy reštaurátori. Prirodzene sa mení redukčná schopnosť atómov jednoduchých látok - kovov tvorených chemickými prvkami jedného obdobia alebo jednej hlavnej podskupiny periodickej sústavy D. I. Mendelejeva.
Redukčná aktivita kovu pri chemických reakciách, ktoré sa vyskytujú vo vodných roztokoch, sa odráža v jeho polohe v elektrochemickom napäťovom rade kovov.
Na základe tejto série napätí možno vyvodiť nasledujúce dôležité závery o chemickej aktivite kovov v reakciách prebiehajúcich vo vodných roztokoch za štandardných podmienok (t = 25 °C, p = 1 atm).
· Čím viac naľavo je kov v tomto rade, tým silnejšie je redukčné činidlo.
· Každý kov je schopný vytesniť (redukovať) zo solí v roztoku tie kovy, ktoré sa nachádzajú za ním v sérii napätí (vpravo).
· Kovy nachádzajúce sa v sérii napätia naľavo od vodíka sú schopné vytesniť ho z kyselín v roztoku
· Kovy, ktoré sú najsilnejšími redukčnými činidlami (alkálie a alkalické zeminy), reagujú primárne s vodou v akomkoľvek vodnom roztoku.
Redukčná aktivita kovu, určená z elektrochemického radu, nie vždy zodpovedá jeho pozícii v periodickej tabuľke. Vysvetľuje to skutočnosť, že pri určovaní polohy kovu v sérii napätí sa berie do úvahy nielen energia abstrakcie elektrónov z jednotlivých atómov, ale aj energia vynaložená na deštrukciu kryštálovej mriežky. ako energia uvoľnená pri hydratácii iónov. Napríklad lítium je aktívnejšie vo vodných roztokoch ako sodík (hoci Na je aktívnejší kov podľa polohy v periodickom systéme). Faktom je, že hydratačná energia Li + iónov je oveľa väčšia ako hydratačná energia Na +, takže prvý proces je energeticky priaznivejší. Po zvážení všeobecné ustanovenia charakterizujúcich redukčné vlastnosti kovov, prejdime ku konkrétnym chemickým reakciám.
Interakcia kovov s nekovmi
· Väčšina kovov tvorí s kyslíkom oxidy- základné a amfotérne. Kyslé oxidy prechodných kovov, ako je oxid chrómu (VI) CrOg alebo oxid mangánu (VII) Mn207, nevznikajú priamou oxidáciou kovu kyslíkom. Získavajú sa nepriamo.
Alkalické kovy Na, K aktívne reagujú s kyslíkom vo vzduchu tvoriace peroxidy:
Oxid sodný sa získava nepriamo kalcináciou peroxidov so zodpovedajúcimi kovmi:
Lítium a kovy alkalických zemín reagujú so vzdušným kyslíkom a vytvárajú zásadité oxidy:
Ostatné kovy, okrem zlata a platinových kovov, ktoré nie sú vôbec oxidované vzdušným kyslíkom, s ním interagujú menej aktívne alebo pri zahrievaní:
· S halogénmi tvoria kovy soli halogenovodíkových kyselín, Napríklad:
· Najaktívnejšie kovy tvoria s vodíkom hydridy- látky podobné iónovým soliam, v ktorých má vodík oxidačný stav -1, napríklad:
Mnohé prechodné kovy tvoria s vodíkom hydridy špeciálneho typu – vodík sa akoby rozpúšťal alebo zavádzal do kryštálovej mriežky kovov medzi atómy a ióny, pričom kov si zachováva svoj vzhľad, no zväčšuje svoj objem. Absorbovaný vodík je v kove, zjavne v atómovej forme.
Existujú tiež intermediárne hydridy kovov.
· Sivé kovy tvoria soli - sulfidy, Napríklad:
· Kovy reagujú s dusíkom o niečo ťažšie, pretože chemická väzba v molekule dusíka N2 je veľmi silná; V tomto prípade sa tvoria nitridy. Pri bežných teplotách reaguje s dusíkom iba lítium:
Interakcia kovov s komplexnými látkami
· S vodou. Za normálnych podmienok alkalické kovy a kovy alkalických zemín vytláčajú vodík z vody a tvoria rozpustné zásady - zásady, napr.
Ostatné kovy, ktoré sú v sérii napätia pred vodíkom, môžu tiež za určitých podmienok vytesniť vodík z vody. Ale hliník prudko reaguje s vodou iba vtedy, ak je z jeho povrchu odstránený oxidový film:
Horčík reaguje s vodou iba pri varení a tiež sa uvoľňuje vodík:
Ak sa do vody pridá horiaci horčík, spaľovanie pokračuje, pretože prebieha reakcia:
Železo reaguje s vodou iba vtedy, keď je horúca:
· S kyselinami v roztoku (HCl, H 2 SO 4 ), CH 3 COOH a iné, okrem HNO 3 ) interagujú kovy, ktoré sú v napäťovej sérii až po vodík. To produkuje soľ a vodík.
Ale olovo (a niektoré ďalšie kovy) je napriek svojej polohe v sérii napätia (naľavo od vodíka) takmer nerozpustné v zriedenej kyseline sírovej, pretože výsledný síran olovnatý PbSO 4 je nerozpustný a vytvára na povrchu kovu ochranný film. .
· So soľami menej aktívnych kovov v roztoku. V dôsledku tejto reakcie sa vytvorí soľ aktívnejšieho kovu a menej aktívny kov sa uvoľní vo voľnej forme.
Je potrebné mať na pamäti, že k reakcii dochádza v prípadoch, keď je výsledná soľ rozpustná. Vytesňovanie kovov z ich zlúčenín inými kovmi prvýkrát podrobne študoval N. N. Beketov, veľký ruský vedec v oblasti fyzikálnej chémie. Usporiadal kovy podľa ich chemickej aktivity do „radu posunov“, ktorý sa stal prototypom radu kovových napätí.
· S organickými látkami. Interakcia s organickými kyselinami je podobná reakciám s minerálnymi kyselinami. Alkoholy môžu pri interakcii s alkalickými kovmi vykazovať slabo kyslé vlastnosti:
Fenol reaguje podobne:
Kovy sa zúčastňujú reakcií s halogénalkánmi, ktoré sa používajú na získanie nižších cykloalkánov a na syntézy, pri ktorých sa uhlíkový skelet molekuly stáva zložitejším (A.Wurtzova reakcia):
· Kovy, ktorých hydroxidy sú amfotérne, reagujú s alkáliami v roztoku. Napríklad:
· Kovy môžu medzi sebou vytvárať chemické zlúčeniny, ktoré sa súhrnne nazývajú intermetalické zlúčeniny. Najčastejšie nevykazujú oxidačné stavy atómov, ktoré sú charakteristické pre zlúčeniny kovov s nekovmi. Napríklad:
Cu 3 Au, LaNi 5, Na 2 Sb, Ca 3 Sb 2 atď.
Intermetalické zlúčeniny zvyčajne nemajú konštantné zloženie, chemická väzba sú väčšinou kovové. Tvorba týchto zlúčenín je typickejšia pre kovy sekundárnych podskupín.
Kovy hlavných podskupín skupín I-III periodickej tabuľky chemických prvkov od D. I. Mendelejeva
všeobecné charakteristiky
Ide o kovy hlavnej podskupiny skupiny I. Ich atómy na vonkajšej energetickej úrovni majú každý jeden elektrón. Alkalické kovy - silné redukčné činidlá. Ich redukčná sila a chemická aktivita sa zvyšujú so zvyšujúcim sa atómovým číslom prvku (t. j. zhora nadol v periodickej tabuľke). Všetky majú elektronickú vodivosť. Pevnosť väzby medzi atómami alkalického kovu klesá so zvyšujúcim sa atómovým číslom prvku. Znižujú sa aj ich teploty topenia a varu. Alkalické kovy reagujú s mnohými jednoduchými látkami - oxidačné činidlá. Pri reakciách s vodou tvoria vo vode rozpustné zásady (alkálie). Prvky alkalických zemín sa nazývajú prvky hlavnej podskupiny skupiny II. Atómy týchto prvkov obsahujú na vonkajšej energetickej úrovni každý dva elektróny. Oni sú najsilnejšie redukčné činidlá, majú oxidačný stav +2. V tejto hlavnej podskupine sa pozorujú všeobecné vzorce zmien fyzikálnych a chemických vlastností, spojené s nárastom veľkosti atómov v skupine zhora nadol a chemická väzba medzi atómami sa tiež oslabuje. S rastúcou veľkosťou iónu kyslé vlastnosti oxidov a hydroxidov slabnú a zásadité sa zvyšujú.
Hlavnú podskupinu skupiny III tvoria prvky bór, hliník, gálium, indium a tálium. Všetky prvky sú p-prvky. Na vonkajšej energetickej úrovni majú tri 2 p 1 ) elektrón, čo vysvetľuje podobnosť vlastností. Oxidačný stav +3. V rámci skupiny so zvyšujúcim sa jadrovým nábojom sa zvyšujú kovové vlastnosti. Bór je nekovový prvok, zatiaľ čo hliník má už kovové vlastnosti. Všetky prvky tvoria oxidy a hydroxidy.
Väčšina kovov sa nachádza v podskupinách periodickej tabuľky. Na rozdiel od prvkov hlavných podskupín, kde sa vonkajšia úroveň atómových orbitálov postupne zapĺňa elektrónmi, d-orbitály predposlednej energetickej úrovne a s-orbitály poslednej sú vyplnené prvkami sekundárnych podskupín. Počet elektrónov zodpovedá číslu skupiny. Prvky s rovnakým počtom valenčných elektrónov sú zoskupené pod rovnakým číslom. Všetky prvky podskupín sú kovy.
Jednoduché látky tvorené kovmi podskupiny majú silné kryštálové mriežky, ktoré sú odolné voči teplu. Tieto kovy sú spomedzi ostatných kovov najpevnejšie a najviac žiaruvzdorné. V d-prvkoch je zreteľne viditeľný prechod so zvýšením ich valencie od zásaditých vlastností cez amfotérne ku kyslým.
Alkalické kovy (Na, K)
Na vonkajšej energetickej úrovni obsahujú atómy alkalických kovov prvkov každý jeden elektrón, ktorý sa nachádza vo veľkej vzdialenosti od jadra. Ľahko sa vzdajú tohto elektrónu, takže sú silnými redukčnými činidlami. Vo všetkých zlúčeninách vykazujú alkalické kovy oxidačný stav +1. Ich redukčné vlastnosti sa zvyšujú s rastúcim atómovým polomerom z Li na Cs. Všetky sú to typické kovy, majú striebristo-bielu farbu, sú mäkké (dajú sa rezať nožom), ľahké a taviteľné. Aktívne komunikujte so všetkými nekovy:
Všetky alkalické kovy pri reakcii s kyslíkom (s výnimkou Li) tvoria peroxidy. Alkalické kovy sa nenachádzajú vo voľnej forme kvôli ich vysokej chemickej reaktivite.
Oxidy- pevné látky so základnými vlastnosťami. Získavajú sa kalcináciou peroxidov so zodpovedajúcimi kovmi:
Hydroxidy NaOH, KOH- tuhé biele látky, hygroskopické, rozpustné vo vode za uvoľňovania tepla, zaraďujú sa medzi zásady:
Soli alkalických kovov sú takmer všetky rozpustné vo vode. Najdôležitejšie z nich: Na 2 CO 3 - uhličitan sodný; Na 2 CO 3 10H 2 O - kryštalická sóda; NaHCO 3 - hydrogénuhličitan sodný, sóda bikarbóna; K 2 CO 3 - uhličitan draselný, potaš; Na2S04 10H20 - Glauberova soľ; NaCl - chlorid sodný, kuchynská soľ.
Prvky skupiny I v tabuľkách
Kovy alkalických zemín (Ca, Mg)
Zástupcom je vápnik (Ca). kovy alkalických zemín, čo sú názvy prvkov hlavnej podskupiny skupiny II, ale nie všetkých, ale iba počnúc vápnikom a nižšie v skupine. Sú to chemické prvky, ktoré pri interakcii s vodou vytvárajú alkálie. Vápnik na vonkajšej energetickej úrovni obsahuje dva elektróny, oxidačný stav +2.
Fyzikálne a chemické vlastnosti vápnika a jeho zlúčenín sú uvedené v tabuľke.
horčík (Mg) má rovnakú atómovú štruktúru ako vápnik, jeho oxidačný stav je tiež +2. Je to mäkký kov, ale jeho povrch je na vzduchu pokrytý ochranným filmom, ktorý mierne znižuje chemickú reaktivitu. Jeho horenie je sprevádzané oslepujúcim zábleskom. MgO a Mg(OH)2 majú zásadité vlastnosti. Hoci je Mg(OH) 2 mierne rozpustný, sfarbuje roztok fenolftaleínu do karmínovej farby.
Mg + 02 = Mg02
MO oxidy sú tvrdé, biele, žiaruvzdorné látky. V strojárstve sa CaO nazýva nehasené vápno a MgO sa nazýva pálená magnézia; tieto oxidy sa používajú pri výrobe stavebných materiálov. Reakcia oxidu vápenatého s vodou je sprevádzaná uvoľňovaním tepla a nazýva sa hasenie vápna a výsledný Ca(OH) 2 sa nazýva hasené vápno. Priehľadný roztok hydroxidu vápenatého sa nazýva vápenná voda a biela suspenzia Ca(OH) 2 vo vode sa nazýva vápenné mlieko.
Horčíkové a vápenaté soli sa získavajú reakciou s kyselinami.
CaCO 3 - uhličitan vápenatý, krieda, mramor, vápenec. Používa sa v stavebníctve. MgCO 3 - uhličitan horečnatý - sa používa v metalurgii na odstraňovanie trosky.
CaS04 2H20 - sadra. MgSO 4 – síran horečnatý – nazývaný horká, alebo anglicky soľ, nachádza sa v morská voda. BaSO 4 - síran bárnatý - pre svoju nerozpustnosť a schopnosť blokovať röntgenové žiarenie sa používa v diagnostike („barytová kaša“) gastrointestinálneho traktu.
Vápnik tvorí 1,5 % hmotnosti ľudského tela, 98 % vápnika sa nachádza v kostiach. Horčík je bioprvok, v ľudskom tele je ho asi 40 g, podieľa sa na tvorbe molekúl bielkovín.
Kovy alkalických zemín v tabuľkách
hliník
hliník (Al)- prvok hlavnej podskupiny skupiny III periodického systému D.I.Mendelejeva. Atóm hliníka obsahuje na vonkajšej energetickej úrovni tri elektróny, ktorú ľahko rozdá, keď chemické interakcie. Predchodca podskupiny a horný sused hliníka - bór - má menší atómový polomer (pre bór je to 0,080 nm, pre hliník - 0,143 nm). Atóm hliníka má navyše jednu medziľahlú osemelektrónovú vrstvu (2e; 8e; 3e), ktorá bráni vonkajším elektrónom dostať sa do jadra. Preto sú redukčné vlastnosti atómov hliníka dosť výrazné.
Takmer vo všetkých svojich zlúčeninách má hliník oxidačný stav +3.
Hliník je jednoduchá látka
Strieborno-biely ľahký kov. Topí sa pri 660 °C. Je veľmi plastický, ľahko sa ťahá do drôtu a zroluje do fólie s hrúbkou až 0,01 mm. Má veľmi vysokú elektrickú a tepelnú vodivosť. S inými kovmi tvoria ľahké a pevné zliatiny. Hliník je veľmi aktívny kov. Ak sa hliníkový prášok alebo tenká hliníková fólia silne zahrejú, môžu zapáliť a horieť oslepujúcim plameňom:
Túto reakciu možno pozorovať pri horení prskaviek a ohňostrojov. Hliník, ako všetky kovy, Ľahko reaguje s nekovmi najmä vo forme prášku. Aby reakcia mohla začať, je potrebné počiatočné zahrievanie, s výnimkou reakcií s halogénmi - chlórom a brómom, ale potom všetky reakcie hliníka s nekovmi prebiehajú veľmi prudko a sú sprevádzané uvoľňovaním veľkého množstva tepla. :
hliník dobre sa rozpúšťa v zriedenej kyseline sírovej a chlorovodíkovej:
A tu koncentrované kyseliny sírové a dusičné pasivujú hliník, tvoriace sa na kovovom povrchu hustý odolný oxidový filmčo bráni ďalšiemu postupu reakcie. Preto sa tieto kyseliny prepravujú v hliníkových nádržiach.
Oxid hlinitý a hydroxid hlinitý majú amfotérne vlastnosti, preto sa hliník rozpúšťa vo vodných roztokoch alkálií, pričom vytvára soli - hlinitany:
Hliník je široko používaný v metalurgii na výrobu kovov - chróm, mangán, vanád, titán, zirkónium z ich oxidov. Táto metóda sa nazýva aluminotermia. V praxi sa často používa termit - zmes Fe 3 O 4 s hliníkovým práškom. Ak sa táto zmes zapáli, napríklad pomocou horčíkovej pásky, dôjde k prudkej reakcii, pri ktorej sa uvoľní veľké množstvo tepla:
Uvoľnené teplo je úplne dostatočné na úplné roztavenie výsledného železa, takže tento proces sa používa na zváranie výrobkov z ocele.
Hliník je možné získať elektrolýzou - rozkladom taveniny jeho oxidu Al 2 O 3 na jeho zložky pomocou elektrického prúdu. Ale teplota topenia oxidu hlinitého je asi 2050 °C, takže elektrolýza vyžaduje veľké množstvo energie.
Hliníkové spoje
Aluminosilikáty. Tieto zlúčeniny možno považovať za soli tvorené oxidom hliníka, kremíka, alkalických kovov a kovov alkalických zemín. Tvoria prevažnú časť zemskej kôry. Najmä hlinitokremičitany sú súčasťou živcov, najbežnejších minerálov a ílov.
Bauxit- hornina, z ktorej sa získava hliník. Obsahuje oxid hlinitý Al 2 O 3.
korund- minerál zloženia Al 2 O 3, má veľmi vysokú tvrdosť, jeho jemnozrnná odroda obsahujúca nečistoty - šmirgľ, sa používa ako brúsny (brúsny) materiál. Ďalšia prírodná zlúčenina, oxid hlinitý, má rovnaký vzorec.
Známe sú priehľadné, nečistotami zafarbené kryštály korundu: červené - rubíny a modré - zafíry, ktoré sa používajú ako drahé kamene. V súčasnosti sa získavajú umelo a používajú sa nielen na šperky, ale aj na technické účely, napríklad na výrobu dielov do hodiniek a iných presných prístrojov. Rubínové kryštály sa používajú v laseroch.
Oxid hlinitý Al 2 O 3 - biela látka s veľmi vysokou teplotou topenia. Môže sa získať rozkladom hydroxidu hlinitého zahrievaním:
Hydroxid hlinitý Al(OH) 3 zrazeniny vo forme želatínovej zrazeniny pôsobením zásad na roztoky solí hliníka:
Ako amfotérny hydroxidľahko sa rozpúšťa v kyselinách a zásadách:
hlinitany sa nazývajú soli nestabilných hliníkových kyselín - ortohliník H 2 AlO 3, meta-hliník HAlO 2 (možno ho považovať za kyselinu ortohlinitú, z molekuly ktorej bola odstránená molekula vody). Prírodné hlinitany zahŕňajú ušľachtilý spinel a vzácny chryzoberyl. Hliníkové soli, okrem fosforečnanov, sú vysoko rozpustné vo vode. Niektoré soli (sulfidy, siričitany) sa rozkladajú vodou. Chlorid hlinitý AlCl 3 sa používa ako katalyzátor pri výrobe mnohých organických látok.
Prvky skupiny III v tabuľkách
Charakteristika prechodných prvkov - meď, zinok, chróm, železo
meď (Cu)- prvok sekundárnej podskupiny prvej skupiny. Elektronický vzorec: (…3d 10 4s 1). Jeho desiaty d-elektrón je mobilný, pretože sa presunul z podúrovne 4S. Meď v zlúčeninách vykazuje oxidačné stavy +1 (Cu 2 O) a +2 (CuO). Meď je svetloružový kov, kujný, viskózny a vynikajúci vodič elektriny. Teplota topenia 1083 °C.
Rovnako ako ostatné kovy podskupiny I skupiny I periodického systému, meď stojí napravo od vodíka v rade aktivít a nevytláča ho z kyselín, ale reaguje s oxidačnými kyselinami:
Pod vplyvom zásad na roztoky solí medi sa vyzráža zrazenina slabej bázy modrej farby.- hydroxid meďnatý (II), ktorý sa pri zahriatí rozkladá na zásaditý čierny oxid CuO a vodu:
Chemické vlastnosti medi v tabuľkách
zinok (Zn)- prvok sekundárnej podskupiny skupiny II. Jeho elektronický vzorec je nasledujúci: (…3d 10 4s 2). Keďže predposledná d-podúroveň v atómoch zinku je úplne úplná, zinok v zlúčeninách vykazuje oxidačný stav +2.
Zinok je strieborno-biely kov, ktorý sa na vzduchu prakticky nemení. Je odolný voči korózii vďaka prítomnosti oxidového filmu na jeho povrchu. Zinok je jedným z najaktívnejších kovov pri zvýšených teplotách reaguje s jednoduchými látkami:
Zinok, podobne ako iné kovy, vytláča menej aktívne kovy z ich solí:
Zn + 2AgN03 = 2Ag + Zn(NO3)2
Hydroxid zinočnatý je amfotérny t.j. vykazuje vlastnosti kyselín aj zásad. Keď sa roztok alkálie postupne pridáva do roztoku zinočnatej soli, pôvodne vytvorená zrazenina sa rozpustí (to isté sa stane s hliníkom):
Chemické vlastnosti zinku v tabuľkách
Napríklad chróm (Cr) dá sa to ukázať vlastnosti prechodných prvkov sa v priebehu periódy výrazne nemenia: kvantitatívna zmena nastáva v dôsledku zmeny počtu elektrónov vo valenčných orbitáloch. Maximálny oxidačný stav chrómu je +6. Kov v sérii aktivít je naľavo od vodíka a vytláča ho z kyselín:
Keď sa k takémuto roztoku pridá alkalický roztok, vytvorí sa zrazenina Me(OH). 2 , ktorý sa rýchlo oxiduje vzdušným kyslíkom:
Zodpovedá amfotérnemu oxidu Cr2O3. Oxid chrómu a hydroxid chrómu (v najvyššom oxidačnom stupni) vykazujú vlastnosti kyslých oxidov a kyselín. Soli kyseliny chrómovej (H 2 CrO 4 ) sa v kyslom prostredí premieňajú na dichrómany- soli kyseliny dichrómovej (H 2 Cr 2 O 7). Zlúčeniny chrómu majú vysokú oxidačnú schopnosť.
Chemické vlastnosti chrómu v tabuľkách
Železo Fe- prvok sekundárnej podskupiny skupiny VIII a 4. periódy periodickej tabuľky D. I. Mendelejeva. Atómy železa sú štruktúrované trochu inak ako atómy prvkov hlavných podskupín. Ako sa na prvok 4. periódy patrí, atómy železa majú štyri energetické úrovne, no nie je naplnená posledná, ale predposledná úroveň, tretia od jadra. Na poslednej úrovni obsahujú atómy železa dva elektróny. Na predposlednej úrovni, ktorá pojme 18 elektrónov, má atóm železa 14 elektrónov. V dôsledku toho je distribúcia elektrónov naprieč úrovňami v atómoch železa nasledovná: 2e; 8e; 14e; 2e. Ako všetky kovy, Atómy železa majú redukčné vlastnosti, pričom sa pri chemických interakciách rozdajú nielen dva elektróny z poslednej úrovne a získa sa oxidačný stav +2, ale aj elektrón z predposlednej úrovne, pričom sa oxidačný stav atómu zvýši na +3.
Železo je jednoduchá látka
Ide o strieborno-biely lesklý kov s teplotou topenia 1539 °C. Je veľmi plastický, preto sa ľahko spracováva, kuje, roluje, pečiatkuje. Železo má schopnosť magnetizovať a demagnetizovať. Tepelnými a mechanickými metódami mu možno dodať väčšiu pevnosť a tvrdosť. Existuje technicky čisté a chemicky čisté železo. Technicky čisté železo je v podstate nízkouhlíková oceľ, obsahuje 0,02 – 0,04 % uhlíka a ešte menej kyslíka, síry, dusíka a fosforu. Chemicky čisté železo obsahuje menej ako 0,01 % nečistôt. Napríklad sponky a gombíky sú vyrobené z technicky čistého železa. Takéto železo ľahko koroduje, zatiaľ čo chemicky čisté železo takmer nepodlieha korózii. V súčasnosti je železo základom modernej techniky a poľnohospodárskeho inžinierstva, dopravy a komunikácií, kozmických lodí a vôbec celej modernej civilizácie. Väčšina výrobkov, od ihly na šitie až po kozmickú loď, sa nedá vyrobiť bez použitia železa.
Chemické vlastnosti železa
Železo môže vykazovať oxidačné stavy +2 a +3železo teda dáva dve série zlúčenín. Počet elektrónov, ktoré atóm železa odovzdá počas chemických reakcií, závisí od oxidačnej schopnosti látok, ktoré s ním reagujú.
Napríklad s halogénmi železo tvorí halogenidy, v ktorých má oxidačný stav +3:
a so sírou - sulfid železa (II):
Horúce železo horí v kyslíku s tvorbou železného kameňa:
Pri vysokých teplotách (700-900 °C) žehliť reaguje s vodnou parou:
V súlade s pozíciou železa v elektrochemickom rade napätia môže vytesňovať kovy napravo od neho z vodných roztokov ich solí, napríklad:
Železo sa rozpúšťa v zriedenej kyseline chlorovodíkovej a sírovej t.j. je oxidovaný iónmi vodíka:
Železo sa rozpúšťa aj v zriedenej kyseline dusičnej. vzniká dusičnan železitý, voda a produkty redukcie kyseliny dusičnej - N 2, NO alebo NH 3 (NH 4 NO 3) v závislosti od koncentrácie kyseliny.
Zlúčeniny železa
V prírode tvorí železo množstvo minerálov. Ide o magnetickú železnú rudu (magnetit) Fe 3 O 4, červenú železnú rudu (hematit) Fe 2 O 3, hnedú železnú rudu (limonit) 2Fe 2 O 3 3H 2 O. Ďalšou prírodnou zlúčeninou železa je železo alebo síra, pyrit ( pyrit) FeS 2, neslúži ako železná ruda na výrobu kovov, ale používa sa na výrobu kyseliny sírovej.
Železo je charakterizované dvoma sériami zlúčenín: železo(II) a zlúčeniny železa(III). Oxid železitý FeO a jeho zodpovedajúci hydroxid železnatý Fe(OH) 2 sa získavajú nepriamo, najmä prostredníctvom nasledujúceho reťazca transformácií:
Obe zlúčeniny majú odlišné základné vlastnosti.
Železité katióny Fe 2 + ľahko oxiduje vzdušným kyslíkom na katióny železa (III). 3 + . Preto sa biela zrazenina hydroxidu železitého (II) zmení na zelenú a potom hnedú, čím sa zmení na hydroxid železitý:
Oxid železitý Fe 2 O 3 a zodpovedajúci hydroxid železitý Fe(OH)3 sa tiež získa nepriamo, napríklad pozdĺž reťazca:
Zo solí železa majú najväčší technický význam sírany a chloridy.
Kryštálový hydrát síranu železnatého FeSO 4 7H 2 O, známy ako síran železitý, sa používa na ničenie škodcov rastlín, na prípravu minerálnych farieb a na iné účely. Chlorid železitý FeCl 3 sa používa ako moridlo pri farbení látok. Síran železitý Fe 2 (SO 4) 3 9H 2 O sa používa na čistenie vody a iné účely.
Fyzikálne a chemické vlastnosti železa a jeho zlúčenín sú zhrnuté v tabuľke:
Chemické vlastnosti železa v tabuľkách
Kvalitatívne reakcie na ióny Fe 2+ a Fe 3+
Na rozpoznávanie zlúčenín železa (II) a (III). uskutočňujú kvalitatívne reakcie na ióny Fe 2+ a Fe 3+ . Kvalitatívna reakcia na ióny Fe2+ je reakcia solí železa (II) so zlúčeninou K3, nazývanou červená krvná soľ. Ide o špeciálnu skupinu solí nazývanú komplexné soli, s ktorou sa zoznámite neskôr. Medzitým musíte pochopiť, ako sa tieto soli disociujú:
Činidlom pre ióny Fe 3+ je ďalšia komplexná zlúčenina - žltá krvná soľ - K 4, ktorá v roztoku disociuje podobným spôsobom:
Ak sa roztoky obsahujúce ióny Fe 2+ a Fe 3+ pridajú do roztokov červenej krvnej soli (reagent pre Fe 2+) a žltej krvnej soli (reagent pre Fe 3+), potom sa v oboch prípadoch vyzráža rovnaká modrá zrazenina. :
Na detekciu Fe 3+ iónov sa využíva aj interakcia železitých solí s tiokyanátom draselným KNCS alebo tiokyanátom amónnym NH 4 NCS. V tomto prípade sa vytvorí jasne sfarbený ión FeNCNS 2+, v dôsledku čoho celý roztok získa intenzívnu červenú farbu:
Tabuľka rozpustnosti
Boh dal človeku železo, ale diabol mu dal hrdzu.
Príslovie
Zmeny vlastností v priebehu desaťročí. Keďže d-elementy sú charakterizované pozitívne st.ok., potom vo forme jednoduchých látok vykazujú redukčné vlastnosti, ktoré sa vo vodných roztokoch vyznačujú hodnotou redox potenciálu E. 0 V desaťročiach zľava doprava jej hodnota korelujúca s hodnotou I 1, rastie, ale pri prechode na mangán a podskupinu zinku napriek prudkému nárastu I 1 klesá v dôsledku poklesu hodnoty I 2 a poklesu energie kryštálovej mriežky pri prechode k týmto kovom (z tých, ktoré sa nachádzajú vľavo od nich v periodickej tabuľke).
V kompaktnom stave pri ot. dokonca aj M prvej dekády, ktoré majú záporné hodnoty E (0 od Sc do Mn E 0< −0,90 B), с водой не реагируют вследствие образованияpasivácia oxidové filmy na ich povrchu. Pri teplotách červeného tepla však menej aktívne kovy (železo, nikel, analógy vanádu a titánu) vytláčajú vodík z vody. Reaktivita M sa tiež prudko zvyšuje, keď sa premenia na dobre stav, napríklad práškový mangán a chróm interagujú s vodou pri r.b. (s tvorbou MnO 2 a Cr 2 O 3).
Všetky kovy prvej dekády, pre ktoré E 0 vytláča vodík zo zriedených roztokov kyselín< 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).
Je vysvetlená anomálna pasivita vanádu (E 0 = −1,20 V) v zriedených kyselinách špeciálna hustota jeho oxidový film. Rozpúšťa sa iba v HF alebo koncentrovanej HNO3, s ktorými tento kov reaguje:
V + HNO3 = HVO3 + NO.
Iné aktívny M v závislosti od rozpustnosť ich oxidový film v koncentrovanej kyseline dusičnej s ním buď reaguje a redukuje dusík na (-3) (ide o zinok, mangán a podskupinu skandia), alebo je ním pasivovaný v dôsledku zhrubnutia oxidového filmu, ako je Cr 124.
Pasiváciu je možné vykonať aj umelo. Ošetrenie chrómu (ktorý je v rozsahu napätia medzi zinkom a železom) koncentrovanou kyselinou dusičnou teda zvyšuje jeho potenciál z –0,56 V na +1,2 V, t.j. robí Cr takmer rovnako ušľachtilým ako Pt. (Chróm v nehrdzavejúcej oceli a iných zliatinách 125 sa obzvlášť ľahko deaktivuje.) Koncentrovaná H 2 SO 4 a HNO 3 tiež pasivujú železo.
Kobalt a nikel sú v chemickej aktivite podobné Fe v dôsledku blízkosti atómových polomerov (preto sa spájajú do rodinažľaza). Ak však železo reaguje so zriedenou HCl a H2S04 pri okolitých podmienkach, potom Co a Ni reagujú pri zahrievaní. Okrem toho sú deaktivované kyselinou dusičnou v menšej miere ako železo, kvôli väčšej rozpustnosti ich oxidov v tejto kyseline.
Všimnite si, že pre prvky druhej a tretej dekády zostáva povaha zmeny hodnoty E 0 približne rovnaká ako v prvej.
Zmeny vlastností v podskupinách. Hodnota I 1 v d-podskupinách je hlavne rastie asila sa zvyšuje väzby v M mriežke (porovnaj m.p.). V dôsledku toho (na rozdiel od hlavných podskupín a podskupiny Sc) sa hodnota E 0 stáva pozitívnejšou a reaktivita kovov klesá.
Takže v podskupine IB, ak sa meď rozpúšťa v koncentrovanej kyseline sírovej pri r.v., potom striebro len pri t > 160 0 C. Striebro, podobne ako meď, však pri miestnosťteplota interaguje s kyselinou dusičnou a zlato interaguje iba s aqua regia (ako aj s kyselinou selénovou (pozri vyššie) a s chlórovou vodou v prítomnosti HCl).
V podskupine IIB je Zn rozpustný aj v kyseline octovej, Cd je rozpustný v HCl a Hg (E 0 > 0) len v HNO (3 pri nedostatku kyseliny postupuje oxidácia na Hg, 2 2 + a pri nadbytku - na Hg). 2 +
Podobne v podskupine VIIB - Mn reaguje s CH COOH 3 a Tc a Re (ich hodnoty
Eo: 0,47 V, respektíve 0,37 V), pri r.b. rozpúšťajú sa len v oxidačných kyselinách, napríklad kyseline dusičnej (produkty NO a HEO 4).
V podskupine VIIIB všetky kovy zo skupiny železa interagujú so zriedenými kyselinami. A ich analógy, t.j. platinové kovy (E 0 > 0) sa oxidujú len v tvrdý podmienok a blízkosť ich polomerov určuje veľkú podobnosť v chemickom správaní, ale existuje aj rozdiely.
Najaktívnejšie z nich, paládium, je teda kyselina ako striebro; a ródium a irídium sa na rozdiel od ostatných nerozpúšťajú ani v „regia vodke“ 126. V dôsledku tvorby reagujú s roztokom chloridu sodného nasýteným chlórom pri teplote rozžeravenej do červena udržateľný komplexy Na3 [ECl6]. Vo forme čiernej však tieto kovy ľahko reagujú s horúcou kyselinou sírovou a dokonca aj s kyselinou chlorovodíkovou v prítomnosti kyslíka. Všimnite si, že za týchto podmienok sa osmium v dôsledku svojej vysokej afinity ku kyslíku (?) rozpúšťa v kompaktnej forme.
Vo vedľajších podskupinách IV, V a VI v M druhej a tretej dekády E 0< 0 , но за счет влиянияhustý oxidový film na ich povrchu, reagujú s kyselinami len v drsných podmienkach. Zr a Hf sú teda rozpustné len v komplexotvorných kyselinách: v horúcej kyseline sírovej (produkt – H 2 [E(SO 4) ] 3) a v kyseline fluorovodíkovej (H 4 [EF 8 ]); molybdén interaguje iba s oxidačnými kyselinami pri zahrievaní a volfrám, niób a tantal iba so zmesou HF a HNO (3 produkty NO a H2WF8 alebo H2EF7).
Takže, bez ohľadu na to, či je alebo nie je uložený kinetický faktor (pasivačný film), aktivita d-kovov voči kyselinám v podskupinách klesá. Výnimka, ako už bolo uvedené, je podskupina scandium, v ktorom nedochádza k ovplyvneniu f-kompresie a povaha zmeny hodnôt atómového polomeru, I 1 a E 0 je rovnaká ako v hlavných podskupinách. V dôsledku toho lantán (na rozdiel od skandia a ytria, ktoré sú rozpustné v rb iba v kyselinách) dokonca interaguje s vodou:
La + H20 -> La(OH)3 + H2.
Pomer d-kovov k alkáliám. Striebro 127 je najodolnejšie voči zásadám a zinok je najmenej odolný: rovnomerný Riešenie alkálie, redukcia vodíka vody a tvorba komplexu 128 -. Zvyšné d-kovy, ak majú tendenciu existovať v aniónovej forme, reagujú s alkáliami (alebo sódou) počas fúzie, Napríklad:
Ti⎫⎧Na2Ti03⎬ + NaOH→ H2+⎨.
⎭ ⎩Na 3 VO 4
V prípade ostatných je potrebné mať oxidačné činidlo:
Cr + NaNO 3 + NaOH→ Na 2 CrO 4 + NaNO 2,
O2 + Na2C03 → Na2W04 + C02.
Okrem toho W a Mo interagujú s alkáliami aktívnejšie ako Cr, pretože Pri reakcii je ich povrch pokrytý kyslejším oxidom (EO) 3 ako v prípade chrómu (Cr 2 O 3).
Interakcia d-kovov s jednoduchými látkami. Korózia. Pri izbových podmienkach väčšinu d-kovov okrem ušľachtilých oxiduje iba fluór (reakcie s Cu, Ni, Fe (ako aj s Pb, Al) sú však obmedzené na tvorbu ochranných filmov fluoridov). Okrem toho na ob.u. zlato interaguje s brómom a ortuť interaguje s jódom a sírou v dôsledku tvorby termodynamicky veľmi udržateľný produkty: AuBr, 3 HgI 2 a HgS (pozri časť „Halogény“).
Vo vzduchu, v jemne rozptýlenom stave, pomerne aktívne kovy (Ti, Cr, Mn, Fe, Co, Ni) pyrofory 2 (t.j. svietia, keď sú vystavené vzduchu), ale v kompaktnej forme je väčšina M stabilná v dôsledku pasivácie. Predovšetkým hustý povrchové filmy sú tvorené kovmi podskupiny vanád a titán, preto majú vysokú odolnosť proti korózii (aj v morskej vode).
Ostatné kovy nie sú také stabilné. Vplyvom zložiek vzduchu (akých?) pomaly dochádza ku korózii zinku a medi (za vzniku E 2 (OH) 2 CO 3); Dokonca aj striebro stmavne a pokryje sa sulfidom (pod spoločným vplyvom O 2, H 2 O a H 2 S; aká je úloha každého z nich?).
Železo obzvlášť rýchlo koroduje. Je pravda, že v suchej atmosfére k jeho oxidácii dochádza iba pred tvorbou hustý FeO pasivačný film. Ale v prítomnosti vlhkosti produkt získaný reakciou:
Fe + H 2 O → FeO + H 2,
oxidovaný kyslíkom, aktivovaný molekulami H 2 O na Fe 2 O 3. V tomto prípade voda sorbovaná povrchom kovu, čiastočne rozpúšťajúca v sebe oxidačné produkty, prekáža tvorenie hustý oxidová štruktúra, v dôsledku čoho dochádza k korózii železa hlboko dole.
Prídavok alkálie znižuje oxidačný potenciál kyslíka, a preto proces prebieha v menšej miere. Poznač si to Veľmičistéželezo, ktoré dobre adsorbuje vodík a tým pasivuje svoj povrch, neoxiduje.
Na ochranu pred koróziou sa priemyselné železo natiera alebo podrobuje cínovaniu, galvanizácii, chrómovaniu, niklovaniu, nitridácii (náter Fe 4 N), cementovaniu (Fe C 3) a iným metódam spracovania. najmä vitrifikáciu povrchová úprava kovu laserom zvyšuje odolnosť proti korózii 12-krát, ale pri zahriatí M nad 200 0 C sa tento efekt stráca. Spoľahlivejším, ale nákladnejším spôsobom boja proti oxidácii železa vo vzduchu je výroba nehrdzavejúcej ocele (18 % Cr a 9 % Ni).
Korózia je však pomalý proces a dosť rýchlo d-kovy reagujú iba s nekovmi pri zahriatí, dokonca aj najaktívnejšie M podskupiny skandia (oxidujúce na (+3)). (Od Sc do La sa však interakčná aktivita zvyšuje (?) a napríklad lantán sa vznieti v chlóre pri ob.u.)
V prípade menej reaktívnych (?) kovov podskupiny titánu je to potrebné viac vykurovanie (nad 150 0 C). V tomto prípade sa Hf transformuje na Hf + 4 a Ti a Zr môžu vytvárať produkty menejcenný st.ok.: Ti 2 O 3, ZrCl 2 atď. Sú to však silné redukčné činidlá, najmä v prípade Zr (?) - na vzduchu oxidujú alebo dismutujú:
ZrCl2 -> Zr+ ZrCl4.
S ešte menej aktívnymi kovmi podskupiny vanádu dochádza k reakciám pri t > 400 0 C a pri tvorbe produktov len na najvyššom stupni. (+5).
Pri prechode do podskupiny chrómu sa reaktivita M rastie(v dôsledku väčšej prchavosti oxidov), ale klesá z Cr na W (?). Chróm teda interaguje so všetkými Г2, molybdén nereaguje s I2 a volfrám nereaguje s Br2. Okrem toho oxidácia chrómu dosahuje až (+3) a jeho analógov až (+6). (Všimnite si, že WF je 6. najťažší plyn pri nulovej hladine)
Podobné vzory sú pozorované v iných podskupinách d-kovov. Technécium a rénium teda neinteragujú s jódom as inými halogénmi - iba pri t > 400 0 C, pričom tvoria EG 7. Mangán zároveň pri miernom zahriatí oxiduje
aj sivá a až st.ok. (+2).
Meď reaguje s mokré chlór pri r.p.c., striebro - pri miernom zahriatí a zlato - len pri t> 200 0 C. Pri zahriatí kyslík pôsobí len na meď (produkt CuO, pri vyšších teplotách - Cu 2 O (?)), striebro oxiduje (na rozdiel od zlato) ozónom (na AgO).
Zinok tiež horí v CO 2 a ortuti pri okolitých podmienkach. Nie je pokrytý ani oxidovým filmom. Pri zahriatí na 300 0 C vytvára zmes oxidov HgO a Hg 2 O, ktorá pri t> 400 0 C štiepi O na Hg, pričom teplota rozkladu oxidu kademnatého je 1813 0 C a ZnO je 1950 0 C.
Chemicky najstabilnejšie platinové kovy a zlato, avšak pri dostatočnom zahriatí reagujú takmer so všetkými nekovmi (G 2, O 2, S, P, As), aj keď s rôznou aktivitou resp. selektívnosť; a to: v periódach zľava doprava sa zvyšuje odolnosť voči O 2 a F 2 a voči Cl 2 a S klesá (v súlade s elektrónovou štruktúrou atómov prvkov (?)).
Ak teda fluór reaguje s platinou len pri t > 400 0 C, potom chlór reaguje pri 250 0 C (produkt PtCl 2). Alebo ak vezmeme do úvahy interakciu s kyslíkom: osmium vo forme čiernej sa oxiduje na vzduchu pri r.b. (do OsO 4), ruténium - s miernym zahrievaním a zvyšok - pri teplote červeného tepla. Produkty: IrO 2, PdO, PtO 2, Rh 2 O 3.
(Pri silnejšom zahrievaní sa tieto oxidy rozkladajú a ak reakcia:
PtO 2 → Pt+ O 2
prebieha pri 500 0 C, potom sa rozkladá:
Ru02 → Ru+ O2
nastáva až keď t > 1300 0 C).
Podobné zvýšenie odolnosti kovu voči kyslíku sa pozoruje pri prechode od železa k niklu (pozri tabuľku 14).
Tabuľka 14. Charakteristika interakcie kovov zo skupiny železa s kyslíkom
Tvorba tuhých roztokov. Charakteristickým znakom d-kovov je ich tendencia vzhľadom na širokú škálu st.ok. a valenčné stavy za vzniku zlúčenín nestechiometrická zloženie: intermetalické zlúčeniny (AlNi atď.) alebo metalidy (Fe S 3, VN, LaB, ZrC 6 atď.). A tuhé roztoky najmä riešenia implementáciu plynov Kovy podskupiny skandium a titán teda absorbujú vodík pri r.p.a. k zloženiu: EH 2 a EH (3 pri zahrievaní klesá rozpustnosť H 2).
Nikel a paládium majú špeciálnu afinitu k vodíku (1 V Pd rozpúšťa 1000 V H 2), ktoré sú preto katalyzátormi reakcie hydrogenácia. A napríklad platina prevažne sorbuje O2 (do 700 V), a preto sa používa ako katalyzátor pre procesy s kyslíkom: oxidácia NH 3 na NO, SO 2 na SO, 3 na dodatočné spaľovanie výfukových plynov automobilov (v tomto prípade sa najmä NO mení na N 2 a CO na CO 2) atď.
Mechanizmus katalytického pôsobenia týchto kovov spočíva v tom, že, ako sa predpokladá, plyny rozpúšťajúce sa v M atomizované. Vodík, ktorý sa uvoľňuje, keď sa jeho roztok v kove zahrieva, je teda silnejšie redukčné činidlo ako molekulové.
Okrem toho, napríklad paládium, keď absorbuje H 2 do určitej hranice, zachováva si svoje kovové vlastnosti, ale stráca paramagnetizmus. To znamená, že aspoň niektoré atómy vodíka odovzdajú svoje valenčné elektróny vodivému pásu kovu.
Existuje tiež dôkaz o čiastočnej tvorbe hydridových iónov, napríklad keď sa vodík rozpúšťa v železe. Prijaté atď. nekonvenčné hydridy, v ktorých sú molekuly H 2 koordinované ako celok na atóme d-kovu. (Slúžia ako modely na štúdium medziproduktov, ktoré vznikajú počas katalýzy.)
Dnes existuje asi 2,5 milióna rôznych zlúčenín, prirodzene sa vyskytujúcich aj umelo syntetizovaných ľuďmi. Všetky sú veľmi odlišné, niektoré z nich sú nenahraditeľnými účastníkmi biologických procesov prebiehajúcich v živých organizmoch. Zlúčeniny sa od seba odlišujú vlastnosťami látok. Charakteristiky a čo iné vám umožňuje identifikovať jedno alebo druhé chemická molekula, budeme ďalej zvažovať.
čo je látka?
Ak si tento pojem zadefinujeme, treba poukázať na jeho súvislosť s fyzickými telami. Koniec koncov, látka sa považuje presne za to, z čoho sú tieto telá vyrobené. Takže sklo, železo, síra, drevo sú látky. Príkladov možno uviesť donekonečna. Je ľahšie porozumieť nasledovnému: tento výraz označuje celú škálu rôznych kombinácií molekúl existujúcich vo svete, ako aj jednoduché monatomické častice.
Teda voda, alkohol, kyseliny, zásady, bielkoviny, sacharidy, soľ, cukor, piesok, hlina, diamant, plyny atď. – to všetko sú látky. Príklady nám umožňujú jasnejšie pochopiť podstatu tohto konceptu.
Fyzické telo je produkt, ktorý vytvára príroda alebo človek na základe rôznych zlúčenín. Napríklad sklo je telo vyrobené zo skla a list papiera je telo, ktoré je spracovaná celulóza alebo drevo.
Samozrejme, všetky molekuly sú odlišné. To, čo je základom ich rozdielov, sa nazývajú ich vlastnosti – fyzikálne, organoleptické a chemické. Stanovujú sa pomocou špeciálnych metód, ktoré má každá veda svoje. Môžu to byť matematické, analytické, experimentálne, inštrumentálne metódy a mnohé ďalšie. Napríklad veda o chémii používa svoje vlastné činidlo pre každú látku alebo skôr na jej identifikáciu. Vyberá sa na základe štruktúrnych vlastností molekuly a predikcie chemických vlastností. Potom je experimentálne testovaný, schválený a konsolidovaný v teoretickom základe.
Klasifikácia látok
Rozdelenie zlúčenín do skupín môže byť založené na mnohých rôzne znamenia. Napríklad, stav agregácie. Všetky môžu byť štyroch typov podľa tohto faktora:
- plazma;
- kvapalina;
- kryštalická látka (tuhá látka).
Ak vezmeme za základ „hlbšiu“ vlastnosť, všetky látky možno rozdeliť na:
- organické - založené na reťazcoch a cykloch atómov uhlíka a vodíka;
- anorganické - všetky ostatné.
Podľa elementárneho zloženia, ktoré sa odráža vo vzorcoch látok, sú všetky:
- jednoduché - z jedného typu chemického atómu;
- komplex - dva alebo viac rôznych typov prvkov.
Jednoduché sa zase delia na kovy a nekovy. Komplexné zlúčeniny majú mnoho tried: soli, zásady, kyseliny, oxidy, estery, uhľovodíky, alkoholy, nukleových kyselín a tak ďalej.
Rôzne typy zložených vzorcov
Čo je to vizuálne, teda grafické zobrazenie súvislostí? Samozrejme, ide o vzorce látok. Sú rôzne. V závislosti od typu sa líšia aj informácie o molekule v nich obsiahnutej. Existujú teda nasledujúce možnosti:
- Empirické alebo molekulárne. Odráža kvantitatívne a kvalitatívne zloženie látky. Obsahuje symboly základných prvkov a index v ľavom dolnom rohu, ktorý označuje množstvo daného atómu v molekule. Napríklad H20, Na2S04, AL2(S04)3.
- Elektronická grafika. Tento vzorec ukazuje počet valenčných elektrónov pre každý prvok, ktorý je súčasťou zlúčeniny. Preto pomocou tejto možnosti je už možné predpovedať niektoré chemikálie a látky.
- IN organická chémia Je zvykom používať úplné a skrátené.Odrážajú poradie väzieb atómov v molekulách, navyše jasne naznačujú, že látka patrí do určitej triedy zlúčenín. A to vám umožňuje presne určiť konkrétny typ molekuly a predpovedať všetky jej charakteristické interakcie.
Preto sú chemické symboly a správne zostavené vzorce zlúčenín najdôležitejšou súčasťou práce so všetkými známymi látkami. Toto by mal vedieť každý študent chémie.
Fyzikálne vlastnosti
Veľmi dôležitá charakteristika sú zjavné fyzikálne vlastnosti látok. Čo presne platí pre túto skupinu?
- Fyzický stav za rôznych podmienok, vrátane štandardných.
- Teploty varu, topenia, mrazenia, vyparovania.
- Organoleptické vlastnosti: farba, vôňa, chuť.
- Rozpustnosť vo vode a iných rozpúšťadlách (napríklad organických).
- Hustota a tekutosť, viskozita.
- Elektrická a tepelná vodivosť, tepelná kapacita.
- Elektrická priepustnosť.
- Rádioaktivita.
- Absorpcia a emisia.
- Indukčnosť.
Existuje aj množstvo ukazovateľov, ktoré sú veľmi dôležité pre úplný zoznam, odrážajúce vlastnosti látok. Sú však medzi fyzikálnymi a chemickými. toto:
- typ kryštálovej mriežky;
- elektronegativita;
- tvrdosť a krehkosť;
- kujnosť a ťažnosť;
- volatilita alebo volatilita;
- biologické účinky na živé organizmy (jedovaté, dusivé, nervovo paralytické, neutrálne, prospešné atď.).
Často sa tieto ukazovatele uvádzajú práve vtedy, keď sa priamo zvažujú chemické vlastnosti látok. Môžete ich však uviesť aj vo fyzickej časti, čo však nebude chyba.
Chemické vlastnosti látok
Táto skupina zahŕňa všetky možné typy interakcií príslušnej molekuly s inými jednoduchými a komplexné látky. To znamená, že ide o priame chemické reakcie. Sú prísne špecifické pre každý typ pripojenia. Všeobecné skupinové vlastnosti sú však identifikované pre celú triedu látok.
Napríklad všetky kyseliny sú schopné reagovať s kovmi podľa ich polohy v elektrochemickom napäťovom rade kovov. Všetky sú tiež charakterizované neutralizačnými reakciami s alkáliami a interakciou s nerozpustnými zásadami. Koncentrované kyseliny sírové a dusičné sú však špeciálne, pretože produkty ich interakcie s kovmi sa líšia od produktov získaných v dôsledku reakcií s inými zástupcami triedy.
Každá látka má množstvo chemických vlastností. Ich množstvo je určené aktivitou zlúčeniny, to znamená schopnosťou reagovať s inými zložkami. Niektoré sú vysoko reaktívne, niektoré sú prakticky inertné. Toto je prísne individuálny ukazovateľ.
Jednoduché látky
Patria sem tie, ktoré pozostávajú z rovnakého typu atómov, ale s rôznym počtom. Napríklad S8, O2, O3, Au, N2, P4, CL2, Ar a ďalšie.
Chemické vlastnosti jednoduchých látok sú redukované na interakciu s:
- kovy;
- nekovy;
- voda;
- kyseliny;
- alkálie a amfotérne hydroxidy;
- Organické zlúčeniny;
- soli;
- oxidy;
- peroxidy a anhydridy a iné molekuly.
Opäť treba zdôrazniť, že ide o vysoko špecifickú charakteristiku každého konkrétneho prípadu. Preto sa fyzikálne a chemické vlastnosti jednoduchých látok posudzujú individuálne.
Komplexné látky
Do tejto skupiny patria zlúčeniny, ktorých molekuly sú tvorené dvoma alebo viacerými rôznymi chemickými prvkami. Množstvo každého sa môže líšiť. Pre pochopenie uvádzame niekoľko jednoduchých príkladov:
- H3P04;
- K3;
- Cu(OH)2;
- AL 2 O 3 a ďalšie.
Keďže všetky patria do rôznych tried látok, identifikujte spoločné fyzikálne a chemické vlastnosti nemožné pre každého. Ide o špecifické vlastnosti, jedinečné a individuálne v každom konkrétnom prípade.
Anorganické látky
Dnes ich je vyše 500 tisíc. Existujú jednoduché aj zložité. Celkovo môžeme vyzdvihnúť niekoľko hlavných, ktoré predstavujú celú ich rozmanitosť.
- Jednoduché látky kovy.
- Oxidy.
- Jednoduché látky sú nekovy.
- Vzácne alebo inertné plyny.
- Peroxidy.
- Anhydridy.
- Prchavé zlúčeniny vodíka.
- Hydridy.
- Soľ.
- Kyseliny.
- Dôvody.
- Amfotérne zlúčeniny.
Každý zástupca každej triedy má svoj vlastný súbor fyzikálne a chemické vlastnosti, čo umožňuje jeho odlíšenie od iných zlúčenín a identifikáciu.
Vlastnosti organických látok
Organická je odvetvie chémie, ktoré sa zaoberá štúdiom iných ako anorganických zlúčenín a ich vlastností. Ich štruktúra je založená na atómoch uhlíka, ktoré sa môžu navzájom spájať do rôznych štruktúr:
- lineárne a rozvetvené reťazce;
- cykly;
- aromatické kruhy;
- heterocykly.
Živé organizmy pozostávajú práve z takýchto zlúčenín, pretože základom života sú bielkoviny, tuky a sacharidy. Všetky sú reprezentantmi, preto sú ich vlastnosti špeciálne. Avšak v každom prípade, bez ohľadu na to, o akej molekule hovoríme, stále sa bude vyznačovať určitým súborom fyzikálno-chemických vlastností, ktoré sme už spomenuli skôr.
Čo je živá hmota?
Látka, z ktorej sa skladá všetka biomasa našej planéty, sa nazýva živá. Teda tie organizmy, ktoré na ňom tvoria život:
- baktérie a vírusy;
- prvoky;
- rastliny;
- zvieratá;
- huby;
- Ľudia.
Keďže hlavná časť zlúčenín v živej bytosti je organická, možno ich klasifikovať ako živú hmotu. Nie však všetky. Iba tie, bez ktorých je existencia predstaviteľov živej biosféry nemožná. Sú to bielkoviny, nukleové kyseliny, hormóny, vitamíny, tuky, sacharidy, aminokyseliny a iné. Termín „živá hmota“ zaviedol Vernadsky, zakladateľ doktríny biosféry planéty.
Vlastnosti živej hmoty:
- vlastníctvo energie so schopnosťou premeniť ju;
- samoregulácia;
- dobrovoľné hnutie;
- striedanie generácií;
- extrémna rozmanitosť.
Kryštály a kovové látky
Všetky zlúčeniny, ktoré majú určitý typ priestorovej mriežkovej štruktúry, sa nazývajú kryštalické. Existujú zlúčeniny s atómovou, molekulárnou alebo kovovou kryštálovou mriežkou. Podľa druhu sa líšia aj vlastnosti Typické tuhé zlúčeniny, ktoré majú formu jemných alebo hrubých kryštálov, sú rôzne soli.
Existujú aj jednoduché látky s podobnou štruktúrou, napríklad diamant alebo grafit, drahokamy a polodrahokamy, minerály, skaly. Ich hlavné vlastnosti:
- tvrdosť;
- krehkosť;
- priemerné teploty topenia a varu.
Ako to však vždy býva, nemusí každému vyhovovať každá vlastnosť.
Látky prejavujú kovy a ich zliatiny. Pre nich možno identifikovať súbor spoločných charakteristík:
- kujnosť a ťažnosť;
- vysoké teploty varu a topenia;
- elektrická a tepelná vodivosť;
- kovový lesk.
Skupina IIA obsahuje iba kovy – Be (berýlium), Mg (horčík), Ca (vápnik), Sr (stroncium), Ba (bárium) a Ra (rádium). Chemické vlastnosti prvého zástupcu tejto skupiny, berýlia, sa najvýraznejšie líšia od chemických vlastností ostatných prvkov tejto skupiny. Jeho chemické vlastnosti sú v mnohých ohľadoch ešte viac podobné hliníku ako iným kovom skupiny IIA (tzv. „diagonálna podobnosť“). Horčík sa svojimi chemickými vlastnosťami tiež výrazne líši od Ca, Sr, Ba a Ra, ale stále má s nimi oveľa podobnejšie chemické vlastnosti ako s berýliom. Pre výraznú podobnosť v chemických vlastnostiach vápnika, stroncia, bária a rádia sa spájajú do jednej rodiny tzv. alkalickej zeminy kovy.
Všetky prvky skupiny IIA patria do s-prvky, t.j. obsahujú všetky ich valenčné elektróny na s-podúroveň teda elektronická konfigurácia Vonkajšia elektrónová vrstva všetkých chemických prvkov danej skupiny má tvar ns 2 , Kde n– číslo obdobia, v ktorom sa prvok nachádza.
Vzhľadom na zvláštnosti elektrónovej štruktúry kovov skupiny IIA môžu mať tieto prvky okrem nuly iba jeden jediný oxidačný stav rovný +2. Jednoduché látky tvorené prvkami skupiny IIA, keď sa zúčastňujú akýchkoľvek chemických reakcií, sú schopné iba oxidácie, t.j. darovať elektróny:
Ja 0 – 2e — → Ja +2
Vápnik, stroncium, bárium a rádium majú extrémne vysokú chemickú reaktivitu. Jednoduché látky nimi tvorené sú veľmi silné redukčné činidlá. Horčík je tiež silné redukčné činidlo. Redukčná aktivita kovov sa riadi všeobecnými zákonmi periodického zákona D.I. Mendelejev a zvyšuje sa v podskupine.
Interakcia s jednoduchými látkami
s kyslíkom
Bez zahrievania berýlium a horčík nereagujú ani so vzdušným kyslíkom, ani s čistým kyslíkom, pretože sú pokryté tenkými ochrannými filmami pozostávajúcimi z oxidov BeO a MgO. Ich skladovanie si nevyžaduje žiadne špeciálne spôsoby ochrany pred vzduchom a vlhkosťou, na rozdiel od kovov alkalických zemín, ktoré sú uložené pod vrstvou voči nim inertnej kvapaliny, najčastejšie petroleja.
Be, Mg, Ca, Sr pri spaľovaní v kyslíku tvoria oxidy zloženia MeO a Ba - zmes oxidu bárnatého (BaO) a peroxidu bárnatého (BaO 2):
2Mg + O2 = 2MgO
2Ca + O2 = 2CaO
2Ba + O2 = 2BaO
Ba + 02 = Ba02
Treba poznamenať, že pri horení kovov alkalických zemín a horčíka na vzduchu dochádza aj k vedľajšej reakcii týchto kovov so vzdušným dusíkom, v dôsledku čoho okrem zlúčenín kovov s kyslíkom vznikajú aj nitridy so všeobecným vzorcom Me3N. 2 sú tiež vytvorené.
s halogénmi
Berýlium reaguje s halogénmi iba pri vysokých teplotách a zvyšok kovov skupiny IIA - už pri izbovej teplote:
Mg + I2 = MgI2 – Jodid horečnatý
Ca + Br 2 = CaBr 2 – bromid vápenatý
Ba + Cl 2 = BaCl 2 – chlorid bárnatý
s nekovmi skupín IV–VI
Všetky kovy skupiny IIA reagujú pri zahrievaní so všetkými nekovmi skupín IV–VI, ale v závislosti od polohy kovu v skupine, ako aj od aktivity nekovov, je potrebné rôznej miere kúrenie Keďže berýlium je chemicky najinertnejšie spomedzi všetkých kovov skupiny IIA, pri uskutočňovaní jeho reakcií s nekovmi je potrebné značné použitie. O vyššia teplota.
Treba poznamenať, že reakciou kovov s uhlíkom môžu vznikať karbidy rôznej povahy. Existujú karbidy, ktoré patria k metanoidom a sú bežne považované za deriváty metánu, v ktorých sú všetky atómy vodíka nahradené kovom. Rovnako ako metán obsahujú uhlík v oxidačnom stave -4 a keď sú hydrolyzované alebo interagujú s neoxidačnými kyselinami, jedným z produktov je metán. Existuje aj ďalší typ karbidov - acetylénidy, ktoré obsahujú ión C 2 2-, čo je vlastne fragment molekuly acetylénu. Karbidy, ako sú acetylénidy, tvoria po hydrolýze alebo interakcii s neoxidačnými kyselinami acetylén ako jeden z reakčných produktov. Typ karbidu - metanid alebo acetylén - získaný, keď konkrétny kov reaguje s uhlíkom, závisí od veľkosti katiónu kovu. Kovové ióny s malým polomerom zvyčajne tvoria metanidy a väčšie ióny tvoria acetylénidy. V prípade kovov druhej skupiny sa metanoid získava interakciou berýlia s uhlíkom:
Zvyšné kovy skupiny II A tvoria acetylénidy s uhlíkom:
S kremíkom tvoria kovy skupiny IIA silicidy - zlúčeniny typu Me 2 Si, s dusíkom - nitridy (Me 3 N 2), s fosforom - fosfidy (Me 3 P 2):
s vodíkom
Všetky kovy alkalických zemín reagujú pri zahrievaní s vodíkom. Na to, aby horčík reagoval s vodíkom, nestačí len zahrievanie, ako v prípade kovov alkalických zemín, ale okrem vysokej teploty vyžaduje aj vysoký krvný tlak vodík. Berýlium nereaguje s vodíkom za žiadnych podmienok.
Interakcia s komplexnými látkami
s vodou
Všetky kovy alkalických zemín aktívne reagujú s vodou za vzniku alkálií (rozpustných hydroxidov kovov) a vodíka. Horčík reaguje s vodou iba pri varení, pretože pri zahrievaní sa ochranný oxidový film MgO rozpustí vo vode. V prípade berýlia je ochranný oxidový film veľmi odolný: voda s ním nereaguje ani pri vare, ani pri vysokých teplotách:
s neoxidačnými kyselinami
Všetky kovy hlavnej podskupiny skupiny II reagujú s neoxidačnými kyselinami, pretože sú v sérii aktivít vľavo od vodíka. V tomto prípade sa vytvorí soľ zodpovedajúcej kyseliny a vodíka. Príklady reakcií:
Be + H2S04 (zriedený) = BeS04 + H2
Mg + 2HBr = MgBr2 + H2
Ca + 2CH3COOH = (CH3COO)2Ca + H2
s oxidačnými kyselinami
- zriedená kyselina dusičná
Všetky kovy skupiny IIA reagujú so zriedenou kyselinou dusičnou. V tomto prípade sú produktmi redukcie namiesto vodíka (ako v prípade neoxidačných kyselín) oxidy dusíka, najmä oxid dusnatý (I) (N 2 O), v prípade vysoko zriedenej kyseliny dusičnej amónny dusičnany (NH4NO3):
4Ca + 10HN03 ( razb .) = 4Ca(N03)2 + N20 + 5H20
4Mg + 10HN03 (veľmi rozmazané)= 4Mg(N03)2 + NH4N03 + 3H20
- koncentrovaná kyselina dusičná
Koncentrovaná kyselina dusičná pri bežnej (alebo nízkej) teplote pasivuje berýlium, t.j. nereaguje s ním. Pri varení je reakcia možná a prebieha prevažne podľa rovnice:
Horčík a kovy alkalických zemín reagujú s koncentrovanou kyselinou dusičnou za vzniku širokej škály rôznych produktov redukcie dusíka.
- koncentrovaná kyselina sírová
Berýlium sa pasivuje koncentrovanou kyselinou sírovou, t.j. za normálnych podmienok s ním nereaguje, ale reakcia nastáva pri vare a vedie k tvorbe síranu berýlia, oxidu siričitého a vody:
Be + 2H2S04 → BeSO4 + S02 + 2H20
Bárium je tiež pasivované koncentrovanou kyselinou sírovou v dôsledku tvorby nerozpustného síranu bárnatého, ale pri zahrievaní s ním reaguje; síran bárnatý sa pri zahrievaní v koncentrovanej kyseline sírovej rozpúšťa v dôsledku jeho premeny na hydrogensíran bárnatý.
Zvyšné kovy hlavnej skupiny IIA reagujú s koncentrovanou kyselinou sírovou za akýchkoľvek podmienok, vrátane chladu. Redukcia síry môže nastať na SO 2, H 2 S a S v závislosti od aktivity kovu, reakčnej teploty a koncentrácie kyseliny:
Mg + H2S04 ( konc. .) = MgS04 + S02 + H20
3Mg + 4H2S04 ( konc. .) = 3MgS04 + S↓ + 4H20
4Ca + 5H2S04 ( konc. .) = 4CaS04+H2S + 4H20
s alkáliami
Horčík a kovy alkalických zemín neinteragujú s alkáliami a berýlium ľahko reaguje s alkalickými roztokmi aj s bezvodými alkáliami počas fúzie. Navyše, keď sa reakcia uskutočňuje v vodný roztok Na reakcii sa zúčastňuje aj voda a produktmi sú tetrahydroxoberyláty alkalických kovov alebo kovov alkalických zemín a plynný vodík:
Be + 2KOH + 2H20 = H2 + K2 - tetrahydroxoberyllát draselný
Pri reakcii s pevnou zásadou počas fúzie vznikajú beryláty alkalických kovov alebo kovov alkalických zemín a vodík
Be + 2KOH = H2 + K2Be02 - beryllát draselný
s oxidmi
Kovy alkalických zemín, ako aj horčík, môžu pri zahrievaní redukovať menej aktívne kovy a niektoré nekovy zo svojich oxidov, napríklad:
Spôsob redukcie kovov z ich oxidov horčíkom sa nazýva horčík.
