Е. А. Кай городова, Д. В. Гавриленко, на. Макарова Краснодар Кубгау, 2020. 201 с 9785907346383 в учебном пособии кратко изложен теоретический материал по основным разделам современной неорганической
 Скачать 2.76 Mb.
|
|
4 Хлорная кислота НС1О 4 – весьма сильная кислота (сильнее, чем HC1 и HNO 3 ), хорошо растворима вводе. Хлорная кислота HСІО 4 устойчива, cуществует в свободном состоянии. Это бесцветная, дымящая на воздухе жидкость. В безводном состоянии хлорная кислота нестойка и иногда даже взрывается при хранении, но водные растворы ее достаточно устойчивы. По степени диссоциации это самая сильная из всех известных кислот HClO 4 H + + ClO 4 ‾. 75 В отличие от других кислородных кислот хлора HClO 4 практически не проявляет окислительных свойств при низких температурах. С повышением степени окисления хлора растет устойчивость и сила его кислородных кислотно их окислительная активность понижается. Повышение устойчивости и силы кислот +1 +3 +5 +7 HClO HClO 2 HClO 3 HClO 4 Повышение окислительной активности Бром Химические свойства брома Бром - окислитель, активность которого немногим меньше, чем активность хлора. Многие реакции окисления жидким бромом идут активнее, чем аналогичные реакции окисления газообразным хлором. Бром - сильный окислитель. Он окисляет сульфиты и тиосульфаты вводных растворах до сульфатов, нитриты до нитратов, аммиак до свободного азота Br 2 + H 2 S = 2HBr + S↓. Бром вытесняет иод из его соединений, носам вытесняется хлором и фтором Br 2 + 2KJ = J 2 + 2KBr. Соединения брома Бромоводород HBr - это бесцветный удушливый газ, хорошо растворимый вводе с образованием кислоты. Обычно бромоводород получают гидролизом трибромида фосфора PBr 3 + 3H 2 O = 3HBr↑ + Сильная бромоводородная кислота по свойствам похожа на соляную, для нее характерны все свойства кислот. Кислородные соединения брома менее изучены. Известна бромноватистая кислота HBrO, которую получают взаимодействием с водой Br 2 + H 2 O HBrO + HBr. 76 В – слабая кислота, разлагается на свету при нагревании 2HBrO = 2HBr + O 2 ↑. Соли бромноватистой кислоты – гипобромиты при нагревании легко распадаются, выделяя кислород 2KBrO = 2KBr + O 2 ↑. Бромноватая кислота HBrO 3 может быть получена при действии хлора на бромную воду Br 2 + С 2 + НОН+ НС. Соли бромноватой кислоты (броматы, например, бромат калия Кили натрия NaBrO 3 нередко используют в количественном химическом анализе. Йод Химические свойства йода Йод достаточно химически активен. Он взаимодействует с металлами J 2 + 2K = 2KJ; с водородом J 2 + Н Нс красным фосфором и водой образует иодид фосфора (III), который гидролизуется с образованием иодоводорода: 3J 2 + 2P = Являясь окислителем йод взаимодействует например с H 2 S: J 2 + H 2 S = S↓ + 2HJ. В реакциях с сильными окислителями йод ведет себя как восстановитель 3J 2 + 10НNО 3(конц) = Н + 10NO↑ + 2H 2 O. Соединения йода Водородное соединение йода – йодоводород. Получают его, действуя водой на трииодид фосфора Р + НОН+ Н 3 РO 3. Для получения HJ из иодидов используют концентрированную фосфорную кислоту 3NaJ + конц) = 3HJ + Na 3 PO 4. Иодоводород – это бесцветный газ с резким запахом, хорошо растворим вводе. Взаимодействие иодоводорода с хлором сопровождается выделением тепла и света 77 2HJ + Cl 2 = 2HCl + J 2 ↓. На воздухе водный раствор иодоводорода окисляется кислородом НО. Водный раствор иодоводорода – сильная иодоводородная кислота, проявляет свойства кислот, взаимодействует с оксидами, основаниями, металлами, солями. Кислородные соединения йода Иодноватистая кислота НО образуется при растворении йода вводе+ НОН- слабая кислота сточки зрения теории электролитической диссоциации, носильный окислитель. При нагревании иодноватистая кислота превращается в иодноватую кислоту HJO 3 : 3HJO = HJO 3 + Н. HJO 3 образуется также вводных растворах при действии сильных окислителей J 2 + 5Cl 2 + 6H 2 O = 2HJO 3 + 10HCl. Иодноватая кислота существует ив водных растворах ив свободном состоянии. Твердая HJO 3 представляет бесцветные кристаллы (t пл. = +С, расплывающиеся на воздухе. При нагревании иодноватой кислоты получается оксид J 2 O 5 : 2HJO 3 = J 2 O 5 + НО. HJO 4 – иодная кислота. Вводном растворе иодная кислота выделяется в виде гидрата, который рассматривают как пятиос- новую кислоту H 5 JO 6 . Это бесцветное кристаллическое вещество (t пл. = +С, растворимое вводе. Соли иодной кислоты, называемые периодатами, применяются в лабораторной практике. 78 5.6 Общая характеристика элементов VIII A – подгруппы К VIII подгруппе относятся инертные элементы (или благородные газы гелий He, неон Ne, аргон Ar, криптон Kr, ксенон Xe и радиоактивный радон Rn. Еще совсем недавно предполагалось, что инертные элементы не обладают свойством вступать в химические реакции и образовывать соединения. Были известны только их гексагидраты (Кr·6Н 2 О и Хе·6Н 2 О), получающиеся в результате внедрения соответственно атомов Kr ив полости кристаллической структуры льда. Поэтому валентность инертных элементов считали нулевой и относили эти элементы к нулевой группе периодической системы. Инертными элементами заканчивается каждый из периодов кроме седьмого. Атомы их имеют устойчивые октетные конфигурации электронов во внешнем слое …ns 2 p 6 ,аатом гелия — дублетную устойчивую конфигурацию электронов Соединения инертных элементов Из всех инертных элементов наименьшие величины энергии ионизации имеют криптон, ксенон и радон. Гексафторид ксенона XeF 6 наиболее активен в химическом отношении, взрывается от удара, воспламеняет органические вещества, ведет себя в реакциях как сильный окислитель. Он окисляет водород XeF 6 + Н = Н + Хе иодид калия XeF 6 + 6KI = 3I 2 ↓ + Xe + 6KF. Кроме того, гексафторид ксенона растворяет стекло, так как взаимодействует с оксидом кремния (IV) по уравнению 2XeF 6 + SiO 2 = 2XeOF 4 + Получающийся окситетрафторид ксенона XeOF 4 - бесцветная летучая жидкость. Тетрафторид XeF 4 и дифторид XeF 2 ксенона — также сильные окислители. Увлажненный тетрафторид ксенона обугливает бумагу. Фториды ксенона гидролизуются 2XeF 2 + 2H 2 O = 2Xe + O 2 ↑ + 4HF; XeF 4 + 2H 2 O = Xe + O 2 ↑ + 4HF. 79 С кислородом ни один из благородных газов не взаимодействует, и все известные оксиды получаются гидролизом соответ- свующих фторидов. Контрольные вопросы 60. Какие свойства проявляет Ни еѐ соли в окислительно-восстановительных реакциях 61. Напишите уравнения реакций получения аммиачной селитры и ее гидролиза, составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций. 62. Составьте уравнения диссоциации фосфорной кислоты и выражение констант диссоциации для каждой ступени. 63. Как на практике можно отличить простой суперфосфат от двойного суперфосфата. Как изменяется сила кислот и их восстановительная активность в ряду H 2 S - H 2 Se - H 2 Te? 65. У какой из кислот серной или сернистой, лучше выражены кислотные и окислительные свойства 66. В какой степени окисления сера проявляет только восстановительные свойства, восстановительные и окислительные, только окислительные. 67. Какие свойства проявляет сернистая кислота в окислительно- восстановительных реакциях. Ответ поясните. 68. Исходя из строения атомов галогенов, указать возможные степени окисления для хлора, брома и йода. 69. Действием каких галогенов можно выделить свободный бром из раствора бромида калия Приведите соответствующие уравнения реакций. 70. Как изменяются в ряду HCIO – HCIO 2 – HCIO 3 – HCIO 4 : а) устойчивость кислот б) кислотные свойства 71. Какие свойства проявляют галогеноводороды в окислительно- востановительных реакциях 72. Приведите уравнение реакции взаимодействия воды с хлором. Какую роль выполняет в этой реакции вода Объясните возможность протекания реакции. 73. Приведите уравнение реакции получения йода вытеснением его из соли йодо- водородной кислоты. С помощью метода электронного баланса расставьте коэффициенты. К какому типу относится эта окислительно-восстановительная реакция. 74. Привидите молекулярное, полное и краткое ионные уравнения взаимодействия растворов бромида калия и нитрата серебра. 80 6 Химия металлов. Особенности свойств s-, p-, металлов и применение в сельском хозяйстве Металлы – это химические элементы, образующие в свободном состоянии простые вещества с металлической связью. Из 110 известных химических элементов 88 – металлы. Более 80 % элементов периодической системы относятся к металлам. В соответствии со строением электронных оболочек к ним относятся элементы (кроме водорода и гелия, все элементы- и семейств, элементы ІІІ группы (кроме бора, а также олово и свинец (ІV-группа), висмут (группа) и полоний (І- группа. Металлы имеют на внешнем энергетическом уровне от 1 до 3 электронов, не более, и этим объясняется их слабая электроотрицательность по сравнению с неметаллами. К элементам относятся элементы главных подгрупп І и ІІ групп периодической системы. Металлы І-группы называются щелочными, поскольку они, реагируя с водой, образуют щѐлочи. Металлы ІІ-группы, за исключением бериллия, называются щелочноземельными, аналогично оксидам этих металлов, называемым « щелочными землями. Элементы d- и семейств образуют побочные подгруппы, занимая промежуточное положение между s- и элементами, и называются переходными элементами. Металлы семейства делятся на лантаноиды и актиноиды, каждые из которых содержит по 14 элементов У атомов металлов валентных электронов меньше, чем свободных орбиталей, кроме того они обладают большим радиусом и низкой энергией ионизации. При сближении атомов в результате образования кристаллической решетки валентные орбитали перекрываются, электроны свободно перемещаются из одной орбитали в другую, становятся общими и осуществляют связь между всеми атомами кристалла. Таким образом, положительные ионы металла окружены и связаны общим электронным облаком «элекронным газом. Связь между положительными ионами металлов и обобществленными валентными электронами всех атомов в кристалле называется металлической связью. Она характерна для металлов в твердом и жидком состояниях. Металлическая связь ненасыщена, нелокализована и не имеет определенного направления в пространстве. 81 Атомы металлов на последнем энергетическом уровне содержат не более 3 электронов (чаще 1-2), поэтому могут их отдавать, превращаясь в катионы, при этом они проявляют только восстановительные свойства. Являясь восстановителями, они вступают в химические реакции с неметаллами и с другими окислителями (водой, кислотами, щелочами, солями и т. д, что является основными наиболее общим характерным химическим свойством металлов. По химическим свойствам металлы являются восстановителями и взаимодействуют 1) с кислородом, образуя оксиды 2 Ca + O 2 = 2 CaO; Ag, Au, Pt c кислородом не взаимодействуют. 2) с неметаллами (наиболее энергично с галогенами, образуя галиды) Mg + Cl 2 = MgCl 2 хлорид магния менее энергично металлы взаимодействуют с серой, с углеродом, с азотом, с кремнием Fe + S = FeS сульфид железа (II) 4 Al + 3 C = карбид алюминия 6 Li + N 2 = 2 Li 3 N нитрид лития 2 Mg + Si = Mg 2 Si. силицид магния Все эти реакции идут при повышенной температуре. 3) с водой а) при обычных условиях активные металлы 2 Na + 2 H 2 O = 2 NaOH + H 2 ↑; б) при повышении температуры Zn + 2 H 2 O = Zn(OH) 2 + H 2 ↑; 2 Al + 6 H 2 O = 2 Al(OH) 3 + H 2 ↑. 4) с кислотами ас кислотами – неокислителями (HCl концентрированная и разбавленная, разбавленная, H 3 PO 4 , Ни др Металлы, стоящие в ряду напряжений до водорода, взаимодействуют с растворами кислот - неокислителей, образуя соль и вытесняя водород 82 2 Al + 6 HCl = 2 AlCl 3 + 3 H 2 ↑. б) с кислотами-окислителями: Кислота Металл Li, K, Na, Mg, Al Mn, Zn, Fe, Pb (H) Cu, Hg, Ag, Au H 2 SO 4 (разб.) соль + Н соль + Н 2 не реагирует H 2 SO 4 (конц) соль + Н + H 2 O соль + S + H 2 O соль + SO 2 + H 2 O HNO 3 (очень разб.) соль + NH 3 (NH 4 NO 3 ) + H 2 O соль + N 2 + H 2 O соль + NO + H 2 O HNO 3 (разб.) соль + N 2 + H 2 O соль + N 2 O + H 2 O соль + NO + H 2 O HNO 3 (конц.) соль + NO 2 + H 2 O соль + NO 2 + H 2 O соль + NO 2 + H 2 O Такие металлы, как железо, хром, алюминий на холоду не реагируют сконцентрированными растворами этих кислот. Это явление называется пассивированием. Причина – образование на поверхности металлов тонкого и плотного защитного слоя оксида, защищающего металл от дальнейшего растворения. в) со смесями кислот. Почти все металлы, кроме родия и иридия, хорошо растворимы в смесях кислот, таких как смесь концентрированой соляной и азотной кислот или фтороводород- ной и азотной кислот. Смесь трѐх объѐмов концентрированной хлороводородной кислоты с одним объѐмом концентрированной азотной кислоты называют "царской водкой Au + 3 HCl + HNO 3 = AuCl 3 + NO + 2 H 2 O. 5) с солями. Более активный металл вытесняет менее активный из растворов солей Zn + CuSO 4 = ZnSO 4 + Cu ↓; ZnSO 4 + Cu → реакция не протекает) с оксидами. Активные металлы являются сильными восстановителями и восстанавливают другие металлы из их оксидов С + 2 Al = 2 Cr + Al 2 O 3 ; 7) со щелочами. Металлы, оксиды и гидроксиды которых амфотерны, взаимодействуют со щелочами с образованием солей и водорода: в растворе Zn + 2 NaOH + 2 H 2 O = Na 2 [Zn(OH) 4 ] + Н при сплавлении Zn + 2 NaOH (тв.) сплавление Na 2 ZnO 2 + Н 83 6.1 Особенности s-, металлов IА-IVА групп периодической системы Д. И. Менделеева IА-подгруппу периодической системы составляют элементы литий Li, натрий Na, калий K, рубидий Rb, цезий Cs, франций Fr, называемые щелочными металлами. Атомы щелочных металлов имеют на внешнем электронном уровне один электрон на s- подуровне, а на подстилающем 8 электронов, за исключением Li. Отдавая свой электрон, щелочные металлы проявляют степень окисления равную +1. Атомы элементов подгруппы являются самыми активными металлами с ярко выраженными восстановительными свойствами. Все элементы подгруппы, кроме Li, являются полными электронными аналогами. С ростом порядкового номера в подгруппе увеличивается число электронных оболочек и радиус атома, а это приводит к ослаблению электростатического притяжения электронов внешнего уровня к ядру. В результате уменьшается энергия ионизации, сродство к электрону, электроотрицательность, увеличивается способность к отдаче электрона и восстановительные свойства. Вследствие высокой химической активности щелочные металлы в свободном состоянии в природе не встречаются. Получают щелочные металлы электролизом расплавов солей или гидроксидов+ Химические свойства щелочных металлов Сгорая при давлении P = 1 атм натрий превращается в пероксид Бурно реагирует с водой с выделением тепла 2Na + 2H 2 O = 2NaOH + H 2 – Н. При нагревании до С натрий взаимодействует с водородом, образуя гидрид NaH: 2Na + H 2 = 2NaH; Непосредственно соединяется почти со всеми неметаллами кроме азота и углерода 2Na + Cl 2 = 2NaCl хлорид натрия 84 2Na + S = Na 2 S сульфид натрия 3Na + P = Na 3 P фосфид натрия При действии ацетилена на свободный натрий получают карбид натрия 2Na +2C 2 H 2 = 2NaHC 2 + H 2 ; 2NaHC 2 = Na 2 C 2 + C 2 H 2 ; Вытесняет водород из спиртов, кислот 2C 2 H 5 OH + 2Na = 2C 2 H 5 ONa + H 2 ; 2CH 3 COOH + 2Na = 2CH 3 COONa + Большое практическое значение имеют соли калия, используемые в качестве калийных удобрений. Все калийные удобрения представляют собой растворимые соли калия хлориды, сульфаты, карбонаты, нитраты. Сырьем для их производства служат водорастворимые минералы. Содержание калия в удобрениях ими- нералах принято выражать в пересчете на K 2 O. Металлы II А-подгруппы IIА-подгруппу периодической системы составляют следующие элементы бериллий Be, магний Mg, кальций Ca, стронций Sr и барий Ba. Атомы элементов IIА-подгруппы имеют на внешнем электронном уровне подуровня два валентных электрона …s 2 с противоположными спинами ↑↓ . При возбуждении атомов происходит переход электронов на свободный р-подуровень и оба электрона становятся неспаренными. Поэтому элементы А- подгруппы проявляют степень окисления. Карбонат кальция CaCO 3 применяют в сельском хозяйстве для известкования кислых почв, которое основано на взаимодействие катионами водорода Н+ почвенного поглощающего комплекса (ППК). Соли натрия вымываются из почвы осадками. Фосфат кальция Ca 3 (PO 4 ) 2 , дигидрофосфат Ca(H 2 PO 4 ) 2 , и гид- рофосфат CaHPO 4 используют в качестве удобрений. Хлорид кальция CaCI 2 применяют в медицине ив ветеринарии. Металлы III А-подгруппы Алюминий, галлий, индий и таллий составляют III А- подгруппу периодической системы элементов. Отличаясь в строении своих атомов числом внутренних электронных уровней, эти элементы имеют одинаковую электронную конфигурацию наружного уровня – р . В наружном уровне атомов этих элементов содержится потри электрона. Они расположены на s- и р- подуровнях (р ), в нормальном, невозбужденном состоянии р- электрон неспаренный. Металлы IV А-подгруппы В главную подгруппу IVА-подгруппы периодической системы элементов Д. И. Менделеева входят элементы, германий, олово и свинец. Это типичные р-элементы, невозбужденные их атомы имеют на внешнем уровне четыре электрона в состоянии s 2 p 2 , из которых р-электроны неспаренные. При возбуждении атомов электроны распариваются на свободную р-орбиталь, электроны внешнего слоя приобретают конфигурацию р и становятся неспаренными. Из элементов этой подгруппы углерод и кремний типичные неметаллы, германий амфотерный элемент, с металлическими свойствами, олово и свинец – металлы. Радиусы атомов закономерно растут с увеличением порядкового номера, энергия ионизации и относительная электроотрицательность уменьшается, металлические свойства усиливаются в ряду Ge – Sn – Pb. Тенденция к отдаче электронов у этих элементов менее выражена, чему атомов главных подгрупп III, II и I групп. Это различие проявляется в уменьшении сродства к водороду, снижению устойчивости гидридов. Для элементов этой группы характерны соединения, в которых они проявляют степени окисления – 4, +2 и +4. Известны многочисленные простые и комплексные соединения, в которых элементы подгруппы германия имеют степень окисления +2 или +4. Самыми устойчивыми для германия и олова являются соединения четырехвалентных элементов, а для свинца главная валентность – два. Соответственно этому изменяются окислительновосстановительные свойства соединений, что может быть показано схемой Ge 4+ Sn 4+ Pb 4+ усиление окислительных свойств Ge 2+ Sn 2+ Pb 2+ усиление восстановительных свойств. Оксиды и гидроксиды германия, олова и свинца имеют амфотерный характер, причем, у соединений германия преобладают кислотные свойства, ау свинца – слабо основные. Германий, олово и свинец малоактивны, в электрохимическом ряду 86 напряжений олово и свинец располагаются непосредственно перед водородом, а германий – после водорода. |