Методичка по химии. Некоторые теоретические сведения
 Скачать 449.5 Kb.
|
|
Периодическая система: некоторые теоретические сведения Главными характеристиками вещества являются его кислотно-основные и окислительно-восстановительные свойства. Именно они определяют, с какими веществами в окружающей среде, химической или биохимической системе, технологической установке будет реагировать рассматриваемое вещество. В пособии уделено большое внимание рассмотрению кислотно-основных свойств веществ и закономерностям их изменения в периодической системе. В периодической системы (ПС) можно выделить два полюса свойств элементов: металлические и неметаллические. К металлам относят элементы, атомы которых могут только отдавать электроны в химических процессах. При этом степень окисления металлов в образующихся соединениях положительна (+). Неметаллы - это вещества, атомы которых способны как присоединять, так и отдавать электроны, поэтому степени окисления у них могут быть положительными и отрицательными по знаку. В восьми групповой периодической системе типичные металлы находятся в ее левой части, а неметаллы - в правой верхней части. При этом нарастание металлических свойств по главным подгруппам усиливается сверху вниз, так что самые активные металлы находятся в левом нижнем углу ПС( цезий,франций), а самые типичные неметаллы- в правом верхнем углу ПС (самый активный из них фтор – в переводе с греческого «разрушающий», атом этого элемента может только принимать электрон). Перечислим типичные неметаллы: H, B, C, N, O, F, Si, P, S, Cl, Br, I. Большинство элементов в ПС (начиная главным образом с IV группы) имеет несколько степеней окисления в соединениях, правила определения максимальных и минимальных значений степеней окисления приведены ниже. Ограниченное количество элементов имеют одну степень окисления в соединениях, наиболее распространенные из них следующие: щелочные металлы и Ag- +1; Be, Mg, Ca, Ba, Sr, Zn, Cd, Hg- +2, Al, Ga - +3 Зная положение элементов IV – VIII групп в ПС, можно указать некоторые степени окисления, которые они могут проявлять в соединениях: максимальная степень окисления любого элемента (+) =№ группы (у некоторых элементов, например, Fe, Co, Ni , соединения с такими степенями окисления не существуют). Укажем для примера максимальные степени окисления некоторых элементов: N (азот) – V группа ( +5); Сr(хром) – VI группа (+6); Cl и Mn –VII группа (+7). Формулы соответствующих оксидов : N2O5, CrO3, Cl2O7, Mn2O7. Минимальная степень окисления для металлов и неметаллов определяется следующим образом: минимальная степень окисления металла (+) = +1, +2 (IV-VIII группа). минимальная степень окисления неметалла (-) = № группы-8 (все неметаллы – р-элементы и разность представляет собой число электронов, необходимое для завершения внешнего энергетического уровня атома неметалла). Например, у таких металлов, как хром Cr (VI группа) и Mn (VII группа) минимальные степени окисления составляют +2 и им соответствуют оксиды CrO (неустойчив) и МnO. У неметаллов V группы (N и Р ) минимальная степень окисления составляет « -3» ( NH3, РН3). Неметаллы VII группы, например хлор Cl, имеет наименьшую степень окисления равную -1 (HCl). Контрольное задание 1:
Сr2O3, NO2, Bi2O5, K2O, Fe2O3. Номенклатура неорганических соединений Международный союз по теоретической и прикладной химии сформулировал общие правила для формирования названий химических соединений – так называемая систематическая международная номенклатура. Она является наиболее строгой, достаточно простой и универсальной; название неорганических соединений строится по следующим правилам: - если соединение состоит только из двух элементов, то первый называют по - русски (на национальном языке страны), указывая приставками ( ди, три, тетра и т.д.) число его атомов. Второй элемент называют по латыни с суффиксом -ид (и соответствующими количественными приставками): например: NaCl - натрий хлорид, BaO - барий оксид, BN –бор нитрид, GaAs – галлий арсенид, N2O –диазот оксид, СеO2- церий диоксид, S2O3 -дисера триоксид. Аналогично называют гидроксиды металлов: Сa(OH)2 –кальций дигидроксид ( ион ОН- называют в неорганической химии гидроксид-ионом). -если соединение состоит из трех и более элементов (например, кислородные кислоты, некоторые соли ), то кислотный остаток называют справа налево, указывая количество атомов кислорода – оксо, диоксо, триоксо и т.д., а затем по латыни элемент с суффиксом -ат (в скобках записывают римскими цифрами его степень окисления (при условии, элемент имеет несколько значений степеней окисления в соединениях), например: -SiO32- - триоксосиликат ион (метасиликат-ион – полусистематическая номенклатура, использование которой допустимо); -Na2SiO3- динатрий триоксосиликат или динатрий метасиликат; -PO43- -тетраоксофосфат(V) или ортофосфат- ион; АLPO4 –алюминий тетраоксофосфат(V) , или алюминий ортофосфат; -СО32- - триоксокарбонат-ион (карбонат- ион); СaCO3 кальций триоксокарбонат, кальций карбонат; -РО3- –триоксофосфат (V) - ион или метафосфосфат- ион; Zn(PO3)2 – цинк триоксофосфат(V) или цинк метафосфат. В настоящее время в России наиболее широко распространена полусистематическая номенклатура (сведения о систематической общепринятой в мире номенклатуре в школьную программу до сих пор не входят). В технической, особенно старой литературе, часто встречается русская номенклатура, которая уже отменена, кроме того, некоторые соединения имеют тривиальные названия. В качестве примера ниже приведена таблица с названиями различных неорганических соединений. Абитуриентам, поступившим в высшие учебные заведения необходимо так же знать групповые названия элементов: щелочные металлы (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr); щелочно-земельные металлы (Ca, Sr, Ba, Ra); переходные элементы 3d- ряда (3d-элементы)- Sc……Zn; лантаноиды (редкоземельные элементы) – Сe ……Lu; актиноиды (трансурановые элементы) – Th………Lr ; платиноиды (элементы группы платины)- Ru, Rh, Pd, Os, Ir, Pt; халькогены – O, S, Se, Te; галогены – F, Cl, Br, I, At Химическая номенклатура Формула соединения систематическая полусисте- русская тривиальная матическая НСl водород хлорид хлорид водорода хлористый соляная кислота водород (водный раствор) Н2SO4 диводород серная кислота - - тетраоксосульфат(VI) кислота HNO3 водород азотная - - триоксонитрат (V) кислота NaOH натрий гидроксид гидроокись едкий гидроксид натрия натрия натр Ca(OH)2 кальций гидроксид гидроокись известковая дигидроксид кальция кальция вода NaHS натрий гидросульфид кислый - водородсульфид натрия сернистый натрий ZnOHCl цинк хлорид основной - гидроксид гидроксоцинка хлористый цинк - хлорид CaHPO4 кальций водород гидрофосфат кислый - тетраоксофосфат(V) кальция двузамещенный ортофосфорнокислый кальций PH3 фосфор гидрид - фосфин тригидрид фосфора(III) АlOHSO3 алюминий сульфит основной - гидроксид гидроксоалюминия двузамещенный триоксосульфат(IV) сернистокислый алюминий Классификация неорганических соединений Все неорганические соединения могут быть разделены на четыре основных класса: оксиды, гидроксиды, бескислородные кислоты и соли. Общая схема такой классификации представлена на рис 1. Эта классификация не является полной, так как в нее не входят различные менее часто встречающиеся бинарные (состоящие из двух элементов) соединения (например, аммиак-NH3, сероуглерод –CS2 и пр.) за исключением широко распространенного класса бинарных соединений- оксидов. Оксиды +n -2 Соединения элементов с кислородом вида Э2Оn называются оксидами (степень окисления атома О в оксидах равна «-2»). Систематическая номенклатура оксидов: на первом месте указывают название элемента в именительном падеже с соответствующими греческими количественными приставками, далее - слово «оксид» также с соответствующими количественными приставками, например: SiO2- кремний диоксид, Fe2O3- дижелезо триоксид , P2O5- дифосфор пентоксид. Полусистематическая номенклатура: на первом месте записывают слово «оксид», за которым следует название элемента в родительном падеже с указанием римскими цифрами в скобках его степени окисления, например: Fe2O3 – оксид железа (III); FeO- оксид железа (II) P2O3- оксид фосфора (III); P2O5- оксид фосфора (V). Na2O – оксид натрия ( натрий имеет только одно значение степени окисления в соединениях, в таких случаях ее не указывают). Устаревшая русская номенклатура в названиях оксидов оперировала словом «окись» с указанием количества атомов кислорода на один атом элемента, например: N2O - полуокись азота, Fe2O3- полутороокись железа, CO2 - двуокись углерода. Следует отметить, что в русской номенклатуре оксид элемента с низшей степенью окисления часто называли закисью элемента, а оксид того же элемента с высшей степенью окисления- окисью, например: Сu20- закись меди, CuO- окись меди. Существуют соединения элементов с кислородом, которые не проявляют свойств оксидов (в этих соединениях атом кислорода имеет степень окисления, которая не равна «-2»). Например, Н2О2-1- пероксид водорода (перокись водорода), проявляет свойства слабой кислоты, Na2O2-1 - пероксид натрия – соль. ОСНОВНЫЕ СПОСОБЫ ПОЛУЧЕНИЯ ОКСИДОВ1.Прямое взаимодействие элементов или сложных веществ с кислородом (как правило,окисление происходит при высоких температурах - горение): 2 Mg + O2 = 2 MgO C + O2 = CO2 УФ или катализатор 2 SO2 + O2 = 2 SO3 СН4 + 2 О2 = 2 Н2О + СО2 2.Разложение некоторых солей, оснований и кислот: CaCO3 = CaO + CO2 Mg(OH)2 = MgO + H2O H2CO3 = CO2 + H2O 2 CuSO4 = 2 CuO + 2 SO2 + O2 3.Образование оксидов некоторых неметаллов при взаимодействии азотной и серной кислоты с металлами и неметаллами: С + 2 H2SO4к = CO2 + 2 SO2 + 2 H2O Cu + 4 HNO3к = Cu(NO3)2 + 2 NO2 + 2 H2O 4. Взаимодействие солей неустойчивых кислот (H2CO3, H2SО4) c сильными кислотами или солей неустойчивых оснований со щелочами: K2CO3 + 2 HCl = 2 KCl + H2O + CO2 2 AgNO3 + 2 NaOH = Ag2O + H2O + 2 NaNO3 Все оксиды подразделяют на соле- и несолеобразующие или безразличные оксиды (общая схема классификации оксидов приведена на схеме 2). Солеобразующие оксиды могут образовывать соли при многочисленных химических реакциях,например: СаО + СО2 = СаСО3 Солеобразующим оксидам соответствуют гидроксиды, которые образуются при прямом взаимодействии оксидов с водой и их получают косвенным путем, например: СаО + Н2О = Са(ОН)2 Na2O + H2O = 2NaOH Al2O3 + H2O ≠ Al2O3 + 6 HCl = 2 AlCl3 + 3 H2O AlCl3 +3 NaOH =Al(OH)3 + 3 NaCl (косвенное получение Al(OH)3) SO3 + H2O = H2SО4 SiO2 + H2O ≠ SiO2 + 2 NaOH = Na2SiO3 + H2O Na2SiO3 + 2 HCl = 2 NaCl + H2SiO3 (косвенное получение H2SiO3) Солеобразующие оксиды подразделяют по свойствам на три группы: основные (ударение на втором слоге), кислотные и амфотерные. Основные оксиды – это оксиды металлов с низкими степенями окисления, главным образом, +1,+2 (кроме некоторых амфотерных, например, ZnO, BeO и некоторые другие). К ним следует в первую очередь отнести оксиды щелочных и щелочноземельных металлов, а также оксиды других металлов с низкими степенями окисления (CuO, NiO, CoO, FeO, и т.д.). Следует отметить, что непосредственно взаимодействуют с водой оксиды наиболее активных металлов, а именно, щелочных и щелочноземельных (см. выше). Доказательством основных свойств оксидов являются реакции: КИСЛОТА ОСНОВНОЙ ОКСИД + или ===> СОЛЬ + ( Н2О ) КИСЛОТНЫЙ ОКСИД Например, FeO + 2 HCl = FeCl2 + H2O Na2O + CO2 = Na2CO3 Кислотные оксиды (ангидриды кислот) характерны для неметаллов (см. перечень выше) с любой степенью окисления и металлов с высокими степенями окисления (от +5 до +8), например, СО2, SO2, N2O5, P2O5, Mn2O7, CrO3, RuO4. Такие оксиды при прямом взаимодействии с водой или с помощью косвенных реакций образуют соответствующие кислородные кислоты. Следует отметить, что непосредственно взаимодействуют с водой почти все оксиды неметаллов, например, газообразные -SO2, SO3, CO2, твердые - N2O5, P2O3 и P2O5 и жидкие (Cl2O7). Не растворяются в воде два оксида неметалла – B2O3 и SiO2. Многие оксиды металлов в высших степенях окислениz растворяются в воде, например, CrO3, некоторые из них неустойчивы (Mn2O7). Однако независимо от растворимости оксидов в воде легко формально вывести формулу кислоты, соответствующей данному оксиду: CrO3 B2O3 + H2O + H2O H2CrO4 H2B2O4 => HBO2 (кратные индексы у всех атомов сокращаем). Приведенные записи не являются химическими реакциями, они представляют собой формальный вывод формулы кислоты, которую желательно знать, т.к. в реакциях солеобразования с участием оксидов, проявляющих кислотные свойства, кислотный остаток соответствующей кислоты входит в состав соли. Приведенный вывод является формальным также по той причине, что многие реакции с участием оксидов протекают в безводной среде, например, в расплаве. Доказательством кислотных свойств оксидов являются реакции: ОСНОВАНИЕ КИСЛОТНЫЙ + или ==> CОЛЬ + ( Н2О ) ОКСИД ОСНОВНОЙ +H2O ОКСИД к-та (формальный вывод) , кислотный остаток входит в состав соли. Например, SO2 + 2 NaOH = Na2SO3 + H2O Mn2O7 + Ca(OH)2 = Ca(MnO4)2 + H2O +H2O H2Mn2O8 HMnO4 (формальный вывод), (MnO4-1 входит в состав соли). Амфотерные оксиды проявляют кислотные и основные свойства в зависимости от того, с чем реагируют. Следует запомнить достаточно часто встречающиеся металлы, оксиды которых обладают ярко выраженными амфотерными свойствами: Be, Al, Zn, Sn, Pb, Cr (III)…. Этим металлам соответствуют амфотерные оксиды: BeO, Al2O3, ZnO, SnO, SnO2, PbO, PbO2, Cr2O3 Многие металлы характеризуются набором степеней окисления в соединениях (как правило, начиная с IVгр.), при этом, с увеличением степени окисления данного металла в его оксидах и гидроксидах, наблюдается возрастание их кислотных свойств. Например, амфотерные оксиды SnO2 и PbO2 обладают более ярко выраженными кислотными свойствами, чем SnO и PbO. У такого важного с технической точки зрения металла, как хром, а так же у многих других металлов существуют оксиды и гидроксиды с различными кислотно-основными свойствами: Cr +2 +3 +6 CrO Cr2O3 CrO3 основной амфотерный кислотный Cr(OH)2 Cr(OH)3 H2CrO4 ========================================> кислотные свойства оксидов и гидроксидов возрастают У всех металлов, для которых существуют подобные ряды оксидов, амфотерными свойствами обладают оксиды и гидроксиды с промежуточными степенями окисления металла. В воде амфотерные оксиды не растворяются. Доказательством амфотерных свойств оксидов являются, по крайней мере, две противоположные реакции, которые позволяют подтвердить основные и кислотные свойства амфотерного оксида: КИСЛОТА или ==========> СОЛЬ + ( Н2О ) КИСЛОТНЫЙ АМФОТЕРНЫЙ + ОКСИД ОКСИД ОСНОВАНИЕ или ========= CОЛЬ + (Н2О ) ОСНОВНОЙ ОКСИД Рассмотрим пример: ZnO + 2 HCl = ZnCl2 + H2O (1) основн. св-ва ZnO + 2 NaOH = Na2ZnO2 + H2O (2) кислот. св-ва + H2O H2ZnO2 – цинковая к-та (формальный вывод). Как будет показано ниже, для растворов реакцию (2) более строго записывают в следующем виде: ZnO + 2 NaOH + Н2О = Na2[Zn(OH)4] тетрагидроксоцинкат натрия (комплексная соль) Вывод: амфотерный оксид реагирует со щелочью как кислотный, а с кислотой - как основной, в обоих случаях образуются соли.В том случае, когда амфотерный оксид проявляет основные свойства, металл входит в состав образующейся соли в качестве катиона; при проявлении амфотерным оксидом кислотных свойств, металл входит в состав аниона соли.БЕЗРАЗЛИЧНЫЕ (НЕСОЛЕОБРАЗУЮЩИЕ ) ОКСИДЫ Число таких оксидов невелико, наиболее распространенные из них следующие: CO, N2O, NO, NO2.В приведенных выше реакциях солеобразования такие оксиды не участвуют. ОБОБЩЕНИЕ: 1. Обратим внимание на взаимосвязь кислотно-основных свойств оксидов металлов и неметаллов с величинами их степеней окисления: у неметаллов в оксидах (см. перечень неметаллов выше) возможны следующие значения степеней окисления: +1 +2 +3 +4 +5 +6 +7 Практически все оксиды неметаллов - кислотные (кроме нескольких безразличных). Примеры: Cl2O, B2O3, CO2, N2O5, SO3, Cl2O7 и т.д. У металлов могут быть основные, амфотерные и кислотные оксиды и следующие степени окисления металлов в них: +1 +2 +3 +4 +5 +6 +7 +8 ________ ____________________ основн. оксиды кислотные оксиды _______________ амфотерные оксиды 2. Реакции с участием оксидов: при изучении химических свойств оксидов часто возникают проблемы с записью продуктов реакций. В связи с этим рекомендуем внимательно изучить ниже приведенные схемы и выводы из них: кислотный основной оксид оксид + или ========== соли амфотерный оксид (кислотн. св-ва)  + Н2О к-та - формальный вывод ф-лы кислоты, кислотный остаток основной входит в состав полученной соли кислотный оксид оксид или =========== соли +Н2О амфотерный ф-ла кислоты оксид (основные св-ва) ↓ (формальный вывод, кислотный остаток входит в состав полученной соли) Таким образом основные оксиды могут реагировать с кислотными и амфотерными оксидами и гидроксидами, которые проявляют в таких реакциях кислотные свойства. Кислотные оксиды взаимодействуют с основными и амфотерными оксидами и гидроксидами, которые в этом случае проявляют основные свойства. В любом случае рекомендуем формально прибавить к оксиду, проявляющему кислотные свойства, молекулу воды, вывести формулу кислоты, определить вид и заряд кислотного остатка, который войдет в состав соли. Реакции с амфотерными гидроксидами будут приведены ниже. (Следует иметь в виду, что многие реакции с участием оксидов и гидроксидов практически не протекают в водных растворах из-за плохой растворимости веществ, но могут протекать в расплавах при высоких температурах, такие реакции наблюдаются в природных и технологических процессах). Как следует из выше изложенного материала при изучении реакций с участием оксидов и гидроксидов важно знать их свойства. С учетом п.п. 1 и 2 обобщений можно предложить следующий алгоритм определения свойств оксидов: 1. Оксид Э2Оn. Э - металл или неметалл (см. перечень стр. ). Если Э - неметалл оксид кислотный (безразличные оксиды необходимо помнить). 2.Э-металл - оксид может быть основным, амфотерным и кислотным. Рекомендуем посмотреть перечень наиболее часто встречающихся амфотерных оксидов (если элемент не входит в приведенный перечень, но возникают сомнения относительно его свойств, можно посмотреть в учебнике степени окисления данного металла в соединениях, при наличии у него трех и более степеней окисления промежуточные оксиды будут амфотерными). 3.Оксид металла – неамфотерный, тогда: ст.ок. Ме высокие ( > +5 ) ст.ок. Ме невысокие (<+2) ↓ ↓ оксид - кислотный; оксид - основной (амфотерные – исключены) Рассмотрим примеры: +2 FeO + N2O5 = Fe(NO3)2 кислотный +H2O H2N2O6 ==> HNO3 2 NaOH + CrO3 = 2 Na2CrO4 + H2O кислотный +H2O H2CrO4- хромовая кислота Ba(OH)2 + Al2O3 = Ba(AlO2)2 + H2O амфот.(кислот.св-ва) + H2O H2Al2O4==> HАlO2 – метаалюминиевая кислота Контрольное задание 2: 1. Приведите примеры солеобразующих и несолеобразующих оксидов. В чем состоит различие между ними? 2. Какие оксиды называются основными, кислотными и амфотерными? По каким свойствам оксиды можно отнести к той или иной группе? 3. Дайте названия следующим оксидам, используя все виды номенклатур: Li2O, BeO, FeO, Fe2O3, MnO, MnO2, Mn2O7, WO3, P2O5, CO, CO2. 4. Даны оксиды: оксид кремния (IV), оксид магния, оксид свинца (II) и оксид хрома (VI), оксид хрома (III), оксид олова (IV), оксид бора. Определив свойства оксидов, записать возможные реакции с азотной кислотой HNO3 и КОН. 5. Дописать реакции: оксид хлора (I) + оксид магния; оксид углерода (IV) + оксид алюминия; гидроксид калия + оксид берилия; гидроксид железа (III) + оксид азота (III); оксид алюминия + оксид натрия; 6. Даны оксиды: оксид серы (IV), оксид магния, оксид цинка и оксид марганца (VII). Какие пары оксидов могут взаимодействовать друг с другом, запишите реакции. 7.Укажите свойства оксидов: MnO, MnO2, Mn2O7, запишите формулы соответствующих им гидроксидов. 8.Приведите примеры химических реакций, доказывающих амфотерный характер оксида хрома (III)3. 9.Могут ли взаимодействовать между собой и почему следующие оксиды: ZnO и FeO, Na2O и ZnO, N2O5 и MgO, Cl2O7 и СO2, P2O5 и K2O?. Напишите уравнения возможных реакций. 10.Каким образом, зная химические свойства оксидов, очистить FeO от примесей K2O и ZnO (используйте воду, кислоту или щелочь)? 11.Какие из нижеперечисленных оксидов можно растворить в кислотах, а какие – в щелочах: Cs2O, CaO, GeO2, N2O3? Запишите уравнения cоответствующих реакций. 13.У какого оксида сильнее выражены кислотные свойства: SnO2 или PbO2? 14. Какие из приведенных оксидов растворяются в воде, запишите реакции: оксид бора, оксид алюминия, оксид азота (V ), оксид железа (II), оксид серы (IV ), оксид калия, оксид магния. |