Химические свойства неорганических веществ. Химические свойства неорганических веществ ЕГЭ. Свойства неорганических веществ
 Скачать 436.65 Kb.
|
|
Свойства неорганических веществ К важнейшим классам неорганических веществ по традиции относят простые вещества (металлы и неметаллы), оксиды (кислотные, основные и амфотерные), гидроксиды (часть кислот, основания, амфотерные гидроксиды) и соли. Вещества, относящиеся к одному и тому же классу, обладают сходными химическими свойствами. Но вы уже знаете, что при выделении этих классов используют разные классификационные признаки. В этом параграфе мы окончательно сформулируем определения всех важнейших классов химических веществ и разберемся, по каким признакам выделяются эти классы. Начнем с простых веществ (классификация по числу элементов, входящих в состав вещества). Их обычно делят на металлы и неметаллы (рис. 13.1-а). Определение понятия " металл" вы уже знаете. Металлы – простые вещества, в которых атомы связаны между собой металлической связью. Из этого определения видно, что главным признаком, позволяющим нам разделить простые вещества на металлы и неметаллы, является тип химической связи. В большинстве неметаллов связь ковалентная. Но есть еще и благородные газы (простые вещества элементов VIIIA группы), атомы которых в твердом и жидком состоянии связаны только межмолекулярными связями. Отсюда и определение. Неметаллы – простые вещества, в которых атомы связаны между собой ковалентными (или межмолекулярными) связями. По химическим свойствам среди металлов выделяют группу так называемых амфотерных металлов. Это название отражает способность этих металлов реагировать как с кислотами, так и со щелочами (как амфотерные оксиды или гидроксиды) (рис. 13.1-б). Кроме этого, из-за химической инертности среди металлов выделяют благородные металлы. К ним относят золото, рутений, родий, палладий, осмий, иридий, платину. По традиции к благородным металлам относят и несколько более реакционно-способное серебро, но не относят такие инертные металлы, как тантал, ниобий и некоторые другие. Есть и другие классификации металлов, например, в металлургии все металлы делят на черные и цветные, относя к черным металлам железо и его сплавы. Из сложных веществ наибольшее значение имеют, прежде всего, оксиды, но так как в их классификации учитываются кислотно-основные свойства этих соединений, мы сначала вспомним, что такое кислоты и основания. Кислоты – сложные вещества, содержащие в своем составе ионы оксония или при взаимодействии с водой образующие в качестве катионов только эти ионы. Основания – сложные вещества, содержащие в своем составе гидроксид-ионы или при взаимодействии с водой образующие в качестве анионов только эти ионы. Таким образом, мы выделяем кислоты и основания из общей массы соединений, используя два признака: состав и химические свойства. По составу кислоты делятся на кислородсодержащие (оксокислоты) и бескислородные (рис. 13.2). Кислородсодержащие кислоты (оксокислоты) – кислоты, в состав которых входят атомы кислорода. Бескислородные кислоты – кислоты, молекулы которых не содержат кислорода. Следует помнить, что кислородсодержащие кислоты по своему строению являются гидроксидами. Примечание. По традиции для бескислородных кислот слово кислота" используется в тех случаях, когда речь идет о растворе соответствующего индивидуального вещества, например: вещество HCl называют хлороводородом, а его водный раствор – хлороводородной или соляной кислотой. Теперь вернемся к оксидам. Мы относили оксиды к группе кислотных или основных по тому, как они реагируют с водой (или по тому, из кислот или из оснований они получаются). Но с водой реагируют далеко не все оксиды, зато большинство из них реагирует с кислотами или щелочами, поэтому оксиды лучше классифицировать по этому свойству. Основные оксиды – оксиды, способные реагировать с кислотами и не способные реагировать со щелочами. Кислотные оксиды – оксиды, способные реагировать со щелочами и не способные реагировать с кислотами. Амфотерные оксиды – оксиды, способные реагировать и с кислотами, и со щелочами. Существует несколько оксидов, которые в обычных условиях не реагируют ни с кислотами, ни со щелочами. Такие оксиды называют несолеобразующими. Это, например, CO, SiO, N 2 O, NO, MnO 2 . В отличие от них, остальные оксиды называют солеобразующими (рис. 13.3). Как вы знаете, большинство кислот и оснований относится к гидроксидам. По способности гидроксидов реагировать и с кислотами, и со щелочами среди них (как и среди оксидов) выделяют амфотерные гидроксиды (рис. 13.4). Амфотерные гидроксиды – гидроксиды, способные реагировать и с кислотами, и со щелочами. Теперь нам осталось дать определение солей. Термин " соль" используется издавна. По мере развития науки, его смысл неоднократно изменялся, расширялся и уточнялся. В современном понимании соль – это ионное соединение, но традиционно к солям не относят ионные оксиды (так как их называют основными оксидами), ионные гидроксиды (основания), а также ионные гидриды, карбиды, нитриды и т. п. Поэтому упрощенно можно сказать, что Соли – ионные соединения, но не гидриды, не оксиды и не гидроксиды. Можно дать и другое, более точное, определение солей. Соли – ионные соединения, в состав которых в качестве анионов входят кислотные остатки. Давая такое определение, соли оксония обычно относят и к солям, и к кислотам. Соли принято подразделять по составу на кислые, средние и основные (рис. 13.5). Кислые соли – соли, в состав которых входят анионы, способные отдавать протон. То есть в состав анионов кислых солей входят атомы водорода, связанные ковалентными связями с другими атомами анионов и способные отрываться под действием оснований. Основные соли – соли, в состав которых входят катионы, способные принимать протон и содержащие гидроксильные группы (группы – О– Н). Основные соли обычно имеют очень сложный состав и часто нерастворимы в воде. Типичный пример основной соли – минерал малахит Cu 2 (OH) 2 CO 3 Как видите, важнейшие классы химических веществ выделяются по разным классификационным признакам. Но по какому бы признаку мы не выделяли класс веществ, все вещества этого класса обладают общими химическими свойствами. 13.2. Металлы В кристаллах металлов и в их расплавах атомные остовы связывает единое электронное облако металлической связи. Как и отдельный атом элемента, образующего металл, кристалл металла обладает способностью отдавать электроны. Склонность металла отдавать электроны зависит от его строения и, прежде всего, от размера атомов: чем больше атомные остовы (то есть чем больше ионные радиусы), тем легче металл отдает электроны. Металлы – простые вещества, поэтому степень окисления атомов в них равна 0. Вступая в реакции, металлы почти всегда изменяют степень окисления своих атомов. Атомы металлов, не обладая склонностью принимать электроны, могут только их отдавать или обобществлять. Электроотрицательность этих атомов невелика, поэтому даже при образовании ими ковалентных связей атомы металлов приобретают положительную степень окисления. Следовательно, все металлы в той или иной степени проявляют восстановительные свойства. Они реагируют: 1) С неметаллами (но не все и не со всеми): 4Li + O 2 = 2Li 2 O, 3Mg + N 2 = Mg 3 N 2 (при нагревании), Fe + S = FeS (при нагревании). Наиболее активные металлы легко реагируют с галогенами и кислородом, а с очень прочными молекулами азота реагирует только литий и магний. Реагируя с кислородом, большинство металлов образует оксиды, а наиболее активные – пероксиды (Na 2 O 2 , BaO 2 ) и другие более сложные соединения. 2) С оксидами менее активных металлов: 2Ca + MnO 2 = 2CaO + Mn (при нагревании), 2Al + Fe 2 O 3 = Al 2 O 3 + 2Fe (с предварительным нагреванием). Возможность протекания этих реакций определяется общим правилом (ОВР протекают в направлении образования более слабых окислителя и восстановителя) и зависит не только от активности металла (более активный, то есть легче отдающий свои электроны металл восстанавливает менее активный), но и от энергии кристаллической решетки оксида (реакция протекает в направлении образования более " прочного" оксида). 3) С растворами кислот (§ 12.2): Mg + 2H 3 O = Mg 2B + H 2 + 2H 2 O, Fe + 2H 3 O = Fe 2 + H 2 + 2H 2 O, Mg + H 2 SO 4p = MgSO 4p + H 2 , Fe + 2HCl p = FeCl 2p + H 2 В этом случае возможность реакции легко определяется по ряду напряжений (реакция протекает, если металл в ряду напряжений стоит левее водорода). 4) C растворами солей (§ 12.2): Fe + Cu 2 = Fe 2 + Cu, Cu + 2Ag = Cu 2 +2Ag, Fe + CuSO 4p = Cu + FeSO 4p , Cu + 2AgNO 3p = 2Ag + Cu(NO 3 ) 2p Для определения возможности протекания реакции здесь также используется ряд напряжений. 5) Кроме этого, наиболее активные металлы (щелочные и щелочноземельные) реагируют с водой: 2Na + 2H 2 O = 2Na + H 2 + 2OH , Ca + 2H 2 O = Ca 2 + H 2 + 2OH , 2Na + 2H 2 O = 2NaOH p + H 2 , Ca + 2H 2 O = Ca(OH) 2p + H 2 Во второй реакции возможно образование осадка Ca(OH) 2 Большинство металлов в промышленности получают, восстанавливая их оксиды: Fe 2 O 3 + 3CO = 2Fe + 3CO 2 (при высокой температуре), MnO 2 + 2C = Mn + 2CO (при высокой температуре). В лаборатории для этого часто используют водород: Наиболее активные металлы, как в промышленности, так и в лаборатории, получают с помощью электролиза. В лаборатории менее активные металлы могут быть восстановлены из растворов их солей более активными металлами. 13.3. Неметаллы В отличие от металлов, неметаллы очень сильно отличаются друг от друга по своим свойствам – как физическим, так и химическим, и даже по типу строения. Но, не считая благородных газов, во всех неметаллах связь между атомами ковалентная. Атомы, входящие в состав неметаллов, обладают склонностью к присоединению электронов, но, образуя простые вещества, " удовлетворить" эту склонность не могут. Поэтому неметаллы (в той или иной степени) обладают склонностью присоединять электроны, то есть могут проявлять окислительные свойства. Окислительная активность неметаллов зависит, с одной стороны, от размеров атомов (чем меньше атомы, тем активнее вещество), а с другой – от прочности ковалентных связей в простом веществе (чем прочнее связи, тем менее активно вещество). При образовании ионных соединений атомы неметаллов действительно присоединяют " лишние" электроны, а при образовании соединений с ковалентными связями – лишь смещают в свою сторону общие электронные пары. И в том, и в другом случае степень окисления уменьшается. Неметаллы могут окислять: 1) металлы (вещества более или менее склонные отдавать электроны): 3F 2 + 2Al = 2AlF 3 , O 2 + 2Mg = 2MgO (с предварительным нагреванием), S + Fe = FeS (при нагревании), 2C + Ca = CaC 2 (при нагревании). 2) другие неметаллы (менее склонные принимать электроны): 2F 2 + C = CF 4 (при нагревании), O 2 + S = SO 2 (с предварительным нагреванием), S + H 2 = H 2 S (при нагревании), 3) многие сложныевещества: 4F 2 + CH 4 = CF 4 + 4HF, 3O 2 + 4NH 3 = 2N 2 + 6H 2 O (при нагревании), Cl 2 + 2HBr = Br 2 + 2HCl. Здесь возможность протекания реакции определяется прежде всего прочностью связей в реагентах и продуктах реакции и может быть определена путем расчета G. Самый сильный окислитель – фтор. Ненамного уступают ему кислород и хлор (обратите внимание на их положение в системе элементов). В значительно меньшей степени окислительные свойства проявляют бор, графит (и алмаз), кремний и другие простые вещества, образованные элементами, примыкающими к границе между металлами и неметаллами. Атомы этих элементов менее склонны присоединять электроны. Именно эти вещества (особенно графит и водород) способны проявлять восстановительные свойства: 2С + MnO 2 = Mn + 2CO, 4H 2 + Fe 3 O 4 = 3Fe + 4H 2 O. Остальные химические свойства неметаллов вы изучите в следующих разделах при знакомстве с химией отдельных элементов (как это было в случае кислорода и водорода). Там же вы изучите и способы получения этих веществ. 1 13.4. Основные оксиды Вы уже знаете, что все основные оксиды – твердые немолекулярные вещества с ионной связью. К основным оксидам относятся: а) оксиды щелочных и щелочноземельных элементов, б) оксиды некоторых других элементов, образующих металлы, в низших степенях окисления, например: СrO, MnO, FeO, Ag 2 O и др. В их состав входят однозарядные, двухзарядные (очень редко трехзарядные катионы) и оксид-ионы. Наиболее характерные химические свойства основных оксидов как раз и связаны с присутствием в них двухзарядных оксид-ионов (очень сильных частиц-оснований). Химическая активность основных оксидов зависит прежде всего от прочности ионной связи в их кристаллах. 1) Все основные оксиды реагируют с растворами сильных кислот: Li 2 O + 2H 3 O = 2Li + 3H 2 O, NiO + 2H 3 O = Ni 2 +3H 2 O, Li 2 O + 2HCl p = 2LiCl p + H 2 O, NiO + H 2 SO 4p = NiSO 4p + H 2 O. В первом случае кроме реакции с ионами оксония протекает еще и реакция с водой, но, так как ее скорость значительно меньше, ею можно пренебречь, тем более, что в итоге все равно получаются те же продукты. Возможность реакции с раствором слабой кислоты определяется как силой кислоты (чем сильнее кислота, тем она активнее), так и прочностью связи в оксиде (чем слабее связь, тем активнее оксид). 2) Оксиды щелочных и щелочноземельных металлов реагируют с водой: Li 2 O + H 2 O = 2Li + 2OH BaO + H 2 O = Ba 2 + 2OH Li 2 O + H 2 O = 2LiOH p , BaO + H 2 O = Ba(OH) 2p 3) Кроме того, основные оксиды реагируют с кислотными оксидами: BaO + CO 2 = BaCO 3 , FeO + SO 3 = FeSO 4 , Na 2 O + N 2 O 5 = 2NaNO 3 В зависимости от химической активности тех и других оксидов реакции могут протекать при обычной температуре или при нагревании. В чем причина протекания таких реакций? Рассмотрим реакцию образования BaCO 3 из BaO и CO 2 . Реакция протекает самопроизвольно, а энтропия в этой реакции уменьшается (из двух веществ, твердого и газообразного, образуется одно кристаллическое вещество), следовательно, реакция экзотермическая. В экзотермических реакциях энергия образующихся связей больше, чем энергия рвущихся, следовательно, энергия связей в BaCO 3 больше, чем в исходных BaO и CO 2 . И в исходных веществах, и в продуктах реакции два типа химической связи: ионная и ковалентная. Энергия ионной связи (энергия решетки) в BaO несколько больше, чем в BaCO 3 (размер карбонатного иона больше, чем оксид-иона), следовательно, энергия системы O 2 + CO 2 больше, чем энергия CO 3 2 + Q Иными словами, ион CO 3 2 более устойчив, чем отдельно взятые ион O 2 и молекула CO 2 . А большая устойчивость карбонат-иона (его меньшая внутренняя энергия) связана с распределением заряда этого иона (– 2 е) по трем атомам кислорода карбонат-иона вместо одного в оксид-ионе. 4) Многие основные оксиды могут быть восстановлены до металла более активным металлом или неметаллом-восстановителем: MnO + Ca = Mn + CaO (при нагревании), FeO + H 2 = Fe + H 2 O (при нагревании). Возможность протекания таких реакций зависит не только от активности восстановителя, но и от прочности связей в исходном и образующемся оксиде. Общим способом получения почти всех основных оксидов является окисление соответствующего металла кислородом. Таким способом не могут быть получены оксиды натрия, калия и некоторых других очень активных металлов (в этих условиях они образуют пероксиды и более сложные соединения), а также золота, серебра, платины и других очень малоактивных металлов (эти металлы не реагируют с кислородом). Основные оксиды могут быть получены термическим разложением соответствующих гидроксидов, а также некоторых солей (например, карбонатов). Так, оксид магния может быть получен всеми тремя способами: 2Mg + O 2 = 2MgO, Mg(OH) 2 = MgO + H 2 O, MgCO 3 = MgO + CO 2 13.5. Кислотные оксиды Все кислотные оксиды - вещества сковалентной связью. К кислотным оксидам относятся: а) оксиды элементов, образующих неметаллы, б) некоторые оксиды элементов, образующих металлы, если металлы в этих оксидах находятся в высших степенях окисления, например, CrO 3 , Mn 2 O 7 Среди кислотных оксидов есть вещества, представляющие собой при комнатной температуре газы (например: СО 2 , N 2 O 3 , SO 2 , SeO 2 ), жидкости (например, Mn 2 O 7 ) и твердые вещества (например: B 2 O 3 , SiO 2 , N 2 O 5 , P 4 O 6 , P 4 O 10 , SO 3 , I 2 O 5 , CrO 3 ). Большинство кислотных оксидов - молекулярные вещества (исключения составляют B 2 O 3 , SiO 2 , твердый SO 3 , CrO 3 и некоторые другие; существуют и немолекулярные модификации P 2 O 5 ). Но и немолекулярные кислотные оксиды при переходе в газообразное состояние становятся молекулярными. Для кислотных оксидов характерны следующие химические свойства. 1) Все кислотные оксиды реагируют с сильными основаниями, как с твердыми: CO 2 + Ca(OH) 2 = CaCO 3 + H 2 O SiO 2 + 2KOH = K 2 SiO 3 + H 2 O (при нагревании), так и с растворами щелочей: SO 3 + 2OH = SO 4 2 + H 2 O, N 2 O 5 + 2OH = 2NO 3 + H 2 O, SO 3 + 2NaOH р = Na 2 SO 4р + H 2 O, N 2 O 5 + 2KOH р = 2KNO 3р + H 2 O. Причина протекания реакций с твердыми гидроксидами та же, что с оксидами. Наиболее активные кислотные оксиды (SO 3 , CrO 3 , N 2 O 5 , Cl 2 O 7 ) могут реагировать и с нерастворимыми (слабыми) основаниями. 2) Кислотные оксиды реагируют с основными оксидами: CO 2 + CaO = CaCO 3 P 4 O 10 + 6FeO = 2Fe 3 (PO 4 ) 2 (при нагревании) 3) Многие кислотные оксиды реагируют с водой. N 2 O 3 + H 2 O = 2HNO 2 SO 2 + H 2 O = H 2 SO 3 (более правильная запись формулы сернистой кислоты -SO 2 H 2 O N 2 O 5 + H 2 O = 2HNO 3 SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4 Многие кислотные оксиды могут быть получены путем окисления кислородом (сжигания в кислороде или на воздухе) соответствующих простых веществ (C гр , S 8 , P 4 , P кр , B, Se, но не N 2 и не галогены): C + O 2 = CO 2 , S 8 + 8O 2 = 8SO 2 , или при разложении соответствующих кислот: H 2 SO 4 = SO 3 + H 2 O (при сильном нагревании), H 2 SiO 3 = SiO 2 + H 2 O (при высушивании на воздухе), H 2 CO 3 = CO 2 + H 2 O (при комнатной температуре в растворе), H 2 SO 3 = SO 2 + H 2 O (при комнатной температуре в растворе). Неустойчивость угольной и сернистой кислот позволяет получать CO 2 и SO 2 при действии сильных кислот на карбонаты Na 2 CO 3 + 2HCl p = 2NaCl p + CO 2 +H 2 O (реакция протекает как в растворе, так и с твердым Na 2 CO 3 ), и сульфиты K 2 SO 3тв + H 2 SO 4конц = K 2 SO 4 + SO 2 + H 2 O (если воды много, диоксид серы в виде газа не выделяется). 13.6. Амфотерные оксиды К амфотерным оксидам относят ZnO, Al 2 O 3 , BeO, Cr 2 O 3 , PbO, CuO и некоторые другие оксиды. Химическая связь в них плохо описывается как в рамках модели ионной связи, так и в рамках модели ковалентной связи. По химическим свойствам амфотерные оксиды похожи на основные оксиды и отличаются от них только своей способностью реагировать с щелочами, как с твердыми (при сплавлении), так и с растворами, а также с основными оксидами. Рассмотрим эти реакции на примере оксида цинка. При сплавлении оксида цинка со щелочью (например, NaOH) оксид цинка ведет себя как кислотный оксид, образуя в результате реакции соль - цинкат натрия: ZnO + 2NaOH = Na 2 ZnO 2 + H 2 O При взаимодействии оксида цинка с раствором щелочи (того же NaOH) протекает другая реакция: ZnO + 2OH + H 2 O = [Zn(OH) 4 ] 2 Молекулярное уравнение: ZnO + 2NaOH p + H 2 O = Na 2 [Zn(OH) 4 ] p Образующийся анион называется тетрагидроксоцинкат-ионом, а соль, которую можно выделить из раствора - тетрагидроксоцинкатом натрия. В аналогичные реакции вступают и другие амфотерные оксиды. Состав и названия этих веществ легко можно определить, пользуясь таблицей 34. При нагревании амфотерные оксиды реагируют с основными оксидами ZnO + Na 2 O = Na 2 ZnO 2 , но только в случае оксидов щелочных металлов может идти речь об образовании солей, в остальных случаях образуются сложные оксиды. Способы получения амфотерных оксидов те же, что и основных оксидов. Резкой границы как между амфотерными и основными, так и между амфотерными и кислотными оксидами нет. В очень жестких условиях амфотерные свойства могут проявлять как некоторые основные оксиды (например, MgO под давлением при высокой температуре и высокой концентрации щелочи), так и некоторые кислотные оксиды (например, B 2 O 3 ). Таблица 34. Состав и названия анионов, образующихся при реакции со щелочью амфотерных оксидов Амфотерный оксид Анионы, образующиеся в расплаве щелочи Анионы, образующиеся в растворе щелочи. Формула Название Формула Название ZnO ZnO 2 2 цинкат-ион [Zn(OH) 4 ] 2 тетрагидроксоцинкат-ион BeO BeO 2 2 бериллат-ион [Be(OH) 4 ] 2 тетрагидроксобериллат-ион CuO CuO 2 2 купрат-ион [Cu(OH) 4 ] 2 тетрагидроксокупрат-ион PbO PbO 2 2 плюмбат(II)-ион [Pb(OH) 3 ] тригидроксоплюмбат(II)-ион Cr 2 O 3 CrO 2 хромат(III)-ион [Cr(OH) 6 ] 3 гексагидроксохромат(III)-ион Al 2 O 3 AlO 2 алюминат-ион [Al(H 2 O) 2 (OH) 4 ] [Al(OH) 6 ] 3 диакватетрагидроксоалюминат-ион, гексагидроксоалюминат-ион |