Главная Случайная страница



Полезное:

Как сделать разговор полезным и приятным Как сделать объемную звезду своими руками Как сделать то, что делать не хочется? Как сделать погремушку Как сделать неотразимый комплимент Как сделать так чтобы женщины сами знакомились с вами Как сделать идею коммерческой Как сделать хорошую растяжку ног? Как сделать наш разум здоровым? Как сделать, чтобы люди обманывали меньше Вопрос 4. Как сделать так, чтобы вас уважали и ценили? Как сделать лучше себе и другим людям Как сделать свидание интересным?


Категории:

АрхитектураАстрономияБиологияГеографияГеологияИнформатикаИскусствоИсторияКулинарияКультураМаркетингМатематикаМедицинаМенеджментОхрана трудаПравоПроизводствоПсихологияРелигияСоциологияСпортТехникаФизикаФилософияХимияЭкологияЭкономикаЭлектроника







Теоретические основы. К металлам относятся химические элементы с небольшим числом электронов (13) на наружном энергетическом уровне их атомов





К металлам относятся химические элементы с небольшим числом электронов (1...3) на наружном энергетическом уровне их атомов. Эти внешние электроны относительно слабо удерживаются ядром атома. Типичными металлами является большинство s-элементов (щелочные и щелочно-земельные металлы), атомы которых легко теряют валентные электроны, что отражается в низких значениях их электроотрицательности (см. приложение 1). Алюминий, галлий, бериллий, германий, олово, свинец и сурьма, как р-элементы проявляют уже амфотерные (т.е. металлические и неметаллические) свойства. В периодах, начиная с 3-его, между s-элементами и перечисленными амфотерными элементами располагаются d-элементы, для которых более характерны металлические, чем неметаллические свойства. В периодах с увеличением порядкового номера элемента, металлические свойства ослабевают, в группах, напротив, усиливаются. Если рассматривать только главные подгруппы, граница между металлами и неметаллами проходит примерно по диагонали В ¾ At. Побочные подгруппы включают только металлы.

В окислительно-восстановительных реакциях металлы выступают в роли восстановителей: Мео - n ® Men+.

Неметаллические простые вещества часто проявляют окислительно-восстановительную двойственность, т.е. в зависимости от условий, могут отдавать или принимать электроны, повышая или понижая степень окисления. Например:

S2- S0 S+4 S+6

 
 


восстановление окисление

 

Для металлов характерны реакции с окислителями-неметаллами:

Mn + Cl2 ® MnCl2

3Mg + N2 ® Mg3N2

2Zn + O2 ® 2ZnO

Fe + S ® FeS

Неметаллы взаимодействуют как с окислителями, так и с восстановителями: S + O2 ® SO2 (S - восстановитель)

S + Н2 ® Н2S (S - окислитель)

Взаимодействие металлов с водой, кислотами и щелочами протекает по-разному, в зависимости от активности металлов и их свойств, определяемых положением в периодической системе.

Высокоактивные металлы (щелочные и щелочно-земельные) разлагают воду с вытеснением водорода и образованием гидроксидов:



2Na + 2H2O ® 2NaOH + H2­

 

С растворами щелочей могут реагировать металлы, дающие амфотерные оксиды:

Zn + 2NaOH + 2H2O ® Na2[Zn (OH)4] + H2­

С кислотами металлы реагируют различно в зависимости от активности самого металла и окислительных свойств кислоты.

Металлы, имеющие отрицательные значения стандартных электродных потенциалов (jо ≤ 0 В), могут вытеснять водород из растворов галогеноводородных и серной кислот.

Cr + 2HCl ® CrCl2 + H2­

Mn + H2SO4 ® MnSO4 + H2­

Концентрированная серная кислота при взаимодействии с металлами может восстанавливаться до S0, S2- или до S+4:

4Zn + 5H2SO4 ® 4ZnSO4 + H2S + 4H2O

Концентрированная серная кислота может при нагревании окислять металлы, которые в электрохимическом ряду, напряжений, находятся после водорода:

Сu + 2H2SO4 CuSO4 + SO2 + 2H2O

Азотная кислота является сильнейшим окислителем и при взаимодействии с металлами может восстанавливаться до солей аммония и оксидов азота (N2O , NO , NO2) в зависимости от активности металла и концентрации кислоты.

 

4Zn + 10HNO3 разб ® 4Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O

4Zn + 10HNO3 конц ® 4Zn(NO3)2 + N2O + 5H2O

2Cu + 8HNO3 разб ® 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O

Cu + 4HNO3 конц ® Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O

 

Окислительную способность азотной кислоты можно усилить, добавив к ней соляной кислоты («царская водка») или HF. Эти смеси растворяют самые пассивные металлы (Au, Pt).

Оксиды неметаллов имеют кислотный характер, а соответствующие им гидроксиды являются кислотами. Например, N2O5 - оксид азота (V), ему соответствует азотная кислота HNO3: N2O5 + H2O ® 2HNO3

Оксиды и гидроксиды металлов могут быть основными (ВаО, K2O), амфотерными (ZnO, Al2O3) и кислотными (CrO3 , Mn2O7).

Способность гидроксидов диссоциировать по кислотному типу тем больше, чем больше степень окисления атома металла и чем меньше его радиус. Поэтому в периоде с увеличением порядкового номера элемента усиливаются кислотные свойства соединений и ослабевают основные. Например:

 

NaOH, Mg(OH)2 - основания

Al(OH)3 - амфотерный гидроксид

H2SiO3, H3PO4, H2SO4, HClO4 - кислоты.

 

В группе с ростом порядкового номера элемента для однотипно построенных гидроксидов кислотные свойства ослабевают, основные - усиливаются.

 

Например:

HNO3, H3PO4 - кислоты

As(OH)3, Sb(OH)3 - амфотерные гидроксиды

Bi(OH)3 - основание.

 

Если один и тот же элемент в разных степенях окисления образует несколько оксидов и гидроксидов, то кислотные свойства усиливаются с увеличением степени окисления. Например:

Cr+2(OH)2 Cr+3(OH)3 H2Cr+6O4

основание амфотерный гидроксид кислота

 

Соединения основного характера взаимодействуют с веществами кислотного характера с образованием солей. Амфотерные соединения могут реагировать как с кислотными, так и с основными.

Так, основные оксиды способны взаимодействовать с образованием солей:

а)с амфотерными оксидами: Na2O + BeO Na2BeO2 (1);



б)с кислотными оксидами: CaO + CO2 ® CaCO3 (2);

в)с кислотами: CuO + 2HCl ® CuCl2 + H2O (3);

г)с амфотерными гидроксидами:

Na2O + Zn(OH)2 ® Na2ZnO2 + H2O (4);

Характерными свойствами кислотных оксидов является их реакции:

а)с амфотерными и основными оксидами:

SiO2 + BeO BeSiO3 (5);

б)с основными гидроксидами:

SO2 + 2КОН ® К2SO3 + H2O (6);

в)с амфотерными гидроксидами:

3SO3 + 2Al(ОН)3 ® Al2(SO4)3 + 3H2O (7).

Амфотерные оксиды могут взаимодействовать как с кислотами, так и с основаниями, образуя при этом соли. Например, оксид цинка в реакции:

ZnO + 2KOH ® K2ZnO2 + H2O (8)

проявляет свойства кислотного оксида, а в реакции

ZnO + Н2SO4 ® ZnSO4 + H2O (9)

- свойства основного оксида.

Многие оксиды растворяются в воде с образованием соответствующих кислот и щелочей:

SO3 + H2O ® Н2SO4 (10),

K2O + H2O ® 2KOH (11).

В реакции (11) вступают только оксиды щелочных и щелочноземельных металлов.

К важнейшим химическим свойствами оснований относится их способность взаимодействовать с образованием солей:

а)с кислотами:

Cu(OH)2 + 2HNO3 ® Cu(NO3)2 + H2O (12);

б)с амфотерными гидроксидами:

2NaOH + Zn(OH)2 ® Na2ZnO2 + 2H2O (13);

а также с кислотными и амфотерными оксидами (реакции 6 и 8, соответственно).

Амфотерные гидроксиды могут взаимодействовать не только с основаниями, но и с кислотами:

Al(OH)3 + 3HCl ® AlCl3 + 3H2O (14).

Помимо перечисленных выше реакций, соли можно получить также следующими способами:

а)взаимодействие гидроксида (щёлочи) с солью:

2KOH + FeSO4 ® Fe(OH)2 + K2SO4 (15);

б)взаимодействие кислоты с солью:

HCl + AgNO3 ® AgCl + HNO3 (16);

в)взаимодействие соли с солью:

BaCl2 + K2SO4 ® BaSO4 + 2KCl (17).

Реакции в растворах электролитов (15, 16, 17) происходят в тех случаях, когда в числе продуктов есть слабый электролит, труднорастворимое или газообразное соединение.

За исключением солей, образованных сильными основаниями и сильными кислотами. Все соли при растворении подвергаются гидролизу:

Na2S + H2O ® NaHS + NaOH (18a)

CuCl2 + H2O ® CuOHCl + HCl (18б)

Подробнее о гидролизе солей см. [1], c.234 - 238.

 

С химическими свойствами соединений отдельных классов удобно знакомиться, используя таблицу 7. Приведённые в ней цифры означают возможность взаимодействия и соответствуют номеру описанных в тексте химических реакций.

 

Т а б л и ц а 7

Химические свойства неорганических соединений

Классы неоргани-ческих соединений Оксиды ос- амфо кис- нов- тер- лот- ные ные ные Ос- но- ва- ния Амфо- терные гидро- ксиды Кис- ло- ты Во- да Со- ли
Оксиды: основные амфотерные кислотные   Основания Амфотерные гидроксиды Кислоты Вода Соли     - 1 2 1 - 5 2 5 -   - 8 6   4 - 7 3 9 - 11 - 10 - - -   -   -   -   -     - - -   -     - -     - 10   -   - - - 18   - - -     - 16 18 -  

 








Date: 2015-05-04; view: 438; Нарушение авторских прав



mydocx.ru - 2015-2021 year. (0.016 sec.) Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав - Пожаловаться на публикацию