Тема 9. Химические свойства элементов

И их соединений

Литература: [1] c. 358-418; [2] с. 373-445, с.561-699; [3] c.264-638

Теоретические основы

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: Ме^о - 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:

S^2- 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 (j^о ≤ 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, S^2- 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 + 10HNO_{3 разб} ® 4Zn(NO₃)₂ + NH₄NO₃ + 3H₂O

4Zn + 10HNO_{3 конц} ® 4Zn(NO₃)₂ + N₂O + 5H₂O

2Cu + 8HNO_{3 разб} ® 3Cu(NO₃)₂ + 2NO + 4H₂O

Cu + 4HNO_{3 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 -

 

Задачи 161 - 180

Составьте уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить ниже приведённые превращения. Реакции ионного обмена запишите в молекулярной и ионно-молекулярной форме. Для окислительно-восстановительных реакций составьте электронные уравнения процессов окисления и восстановления, укажите окислитель и восстановитель, подберите коэффициенты методом электронного баланса.

 

Схемы превращений

 

161. Na₂O ® NaOH ® Na₂CO₃ ® NaHCO₃ ® CO₂

162. CaO ® Ca(OH)₂ ® Ca(HCO₃)₂ ® CaCO₃ ® CaO

163. Cu ® Cu(NO₃)₂ ® CuO ® CuCl₂ ® Cu(OH)₂

164. Al ® Al₂(SO₄)₃ ® Al(OH) ₃ ® Na[Al(OH)₄] ® AlCl₃

165. S ® SO₂ ® SO₃ ® H₂SO₄ ® CuSO₄

166. Si ® SiO₂ ® Na₂SiO₃ ® H₂SiO₃ ® K₂SiO₃

167. FeS₂ ® Fe₂O₃ ® FeCl₃ ® FeCl₂ ® Fe(OH)₂

168. Zn ® ZnSO₄ ® Na₂[Zn(OH)₄] ® ZnCl₂ ® ZnS

169. C ® CO ® CO₂ ® CaCO₃ ® Ca(HCO₃)₂

170. Fe(OH)₃ ® FeOH(NO₃)₂ ® Fe(NO₃)₃ ® Fe₂O₃ ®

® Fe₂(SO₄)₃

171. H₂SO₃ ® NaHSO₃ ® Na₂SO₄ ® BaSO₄

172. P ® P₂O₃ ® P₂O₅ ® H₃PO₄ ® Ca₃(PO₄)₂

173. N₂ ® NH₃ ® NH₄OH ® NH₄NO₃ ® N₂O

174. S ® FeS ® H₂S ® SO₂ ® Ca(HSO₃)₂

175. N₂O₅ ® HNO₃ ® Cu(NO₃)₂ ® Cu(OH)₂ ® CuO

176. Fe ® FeO ® FeSO₄ ® Fe(OH)₂ ® Fe(OH)₃

177. Zn ® Na₂[Zn(OH)₄] ® ZnCl₂ ® Zn(OH)₂ ® ZnO

178. Cr ® CrCl₂ ® Cr(OH)₂ ® Cr(OH)₃ ® Cr(NO₃)₃

179. PbO₂ ® Pb(NO₃)₂ ® Pb(OH)₂ ® PbCl₂ ® PbSO₄

180. Cr ® CrCl₃ ® Cr(OH)₃ ® Na₃[Cr(OH)₆] ® Na₂CrO₄

 

 

 

 

ПРИЛОЖЕНИЯ

Приложение 1