Глава 11. ВАЖНЕЙШИЕ КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ



Мы поможем в написании ваших работ!


Мы поможем в написании ваших работ!



Мы поможем в написании ваших работ!


ЗНАЕТЕ ЛИ ВЫ?

Глава 11. ВАЖНЕЙШИЕ КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ



Индивидуальные химические вещества принято делить на две группы: немногочисленную группу простых веществ (около 400) и очень мно­гочисленную группу сложных веществ.

Приведенная первичная классификация несовершенна. Так, в ней нет места для аммиака, соединений металлов с водородом, азотом, углеродом, фосфором и т.д., соединений неметаллов с другими неметаллами и т.д.

Все вещества делятся на простые и сложные. Простое вещество представляет собой гомоатомное химическое соединение. Сложные вещества состоят из двух или более элементов и по составу разделяются на бинарные (двухатомные) и многоэлементные соединения.

Все простые вещества подразделяются на металлы и неметаллы. Эта классификация основана на существенно различном характере физических и химических свойств веществ. Причины различий между металлами и неметаллами кроется в разном типе межатомного взаимодействия при образовании простых веществ. Преобладание вклада металлической связи приводит к металлическим свойствам простого вещества, а неметаллические свойства обусловлены преимущественно ковалентными взаимодействиями. Для образования ковалентной связи, свободно взаимодействующие атомы должны обладать достаточным числом валентных электронов. При дефиците валентных электронов осуществляется коллективное электронно-атомное взаимодействие, приводящее к возникновению металлических свойств.

Металлы и неметаллы различаются по физическим свойствам, которые проявляются у соответствующих простых веществ. Так, для металлов характерны высокая тепло- и электрическая проводимость, специфический металлический блеск, ковкость, пластичность и т. п. Физические свойства неметаллов существенно отличаются: они хрупкие, обладают низкой тепло- и электрической проводимостью и т. п. Различия между металлами и неметаллами проявляются в их химических свойствах: для металлов характерны оснóвные свойства оксидов и гидроксидов, восстановительное действие; для неметаллов – кислотный характер оксидов и гидроксидов, окислительная активность. Но деление химических элементов на металлы и неметаллы относительно, т. к. существуют амфотерные элементы.

К важнейшим бинарным соединениям относятся соединения элементов с кислородом (оксиды), галогенами (галогениды или галиды), азотом (нитриды), углеродом (карбиды), а также соединения металлов с водородом (гидриды), кремнием (силициды), бором (бориды). Названия бинарных соединений образуются из латинского корня более электроотрицательного элемента с окончанием -ид и русского названия менее отрицательного элемента в родительном падеже.

Многоэлементные соединения традиционно подразделяют на три класса: основания, кислоты и соли. В эту же классификацию обычно включают и комплексные соединения.

Ниже рассмотрим важнейшие классы неорганических соединений – оксиды, гидроксиды и соли.

 

Оксиды

 

Оксидами называют соединения, состоящие из двух элементов, одним из которых является кислород. Согласно современной международной номенклатуре любой оксид называется оксидом с указанием римскими цифрами степени окисления элемента, например: SO2 – оксид серы (IV), SO3 – ок­сид серы (VI), CrO – оксид хрома (II), Cr2O3 – оксид хрома (III), CrO3 – оксид хрома (VI).

Наиболее важные несолеобразующие оксиды – СО, NO, H2O2, Na2O2.

Оснóвные оксидыоксиды типичных металлов, им соответствуют гидроксиды, обладающие свойствами оснований.

Получение оснóвных оксидов.

2Mg + O2 → 2MgO

Cu(OH)2CuO + H2O

BaCO3BaO + СO2

2Pb(NO3)2 → 2PbO + 4NO2 + O2

Химические свойства основных оксидов.

Большинство оснóвных оксидов представляет собой твердые кристаллические вещества ионного характера, они обладают высокими температурами плавления и кипения.

Оснóвные оксиды при нагревании могут вступать в реакции с ки­слотными и амфотерными оксидами, с кислотами:

BaO + SiO2 → Ba2SiO3

MgO + Al2O3 → Mg(AlO2)2

ZnO + H2SO4 → ZnSO4 + H2O

Оксиды щелочных и щелочноземельных металлов непосредст­венно реагируют с водой:

K2O + H2O→ 2KOH

СаО + Н2О → Са(ОН)2

Кислотные оксидыок­сиды неметаллов или переходных металлов в высоких степенях окисления

Получение кислотных оксидов.

4Р+5O2 → 2Р2O5

2ZnO + 3O2 → 2ZnO + 2SO2

Na2SiO3 + 2HCl → 2NaCl + SiO2↓ + H2O

Химические свойства кислотных оксидов.

Большинство кислотных оксидов непосредственно взаимодейст­вует с водой с образованием кислот:

SO3 + H2O → H2SO4 CO2 + H2O → H2CO3

P2O5 + 3H2O → 2H3PO4

Наиболее типичными для кислотных оксидов являются их реак­ции с оснóвными и амфотерными оксидами, с щелочами:

P2O5 + Al2O3 → 2AlPO4

Ca(OH)2 + CO2 → CaCO3↓ + H2O

Амфотерные оксидыобладают двойственной природой: они одновременно способны к реакциям, в которые вступают как оснóв­ные, так и кислотные оксиды, т.е. реагируют и с кислотами, и со щелочами:

Al2O3 + 6HCl → 2AlCl3 + 3H2O

Al2O3 + 2NaOH + 3H2O → 2Na[Al(OH)4]

К числу амфотерных оксидов относятся оксид алюминия Al2O3, оксид хрома (III) Cr2O3, оксид бериллия ВеО, оксид цинка ZnO, оксид железа (III) Fe2O3 и ряд других. Идеально амфотерным оксидом является вода H2O.

Основания (гидроксиды металлов)

 

Основанием называется соединение, образующее при диссоциации в водном растворе из отрицательных ионов только гидроксид-ионы ОН.

Гидроксиды металлов принято делить на две группы: раствори­мые в воде – щелочи [образованные щелочными LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOHи щелочноземельными ме­таллами Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2] и нерастворимые в воде (все остальные гидроксиды металлов).

Получение оснований. Общим методом получения оснований является реакция обмена, с помощью которой могут быть получены как нерастворимые, так и растворимые основания:

CuSO4 + 2KOH → Cu(OH)2↓ + K2SO4

Щелочи в технике обычно получают электролизом водных рас­творов хлоридов:

2NaCl + 2Н2O → 2NаОН + Н2 + Сl2

Щелочи могут быть также получены взаимодействием щелочных и щелочноземельных металлов или их оксидов с водой:

2Na + H2O → 2NaOH + H2↑ 2LiO + H2O → 2LiOH

Гидроксиды серебра, ртути настолько легко распадаются, что при попытке их получения обменной реакцией вместо гидроксидов выпадают оксиды:

2AgNО3 + 2КОН = Ag2O↓ + Н2О + 2KNO3

Химические свойства оснований. Все нерастворимые в воде основания при нагревании разлагаются с образованием оксидов:

2Fe(OH)3 → Fe2O3 + H2O Ca(OH)2 → CaO + H2O

Наиболее характерной реакцией оснований является их взаимо­действие с кислотами – реакция нейтрализации. В нее вступают как щелочи, так и нерастворимые основания:

NаОН + НNО3 → NаNО3 + Н2O

Cu(ОН)2 + Н2SO4 → СuSO4 + 2H2O

Растворы ще­лочей способны реагировать с некоторыми неметаллами (галогенами, серой, белым фосфором, кремнием):

2NаОН + Сl2 → NaCl + NaClO + Н2O (на холоде)

6КОН + 3Сl2 → 5КСl + КClO3 + 3Н2О (при нагревании),

6КОН + 3S → К2SO3 + 2К2S + 3Н2О

Нерастворимые основания не реагируют с металлами.

Концентрированные растворы щелочей при нагрева­нии взаимодействуют с некоторыми металлами (соединения которых обладают амфотерными свойствами):

2Аl + 2NаОН + 6Н2О = 2Nа[Аl(ОН)4] + 3Н2

Zn + 2КОН + 2Н2О = К2[Zn(ОН)4] + Н2

Амфолитыэто гидроксиды, которые проявляют как основные, так и кислотные свойства – Сr(ОН)3, Zn(OH)2, Be(OH)2, Аl(OН)3 и др. Амфотерные гидроксиды способны реагировать как с кис­лотами, так и со щелочами. С кислотами они реагируют как основания, а со щелочами – как кислоты.

Кислоты

 

Кислотой называется соединение, образующее при диссоциации в водном растворе из положительных ионов только ионы водорода Н+(по теории электролитической диссоциации Аррениуса). Согласно протонной теории кислот и оснований, предложенной И. Бренстедом, кислотой называют вещество, отщепляющее при данной реакции протоны, а основанием – вещество, способное принимать протоны.

Любая реакция отщепления протона выража­ется уравнением: кислота → основание + Н+

Г. Льюис предположил, что кислотно-основные взаимодействия совсем необязательно происходят с переносом протона. В определении ки­слот и оснований по Льюису основная роль отводится участию электронных пар в химическом взаимодействии.

Катионы, анионы или нейтральные молекулы, способные принять одну или несколько пар электронов, называют кислотами Льюиса.

Так, например, фторид алюминия AlF3 – кислота, способная принимать электронную пару при взаимодействии с аммиаком:

AlF3 + :NH3 [AlF3]:[NH3]

Катионы, анионы или нейтральные молекулы, способные отда­вать электронные пары, называют основаниями Льюиса. В приведенном примере аммиак является основанием.

Поскольку сущест­вуют различные определения кислот, то их классификация и но­менклатура довольно условны.

По числу атомов водорода, способных к отщеплению в водном растворе, кислоты делят на одноосновные (например, HCl, HNO3), двухосновные2СО3, Н2SO4) и трехосновные3РO4).

По составу кислоты делят на бескислородные (НBr, Н2S) и ки­слородсодержащие (НСlO4, Н2CO3).

Названия бескислородных кислот производятся от названия не­металла с прибавлением окончания -водородная:

Формула и название бескислородных кислот Название соответствующих нормальных солей
НF – фтороводородная кислота Фториды
НСl – хлороводородная (соляная) кислота Хлориды
НВr – бромоводородная кислота Бромиды
НI – иодоводородная кислота Иодиды
Н2S – сероводородная кислота Сульфиды
Н2Sе – селеноводородная кислота Селениды

Обычно названия кислородных кислот производятся от названия неметалла с прибавлением окончаний -ноя, -воя, если степень окис­ления неметалла равна номеру группы. По мере понижения степени окисления суффиксы меняются в следующем порядке: -оватая, -истая, -оватистая:

Формула и название кислородных кислот Название соответствующих нормальных солей
НСlO4 – хлорная кислота Перхлораты
НСlO3 – хлорноватая кислота Хлораты
НСlO2 – хлористая кислота Хлориты
НСlO – хлорноватистая кислота Гипохлориты
Н2СО3 – угольная кислота Карбонаты
Н3AsO4 – мышьяковая кислота Арсенаты
НNO3 – азотная кислота Нитраты
НNO2 – азотистая кислота Нитриты
Н2SO4 – серная кислота Сульфаты
Н2SO3 – сернистая кислота Сульфиты
H3PO4 – фосфорная кислота Фосфаты (ортофосфаты)
H2SiO3 – кремниеваая Силикаты
H3BO3 – борная Бораты (ортобораты)

В ряду НСlO – НСlO2 НСlO3 НСlO4 происходит усиление кислотных свойств с воз­растанием степени окисления центрального атома, т.к. уменьшается прочность связи О–Н (когда образуется новая связь кислорода с хлором, от атома хлора, а следовательно, и от первичной связи O–Сl оттягива­ется некоторая доля электронной плотности, в результате этого часть электронной плотности оттягивается и от связи О–Н, которая за счет этого ослабляется). Такая закономерность характерна для других элементов.

Получение кислот.

1. Бескислородные кислоты могут быть по­лучены при непосредственном соединении неметаллов с водородом:

Н2 + Cl2 → 2НСl

Н2 + S Н2S

2. Кислородсодержащие кислоты нередко могут быть получены при взаимодействии кислотных оксидов с водой.

SO3 + H2O → H2SO4

3. Как бескислородные, так и кислородсодержащие кислоты можно получить по реакциям обмена между солями и другими ки­слотами:

BaBr2 + H2SO4 → BaSO4↓ + 2HBr

CuSO4 + H2S → H2SO4 + CuS↓

AgNO3 + HCl → AgCl↓ + HNO3

4. В ряде случаев для получения кислот могут быть использова­ны окислительно-восстановительные реакции:

3Р + 5HNO3 + 2Н2О = 3Н3РO4 + 5NO↑

Химические свойства кислот можно разделить на две группы:

1) общие для всех кислот реакции, связанные с наличием в их растворах иона Н* (иона гидроксония Н3О+);

2) специфические т.е. характерные для конкретных кислот.

К первому типу превращений кислот относятся реакции кислот с металлами, стоящими в ряду напряжений до водорода, например

Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2

CuO + H2SO4 → CuSO4 + H2O

NaOH + HNO3 → NaNO3 + H2O

 

Частным случаем кислотно-основного взаимодействия являются реакции кислот с индикаторами, приводящие к изменению окраски. Причины изменения окраски индикаторов связаны с изменением строения и вытекающим отсюда изменением светопоглощения.

Индикатор Кислая среда рН < 7 Нейтральная среда pH = 7 Щелочная среда pH > 7
лакмус красный фиолетовый синий
ме­тилоранж красный оранжевый желтый
конго красный синий красный красный
фенолфталеин бесцветный бесцветный красный

Вторая группа реакций кислот связана со специфическими осо­бенностями различных кислот и подразделяется на два типа: реакции, приводящие к образованию нерастворимых солей, и окислительно-восстановительные превращения (качест­венные реакции).

Аg+ + Сl → AgCl↓ белый осадок

Ва2+ + SO42– → ВаSO4↓ белый осадок

3Аg++РO43– →Аg3РO4↓ желтый осадок

Другой большой подкласс специфических реакций кислот связан с их окислительно-восстановительными возможностями.

Бескислородные кислоты в водном растворе могут только окис­ляться:

2КМnO4 + 16НСl = 5Сl2 + 2КСl + 2МnСl2 + 8Н2О

Многие кислородсодержащие кислоты, в которых центральный атом имеет максимальную степень окисления прояв­ляют свойства сильных окислителей:

Cu + 2H2SO4(конц.) → CuSO4 + SO2 + 2H2O

C + 2H2SO4(конц.) → CO2 + SO2 + 2H2O

Cu + 4HNO3(конц.) → Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O

Соли

 

Солями называются соединения, образующие при диссоциации в водном растворе положительно заряженные ионы металлов и отрицательно заряженные ионы кислотных остатков, а иногда, кроме них, ионы водорода Н+ и гидроксид-ионы ОН.

Соли принято делить на три группы: средние, кислые и основные:

- в средних солях все атомы во­дорода соответствующей кислоты замещены на атомы металла: хлорид натрия NaCl, сульфид железа (II) FeS, карбонат кальция СаСО3, сульфат железа (III) Fe2(SO)3, перманганат калия КМnO4, дихромат калия К2Cr2O7.

По международной но­менклатуре атом водорода, входящий в состав кислой соли, обозна­чается приставкой гидро-, а группа ОН – приставкой гидрокси-.

- в кислых солях атомы во­дорода соответствующей кислоты замещены только частично: NaHS – гидросульфид натрия, NaHSO3 – гидросульфит натрия.

- в основных солях группы ОН соответствующего основания частично замещены на ки­слотные остатки: Мg(ОН)Сl – гидроксихлорид магния, Аl(ОН)2Сl – дигидроксихлорид алюминия.

Существуют также некоторые другие типы солей, например: двойные соли – СаСО3∙МgСО3 (доломит), КСl∙МаСl (сильвинит), КАl(SO4)2 (алюмокалиевые квасцы); смешанные соли – СаОСl2 или Са(ОСl)Сl; ком­плексные соли, в состав которых входит комплексный ион, состоя­щий из центрального атома, связанного с несколькими лигандами – K3[Fe(СN)6] (крас­ная кровяная соль или гексацианоферрат (III) калия), [Ag(NH3)2]Сl хлорид диамминсеребра (I); гидратные соли, в которых содержатся молекулы кристаллизационной воды – CuSO4∙5H2O (пентагидрат сульфата меди (II) или медный купорос), Na2SO4∙10Н2O глауберова соль.

Способы получения. Соли тесно свя­заны со всеми остальными классами неорганических соединений и могут быть получены практически из любого класса. Соли бескислородных кислот, кроме того, могут быть получе­ны при непосредственном взаимодействии металлов и неметаллов.

Химические свойства.Многие соли устойчивы при нагревании. Однако, соли аммония, а также некоторые соли малоактивных металлов, слабых кислот и кислот, в которых элементы проявляют высшие или низшие степени окисления, при нагревании разлагаются:

NH4Cl → NH3 + HCl NH4NO3 → N2O + 2H2O

CaCO3 → CaO + CO2 2KNO3 → 2KNO2 + O2

(NH4)2Cr2O7 → Cr2O3 + N2 + 4H2O 2KClO3 → 2KCl + 3O2

Соли могут реагировать с кислотами, солями или основаниями, а также проявлять окислительные и восстановительные свойства.

AgNO3 + KBr → AgBr + KNO3

CuCl2 + 2NaOH → Cu(OH)2 + 2NaCl

Zn + CuSO4 → ZnSO4 + Cu

10FeSO4 + 2KMnO4 + 8H2SO4 → 5Fe2(SO4)3 + K2SO4 + 2MnSO4 + 8H2O

Растворимость важнейших солей в воде:

- все соли HNO3 и СН3СООН растворимы;

- большинство солей HCl растворимы (кроме AgCl, CuCl, PbCl2, Hg2Cl2);

- большинство солей H2SO4 растворимы (кроме BaSO4, SrSO4, PbSO4; CaSO4 малораствор-м);

- средние соли слабых и средних кислот (H3PO4, H2SiO3, HNO2, H2S, H2CO3 и др.) не растворимы, кроме солей NH4+ и щелочных металлов (без Li);

- большинство кислых солей растворимы (кроме CaHPO4; Ca(H2PO4)2 малорастворим).


Глава 12. ЭЛЕМЕНТЫ I ГРУППЫ

IA-группа (щелочные металлы): литий Li 2s1, натрий Na 3s1 и элементы подгруппы калия – калий К 4s1, рубидий Rb 5s1, цезий Cs 6s1, франций Fr 7s1. По сравнению с элементами других подгрупп у них наиболее низкие первые энергии ионизации, а размеры атомов и ионов наибольшие. Они проявляют степень окисления +1. Для некоторых из них получены соединения, в которых элементы проявляют степень окисления –1, что определяется сродством атомов к электрону. Водород Н по электронной формуле 1s1 формально относится к s-элементам и является аналогом типичных элементов I группы.

IB-группа (подгруппа меди): медь Сu 3d104s1, серебро Ag 4d105s1, золото Au 5d106s1.

Водород

Водород – первый элемент и один из двух представителей I периода Периодической системы. Атом водорода состоит из двух частиц – протона и электрона, между которыми существуют лишь силы притяжения. Водород и металлы IА-группы проявляют степень окисления +1, являются восстановителями и имеют сходство оптических спектров. Однако в состоянии однозарядного катиона Н+ (протона) водород не имеет аналогов. Кроме того, энергия ионизации атома водорода намного больше энергии ионизации атомов щелочных металлов.

С другой стороны, как у водорода, так и у галогенов не хватает одного электрона до завершения внешнего электронного слоя. Подобно галогенам, водород проявляет степень окисления –1 и окислительные свойства. Сходен водород с галогенами и по агрегатному состоянию, и по составу молекул Э2. Но молекулярная орбиталь (МО) Н2 не имеет ничего общего с таковыми молекул галогенов, в то же время МО Н2 имеет определенное сходство с МО двухатомных молекул щелочных металлов, существующих в парообразном состоянии.

Водород – самый распространенный элемент Вселенной, составляет основную массу Солнца, звезд и других космических тел. На Земле по распространенности занимает 9-е место; в свободном состоянии встречается редко, и основная часть его входит в состав воды, глин, каменного и бурого угля, нефти и т. д., а также сложных веществ живых организмов.

Природный водород представляет собой смесь стабильных изотопов протия 1Н (99,985%) и дейтерия 2H (2D), радиоактивного трития 3Н (3Т).

Простые вещества. Возможны молекулы легкого водорода – Н2 (дипротий), тяжелого водорода – D2 ­(дидейтерий), Т2 (дитритий), HD (протодейтерий), НТ (прототритий), DТ (дейтеротритий).

Н2 (диводород, дипротий) – бесцветный трудносжижаемый газ, очень мало растворяется в воде, лучше – в органических растворителях, хемосорбируется металлами (Fe, Ni, Pt, Pd). В обычных условиях сравнительно мало активен и непосредственно взаимодей­ствует лишь со фтором; при повышенных температурах реагирует с металлами, неметаллами, оксидами металлов. Особенно высока восстановительная способность у атомарного водорода Н0, образующегося при термическом разложении молекулярного водорода или в результате реакций непосредственно в зоне проведения восстановительного процесса.

Восстановительные свойства водород проявляет при взаимодействии с неметаллами, оксидами металлов, галогенидами:

Н20 + Cl2 = 2Н+1Cl; 2Н2 + О2 = 2Н2О; СuО + Н2 = Сu + Н2О

В качестве окислителя водород взаимодействует с активными ме­таллами:

2Nа + Н20 = 2NаН–1

Получение и применение водорода. В промышленности водород получают главным образом из природ­ных и попутных газов, продуктов газификации топлива и коксового газа. Производство водорода осно­вано на каталитических реакциях взаимодействия с водяным паром (конверсии) соответственно углеводородов (главным образом метана) и оксида углерода (II):

СН4 + Н2О = СО + 3Н2 (кат. Ni, 800°С)

СО + Н2О = СО2 + Н2 (кат. Fe, 550°С)

Важным способом получения водорода является выделение его из коксового газа и газов нефтепереработки путем глубокого охлаждения. Электролиз воды (электролитом обычно служит водный раствор щелочи) обеспечивает получение наиболее чистого водорода.

В лабораторных условиях водород обычно получают действием цинка на растворы серной или хлороводородной кислоты:

Zn + Н2SO4 = ZnSO4 + Н2

Водород используется в химической промышленности для синтеза аммиака, метанола, хлороводорода, для гидрогенизации твердого и жидкого топлива, жиров и т. д. В виде водяного газа (в смеси с СО) применяется как топливо. При горении водорода в кислороде возникает высокая температура (до 2600°С), позволяющая сваривать и разрезать тугоплавкие металлы, кварц и пр. Жидкий водород используют как одно из наиболее эффективных реактивных топлив.

Соединения водорода (–I). Соединения водорода с менее электроотрицательными элементами, в которых он отрицательно поляризован относятся к гидридам, т.е. в основном его соединения с металлами.

В простых солеобразных гидридах существует анион Н. Наиболее полярная связь наблюдается в гидридах активных металлов – щелочных и щелочно-земельных (например, КН, СаН2). В химическом отно­шении ионные гидриды ведут себя как оснóвные соединения.

LiН + Н2О = LiОН + Н2­­

К ковалентным относятся гидриды менее электроотрицательных, чем сам водород, неметаллических элементов (например, гидриды состава SiH4 и ВН3). По химической природе гидриды неметаллов являются кислотными соединениями.

SiH4 + 3Н2О = Н2SiO3 + 4Н2

При гидролизе оснóвные гидриды образуют щелочь, а кислотные – кислоту.

Многие переходные металлы образуют гидриды с преимущественно металлическим характером связи нестехиометрического состава. Идеализированный состав металлических гидридов чаще всего отвечает формулам: М+1Н (VН, NbН, ТаН), М+2Н2 (TiН2, ZrH2) и М+3Н3 (UН3, РаН3).

Соединения водорода (I). Положительная поляризация атомов водорода наблюдается в его многочисленных соединениях с ковалентной связью. При обычных условиях – это газы (НCl, Н2S, Н3N), жид­кости (Н2О, НF, НNO3), твердые вещества (Н3РO4, Н2SiO3). Свойства этих соединений сильно зависят от природы электроотрицательного элемента.

Литий

 

Литий достаточно широко распространен в земной коре. Он входит в состав многих минералов, содержится в каменном угле, почвах, морской воде, а также в живых организмах. Наиболее ценны минералы – сподумен LiAl(SiО3)2, амблигонит LiAl(PО4)F и лепидолит Li2Al2(SiО3)3(F,OH)2.

Простое вещество. Li (литий) серебристо-белый, мягкий, низкоплавкий щелочной металл самый легкий из металлов. Реакционноспособный; на воздухе покрывается оксидно-нитридной пленкой (Li2О, Li3N). Воспламенятся при умеренном нагревании (выше 200°С); окрашивает пламя газовой горелки в темно-красный цвет. Сильный восстановитель. По сравнению с натрием и собственно щелочными металлами (подгруппа калия) литий является химически менее активным металлом. В обычных условиях бурно реагирует со всеми галогенами. При нагревании непосредственно соединяется с серой, углем, водородом и другими неметаллами. Будучи накален, горит в СО2. С металлами литий образует интерметаллические соединения. Кроме того, образует твердые растворы с Na, Al, Zn и с некоторыми другими металлами. Литий энергично разлагает воду, выделяя из нее водород, еще легче взаимодействует с кислотами.

2Li + Н2О = 2LiОН + Н2

2Li + 2НCl = 2LiСl + Н2

3Li + 4НNO3(разб.) = 2LiNO3 + NO↑ + 2Н2O

Литий хранят под слоем вазелина или парафина в запаянных сосудах.

Получение и применение.Литий получают при вакуум-термическом восстановлении сподумена или оксида лития в качестве восстановителя применяют кремний или алюминий.

2Li2О + Si = 4Li + SiО2

3Li2О + 2Al = 6Li + A12О3

При электролитическом восстановлении используют расплав эвтектической смеси LiCl-KCl.

Литий придает сплавам ряд ценных физико-химических свойств. Так, у сплавов алюминия с содержанием до 1% Li повышается механическая прочность и коррозионная стойкость, введение 2% Li в техническую медь значительно увеличивает ее электрическую проводимость и т. д. Важнейшей областью применения лития является атомная энергетика (в качестве теплоносителя в атомных реакторах). Его используют как источник получения трития (3Н).

Соединения лития (I). Бинарные соединения лития – бесцветные кристаллические вещества; являются солями или солеподобными соединениями. По химической природе, растворимости и характеру гидролиза они напоминают производные кальция и магния. Плохо растворимы LiF, Li23, Li34 и др.

Пероксидные соединения для лития малохарактерны. Однако для него известны пероксид Li2О2, персульфид Li2S2 и перкарбид Li2C2.

Оксид лития Li2О – оснóвный оксид, получается взаимодействием простых веществ. Активно реагирует с водой, кислотами, кислотными и амфотерными оксидами.

Li2О + Н2О = 2LiOH

Li2О + 2НCl(разб.) = 2LiCl + H2О

Li2О + CО2 = Li23

Гидроксид лития LiOH – сильное основание, но по растворимости и силе уступает гидроксидам остальных щелочных металлов, и в отличие от них, при накаливании LiOH разлагается:

2LiOH ↔ Li2О + Н2О (800-1000°С, в атмосфере Н2)

LiOH получают электролизом водных растворов LiCl. Применяется как электролит в аккумуляторах.

При совместной кристаллизации или сплавлении солей лития с однотипными соединениями других щелочных металлов образуются эвтектические смеси (LiNО3–KNО3 и др.); реже образуются двойные соединения, например M+1LiSО4, Na3Li(SО4)2∙6H2О и твердые растворы.

Расплавы солей лития и их смесей являются неводными растворителями; в них растворяется большинство металлов. Эти растворы имеют интенсивную окраску и являются очень сильными восстановителями. Растворение металлов в расплавленных солях важно для многих электрометаллургических и металлотермических процессов, для рафинирования металлов, проведения различных синтезов.

Натрий

 

Натрий – один из наиболее распространенных элементов на Земле. Важнейшие минералы натрия: каменная соль или галит NaCl, мирабилит или глауберова соль Na2SO4∙10H2О, криолит Na3AlF6, бура Na2B4O7∙10H2О и др.; входит в состав многих природных силикатов и алюмосиликатов. Соединения натрия содержатся в гидросфере (около 1,5∙10 т), в живых организмах (так, в крови человека ионы Na+ составляют 0,32%, в мышечной ткани – до 1,5%).

Простое вещество. Na (натрий) – серебристо-белый, легкий, очень мягкий, низкоплавкий щелочной металл. Весьма реакционноспособный; на воздухе покрывается оксидной пленкой (тускнеет), воспламеняется при умеренном нагревании. Устойчив в атмосфере аргона и азота (с азотом реагирует только при нагревании). Сильный восстановитель; энергично реагирует с водой, кислотами, неметаллами. С ртутью образует амальгаму (в отличие от чистого натрия, реакция с водой протекает спокойно). Окрашивает пламя газовой горелки в желтый цвет.

2Na + Н2О = 2NaOH + Н2

2Na + 2НCl(разб.) = 2NaCl + Н2

2Na + 2NaOH(ж) = 2Na2О + H2

2Na + H2 = 2NaH

2Na + Hal2 = 2NaHal (комн., Hal = F, Cl; 150-200° C, Hal = Br, I)

2Na + NH3(г) = 2NaNH2 + H2

Co многими металлами натрий образует интерметаллические соединения. Так, с оловом дает ряд соединений: NaSn6, NaSn4, NaSn3, NaSn2, NaSn, Na2Sn, Na3Sn и др.; с некоторыми металлами дает твердые растворы.

Натрий хранят в запаянных сосудах или под слоем керосина.

Получение и применение натрия.Натрий получают электролизом расплавленного NaCl и реже NaOH. При электролитическом восстановлении NaCl используют эвтектическую смесь, например, NaCl-KCl (температура плавления почти на 300°С ниже, чем температура плавления NaCl).

2NaCl(ж) = 2Na + Cl2↑ (эл. ток)

Натрий используется в металлотермии, органическом синтезе, ядерных энергетических установках (в качестве теплоносителя), клапанах авиационных двигателей, химических производствах, где требуется равномерный обогрев в пределах 450-650° С.

Соединения натрия (I).Наиболее характерны ионные соединения кристаллического строения, отличающиеся тугоплавкостью, хорошо растворяются в воде. Труднорастворимы некоторые производные со сложными анионами, как гексагидроксостибат (V) Na[Sb(OH)6]; мало растворим NaHCO3 (в отличие от карбоната).

При взаимодействии с кислородом натрий (в отличие от лития) образует не оксид, а пероксид: 2Na + O2 = Na2O2

Оксид натрия Na2O получают восстановлением Na2O2 металлическим натрием. Известны также малостойкие озонид NaO3 и надпероксид натрия NaO2.

Из соединений натрия важное значение имеют его хлорид, гидроксид, карбонаты и многочисленные другие производные.

Хлорид натрия NaCl является основой для целого ряда важнейших производств, таких, как производство натрия, едкого натра, соды, хлора и др.

Гидроксид натрия (едкий натр, каустическая сода) NaOH – очень сильное основание. Применяется в разнообразных отраслях промышленности, главные из которых – производство мыл, красок, целлюлозы и др. Получают NaOH электролизом водных растворов NaCl и хи­мическими методами. Так, распространен известковый способ – взаимодействие раствора карбоната натрия (соды) с гидроксидом кальция (гашеной известью):

Na2CO3 + Са(ОН)2 = 2NaOH + СаСO3

Карбонаты натрия Na2CO3 (кальцинированная сода), Na2СО3∙10Н2О (кристаллическая сода), NaHCO3 (питьевая сода) используются в химической, мыловаренной, бумажной, текстильной, пищевой промышленности.

 

Подгруппа калия (калий, рубидий, цезий, франций)

 

Элементы подгруппы калия – наиболее типичные металлы. Для них наиболее характерны соединения с преимущественно ионным типом связи. Комплексообразование с неорганическими лигандами для К+, Rb+, Cs+ нехарактерно.

Наиболее важными минералами калия являются: сильвин КCl, сильвинит NaCl∙KCl, карналлит KCl∙MgCl2∙6H2О, каинит KCl∙MgSО4∙3H2О. Калий (вместе с натрием) входит в состав живых организмов и всех силикатных пород. Рубидий и цезий содержатся в минералах калия. Франций радиоактивен, стабильных изотопов не имеет (наиболее долгоживущий изотоп Fr с периодом полураспада 22 мин.).

Простые вещества. К (калий)– серебристо-белый, мягкий, низкоплавкий щелочной металл. Чрезвычайно реакционноспособный, сильнейший восстановитель; реагирует с О2 воздуха, водой (идет воспламенение выделяющегося Н2), разбавленными кислотами, неметаллами, аммиаком, сероводородом, расплавом гидроксида калия. Практически не реагирует с азотом (в отличие от лития и натрия). Образует интерметаллиды с Na, Tl, Sn, Pb и Bi. Окрашивает пламя газовой горелки в фиолетовый цвет.

Rb (рубидий)белый, мягкий, весьма низкоплавкий щелочной металл. Чрезвычайно реакционноспособный; сильнейший восстановитель; энергично реагирует с О2 воздуха, водой (идет воспламенение металла и выделяющегося Н2), разбавленными кислотами, неметаллами, аммиаком, сероводородом. Не реагирует с азотом. Окрашивает пламя газовой горелки в фиолетовый цвет.

Cs (цезий)белый (на срезе светло-желтый), мягкий, весьма низкоплавкий щелочной металл. Чрезвычайно реакционноспособный, сильнейший восстановитель; реагирует с О2 воздуха, водой (идет воспламенение металла и выделяющегося Н2), разбавленными кислотами, неметаллами, аммиаком, сероводородом. He реагирует с азотом. Окрашивает пламя газовой горелки в синий цвет.

Fr (франций)белый, весьма легкоплавкий щелочной металл. Радиоактивен. Самый реакционноспособный из всех металлов, по химическому поведению подобен цезию. На воздухе покрывается оксидной пленкой. Сильный восстановитель; энергично реагирует с водой и кислотами, выделяя Н2. Выделены соединения франция FrClО4 и Fr2[PtCl6] методом осаждения с соответствующими малорастворимыми солями Rb и Cs.



Последнее изменение этой страницы: 2016-08-14; Нарушение авторского права страницы; Мы поможем в написании вашей работы!

infopedia.su Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав. Обратная связь - 3.236.98.69 (0.037 с.)