Заглавная страница Избранные статьи Случайная статья Познавательные статьи Новые добавления Обратная связь FAQ Написать работу КАТЕГОРИИ: АрхеологияБиология Генетика География Информатика История Логика Маркетинг Математика Менеджмент Механика Педагогика Религия Социология Технологии Физика Философия Финансы Химия Экология ТОП 10 на сайте Приготовление дезинфицирующих растворов различной концентрацииТехника нижней прямой подачи мяча. Франко-прусская война (причины и последствия) Организация работы процедурного кабинета Смысловое и механическое запоминание, их место и роль в усвоении знаний Коммуникативные барьеры и пути их преодоления Обработка изделий медицинского назначения многократного применения Образцы текста публицистического стиля Четыре типа изменения баланса Задачи с ответами для Всероссийской олимпиады по праву Мы поможем в написании ваших работ! ЗНАЕТЕ ЛИ ВЫ?
Влияние общества на человека
Приготовление дезинфицирующих растворов различной концентрации Практические работы по географии для 6 класса Организация работы процедурного кабинета Изменения в неживой природе осенью Уборка процедурного кабинета Сольфеджио. Все правила по сольфеджио Балочные системы. Определение реакций опор и моментов защемления |
Глава 11. Важнейшие классы неорганических соединенийСодержание книги
Похожие статьи вашей тематики
Поиск на нашем сайте
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 оксиды – оксиды типичных металлов, им соответствуют гидроксиды, обладающие свойствами оснований. Получение оснóвных оксидов. 2Mg + O2 → 2MgO Cu(OH)2 → CuO + H2O BaCO3 → BaO + СO2 2Pb(NO3)2 → 2 PbO + 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 оксиды – оксиды неметаллов или переходных металлов в высоких степенях окисления Получение кислотных оксидов. 4Р+5O2 → 2 Р2O5 2ZnO + 3O2 → 2ZnO + 2 SO2 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 оксиды обладают 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, CsOH и 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↑ Амфолиты – это 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), двухосновные (Н2СО3, Н2SO4) и трехосновные (Н3РO4). По составу кислоты делят на бескислородные (НBr, Н2S) и кислородсодержащие (НСlO4, Н2CO3). Названия бескислородных кислот производятся от названия неметалла с прибавлением окончания -водородная:
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:
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.
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, Li2CО3, Li3PО4 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 = Li2CО3 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. Калий и его аналоги хранят в з
|
||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Последнее изменение этой страницы: 2016-08-14; просмотров: 555; 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 - 3.15.211.71 (0.011 с.) |