1989 - Основы общей химии. Фельдман

Г.Е.РУДЗИТИС Как пользоваться учебником й отличие от учебников по курсам неорганической и органической химтг: в этом учебнике дается в систематизированном, обобщенном и углубленно?* виде общий обзор ранее изученных теорий и законов химической науки химических процессов и производств. Для облегчения вашей самостоятельной работы в тексте учебника дань: ссылки на ранее изученный программный материал. В этих ссылках кур: неорганической химии 8-го класса обозначен римской цифрой I, курс неорганической химии 9-го класса обозначен римской цифрой II, а курс орга нической химии 10-го класса —римской цифрой III. В целях приобретения прочных и глубоких знаний исключительно важн: научиться не только повторять и закреплять основной учебный материал, нс и самостоятельно обобщать и систематизировать его. При изучении курсов неорганической и органической химии вы уже получили первоначальное представление о том, как систематизировать и обобщать знания, как в учеб ном материале увидеть самое главное, самое существенное. Теперь, когда перед вами ставится задача рассмотреть весь материал на более высоком уровне, составление и использование систематизированных наглядных схем, таблиц приобретают первостепенное значение. Может возникнуть вопрос: что значит обобщить знания? В качестве примера обобщения знаний можно привести обобщение сведений о хими ческих реакциях (см. схемы б и 7, с. 46-47). Основная цель этих схем—помочь вам провести сравнительный анализ изученных ранее типов химических реакций и получить обобщенные сведения о них. Помощь в обобщении ранее изученного учебного материала вам окажут и другие схемы и-таблицы, приведенные в учебнике. Так, достаточно только взглянуть на схему 3 (с. 23), чтобы вспомнить все ранее изученные типы химической связи, которые даны в сравнении друг с другом в обобщенном виде. Одна из основных целей учебника «Основы общей химии» —расширение и углубление ваших знаний по химии. Она реализуется во всех пяти главах учебника. В конце каждой главы даны вопросы, упражнения и задачи для самостоя тельной учебной работы. При выполнении этих заданий вы сможете про вести самоанализ и самооценку приобретенных вами знаний. Для повышения уровня ваших знаний по химии используйте дополни тельную литературу. ' ОСНОВ ОБЩЕЙ ХИМИИ Ш.Г.ШЕДЬДМАН Г.ЕРУЛЗИТИС ПРОБНОЕ УЧЕБНОЕ ПОСОБИЕ ДЛЯ 11 КЛАССА СРЕДНЕЙ ШКОЛЫ Утверждено Государственным комитетом СССР по народному образованию МОСКВА ПРОСВЕЩЕНИЕ» 1989 ББК 24.1я72 Ф39 Рукопись удостоена премии на конкурсе школьных учебников химии в 1987 году Условные обозначения Вопросы и упражнения для самопроверки Задачи Дополнительный материал Ф39 Фельдман Ф. Г., Рудзитис Г. Е. Основы общей химии: Проб. учеб, пособие для 11 кл. сред, шк.—М.: Просвещение, 1989.-96 с.: ил. ISBN 5-09-001411-6 Ф 4306021500-408 инф. П.-89, № 145 103(03)—89 ББК 24.1я72 Учебное издание Фельдман Фриц Генрихович Рудзитис Гунтис Екабович ОСНОВЫ ОБЩЕЙ ХИМИИ Пробное учебное пособие для учащихся 11 классов средней школы Зав. редакцией А. Н . С о к о л о в . Редакторы В. И. В о л о д и н а , Л. С. Л е в и н а . Младшие редакторы О. В. А г а п о в а , Е. А. Б у ю к л я н . Художник М. А. Шв ы р я е в . Художественный редактор И. В. К о р о т к о в а . Технический редактор Е. С. Юр о в а . Корректор Т. С. К р ы л о в а . ИБ № 12719 Сдано в набор 09.09.88. Подписано к печати 15.02.89. Формат 70x901/i6- Бум. офсетная № 2. Гарнит. Конкорд. Печать офсетная. Уел. печ. л. 7,02. Уел. кр.-отт. 14,78. Уч.-изд. л. 6,63. Тираж 3 275 000 экз. Заказ 2611. Цена 20 к. Ордена Трудового Красного Знамени издательство «Просвещение» Государственного комитета РСФСР по делам издательств, полиграфии и книжной торговли. 129846, Москва, 3-й проезд Марьиной рощи, 41. Отпечатано с диапозитивов ордена Трудового Красного Знамени ПО «Детская книга» Росглавполиграфпрома Государственного комитета РСФСР по делам издательств, полиграфии и книжной тор говли. 127018, Москва, Сущевский вал, 49, на Калининском ордена Трудового Красного Знамени полиграфкомбинате детской литературы им. 50-летия СССР Росглавполиграфпрома Госкомиздата РСФСР. 170040, Калинин, проспект 50-летия Октября, 46. ISBN 5-09-001411-6 Издательство «Просвещение», 1989 Г л а в а 1 1 периодический закон И ПЕРИОДИЧЕСКАЯ СИСТЕМА ХИМИЧЕСКИХ ЭЛЕМЕНТОВ Д. И. МЕНДЕЛЕЕВА НА ОСНОВЕ ТЕОРИИ СТРОЕНИЯ АТОМОВ При изучении неорганической химии вы познакомились с историей открытия периодического закона и его формулировкой (I), данной Д. И. Мен делеевым. Затем вы убедились, что открытие строения атома (представления о составе ядра атома, о характере движения электронов в атоме) позволило периодический закон сформулировать с позиций теории строения атомов следующим образом: Свойства химических элементов и образуемых ими простых и сложных веществ находятся в периодической зависимости от величины заряда ядра атомов этих элементов. Изучение закономерностей строения атомов открыло возможность позна ния сути явления периодичности (I): с возрастанием заряда ядра атомов эле ментов наблюдается периодическая повторяемость сходных электронных структур (периодически повторяются элементы, атомы которых имеют оди наковое число валентных электронов), чем объясняется периодическая пов торяемость свойств химических элементов и их соединений. До создания современной теории строения атомов нельзя было объяснить и другие закономерности, вытекающие из периодического закона и периоди ческой системы химических элементов Д. И. Менделеева. Например, почему число элементов в периодах соответствует следующему ряду чисел: 2, 8, 8, 18, 18, 32, т. е. в 1-м периоде только 2 элемента, во 2-м и 3-м —по 8 элементов, в 4-м и 5-м —по 18 элементов, а в 6-м —32 элемента; в чем причины различия свойств элементов главных и побочных подгрупп? Ответы на эти вопросы были получены лишь после установления характера движения электронов в атомах и закономерностей расположения электронов по энергетическим уровням. § 1. РАСПРЕДЕЛЕНИЕ ЭЛЕКТРОНОВ ПО ЭНЕРГЕТИЧЕСКИМ УРОВНЯМ. ХАРАКТЕРИСТИКА СОСТОЯНИЯ ЭЛЕКТРОНОВ В АТОМАХ Электроны в атомах обладают различным запасом энергии, которую они поглощают или излучают определенными порциями, или так называе мыми квантами. Электрон в атоме находится лишь в определенных кван товых состояниях, соответствующих определенным значениям его энер гии связи с ядром. Значение энергии электрона задается главным квантовым числом п, которое может принимать только целочисленные значения: п = 1, 2, 3, ..., со. Электроны, обладающие наименьшим запасом энергии (п = 1), находятся на первом энергетическом уровне. Переход элект рона из одного квантового состояния в другое связан со скачкообразным изменением энергии, при этом электроны могут переходить на второй и более удаленные энергетические уровни. Число электронов N на данном 3 энергетическом уровне определяется формулой N = 2п2, где п —главное кван товое число. Согласно этой формуле на первом энергетическом уровне (п = 1) могут находиться два электрона (N = 2 ■I2 —2), на втором (п = 2) —восемь электро нов (JV = 2 -2 2 = 8), на третьем (п —3) —восемнадцать электронов (N = = 2 ■З2 = 18) и т. д. Первоначальные представления о состоянии электронов в атомах вы получили в курсе неорганической химии (I). Теперь вы должны расширить знания по этому вопросу. Кроме главного квантового числа п, состояние электронов в атомах определяется еще орбитальным квантовым числом I и магнитным квантовым числом т. Квантовые числа подробно рассматри ваются в курсах химии высшей школы. Здесь разберем только вопрос о том, как графически изображают состояние электронов в атомах. Рассмотрим этот вопрос на примере атома водорода (см. рис. 1 и пояснения к нему). Рис. 1. Форма электронного облака в атоме водорода. Экспериментально доказано, что вероятность пребывания электрона в области положительно заряженного ядра не одинакова. (Понятие «вероят ность» вам известно из курса математики.) Так, вероятность нахождения электрона около самого ядра атома водорода близка к нулю. При удалении от ядра вероятность пребывания электрона в данной области пространства быстро возрастает и достигает максимального значения на расстоянии 5,3 • 10-11 м от ядра, а потом постепенно убывает. Частоту пребывания элек трона на определенном расстоянии от ядра принято графически изобра жать точками. Там, где электрон пребывает чаще, плотность точек больше, где реже —меньше. В результате возникает картина, напоминающая облако. Модель состояния электрона в атоме, отображающую вероятность пребывания электрона в области ядра, принято называть электронным облаком. Электронные облака могут иметь различную форму. Эти электрон ные облака называют также орбиталями. Орбиталь—это та область про странства вокруг ядра, в которой вероятность пребывания электрона сос тавляет не менее 90%. § 2. ПОНЯТИЕ О s-, Р-, ^/ЭЛЕКТРОНАХ И И Х РАСПРЕДЕЛЕНИИ ПО ЭНЕРГЕТИЧЕСКИМ УРОВНЯМ И ПОДУРОВНЯМ Состояние электрона в атоме водорода можно представить в виде облака сферической формы (см. рис. 1). Электроны, состояние которых описывается облаком (орбиталью) сф е рической ф ормы , принято называть s-электронами (рис. 2). В атоме Не два s-электрона. Возникает вопрос: как могут сосуществовать на одном энергетическом уровне два электронных облака сферической формы? Оказывается, что электроны, кроме движения вокруг ядра, обладают еще и внутренним движением, которое упрощенно можно представить как вращение вокруг собственной оси. Это явление получило название «спин» (от англ, spin —волчок). Электронные облака одинаковой формы могут пере крываться, если электроны обладают противоположными (антипараллель4 Рис. 3. Форма р-электронных облаков. Рис. 2. Форма s-электронных облаков. ными) спинами, т. е. один как бы вращается вокруг оси по часовой, а другой — против часовой стрелки. Это графически можно показать так: Is1 Is2 Н [Л Не Л , где клетка обозначает орбиталь, стрелка —электрон, разнонаправленные стрелки —противоположные (антипараллельные) спины. Расположение электронов в атомах принято также изображать в виде электронных формул, например: Н — Is1, Не — Is2, где цифра перед буквой показывает номер энергетического уровня, буква —форму электронного облака, а цифра справа над буквой —число электронов с данной формой облака. Число электронов на первом энергетическом уровне соответствует извест ной формуле N = 2п2. По этой формуле можно рассчитать, что на первом энергетическом уровне могут находиться всего два электрона. Следовательно, в 1-м периоде периодической системы химических элементов Д. И. Менде леева не может быть больше двух химических элементов. Этими элемен тами являются водород и гелий. У атома лития Li третий, а у атома бериллия Be четвертый электроны рас полагаются на втором энергетическом уровне. Эти электроны в своем движе нии тоже образуют сферические облака, но большего размера. У атома бора В появляется пятый электрон (третий на втором энергетиче ском уровне). Этот электрон при движении образует облако, напоминающее форму гантели (рис. 3). Электроны, которы е при движ ении образую т облака гантелеобразной ф ор м ы , назы ваю тся р-электронами. Как показано на рисунке 4, гантелеобразные электронные облака располагаются взаимно перпендикулярно по осям х, у и г (у бора одно, у углерода два, у азота три р-электронных облака). У элементов кислорода О, фтора F и неона Ne про исходит спаривание р-электронов с антипараллельными спинами. Таким образом, у атома неона всего шесть р-электронов. Рассмотрим распределение электронов по орбиталям в атомах первых двадцати элементов. Is н Ш Не [п] 2р Li 0 Ш Be [п] [П| Is 2s 2р 3s | || Na |U] [til Inlnltil [7] 1 I [ Mg |u] 5 z z Рис. 4. Возможные направления р-электронных облаков в пространстве. в 0 0 t.l с 0 0 t t N 0 t О 0 t 0 0 0 и F 0 Ne 0 К 0 0 A1 0 0 0 0 0 Si 0 0 0 ti ti 0 0 t P 0 0 0 ti ti 0 t t S 0 0 0 0 0 0 0 ti t Cl 0 0 0 ti 0 0 ti ti Ar 0 0 0 ti ti 0 ti ti ti 1 u UN Is 2s Ш 0 ti U n Ti|t i t i 0 ti ti Ti tit Са 0 3s 2P Зр 10 3d 4s " Т П 1 t t t t n i l . 1 ti 1 11 4Р 11 j 1 4d ГГ Itl Из схемы видно, что на одном и том же энергетическом уровне могут находиться электроны с различной формой облаков, отличающиеся друг от друга величиной энергии связи с ядром. Поэтому энергетические уровни принято разделять на подуровни. На первом энергетическом уровне имеется один s-подуровень, а на втором —два (s- и р-подуровни). Заканчивается 2-й период элементом неоном Ne, электронная формула которого + 10Ne Is2 |2s2 2рб. Расположение электронов по энергетическим уровням и подуровням графически можно изобразить так: Is2 + 10Ne 6 2s2 0 0 2р 6 n ln ln l В атоме неона достигается максимально возможное число электронов на втором энергетическом уровне. Таким образом, общее число элементов во 2-м периоде соответствует числу электронов второго энергетического уровня, т. е. восьми. Одиннадцатым элементом —натрием Na начинается 3-й период. Так как второй энергетический уровень электронами уже заполнен, то, начиная с элемента натрия, заполняется третий энергетический уровень. Заполнение третьего энергетического уровня электронами происходит более сложно, по скольку на нем согласно формуле N = 2п2 могут поместиться максимально 18 электронов. Девятнадцатый же электрон у элемента калия К и двадцатый —у элемента кальция Са помещаются на четвертом энергетическом уровне, что энергети чески более выгодно, хотя третий энергетический уровень еще не полностью заполнен электронами. Далее, у следующих десяти элементов 4-го периода (начиная с элемента скандия Sc —порядковый номер 21, заканчивая элемен том цинком Zn - порядковый номер 30) происходит заполнение десятью электронами третьего энергетического уровня до восемнадцати электронов. На рисунке 5 показано, что представляют собой эти десять электронов 3-го энергетического уровня (см. также пояснения к рис. 5). Электроны с более сложной формой электронных облаков называются d -электронами. Следовательно, на третьем энергетическом уровне могут разместиться два s-электрона, шесть р-электронов и десять d-электронов, т. е. всего восемнадцать электронов. Рассмотрим, как происходит заполнение электронами энергетических уровней у атомов элементов 4-го большого периода. Вспомним, что у атомов элемента калия и кальция девятнадцатый и двадцатый электроны поме щаются на четвертом энергетическом уровне, в то время как третий энергети ческий уровень у них заполнен не до конца: 3s2 2 + 19K - 3pe 3d° 4s1 ] Q] fit! |4t|4Tl4t| 3s2 Зрб 3 d° +20Ca... [tl| fltlltjtTi Г 'г~ Г .....“ Л 4s2 lit! Начиная с элемента скандия Sc (порядковый номер 21), возобновляется заполнение электронами третьего энергетического уровня. Очередной (по следующий) электрон заполняет d-орбиталь третьего энергетического уровня, а на четвертом энергетическом уровне сохраняются два s-электрона: Is2 2s2 2рб 3s2 . « S c ЦТ] [ T t l f l t f i t f T t ] ЦТ] 3р6 3d1 It It Itl 1 4s2 ЕЗ Рис. 5. Форма d-электронного облака. Следующие за s- и р-электронами десять электронов 3-го энергетического уровня образуют облака еще более сложной формы, чем s- и р-электроны (см. рис. 2 и 3). Доказано, что такие электронные облака (орбитали) могут взаимно располагаться в пространстве, ориентируясь относительно друг друга в пяти различных направле ниях. Так как на одной орбитали может находиться два электрона с противополож ными (антипараллельными) спинами, то на d-орбиталях может быть от одного до десяти электронов. 7 У последующих элементов, вплоть до элемента цинка Zn (порядковый номер 30), электронами заполняются d-орбитали третьего энергетического уровня. При этом соблюдается следующая закономерность: вначале каждая свободная орбиталь (в данном случае З^-орбитали) заполняется одним электроном. При дальнейшем заполнении орбиталей происходит спарива ние электронов с антипараллельными спинами. Так, в атоме элемента титана Ti (порядковый номер 22) очередной электрон не спаривается с пре дыдущим d -электроном, а занимает свободную d -орбиталь: Is2 + 22Ti 2s2 2р6 [ТЦ | Ш 3 s2 3р6 3d2 4 s2 [Ttl litlitlitl гтут 0 В атоме элемента марганца Мп (порядковый номер 25) таких неспаренных d-электронов уже пять, т. е. на каждой Зй-орбитали имеется по одному элект рону: Is2 2s2 2Pb 3s 3р ь 4s2 3d5 Mn [Ttj [it] lit|it|it] [it] lJ-t|4-tUt| 14-1 4 1 4-1 4-1 i+ 25г 0 Поэтому в атомах следующего элемента —железа Fe (порядковый номер 26) начинается спаривание d -электронов с противоположными (антипараллель ными) спинами: 3s2 3р6 3d6 4s2 + 26Fe... [it[ [4t|4t|iHt| i[ 4ТПП 0 У последующих элементов спаривание d-электронов продолжается и закан чивается у элемента цинка Zn (порядковый номер 30): Is2 2s2 2р6 3s2 3рб 3d10 4s2 . 30Zn [Tt] [Ttl |it|it[itl [it| litlitlitl [it|4t|4t|it|4t| 0 В последовательности заполнения орбиталей электронами имеются и исключения. Так, в ато мах элементов хрома Сг и меди Си согласно общей закономерности электроны по орбиталям должны были бы расположиться следующим образом: Is2 2 s2 2 р6 3s2 3p6 3d4 + 24Cr lit! |it| |it|it|it| |it |it it it| i i i i Is2 2s2 2p6 + 2qCU fit] [it] it it it 3s2 3p6 3d9 |it| [it it it it it|it it i 4s2 |0 4s2 0 Однако в атомах этих элементов происходит как бы перескок одного электрона с четвертого энергетического уровня на третий энергетический уровень, и в связи с этим фактическое распо ложение электронов по орбиталям в атомах элементов хрома и меди следующее: Is2 2s2 2р6 3s2 Зр6 3d5 4s1 + 24СГ \Й\ [it] |it|it|it[ [it| litlitlitl ГТТТГЛ i| i] Ш Is2 2s2 2Pb 3s2 3P6 3d1 4s1 -29CU [it] [it[ litlitlitl lit] litlitlitl |it[itlit|it|itl Ш Такое явление наблюдается и у некоторых других элементов. Переход электрона с 45-орби тали на 3d -o p 6 m ^ b объясняется тем, что энергии связей электронов, расположенных на 4s- и Зd-opбитaляx, примерно одинаковы. 8 Таким образом, на одном и том же энергетическом уровне могут нахо диться S-, р-, d-электроны. Хотя эти электроны находятся на одном уровне, количественно их энергии связи с ядром несколько отличаются. Поэтому энергетические уровни подразделяются на подуровни. На первом энергетическом уровне только один s-подуровень. В этом слу чае понятия «энергетический уровень» и «подуровень» совпадают. На втором энергетическом уровне два подуровня: s - и р-подуровни; на третьем —три: S -, р- и d -подуровни. Следовательно, наблюдается такая закономерность: число энергетических подуровней соответствует номеру энергетического уровня (номеру периода). На четвертом энергетическом уровне, кроме S -, р-, d -электронов, находятся также электроны, которые при своем движении образуют электронные облака еще более сложной формы, чем d-электроны. Такие электроны на званы /-электронами. Их электронные облака могут располагаться в про странстве относительно друг друга в семи различных направлениях. По скольку на каждой орбитали может быть не более- двух электронов с антипараллельными спинами, то для /-электронов число состояний равно 7, а общее число /-электронов—14. Следовательно, на четвертом энергетическом уровне могут разместиться два s-электрона, шесть р-электронов, десять d-электронов и четырнадцать / -электронов, т. е. всего 32 электрона. Чтобы наглядно представить себе общую емкость четвертого энергетиче ского уровня, рассмотрим расположение электронов по орбиталям в атоме элемента галлия Ga (порядковый номер 31): Is2 2р° 2s 3s 3 d" 3Рь Ga Ш ШЗ UtlitTitl [Гг] [Щ тЩ ] [Ttlit|itfIt|Tt] 4s2 4р1 ш -и i: i m В сокращенном виде эта запись выглядит так: 4s2 4 d° 4f° i .п г т т т т 4 р' + 3iGa... [Й] |11 1 | Пользуясь такими сокращенными записями, следует ясно представлять, что обозначает многоточие в этих схемах. У атомов последующих элементов каждый очередной электрон занимает свободную р-орбиталь, а затем происходит спаривание электронов в атомах элементов от Ga...4s24p1 до Kr...4s24p6. У элементов 5-го периода заполнение энергетических уровней и подуров ней происходит аналогично элементам 4-го периода, а именно у двух первых s-элементов (Rb и Sr) и шести последних p-элементов (In —Хе) заполняется внешний энергетический уровень. Между s- и p-элементами располагаются десять d -элементов (Y —Cd), у которых заполняются d-орбитали предвнешнего энергетического уровня ^ -п од ур овн я ). У атомов элементов 6-го периода цезия Cs (порядковый номер 55) и бария Ва (порядковый номер 56) очередные электроны заполняют s-орбиталь ше стого энергетического уровня. 9 В атоме лантана La (порядковый номер 57) последующий электрон зани мает 5с/-орбиталь. 4s2 4р6 4d w + svL a... fill |tt|lt|itl [ i t l i t l i t l l t l l t l P 4f 5s2 it 5p6 it it it 5d 1 i ! Начиная с элемента церия Се (порядковый номер 58) до элемента люте ция Lu (порядковый номер 71) очередные электроны размещаются в атомах этих элементов на 4/-подуровне. Так как в атомах этих элементов происходит заполнение электронами глу бинного 4/-подуровня (третьего снаружи), а строение внешнего энергетиче ского уровня остается неизменным, то эти элементы, называемые лантанои дами, обладают близкими химическими свойствами. В атомах элементов от гафния Ш (порядковый номер 72) до ртути Hg (порядковый номер 80) продолжается заполнение 5с/-подуровня, после чего у атомов элементов от таллия Т1 (порядковый номер 81) до радона Rn (поряд ковый номер 86) электроны заполняют бр-подуровень. Элементом радоном Rn заканчивается б-й период. Заполнение электронами энергетических уровней у атомов элементов 7-го незавершенного периода происходит аналогично заполнению у атомов эле ментов б-го периода. Теперь, когда мы узнали закономерности заполнения электронами энерге тических уровней атомов элементов, более полно и ясно представляется связь периодического закона и периодической системы химических элемен тов с теорией строения атомов. Мы выяснили, что в зависимости от состояния электронов в атомах разли чают s-, р-, d- и / -электроны и соответствующие им s-, р-, d- и f -подуровни. В зависимости от того, какой подуровень (s-, р-, d- или /-) заполняет очеред ной электрон, соответственно различают s-, р-, d- и f-элементы. К /-элемен там относятся и актиноиды.. В процессе изучения строения атомов было установлено, что число эле ментов в периодах (2, 8, 18, 32) соответствует максимально возможному числу электронов на соответствующем энергетическом уровне: на первом —2, на втором —8, на третьем-1 8 , а на четвертом- 3 2 электрона. Выяснилось также, что в главных подгруппах находятся s- и р-элементы, а в побочных подгруппах —d-элементы. Ответьте на вопросы и выполните упражнения 1—5 (с. 18). § 3. ПОЛОЖЕНИЕ В ПЕРИОДИЧЕСКОЙ СИСТЕМЕ ВОДОРОДА, ЛАНТАНОИДОВ, АКТИНОИДОВ И ИСКУССТВЕННО ПОЛУЧАЕМЫХ ЭЛЕМЕНТОВ Положение в периодической системе водорода. Вы, наверно, заметили, что химический знак водорода помещают и в главную подгруппу I группы, и в главную подгруппу VII группы периодической таблицы. Возникает вопрос: почему это допустимо? Чтобы ответить на этот вопрос, вспомним основные химические свойства водорода. У атома водорода один s-электрон аналогичен атомам типичных метал 10 лов, у которых на внешнем энергетическом уровне также находится один s-электрон. В водном растворе в результате гидратации ионов водорода обра зуется ион гидроксония Н30 +: Н+ + Н20 - + Н30 + Металлы I группы главной подгруппы (щелочные металлы) в водных растворах также содержатся в виде однозарядных гидратированных ионов. Простое вещество водород может проявлять восстановительные свойства, характерные для щелочных металлов. Учитывая аналогию свойств водорода и щелочных металлов, химический знак водорода обычно помещают в глав ную подгруппу I группы. Однако водород —простое вещество, кроме восстановительных свойств, может проявлять и свойства окислительные. Например, при взаимодейст вии со щелочными металлами он образует гидриды, в которых степень окис ления его равна —1 : 2ё I----- 1 0 0 +1-1 2К + Н2 —* 2КН В связи с этим химический знак водорода и помещают в главную под группу VII группы, записывая обычно его химический символ в скобках. Положение в периодической системе лантаноидов и актиноидов. К лан таноидам относятся 14 химических элементов от церия Се до лютеция Lu (порядковые номера 58—71). Так как в их атомах последующие электроны заполняют /-орбитали, то лантаноиды относятся к /-элементам. В свободном состоянии лантаноиды представляют собой типичные металлы. Наиболее известный лантаноид —церий Се. Сплав железа с церием при трении легко искрит, поэтому из него изготавливают камни для зажигалок. Сплавы с небольшими добавками церия имеют боль шую коррозионную стойкость, жаростойкость, твердость, прочность и пластичность. Сплавы лан таноидов применяют в электронно-вычислительных устройствах, в производстве цветных теле визоров. Цветные стекла, содержащие соединения лантаноидов, задерживают ультрафиолетовые лучи. Из них изготовляют защитные очки для сварщиков, стеклодувов и металлургов, а также сосуды для хранения медикаментов. К актиноидам относятся 14 химических элементов от тория Th до лоуренсия Lr (порядковые номера 90—103). В атомах этих элементов последующие электроны заполняют /-орбитали, следовательно, актиноиды (как и ланта ноиды) тоже относятся к /-элементам. У элементов семейства актиноидов, как и у лантаноидов, происходит заполнение третьего снаружи энергетического уровня (5/-подуровня). Строе ние же внешнего и, как правило, предшествующего электронных уровней остается неизменным. Поэтому семейства актиноидов и лантаноидов сходны по своим химическим свойствам. Все актиноиды радиоактивны. Торий Th, протактиний Ра и уран U встре чаются в природе в виде изотопов с большим периодом полураспада. Осталь ные актиноиды в основном получены искусственным путем. 11 Уран U, плутоний Ри и некоторые другие актиноиды используют для полу чения атомной энергии. Химические знаки элементов семейств лантаноидов и актиноидов обычно помещают под периодической таблицей в два ряда. Искусственно получаемые химические элементы образуются в результате ядерных реакций (I). В периодической таблице они помещены в соответ ствии с электронным строением атомов. Искусственным путем получено значительное число химических элемен тов. В частности, элемент менделевий Md (порядковый номер 101) был полу чен в 1955 г. при действии на атомы эйнштейния Es (порядковый номер 99) аг-частицами: 2ggEs + jHe —» joiMd + \п (нейтрон) Ответьте на вопросы и выполните упражнения 6—8 (с. 18). § 4. ВАЛЕНТНОСТЬ. ВАЛЕНТНЫЕ ВОЗМОЖНОСТИ АТОМОВ Валентность. Валентность элементов относится к основным понятиям химии. С наиболее общим определением валентности вы ознакомились в самом начале курса неорганической химии (I): Валентность —это свойство атомов элементов присоединять или заме щать определенное число атомов других элементов. Это понятие было введено Э. Франклендом в 1852 г. Данное определение в известной мере формально, поскольку не дает представления о природе этого свойства. С развитием учения о химической связи содержание понятия «валентность» значительно пополнилось и в на стоящее время его обычно формулируют так: Валентность —свойство атомов элементов образовывать ковалентные химические связи. Валентность определяется числом ковалентных хими ческих связей, которыми данный атом связан с другими атомами. Сущность образования ковалентных связей вы изучили в курсе неоргани ческой химии (I). На основе представлений о ковалентной связи валент ность определяется числом общих электронных пар, связывающих атомы в молекуле независимо от способа образования этих общих электронных пар. Валентные возможности атомов. Вам известно, что численное значение валентности связано с положением элемента в периодической системе хими ческих элементов Д. И. Менделеева. При этом во многих случаях валент ность атома элемента в соединении численно равна номеру группы перио дической системы. Существуют и отступления от этого правила. Рассмотрим этот вопрос на конкретных примерах. Выясним, какова высшая валентность атомов элементов V группы главной подгруппы —азота и фосфора. Фосфор в соединении РС15 проявляет высшую валентность, равную пяти, что соответствует номеру группы. Известно, что у атомов фосфора на внешнем (третьем) энергетическом уровне находятся три неспаренных р-электрона и свободные d-орбитали. 12 Поэтому для него характерно так называемое возбуждение электронов, свя занное с переходом одного из двух спаренных s-электронов на Зй-орбиталь: 3s2 3р3 3d0 И | Т tltll 3s1 Ъръ Ш ь t I N I 3d1 tilt . _ J Для азота подобное соединение неизвестно, поскольку в атоме азота на внешнем энергетическом уровне имеются только три неспаренных р-электрона. Распаривание же s-электронов невозможно, так как на внешнем энер гетическом уровне нет свободных орбиталей. Для того чтобы выяснить, чему равна высшая валентность азота, рассмотрим схему образования иона аммо ния (рис. 6). Из схемы видно, что три ковалентные связи образуются за счет неспарен ных электронов атома азота и трёх атомов водорода. Природа образования четвертой ковалентной связи иная: атом азота (донор) предоставляет свою неподеленную электронную пару, а ион водорода Н+ (акцептор) —свободную s-орбиталь. Такой механизм образования ковалентной связи называется донорно-акцепторным. Отсюда понятно, почему численное значение высшей валентности атома азота не может быть более четырех. В качестве второго примера рассмотрим элементы VI группы главной под группы —кислород и серу —и выясним, почему кислород обычно двухвален тен, а высшая валентность серы соответствует номеру группы и равна шести. В атомах серы расположение электронов на внешнем энергетическом уровне графически можно представить так: 3s2 3р 4 3d0 +16s... gg utlijin В атоме серы два неспаренных р-электрона, и, действительно, в сероводо роде H2S сера двухвалентна. Получен также оксид серы (II) SO. Важно отметить, что в атоме серы на внешнем энергетическом уровне имеются свободные d -орбитали и в результате распаривания электронов могут образоваться четыре или шесть неспаренных электронов: 15 +7 N it 25 it чш 2Р i i i +8 15 25 2Р О it it it i i ‘ v:V£ Щ g: }.y"r t t t t н+ н н н Рис. 6. Схема образования иона аммония. t H+H H Рис. 7. Схема образования иона гидроксония. 13 3s2 +i 6 's - * u m М 3d 1 3Р3 3s1 u 3d 2 3Р3 + i 6S ... |4 11 4 u m u i ! 1 I Отсюда понятно, почему сера может образовать более двух связей в таких со единениях, как оксид серы (IV) S 0 2 и оксид серы (VI) S 0 3. Расположение электронов по орбиталям в атоме кислорода графически изображают так: Is2 +8о и 2s2 и 2 р4 m um В атоме кислорода, как и в атоме серы, тоже два неспаренных р-электрона, но поскольку распаривание электронов и переход их на следующий, третий уровень энергетически невыгоден, атом кислорода обычно не образует более двух ковалентных связей. Однако аналогично атому азота атом кислорода может участвовать в образовании ковалентной связи по донорно-акцептор ному механизму (рис. 7). Так, при образовании иона гидроксония Н30 + атом кислорода предоставляет одну из неподеленных электронных пар вакантной (свободной) орбитали иона водорода. Процесс образования иона гидроксо ния сходен с процессом образования иона аммония и схематично изобра жается так: н++н :о: н — *»|н :о: hJ + или н++ н2о -> н3о+ Донорно-акцепторную связь иногда изображают стрелкой: Н т н-о-н Таким образом, в ионе гидроксония Н30 + кислород трехвалентен. Известны и такие соединения, в которых кислород проявляет максималь ную валентность, равную четырем. Из приведенных примеров видно, что высшая валентность элементов 2-го периода не всегда соответствует номеру группы и не может быть больше четырех. (Отметим, что пока не получены соединения фтора, в которых он проявляет валентность, равную 4.) Следовательно, в образовании химических связей могут участвовать не только неспаренные электроны, но и неподеленные электронные пары, а также вакантные (свободные) орбитали внешних энергетических уровней. 14 Периодическое изменение валентности и размеров атомов. Периодиче ское изменение валентности элементов, а следовательно, и их свойств обу словлено тем, что с возрастанием заряда ядра атомов периодически повто ряются элементы со сходной электронной структурой атомов (I). Сходные электронные структуры атомов имеют элементы I группы главной подгруппы литий Li, натрий Na, калий К, рубидий Rb, цезий Cs, франций Fr, а также элементы II группы главной подгруппы бериллий Be, магний Mg и кальций Са и другие элементы соответствующих групп главных подгрупп. Периодическая последовательность наблюдается и в изменении радиусов атомов элементов с возрастанием зарядов ядер. Так, во 2-м периоде от эле мента лития Li до элемента фтора F происходит постепенное уменьшение атомных радиусов, а при переходе от элемента фтора F к элементу натрию Na радиус атома последнего резко увеличивается. При переходе от лития Li к фтору F постепенно возрастают заряды ядер атомов элементов. В связи с этим в ряду Li-» F постепенно увеличивается сила электростатического притяжения внешних электронов к ядру и радиусы атомов уменьшаются. С переходом от элемента фтора F к элементу натрию Na последующим элек троном начинается заполнение более удаленного от ядра третьего энергети ческого уровня. Поэтому радиус атома элемента натрия Na резко возрастает. Размеры атомов в свою очередь влияют на их свойства. Так, атомы эле ментов лития Li, натрия Na, калия К обладают наибольшими радиусами ато мов по сравнению с атомами других элементов соответствующих периодов. Внешне электроны в атомах щелочных металлов находятся дальше от ядра, слабее притягиваются к нему и легко могут быть отданы. Этим отчасти и объясняется причина проявления щелочными металлами сильных восстано вительных свойств. В периодах при переходе от щелочных металлов к галоге нам радиусы атомов уменьшаются, сила электростатического притяжения внешних электронов к ядру увеличивается, что и приводит к уменьшению восстановительных и увеличению окислительных свойств соответствующих простых веществ. Следует иметь в виду, что такое объяснение периодичности изменения радиусов атомов элементов в известной мере условно. В связи с периодическим изменением валентности химических элемен тов периодически изменяются также формы (состав, строение) и свойства оксидов и водородных соединений (гидридов) соответствующих химических элементов. Так, оксид лития Li20 , оксид натрия Na20 , оксид калия К20 сходны не только по своим формам, т. е. по составу и строению, но и по свойствам. Все они основные оксиды, бурно реагируют с водой с образованием соответствующих растворимых оснований-щ елочей. Однако между этими оксидами имеются и различия. От оксида лития к оксиду калия основные свойства оксидов усиливаются. Например, оксид калия образует более сильную щелочь КОН, чем оксиды натрия и лития. Такая же закономерность наблюдается и в других группах главных под групп. Так, высшие оксиды элементов главной подгруппы IV группы: оксид углерода (IV) С 0 2, оксид кремния (IV) S i0 2, оксид германия (IV) G e 0 2, оксид олова (IV) S n 02 и оксид свинца (IV) РЬ02 - сходны по форме и некоторым 15 свойствам. Однако оксид углерода (IV) —кислотный оксид, у оксида кремния (IV) кислотные свойства выражены несколько слабее, а оксиды олова (IV) и свинца (IV) —амфотерные оксиды, кислотные свойства их еще слабее, чем у оксида кремния (IV). Периодически изменяются также формы и свойства гидридов. Металлы главных подгрупп I—III групп с водородом образуют нелетучие водородные соединения. Так, гидрид лития LiH, гидрид натрия NaH, гидрид калия КН сходны между собой как по форме, так и по свойствам. Элементы главных подгрупп IV—VII групп образуют летучие водородные соединения. Формы и свойства этих соединений тоже изменяются периоди чески. Например, водородные соединения галогенов HF, НС1, НВг и HI сходны как по форме, так и по свойствам. (Летучими являются также некото рые гидриды бора, элемента III группы.) Ответьте на вопросы и выполните упражнения 9—15 (с. 18). § 5. ЗНАЧЕНИЕ ПЕРИОДИЧЕСКОГО ЗАКОНА ДЛЯ РАЗВИТИЯ НАУКИ И ДИАЛЕКТИКО-МАТЕРИАЛИСТИЧЕСКОГО ПОНИМАНИЯ ПРИРОДЫ В курсе неорганической химии (I) вы уже изучали, какое значение имеет периодический закон для развития науки. Периодический закон и составлен ная на его основе периодическая система химических элементов —величай шее открытие в истории развития науки. Благодаря этому открытию по явилась возможность предвидеть новые факты и явления. Вспомните гениальное предвидение Д. И. Менделеева о существовании еще неоткрытых химических элементов. Этот научный прогноз оправдался с удивительной точностью, что потрясло весь мир. Высокую оценку научным предвидениям Д. И. Менделеева дал основоположник научного коммунизма Ф. Энгельс: «Менделеев, применив... закон о переходе количества в качество, совершил научный подвиг, который смело можно поставить рядом с открытием Леверье, вычислившего орбиту еще неизвестной планеты —Нептуна» ( Э н г е л ь с Ф. Диалектика природы // Маркс К., Энгельс Ф. Соч,—2-е изд — Т. 2 0 . - С. 389). Большое значение в развитии науки имела работа Д. И. Менделеева, в которой уточнялись и исправлялись атомные массы некоторых элементов. Исключительно важная роль принадлежит периодическому закону и со ставленной на его основе периодической системе химических элементов в создании современной теории строения вещества. Как вы уже убедились, современные представления о строении атомов позволили дать периодическому закону более глубокое научное обоснование, которое выразилось и в более точной современной формулировке периоди ческого закона, и в объяснении сущности явления периодичности. Периодический закон дал толчок многим открытиям в науке (см. схему 1). В периодическом законе и отражающей его сущность системе химиче ских элементов ярко проявляются общие закономерности развития природы —закон единства и борьбы противоположностей, закон перехода количественных изменений в качественные и закон отрицания отрицания. Например, в периодах происходит как скачкообразное, так и постепенное 16 Схема 1 изменение свойств химических элементов. При увеличении заряда ядра на единицу происходит скачкообразное изменение свойств элементов (обра зуется новый элемент с совершенно иными свойствами). В то же время в периодах происходит постепенное изменение свойств элементов, образую щих типичные металлы, к элементам, образующим типичные неметаллы. Из курса обществоведения вы узнали, что существует всеобщий закон раз вития природы-за к он перехода количественных изменений в качественные. Другой всеобщий закон -за к он единства и борьбы противоположно с т е й - ярко проявляется в строении атомов, которые существуют как един ство двух противоположностей: положительно заряженного ядра и движу щихся вокруг него отрицательно заряженных электронов. Большинство химических элементов имеет двойственный (противоположный) характер, т. е. в определенной степени проявляет как металлические, так и неметалли ческие свойства. / Периодический закон и Система химических элементов отражают и еще одну всеобщую закономерность развития природы от более простого к более сложному. Наиболее ярко она выявляется при переходе от периода к периоду. Так, элемент калий повторяет многие свойства элемента натрия, но в то же время атом калия имеет более сложное строение, и поэтому образуе мое им простое вещество более реакционно способно, чем натрий. Следова тельно, развитие происходит как бы по спирали, подчиняясь третьему основ ному закону природы —закону отрицания отрицания. Ответьте на вопросы 16—20. Решите задачи 1—6 (с. 18). 2 Основы общей химии 17 1. Сравните формулировку периодического закона, данную Д. И. Менделеевым, с современ* ной формулировкой. Поясните, чем обусловлено такое изменение формулировки. 2. Почему число элементов в периодах соответствует ряду чисел 2—8—18—32? Объясните эту закономерность с позиции состояния электронов в атомах и их расположении по энергетическим уровням. 3. Используя знания теории строения атомов, поясните, почему группы элементов разделены на главные и побочные. 4. Чем характеризуются s-, р-, d- и /-элементы? 5. Составьте схемы расположения электронов по орбиталям в атомах элементов ванадия V, никеля Ni и мышьяка As. Какие из этих элементов относятся к р-, а какие —к d-элементам? 6. Объясните, почему химический знак водорода обычно помещают в главной подгруппе 1 группы и в главной подгруппе VII группы. 7. Поясните, почему лантаноиды и актиноиды обладают сходными химическими свойствами. 8. Назовите известные вам искусственно полученные элементы, укажите их место в периоди ческой системе. 9. Объясните сущность понятия «валентность» с точки зрения современных представлений о строении атомов и образовании химической связи. 10. Почему численное значение валентности не всегда совпадает с числом электронов на внешнем энергетическом уровне? 11. Почему численное значение максимальной валентности элементов 2-го периода не всег да совпадает с номером группы периодической системы химических элементов? 12. С помощью электронных схем выясните, чему равна валентность азота в азотной кислоте и валентность углерода и кислорода в оксиде углерода (II). 13. Почему в соответствии с современными представлениями понятие о валентности не отно сят к ионным соединениям? 14. Какие закономерности в изменении атомных радиусов наблюдаются в периодах и при переходе от одного периода к другому? 15. Вспомните формулировку периодического закона, данную Д. И. Менделеевым, и совре менную формулировку. На конкретных примерах покажите периодическую изменяемость не только свойств атомов химических элементов, но и образуемых ими простых веществ, а также форм и свойств их химических соединений. 16. Руководствуясь периодической системой, охарактеризуйте элементы титан Ti и хром Сг. 17. На конкретных примерах объясните сущность закона единства и борьбы противополож ностей. 18. Приведите примеры, подтверждающие универсальность закона перехода количественных изменений в качественные. 19. Почему в свойствах благородного газа неона проявляется двойное отрицание свойств эле ментов 2-го периода? 20. На конкретных примерах поясните, как в законе отрицания отрицания проявляется общая закономерность развития природы от более простого к более сложному и одновременно отрица ние и сохранение некоторых прежних свойств. 1. При полном сжигании 0,68 г неизвестного вещества получили 1,28 г оксида серы (IV) и 0,36 г воды. Определите химическую формулу сжигаемого вещества. 2. При анализе природного образца поваренной соли в нем было обнаружено 55°/о хлора. Определите массовую долю хлорида натрия в этом образце, если известно, что в нем других со единений хлора не содержалось. 3. Через раствор, содержащий 10 г NaOH, пропустили сероводород H 2 S массой 20 г. Какая соль образовалась при этом? Определите ее массу и количество вещества. 4. Определите массу оксида алюминия, который может быть получен из 100 г кристаллогид рата хлорида алюминия А1С13 •6Н20 . 5. В 450 г воды растворили 50 г кристаллогидрата сульфата меди (II) C uS04 ■5Н20 . Вычислите массовую долю кристаллогидрата в растворе и массовую долю безводного сульфата меди (II). 6. На 18 г технического алюминия подействовали избытком раствора гидроксида натрия. При этом выделилось 21,4 л газа (н. у.). Определите процентное содержание примесей в техническом алюминии, если известно,что в нем не содержалось других веществ, способных реагировать с гид роксидом натрия. 18 Глава III с т р о е н и е вещ еств § 6. ОСНОВНЫЕ ТИПЫ ХИМИЧЕСКОЙ с в я з и Из курса неорганической химии (I) вам известно, что атомы могут соеди нятся друг с другом с образованием как простых, так и сложных веществ. При этом образуются различного типа химические связи: ионная, ковалентная (неполярная и полярная), металлическая и водородная. Вспомним, что одно из наиболее существенных свойств атомов элементов, определяющих, какая связь образуется между атомами —ионная или ковалентная,—это электроот рицательность, т. е. способность атомов в соединении притягивать к себе электроны. Условную количественную оценку электроотрицательности дает шкала относительных электроотрицательностей (I). В периодах наблюдается общая тенденция роста электроотрицательности элементов, а в группах —ее падения. Элементы по электроотрицательностям располагают в ряд, на основании которого можно сравнивать электроотрица тельности элементов, находящихся в разных периодах. Схема 2 F > 0 > N > C l > B r > S > P > C > H > S i > A l > Mg > Са > Na > К > Cs Тип химической связи зависит от того, насколько велика разность значе ний электроотрицательностей соединяющихся атомов элементов. Чем боль ше отличаются по электроотрицательности атомы элементов, образующих связь, тем химическая связь полярнее. Провести резкую границу между типами химических связей нельзя. В большинстве соединений тип химиче ской связи оказывается промежуточным; например, сильнополярная кова лентная химическая связь близкая к ионной связи. В зависимости от того, к какому из предельных случаев ближе по своему характеру химическая связь, ее относят либо к ионной, либо к ковалентной полярной связи. Ионная связь. Ионная связь образуется при взаимодействии атомов, которые резко отличаются друг от друга по электроотрицательности. Например, типичные металлы литий Li, натрий Na, калий К, кальций Са, стронций Sr, барий Ва образуют ионную связь с типичными неметаллами, в основном с галогенами. Однако следует учесть, что при взаимодействии щелочных металлов даже с такими электроотрицательными элементами, как кислород и сера, ионная связь в полном смысле этого понятия не образуется. Кроме галогенидов щелочных металлов, ионная связь также образуется в таких соединениях, как щелочи и соли. Например, в гидроксиде натрия NaOH и сульфате натрия Na2S 0 4 ионные связи существуют только между атомами натрия и кислорода (остальные связи —ковалентные полярные). Именно поэтому в водном растворе щелочи и соли диссоциируют так: NaOH - Na+ + ОН~ Na2S 0 4->2Na+ + S O l19 Ковалентная неполярная связь. При взаимодействии атомов с одинако вой электроотрицательностью образуются молекулы с ковалентной непо лярной связью. Вспомним, что такая связь существует в молекулах следую щих простых веществ: Н2, F2, Cl2, 0 2, N2. Химические связи в этих газах обра зованы посредством общих электронных пар, т. е. при перекрывании соот ветствующих электронных облаков, обусловленном электронно-ядерным взаимодействием, которое осуществляется при сближении атомов. Рассмотрим последовательность составления электронных формул веществ с ковалентной неполярной связью (на примере молекулы азота N2): 1. Записывают схему распределения электронов по энергетическим уровням и подуровням в атоме азота: Is2 2s2 2р3 +7n gt] fit| ГШ ТП 2. Отмечают, что в атоме азота три неспаренных электрона, поэтому между атомами азота в молекуле возникают три связывающие электронные пары: N N 3. Отдельно отмечают неподеленную электронную пару, оставшуюся на внешнем электрон ном уровне у каждого атома азота: Составляя электронные формулы веществ, следует помнить, что каждая общая электронная пара —это условное изображение повышенной электрон ной плотности, возникающей в результате перекрывания соответствующих электронных облаков. Ковалентная полярная связь. При взаимодействии атомов, значения электроотрицательностей которых отличаются, но не резко, происходит смещение общей электронной пары к более электроотрицательному ато му. Так образуется ковалентная полярная связь. Это наиболее распростра ненный тип химической связи, который встречается как в неорганических, так и органических соединениях. К ковалентным связям в полной мере относятся и те связи, которые обра зованы по донорно-акцепторному механизму, например в ионах гидроксония и аммония (с. 15). Металлическая связь. Связь, которая образуется в результате взаимо действия относительно свободных электронов с ионами металлов, назы вается металлической связью (рис. 8). Этот тип связи характерен для про стых веществ —металлов. Сущность процесса образования металлической связи состоит в следую щем: атомы металлов легко отдают валентные электроны и превращаются в положительно заряженные ионы. Относительно свободные электроны, отор вавшиеся от атомов, перемещаются между положительными ионами метал лов. Между ними возникает металлическая связь, т. е. электроны как бы 20 + ионы металлов атомы металлов Q + ^ + ® электроны рис g металлическая связь в металлической решетке. цементируют положительные ионы кристаллической решетки металлов. Водородная связь. Связь, которая образуется между атомом водорода одной молекулы и атомом сильно электроотрицательного элемента (О, N, F) другой молекулы, называется водородной связью. Может возникнуть вопрос: почему именно водород образует такую специ фическую химическую связь? Это объясняется тем, что атомный радиус водорода очень мал. Кроме того, при смещении или полной отдаче своего единственного электрона водород приобретает сравнительно высокий положительный заряд, за счет которого водород одной молекулы взаимодействует с атомами электроотрицательных элементов, имеющих частичный отрицательный заряд, входящих в состав других молекул (HF, Н20 , NH3). Рассмотрим некоторые примеры. Обычно мы изображаем состав воды химической формулой Н20 . Однако это не совсем точно. Правильнее было бы состав воды обозначать формулой (Н20)и, где п = 2, 3, 4 и т. д. Это объяс няется тем, что отдельные молекулы воды связаны между собой посредством водородных связей. Схематически это можно изобразить так: Нй+ о 5" Нй+ Н Водородную связь принято обозначать точками. Она гораздо более слабая, чем ионная или ковалентная связь, но более сильная, чем обычноё межмоле кулярное взаимодействие. Наличием водородных связей объясняется увеличение объема воды при понижении температуры. Это связано с тем, что при понижении темпера туры происходит укрупнение молекул и поэтому уменьшается плотность их «упаковки». При изучении органической химии возникал и такой вопрос: почему тем пературы кипения спиртов гораздо выше, чем соответствующих углеводоро дов? Объясняется это тем, что между молекулами спиртов тоже образуются водородные связи. Схематически это можно представить так: R— О R 21 Повышение температур кипения спиртов происходит также вследствие укрупнения их молекул. Вам уже известно, что Д. И. Менделеев изучал процесс растворения спирта в воде. Он пришел к выводу, что при растворении одновременно про исходят как физические, так и химические процессы, которые объясняются взаимодействием молекул спиртов с молекулами воды: R— О5” Н6+ + R— Од~ Нб+ Водородная связь характерна и для многих других органических соедине ний (фенолов, карбоновых кислот и др.). Из курсов органической химии и общей биологии вам известно, что наличием водородной связи объясняется вторичная структура белков, строение двойной спирали ДНК, т. е. явление комплементарное™. Для обобщения учебного материала о типах химической связи вы можете использовать схему 3. Ответьте на вопросы 1 -4 (с. 41). § 7. ОБЩИЕ СВЕДЕНИЯ О ХИМИЧЕСКОЙ СВЯЗИ Более подробно рассмотрим особенности ковалентной связи. Основные характерные свойства ковалентной связи —ее энергия, проч ность, насыщаемость и направленность. П рочность ковалентной химической связи. В процессе изучения химии вы уже получили первоначальные представления о а- и я-связях, которые обладают различной прочностью. Подробно этот вопрос вы рассмотрели при изучении строения молекул и химических свойств этилена и ацетилена. Более прочная связь возникает тогда, когда перекрывание электронных облаков происходит вдоль линии, соединяющей ядра атомов (о-связь). Сле дует отметить, что и о-связь может обладать различной степенью прочности, которая зависит от полноты перекрывания электронных облаков. Наблю дается следующая закономерность: чем электронная плотность между ядрами атомов больше, тем связь прочнее. Итак, прочность химической связи преимущественно зависит: 1) от того, какая связь (о- или я-) образуется в результате перекрывания электронных облаков; 2) от полноты перекрывания электронных облаков; 3) от того, какая образуется ковалентная связь —неполярная или полярная. Энергия химической связи. Важнейшей характеристикой химической связи является энергия, определяющая ее прочность. Мерой прочности связи может служить количество энергии, затрачиваемой на ее разрыв, т. е. на раз рушение молекулы до отдельных атомов. Под энергией связи понимают ту энергию, которая необходима для раз рыва связи. Энергию связи принято измерять в килоджоулях на 1 моль вещества. Так, энергия связи 1 моль водорода равна 435 кДж/моль. Процесс 22 Схема 3 разрыва связи в виде термохимического уравнения можно изобразить так: Н— Н = 2Н - 435 кДж/моль Разумеется, столько же энергии выделяется при образовании 1 моль водо рода из отдельных атомов: Н + Н = Н 2 + 435 кДж/моль Следует иметь в виду, что в приведенных термохимических уравнениях реак ций численные значения энергии относятся не к одной молекуле, а к 1 моль вещества, т. е. к 6,02 •1023 молекулам. Чтобы вычислить энергию отдельной 23 связи в одной молекуле, требуется приведенное численное значение энергии в килоджоулях на моль разделить на постоянную Авогадро. Следовательно, чтобы вычислить энергию связи Н— Н в одной молекуле водорода, следует 435 кДж/моль разделить на 6,02 •1023 моль-1. Отсюда видно, что численные значения энергии связи отдельных молекул слишком малы, поэтому на прак тике пользуются численными значениями энергии связи, отнесенными не к одной молекуле, а к 1 моль вещества. При определении энергии связи в многоатомных молекулах, например в молекуле метана СН4, вначале определяют энергию разрыва всех четырех С—Н связей: СН4-> С + 4Н —1647 кДж/моль Затем вычисляют среднее значение энергии разрыва одной связи. Она равна 1647 :4 * 412 кДж/моль. Однако истинное значение энергии каждой отдельной связи несколько отличается от среднего ее значения. В курсе неорганической химии вы ознакомились с тепловым эффектом химических реакций и правилами составления термохимических уравне ний (I). Знания об этих процессах можно расширить, используя понятие «энергия связи». Например, теперь вы можете ответить на вопрос: почему некоторые химические реакции являются экзотермическими, а другие —эндотермиче скими? Экзотермическими являются реакции, в которых суммарная энергия связи между атомами в исходных веществах численно меньше, а следовательно, связь слабее, чем в веществах, образующихся в результате реакции. С этих позиций рассмотрим известную вам экзотермическую реакцию замещения, протекающую между метаном и хлором: Н Н энергия Н— С— Н + С1— С1 —> Н—-С— С1 + Н— С1 I н I н В процессе этой реакции происходит разрыв связей С— Н и С1— С1 (среднее значение энергии связи С— Н равно 412 кДж/моль). Энергию свя зи С1— С1 можно найти в соответствующих справочниках. (Она равна 242 кДж/моль.) Следовательно, общая энергия, которую надо затратить на разрыв связей С— Н и С1— С1 в исходных веществах, составляет 412 кДж + + 242 кДж = 654 кДж. В результате реакции образовались две новые связи: С— С1 (энергия ее равна 328 кДж/моль) и Н — С1 (энергия связи равна 426 кДж/моль). Суммируя численные значения энергии этих связей, получаем: 328 кДж + 426 кДж = 754 кДж 24 Следовательно, для разрыва связей в исходных веществах потребовалось за тратить 654 кДж энергии, а при образовании новых связей выделилось 754 кДж. Таким образом, выигрыш энергии составляет 100 кДж (754 кДж — —654 кДж). Отсюда термохимическое уравнение реакции образования хлорметана СН3С1 записывают так: СН4 + С12 = СНзС1 + НС1 + 100 кДж Насыщаемость ковалентной связи. При изучении механизмов образова ния ковалентных связей (с. 12) вы убедились, что атомы способны образовы вать только ограниченное число ковалентных связей, что объясняется их валентными возможностями. Во-первых, возможность образования кова лентной связи определяется числом неспаренных электронов. Например, атом углерода в возбужденном состоянии имеет четыре неспаренных элек трона, поэтому атом углерода может образовать не более четырех ковалент ных связей. Во-вторых, валентные возможности атомов определяются числом неподеленных электронных пар, которые могут быть предостав лены другим атомам, имеющим на внешнем энергетическом уровне свобод ные орбитали. Так, атом азота имеет три неспаренных электрона, которые могут образовать три ковалентные связи. Четвертая ковалентная связь обра зуется за счет взаимодействия неподеленной электронной пары атома азота с ионом водорода. В результате образуется ион аммония, в котором все валентные возможности атома азота насыщены (с. 13). Следовательно, насы щаемость ковалентной связи определяется валентными возможностями атомов. В отличие от ковалентной связи ионная связь не обладает насыщае мостью. Направленность ковалентной связи. Это свойство ковалентной связи обусловливает пространственное строение молекул. В зависимости от того, какую форму и какое направление в про странстве имеют электронные облака при их взаимном перекрывании, могут образоваться соединения с линейной и угловой формой молекул. В качестве примера соединения с линейной формой молекул рассмотрим пространственное строение молекулы фтороводорода HF (рис. 9), предвари тельно вспомнив, как расположены электроны по орбиталям в атоме водо рода и в атоме фтора: Is 1 +1н GO Is2 2s2 2ps +9f 03 Ш И И 1 Л Рис. 9. Образование s —р-сигма-связи в молекуле фтороводорода. s-электрон атома водорода имеет форму шара, а неспаренный р-электрон атома фтора —гантелеобразную форму. Эти электронные облака перекрываются вдоль линии, соединяющей ядра атомов водорода и фтора, образуя ковалентную a-связь. Следовательно, молекула фтороводорода имеет линейное строение. 25 Часто структурную формулу воды изображают следующим образом: н— О— н Такая запись наводит на мысль, что молекула воды тоже имеет линейное строение. Проверим, верно ли это предположение. Изобразим схемы распо ложения электронов по орбиталям в атомах водорода и кислорода: Is1 +1Н Щ Is2 2s2 +8о 53 [й] _ 2Р4 It I I Так как в атоме кислорода два неспаренных р-электрона, то они могут образовать две ковалентные связи с двумя атомами водорода. Вспомним, что р-электронные облака имеют гантелеобразную форму и располагаются в пространстве во взаимно перпендикулярных направлениях. Поэтому перекрывание р-электронных облаков атома кислорода с р-электронными облаками атома водорода может произойти только так, как пока зано на рисунке 10. Экспериментально доказано, что угол между связями в молекулах воды не 90 °, а 104,5 °. Отсюда становится ясным, что молекула воды имеет не линейное, а угловое строение. Рис. 10. Перекрывание s-электронных облаков атомов водо рода с р-электронными облаками атома кислорода в молекуле воды. Рис. 11. 5р3-Гибридизация и образование химических связей в молекуле метана. 26 б Рис. 12. Образование молекулы этилена: а) 5р2-гибридизация; б) обра зование сигма-связей в молекуле эти лена; в) образование пи-связи в моле куле этилена. Таким образом, направленность химических связей объясняется различ ным расположением электронных облаков в пространстве. Вам уже известно, что электронные облака могут изменять свою форму в результате гибридизации. Гибридные электронные облака тоже могут по-раз ному располагаться в пространстве. При изучении курса органической химии вы ознакомились с sp3-, sp2- и sp- гибридизацией электронных облаков (рис. 11, 12, 13). Это виды гибриди 27 зации имеют место и при образовании многих неорганических соединений. В зависимости от расположения в пространстве гибридных облаков обра зуются молекулы линейного или углового строения. Рассмотрим образование молекулы фторида бериллия BeF2. В атоме бериллия на втором энергетическом уровне имеются свободные р-орбитали, и поэтому возможные распаривания 2з2-электронов: Is2 2s2 +4Ве 0 2р° [till 1 энергия ------------ > Is2 2s1 2р1 +4Ве 0 Q] F T Известно, что s-электронное облако имеет сферическую форму, а р-электронное облако —гантелеобразную форму. В атоме Be происходит sp-гибридизация электронных облаков, как показано на рисунке 14. Рис. 13. Образование молекулы ацетилена: а) sp-гибридизация; б) образование сигма-связей в моле куле ацетилена; в) образование двух пи-связей в молекуле ацетилена. 28 Рис. 14. sp -Гибридизация в атоме бериллия. Образовавшиеся два sp-гибридных облака отталкиваются друг от друга и располагаются в направлениях, ориентированных в пространстве под углом 180° (рис. 15). В таком положении два sp-гибридных электронных облака атома Be пере крываются с двумя р-электронными облаками атомов фтора. В результате образуется молекула линейной формы BeF2 (рис. 16). Строение молекулы ВС13 можно объяснить, используя представления об 5р2-гибридизации электронных облаков атома В. Распределение электронов по орбиталям в атоме бора следующее: Is2 2 s2 +5в \и\ 0 2 р' [ Т Г Г .1 В момент реакции происходит распаривание 2«2-электронов: Is2 2s1 2р 2 +5в И ш I W l В результате гибридизации образуются три хр2-гибридных электронных облака, которые расположены в одной плоскости и ориентированы относи тельно друг друга под углом 120° (рис. 17). Эти три гибридных электронных 29 Рис. 17. а) 5р2-Гибридизация в атоме бора; б) расположение в пространстве трех $р2-гибридных орбиталей. Рис. 18. Плоская треугольная моле кула ВС13. облака перекрываются с р-электронными облаками атомов хлора, и в резуль тате образуется плоская молекула треугольной формы ВС13 (рис. 18). При sp3-гибридизации электронных облаков образуются соответствующие четыре гибридные орбитали, направленные к вершинам тетраэдра и ориен тированные относительно друг друга под углом 109 °28'. Вам уже известно, что такой вид гибридизации характерен для атома угле рода в молекуле метана (см. рис. 1 1 ). Сходное с метаном пространственное строение молекул имеют и другие предельные углеводороды, в которых атомы углерода находятся в состоянии $р3-гибридизации. При изображении структурных формул предельных углеводородов скла дывается представление, будто бы атомы углерода соединяются друг с другом с образованием прямых цепей. Например, формулу пропана записывают следующим образом: н н н I н— с— с— с— н I 30 н н н Однако известно, что гибридные электронные облака атомов углерода направлены к вершинам тетраэдра и при образовании молекулы пропана С3Н8 направление химической связи между вторым и третьим атомами угле рода не может совпадать с направлением связи между первым и вторым ато мами углерода. Поэтому между связями атомов углерода образуется угол 109 °28', как это показано на рисунках 19 и 20. При рассмотрении строения непредельных углеводородов вы убедились, что для алкенов характерна пространственная изомерия, возникновение которой связано с отсутствием возможности свободного вращения атомов вокруг двойной связи. Так, 2-бутен существует в виде цис- и транс-изомеров: с= с / \ Н yuc-изомер с=с 2 Н -бутена / \ Н транс-изомер 2 СНз -бутена При изучении непредельных карбоновых кислот вы познакомились с олеиновой кислотой как с одним из представителей этого класса веществ. Ее молекулярная формула С17Н33СООН; в полуструктурной формуле указывается место расположения двойной связи: СН3— (С H2),— С Н = С Н — (СН2)?— СООН. В зависимости от расположения атомов и групп атомов относительно двойной связи эта кислота тоже суще ствует в виде двух пространственных изомеров: Н— С— (СН2)т— СНз II Н— С— (СН2)г— СООН Н— С—<СН2)т— СНз I НООС— (СН2)т— с— н олеиновая кислота (уис-изомер) элаидиновая кислота (т ранс- изомер) При изучении полимеров вы убедились, что пространственное строение молекул —один из основных факторов, определяющих их специфические свойства. Например, в процессе полимеризации пропилена может образо ваться полимер с нерегулярной структурой: Н СНз н н н н н н I I I I I I I I —с—с—с—с—с—с—с—с— II II I II I Н Н Н СНз н СНз н СНз Нерегулярной эта структура называется потому, что радикалы — СН3 в макромолекулах размещены хаотически по одну и другую сторону углерод ной цепи. Качество полимеров значительно улучшается, если макромолекулы поли31 Рис. 19. Направления химических связей в молекуле пропана. Рис. 20. Зигзагообразная форма углеродной цепи. мера имеют регулярное строение. Рассмотрим структуру полипропилена регулярного строения: н СН3н СНз н СНз н СНз 1 1 1 1 1 1 1 1 1 1 1) - С— С— с—-с— •с— с— ■с— с 1 1 1 1 1 1 1 1 н н н н н н н н н СНз н н н СНз н н 1 I 1 1 1 1 1 1 1 1 1 1 1 1 2) — С--С — -с--с — с--с — -с--с — I1 1 1 1 1 1 1 1 1 1 1 1 1 н н н СНз н н н СНз В первом случае метальные радикалы расположены только по одну сто рону углеродной цепи, во в т о р о м -о н и расположены по обе стороны угле родной цепи, причем строго регулярно. Ответьте на вопросы и выполните упражнения 5—10 (с. 41). § 8. ТИПЫ КРИСТАЛЛИЧЕСКИХ РЕШЕТОК И СВОЙСТВА ВЕЩЕСТВ. ВЕЩЕСТВА ПОСТОЯННОГО И ПЕРЕМЕННОГО СОСТАВА Типы кристаллических решеток и свойства веществ. Вещества в твердом состоянии,' как правило, имеют кристаллическое строение, для которого характерно определенное расположение частиц в пространстве относи тельно друг друга. Если обозначить все частицы в виде точек и соединить их 32 пересекающимися прямыми линиями, то образуется как бы пространствен ный каркас, который называют кристаллической решеткой. Каждую точку, условно обозначающую частицу вещества, называют узлом кристаллической решетки. В зависимости от того, какие частицы находятся в узлах кристаллической решетки, различают ионные, атомные, молекулярные и металлические кристаллические решетки. Свойства кристаллических веществ зависят не только от характера химической связи между частицами, но и от простран ственного расположения этих частиц относительно друг друга. Основные типы кристаллических решеток и зависимость свойств веществ от характера сил взаимодействия между частицами вам уже известны из курса неоргани ческой химии (I). Теперь в целях обобщения и систематизации знаний по этому вопросу вы можете использовать схему 4. Вещества постоянного и переменного состава. Закон постоянства со става вещества был открыт и сформулирован на основе представлений, что все вещества состоят из молекул (I). Однако дальнейшие исследования пока зали, что большинство неорганических веществ имеет немолекулярное строение. В кристаллах этих веществ молекул нет. Оказалось, что закон постоянства состава справедлив только для веществ молекулярного строения. Так, исследования состава оксида титана (IV) показали, что его состав не следует изображать химической формулой ТЮ2. Более точной была бы такая запись: TiOij9—T i0 2. В свою очередь оксид ванадия (II) в зависимости от условий получения может иметь состав от VO0ig до VO ij3. Отсюда видно, что отклонения от закона постоянства состава незначи тельные и при составлении химических формул они, как правило, не учиты ваются. Эти отклонения были обнаружены советским ученым Н. С. Курнаковым. По его предложению вещества молекулярного строения, которые подчи няются закону постоянства состава, названы дальтонидами (в память английского ученого Дальтона), а вещества немолекулярного строения —бертоллидами (в память французского химика Бертолле, который предвидел существование таких соединений). Таким образом, более точно закон постоянства состава следует сформули ровать так: Всякое чистое вещество молекулярного строения независимо от места нахождения и способа получения всегда имеет постоянный качественный и количественный состав. Вещества немолекулярного строения не всегда имеют постоянный со став. Их состав зависит от способов и условий получения. Современные представления о веществах молекулярного и немолекуляр ного строения позволяют уточнить ряд важных понятий химии. Так, если валентность принято определять числом ковалентных химических связей, то этим фундаментальным понятием химии следует пользоваться при рассмот рении органических веществ и только тех неорганических веществ, которые 3 Основы общей химии 33 Схема ы -fe 4 Типы кристаллических решеток Ионные j Атомные Молекулярные Металлические Определения И онными называю т крист аллические реш ет ки, в у зл а х кот оры х находят ся полож ит ельно и от рицателъно заряж енные ионы, м еж ду кот оры м и сущ ест вую т ионные связи А т ом ны м и назы ваю т крист аллические реш ет ки, в у зл а х кот орых находят ся от дельны е ат омы, связанные д р у г с другом посредством ковалент ных связей М олекулярны м и называют крист аллические решетки, в у зл а х кот оры х находят ся от дельны е м о л ек ул ы (с ковалентной полярной или с ковалентной неполярной связью) М ет аллическим и назы ваю т крист аллические реш ет ки, в у зл а х кот оры х находят ся от дельны е ат ом ы или ионы м ет аллов, кот оры е связываю т ся д р у г с д ругом за счет обобщ ест вленных элект ронов I Молекулярные кристалличе ские решетки веществ с непо лярной ковалент ной связью. Связь между молекулами осу ществляют только слабые меж молекулярные силы Молекулярные кристалличе ские решетйи веществ с п оля р ной ковалент ной связью. Связь между молекулами осущест вляют межмолекулярные силы и силы электростатического притяжения. Примеры Большинст во солей Алмаз, кремний, германий, бор, карбид кремния Большинство неметаллов (Н 2 , N 2 , 0 2, Cl2, Р4 , Ss и др., кроме Si и С) неорганичеБольшинство ских и органических веществ (Н2 0 , H.Q1, H-2 S, сн„) Большинство металлов (Na, Са, Fe, А1, Си и др.), а также многие сплавы Свойства Так как силы притяжения между ионами значительны, то эти вещества сравнительно тугоплавки, малолетучи и обладают определенной твердостью В виду того что между атомами существуют ковалентные связи, обладающие значительной прочностью, то для этих веществ характерны исключительно большая твердость и высокие температуры плавления В этих веществах межмолекулярные силы притяжения незначительны. Поэтому они обладают весьма низкими температурами плавления -- ■ ' ' ■ ' Так как в этих веществах к силам межмолекулярного притяжения добавляются электростатические силы, то их температуры плавления ниже, чем у ионных соединений, но выше, чем у ковалентных неполярных соединений Так как электроны, осуществляющие металлическую связь,свободно перемешаются, то этим объясняются специфические свойства металлов: электро- и теплопроводность, пластичность, ковкость и др. имеют молекулярное строение. У веществ немолекулярного строения в кри сталлических решетках число связей между атомами или ионами не соответ ствует принятому определению валентности (I). Поэтому понятие «валент ность» можно использовать для характеристики веществ молекулярного строения, а рассматривая вещества немолекулярного строения, предпочти тельно применять понятие «степень окисления». По этой же причине использование понятий «молекула», а также «структурная формула» для изображения состава веществ немолекулярного строения условно (I). Ответьте на вопросы 11—14 (с. 43—44). § 9. КРАТКИЕ СВЕДЕНИЯ О КОМПЛЕКСНЫХ СОЕДИНЕНИЯХ В курсе неорганической химии вы уже встречались с явлением, когда некоторые сложные вещества химически взаимодействуют с другими слож ными веществами и в результате образуются еще более сложные вещества. Характерные примеры таких реакций —взаимодействия солей с водой (I), гидратация ионов, взаимодействие аммиака с водой и кислотами, образова ние алюминатов различного состава (II). Образующиеся в результате этих реакций вещества относятся к комплексным соединениям. Чтобы разобраться в сущности процессов, при которых образуются ком плексные соединения, кратко ознакомимся с координационной теорией, предложенной швейцарским химиком А. Вернером (1893) и дополненной отечественными учеными Л. А. Чугаевым, И. Л. Черняевым, А. А. Гринбергом и др. Основные положения этой теории следующие: 1. В комплексном соединении один из ионов или атомов считается цен тральным, его называют комплексообразователем. 2. Вокруг центрального иона (атома)-комплексообразователя располо жено (координировано) определенное число противоположно заряженных ионов или полярных молекул, называемых лигандами. 3. Центральный ион (атом) с лигандами образует внутреннюю коорди национную сферу соединения, которую при написании заключают в квад ратные скобки. 4. В большинстве случаев число лигандов, непосредственно связанных с центральным ионом (атомом), называется координационным числом, которое чаще всего принимает значения 2, 4, б, 8. 5. Ионы, которые располагаются на более далеком расстоянии от цен трального иона (атома), образуют внешнюю координационную сферу. Рассмотрим с точки зрения координационной теории строение соеди нений, содержащих ион аммония (NH4C1), кристаллогидратов солей (CuS04 •5Н20 ), алюминатов (NaA102-2H2Q, или NaAl(OH)4) (II). Эти соеди нения относятся к комплексным соединениям, и в соответствии с координа ционной теорией их химические формулы можно схематично изобразить следующим образом: 35 внеш няя сфера хлорид аммония кристаллогидрат сульф ата меди (II) Химические формулы комплексных соединений обычно записывают более упрощенно: [NH4]C1, [Cu(H20 ) 4]S 0 4 •Н20 , Na[Al(OH)4], Природа связей между центральным ионом (атомом) и лигандами может быть двоякой. С одной стороны, связь центрального иона с лигандами обу словлена силами электростатического притяжения, поскольку лиганды по отношению к комплексообразователю представляют собой противопо ложно заряженные ионы. В качестве примера рассмотрим алюминат натрия(точнее, тетрагидроксоалюминат натрия) Na[Al(OH)4]. В этом соедине нии центральный атом алюминия имеет частичный положительный заряд, а лиганды —гидроксид-ионы —отрицательный заряд. Лигандами могут быть и полярные молекулы, как правило, молекулы воды и аммиака. Например, в кристаллогидрате сульфата меди (II) молекулы воды своими отрицательно заряженными полюсами притягиваются к цен тральному положительно заряженному иону меди. Это схематично можно изобразить так: Н20 I Н20 — Си— Н20 so4•н,о I н2о гидрат сульфата тетрааквамеди (II) С другой стороны, между центральным атомом и лигандами может обра зоваться связь по донорно-акцепторному механизму по аналогии с образова нием иона аммония (с. 13). Во многих комплексных соединениях связь между центральным ионом 36 (атомом) и лигандами обусловлена как силами электростатического при тяжения, так и образующейся связью за счет неподеленных электронных пар комплексообразователя и свободных орбиталей лигандов. Большинство комплексных соединений —электролиты. Например, гексацианоферрат (II) калия в водном растворе диссоциирует следующим обра зом: K4[Fe(CN)6]—> 4К+ + [Fe(CN)6f + комплексный ион Следует отметить, что при диссоциации комплексных соединений обра зуются комплексные ионы, которые обладают значительной прочностью, их степень диссоциации очень мала. Чтобы практически познакомиться с комплексными соединениями, можно проделать следующие опыты: 1. Если к раствору сульфата меди (II) прилить избыток концентрирован ного водного раствора аммиака, то жидкость окрасится в интенсивный синий цвет, обусловленный образованием комплексного иона [Cu(NH3)4]2+. Взаимодействие аммиака с сульфатом меди (II) можно записать с помощью следующего уравнения реакции: NH3 C11SO4+ 4NH3—» NH3— Си— NH3 SO4, NH3 или сокращенно: C uS04+ 4NH3—*•[C u(NH3)4]S 04 сульфат тетраамминмеди (II) При испарении воды данное комплексное соединение выделяется из раствора в виде темно-синих кристаллов, состав которых выражается форму лой [Cu(NH3)4]S 0 4 •Н20 . Состав этого комплексного соединения по своей форме сходен с составом кристаллогидрата сульфата меди (II). Отличие заключается лишь в том, что в гидрате сульфата тетрааквамеди (II) лиганды — полярные молекулы воды, а в гидрате сульфата тетраамминмеди (II) —поляр ные молекулы аммиака. 2. При действии на гидроксид меди (II) Си(ОН)2 концентрированным раствором гидроксида натрия или гидроксида калия осадок исчезает и обра зуется сине-фиолетовый раствор. Это объясняется образованием комплек сного соединения меди: Cu(OH)2 + 2NaOH—» Na2[Cu(OH)4] тетрагидроксокуприт натрия К комплексным соединениям относятся и многие органические вещест ва, в частности известные вам продукты взаимодействия аминов с водой и кислотами. Например, при взаимодействии метиламина CH3NH2 и фениламина (анилина) с кислотами образуются соли —хлорид метиламмония 37 CH3NH2 •HC1 и хлорид фениламмония C6H5NH2 HC1. Эти соли по своему строению относятся к комплексным соединениям. Согласно координацион ной теории они имеют следующее строение: н н 1 1 С Н з— N — Н I 1 С1 1 н Q H j— N — Н 1 1 н В этих соединениях азот —комплексообразователь, а лиганды —атомы водорода и радикалы метил и фенил, образующие внутреннюю сферу комп лексного соединения. Во внешней сфере находятся хлорид-ионы. Многие органические вещества, имеющие большое значение в жизнедея тельности, представляют собой комплексные соединения. К ним относятся гемоглобин, хлорофилл, ферменты и многие другие. Практическое применение комплексных соединений. Комплексные со единения находят широкое применение: 1) в аналитической химии для определения многих ионов. Например, для определения Fe2+ и Fe3+ путем следующих реакций: 3FeCl2 + 2K3[Fe(CN)6] -> Fe3[Fe(CN)6]2| + 6КС1 гексацианоферрат (III) калия (красная кровяная соль) 3Fe2+ + 2fFe{CN)6r гексацианоферрат (III) железа (II) (турнбулева синь) -* Fe3[Fe(CN)6]2j 4FeCl3 + 3K4[Fe(CN)6] -> Fe4[Fe(CN)6j3| + 12KC1 гексацианоферрат (II) калия (желтая кровяная соль) гексацианоферрат (II) железа (III) (берлинская лазурь) 4Fe3+ + 3[Fe(CN)6f - -* Fe4[Fe(CN)6]3j 2) для разделения некоторых металлов (лантаноидов) и получения металлов высокой степени чистоты (золота, серебра и т. д.); 3) в качестве красителей; 4) для устранения жесткости воды; 5) в качестве стимуляторов важных биохимических процессов. Ответьте на вопросы 15—18 (с. 42). § 10. ДИСПЕРСНЫЕ СИСТЕМЫ При изучении неорганической химии вы получили первоначальные пред ставления о растворах и протекании процесса растворения веществ в воде (I). Вам известно также, что при смешивании веществ с водой не всегда обра зуются однородные (гомогенные) системы. Однородность —характерное 38 свойство растворов. Многие вещества с водой образуют мутные на вид неод нородные (гетерогенные) системы, которые называются суспензиями и эмульсиями (I). При растворении веществ происходит их размельчение (дробление), или диспергирование. В связи с этим растворы, суспензии, эмульсии называют дисперсными системами. Существуют различные дисперсные системы, в которых в одном веществе (дисперсной среде) распределено (диспергировано) в виде мелких частиц другое вещество. Дисперсная среда бывает газовой, жидкой и твердой. В раз личных агрегатных состояниях может находиться и диспергированное вещество. Пример дисперсной системы —дым или пыль в атмосфере. В дан ном случае среда дисперсной системы —воздух (смесь газов), а частицы — мелко раздробленные твердые вещества. Средой может быть газ (воздух), а диспергированными частицами —мелкие капельки жидкости (туман). Раз личные аэрозоли также представляют собой дисперсные системы. В них сре дой является газ, в котором диспергированы твердые или жидкие частицы. По степени дисперсности, т. е. по величине частиц, распределенных в дис персной среде, различают грубодисперсные и тонкодисперсные системы. Наибольшее значение в практике имеют дисперсные системы, в которых дисперсная среда —вода или другие жидкости. Эти системы в зависимости от размеров частиц подразделяются на истинные растворы (или просто растворы), коллоидные растворы и грубодисперсные системы (суспензии и эмульсии). Их характеристика дана в таблице 1 (см. с. 42). Истинные растворы тоже относятся к дисперсным системам. Размеры диспергированных частиц в них исключительно малы. Диаметр этих частиц меньше 1 нм. Именно поэтому истинные растворы —однородные системы, в которых частицы растворенного вещества нельзя обнаружить даже с помощью ультрамикроскопа. Области применения истинных растворов весьма обширны. Они вам в основном известны (см. схему 5). Работая в химической лаборатории, вы убе дились, что для проведения химических реакций между солями, кислотами, щелочами, как правило, используют водные растворы этих веществ. Вам также известно, что растения усваивают минеральные удобрения только в растворенном виде. Поэтому в целях получения высоких урожаев и защиты растений от вредителей и болезней необходимо научиться готовить растворы с определенным содержанием в них соответствующих веществ. j В промышленности j [ В быту |<----- Растворы ;------- >Пв медицине ---------- '-----------В с$льском хозяйстве --------------- а............................. а---------------. В растениеводстве В животноводстве Наиболее распространенный растворитель —вода. Кроме воды, в качестве 39 Рис. 21. Пропускание света через растворы: луча 1 —истинный раствор хлорида натрия; 2 —коллоидный раствор гидроксида железа (III). 2 I растворителей используют и другие жидкости. Так, жиры не растворяются в воде, но растворяются в бензине, в тетрахлорметане СС14 и в других органи ческих растворителях, которые используются для удаления жировых пятен на тканях, извлечения масел из семян и т. д. Для растворения различных лаков и красок применяется спирт, ацетон и другие растворители. Большое значение имеют и коллоидные растворы (см. табл. 1, с. 42), кото рые отличаются от истинных растворов размерами частиц растворенного вещества и, следовательно, обладают специфическими свойствами. Если в истинных растворах диаметр частиц меньше 1 нм, то размер частиц в кол лоидных растворах составляет от 1 до 100 нм. Эти частицы обычно состоят из множества молекул или атомов. Так как размеры молекул некоторых высокомолекулярных веществ пре вышают 1 нм, то растворы этих веществ, например белков, относят к кол лоидным растворам. Из курса общей биологии вам известно, что частицы такого размера можно обнаружить при помощи ультрамикроскопа. В ультрамикроскопе используется принцип рассеивания света, благодаря которому коллоидные частицы в ультрамикроскопе в виде ярких точек выде ляются на темном фоне. Коллоидные растворы образуются при растворении в воде некоторых высокомолекулярных веществ, например белков. Их также получают в результате некоторых химических реакций. Так, при взаимодействии раство ров силикатов с кислотами выделяется кремниевая кислота, которая с водой образует коллоидный раствор. Характерное свойство коллоидных растворов —их прозрачность. В этом проявляется их сходство с истинными растворами. Но если через кол лоидный раствор пропустить луч света, то появляется светящийся конус (рис. 21). Этим они отличаются от истинных растворов. В отличие от суспензий и эмульсий коллоидные растворы отстаи ваются только в течение длительного времени. Это объясняется тем, что ча стицы коллоидных растворов сравнительно малы и находятся в постоянном движении. Может возникнуть вопрос: почему при взаимных сталкиваниях коллоид ные частицы не слипаются? Это объясняется тем, что вещество в коллоид ном, т. е. в мелко раздробленном, состоянии обладает большой поверхностью соприкосновения и адсорбирует либо положительно, либо отрицательно заряженные ионы. Например, при получении кремниевой кислоты ее моле кулы адсорбируют силикат-ионы S i0 3_, которые образуются в растворе: nH2S i0 3 + m Si03~-*• [H2S i0 3]„ •m Si03“ 40 Частицы же с одноименными зарядами взаимно отталкиваются и поэтому не слипаются. При нагревании, а также при введении электролитов коллоидные ча стицы теряют заряд, начинают укрупняться, а затем оседают. Укрупнение коллоидных частиц получило название коагуляции. Коллоидные растворы широко распространены в природе и играют важ ную роль в физиологических процессах. Так, яичный белок, плазма крови — коллоиды. Коллоидные растворы содержатся также в почве. Многие про дукты питания (молоко, какао) представляют собой коллоидные растворы. К коллоидам относятся различные клеи, лаки и краски. Многие вещества в коллоидном состоянии используют в качестве катали заторов. Тонко измельченные краски обладают лучшей кроющей сп особ ностью. Некоторые коллоидные растворы при коагуляции образуют студнеобраз ную массу, которую называют гелем (студнем). Например, 3%-ный раствор желатина в теплой воде превращается в гель. Это объясняется тем, что кол лоидные частицы связывают из раствора значительное количество молекул воды. Примеры гелей вам известны из повседневной жизни: это —желе, мар мелад, мясной студень, простокваша и др. Гели нестойки, так как вода, связанная с коллоидными частицами, с тече нием времени или при нагревании отделяется. Так из простокваши получают сыворотку и творог. Процесс самопроизвольного выделения воды из геля называют синерезисом. Общий обзор различных дисперсных систем и их общая характеристика даны в таблице 1 . Ответьте на вопросы 19—25. Решите задачи 1 -6 (с. 43). 1. Какие виды ковалентной связи вам известны? На конкретных примерах разберите меха низм их образования. 2. Охарактеризуйте особенности водородной связи, ее влияние на свойства веществ. 5. Какова сущность основных типов химических связей? Приведите конкретные примеры, поясните зависимость свойств веществ от их строения. 4. Охарактеризуйте строение и укажите типы химической связи в хлориде калия, хлороводороде, кислороде, этаноле. 5. Какие факторы влияют на прочность химической связи? Ответ подтвердите конкретными примерами. 6 . Используя понятие «энергия связи», поясните, почему одни химические реакции являются экзотермическими, а другие —эндотермическими. 7. Укажите основные факторы, определяющие насыщаемость ковалентной связи. 8 . Обладает ли ионная связь свойством насыщаемости? Ответ поясните на конкретном при мере. 9. Приведите примеры образования молекул органических и неорганических веществ на основе представлений о sp-, sp2- и гр3 -гибридизации. 10. Почему молекулы одних веществ имеют линейное, а других-угловое строение? Приве дите примеры. 11. Поясните, почему применение понятия «валентность» для ионных соединений и составле ния их структурных формул условно. 12. Вам известно, что все ионные соединения при обычных условиях —твердые вещества. Можно ли утверждать, что все твердые вещества имеют ионную связь? Ответ поясните. Т а б л и ц а 1. Дисперсные системы Виды дисперсных систем Примеры 1. Грубодисперсные системы а) суспензии (в жидкой среде мелкие частицы твер- 2. Тонкодисперсные системы а) коллоидны е ра- створы б) истинные растворы *1 Способность осаждаться Смесь тлины с водой Мутные. Частицы видны невооруженным глазом Осаждаются легко, иногда в течение нескольких минут Смесь, полученная встряхиванием растительного маела или бензина с водой Мутные. Отдельные капельки видны невооружейным глазом То же Раствор яичного белка в воде Прозрачные. Отдельные частицы обнаруживаются только при помощи ультрамикроскопа Осаждаются с трудом в течение продолжительного времени Раствор сахара или хлорида натрия в воде Прозрачные. Отдельные частицы нельзя обна ружить даже при помощи ультрамикро скопа Не осаждаются дого вещ ества) б) эм ульси и (в жидкой среде мелкие капельки другой жидкости) Внешний вид и видимость частиц нанометр (нм) = Способность задерживаться фильтрами Задерживаются обычними фильтрами, например фильтро вальной бу магой То же Задерживаются только ультрафильтрами с очень маленькими порами (пергаментная бумага, животный пузырь) Фильтрами не задерживаются Размеры 1 астиц (в нм)* Больше 100 То же 1-100 Меньше 1 1 0 " 9 м. 13. На конкретных примерах покажите зависимость свойств веществ от типа кристалличе ских решеток. 14. Вспомните исторически сложившуюся формулировку закона постоянства состава вещества и объясните, почему эта формулировка требует уточнения. 15. Какие соединения относят к комплексным соединениям? Приведите примеры. 16. Сформулируйте основные положения координационной теории, объясняющие строение комплексных соединений на примерах тетрагидроксоалюмината натрия и хлорида фениламмония. 17. В соответствии с координационной теорией объясните отроение следующих соединений и составьте уравнения их диссоциации: К[А1(ОН)4]; K4 [Fe(CN)s]; [Си(МНз)4 ]С 1218. На конкретных примерах охарактеризуйте практическое применение комплексных соеди нений. 42 19. Приведите примеры известных вам дисперсных систем. Охарактеризуйте черты их сходства и различия. 20. Приведите примеры применения известных вам растворов, используя схему 5 и таблицу 1. 21. Даны следующие дисперсные системы: суспензия, аэрозоль и раствор сахарозы в воде. Укажите дисперсную среду и дисперсные частицы в этих системах. 22. На основе известных вам производств приведите примеры аэрозолей, которые могут загрязнять, окружающую среду. В связи с этим какие меры должны приниматься для охраны окру жающей среды от загрязнения? 23. Дайте определение коллоидным растворам. Чем они отличаются от истинных растворов и взвесей? 24. Охарактеризуйте строение коллоидных частиц и объясните, как оно влияет на свойства коллоидных растворов. 25. Каково значение коллоидных растворов? 1. Через суспензию, содержащую 19,36 г гидроксида кальция, пропустили 8 л газовой смеси, содержащей азот, оксид углерода (II) и 39,2°/опо объему оксида углерода (IV). Вычислите массу и количество вещества образовавшегося осадка после полного поглощения оксида углерода (IV). 2. К 200 г раствора, содержащего 40% нитрата калия, добавили 800 мл воды. Определите мас совую долю (в °/о) нитрата калия в полученном растворе. 3. В 500 мл воды растворили 27,8 г кристаллогидрата сульфата железа (II) FeS0 4 -7H 2 0 . Вычислите процентное содержание сульфата железа (II) FeS0 4 в полученном растворе. 4. Необходимо приготовить 500 г раствора серной кислоты, массовая доля которой —0,3. Вычислите массу 98%-ного раствора серной кислоты, которая потребуется для приготовления такого раствора. 5. К раствору, содержащему 12,6 г азотной кислоты, добавили раствор, содержащий 7,2 г гид роксида натрия. Определите массы всех веществ, находящихся в растворе после реакции. 6 . Проведите расчет и объясните, как приготовить 200 мл раствора сульфата алюминия, молярная концентрация которого 0 , 1 моль/л. Лабораторные опыты Получение и свойства комплексных соединений меди, алюминия и железа О п ы т 1. Получение комплексного соединения меди. Получите осадок гидроксида меди (II) и прилейте к нему избыток концентрированного раствора аммиака. Задания для самост оят ельных выводов. 1. Как изменился цвет при действии на осадок гид роксида меди (И) раствором аммиака? Как это объяснить? 2. Составьте уравнение происходящей химической реакции и назовите полученное комплексное соединение. О п ы т 2. Получение комплексного соединения алюминия. Налейте в пробирку 1—2 мл раствора хлорида алюминия. Затем к раствору постепенно добавьте концентрированный раствор гидроксида натрия до исчезновения осадка. Задание для самост оят ельны х выводов. 1. Почему вначале образовался осадок? 2. Почему при избытке гидроксида натрия осадок исчез? Составьте уравнения происходящих реакций .в молекулярном и ионном виде и назовите образовавшиеся вещества. О п ы т 3. Определение ионов Fe2+ и Fe3+. 1) В одну пробирку налейте 1—2 мл раствора сульфата железа (II) и по каплям добавьте раствор гексацианоферрата (III) калия (красной кровяной соли). 2) В другую пробирку налейте 1—2 мл раствора сульфата железа (III) и по каплям добавьте раствор гексацианоферрата (II) калия (желтой кровяной соли). Задания для самост оят ельных выводов. 1. Какие изменения происходят в обеих пробирках? 2. Составьте уравнения происходящих реакций в молекулярном, полном и сокращенном ионном виде. 3. Напишите названия веществ, образующихся в результате реакций. 4. На основании про деланных опытов объясните, как можно определить в растворе ионы Fe2+ и Fe3+. Г л а в а III I х и м и ч е с к и е реакции § 11. ЗАКОН СОХРАНЕНИЯ МАССЫ ВЕЩЕСТВ. ЗАКОН СОХРАНЕНИЯ И ПРЕВРАЩЕНИЯ ЭНЕРГИИ ПРИ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЯХ Закон сохранения массы веществ был открыт великим русским ученым М. В. Ломоносовым в 1748 г. и экспериментально доказан в 1756 г. Современ ная формулировка этого закона следующая: Масса веществ, вступивших в химическую реакцию, равна массе веществ, образовавшихся в результате реакции. С точки зрения атомно-молекулярной теории сущность этого закона совершенно понятна. В результате химических реакций происходит лишь перегруппировка атомов, т. е. существующие связи между атомами разру шаются и образуются новые связи, но число атомов до и после реакции остается неизменным. Поэтому общая масса веществ в химических реак циях не изменяется. Однако М. В. Ломоносов этот закон понимал гораздо глубже. Об этом сви детельствует данная им формулировка: «...все перемены в натуре случаю щиеся, такого суть состояния, что, сколько чего у одного тела отнимется, столько присовокупится к другому, так ежели где убудет несколько материи, то умножится в другом месте... Сей всеобщий естественный закон прости рается и в самые правила движения, ибо тело, движущее своею силою другое, столько же оныя у себя теряет, сколько сообщает другому, которое от него движения получает» ( Л о м о н о с о в М. В. Избранные философские про изведения.—М., 1950 —С. 341). Эта формулировка показывает, что М. В. Ломоносов закон сохранения массы веществ рассматривал в единстве с законом сохранения энергии и понимал его как всеобщий закон природы. Взаимосвязь массы и энергии выразил А. Эйнштейн своим знаменитым математическим уравнением Е = тс2 , где Е —энергия, га —масса и с —скорость света в вакууме. Может возникнуть вопрос: почему изменения массы за счет выделения энергии нельзя было обнаружить в химических реакциях? Это можно объяснить тем, что величина с2 очень большая, поэтому энер гии, выделяющейся или поглощаемой в химических реакциях, соответствует весьма незначительная масса, которую практически нельзя измерить. Напри мер, если при химической реакции хлора с водородом образуется 1 моль хлороводорода НС1, то выделяется 92,3 кДж энергии. Этой энергии соответствует масса, равная всего лишь КГ9 г. Справедливость уравнения А. Эйнштейна, т. е. взаимосвязь массы и энер гии, практически удалось доказать при использовании ядерных реакций, в результате которых выделяется энергия, в миллионы раз большая, чем при обычных химических реакциях. Закон сохранения массы веществ —это. один из основных законов химии. 44 На его основе составляются уравнения химических реакций и проводятся различные расчеты (I). На основе единства закона сохранения массы и закона сохранения энер гии можно сделать вывод, что химические уравнения дают представления не только о массе веществ, но и об энергетических эффектах химических реакций. Ответьте на вопросы 1—3 (с. 56). § 12. КЛАССИФИКАЦИЯ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ Ранее вы познакомились с различными типами химических реакций. Теперь рассмотрим этот учебный материал в обобщенном виде. Изученные вами химические реакции можно условно классифицировать по следующим признакам: 1. Изменение степеней окисления атомов элементов, входящих в состав исходных и образующихся веществ (окислительно-восстановительные реак ции). 2. Число и состав исходных и образующихся веществ (реакции разложе ния, соединения, замещения, обмена). 3. Тепловой эффект (экзотермические и эндотермические реакции). 4. Обратимость процесса (обратимые и необратимые реакции). Кратко рассмотрим каждый из типов реакций. 1. Химические реакции подразделяются на реакции, в процессе которых происходит изменение степеней окисления атомов элементов, входящих в состав исходных и образующихся веществ, и на реакции, в ходе которых сте пени окисления не изменяются. Процессы, в результате которых происходит изменение степеней окис ления атомов элементов исходных и образующихся веществ, называются окислительно-восстановительными реакциями. Примеры различных окислительно-восстановительных реакций при ведены в схеме 6. 2. Примеры классификации реакций по числу и составу исходных и образующихся веществ показаны в схеме 7. При изучении этой схемы вы должны убедиться в том, что: 1) реакции замещения всегда окислительно восстановительные; 2) одни реакции разложения и соединения могут быть окислительно-восстановительными, а другие протекают без изменения сте пеней окисления атомов элементов в исходных и образующихся веществах; 3) реакции обмена всегда протекают без изменения степеней окисления. Анализируя уравнение любой реакции с помощью схемы 7, выясните: 1) относится ли данная реакция к окислительно-восстановительным? Если написанное вами уравнение отображ ает окислит ельно-восст ановит ельный процесс, обязат ельно прост авьт е над соот вет ст вую щ им и знакам и химических элем ент ов степени окисления, покаж ите пере ход элект ронов и поясните, что в данной реакции окисляет ся, а что восст анавливает ся, у к а жите окислит ель и восст ановитель; 2) не требуется ли записать в ионном виде уравнение данной реакции? Если речь идет о реак циях обмена или замещ ения, прот екающ их в водном растворе, то, кром е м олекулярн ого у р а в нения, сост авьт е такж е полное и сокращ енное ионные уравнения. 45 Схема б восстановитель (окисляется) ^ 4 e -j +2 -2 . 0 +1 - 2 4Li + 0 2 -+2Li20 О О 2 H g O i> 2 H g + 0 2 t Г6®1 окислитель (восстанавливается) О 0 , r ze “ I о 1 +3 -2 2A1 + 3 S ^ A 1 2 S3 Г4е г +1 + 2 О Z n + 2 H C l-Z n C l 2 + H2 t 2+ Zn + 2Н + О ► Zn + Н2t Г4П о о -4 +1 С + 2Н 2 -* СН, сн 1 ^ - 1000°С>С° + 2Н° 2НСООН + Mg-» - (HCOO)2Mg + H 2 t 2HCOO- + 2H + + + Mg 2НСОСГ + o + Mg2*" + H2 t | —2«~i 0 + 2 +0 M g + 2H -+ M g + H2 1 П римечание. Есть и такие окислительно-восстановительные реакции, которые к указанным типам не относятся, например: о +5 Си + 4 H N 0 3 - +2 +4 Cu (NQ 3 ) 2 ■+■2 N 0 2 t 4- 2Н20 * По указанному образцу нужно анализировать и другие уравнения окислительно-восстано вительных реакций. Схема Классификация химических реакций по числу и составу исходных и образующихся веществ 1. Реакции разложения Реакциями разложения называются реакции, в которых из одного сложного вещества образуются два или несколько других веществ Ч ,4*! 2Н 20 Реакциями соединения называются ре акции, в результате которых из двух или нескольких простых или сложных веществ образуется одно более сложное вещество Г Т£? 2Н2 1 + 0 2 t CaCOj U CaO + С 0 2 1 2.СН 4 2. Реакции соединения О бе~т 0 +3-1 2Fe + ЗС12 -+ 2FeCl3 СаО + Н20 Са(ОН ) 2 -►СгНг + ЗНг Н— С = С — Н + Н20 - ^ + СН3— Ч 46 7 Продолжение 3. 4. Реакции обмена Реакции замещения Реакциями замещения называются ре акции между простыми и сложными веще ствами, при которых атомы простого ве щества замещают атомы одного из эле ментов в сложном веществе +1 о 2A gN 0 3 + Fe- +2 О Fe(N 0 3) 2 + 2Ag4 Реакциями обмена называются реак ции между двумя сложными веществами, в результате которых они обмениваются своими составными частями Fe2 (S 0 4) 3 + ЗВаС12 —+ 3B aS0 4 4 + 2FeCl3 2+ 2- Ва + S 0 4 -+ B aS0 4 4 r 2e~i 0 + 2+0 НСООН + N aO H - ■H C 0 0 N a + H20 Fe + 2Ag -» Fe + 2Ag 4 H+ + 0 H ~ -* H 20 CH4 + C12^ CH 3 C1 + HCi Реакции, характерные для органических веществ Реакции, протекающие по ионному механизму Реакции, протекающие по радикальному механизму* ** s: +” н :с : с: н + н :в'г:— *~н :с :с : н + :вг; нн н н СН 4 + Cl2 3H6fГИЯ . СН 3 С1 + HCI свободные радикалы Н н :*с: н + •cj:н н н :с*+ :cifcj:н ИОНЫ н. -н :с1* + н :ci: н н -н :с :cj: + •cj: н н + — н :с :с : н + :в*г:н н Вг н -н :с:с: •• •• н нн * В неорганической химии некоторые реакции тоже протекают по радикальному механизму, например взаимодействие хлора с водородом: : C l: С1: н:н + -ci:- энергия С1 •+ •С1: : + н* <— П свободные радикалы 3. Вам известно, что химические реакции классифицируют по тепловому эффекту: в результате одних реакций теплота выделяется, а в ходе других поглощается. Количество теплоты, которое выделяется или поглощается при хими ческих реакциях, называется тепловым эффектом реакции. По тепловому эффекту химические^ реакции подразделяются на две группы: экзотермические и эндотермические. Экзотермическими называются реакции, которые протекают с выделе нием теплоты. Например: 47 Н2 + С12 = 2НС1 + 184,6 кДж 2С2Н2 + 5 0 2= 4 С 0 2 + 2Н20 + 2600 кДж Эндотермическими называются реакции, которые протекают с погло щением теплоты. Например: V2N2 + 1/ 20 2 = NO - 90,4 кДж Химические уравнения, в которых указывается количество выделенной или поглощенной теплоты, называются термохимическими уравнениями. Теплотой образования называется количество теплоты, которое выде ляется или поглощается при образовании 1 моль вещества из простых веществ. Так, теплота образования 1 моль жидкой воды из 2 г водорода и 16 г кис лорода равна 285,8 кДж. Термохимическое уравнение этой реакции записы вают так: H2 + V 20 2= H20 ( ж) + 285,8 кДж Теплотой сгорания называется количество теплоты, которое выде ляется при сгорании 1 моль вещества. Например, теплота сгорания ацетилена равна 1300 кДж. Учитывая это, можно составить термохимическое уравнение реакции: С2Н2 + 21/ 20 2 = Н20 + 2 С 0 2 + 1300 кДж Теплоты образования и сгорания—важные физические величины, и их численное значение можно найти в соответствующих справочниках. По теплоте образования можно судить о теплосодержании данного вещества. Величину, характеризующую теплосодержание данного вещества, называют энтальпией и обозна чают АН. Понятие «энтальпия» используют в курсе термодинамики высшей школы. Термодинамика рассматривает системы (вещества) с точки зрения их теплосодержания, т. е. энтальпии. Вещества, которые образуются в результате эндотермических реакций, более богаты энергией. Поэтому в термодинамике принята обратная система знаков. Согласно этому при записи термохимического уравнения тепловой эффект не включается в уравнение, а записывается отдельно, например: Н 2 + V 2 0 2»=H20 (ж), ДН°298= -2 8 5 ,8 кДж Такая запись показывает, что образовавшаяся жидкая вода беднее энергией по сравнению с суммарной энергией водорода и кислорода на 285,8 кДж. Тепловые эффекты реакций вычисляют в расчете на 1 моль вещества и условия, принятые за стандартные: давление 1 атм (— 100 кПа) и температура 25 °С (298,75 К). 4. Химические реакции можно классифицировать и по признаку обрати мости процесса. Необратимыми называются такие реакции, которые протекают до конца, т. е. до полного расходования одного из реагирующих веществ. Например: 112ё1 +5 -2 -1 О 2КСЮ3 4 2КС1 + 3 0 21 48 AIC13 + 3AgN 03 ->• 3AgCl 4 + A1(N03)3 Al3+ + ЗСГ + 3Ag+ + 3 N 0 3- 3AgCl 4 + AI3+ + 3NOi Ag+ + С.Г - AgCl 4 Условия, при которых реакции ионного обмена идут до конца, вам уже известны (II). Химические реакции, протекающие при данных условиях во взаимно противоположных направлениях, называются обратимыми. Например: N2 + 3H2^ 2NH3 + Q N2 + 0 2 <=* 2NO - Q / ° CH3— C + H— O—-C2H5 CH3 -c— o- -C2H5+ h 2o OH Ответьте на вопросы и выполните упражнения 4—9 (с. 56—57). § 13. СКОРОСТЬ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ. КАТАЛИЗ Представление о скорости химических реакций вы получили в курсе неор ганической химии (II). Теперь рассмотрим это понятие более подробно. На практике вы узнали, что вещества, вступающие в реакцию, могут быть в растворенном или газообразном состоянии. В этих случаях отмечают, что реакции протекают в однородной, т. е. гомогенной, среде. Вам известны и такие реакции, в процессе которых реагирующие вещества не смешиваются и, следовательно, не образуется гомогенная среда. Примером таких реакций является горение угля и других твердых веществ. При характеристике этих реакций указывают, что они протекают в неодно родной, т. е. гетерогенной, среде. При рассмотрении вопроса о скорости химической реакции необходимо различать реакции, протекающие в гомогенной или гетерогенной системе. Скорость гомогенных реакций обычно измеряется количеством вещества, вступившего в реакцию или образующегося в результате реак ции за единицу времени в единице объема. С помощью математической формулы это определение можно выразить так: _____________ Av Vr°M°T= — ’ где Ргомог —скорость реакции в гомогенной системе, у —количество вещества одного из исходных или образующихся веществ, V —объем, t —время; Av = v2 —vu At = t2 —1\. Скорость химической реакции выражают в моль/(см3-мин) или в моль/(л-с). Так как отношение количества вещества к объему представляет собой кон центрацию —с, то — = Ас. Следовательно, 49 Ac ^ го мог = ~T Поскольку речь идет об уменьшении концентрации исходного вещества, величину Ас указывают с отрицательным знаком. Таким образом, можно дать и другое определение скорости гомогенных реакций: Скорость гомогенных реакций определяется изменением концентрации одного из вступивших в реакцию или образующихся в результате реакции веществ в единицу времени. Руководствуясь этими определениями скорости гомогенных реакций, сле дует учитывать, что с помощью вышеприведенных математических формул можно вычислить только среднюю скорость данной гомогенной реакции, так как ее скорость зависит от концентрации реагирующих веществ, которая с течением времени изменяется. Выявлена следующая закономерность: скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ (закон действия масс). Математически для реакции А + В-> С эта закономерность выражается так: v —к с Асъ где сА и св —условное обозначение концентраций этих веществ, a k —коэф фициент пропорциональности, или константа скорости. Константа скорости для данной реакции при неизменной температуре —величина постоянная. Если реакция протекает между веществами в гетерогенной системе, то соприкасаются между собой только вещества, находящиеся на поверхности. Так, при горении угля кислород соприкасается с углеродом только на его поверхности. При размельчении угля величина его поверхности возрастает и скорость горения увеличивается. Скорость гетерогенной реакции определяется изменением количества вещества, вступившего в реакцию или образующегося в результате реак ции, в единицу времени на единице поверхности. Математически это определение можно выразить так: Av ^гетерог ~ %де S —площадь поверхности соприкосновения. Факторы, влияющие на скорость гомогенных и гетерогенных реакций. Основные факторы, влияющие на скорость химических реакций, рассмот рены в таблице 2. 50 Т а б л и ц а 2. Факторы, влияющие на скорость химических реакций У словия протекания реакций 1. Скорость химичес кой реакции зависит от природы реагирую щих веществ 2. Для веществ в ра створенном и газооб разном состоянии ско рость химических ре акций зависит от кон центрации реагирую щих веществ 3. Для веществ в твердом состоянии скорость реакции пря мо пропорциональна поверхности соприкос новения реагирующих веществ 4. При повышении температуры скорость большинства реакций увеличивается* 5. Скорость химичес ких реакций зависит от присутствия катализа тора или ингибитора Теоретическое обоснование Примеры Металлы (калий, натрий) с Сущность реакции металлов с во одним и тем же веществом — дой заключается в том, что их ато водой —реагируют с различ мы отдают электроны, т. е. окис ляются. Атомы калия обладают ными скоростями большим атомным радиусом и по этому электроны отдают гораздо энергичнее, чем атомы натрия Чтобы произошла реакция, необ Горение веществ в чистом кислороде происходит актив ходимо столкновение молекул реа нее, чем в воздухе, где кон гирующих веществ. Частота же центрация кислорода почти в столкновений зависит от числа молекул в единице объема, т. е. от 5 раз меньше концентрации Вещества железо и сера в твердом виде реагируют доста точно быстро лишь в измель ченном состоянии и при пере мешивании При измельчении увеличивается поверхность соприкосновения реа гирующих веществ Со многими веществами кис лород начинает реагировать с заметной скоростью уже при обычной температуре (медлен ное окисление). При повыше нии температуры скорость окисления резко увеличи вается Разложение бертолетовой со ли и пероксида водорода уско ряется в присутствии оксида марганца (IV). В присутствии ингибиторов соляная кислота НС1 становится инертной по отношению к металлам Для того чтобы при столкновении молекул произошла химическая ре акция, эти молекулы должны б ь т активны (обладать достаточной ки нетической энергией). При повы шении температуры доля активных молекул все возрастает В присутствии катализаторов мо лекулы, как правило, становятся ре акционноспособными при более низкой температуре. Например, бертолетова соль становится реак ционноспособной только при 400 °С, а в присутствии М п 0 2 при 200 °С * При повышении температуры на каждые 10 °С скорость большинства реакций увеличи вается в 2—4 раза или математически: vt2 = vtxy- 10 где v ^2 — скорость реакции при повышенной температуре, —при начальной температуре, а у —температурный коэффициент, численное значение которого может быть и дробным. Явление катализа и влияние различных факторов на протекание обрати мых реакций рассмотрим более подробно. Катализаторы и катализ. Для ускорения химических реакций исключи тельно большое значение имеют катализаторы. Вспомните, какова их роль 51 в производствах серной кислоты, аммиака, азотной кислоты (И), этанола, этаналя и других органических веществ (III). Обобщим основные сведения о катализе, катализаторах и каталитических реакциях. Катализом называется такое явление, когда присутствие некоторых веществ увеличивает скорость данной химической реакции. Катализаторами называются вещества, которые ускоряют химические реакции, активно участвуя в них, но сами при этом не расходуются. Вещества, которые замедляют скорость химических реакций, назы ваются ингибиторами. Реакции, протекающие под действием катализаторов, называются ката литическими. Может возникнуть вопрос: как объяснить сущность явления катализа? Основная роль катализаторов заключается в том, что они увеличивают число активных молекул, т. е. таких молекул, которые обладают достаточной кинетической энергией, чтобы вступить в реакцию. Число активных молекул увеличивается также и при повышении температуры. При рассмотрении сущности действия катализаторов следует учитывать, что реакции могут протекать в гомогенной и гетерогенной среде. Независимо от того, в какой среде протекает химическая реакция, сущность действия катализаторов одна и та же —катализаторы активно участвуют в данной химической реакции с образованием различных промежуточных соедине ний, обладающих исключительной активностью. В качестве примера рас смотрим известную вам реакцию взаимодействия этилена с водой, т. е. полу чение этанола из этилена. Эта реакция протекает в гомогенной среде. Для осуществления этой реакции применяются различные катализаторы. Наиболее эффективный катализатор, который используют в производстве,— ортофосфорная кислота. В лабораторных условиях в качестве катализатора применяют серную кислоту. Этилен с водой непосредственно не взаимодей ствует, но вступает в реакцию с серной кислотой: I---------------------- 1 сн2= сн2 + н — oso2— он -А сн3— сн2— о — so2— он этилсульфат Образующийся этилсульфат —вещество, ствует с водой: которое 1 активно взаимодей ZL_ СНз — сн2— О — so2— ОН + нон —> t__________________________ т —>СНз — сн2— он + но — so2— он Из уравнения видно, что этилсульфат —промежуточное соединение, уско ряющее протекание этой реакции. Многие каталитические реакции протекают в гетерогенной среде. Характерный пример такого процесса —окисление оксида серы (IV) в оксид серы (VI) при производстве серной кислоты контактным способом. 52 Вам известно, что в качестве катализатора в этой реакции применяют оксид ванадия (V) V20 5 в размельченном состоянии. Каталитические свойства вещества усиливаются в высокодисперсном, т. е. в сильно раздробленном, состоянии или в том случае, если катализатор имеет пористую структуру. Отсюда понятна роль адсорбции в каталитических реакциях, протекающих в гетерогенной среде. Процесс адсорбции способствует увеличению скорости реакции по двум основным причинам: 1) адсорбированные молекулы реагирующих веществ находятся в более тесном соприкосновении; 2) процесс притяжения реагирующих молекул к поверхности катализа тора ослабляет существующие в них химические связи, т. е. способствует их разрыву и образованию промежуточных, неустойчивых активированных комплексов, что ускоряет образование продукта реакции. Напомним, что повышение температуры —необходимое условие активи зации молекул, так как при этом повышается способность к разрыву их химических связей. Используя катализатор, можно увеличить скорость реак ции при более низкой температуре, так как катализатор также способствует разрыву химических связей. Процесс синтеза аммиака —характерный при мер, подтверждающий взаимную роль температуры и катализатора в ускоре нии химических реакций (II). Ответьте на вопросы 10-^15 (с. 57). § 14. ОБРАТИМЫЕ ХИМИЧЕСКИЕ РЕАКЦИИ. ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ Большинство химических реакций обратимхя, т. е. одновременно про текают в противоположных направлениях. Характерный пример обратимых химических процессов —гидролиз солей. Для понимания сущности гидролиза солей опытным путем определяют их отношение к воде в присутствии индикаторов. Результаты опытов отражены в таблице 3. Таблица 3. Отношение солей к воде Действие растворов солей на индикаторы Растворы солей Хлорид натрия Хлорид алюминия Карбонат натрия лакмус фенолфталеин Цвет не меняется краснеет Синеет Цвет не меняется Цвет не меняется Приобретает мали новый цвет метиловый оранжевый Цвет не меняется Становится розовым Желтеет Так как изменение цвета —это признак химической реакции (I), то можно сделать вывод, что некоторые соли с водой не взаимодействуют, например хлорид натрия, а некоторые взаимодействуют, например хлорид алюминия и карбонат натрия. Чем это объясняется? Вспомним, что основное условие протекания реакций обмена до конца — наличие таких ионов, которые в водном растворе связываются (II). Кроме того, вам известно, что вода хоть и незначительно, но все же диссоциирует на 53 ионы. Рассмотрим, как взаимодействуют некоторые соли с водой, используя данные таблицы 4. Таблица 4. Взаимодействие солей с водой Уравнения реакций гидролиза Соли, реагирующие с водой полные ионные сокращенные ионные Вещества, которые обра зуются в ре зультате гидролиза Пояснения --------------- * Х лорид нат рия NaCl Na+ + СГ + Н20 ±5 П Н+ + o u - - st Na+ + СГ + Н20 Х лорид алю м иния А1С13 А13+ + ЗСГ + Н 2 0 *± 1-------------- о н ~ + н+ А13+ + Н20 st st а ю н 2+ + Н+ st АЮ Н2+ + ЗСГ + н + Карбонат 2Na+ + CO§' + H 2 Os± нат рия 1 11 Na2 C 0 3 L н ++ о н st 2Na+ + HCOj + О Н ' CO§- + H2Ost stHCOi + OHT Реакция не происходит, так как в растворе нет ионов, которые могут свя зываться с ионами воды АЮНС12Происходит гидролиз со основная ли, образованной сильной соль и НС1 — кислотой и слабым основа соляная кис нием. Гидроксид-ионы и лота ионы алюминия образуют устойчивые ионы АЮ Н2+. В растворе накапливаются свободные ионы Н+, по этому среда становится кислой NaHCO.3 кислая соль и NaOH —гид роксид нат рия Происходит гидролиз соли, образованной слабой кислотой и сильным осно ванием. Ионы Н+ с ионами СО?- образуют устойчивые ионы Н С 0 3. В растворе на капливаются свободные ионы ОН", поэтому среда становится щелочной Важно подчеркнуть, что обычно процессы взаимодействия солей с водой обратимые. Результаты эксперимента, отраженные в таблице 4, приводят к следующим выводам: с водой не реагируют соли, образованные силь ным основанием и сильной кислотой, так как ионы таких солей не могут свя зываться с ионами воды. С водой реагируют соли, образованные слабым основанием и сильной кислотой, сильным основанием и слабой кислотой или слабым основанием и слабой кислотой. Это объясняется тем, что в составе таких солей имеются ионы, которые могут связываться с ионами воды. Реакции обмена между некоторыми солями и водой называются реакциями гидролиза солей (от греч. «гидро» —вода, «лизис» —разложе ние). Реакции гидролиза характерны также для некоторых органических соеди нений, например сложных эфиров. Ответьте на вопрос 16 (с. 57). 54 § 15. ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ. ПОНЯТИЕ О КОНСТАНТЕ ХИМИЧЕСКОГО РАВНОВЕСИЯ В тех случаях, когда прямая и обратная реакции идут с одинаковой ско ростью, наступает состояние химического равновесия. В качестве примера рассмотрим синтез аммиака: N2 + ЗН2 2NH3 + Q Согласно закону действующих масс соотношение скоростей прямой (V\) и обратной (v2) реакций выражается уравнениями: V1= & iC N2 • С н 2 , V2 = k2 - Cnh3 Если N2 и Н2—исходные вещества, то в первый момент скорость прямой реакции определяется их начальными концентрациями, а скорость обратной реакции равна нулю. По мере расходования N2 и Н2 и образования NH3 ско рость прямой реакции уменьшается, а скорость обратной возрастает. Спустя некоторое время скорости обеих реакций становятся равными и в системе наступает состояние химического равновесия, т. е. сколько молекул NH3 в единицу времени образуется, столько же распадается. Так как при химическом равновесии скорости прямой и обратной реак ций равны (pi — v2), то &1CN2 • СН2 = ^2 • CNH3 Отсюда k\ _ k2 2 CNH3 cN2 ■c3 H2 Отношение констант скоростей прямой и обратной реакций тоже является постоянной величиной, т. е. К —константа химического равновесия. Поэтому состояние рановесия дан ной реакции можно выразить так: [NH 3] 2 [N2 ] - [ H 2] 3 где [N2], [Н2], [NH3] —обозначение концентрации в момент равновесия (рав новесные концентрации). Пользуясь законом действующих масс, следует учесть, что этот закон строго соблюдается лишь в идеальных условиях. Наблюдаются значительные отклонения от этого закона, когда для реакции требуется одновременное столкновение трех и более частиц. В случае реакций, протекающих в гетерогенной среде, константу равнове55 сия определяют, используя значения концентраций только тех веществ, кото рые находятся в газообразном или жидком состоянии. Например, для реак ции С 0 2 + С 2СО константа равновесия выражается так: Величина константы химического равновесия зависит от природы реаги рующих веществ и от температуры, но не зависит от их концентрации и уча стия катализатора. Катализатор лишь ускоряет время наступления химиче ского равновесия. Константа равновесия имеет большое теоретическое и практическое зна чение. По ее величине можно судить о полноте протекания реакции. Если К > 1, то равновесие смещается в сторону прямой реакции. Если К < 1, то в сторону обратной реакции. Следовательно, численные изменения константы равновесия позволяют судить о сдвиге химического равновесия в ту или иную сторону. Условия, влияющие на смещение химического равновесия. Принцип Ле Шателье. Состояние химического равновесия может сохраняться в неиз менных условиях как угодно долго. При изменении условий состояние рав новесия нарушается, так как при этом в разной степени изменяются ско рости противоположных процессов. Однако*спустя некоторое время система вновь приходит в состояние равновесия в соответствии с новыми изменив шимися условиями. Смещение равновесия в зависимости от изменения условий в общем виде определяется принципом Ле Шателье. Если на систему, находящуюся в состоянии химического равновесия, оказывать какое-либо воздействие (изменить концентрацию, температуру, давление), то равновесие смещается в таком направлении, которое способ ствует ослаблению этого воздействия. Ответьте на вопрос и выполните упражнение 17 (с. 57). Решите задачи 1—6 (с. 57). 1. Почему закон сохранения массы и энергии следует рассматривать как единый закон при роды? 2. Охарактеризуйте значение научных открытий: закона сохранения массы и взаимосвязи массы и энергии. 3. Какими открытиями в физике и химии экспериментально доказана взаимосвязь массы и энергии? Приведите примеры. 4. Охарактеризуйте известные вам типы химических реакций по их основным признакам. Приведите примеры. 5. Используя схему 6 , приведите дополнительно по два примера реакций разложения, со единения и замещения. Напишите уравнения этих реакций. В уравнениях окислительно-восста новительных реакций проставьте степени окисления и покажите переход электронов. 6 . Используя схему 7 (п. 4), запишите дополнительно два уравнения аналогичных реакций и объясните их сущность. 7. На конкретных примерах объясните, что означают понятия «тепловой эффект реакции», «теплота образования» и «теплота сгорания». 8 . Приведите конкретные примеры обратимых и необратимых реакций. 56 9. Поясните, при каких условиях реакции ионного обмена идут до конца. Приведите для каж дого случая по два примера, составьте уравнения этих реакций в молекулярном, полном и сокра щенном ионном виде. 18. На конкретных примерах объясните, от чего зависит скорость химических реакций в гомо генной и гетерогенной среде. 11. Охарактеризуйте основные факторы, влияющие на скорость химических реакций. 12. На конкретных примерах объясните, почему катализаторы увеличивают скорость хими ческих реакций. 13. Приведите примеры практического использования ингибиторов. 14. Как объяснить, что катализаторы позволяют проводить некоторые реакции при более низ кой температуре? 15. Из курса неорганической и органической химии приведите примеры каталитических реак ций. 16. Какие виды солей подвергаются гидролизу и почему? Объясните это на примерах нитрата цинка, сульфата калия и сульфида натрия. 17. Выведите математическое выражение константы равновесия для реакции N 2 + + 0 2 г* 2NO - Q и объясните, как, используя численное значение константы равновесия и прин цип Ле Шателье, можно предсказать сдвиг равновесия этой реакции. 1. Вычислите среднюю скорость реакции А + В -+ 2С, если концентрация вещества А была 0,22 моль/л, а через 10 с стала 0,215 моль/л. Как изменилась за это время концентрация вещества В? 2. Во сколько раз увеличится скорость реакции при повышении температуры от 150 до 200 °С, если температурный коэффициент равен трем (у = 3)? 3. В момент равновесия обратимой реакции 2 S 0 2 + 0 2 <=t 2 S 0 3 + Q [S 02] = 0,002 моль/л, [ 0 2] = 0,004 моль/л, [S 0 3] = С^ООЗ моль/л. Вычислите исходные концентрации кислорода и оксида серы (IV). ir 4. При сгорании 3,27 г цинка выделилось 174 кДж теплоты. Вычислите теплоту образования оксида цинка. / 5 . При восстановлении алюминием железа из 100 г оксида железа (III) выделилось 476,0 кДж теплоты. Определите тепловой эффект этой реакции. 6 . Вычислите теплоту образования оксида углерода (II), если известно, что теплота образова ния оксида углерода (IV) равна 402 кДж/моль, а теплота сгорания оксида углерода (II) 285 кДж/моль. Г л а в а IV I нем еталлы § 16. ОБЗОР НЕМЕТАЛЛОВ Общая характеристика неметаллов. Число неметаллов, известных в при роде, по сравнению с металлами относительно невелико. Их размещение в периодической системе химических элементов Д. И. Менделеева показано в таблице 5. Из таблицы 5 видно, что элементы-неметаллы в основном расположены в правой верхней части периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева. Так как в периодах постепенно увеличиваются заряды ядер атомов элементов и уменьшаются атомные радиусы, а в главных подгруппах с увеличением порядкового номера элемента атомные радиусы резко воз растают, то становится понятным, почему атомы неметаллов сильнее при тягивают внешние электроны по сравнению с атомами металлов. Таким образом, у неметаллов преобладают окислительные свойства, т. е. способ57 Таблица 5 ность присоединять электроны. О собо ярко эти свойства выражены у неме таллов VII и VI групп главных подгрупп 2-го и 3-го периодов. Самый сильный окислитель —фтор. Окислительные способности элементов-неметаллов зависят от численного значения электроотрицательности и увеличиваются в следующем порядке: Si, В, Н, Р, С, S, I, N, С1, О, F Такая же закономерность в изменении окислительных свойств характерна для соответствующих простых веществ. Ее можно наблюдать в реакциях ука занных неметаллов с водородом и металлами. Так, фтор более энергично реа гирует с водородом и металлами: I 1 +1-1 ¥t2 + F2-> 2HF Кислород реагирует менее энергично: г 4е"-1 О 0 +1-2 2Н2 + 0 2-+2Н20 Фтор как самый активный неметалл в химических реакциях вообще не про являет восстановительных свойств, т. е. фтор не способен отдавать элек троны. Кислород же в соединениях с фтором (OF2, O2F2) проявляет положитель ную степень окисления, т. е. может быть восстановителем. Восстановительные свойства, хотя и в значительно более слабой степени по сравнению с металлами, проявляют и все остальные элементы-неметаллы и соответствующие им простые вещества, причем эти свойства постепенно возрастают от кислорода к кремнию: О, Cl, N, I, S, С, Р, Н, В, Si 58 Например, хлор непосредственно с кислородом не соединяется, но кос+1 -2 +4 - 2 +7 -2 венным путем можно получить оксиды хлора (С120 , СЮ2, С12Оу), в которых хлор проявляет положительную степерь окисления. Азот, как вам известно (II), при высокой температуре непосредственно соединяется с кислородом и проявляет при этом восстановительные свойства: Г 2е"П О 0 + 2 -2 N2 + 0 2 £+ 2NO Еще энергичнее с кислородом реагирует сера: Г4е'~1 О 0 + 4 -2 s + о2—+ so2 Причем сера примерно в равной степени проявляет как восстановительные, так и окислительные свойства. Так, при нагревании паров серы с водородом происходит реакция: Г 2е~+ О 0 +1-2 Н2 + S ±+ H2S Строение просты х веществ —неметаллов. Для большинства неметаллов — простых веществ характерно молекулярное строение, и лишь некоторые из них имеют немолекулярное строение. Различием в строении объясняется отличие в свойствах этих неметаллов. Наглядно это показано на схеме 8. Схема 8 Кристаллический бор В (как и кристаллический кремний) имеет очень высокую температуру плавления (2075 °С) и обладает большой твердостью. Электропроводность бора с повышением температуры значительно увеличивается, что дает возможность широко использовать его в полу проводниковой технике. Добавка бора к стали, к сплавам алюминия, меди, никеля и др. улучшает их механические свойства. Изотоп бора ' “В используется в ядерной технике. Бориды ( соедине ния бора с некоторыми металлами, например с танталом ТаВ, ТаВ2) применяют для изготовления деталей реактивных двигателей, лопаток газовых турбин. 59 Углерод С, кремний Si, бор В имеют сходное строение и обладают некото рыми общими свойствами. Эти элементы в виде простых веществ суще ствуют в нескольких аллотропных модификациях —в кристаллическом и аморфном состоянии. Кристаллические видоизменения углерода С (алмаз), кремния Si и бора В обладают большой твердостью, высокими температурами плавления и полу проводниковыми свойствами. Все эти элементы образуют соединения с металлами - карбиды (СаС2, А14С3, Fe3C), силициды (Mg2Si) и бориды (ТаВ, ТаВ2). Некоторые из этих соединений обладают большой твердостью (Fe3C, ТаВ). Карбид кальция, как вам известно, используется для получения ацети лена. В целях облегчения вашей самостоятельной учебной работы по повторе нию и систематизации учебного материала о свойствах и применении важ нейших неметаллов главных подгрупп IV, V, VI и VII групп ниже приведены таблицы 6, 7, 8, 9. В этих таблицах даны ссылки на учебники по неорганиче ской химии. Как пользоваться приведенными ниже таблицами? Учебный материал таблиц не предназначен для простого заучивания. Это как бы наглядная схема, руководствуясь которой вы сможете повторить и обобщить самый важный, самый существенный материал о химических элементах и образуемых ими простых веществах, их свойствах и примене нии. Например, по схеме видно, что в атомах фтора и хлора на внешнем энер гетическом уровне в нормальном состоянии имеется по одному неспарен ному электрону. Этим и объясняются общие свойства фтсщаТхлора и других галогенов в свободном состоянии: они образуют двухатомные молекулы —F2, С12, Вг2, 12 и проявляют валентность I; в соединениях с металлами и водоро-1 -1 -1 дом —NaF, NaCl, НС1 и т. д. все галогены проявляют степень окисления —1. Если сравнить расположение электронов по орбиталям в атоме фтора, хлора и других галогенов, то можно судить и об их отличительных свойствах. У атома фтора свцподных орбиталей нет. Поэтому для фтора характерна валентность I и только одна степень окисления —1. В атомах ^фугих галогенов, например в атомах хлора, на внешнем энерге тическом уровне имеются свободные d-орбитали. Благодаря этому может произойти распаривание электронов, как это показано в приведенных ниже схемах. 3 s2 1 3р5 3d0 ) ,r,ci... 0 № 1 1 ] Г Г Г Г П 3s2 3р 5 3d° 2) , 17ci... uti jitiitm j i h i i i 60 j i 3 s2 3р4 3d1 у17о ... 0 ГППГП 1*1 I 1 11 3s2 3р 5 3d2 |- > |17с1... и [гн и л и щ | i i i 3s2 3p5 з)) +17 +17ci... и| м[ 3d° Ш t |ш ,_ J L_ Зр3 3s1 3d 3 -» +17ci..; и Т П Г Г 7 ! Г Т Т Т П Т Эти схемы позволяют сделать следующие выводы: 1) Хлор может проявлять степень окисления +3 и образовывать хлори+3 стую кислоту НСЮ2, которой соответствуют соли-хлориты, например хлорит +3 калия КСЮ2. 2) Хлор может образовывать соединения, в которых он имеет степень +5 окисления +5. К таким соединениям относятся хлорноватая кислота НСЮ3 и +5 ее соли-хлораты, например хлорат калия КСЮ3 (бертолетова соль). 3) Для хлора характерна степень окисления +7 и соответствующие соеди+7 нения: хлорная кислота НСЮ4 и ее соли-перхлораты, например перхлорат +7 калия КСЮ4. В таблице 6 приведены уравнения наиболее характерных реакций, в кото рых участвуют галогены. Вы же самостоятельно должны вспомнить и другие химические реакции, в которые вступает хлор и другие галогены. Характеризуя применение галогенов, важно вспомнить свойства, на кото рых основано их применение, и составить уравнения соответствующих реак ций. Аналогично при самостоятельной учебной работе следует использовать и все остальные таблицы. Таблица 6 . Фтор и хлор —неметаллы VII группы глапной подгруппы Фтор F Хлор CI I. Распределение электронов по орбиталям Is 2 +9f Ш 2 s2 3s2 2 р5 И 1ЭДт ] +17ci... 0 Зр5 Ш ИВ 3d 0 М II 1 И. Характерные химические свойства соответствующих простых веществ 1. Окислительные свойства F2 —сильнейший окислитель Г 4Н 0 0 , +4 -1 2F2 + X e ^ X e F 4 0 1 -2 Г 2е' Т 0 0 , +1 - 1 2Na + С12 ~+ 2NaCl Г бе~1 - 1 0 2F2 + 2НгО -+ 4HF + 0 2 0 0 , +3 - 1 2Fe + 3 С12 -* 2FeCl3 61 Продолжение Фтор F Хлор С1 Г 21 1 0 г 2е~1 0 , +1 - 1 + H 2 -+2HF 0 . +1 —1 Н 2 + С12 -+2НС1 0 Г2е'4 +1 - 1 0 , +1 - 1 0 2NaI + С12 -♦ 21ЧаС1 + 12 2. Восстановительные свойства Фтор не проявляет Проявляет только в некоторых реакциях: 0 6 -1 +5 КОН + ЗС12 -►5КС1 + КСЮз + ЗН20 i 5Й ! 0 0 + 5 - 1 С1 + 5С1-+ Cl + 5С1 Одновременно в этой реакции хлор проявляет и окислительные свойства III. Применение простых веществ 1. Производство фторопластов (теф лона) 2. Производство различных фторсодер жащих соединений, которые приме няются в борьбе с вредителями сельского хозяйства 3. Получение криолита Na3 AlF6 4. Получение фтороводородной (плави ковой) кислоты 5. Получение дифтордихлорметана CF2 CI2 (фреона), который используют в холодильных машинах 1. Хлорирование органических соединений (по лучение пластмасс, красителей, медикаментов) 2. Отбеливание тканей, бумаги 3. Обеззараживание питьевой воды 4. Синтез хлороводорода 5. Окислитель в химических лабораториях (I) Кислород О Сера S 1.\Распределение электронов по орбиталям Is2 +8о И 2s2 |lt it 2р4 1 i Зр4 3s2 n *s... И itR T ^ r 3d0 Г Т Т 1 II. Характерные химические свойства соответствующих простцх веществ 1. Окислител!>ны.е свойства Г 4й'^ 0 , 0 2Mg + 0 2 Г4е"з 0 . +4 - 2 С + 0 2 1+С 0 2 0 62 +2 - 2 -+ 2MgO Г 1ё 1 0 0 . +1 - 2 2Na + S-UNa2S Г 0 — 1 0 f +3 - 2 2A1 + 3S-+A I 2 S3 Продолжение Сера S Кислород О |-20е-| 0 0 Г 2е~п 0 0 - +1-2 + 5 -2 Н2 + S 4F2 + 502 — * 2 Р2 О 5 Г 4е~"4. 0 0 . +1 H2S -2 2Н 2 + 0 2 - 2 Н 20 2. Восстановительные свойства 4е 0 0 +4-2 f s + о 2->so 2 Не характерны Г 6е"п 0 0 +6-1 S + 3F2 ^ S F 6 III. Применение простых веществ 1. Ускорение химических реакций, в том числе в металлургии 2 Резка и сварка металлов 3. В жидком виде е ракетных двигателях 4, В авиации и подводных лодках для дыхания 5. В медицине (I) Таблица 8 1. Производство серной кислоты 2. Вулканизация каучуков 3. В борьбе с вредителями и болезнями растений 4. Производство сероуглерода 5. В медицине 6 . Производство спичек (II) . Азот и фосфор - неметаллы V группы Фосфор Р Азот N I. Распределение электронов по орбитали Is2 2s2 3s2 2 р3 . - м Й И Г Г Ш Т ! ,,.р М Зр3 Н | 4 U l 1. 1 3 d° ! ’ 1. 1 J II. Характерные химические свойства соответствующих простых веществ 1. Окислительные свойства Г 6е_П 0 , +2 -3 ^§3^2 0 3Mg + N 2 г 65 ? 0 0 , 2А1 -г N2 г 6е‘ х 0 0 +2 -3 ЗСа + 2Р-> Са3Р2 +3 -3 2A1N r 6gn 0 0 кат., t,p - 3+1 N2 + 3H 2 J- - . z t 2NH3 63 Продолжение Азот N Фосфор Р 2. Восстановите льные свойства Г 4е“ “ 1 0 0 N2 + 0 2 р 20ё — | t 0 + 5 - 2 4Р + 5 0 2^ 2Р2 0 +2 - 2 0 -+ 2NO 5 Г 6е~4 0 0 . +3 -2 2Р + 3S -*• P2 S3 I—ЗОе —| 0 +5 -1 +5 6 Р + 5КСЮ 3 -+ 5КС1 + ЗР2 0 5 III. Применение простых веществ 1. Синтез аммиака, который используется для производства азотной кислоты и азотсо держащих минеральных удобрений 2. Заполнение электрических ламп (II) Таблица 1. Получение фосфидов (GaP, InP), исполь зуемых в качестве полупроводников 2. Красный фосфор используется в про изводстве спичек (II) 9. Углерод и кремний —неметаллы IV группы Углерод С Кремний Si I. Распределение электронов по орбиталям Is 2 lfr. и 2 s2 2 р2 и г г т т п 3s2 n 1 si... [и ] Зр2 3d 0 [ T U T i ГП ^ I I II. Характерные химические свойства соответствующих простых веществ 1. Окислительные свойства Г 1 О 2С + Са —* СаС2 j- 4е О 0 +2 -4 . Si + 2M g-+ Mg2Si -4 +1 С + 2Н 2 - » СН 2. Восстановительные свойства Г Г о с + о2+ со 4е - О +2-2 2С + 0 2 -+2 С 0 г 4е о - I +2-2 ^ +4-2 С + 2СиО -* СО, + 2Са о +4 -1 Si + 2F2 - • SiF4 Г4 4 О О Si + O 2 Si02 - 4е-j | ------w * О +1 +1 Si + 2NaOH + Н20 , +4 О Na2 S i0 3 + 2Н 2 1 К ислоты (за исключением плавиковой HF) на кремний не действуют 64 Продолжение Углерод С Кремний Si III. Применение простых веществ 1. Алмаз—для бурения горных пород 2. Графит —для изготовления электродов, замедлителей нейтронов в атомных реакто рах, в качестве смазочного материала в тех нике 3. Уголь, состоящий в основном из углеро да,—адсорбент—для получения карбида каль ция, черной краски (II) 1. Производство кислотоупорных сталей 2. Производство полупроводников 3. Получение-фотоэлементов 4. Получение карборунда 5. В качестве выпрямителя переменного тока (II) Ответьте на вопросы и выполните упражнения 1—4 (с. 73). § 17. ВОДОРОДНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ НЕМЕТАЛЛОВ Общие формулы водородных соединений химических элементов по груп пам периодической системы Д. И. Менделеева показаны в таблице 10. Таблица Группы 10. Общие формулы водородных соединений химических элементов I II III IV V VI VII + 1 -1 RH + 2 -1 RH2 + 3 -1 RH3 -4 + 1 -3 + 1 RH, + 1 -2 h 2r + 1 -1 Общие ф орм улы rh4 hr + 4 -1 Нелетучие водородные соединения rh4 Летучие водородные соединения С металлами водород образует нелетучие соединения, которые представ ляют собой твердые вещества немолекулярного строения, со сравнительно высокой температурой плавления. Эти вещества легко подвергаются пол ному гидролизу, например: NaH + НОН -+ NaOH + Н2 t С неметаллами водород образует летучие вещества молекулярного строе ния. В обычных условиях это газы или летучие жидкости. Водные растворы летучих водородных соединений неметаллов обладают некоторыми особен ностями. Проследим, как изменяются свойства этих соединений по перио дам. Рассмотрим свойства водородных соединений, образованных элемента ми-неметаллами 2-го периода (азотом и фтором). Аммиак NH3 обладает основными свойствами, а фтороводород HF —кислотными свойствами. Такая же закономерность свойственна водородным соединениям элементовнеметаллов 3-го периода: фосфин РН3 проявляет основные свойства, а хлороводород НС1 —кислотные свойства. Следовательно, в периодах с увеличением зарядов атомных ядер элемен тов кислотные свойства летучих водородных соединений неметаллов в вод ных растворах усиливаются. 65 Чем это можно объяснить? При изучении электролитической диссоциации вы рассматривали про цесс взаимодействия хлороводорода с водой (II). Аналогично происходит процесс растворения фтороводорода в воде, который схематично можно представить так: -2 +1 н :о: •• н + н :•f•: — 1 ' :о: •• н++:У:~, •• ■ или упрощенно: -2 + 1 -1 Н20 + H F ------»Н 30 + + F~ У атома фтора положительный заряд ядра (+9) больше, чем у атома кисло рода (+8), поэтому атом фтора сильнее отталкивает от себя положительные ионы водорода (протоны), нежели атомы кислорода. Таким образом, от молекул фтороводорода в водном растворе отще пляются положительные ионы водорода, т. е. фтороводород проявляет кис лотные свойства. Этому процессу способствует и другое обстоятельство. Атом кислорода имеет на внешнем энергетическом уровне неподеленную электронную пару, а ион водорода —свободную орбиталь. Вследствие этого между ними обра зуется дополнительная ковалентная связь по донорно-акцепторному меха низму. При растворении аммиака в воде происходит противоположный процесс. У атома кислорода положительный заряд ядра (+8) больше, нежели у атома азота (+7). Поэтому атом кислорода сильнее, чем атом азота, отталкивает от себя ион водорода. К тому же атом азота имеет неподеленную электронную пару, а ион водорода —свободную орбиталь. По этой причине между ними возникает дополнительная ковалентная связь по донорно-акцепторному механизму и образуются ион аммония NHj и гидроксид-ион ОН" (II). В результате раствор приобретает основные свойства. Этот процесс схема тично можно показать так: т -з н :о: н + н :М: н н ® ® ® ® н ,.-Э + оо н :оnо: н ® « н •• •О•, X -2 или упрощенно: Г 1 I -2 -3 -3 Н20 + NH3->NH4 + ОН" Как видно, молекулы аммиака в водном растворе присоединяют ионы водорода, т. е. аммиак проявляет основные свойства. Теперь рассмотрим, как изменяются свойства летучих водородных соеди 66 нений неметаллов в главных подгруппах. В качестве примеров сравним водо родные соединения элементов главной подгруппы V группы —азота и ф ос фора и элементов главной подгруппы VII группы —фтора и хлора. Водородное соединение ф осф ора —ф осф ин РН3 (II) тоже проявляет основные свойства, но более слабые, чем аммиак NH3. Водородное соединение фтора —фтороводород HF в водном растворе представляет собой гораздо более слабую кислоту, чем соляная НС1. Степень электролитической диссоциации соляной кислоты значительно больше, чем плавиковой (или фтороводородной) кислоты. Эти факты объясняются изменением атомных радиусов соответствующих элементов. Радиус атома ф осф ора значительно больше радиуса атома азота, поэтому атомы ф осф ора гораздо слабее притягивают к себе ионы водорода от молекул воды, и, следовательно, гидроксид-ионов ОН" в растворе обра зуется меньше. Вот почему ф осф ин проявляет более слабые основные свойства по сравнению с аммиаком. Радиус атома фтора значительно меньше, чем радиус атома хлора. По этому отрицательно заряженные фторид-ионы гораздо сильнее притягивают к себе ионы водорода, нежели хлорид-ионы, т. е. фтороводородная кислота слабее соляной кислоты. Отсюда вытекают следующие общие выводы: 1. В периодах с увеличением зарядов ядер атомов элементов в водных растворах кислотные свойства летучих водородных соединений неметал лов усиливаются. 2. В главных подгруппах групп с увеличением зарядов атомных ядер размеры радиусов атомов соответствующих элементов увеличиваются, поэтому отрицательно заряженные ионы (например, F~, СГ, Вг”, Г) все сла бее притягивают положительно заряженные ионы водорода Н+; облег чается процесс их отщепления, и кислотные свойства усиливаются. Ответьте на вопросы и выполните упражнения 5—8 (с. 73). § 18. ОКСИДЫ И КИСЛОРОДСОДЕРЖАЩИЕ КИСЛОТЫ Оксиды. Для сравнения свойств оксидов по периодам и группам рассмот рим высшие оксиды, в которые входит элемент с высшей степенью окисле ния. По периодам свойства высших оксидов постепенно изменяются от основных к кислотным. В качестве примера рассмотрим изменения свойств оксидов элементов 3-го периода от натрия Na до хлора С1. Оксиды натрия и магния обладают основными свойствами. Оксид алюминия А120 3 проявляет амфотерные свойства. У последующих оксидов S i02 -*■ Р2О5 -*• S 0 3 -> С12Оу, которым соот ветствуют кислоты H2S i0 3-+ H3P 0 4~+ H2S 0 4-> НСЮ4, кислотные свойства усиливаются. В главных подгруппах с увеличением зарядов ядер атомов кислотные свойства высших оксидов постепенно ослабевают. Об этом можно судить по свойствам соответствующих кислот. В качестве примера рассмотрим, как 67 изменяются свойства кислотных оксидов и соответствующих им кислот эле ментов главной подгруппы V группы (см. табл. 11). Таблица 11. Сравнительная характеристика высших оксидов элементов подгруппы азота Химические знаки элементов Физические свойства простых веществ Кислородсодержащие соединения элементов с высшей степенью окисления Химические формулы м2о 5 Свойства N N 2 —бесцветный газ, мало раст ворим в воде. Температура кипе ния —196 °С Р Существует в виде нескольких аллотропных видоизменений. Важнейшие из них: 1 ) белый фосфор —бесцветное твердое вещество, режется ножом (под водой); 2 ) красный фосфор —порош кообразный; 3) черный фосфор —твердый, напоминает графит р 2о 5 Белое порошкообразное гигро скопическое вещество. При взаи модействии с водой при обыч ной температуре образуется НРО3, а при нагревании — Н3РО4. Обе кислоты гораздо слабее азотной и относятся к кислотам средней силы As Хрупкое кристаллическое ве щество с металлическим блес ком AS2O5 Белое стекловидное вещество, расплывающееся на воздухе. При взаимодействии с водой образуется мышьяковая кислота H3As 0 4, которая по силе слабее Н3РО4 Sb Хрупкое кристаллическое ве щество с металлическим блес ком Sb205 Желтоватый порошок. Судя по составу солей, этому оксиду соответствует слабая однооснов ная кислота HSb(OH)e Bi Хрупкое кристаллическое ве щество красновато-белого цвета BI2O5 В чистом виде не получен. Судя по составу солей (висмутат нат рия NaBi0 3 и др.), этому оксиду соответствует неустойчивая и слабая кислота НВЮ3 Бесцветное кристаллическое вещество. При взаимодействии с водой образуется азотная кис лота HNOj Чем можно объяснить ослабление основных свойств и усиление кислот ных свойств оксидов по периодам? Рассмотрим это на примере высших оксидов элементов 3-го периода: Na20 —►MgO — * А120 3 —►S i0 2 —►Р20 3—►S 0 3 —►С12Оу При взаимодействии оксида натрия Na20 с водой образуется сильное основание —гидроксид натрия NaOH. Над химическими знаками элементов +1 -2 +1 в формуле гидроксида натрия обозначим их степени окисления: Na —О —Н. Так как у атома водорода радиус очень мал, он сильнее притягивает к себе 68 атом кйЬлорода и связь между атомами водорода и кислорода будет более прочной, нежели между атомами натрия и кислорода. Поэтому в водном растворе и в расплавленном состоянии разрывается связь между атомами натрия и кислорода и гидроксид натрия диссоциирует как сильное основа ние, образуя гидроксид-ионы: NaOH -►Na+ + ОН” +2 /О — Н более слабое основание. Это объяс Гидроксид магния Mg ОН няется тем, что магний в соединениях по сравнению с натрием имеет боль ший положительный заряд, поэтому связь между магнием и кислородом более прочная и диссоциация по основному типу несколько затрудняется. С возрастанием степени окисления центрального атома, например, в +1 +7 -2 хлорной кислоте Н С 104 хлор с относительно большим положительным заря дом прочнее связан с отрицательно заряженным кислородом и сильнее отталкивает от себя положительно заряженный ион водорода. Поэтому и происходит диссоциация по кислотному типу: НСЮ4->Н+ + СЮ; Следовательно, по периодам возрастание кислотных свойств оксидов объясняется постепенным увеличением положительных степеней окисления соответствующих элементов. В главных подгруппах периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева в направлении сверху вниз кислотные свойства высших оксидов неметаллов ослабляются. Так, в главной подгруппе V группы оксид азота (V) обладает более сильными кислотными свойствами (образует одну из самых сильных кислот —азотную кислоту H N 0 3), чем оксид ф осф о ра (V) Р2О5. Это объясняется тем, что у атома фосфора атомный радиус гораздо больше радиуса атома азота и, следовательно, положительно заря женный атом ф осф ора слабее отталкивает ион водорода, чем положительно заряженный атом азота. Химические свойства кислотных оксидов вы уже изучили (I). Свойства и применение их были рассмотрены при изучении соответствующих неметал лов. Для повторения химических свойств кислотных оксидов представим этот материал в систематизированном и обобщенном виде. Кислотные оксиды взаимодействуют: 1) с водой (большинство кислотных оксидов): н2о + so3-» H2S0 4 Н20 + Р20 5 - 2Н Р 03 ЗН20 + Р2Оэ -+ 2Н3Р 0 4 Н2О + SO2 H2SO3 69 2) с основными оксидами: СаО + S i0 2 —►CaSi03 LizO + N20 5 -* 2LiN 03 3) с основаниями: Ca(OH)2 + C 0 2- CaC03 1 + HzO Ca(OH)2 + 2 C 0 2- Ca(HC03)2 4) с некоторыми солями (менее летучие кислотные оксиды вытесняют из соответствующих солей более летучие): СаС03 + S i0 2—►CaSi03 + С 0 2Т Ca3(P 0 4)2 + 3Si02 —►3CaSi03 + Р20 3 Вам известны и такие оксиды, как оксид азота (II) NO и оксид углеро да (II) СО, которые по их свойствам нельзя отнести ни к кислотным, ни к основным. Их называют несолеобразующими (безразличными) оксидами. Характерное химическое свойство этих оксидов —способность к окислению, в результате чего они превращаются в кислотные оксиды: г 4е~г +2 +4 -2 0 2NO+ 0 2 -+ 2 N 0 2 Г 4е~1 +2 0 +4 -2 2СО+ 0 2 -+ 2СОг Кислородсодержащие кислоты. Наибольшее народнохозяйственное зна чение имеют серная и азотная кислоты. Рассмотрим более подробно их окис лительные свойства. Взаимодействие разбавленной серной кислоты с металлами, стоящими в электрохимическом ряду напряжений до водорода, идет с выделением сво бодного водорода, следовательно, в этих реакциях окислитель —ион водо рода, например: !Zn 4- H2S 0 4 —►Z n S 0 4 + Н2 Т 0 2+ Zn + 2Н+ + S 0 4“ -+ Zn + S 0 4" + Н2 1 г 2еЧ о + Zn+ 2Н -+ Zn2+ + Т Взаимодействие концентрированной серной кислоты с металлами при повышенной температуре протекает более сложно. В этих реакциях окисли тель—сера в степени окисления +6 (см. табл. 12). 70 Концентрированная серная кислота при нагревании окисляет также неко торые неметаллы, например углерод: _4е_ О +6 +4 +4 С + 2H2S 0 4-+ 2 S 0 2T + C 0 2 t +2H zO С отдельными особыми свойствами азотной кислоты вы ознакомились в курсе неорганической химии (И). Теперь рассмотрим окислительные свойства азотной кислоты более подробно. Может возникнуть вопрос: чем объясняется особенность действия на металлы азотной кислоты, т. е. почему в процессе этих реакций вместо водорода преимущественно выделяются раз личные оксиды азота и даже азот или аммиак? Объясняется это исключительно сильными окислительными свойствами азота в степени окисления +5, который, окисляя металлы, присоединяет к себе электроны и изменяет степень окисления до +4, +2 и даже до нуля или —3. Особенности взаимодействия азотной кислоты с различными металлами показаны в таблице 13. Рассмотрим конкретные примеры взаимодействия азотной кислоты с металлами, используя таблицу 13. 1. Взаимодействие азотной кислоты с активными металлами (Са, Mg, Zn): О a) гчлО +5 +2 +2 3Mg + 8HNO3-+ 3M g(N 03)2 + 2NO t+ 4 H 20 (протекает в закрытом сокон«0 +2 Mg —2e~* Mg 3 +2 +5 N + 3e -y N О +5 +2 2 +1 б) 4Mg + IOHNO3 - 4M g(N 03)2 + N20 t+ 5H20 разб. О _ +2 Mg —2e~* Mg +5 _ +1 2N + 8e -+2N 0 +5 +2 -3 в) 4Mg + IOHNO3 - 4M g(N 03)2 + NH4NO3+ 3H20 очень разб. О _ +2 Mg —2e -> Mg +5 _ 4 -3 N + 8e -> N 1 71 to Т а б л и ца 12. Взаимодействие концентрированной серной кислоты с металлами H2 SO4 конц. взаимодействует с металлами, стоящими в электрохимическом ряду напряжений до водорода после водорода В реакциях концентрированной серной кислоты с металлами в зависимости от условий протекания реакции может выделиться S 0 2, S или H 2 S, например: Так как эти металлы менее сильные восстановители, то S+6 вос станавливается только до S+4 (выделяется S 0 2): 1_____ 2 е _____ !_____2 е _____ 0 +6 Zn + 2H 2S 0 . +2 +4 Z n S 0 4 + S 0 2 1 + 2 H 20 4 +6 +2 3Zn + 4H 2S 0 4 0 - * 3 Z n S 0 4+ S i + 4 H 20 1____8 e _____ ^ 4 ^4Z n S 0 4 + H 2S t + 4 H 20 Таблица Активные металлы (Ca, Mg, Zn) NO C HNO 3 разбавл. N20 +2 +4 U C u S 0 4 + S 0 2 1 + 2 Н 20 0 +6 Hg + 2H 2S 0 4 +2 +4 -U H g S 0 4 + S 0 2 1 + 2 H 20 !___2 e _____ 4Z °n + 5 H 2 S 0 C H NO 3 конц. 4 !____ 2 е____ j_____6 e _____ 0 0 +6 Си + 2 H 2 S 0 или N2 0 2A g + +6 , +1 +4 H 2 S O 4 —►A g 2 ^ 0 4 + S O 2 1 + 2 H 2O 13. Взаимодействие азотной кислоты с металлами Металлы средней активности (Fe, Cr, Ni) S HNO 3 очень С HNO 3 конц. разбавл. NH 3 (соли аммония) 2 Не реагируют Малоактивные металлы (Pb, Си, Hg, Ag) С HNO 3 различной концентрации С HNO 3 конц. NO 2 , NO, N20 или NH 3 no2 с hno3 Благородные металлы (Аи, Pt, Os, Ir) разбавл. С H N 0 3 любой концентрации NO Не реагируют 2. Взаимодействие азотной кислоты с малоактивными металлами (РЬ, Си, Hg, Ag): a) Hg + 4H N 03 - H g(N 03)2 + 2 N 0 21+ 2H20 конц. 0 +2 Hg —2e -> Hg +5 _ +4 N + e ->N 0 +5 +2 +2 6) 3 H g + 8HNO3 ->3H g(N 03)2 + 2 N 0 t + 4H20 (в закрытом сосуде) разб. О +2 Hg —2е -» Hg +5 _ +2 N + Зе - N Взаимодействие азотной кислоты с некоторыми неметаллами. Кон центрированная азотная кислота при нагревании окисляет некоторые неме таллы, например: О +5 +4 +6 S + 6HNQ3 - 6 N 0 2 t + H2S 0 4 + 2H20 В реакциях азотной кислоты с неметаллами азот может восстанавливаться от N+5 до N+2, например: I— 15e~~i О +5 +5 +2 ЗР + 5 H N 0 3 + 2Н20 -+ ЗН3Р 0 4 + 5NOT Ответьте на вопросы и выполните упражнения 9 -1 4 . Решите задачи 1—6 (с. 74). 1. Чем отличается строение атомов неметаллов от строения атомов металлов? Как эти разли чия отражаются на свойствах соответствующих простых веществ? 2. Пользуясь периодической системой химических элементов Д. И. Менделеева, поясните, какие закономерности наблюдаются в изменении окислительно-восстановительных свойств неметаллов. 3. Используя таблицы 6—9, охарактеризуйте химические свойства изученных вами неметал лов, укажите области их применения. 4. Как изменяется окислительная способность галогенов в группе? Почему? 5. Объясните, почему нелетучие водородные соединения резко отличаются по своим свой ствам от летучих водородных соединений. 6 . Какие закономерности наблюдаются в изменении свойств летучих водородных соеди нений в периодах и группах (главных подгруппах)? Объясните сущность этих закономерно стей. 7. Как изменяется сила кислот в следующем ряду: HF-> НС1-> HBr-> HI? Дайте обоснован ный ответ. 8 . Аммиак окисляется кислородом воздуха только в присутствии катализатора, а фосфин на 73 воздухе энергично горит. Составьте уравнения соответствующих реакций и объясните, почему фосфин окисляется легче, чем аммиак. 9. Какие закономерности наблюдаются в изменении свойств кислотных оксидов по перио дам и группам (главным подгруппам)? Ответ поясните на конкретных примерах. 10. Даны кислотные оксиды: a) N 2 0 5, С 0 2, С12 0 7 и S 0 3; б) Р2 0 5, As2 0 5, N 2 0 5 и Sb2 0 5. Распо ложите их в порядке усиления кислотных свойств. 11 . Охарактеризуйте сходные и отличительные химические свойства серной и азотной кис лот. Составьте уравнения соответствующих реакций. 12. При взаимодействии нагретой концентрированной серной кислоты с железом степень окисления серы изменяется до +4. Составьте уравнение этой окислительно-восстановительной реакции. 13 . Почему при взаимодействии азотной кислоты с медью, серебром и ртутью азот меняет степень окисления от +5 до +4 или +2, а при взаимодействии с цинком и магнием —от +5 до +1,0 или —3? Напишите уравнения соответствующих реакций. 14. Составьте уравнения реакций, при помощи которых можно осуществить следующие пре вращения’ у- N2 ° у уС а (С Ю )2 -» КС103 -* С12-> НС1-> СаС12 AgCl ^ — * FeCl3 -> Fe4[Fe(CN )6]3 в) n2 ^ n o ^ \ / NH 3 no 2- hno3 44 - * n h 4n o 3 -* n h 3 NO FeS2 1 б) S S 0 2 - S 0 3 - H2S 0 4 - Fe2(S 0 4)3 -> BaS04 U ,, H2S Там, где требуется, составьте уравнения реакций в полном и сокращенном ионном виде. 1. На медь массой 12,8 г подействовали избытком концентрированной серной кислоты при нагревании. Вычислите массу, объем (н. у.) и количество вещества выделившегося газа. 2 . К 100 мл 15°/о-ной серной кислоты (£>= 1,105 г/см3) добавили 5 г карбоната калия. Какое вещество и сколько его по массе надо добавить, чтобы вещества полностью прореагировали с образованием сульфата калия? Определите массу и количество образовавшегося сульфата калия. 3. К 0,9 моль карбоната кальция прилили 540 мл 8 °/о-ной соляной кислоты (£> = 1,04 г/см3). Какой газ выделится? Определите его объем. 4. К 225 мл 32%-ной серной кислоты (£>= 1,24 г/см3) добавили 130 г оксида серы (VI). Вычис лите массовую долю серной кислоты в полученном растворе. 5. В 40 мл 6 %-ного раствора нитрата серебра (I) (q = 1,05 г/см3) растворили 250 мл хлороводорода. Какое вещество выпадает в осадок? Определите массу осадка. 6 . Вычислите, сколько по массе сульфата калия необходимо добавить к 7 л 4%-ного раствора сульфата калия (2 = 1 ,0 3 г/см3), чтобы получить 6 %-ный его раствор. Глава V I м е т а л л ы Закономерности изменения свойств элементов в периодах и группах (главных подгруппах) периодической системы Д. И. Менделеева вам известны. В соответствии с этими закономерностями металлы в основном расположены в левой и нижней части периодической таблицы. Следует пом нить, что деление элементов на металлы и неметаллы условно (I). Атомы металлов по сравнению с атомами неметаллов, как правило, имеют значительно большие размеры атомных радиусов. Поэтому металлы сравни тельно легко окисляются (отдают валентные электроны), образуя положи тельно заряженные ионы. Многие металлы, например медь Си, железо Fe, хром Сг, титан Ti, в своих соединениях могут проявлять разную степень окис ления. Восстановительная способность разных металлов неодинакова. В элек трохимическом ряду напряжений металлов она возрастает от золота Аи к калию К (см. схему 9). Схема 9 -ц, Li К Са ,Ма Mq AI Восстановительная способность метал лов в свободном состоянии Быстро Взаимодействие окисляются с кислородом при обычной воздуха температуре При обычной Взаимодействие температуре выделяется Нг с водой и образуется гидроксид Мп Zn Сг Fe Ni Sn РЬ (н ; Си н9 Ад Pt Au Возрастает Медленно окисляются при обычной температуре или при нагревании При нагревании выделяется Нг и образуются оксиды Не окисляются Нг из воды не вытесняют Не вытесняют водород из раз бавленных кислот Реагируют С кис Взаимодействие Вытесняют водород из разбавленных кислот с конц. н„ лотами с кислотами не реа разб-HNOj гирую (кроме HN03) т, и с конц. раство HaSCUnpH ряются нагревании в„царСНОЙ водке" Главн. В соединениях и образом Нахождение Только в соединениях в свов свободном виде в природе бодн. виде Восстановление углем,оксидом Электролиз Способы углерода (||), алюминотермия; расплавов получения электролиз водных растворов солей + 2* _ 2 *1 2+ А 31 F e ' Ni Sn РЬ (Н) Су Нд Ад Pt Au Окислительная L i+К Са Ыа* Мд"а Г Мп Zn способность ионов Возрастает металлов Характерные физические свойства металлов (высокая электропровод ность, теплопроводность, ковкость, пластичность) объясняются общностью в строении их кристаллических решеток. Однако по некоторым физическим свойствам, например по плотности, твердости, температурам плавления, металлы в значительной степени отли чаются друг от друга. Наименьшую плотность имеют щелочные металлы, а наибольшую — осмий Os. Самый легкий из металлов —литий Li (плотность 0,53 г/см3), а осмий Os (плотность 22,6 г/см3) —самый тяжелый. Металлы, плотность кото 75 рых меньше пяти, условно принято называть легкими металлами, &Металлы с плотностью больше пяти —тяжелыми. Металлы отличаются друг от друга и по твердости. Самые мягкие —щелоч ные металлы. Они легко режутся ножом. Самый твердый металл —хром (режет стекло). Диапазон температур плавления металлов очень широк. Самый легко плавкий металл —ртуть Hg (£ПЛ= 38,9°С). Температуры плавления цезия Cs и галлия Ga равны соответственно 29 и 29,8 °С. Самый тугоплавкий металл — вольфрам W (tnn= 3390 °С), поэтому вольфрам применяется для изготовления нитей электроламп. Металлы, температуры плавления которых выше 1000 °С, называют тугоплавкими, а ниже 100 °С —легкоплавкими. Далее в обобщенном и систематизированном виде рассмотрим общие способы получения, а также особенности электронного строения и свойства металлов главных и побочных подгрупп периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева. § 19. ОБЩИЕ СПОСОБЫ ПОЛУЧЕНИЯ МЕТАЛЛОВ Вы уже имеете первоначальные представления об общих способах получе ния металлов (II). В обобщенном виде основные способы получения метал лов представлены в таблице 14. Таблица 14. Реакции, лежащие в основе получения металлов В о с с т а н о в л е н и е м ет а лл о в уг ле м и о к с и д о м у г ле р од а ( I I ) Г N iS C 2е1 +2 0 , 0 +2 Z n O + С -> Z n + С О 1 ^___ +3 Fe 0 +2 t + З С О - 0 +4 —►2 F e + З С О 2 >4-* 4 N i 2+ + S O ' H O H * ± H ++ O H Н а 6 е ______ 2 3 электрическим током (электролиз) 0 0 4 0 Н - » 2 Н гО + О Н а г 12Н 0 +4 4А1 + З М п 0 во д о р о д о м Г 2 , ^ 6е~ ] +6 0 , 0 W 0 3+ 3 H 2 L w +1 + 3 H 2C +3 0 - > 2 А 1 20 3 + З М п а н о д е : О Н “ — е -* О Н алюминием (а л ю м и н о т е р м и я ) 21 +2 0 СоО+ Н , 0 + 2-+ С о 1 + Н 20 к а т о д е : № 2+ + 2 е - 0 Ni Ответьте на вопросы 1—5 (с. 95). § 20. ОБЗОР СВОЙСТВ МЕТАЛЛОВ ГЛАВНЫХ ПОДГРУПП Металлы главных подгрупп относятся к s- и p-элементам. У них ярко выра жены восстановительные свойства. С учетом возрастания восстановительных свойств металлы главных подгрупп можно расположить в следующем порядке: А1, Be, Mg, Са, Li, Na, К, Rb, Cs Восстановительная способность возрастает. 76 Ваякдр иметь в виду, что восстановительные свойства цезия Cs, рубидия Rb, калия К и даже натрия Na настолько сильны, что реакции этих металлов с простыми и сложными веществами иногда протекают со взрывом. Взаим одействие металлов с просты м и вещ ествами. Наиболее энергично восстановительные способности металлов проявляются в их реакциях с гало генами, например: 2ё I-------1 о о + i -1 2Na + С12- •2NaCl ,_6ё Г щ о о +3 -1 2А1 + ЗС1, • 2A1CU Металлы энергично взаимодействуют и с кислородом: , 4ё_ 1 О о +2 -2 2Mg+ 0 2 -+ 2MgO Г 12е1. о о +3 -2 4А1 + 3 0 2 -» 2А120 3 Менее энергично металлы реагируют с серой: Г2е4 О 0 +1-2 2Na+S -+ Na2S 6ё Г О 0 + 3 - 2 2A1 + 3S -4A12S3 Еще менее энергично металлы взаимодействуют с азотом и ф осф ор ом неметаллами главной подгруппы V группы. г 6 е_, +2 -3 3Mg+ N2 -+ Mg3N2 Г 6ё "I 0 0 + 2 -3 ЗСа -Ь2Р —►Са3Р2 Наиболее активные металлы главных подгрупп настолько сильные восста новители, что восстанавливают даже водород до степени окисления —1: г 2е\ +2 -1 Са -ЬН2 —+СаН2 В заим одействие металлов со слож ны м и вещ ествами (см. схему 9). Вос 77 становительные свойства металлов проявляются и в реакциях со сложными веществами —с водой, кислотами и солями. С водой самые активные металлы (от Cs до Са) реагируют при обычных условиях с образованием растворимых в воде оснований (щелочей) и выде лением водорода: _2ё_ Г А +1 +1 О 2N a+2H OH 2NaOH+ H,t _2ё +i +2 Са + 2НОН-+ Са(ОН)2+ H2t Менее активные металлы реагируют с водой при повышенной темпера туре (выделяется водород и образуется оксид соответствующего металла): г 2Ч 0 + 1 + 2 0 Sn + Н20 -+ SnO+ Н2 Металлы с кислотами взаимодействуют по-разному —те из них, которые в электрохимическом ряду напряжений стоят левее водорода, восстанавливают в кислотах ионы водорода (исключение H N 0 3): 2А1 + 3H2S 0 4-+ A12(S 0 4)3 + ЗН21 2А1 + 6Н+ 3SO?~ -+ 2А13+ + 3SO?- + ЗН21 r - 6e'~j +з о +1 2А1 + 6Н- •2А1 + ЗН2 t о Металлы, стоящие правее водорода, восстанавливают в кислоте кисло тообразующий элемент: ____2ё_ 0 ~~1 +2 +6 C u + 2H1 2oO SU4 W4 +4 —► L CuS04+ U0U4T S o u 0 22t1 + т 2 ^H n 2 ,0 V Каждый предыдущий металл в электрохимическом ряду напряжений вытесняет последующие металлы из водных растворов (или расплавов) соот ветствующих солей: Zn + P b(N 03)2 -+ Z n (N 0 3)2 + Pb 4 Zn° + Pb2+ + 2NOi - » Zn2+ + 2 N 0 3 + Pb° 4 _ 0 2 e_ 1 2+ 2+ 0 Zn + Pb ■Zn + Pb 4 Важно учитывать, что металлы —самые сильные восстановители (Li, Na, К, Са): при взаимодействии с водными растворами солей восстанавливают из воды водород, а не ион металла, входящего в состав соли. 78 Важнейшие сведения о металлах главной подгруппы I группы периоди ческой системы химических элементов приведены в обобщенном виде в таб лице 15. В этой таблице дан план, которым следует руководствоваться при повторении, систематизации и обобщении учебного материала, а также на конкретных примерах рассмотрены важнейшие химические свойства метал лов главной подгруппы I группы. Используя учебный материал этой таб лицы, вы сможете самостоятельно составлять уравнения многих других химических реакций, аналогичных приведенным в таблицах. Используя план рассмотрения металлов главной подгруппы I группы (см. табл. 15), охарактеризуем алюминий—металл главной подгруппы III группы. I. Распределение электронов по орбиталям Is 2 2 s2 Ш U|Hjn| 0 + jA l 0 V 3 s2 2Рь 3du [t II. Физические свойства алюминия в свободном состоянии Серебристо-белый, легкий металл (@ = 2,7 г/см 3), плавится при 660 °С. Пластичен, легко вытягивается в проволоку и прокатывается в листы и фольгу. По электрической проводимости А1 уступает лишь серебру и меди. III. Химические свойства алюминия —простого вещества 1. Взаимодействие с простыми веществами: r 6e' - i О О + 3 -1 а) 2А1 + ЗС12 ^ A l C l j Г 12П 0 0 +3-2 б) 4А1 + 3 0 2 ^2А120 3 0 0 + 3 - 2 ' в) 2А1 + 3S ^A12S3 Г 6ё I 0 0 + 3 -3 г) 2A1 + N2^ ^ + 2 A 1 N С водородом А1 непосредственно не взаимодействует, гидрид алюминия А1Н3 получен косвенным путем. 2. Взаимодействие со сложными веществами: 0 +1 +3 о 2А1 + 6НС1 - 2А1С13 + ЗН21 Г о 6ё 1 +3 0 2А1 + 6Н+-+ 2А1 + ЗН2 t А1 + 2NaOH + 2Н20 ^ 2NaA102 + ЗН2 Г 2А1 + 2NaOH + 6Н20 -+ 2Na [А1(ОН)4] + ЗН21 79 Таблица Химические знаки элементов Физические свойства металлов в свободном состоянии Распределение электронов по орбиталям Литий Li Натрий Na 15. Литий, натрий, калий - Is 2 Is 2 2 s1 3Li 0 Q] 2р6 3s 1 2 s2 fit) fti] t i n t ; m 2р i. я l lО • 2 > е- оО I>5 НС О Все металлы —ве щества серебри сто-белого цвета (с различными оттен ками), легкие (лег че воды), мягкие (можно резать но жом), имеют низ кие температуры плавления, кото рые закономерно снижаются от ли тия к цезию. Зр° <„л(П) = 179,0 °С 3d° П | | ln„(Na) = 97,8°C Уве- личивается Калий К 4s 1 3 80 4р° 4 d° ! *ПЛ(К) = 63,5 °С металлы главной подгруппы I группы Химические свойства щелочных металлов взаимодействие со сложными веществами взаимодействие с простыми веществами г 2ед г 2Ч 0 0 , +1 - 1 2Li + С12 ->■2LiCl 2Li + 2НОН-+ 2LiOH+ H2t г 4ед о о , +i -г 4Li + 0 2 -+ 2Li20 2Li + 2НС1 -+ 2LiCl + H 2t 0 + 0 + 1 + + 1 1 0 0 1. Охладитель в ядерных реакто рах 2. В металлургии для удаления азота, серы и других примесей 3. Для получения трития: 2Li° + 2H + + 2 0 “ -» г 2ед , +1- 1 2Li + Н 2 - 2LM 0 1 Важнейшие области применения 0 -+ 2Li+ + 2СГ + H 2 t 0 + + 0 2Li + 2H-+ 2Li+ H2t Г 2 е "1 0 0 . +1 -1 2N a+ С12 -+ NaCl r 2ei 0 0 , +1 - 1 2Na + О 2 —* Na. 2 0 2 г 2% / +1 - 1 2Na + H 2 -2 N a H 0 2e r 0 0 + “ J. 1 + 1 0 2Na + 2HOH -+ 2NaOH+ H 2 t r 0 2e + 1 + 1 0 2Na + 2HC1 -> 2NaCl + H2t 2Na° + 2H + + 2СГ -* - » 2Na+ + 2СГ + H2 t 1. Охладитель в ядерных реакто рах (в виде сплава с калием) 2. В сплавах со свинцом для изго товления подшипников 3. Катализатор во многих органи ческих синтезах 4. Восстановитель при получении некоторых тугоплавких металлов 5. Для получения пероксида нат рия Na2 0 2 (в качестве регенератора кислорода) r 2H + + 0 2Na + 2H-+ 2Na + H2t 0 г 2е т. 0 0 +1 - 1 2К + С12 -> 2КС1 С кислородом обра зуются пероксиды раз личного состава (К2 0 2, к 2 о 4> к о 2) Г 2ё С водой и кислотами реак ции протекают очень бурно, даже со взрывом 1. Охладитель в ядерных реакто рах (в виде сплава с натрием) 2. Из калия получают пероксид состава К 0 2, который используется на подводных лодках и космичес ких кораблях для поглощения С 0 2 и регенерации кислорода 3. В некоторых органических син тезах 1 0 , +1 - 1 2К + Н 2 -+ 2КН 0 81 Алюминий, освобожденный от оксидной пленки —амальгамированный, взаимодействует с водой при обычных условиях: Г 6ё 0 + 1 +3 о 2А1 + 6НОН-+ 2А1(ОН)31 + 3 H 2t IV. Важнейшие области применения алюминия 1. Производство легких сплавов (дюралюминий для самолетостроения). 2. Изготовление электрических проводов. 3. В качестве покрытия стальных и чугунных изделий. 4. В металлургии для получения других металлов методом алюмино термии. 5. Производство предметов, употребляемых в быту. Ответьте на вопросы и выполните упражнения 6—10 (с. 95—96). § 21. ОБЩИЙ ОБЗОР МЕТАЛЛОВ ПОБОЧНЫХ ПОДГРУПП У металлов побочных подгрупп в отличие от металлов главных подгрупп последующие электроны заполняют не внешний, а предвнешний энергети ческий уровень. Металлы побочных подгрупп называют d-элементами, в их атомах на внешнем энергетическом уровне, как правило, сохраняются два s-электрона. У атомов некоторых d -элементов, например у хрома Сг и меди Си, происходит так называемый провал одного из s-электронов внешнего энергетического уровня на d-орбиталь предвнешнего уровня (с. 8). Этим объясняются некоторые особенности их свойств, например, медь в соедине ниях может иметь степени окисления как +1, так и +2. Состав кислородных соединений металлов побочных подгрупп и металлов главных подгрупп сходны между собой. Летучих водородных соединений d-элементы не обра зуют. Закономерности изменения химических свойств простых веществ, обра зованных d-элементами, иные, чем простых веществ, образованных элемен тами главных подгрупп. В побочных подгруппах с увеличением зарядов ядер химическая активность соответствующих металлов, как правило, умень шается. Например, золото химически менее активно по сравнению с медью. Следует отметить, что многие металлы побочных подгрупп имеют пере менные степени окисления. При увеличении степени окисления атома металла побочной подгруппы основные свойства его оксидов и гидроксидов +2 ослабляются, а кислотные—усиливаются. Например, СгО —основной +3 +6 оксид, Сг20 3—амфотерный оксид, С г03—кислотный оксид. Оксиду хрома (VI) С г03 соответствуют две кислоты и, следовательно, два вида солей: | — ►Н'2С г04 (хромовая кислота) -+ Na2C r04, К2С г04 (хроматы) С г03 U 82 Н2Сг20 7 (двухромовая кислота) -* Na2Cr20 7 (дихроматы) Из металлов побочных подгрупп наибольшее практическое значение имеют медь Си, цинк Zn, титан Ti, хром Сг и железо Fe. Их свойства и при менение рассмотрим более подробно. Ответьте на вопрос 11 (с. 96). § 22. МЕДЬ I. Положение в периодической системе и строение атома. Медь —металл побочной подгруппы I группы. Электронная формула атома меди следую щая: +29Cu Is2 12s2 2р6 \3s2 3р6 3d10 i 4s1 Так как в атоме меди один из s-электронов внешнего (четвертого) энерге тического уровня переместился на d -подуровень, медь в соединениях про+1 являет степень окисления +1 (например, Си20 ) и степень окисления +2 +2 (например, СиО). И. Нахождение в природе. Медь встречается в природе в основном в связанном виде, напри мер входит в состав следующих минералов: м едный блеск Cu2 S, куприт Си2 0 , м едны й колчедан CuFeS2, м алахит (С и0Н ) 2 С 0 3. (Здесь и далее химической формулой обозначена основная со ставная часть минерала.) III. Получение. Процесс промышленного производства меди (из медного блеска) упрощенно можно выразить так: [12П -2 0 , 2C u2S + 3 0 2 -2 +4 -2 2C u20 + 2 S 0 3 Оксид меди Cu20 вступает в реакцию с непрореагировавшим сульфидом меди (I) Cu2 S. В резуль тате этого процесса образуется медь: Медь, полученная таким путем, содержит примеси. Более чистую медь получают методом элек тролиза. IV. Физические свойства. Медь —металл светло-розового цвета, доста точно мягкий, пластичный. Температура плавления меди 1083 °С. Она отлич ный проводник электрического тока (уступает только серебру). V. Химические свойства. В сухом воздухе при обычной температуре медь почти не изменяется. При повышенной температуре медь может вступать в реакции как с простыми, так и со сложными веществами. 1. Взаимодействие с простыми веществами: Г2<?+ 0 0 +2-1 a) Cu + Cl2^CuCl2 83 О 0 +2-2 б) 2Cu + 0 2 ^+2СиО г 2е" т О 0+2-2 в) Си + S ^+CuS 2. Взаимодействие со сложными веществами: Г 0 - 2ё +6 +2 +4 a) Cu + 2H2S 0 4^ C u S 0 4 + S 0 2t + 2 Н 20 конц. 1 -2е---- 1 О +5 +2 +4 б) Cu + 4HN0 3 i+Cu(N0 3)2 + 2 N 0 2t +2Н 20 КОНЦ. I---- 6(2---- ^ О +5 +2 +2 в) ЗСи + 8HNO3 ^+3Cu(N03)2 + 2NO t +4Н 20 (в закрытом сосуде) разб. VI. П рименение. Чистая медь (содержание С и « 99,9%) используется в электротехнической промышленности для изготовления электрических про водов, кабелей и в теплообменных аппаратах. Медь применяется также в производстве различных сплавов (с. 94). Широкое применение находят и со единения меди, например: кристаллогидрат сульфата меди (II) (медный купорос) CuS04 •5Н20 используют для борьбы с вредителями и болезнями растений; гидроксид меди (II) Си(ОН)2 применяют в качестве окислителя для определения альдегидной группы в органических соединениях: CHj-C + 2 С и (О Н ) 2 ' Н голубой +з СН 3 - С О + 2Ци ОН + Н20 \ О Н желтый 2 C u 0 H ^ C u 20 + H20 желтый красный Ответьте на вопросы 12 и 13 (с. 96). § 23. ЦИНК I. П олож ен ие в периодической си стем е и строение атома. Цинк —металл побочной подгруппы II группы. Электронная формула атома следующая: +30Zn Is2 12s2 2p6 13s2 3p6 3d10 14s2 Так как в атомах цинка предпоследний d-подуровень полностью завер шен, то цинк в соединениях всегда проявляет постоянную степень окисле ния, равную +2. II. Нахождение в природе. Цинк в природе встречается только в соединениях. Важнейшие из х —минералы цинковая обм анка ZnS и галм ей Z n C 0 3. 84 ■ III. Получение. Если металл встречается в природе в соединении с серой, то для получения его в свободном состоянии соответствующие руды обжигают, а затем восстанавливают металл из полученного оксида: Г 12п + 2 -2 0 - +2 - 2 +4 2ZnS + 3 0 2 =-*2ZnO + 2 S 0 2 г 2ёп +2 0 , 0 + 2 ZnO + C^+Zn + COT IV. Физические свойства. Цинк —голубовато-серебристый металл, при обычной температуре хрупок, при 100—150 °С хорошо прокатывается в листы, выше 200 °С вновь становится очень хрупким. Плавится при 419,5 °С. V. Химические свойства. На воздухе цинк устойчив, так как покрыт тон ким слоем оксида, предохраняющим металл от дальнейшего окисления. Вода при обычной температуре на цинк практически не действует. 1. Взаимодействие с простыми веществами. При повышенной темпера туре цинк энергично взаимодействует, например, с галогенами, кислородом, серой: Г ” “4 О 0 +2 - 1 а) Zn + Cl2^Z n C l2 Г4П 0 0 +2 - 2 б) 2Zn + 0 2^ 2 Z n 0 FZe'~i 0 0 +2 - 2 в) Zn + S^+ZnS 2. Взаимодействие со сложными веществами. С водой, растворами кис лот и щелочей в зависимости от условий цинк реагирует по-разному. Уравне ния реакций цинка с серной и азотной кислотами рассмотрены ранее (с. 72 и с. 74). С щелочами и водой цинк взаимодействует так: Га ~1 0 + 1 +2 0 а) Zn + Н20 i+ZnO + Н2 1 I 0 2f 1 +1 +2 О б) Zn + 2NaOH ^+Na2Z n 0 2 + Н21 0 +1 в) Zn + 2NaOH + 2HzO - +2 0 Na2[Zn(OH)4] + Н2 Т По уравнениям реакций видно, что цинк (так же как алюминий) имеет двой ственную природу: он реагирует с кислотами, со щелочами. В связи с этим соединения цинка —оксид и гидроксид обладают амфотерными свойствами. VI. Применение. Так как на цинк при обычных условиях не действует ни кислород воздуха, ни вода, то в основном цинк используется в качестве 85 защитных покрытий в изделиях из сталей.Цинк применяют для получения технически важных сплавов с медью (латунь), алюминием и никелем, а также для производства цинково-угольных гальванических элементов. Широко применяются в качестве краски цинковые белила, основную часть которых составляет оксид цинка ZnO. Ответьте на вопрос 14 (с. 96). § 24. ТИТАН I. Положение в периодической системе и строение атома. Титан - металл побочной подгруппы IV группы. Электронная формула атома титана следую щая: +22Ti Is2 |2s22p6 |3s23p63d2 |4s2 Как и у многих других d-элементов, в атоме титана Ti валентные элек троны находятся не только на внешнем энергетическом уровне, но и на предвнешнем d-подуровне. В атоме титана четыре валентных электрона, которые расположены на 4s- и 3d-noAypoBHHx, поэтому титан в соединениях проявляет степень окисления +2 и +4. II. Нахождение в природе. Титан широко распространен в природе. Важнейшие минералы, содержащие титан,- т ит аном агнет ит ы FeTi0 3 ■nFe3 0 4, ильменит FeTi03, рут и л ТЮ 2 и др. Титан в виде соединений встречается в залежах руд различных металлов, но его содержание в них весьма незначительно. III. Получение. Поскольку в земной коре нет богатых титановых руд, то при переработке их обогащают. Для получения титана концентрат обогащенных руд обрабатывают хлором в присут ствии углерода: Г" 4е'~1 О 0 , - 1 +2 ТЮ 2 + 2С12 + 2С A TiCl4 + 2СО Затем из хлорида титана (IV) восстанавливают титан с помощью натрия или магния: +4 0 * +2 0 TiCl4 + 2Mg -> 2MgCl2 + Ti Титан, полученный таким путем, содержит примеси. Для получения чистого титана образую щуюся смесь нагревают в вакууме, при этом магний и хлорид магния испаряются. Выделившийся титан перёплавляют, чтобы получить компактный, ковкий металл. Поскольку в процессе производства титана используется дорогостоящий металл магний Mg , то себестоимость титана сравнительно высока. IV. Физические свойства. Титан —серебристо-белый металл, сравни тельно легкий (немного тяжелее А1), но при этом примерно в 3 раза прочнее его. Титан тугоплавок (1ПЛ= 1665 °С). В обычных условиях отличается высокой прочностью и вязкостью, поддается различным видам обработки. V. Химические свойства. Титан, как и алюминий,—активный металл. Поверхность титана защищена плотной оксидной пленкой, поэтому он про являет исключительно высокую стойкость против коррозии, превышающую даже коррозионную стойкость нержавеющей стали. При обычных условиях 86 на титан не действуют ни кислород воздуха, ни морская вода, ни даже цар ская водка. При повышенной температуре химическая активность титана повышается. 1. Взаимодействие с простыми веществами: r~4g~ l О г 4е'п 0 + 4 - 1 0 0 + 4 - 2 a) Ti + 2С12 ^ TiCl4 б) Ti + 0 2 U T i0 2 2. Взаимодействие со сложными веществами. Азотная кислота на титан не действует. Серная кислота взаимодействует с титаном по-разному в зави симости от условий: а) с 50°/о-ной серной кислотой без нагревания одновременно идут следую щие реакции: г 2е~~1 0+1 +2 0 Ti + H2S 0 4 -+ T iS04 + Н21 Г 6е'~| 2Ti + 3H2S 0 4 -+Ti2(S 0 4)3+ 3H2 t б) с концентрированной серной кислотой при нагревании титан взаимо действует так: г 6*- ) 2Ti + 6H2S 0 4 ^ T i2(S 0 4)3 + 3 S 0 2t +6Н 20 VI. Применение. Титан и его сплавы легкие, прочные, обладают высокой термической и коррозионной стойкостью, поэтому применяют их для изго товления деталей самолетов, космических кораблей, ракет, подводных лодок, трубопроводов, котлов высокого давления, различных аппаратов, используе мых в химической промышленности. Титан также используется в виде ли стов для обшивки корпусов судов, которая обеспечивает их высокую проч ность, коррозионную стойкость. Титан, как и тантал, применяют в хирургии для скрепления костей при переломах, так как эти металлы не оказывают вредного воздействия на живые ткани. Монумент в честь освоения космоса, установленный в Москве, облицован блестящими титановыми листами, которые обеспечат его сохранность для многих поколений. Ответьте на вопросы 15—16 (с. 96). § 25. ХРОМ I. Положение в периодической системе и строение атома. Хром возглав ляет побочную подгруппу VI группы. Электронная формула атома хрома сле дующая: +24Crls2 |2s22p6 |3s23p63d5 |4s1 87 Схема распределения электронов по энергетическим уровням и подуров ням: Is 2 +24'Cr 2 s2 2 Рь 3s 4s 1 3d5 3Рь [Гг] [Гг]| Щ р | [Гг]|TtfIt1Tt| 111 1 ]n Ш \ i \ 1 В соответствии с закономерностями заполнения электронами энергети ческих уровней и подуровней (орбиталей) у атома хрома на четвертом энерге тическом уровне (s-подуровне) должно быть два электрона. Однако один из этих s-электронов переходит на третий энергетический уровень на незапол ненную d-орбиталь. В атоме хрома шесть неспаренных валентных электронов, поэтому хром может проявлять в соединениях различные степени окисления от +1 до +6. Наиболее характерны соединения хрома со степенью окисления +2, +3, +6 (с. 82). II. Нахождение в природе. В нашей стране наиболее распространенная руда, содержащая хром —хром ист ы й ж елезняк, или хром ит ж елеза, F e 0 C r 2 0 3. В природе встречаются также оксид хром а (III) Сг2 0 3 и некоторые другие соединения. III. Получение. При сильном нагревании хромистого железняка с углем происходит восста новление хрома и железа: ---------- 2 ё ——-------- Г~№ I + 2 + 3 FeO- Сг2 0 0 3 + 4С ^ 0 0 +2 2Cr + Fe + 4СО t В результате образуется сплав хрома с железом —феррохром. Для получения чистого хрома его восстанавливают алюминием из соответствующего ок сида: -- 6е----1 +3 0 , +3 о Сг2О з + 2А1 -> А120 3 + 2Сг IV. Физические свойства. Хром —металл серовато-белого цвета с металли ческим блеском, по внешнему виду он похож на сталь. Это тяжелый металл (плотность равна 7,19 г/см3) и тугоплавкий (£плСг= 1890 °С). Хром —самый твердый металл, им можно резать стекло. Одна из причин высокой твердости хрома заключается в том, что в его металлической решетке на один сравнительно небольшой по объему ион хрома приходится шесть относительно свободных электронов. V. Химические свойства. Поверхность хрома покрыта очень тонкой, но химически устойчивой пленкой оксида, которую даже кислоты разрушают с трудом. Наличие оксидной пленки обеспечивает коррозионную стойкость хрома. Даже во влажном воздухе он совершенно не изменяется. Разбавлен ные соляная и серная кислоты с хромом начинают реагировать только через некоторое время (после разрушения оксидной пленки): Сг + H2SO4 — *■CrS04 + Н2 1 Азотная кислота пассивирует хром (закрепляет оксидную пленку). VI. Применение. Важнейшие области применения хрома представлены в схеме 10. 88 Схема 10 Соединения хрома —хроматы и дихроматы (с. 82) широко используются в качестве окислителей. Ответьте на вопросы и выполните упражнения 17 и 18 (с. 96). § 26. ЖЕЛЕЗО I. Положение в периодической системе и строение атома. Железо —эле мент побочной подгруппы VIII группы. Электронная формула атома железа следующая: +26Fe Is2 |2s22p6 |3s23p63d6 |4s2 Схема распределения электронов по энергетическим уровням и подуровням: 3s2 3d 6 Зр6 И И i t it| lit i i i 4s2 4р° 1 Ш В атоме железа в возбужденном состоянии шесть неспаренных электро нов, так как происходит распаривание s-электронов и один из них перехо дит на 4 р-орбиталь. Поэтому известны соединения железа со степенью +6 окисления +6, например феррат калия K2Fe04. Однако для железа бо лее характерны соединения, в которых железо проявляет степень окисления +2 и +3. И. Нахождение в природе. По распространенности в природе среди металлов железо зани мает второе место, после алюминия (II). Состав, местонахождение и общая характеристика важ нейших минералов железа представлены в таблице 16. 16. Важнейшие природные соединения железа Таблица Название минерала Магнетит Гематит Л им онит Пирит Содержание Химическая формула Fe (в °/o) (основной составной части) Fe3 0 4 (Fe2 0 3 Fe2 0 3 Fe2 0 3 ■FeO) •иН20 FeS2 До 72 Важнейшие месторождения Южный Урал (Магнитогорск, Курская магнитная аномалия) До 65 Криворожский район (Украинская ССР) До 60 Крым (Керченские месторождения) До 47 Урал 89 III. Получение. Железо получают следующими способами: 1) восстановлением из оксида Fe20 3 водородом при нагревании; 2) восстановлением из оксидов Fe20 3 и Fe30 4 алюминотермическим методом; 3) электролизом водных растворов солей железа (II). IV. Физические свойства. Чистое железо —пластичный металл серебри сто-белого цвета. Железо —тяжелый металл (с относительно высокой плот ностью 7,87 г/см 3, iM(Fe) = 1539 °С). В отличие от многих других металлов, железо обладает магнитными свойствами. V. Химические свойства. Чистое железо на воздухе устойчиво. Однако обычно используют сплавы железа, которые легко подвергаются коррозии. 1. Взаимодействие с простыми веществами: Г 8е~1 0 0 , +3 -2 +2 -2 а) 3Fe + 2 0 2->Fe20 3 Fe0 (ийи Fe304) 1 0 0 . ' r 2l~l +3 -1 0 б) 2Fe + 3C12 -* 2FeCl3 0 , + 2-2 в) Fe + S -*■ FeS 2. Взаимодействие со сложными веществами: О +1 , +3 +2 О a) 3Fe + 4Н20 -* Fe20 3 •FeO + 4Н21 пар б) Fe + 2 H C l-F e C l2 + H2 t разб. Fe + 2Н+ + 2СГ - Fe2+ + 2СГ + Н21 Fe + 2Н+-*• Fe2+ + Н21 в) 2Fe + 6H2+S 04^ Fe2(S04)3+ 3S02t +6H 20 конц. г) Fe + 4H N 03 Fe(N 03)3 + NOt + 2Н20 конц. д) Fe + CuS04 FeS04 + Си 4 Fe + Cu2+ + SOl" - Fe2+ + SO^ + Cu° 4 r 2,_i о 4 о Fe + Cu2+-+ Fe2+ + Си 4 VI. 90 Применение. Чистое железо способно быстро намагничиваться и раз- магничиваться, поэтому его применяют при изготовлении трансформаторов, электромоторов, электромагнитов и мембран микрофонов. Железо преимущественно используется в виде сплавов - чугуна и стали. Ответьте на вопросы и выполните упражнения 19 и 20 (с. 96). § 27. СПЛАВЫ МЕТАЛЛОВ Один из основных способов получения сплавов основан на способности расплавленных металлов растворяться друг в друге. В них могут растворяться также некоторые неметаллы, например углерод и кремний. При охлаждении образуются сплавы с заранее заданными свойствами: легкоплавкие, жаро стойкие, кислотостойкие и др. Характерно, что сплавы приобретают большую твердость, более низ кие температуры плавления, чем отдельные металлы, входящие в их со став. Сплавами называются системы, состоящие из двух или нескольких метал лов или из металлов и неметаллов, обладающие свойствами, характерными для металлического состояния. Основные признаки классификации сплавов: 1) число компонентов (двойные, тройные и т. д.); 2) структура (гомогенные и гетерогенные); 3) характерные свойства (тугоплавкие и легкоплавкие, жаропрочные, высокопрочные, твердые, коррозионноустойчивые и др.); 4) технология обработки (литейные и деформируемые, подвергаемые ковке, штамповке, прокату, прессованию и другим видам обработки); 5) металл, составляющий основу сплава {черные —табл. 17, 18 и цветные— табл. 19). Таблица 17. Виды и свойства чугунов Виды чугунов Состав Свойства Применение Серый (с вы соким содержа нием кремния) 1,7 —4,3% углерода, 1,25—4,0% кремния и до 1,5% марганца. Боль шое содержание кремния снижает растворимость углерода в железе и углерод выделяется из расплава в виде графита Сравнительно мягкий, легко под дается механиче ской обработке В изготовле нии методом литья различ ных деталей (шестерен, ко лес, труб и др.) Белый (с не большим содер жанием крем ния) 1,7—4,3°/оуглерода, более 4%марганца и малое содержание кремния. Углерод в основном содержится в виде цементита —карбида железа Fe3C Твердый, но хрупкий, так как содержит цементит Fe3C Перераба тывается в сталь 91 Таблица 18. Свойства некоторых легированных сталей и их применение Свойства, которые придает стали легирующий элемент Применение Хром : При изготовлении инструментов, резцов зубил твердость и коррозионная стой кость Н икель: вязкость, механическая проч ность и коррозионная стойкость Марганец: твердость, механическая проч ность, стойкость по отношенияю к ударам и трению Титан: жаростойкость, механическая прочность при высоких темпера турах, коррозионная стойкость Вольф рам : твердость и износостойкость жаропрочность, М олибден: эластичность, жарозионная стойкость и корро Крем ний: устойчивость к воздействию кис лот Ванадий: высокая прочность, упругость и устойчивость к ударам Таблица Название В самолето-, ракето- и судостроении. Для изготовления химической аппаратуры В изготовлении быстрорежущих инструментов, пил, фрез, штампов, нитей электрических ламп В производстве самолетов и автомобилей, бронирован ных плит, лабораторной посуды, деталей электронных ламп При изготовлении трансформаторов, кислотоупорных аппаратов и приборов В производстве инструментальных сталей. Для изготов ления автомобильных осей и других деталей, подвержен ных ударам 19. Сплавы некоторых цветных металлов Температура плавления (в °С) Применение 1060 В изготовлении машин Си(97,4-98), Ве(2-2,6) 1000 Для изготовления пружин и инструментов, которые при ударе не образуют искр Cu(57-60), Zn(40-43) 900 В изготовлении деталей некоторых механизмов и пред метов быта Си(~90), Мп(1,5-2) Бериллиевая бронза 92 Для изготовления дробильных установок и железнодо рожных рельсов Состав (в %) А лю м иниево м арганцовая бронза Л ат унь При изготовлении турбин для электростанций и реак тивных двигателей, измерительных приборов, деталей, которые используются в условиях высоких температур А1(8,5-9,5), деталей Продолжение Название Состав (в °/о) Температура плавления (в °C) Н ейзильбер Cu(~65), Zn(20), Ni(15) 1040 Константан Cu(~60), Ni(39-41), Mn(0,4~0,6) 1270 В изготовлении деталей электроизмерительных при боров М ельхиор Cu(~80), № (18,5-20,5) Fe(0,l-1) 1170 В изготовлении монет и дета лей различных машин и инструментов Н икелин Cu(65-67), № (33-35), Mn(0,4-0,6) 1250 В изготовлении деталей электрических нагревателей Bi(36), Pb(28), Cd(6 ), Hg(30) 48 В автоматических огнетуши телях и в средствах сигнализации, которая включается при достижении определенной температуры Л егкоплавки й сплав Сплав В уда Bi(50), Pb(25), Sn(12,5), Cd(12,5) 60,5 Элект рон Mg(86,5-96,6), A l(3-10), Zn (0,2-3), Mn(0,15-0,5) 625 Применение В изготовлении монет В ракетной технике, авиа- и автостроении Ответьте на вопросы 21—23 (с. 96). § 28. ОКСИДЫ И ГИДРОКСИДЫ МЕТАЛЛОВ Химические свойства оксидов и гидроксидов металлов зависят как от положения соответствующего элемента металла в периодической системе Д. И. Менделеева, так и от его степени окисления. Вам уже известно, что в группах с увеличением зарядов ядер атомов увеличиваются атомные радиусы элементов, что приводит к возрастанию металлических свойств. Особенно это характерно для элементов главных подгрупп. В том же направ лении усиливаются основные свойства оксидов и гидроксидов соответствую щих элементов. В качестве примера рассмотрим изменение свойств простых веществ, образованных элементами II группы главной подгруппы, а также оксидов и гидроксидов (табл. 20). Т а б л и ц а 20 . Свойства простых веществ, образованных элементами II группы главной подгруппы, характеристика их оксидов и гидроксидов Простые вещества Бериллий Взаимодействие с водой с кислотами При обыч ной темпера туре не взаи модействует Ве + 2НС1-> -> ВеС12 + Н2 1 со щелочами Характеристика оксидов и гидроксидов Be + 2 N a O H ^ Амфотерны: —>Na2 Be0 2 +H 2 f ВеО + 2НС1 - ВеС12 +Н 20 бериллат натрия ВеО + 2NaOH Л Na2 BeQ 2 + Н20 93 Продолжение Взаимодействие Простые вещества с водой с кислотами со щелочами ВеО с водой не взаимодейст вует. Ве(ОН)2 в воде практически не растворим. Г 2е~~4 Ве° + 2Н+ - Ве2+ + М агний Кальций Стронций Барий t При обыч ной темпера туре взаимо действует слабо Взаимодей ствует более энергично, чем Be Взаимодей ствует при обычной тем пературе: Са + 2Н20 -* -С а ( О Н )2 + + Н2 Т Взаимодей ствует более энергично, чем Mg Взаимодей ствует более энергично, чем Са Взаимодей ствует более энергично, чем Са Взаимодей ствует более энергично, чем Sr Взаимодей ствует более энергично, чем Sr Be Mg Ca Sr :— --------“ ГГ КОс,.-------Характеристика оксидов и гидроксидов - - - - Обладают только основными свойствами. MgO с водой взаимодействует слабо. Mg(OH)2 в воде малораство рим. Обладают только основными свойствами. СаО с водой энергично взаимо действует. Са(ОН)2 более растворим в воде, чем Mg(OH)2. Обладают только основными свойствами. SrO с водой взаимодействует более энергично, чем СаО. Sr(OH)2 более растворим в воде, чем Са(ОН)2. Обладают только основными свойствами. ВаО взаимодействует с водой более энергично, чем SrO. Ва(ОН)2 хорошо растворим в воде (более растворим, чем Sr(OH)2). Ba Металлические свойства простых веществ усиливаются BeO MgO CaO SrO ВаО Ве(ОН)2 Mg(OH)2 Са(ОН)2 Sr(OH)2 Ва(ОН)^ Основные свойства усиливаются При изучении неметаллов вы уже ознакомились с закономерностью влияния .степени окисления элемента на свойства соответствующих оксидов неметаллов: Чем выше степень окисления атома элемента, образующего оксид, тем ярче выражены кислотные свойства этого оксида и соответствующей ему кислоты (с. 84). Такая же последовательность наблюдается у оксидов и гидроксидов метал94 лов, которые могут иметь несколько степеней окисления. В этом можно убе диться при сравнении свойств оксидов и гидроксидов хрома (табл. 21). Т а б л и ц а 21. Свойства оксидов и гидроксидов хрома в зависимости от его степени окисления Оксиды Свойства Гидроксиды Свойства Оксид хром а (II) Взаимодействует с кислотами (про являет только ос новные свойства): СгО + 2НС1-»СгС12 + Гидроксид хром а (II) Взаимодействует с кислотами (проявляет только основные свойства): Cr(OH ) 2 + H2 S 0 4 - CrS0 4 + 2НгО СгО Сг(ОН ) 2 + н2о Оксид хром а (III) Проявляет амфо терные свойства: Гидроксид хром а (III) Сг2 0 Cr2 0 3 + 6 H N 0 3^ ->2Cr(N 0 3) 3 + 3H 2 0 ; Сг(ОН ) 3 3 Сг(ОН ) 3 + NaOH L NaCrOz + 2Н20 В растворе: Сг(ОН ) 3 + 3NaOH - Na3 [Cr(OH)6] Cr2 0 3 + 2 N a 0 H ^ - 2N aCr0 2 + Н20 Оксид хром а (VI) С г0 3 Взаимодействует со щелочами (про являет только кис лотные свойства): СгОз + 2NaOH -* —* Na2 C r0 4 + Н20 СгО —> СГ2 О 3 —►С г0 3 С г(О Н )2 Сг(ОН)з Проявляет амфотерные свой ства: Сг(ОН ) 3 + ЗНС1 -+ СгС13 + ЗН20 При сплавлении: Х ром овая кислот а Н2 С г0 4 Д вухром овая кислот а Н2 Сг2 0 7 (существует только в водных раство рах) Хромовой кислоте Н 2 СЮ 4 и дву хромовой кислоте Н 2 Сг2 0 7 соот ветствуют соли —хроматы и ди хроматы, например: Na2 C r04, Na2 Cr2 0 7 Н2С гР 4 (Н2Сг20 7\ Кислотные свойства усиливаются Ответьте на вопрос 24 (с. 96). 1. Чем отличается строение атомов металлов от строения атомов неметаллов и как это отра жается на их химических свойствах? 2. На основании строения кристаллических решеток перечислите характерные физические свойства металлов. Приведите примеры. 5. Из оксида Ре3 0 4 можно получить железо алюминотермическим способом. Составьте урав нение этой реакции и покажите переход электронов. 4. Охарактеризуйте процесс электролиза раствора сульфата железа (II) в зависимости от условий (II). Какие побочные реакции возможны лр;: этом процессе и почему? 5. Составьте уравнения реакций, при помощи которых можно получить железо из пири та FeS2. Покажите переход электронов. 6. Аналогично таблице 15 составьте обзорную таблицу о металлах главной подгруппы II группы на примерах берилл.•- Бе. магния Mg и кальция Са. В таблице укажите строение ато мов, физические и химические свойства ьажнейшие области применения. 7. Какими общими химическими свойствами обладают металлы главных подгрупп и почему? Ответ подтвердите уравнениями соответствующих реакций. 8 . На основании каких свойств металлов составлен электрохимический ряд напряжений? Почему этому ряду дано такое название? (При ответе используйте материал, который вам изве стен из курсов неорганический химии и физики.) 95 9. Алюминий, его оксид и гидроксид при химических реакциях могут образовывать комплекс ные соединения. Составьте уравнения известных вам реакций и в соответствующих соединениях укажите комплексообразователь, лиганды, координационное число, внутреннюю и внешнюю сферы комплексного соединения. 10. Назовите металлы главных подгрупп периодической системы Д. И. Менделеева, которые имеют наибольшее значение в современной технике. Охарактеризуйте их свойства и примене ние. 11. На конкретных примерах поясните, чем отличаются по строению атомов и свойствам металлы побочных и главных подгрупп. 12. Сравните свойства металлов главных и побочных подгрупп I группы на примере натрия и меди. 13. Охарактеризуйте свойства и применение меди. Приведите уравнения химических реак ций. 14. Составьте уравнения реакций, характеризующие химические свойства цинка как предста вителя побочной подгруппы II группы, и в соответствии с этим укажите области его применения. 15. Составьте электронную формулу и схему распределения электронов по энергетическим уровням и подуровням в атоме титана и укажите, какие степени окисления характерны для титана. 16. Почему титан —один из важнейших металлов в современной технике? 17. Какие степени окисления характерны для хрома? Почему? Приведите примеры. 18. Какое значение в технике имеет хром? Назовите области его применения. 19. Составьте уравнения реакций взаимодействия железа с простыми и сложными веще ствами. Покажите переход электронов и назовите окислитель и восстановитель. 20. Чем можно объяснить, что железо в чистом виде почти не применяется? 21. Дайте определение сплавов и назовите признаки их классификации. 22. Охарактеризуйте, состав и свойства Чугунов, важнейших легированных сталей, а также ука жите области их применения. 23. Назовите важнейшие сплавы цветных металлов, укажите их примерный состав, свойства и области применения. 24. От каких факторов зависят свойства оксидов и гидроксидов металлов? Приведите при меры. 1. Вычислите, какую массу железа можно получить из 250 т руды, содержание пирита FeS2 в которой составляет в массовых долях 0,7, если практический выход составляет 82°/о от теорети чески возможного. 2. После сильного прокаливания 80 г смеси, состоящей из карбоната натрия и его кристалло гидрата Na^COj •10Н 2 О, масса ее составила 66,5 г. Определите массовую долю кристаллогидрата в исходной смеси. ^ 3. При электролизе раствора хлорида натрия выделилось 7,2 л водорода (н. у.). Вычислите массу и количество вещества гидроксида натрия, который образовался в результате электролиза. V 4. Сероводород объемом 23,2 л пропустили через 18°/о-ный раствор сульфата меди (II), объем которого 1 л, плотность 1,12 г/м 3. Какое вещество выпало в осадок? Определите его массу. ; 5. При действии на 9 г смеси, состоящей из металлического алюминия и его оксида, 40°/о-ным раствором гидроксида натрия ( g = l ,4 г/см3) выделилось 3,36 л газа (н. у.). Определите процент ный состав смеси и объем раствора гидроксида натрия, вступившего в реакцию. 6 . Вещество, полученное при прокаливании 1,28 г меди в струе кислорода, превратили в хло рид меди (II). Вычислите объем 4%-ного раствора соляной кислоты (g = l,02 г/см3), которую израсходовали при этом, и массу образовавшегося хлорида меди (II). 7. В 2%-ный раствор нитрата серебра (I) массой 170 г погрузили цинковую пластинку массой 10 г. Определите массу пластинки после окончания реакции. 8 . Вычислите массу красного железняка, содержащего 78% оксида железа (III), необходимого для получения 2 т сплава с массовой долей железа 0,96. 96 Ответы на задачи Глава I 1. H2S. 2. 90,63%. 3. 14 г NaHS. 4. 21,12г. 5. Содержание в массовых долях CuS04 •5Н2О '0,1и CuS04- 0,064. 6. 4,47%. Глава II JL. 14 г. 2. 0,08 (8%). 3. 372,2 г. 4. 153,06 г. 5. 15,3 г N aN 03 и 1,26 г H N 0 3. Глава III 1. 0,0005 м оль/(л-с), или 5 •10”4 м оль/(л-с). 2. В 243 раза. 3. cHCX(S 0 2) = = 0,0032 моль/л; сисх( 0 2) = 0,0055 моль/л. 4. 3458,72 кДж. 5. 761,6 кДж. 6. 117 кДж. Глава IV 1. 12,8 г; 4,48 л; 0,2 моль. 2. Надо добавить 18 г К2С 0 3, получится 29,43 г K2S 0 4. 3. 13,786 л С 0 2. 4. 60,765%. 5. 1,61 г AgCl. 6. 153,4 г. Глава V 1. 66,966 т. 2. 21,45 г. 3. 25,714 г; 0,643 моль. 4. 99,4 г. 5. 30% А1 и 70%А12О3; i5,96 мл. 6. 35,78 мл; 2,7 г. 7. 11,5 г. 8. 3,52 т. О главление л а в а I. Периодический закон и периодическая система химических элементов д. И. Менделеева на основе теории строения а т о м о в ............................................................ 3 ^лава II. Строение в е щ е с т в ................................................................................................................ 19 лава III. Химические р е а к ц и и ........................................................................................................ 44 лава IV. Неметаллы 57 ( Тлава V. Металлы ........................................................................................................ ............................................................................................................................... 74

1989 - Основы общей химии. Фельдман

Related documents

Products

Support

1989 - Основы общей химии. Фельдман

Related documents

Add this document to collection(s)

Add this document to saved

Suggest us how to improve StudyLib