Автор: Колпаков Илья Евгеньевич

Общая и неорганическая химия.

Специальный курс для подготовки к ЕГЭ.

Учебное пособие.

2022

К ЧИТАТЕЛЮ.

В настоящее время любой ученик, желающий получить высшее

образование и престижную специальность, сталкивается с основной

проблемой – ЕГЭ, поэтому для тех, кто хочет связать своё будущее с химией

и получить качественное образование, вырастает проблема сдачи ЕГЭ по

химии в конце 11 класса. При этом для успешного поступления в любой вуз

нашей страны необходимо сдавать ЕГЭ с первого раза и очень успешно,

получив высокие баллы, так как на данный момент число желающий

поступать в вузы постоянно растёт, а значит, конкурсная основа становится

более жёсткой и конкурентной.

Таким образом, чтобы хорошо подготовиться к ЕГЭ, любому ученику

зачастую необходима помощь опытного преподавателя, потому что

подготовиться самостоятельно к сдачи экзамена может совсем не каждый,

для этого необходимо иметь высокие способности к предмету, выдержку и

усидчивость, самостоятельность и организованность.

В настоящее время, к сожалению, у многих учеников нет

возможности нанять опытного репетитора для подготовки, так как не

позволяют финансовые возможности. Преподаватели в школах зачастую не

имеют свободного времени для бесплатной помощи ученикам в подготовке к

ЕГЭ. Что же остаётся делать, когда есть большое желание заниматься и

поступить в вуз, но нет для этого нужных условий?

Автор данного пособия всерьез обеспокоился данным вопросом,

поэтому возникла идея создания уникального пособия по химии, которое

будет максимально отвечать требованиям ЕГЭ по химии в плане объема

теоретических знаний. Автор данного пособия является опытным

репетитором и преподавателем, за время обучения столкнулся со многими

проблемами подготовки учеников к экзаменам. Например, в школьных

курсах химии многие разделы, имеющие важное значение, изучают очень

бегло, в учебниках приводят много лишней информации. При этом нередко

учителя проявляют халатность в объяснении материала в силу своей

некомпетентности, данные пробелы приходится восполнять самостоятельно

или с помощью репетитора.

Данное пособие является решением многих проблем, связанных со

сдачей ЕГЭ по химии. Несколько причин, почему стоит выбрать именно это

пособие для подготовки к экзамену:

1. Это самый полный теоретический курс из всех, которые вы когда-

либо встречали. Поверьте, автор сталкивался со многими пособиями,

поэтому все теоретические пробелы в них были учтены и изложены в

этой книге.

2. Это самый понятный и доступный курс химии. Многие вещи здесь

буквально объясняются «на пальцах». Материал был изложен таким

же образом, как он объясняется ученикам на репетиторских занятиях.

Не все ученики имеют возможность нанять репетитора, зато благодаря

данному пособию теперь каждый может сесть и самостоятельно

разобраться во всех деталях и сложных моментах.

3. В данном пособии содержится только тот материал, который нужен

для сдачи ЕГЭ и ничего лишнего в плане применений веществ,

историй создания и развития, поэтому ничто не будет отвлекать от

важных элементов в процессе подготовки.

4. Ни в каком другом пособии вы не встретите такое большое

количество нужных химических реакций, при этом практически в

каждой из них расставлены степени окисления всех элементов, в

органической химии представлены названия практически всех

веществ. Это связано с тем, что в химии всё-таки главный упор

необходимо делать на химические свойства. Всё базируется на

химических свойствах, которые основаны на химических реакциях,

поэтому знание реакций даёт знание химических свойств веществ.

Если Вы выбрали данное пособие для подготовки к ЕГЭ по химии, то

Вы, определённо, сделали правильный выбор. Единственный минус данного

пособия – это то, что в нём не представлены практические задания, поэтому

для подготовки необходимо его совмещать с практикумами.

Автор искренне желает Вам разобраться в предмете химии, тщательно

подготовиться и успешно сдать ЕГЭ и другие экзамены для того, чтобы в

дальнейшем покорять новые вершины и расти на профессиональном

поприще. Удачи Вам и помните, что только Вы сами решаете свою судьбу,

никто другой не сделает за Вас то, что должны сделать сами!

Автор.

ПРЕДИСЛОВИЕ.

Данное пособие состоит из 2-х больших разделов: общая химия,

неорганическая химия.

1-ый раздел имеет название «Общая химия». Начинается данный

раздел со строения атома, где подробно изложены особенности строения

электронной оболочки атомов, квантовые числа, необходимые для

понимания электронных особенностей, также понятия валентности, степени

окисления и многое другое. Также в данном разделе присутствует подробное

описание химических связей, скорости химических реакций, химического

равновесия, гидролиза и электролиза. Одна из самых важных особенностей

данного раздела – здесь объясняют, как правильно расставлять степени

окисления, валентности, составлять химические уравнения, определять

коэффициенты. Вы сами убедитесь, что это действительно обучающее

пособие. Также в данный раздел были включены основные классы

неорганических соединений. Почему данный аспект присутствует здесь, а не

в разделе неорганической химии, спросите вы? Потому что многие темы в

общей химии содержат химические реакции с участием основных классов

неорганических соединений, поэтому авторы посчитали нужным

познакомить читателя с ними в данном разделе.

2-ой раздел называется «Неорганическая химия». Данный раздел уже

меньше содержит обучающих и объясняющих аспектов, зато охватывает все

необходимые группы и семейства неорганических веществ. Важной

особенностью является то, что химические свойства каждого вещества

рассматривается с точки зрения двух позиций: кислотно-основные свойства и

окислительно-восстановительные свойства. Такой подход является наиболее

правильным для подготовки к ЕГЭ.

Оба раздела помогут Вам получить максимально необходимые и

полные теоретические знания для сдачи ЕГЭ по химии. Удачи на экзамене!

Часть I. Общая химия.

ГЛАВА 1.

ВВЕДЕНИЕ В ХИМИЮ.

§ 1.1. ВВЕДЕНИЕ В ХИМИЮ И ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ.

Химия – это наука, изучающая строение, получение, химические и

физические свойства, также применение химических веществ. Такое

определение дают многие авторы. Для учеников химия – это предмет

изучения, дисциплина, но если оглянуться вокруг, то можно понять, что

химия – это жизнь, окружающие нас с вами предметы, продукты питания,

банки с красивыми этикетками, одежда: все они состоят из веществ, так же,

как и мы с вами. Каждое вещество обладает своими уникальным строением и

химическими свойствами, что отличает его от другого вещества, так как

форма, размер, цвет и другие визуальные признаки могут быть схожи.

Химические свойства – это способность одного вещества реагировать с

другими веществами с образованием новых веществ, отличных от исходных.

Все вещества состоят из молекул и атомов. Из молекул состоят все

жидкие и газообразные вещества, а из атомов состоит большинство твёрдых

веществ. Молекулы, в свою очередь, состоят из атомов. Молекулы – это

более крупные частицы, являются химически делимыми, так как их можно

разрушить на атомы, в то время как атомы являются более мелкими

химически неделимыми частицами, так как их нельзя разрушить на другие

частицы.

Огромное разнообразие веществ обусловлено тем, что атомы имеют

много различных видов, поэтому, соединяясь друг с другом и образовывая

молекулы, атомы разных видов могут создавать большое число комбинаций,

то есть огромное разнообразие химических веществ. Определенный вид

атомов называется химическим элементом. Химические элементы находятся

в периодической системе Д.И. Менделеева в виде таблицы и обозначаются

латинскими буквами (рис. 1).

Рис. 1. Периодическая система химических элементов Д.И. Менделеева.

Все вещества, по сути, представляют собой совокупности молекул или

атомов одного или нескольких химических элементов. Вещества, состоящие

из атомов одного химического элемента, являются простыми, а сложными –

те, которые состоят из атомов двух и более химических элементов.

ГЛАВА 2.

ПЕРИОДИЧЕСКАЯ СИСТЕМА Д.И. МЕНДЕЛЕЕВА.

ПЕРИОДИЧЕСКИЙ ЗАКОН. СТРОЕНИЕ АТОМА.

§ 2.1. ПЕРИОДИЧЕСКАЯ СИСТЕМА Д.И. МЕНДЕЛЕЕВА.

ПЕРИОДИЧЕСКИЙ ЗАКОН. СТРОЕНИЕ АТОМА.

Периодическая система (рис. 1) была создана в 1869 году русским

ученым-химиком Дмитрием Ивановичем Менделеевым. Периодическая

система является основным инструментом химика, знание которой

обязательно, так же как обязательно знание таблицы умножения в

математике, хотя в наше время все вычисления уже возможно легко

проводить с помощью вычислительных машин. Периодическая система

представляет собой совокупность символов химических элементов,

заключённых в одну таблицу. Она состоит из периодов – горизонтальных

рядов, и вертикальных столбцов – групп, образуя ячейки, в каждой из

которых находится по одному химическому элементу. Всего 7 периодов и 8

групп. Периоды бывают малые (1-3 периоды) и большие (4-6), состоят из

рядов. Малые периоды состоят из одного ряда, большие – из двух, а 7-ой

период является незаконченным, пока состоит из одного 10-го ряда. Группы

состоят из подгрупп. Каждая группа делится на главную и побочную

подгруппу. Элементы находятся в той или иной подгруппе по особенностям

электронного строения, которые будут изложены при описании изменений

свойств элементов в периодах и группах периодической системы.

В каждой ячейке содержится символ в виде латинской буквы,

обозначающий вид химического элемента. Также в ней содержится

порядковый номер, расположенный в верхнем правом или левом углу,

обычно в нижнем правом углу находится значение относительной атомной

массы в виде десятичной дроби с несколькими знаками после запятой.

Если порядковый номер находится в правом верхнем углу, то это

элемент главной подгруппы, а если порядковый номер находится в левом

верхнем углу, то это элемент побочной подгруппы

Относительная атомная масса (Ar) – это масса одного атома данного

химического элемента, выражается в атомных единицах массы (а.е.м.). Одна

атомная единица массы равна массе 1/12 массы атома углерода С, поэтому

относительная атомная масса любого элемента показывает, во сколько раз

она больше 1/12 массы атома углерода С, которая и составляет 1а.е.м.

(поэтому атомная масса и является величиной относительной, так как

определяется относительно 1/12 массы атома углерода С, чья относительная

атомная масса составляет 12,01115 а.е.м. по таблице Д.И.Менделеева)

Молекулярная масса (Mr) – это масса одной молекулы данного

вещества, находится путем суммирования относительных атомных масс всех

элементов, образующих данную молекулу, с учётом их числа. Например,

молекула воды H2O состоит из 2-х атомов водорода Н и одного атома

кислорода О. Относительная атомная масса кислорода Ar(O) = 12 а.е.м. (на

самом деле, по таблице Д.И. Менделеева Ar(O) = 12,01115а.е.м., но в

расчётах принято округлять относительную атомную массу до целого числа,

либо только до первого знака после запятой), Ar(H) = 1а.е.м., тогда

молекулярная масса воды H2O находится следующим образом:

Mr (H2O) = 2*Ar(H) + Ar(O) = 2*1 + 16 = 18 (а.е.м.)

Все химические элементы делятся на 2 вида: металлы и неметаллы.

Металлы и неметаллы по своей природе сильно отличаются как по внешнему

виду, так и, что самое главное, по химическим свойствам. Металлы, в свою

очередь, делятся на типичные и переходные. Такое разделение уже основано

на различиях в электронном строении и химических свойствах.

Атом любого химического элемента состоит из неподвижного ядра и

вращающихся вокруг него электронов. Ядро состоит из протонов и

нейтронов. Протон (р+) – это положительно-заряженная частица, имеющая

заряд +1 и массу 1а.е.м. Нейтрон (n0) – это нейтральная частица (заряд равен

0) с массой 1а.е.м. Ядро в целом имеет положительный заряд, т.к содержит в

себе протоны. Электрон (ē) – это отрицательно-заряженная частица,

имеющая заряд –1 и массу, условно принятую за 0, так как масса электрона

имеет очень низкую величину, на несколько порядков ниже массы протона

или нейтрона.

Атом, в целом, электронейтрален, то есть суммарный

заряд его равен 0, отсюда суммарный заряд протонов

равен суммарному заряду электронов, и число протонов в

атоме равно числу электронов.

Порядковый номер химического элемента в ячейке равен заряду ядра.

Заряд ядра определяется зарядом протонов, так как нейтроны не несут

заряда. Так как протон имеет заряд +1, то суммарный заряд протонов в атоме

совпадает с числом протонов, поэтому заряд ядра и порядковый номер равны

числу протонов. Так как число протонов в атоме совпадает с числом

электронов, то порядковый номер равен также и числу электронов.

Порядковый номер химического элемента равен заряду

ядра, числу протонов и числу электронов.

Масса атома, в основном, определяется массой ядра, так как

электроны сами по себе имеют ничтожную массу, близкую к нулю. Масса

ядра, а значит, и масса атома, складывается из массы протонов и нейтронов в

нём. Так как протон имеет массу 1а.е.м., то число протонов совпадает с их

массой. То же самое можно сказать и про нейтрон, который также имеет

массу 1а.е.м. Таким, образом, атомная масса равно сумме числа протонов и

нейтронов: Ar = N(p+) + N(n0), где N – знак, обозначающий число.

Отсюда, N(n0) = Ar – N(p+)

Число протонов, как было раннее отмечено, совпадает с порядковым

номером элемента, поэтому число нейтронов в атоме можно найти, если из

атомной массы элемента вычесть порядковый номер, предварительно

округлив атомную массу до целого числа, иначе число нейтронов получится

в виде десятичной дроби, чего быть не должно.

При изменении числа частиц в атоме происходят значительные

изменения. Изменение числа протонов и нейтронов происходит при

радиоактивных распадах. Радиоактивный распад – это самопроизвольный

распад атома, сопровождающийся испусканием частиц.

Если атом начнёт испускать протоны, то он превратится в другой

химический элемент, так изменится при этом, главным образом, порядковый

номер, например:

92U238 = 90Th236 + 2p+

В данном случае атом урана U испускает 2 протона, то есть заряд ядра

и порядковый номер уменьшается на 2 и становится равным 90, что

соответствует элементу торию Th, при этом атомная масса также

уменьшается на 2.

При испускании нейтронов вид химического элемента не меняется,

меняется только его атомная масса:

83Bi209 = 83Bi208 + n0

Атом висмута Bi испускает один нейтрон, и его атомная масса

уменьшается на единицу, порядковый номер не изменился, так как не

изменилось число протонов. 83Bi209 и 83Bi208 являются изотопами. Изотопы –

это атомы одного химического элемента, имеющие разные атомные массы,

так как имеют разное количество протонов.

При изменении числа электронов меняется только заряд самого атома,

но не ядра, так как заряд ядра и порядковый номер определяется только

числом протонов. Атомная масса также не меняется, так как электроны не

вносят вклад в массу атома. При изменении числа электронов атом

превращается в ион. Ион – это заряженная частица, образованная из атома

путём присоединения или отдачи электронов.

Al – 3ē = Al3+

O + 2ē = O2-

В первом случае атом алюминия Al отдает 3 электрона. Так как атом

всегда электронейтрален, и число протонов в нем равно числу электронов, то

при отдаче 3-х электронов у атома становится на 3 протона больше, поэтому

атом Al становится положительно-заряженным ионом с зарядом +3. Во

втором случае атом кислорода O присоединяет 2 электрона, у него

становится на 2 электрона больше, поэтому атом O становится отрицательно-

заряженным ионом с зарядом –2. Нужно всегда помнить, что ион отличается

от атома тем, что имеет заряд, тогда как атом остается всегда нейтральным.

Все элементы в периодической системе не случайно расположены в

таком порядке, как есть. Все они расположены, в первую очередь, в порядке

возрастания их порядкового номера, а также с порядковым номером растет

атомная масса, но кроме этого, свойства элементов повторяются от периода к

периоду, так как каждый период начинается с типичного металла и

заканчивается типичным неметаллом. Из этого следует, что в периодах слева

направо, от элемента к элементу, металлические свойства убывают, и

постепенно нарастают неметаллические свойства. При этом говорят, что

свойства меняются периодически, то есть от периода к периоду наблюдается

одна и та же тенденция изменения свойств.

Главная заслуга Д.И. Менделеева заключается не в составлении

таблицы химических элементов, так как до него уже не раз составляли

подобные таблицы, а именно в том, что он смог расположить химические

элементы так, чтобы они одновременно находились в группах с элементами,

схожими по свойствам и строению, и не нарушали периодическую

зависимость, т.е. сохраняли тенденцию изменения свойств в периодах и

группах.

В том же году, когда была открыта периодическая система Д.И.

Менделеева, был сформулирован периодический закон, на основе которого,

собственно, и была составлена таблица. Периодический закон имеет 2

формулировки: старую и новую. Старая формулировка периодического

закона:

Свойства простых веществ и соединений находятся в

периодической зависимости от величины атомных весов

химических элементов.

Оказалось, что данная формулировка неточная, так как в некоторых

случаях периодическая зависимость нарушается. Атомная масса не всегда

возрастает слева направо в периодах с увеличением порядкового номера,

например, протактиний Pa стоит правее элемента тория Th, хотя его атомная

масса меньше, чем у протактиния, поэтому появилась новая формулировка,

более точно отражающая закономерности изменения свойств элементов:

Свойства химических элементов, простых веществ и

соединений находятся в пери одической зависимости от

величины заряда ядер их атомо в.

Данная формулировка не имеет противоречий, как в случае с атомной

массой, так как порядковый номер элементов всегда увеличивается слева

направо в периодах и снизу вверх в группах, а значит, и заряд ядра, который

всегда численно совпадает с порядковым номером элемента.

§ 2.2. СТРОЕНИЕ ЭЛЕКТРОННОЙ ОБОЛОЧКИ АТОМА.

Всё в атоме, что не входит в ядро, является свободным пространством

для перемещения электронов, то есть электронной оболочкой. Таким

образом, атом делится на ядро и электронную оболочку. Для каждого

электрона существует электронное облако (рис. 2).

Электронное облако – пространство, в котором

возможно пребывание электрона.

Электронное облако является слишком большим и неопределенным

пространством для электрона, поэтому чаще используют понятие

«электронной орбитали» (рис. 2), когда говорят о месторасположении

конкретного электрона в атоме.

Электронная орбиталь – часть электронного облака (или

пространство), в котором вероятность пребывания

электрона составляет 90%.

Электронная орбиталь – это более конкретное и узкое

местоположение электрона, чем электронное облако. Почему говорят не о

пребывании электрона, а о вероятности его пребывания? Дело в том, что

электрон является очень маленькой частицей, обладающей ничтожной

массой и высокой скоростью, и за доли секунды электрон совершает

огромное число перемещений, поэтому говорят не о пребывании, а о

вероятности пребывания электрона в данной области.

Рис. 2. Электронное облако и электронная орбиталь в атоме.

Электронная оболочка делится на электронные уровни (электронные

слои), которые еще называют энергетическими, а уровни в свою очередь

делятся на подуровни. Подуровни состоят из электронных орбиталей, на

которых уже находятся непосредственно электроны. Каждый уровень

обладает определенной энергией, и все электроны, находящиеся на нём,

также обладают этим запасом энергии, поэтому уровни и называют

энергетическими.

§ 2.3. КВАНТОВЫЕ ЧИСЛА.

В атоме все электроны разные, так как каждый обладает уникальным

набором характеристик, которые делают его индивидуальным и позволяют

отличить от другого электрона в атоме. Такими характеристиками являются

квантовые числа. Квантовые числа являются для электрона своего рода

«паспортом», в котором содержатся данные, индивидуальные только для

него.

I. n – главное квантовое число.

Характеризует энергетическое состояние электрона. n равно номеру

энергетического уровня, на котором находится данный электрон, т.е если

электрон находится на 4-ом уровне, то n=4.

n указывает на энергию уровня, а значит и на энергию каждого

электрона, находящегося на нём. Главное квантовое число принимает

значения натуральных чисел от 1 до бесконечности, так как номер уровня не

может быть равен дробному или отрицательному числу.

n = 1,2,3,4…∞

Отсчёт энергетических уровней начинается от ядра, далее они

постепенно удаляются с возрастанием номера уровня, то есть значения n.

Энергетических уровней в ядре может быть бесконечное множество, а

заполняться электронами будут только единицы из них, то есть те уровни,

которые ближе к ядру.

Чем дальше от ядра находится электронный уровень,

тем выше его энергия, тем большее значение n ему

соответствует. Чем выше энергия уровня, тем он менее

стабильный, а это значит, что электроны, находящиеся

на нём, также обладают более высоким запасом энергии,

поэтому более нестабильны и могут легче «отрываться»

от своего уровня.

Электронные уровни по мере удаления от ядра приобретают больший

запас энергии, поэтому электрон, находясь на таком уровне, более

нестабильный и может легко перейти на другой уровень, более низкий по

энергии и более стабильный, чтобы закрепиться на нём. При этом энергия

электрона понизится, что выгодно для атома, так как в природе любая

система стремится к минимуму энергии, чтобы стать более устойчивой.

Когда система отдает энергию, она становится более упорядоченной, и чем

большей энергией обладает система, тем больше она стремится отдать

избыток энергии.

Более простое объяснение того, что при удалении электрона от ядра

он становится менее стабильным – ослабляется сила притяжения

отрицательно-заряженного электрона к положительно-заряженному ядру,

поэтому электрону под действием внешних сил проще «соскочить» со своего

уровня.

II. ℓ – побочное (или орбитальное) квантовое число.

Указывает на форму и энергию электронной орбитали. Как

говорилось раннее, энергетические уровни делятся на подуровни, которые, в

свою очередь, состоят из орбиталей.

Подуровни бывают 4-х типов: s,p,d,f – подуровни. Каждый

подуровень имеет определенное число электронных орбиталей (табл. 1):

Название подуровня

Число орбиталей

Графическое

в подуровне

изображение

s – подуровень

1

*

p – подуровень

3

d – подуровень

5

f – подуровень

7

* пустой клеткой на письме обозначается орбиталь, незаполненная электронами

Таблица 1. Типы электронных подуровней и число орбиталей на них.

Орбитали также бывают 4-х типов: s,p,d,f – орбитали, в зависимости

от того, на каком подуровне находится данная орбиталь. Все они

различаются по форме и энергии, поэтому имеют различные значения

побочного квантового числа. Ниже приведены значения побочных квантовых

чисел (ℓ) для каждого типа орбитали, а также представлены геометрические

формы орбиталей:

Тип орбитали

Геометрическая

Значение ℓ

форма

s – орбиталь

0

p – орбиталь

1

d – орбиталь

2

f – орбиталь

3

Табл.2. Типы электронных орбиталей, их форма и значение побочного квантового

числа.

Чем больше значение побочного квантового числа, тем выше по

энергии данный тип орбитали.

III. mℓ – магнитное квантовое число.

Характеризует взаимоперпендикулярное расположение орбиталей на

одном подуровне. Орбитали в подуровнях расположены не хаотично, а

строго взаимоперпендикулярно относительно друг друга. Например, p-

подуровень состоит из 3-х орбиталей, которые расположены во

взаимоперпендикулярных плоскостях относительно друг друга ( Рис. 3):

Рис. 3. Взаимоперпендикулярное расположение 3-х p-орбиталей относительно

друг друга.

Для каждого взаимоперпендикулярного положения орбитали на

подуровне характерно определенное значение магнитного квантового числа

(табл. 3).

Тип подуровня

Графическое

изображение

s – подуровень

значение mℓ

0

p – подуровень

значение mℓ

–1 0 1

d – подуровень

значение mℓ

–2 –1 0 1 2

f – подуровень

значение mℓ

–3 –2 –1 0 1 2 3

Табл.3. Значения магнитного квантового числа mℓ для орбиталей каждого

подуровня.

IV. ms – спиновое квантовое число.

Характеризует направление вращения электрона. Каждый электрон,

находясь на орбитали, вращается в определенном направлении. На любой

орбитали может находиться не более двух электронов. Если на орбитали

находиться 2 электрона, то они обязательно должны вращаться в

противоположных направлениях. Если на орбитали находится 2 электрона,

то они считаются «спаренными». При это 2 электрона должны иметь

противоположные значения спинового квантового числа: +½ и – ½. Для

любого электрона характерно одно из данных значений спинового

квантового числа, в зависимости от его направления вращения:

* – направление вращения электрона по часовой стрелки, ms = +½

– направление вращения электрона против часовой стрелки, ms = – ½.

* на письме электрон обозначается стрелкой, указывающей направление его вращения.

– спаренная пара электронов на орбитали.

§ 2.4. ПОРЯДОК ЗАПОЛНЕНИЯ ОРБИТАЛЕЙ

ЭЛЕКТРОНАМИ.

Энергетические уровни заполняются электронами в порядке

возрастрания их энергии, то есть в порядке удаления от ядра.

Соответственно, орбитали на них заполняются также по принципу

наименьшей энергии:

Принцип наименьшей энергии: орбитали заполняются

электронами в порядке возрастания их энергии.

Сначала заполняется первый энергетический уровень, наиболее

близкий к ядру, а в конце заполняется последний уровень, наиболее

удаленный от ядра. Как было отмечено выше, все энергетические уровни

состоят из подуровней. Первый уровень состоит только из s-подуровня,

второй уровень уже содержит s- и p-подуровни. Третий уровень включает в

себя s-подуровень, p- и d-подуровень. Четвертый уровень включает в себя все

типы подуровней: s, p, d, f (Рис.4).

Рис. 4. Графическое отображение энергетических уровней и подуровней.

На рис. 4 видно, что первый уровень является наиболее низким, что

говорит о том, что он наименьший по энергии (снизу вверх значение энергии

уровня растет). Подуровни в пределах одного уровня находятся на разной

высоте, что говорит о том, что они, как и уровни, различны по энергии. В

пределах одного уровня s – подуровень является самым низким, то есть

имеет минимальное значение энергии среди остальных подуровней. Далее

более высокий по энергии p – подуровень, за ним идет d – подуровень.

На первом уровне может находиться максимально 2 электрона, так

как одна s – орбиталь, которая вмещает 2 электрона.

На втором уровне может находиться максимально 8 электронов (2

электрона на s – подуровне и 6 электронов на p – подуровне)

На третьем уровне может максимально 18 электронов поместиться (2

электрона на s – подуровне, 6 электронов на p – подуровне и 10 электронов

на d – подуровне)

На четвертом и последующих уровнях может находиться

максимально 32 электрона (2 электрона на s – подуровне, 6 электронов на p –

подуровне, 10 электронов на d – подуровне, 14 электронов на f – подуровне)

В пределах одного уровня заполнение электронами орбиталей

происходит также по принципу наименьшей энергии, но здесь действует

правило Клечковского:

Правило

Клечковского:

заполнение

орбиталей

электронами происходит с возрастанием суммы главного

и побочного квантового числа (n+ℓ). Если для подуровней

совпадает сумма (n+ℓ), то в первую очередь заполняется

тот, который имеет минимальное значение n.

подуровень 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s

n

1

2

2

3

3

4

3

4

5

ℓ

0

0

1

0

1

0

2

1

0

(n+ℓ)

1

2

3

3

4

4

5

5

5

подуровень 4d

5p

6s

4f

5d

6p

7s

5f

6d

n

4

5

6

4

5

6

7

5

6

ℓ

2

1

0

3

2

1

0

3

2

(n+ℓ)

6

6

6

7

7

7

7

8

8

Табл.4. Порядок заполнения подуровней в атоме согласно правилу Клечковского

(слева направо).

Согласно этому правилу, заполнение подуровней происходит по

возрастанию суммы (n+ℓ). В таблице 4 показан порядок заполнения

подуровней в атоме в соответствии со значением (n+ℓ). Первый

энергетический уровень содержит один s – подуровень, для него n = 1, ℓ = 0.

Сумма (n+ℓ) = 1 + 0 = 1. Далее заполняется второй уровень согласно

принципу наименьшей энергии. Он содержит s и p – подуровни. Сначала

заполняется s – подуровень, для него n = 2, ℓ = 0, (n+ℓ) = 2 + 0 = 2, далее

заполняется p – подуровень, для него n = 2, ℓ = 1, (n+ℓ) = 2 + 1 = 3. Обратите

внимание, что 4s – подуровень заполняется раньше, чем 3d. Это говорит о

том, что порядок заполнения уровней определяется не только его номером

(заполнение от низшего к наиболее высшему уровню), то есть значением

главного квантового числа n, а именно суммой (n+ℓ).

Орбитали в подуровне заполняются слева направо. Порядок

заполнения орбиталей в пределах одного подуровня определяется правилом

Хунда.

Правило Хунда: заполнение орбиталей электронами в

пределах одного подуровня происходит так, чтобы

суммарный спин был максимальным.

Рис. 5. Порядок заполнения электронами p – подуровня в соответствии с

правилом Хунда.

На рис. 5 p – подуровень заполняется электронами сначала таким

образом, чтобы на каждой орбитали находилось по одному электрону, при

этом происходит увеличение суммарного спина (спинового квантового

числа). При этом для каждого электрона, как видно, характерное значение

квантового числа +½. После того, как суммарный спин достиг

максимального значения (1½), происходит дальнейшее заполнение

орбиталей: на каждую орбиталь помещается еще по одному электрону уже с

противоположным направлением и, соответственно, противоположным

значением спинового квантового числа (-½). Таким образом, происходит уже

уменьшение суммарного спина до того момента, пока все орбитали не

окажутся полностью заселёнными, то есть содержащими по спареной паре

электронов. При этом следует всегда помнить, что на одной орбитали может

находиться только 2 электрона и обязательно с противоположными

значениями спинового квантового числа, о чем гласит следующий принцип

заполнения электронами орбиталей – принцип Паули.

Принцип Паули:

1-ая формулировка: в одном атоме не может

существовать двух электронов с одинаковыми значениями

всех четырех квантовых чисел.

2-ая формулировка: на одной орбитали не может

находиться двух электронов с одинаковым значением

спинового квантового числа.

Действительно, если перебрать все электроны в любом атоме и

определить для каждого значения всех квантовых чисел, то никогда не

найдется двух электронов с одинаковыми значениями всех 4-х квантовых

чисел. Вторая формулировка является частным случаем первой, которая

является общей формулировкой. Если два электрона находятся на одной

орбитали, то они уже имеют одинаковые значения 3-х квантовых чисел:

главного квантового числа (номер уровня), побочного квантового числа (вид

орбитали), магнитного квантового числа (взаимоперпендикулярное

расположение орбитали в пространстве). А вот спиновые квантовые числа у

этих двух электронов на одной орбитали всегда будет различаться, и они

будут иметь противоположные значения.

§ 2.5. ХАРАКТЕРИСТИКА ЭЛЕМЕНТА. ПОНЯТИЯ

«ОКИСЛИТЕЛЬ» И «ВОССТАНОВИТЕЛЬ».

Каждому химическому элементу можно дать характеристику с точки

зрения его атомного строения, свойств и расположения в периодической

системе.

Рассмотрим подробную характеристику на примере 2–х химических

элементов: Cl и Zn.

Характеристика элемента Cl.

Хлор находится в третьем периоде, VII группе главной подгруппе.

Имеет заряд ядра + 17 (равен порядковому номеру элемента): Z+ = +17.

Число протонов (p+) и электронов (ē) совпадает с зарядом ядра, то есть

равно порядковому номеру элемента: Np+ = 17, Nē = 17. Число нейтронов (n0)

определяется разностью атомной массы и числа протонов. Атомная масса

хлора равна 35,5 (по периодической системе Д.И. Менделеева). Для расчета

числа нейтронов атомную массу округляем до целого числа (до 35):

N(n0) = 35 – 17 = 18

Далее определяем число электронных уровней в атоме. Оно совпадает

с номером периода, в котором находится данный химический элемент. Хлор,

как было отмечено раннее, находится в третьем периоде, поэтому его атом

имеет 3 электронных уровня. На первом уровне находится только один s –

подуровень, который состоит из одной орбитали, поэтому на нём может

находится не более 2–х электронов. Таким образом, на первом уровне

находится 2 электрона. Второй уровень состоит из s – подуровня и p –

подуровня. p – подуровень состоит из 3–х орбиталей, поэтому может

содержать максимально 6 электронов. Таким образом, на втором уровне

находится 8 электронов (2 электрона на s – подуровне и 6 электронов на p –

подуровне). Третий уровень состоит из s –, p – и d – подуровней, но d –

подуровень не будет заполняться, так как оставшиеся 7 электронов будут

заселять s – и p – подуровни (оставшиеся электроны от общего числа 17).

Схема электронных уровней и количества электронов на них представлена на

рис. 6.

Рис. 6. Схема количества электронов на каждом уровне.

Следующим шагом является составление электронной формулы атома

элемента. Она представляет собой ряд из символов и цифр, отображающий

заселенные подуровни в атоме и количество электронов на каждом из

подуровней.

Электронная формула атома Cl:

1s22s22p63s23p5

1s2 означает, что это s – подуровень, находящийся на 1-ом уровне,

верхний индекс равен числу электронов, находящихся на данном подуровне.

Электронная формула также показывает, в какой очередности заполняются

подуровни в атоме слева направо.

По электронной формуле далее составляется графическая формула, на

которой отображены все орбитали и электроны, заселяющие их (рис. 7).

Рис. 7. Графическая формула (графическая схема распределения электронов по

орбиталям)

На рисунке 7 фигурной скобкой обозначен внешний уровень.

Внешний уровень – это последние 2 подуровня (или 1

подуровень) в атоме, один из которых является не до

конца заполненным. Как правило, не до конца заполнен

именно последний подуровень.

Иными словами, внешний уровень – это последние два

подуровня, на которых происходит накопление электронов.

Электроны, находящиеся на внешнем уровне, называются

внешними. Часто их ещё называют валентными.

Также внешним уровнем могут считать последний

уровень, не захватывая предыдущий уровень, даже если на

нем накапливаются внешние электроны

Хлор имеет внешний уровень 3s23p5 – последние два подуровня в

атоме, если обратить внимание на электронную формулу. Заполненным не до

конца является подуровень 3p5. На нём находится только 5 электронов

(максимально может находиться на нём 6 электронов).

По типу подуровня в атоме, на котором происходит накапливание

внешних электронов, все элементы можно разделить на 4 типа: s-, p-, d-, f-

элементы. Обычно в периодической системе каждый данный тип элементов

имеет свой цвет. Хлор является p-элементом, так как незаполненным

является подуровень 3p5.

Характеристика элемента Zn.

Первоначально определяем заряд ядра, число протонов, электронов и

нейтронов:

Z+ = +30

Np+ = 30

Nē = 30

Ar = 65

N(n0) = 65 – 30 = 35

Число уровней в атоме и число электронов на них:

В отличие от хлора, у цинка заполняется d – подуровень благодаря

тому, что у него больше электронов, чем у хлора.

Электронная формула Zn:

1s22s22p63s23p64s23d10

Следует обратить внимание, что сначала заполняется 4 s – подуровень

согласно правилу Клечковского, и только после него заполняется 3 d –

подуровень.

Графическая формула Zn:

Внешний уровень цинка 4s2. Zn является d – элементом, хотя d –

подуровень является полностью заполненным, но, именно, на нём

происходило накопление последних электронов.

Понятия «окислитель» и восстановитель».

Атомы большинства химических элементов стремятся вступить в

химические реакции с другими атомами, в результате чего образуются новые

вещества. Это происходит потому, что каждый атом стремится завершить

свой внешний уровень, который, как правило, является незавершённым в

обычном состоянии.

В химическом взаимодействии каждый атом стремится

завершить свой внешний уровень.

Есть 2 пути завершения внешнего уровня: отдать все

электроны с внешнего уровня либо присоединить

электроны и заполнить уровень (или данный подуровень)

до конца.

Атом хлора Cl имеет внешний уровень 3s23p5, поэтому ему проще в

химических реакциях присоединить один электрон и завершить свой p-

подуровень до структуры 3s23p6, чем отдать 7 электронов до структуры

3s03p0. Атом Zn имеет внешний уровень 4s23d10. Поскольку, 3 d – подуровень

полностью заполнен и относится к третьему уровню, то, фактически,

внешним уровнем цинка является 4 – ый уровень, на котором находится

только 2 электрона (4s2). Исходя из этого, для завершения внешнего уровня

проще отдать 2 электрона до структуры 4s0, нежели присоединить 6

электронов до структуры 4s24p6.

Таким образом, исходя из электронной структуры, для атомов хлора

Cl наблюдается тенденция присоединять электроны в химических реакциях,

а для атомов цинка Zn проще, как оказалось, отдавать электроны при

химическом взаимодействии. В данном случае, элемент Cl можно назвать

более выраженным окислителем, а элемент Zn – более выраженным

восстановителем.

Для химических элементов:

Окислитель – это элемент, атомы которого в данной

химической реакции присоедин яют электроны.

Восстановитель – это элемент, атомы которого в

данной химической реакции отдают электроны.

Для простых и сложных веществ:

Окислитель – это вещество, которое в данной

химической реакции присоединяет электроны.

Восстановитель – это вещество, которое в данной

химической реакции отдает электроны.

И м

енно тот факт, что все атомы стремятся завершить свой внешний

уровень в результате химических реакций, объясняет многообразие

химических веществ в природе. Завершённый внешний уровень придает

атому более устойчивое энергетическое состояние, а любая система (атом,

группа атомов, молекулы и все остальное) всегда стремится к минимуму

энергии, уменьшить свой энергетический запас. Чем больше система понизит

свою энергию, тем она будет более устойчивой.

Любая система стремитс я к минимуму энергии. При

химическом взаимодействии образуются химические

связи. При образовании химических связей всегда

выделяется энергия, поэтому в результате химического

взаимодействия система понижает свой энергетический

запас, при этом становится более устойчивой.

ГЛАВА 3.

СТРОЕНИЕ ВЕЩЕСТВА. ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ.

ВАЛЕНТНОСТЬ И СТЕПЕНЬ ОКИСЛЕНИЯ.

§ 3.1. ПОНЯТИЕ ХИМИЧЕСКОЙ СВЯЗИ.

Электроны играют ключевую роль в химическом взаимодействии и

образовании химических связей. За счет электронных переходов с одних

атомов на другие происходит химическое взаимодействие, образование

новых веществ. В химических реакциях электроны перемещаются от атомов

восстановителей к атомам окислителей.

Только образование химическ

их связей в реакциях приводит

к образованию новых вещес

тв. Химическая связь – это

соединение

частиц

п осредством

электронных

особенностей и преобразований. Химическая связь

является устойчивым и эффективным преобразованием.

Химическая связь – это устойчивое взаимное притяжение

атомов, приводящее к образованию новых веществ в

результате химической реакции.

Все химические связи образуются в результате электронных

переходов, поэтому электронная структура атома является главным

критерием его химических свойств, а именно, строение внешнего уровня.

Все электронные переходы совершаются только с

участием внешнего уровня атома, поэтому только

внешний уровень атомов участвует в химических

взаимодействиях.

Как правило, большинство химических связей образуется в результате

соединения электронов атомов, приводящих к возникновению общих

электронных пар.

Рассмотрим образование связей на примере молекулы воды H2O.

Внешний уровень атома кислорода (О) 2s22p4. Внешний уровень водорода

(H) 1s1.

Рис. 8. Образование молекулы H2O за счет электронных переходов.

Атом кислорода O в данном случае является окислителем, так как для

завершения внешнего уровня ему легче присоединить 2 электрона до

структуры внешнего уровня 2s22p6, чем отдать 6 электронов до структуры

2s02p0. Атом водорода H, соответственно, будет являться восстановителем,

отдавая 1 электрон до структуры внешнего уровня 1s0. Атом водорода H

имеет на внешнем уровне только 1 электрон (1s1), а для завершения внешнего

уровня атому кислорода O необходимо принять 2 электрона, поэтому он

должен вступить в химическое взаимодействие с двумя атомами H, чтобы

завершить свой внешний уровень. Именно поэтому формула молекулы воды

– H2O. Таким образом, по одному электрону от двух атомов H переходит на

внешний уровень атома O, при этом два свободных электрона O спариваются

с электронами атомов H, в результате внешние уровни атомов O и H

становятся завершенными (рис. 8).

Электроны переходят всегда только от восстановителя к

окислителю.

§ 3.2. ПОНЯТИЕ ВАЛЕНТНОСТИ И СТЕПЕНИ

ОКИСЛЕНИЯ.

В молекуле воды H2O два электрона от атомов H переходят на

внешний уровень атома O, при этом каждый электрон атома H при

спаривании с электроном атома O образует одну химическую связь. При этом

образуются две спаренные электронные пары (рис. 8), которые являются

общими, так как состоят из электронов обоих атомов (в каждой спаренной

паре 1 электрон принадлежит атому H, 2–ой принадлежит атому O). Общие

электронные пары удерживают атомы O и H вместе, между ними

образовались химические связи.

Таким образом, в молекуле H2O присутствуют 2 химические связи.

Каким образом атомы O и H соединяются в молекуле, показывает

структурная формула.

Структурная формула – это схема, показывающая, каким

образом атомы соединены друг с другом посредством

химических связей.

Молекулярная формула – это запись, состоящая из

символов химических элементов и цифр. Символы

показывают, из каких химических элементов состоит

вещество, цифры указывают на количество атомов

каждого элемента в молекуле вещества.

Молекулярная формула отображает только состав

молекулы, а структурная формула – состав и структуру

молекулы.

Молекулярная формула воды – H2O. Структурная формула H2O:

O

H

H

В данной схеме два атома H соединяются с атомом О с помощью

линий. Каждая линия соответствует одной химической связи. Атом O имеет 2

линии (2 химические связи), а каждый атом H имеет по 1 линии. Таким

образом, валентность кислорода O в молекуле воды равна II, а валентность

водорода H в молекуле воды равна I.

Валентность – это число химических связей, которое

образует один атом с другими атомами в молекуле

вещества. Валентность обозначается на письме только

римскими цифрами.

Валентность – это число связей только для одного атома в молекуле.

Два атома H в сумме имеют 2 химические связи в молекуле воды, а каждый

атом – только по одной связи, поэтому валентность водорода H равна I.

Валентность является важной характеристикой, так как отражает

реакционные возможности каждого элемента.

О валентностях элемента можно судить по строению его внешнего

уровня: по числу свободных электронов на нём, так как именно свободные

электроны могут участвовать в образовании химических связей: соединяться

с электронами других атомов и образовывать общие спаренные электронные

пары, поэтому внешние электроны и называют валентными.

Единственный недостаток валентности: она не отражает

окислительно-восстановительные свойства атомов. К примеру, атом

кислорода O имеет валентность II в молекуле воды, но неизвестно,

окислителем или восстановителем он является. Об окислительно-

восстановительных свойствах можно судить по степени окисления.

Степень окисления – это формальный заряд, который

можно приписать атому, допуская, что вещество

состоит из ионов. Степень окисления всегда имеет знак

«+» или «-».

К примеру, в молекуле H2O 2 электрона от атомов H переходят на

атом O, то есть атом кислорода O присоединил 2 электрона и является в

данном случае окислителем. В целом, все нейтральные атомы не имеют

заряда, поэтому их степень окисления равна 0. После того, как нейтральный

атом кислорода присоединил 2 электрона, то его заряд, то есть степень

окисления, стала равна -2 (вспомним, что один электрон имеет заряд -1).

Соответственно, каждый нейтральный атом H отдал по одному электрону,

поэтому их степень окисления равна +1 (вспомним, что в каждом

нейтральном атоме одинаковое число протонов и электронов, и если атом

отдает 1 электрон, то у него становится на один протон больше, заряд

протона равен +1, поэтому заряд атома становится равным +1).

Таким образом, в молекуле H2O степень окисления кислорода равна -

2, степень окисления водорода равна +1. На самом деле, молекула воды не

состоит из заряженных частиц, она состоит из атомов, но если допустить то,

что в молекуле H2O есть заряженные ионы, то заряд кислорода (степень

окисления) будет равен -2, так как атом кислорода присоединяет 2 электрона,

будучи окислителем. Заряд водорода (степень окисления) будет равен +1, так

как один атом H отдает 1 электрон, будучи восстановителем.

В сложных веществах окислители имеют отрицательную

степень окисления, восстановители – положительную

степень окисления. В простых веществах степень

окисления элемента равна 0.

Все металлы как простые вещества могут быть только

восстановителями и проявлять только положительную

степень окисления (Na, Ag, Cu, Sr и т.д.)

Неметаллы как простые вещества могут быть по своей

природе и окислителями, и восстановителями (кроме

фтора F2, который является только окислителем)

§ 3.3. ОПРЕДЕЛЕНИЕ ВОЗМОЖНОЙ ВАЛЕНТНОСТИ И

С

ТЕПЕНИ ОКИСЛЕНИЯ ЭЛЕМЕНТА НА ОСНОВЕ

ЭЛЕКТРОННОГО СТРОЕНИЯ.

Возможные валентности и степени окисления для элемента можно

определить по строению внешнего уровня его атома.

Например, атом Cl имеет внешний уровень 3s23p5. Графически он

выглядит так:

В таком состоянии атом хлора имеет только 1 свободный электрон,

поэтому он может только присоединить или отдать 1 электрон, то есть

образовать только одну химическую связь. В данном случае валентность

хлора будет равна I, степень окисления при присоединении электрона равна -

1, при отдаче одного электрона +1.

Известно, что третий электронный уровень состоит их 3–х

подуровней: s, p, d. s и p – подуровни заселены электронами, составляют

внешний уровень, а d – подуровень является пустым, но может принимать

участие в электронных переходах. Электроны с s и p – подуровней при

распаривании могут переходить на d – подуровень, при этом будет

повышаться число свободных электронов, что увеличивает валентные

возможности элемента (рис. 9):

1 свободный электрон

3 свободных электрона

Валентность I

Валентность III

Степень окисления -1 (+1)

Степень окисления +3

5 свободных электронов

7 свободных электронов

Валентность V

Валентность VII

Степень окисления +5

Степень окисления +7

Рис. 9. Возможные валентности и степени окисления для хлора Cl в результате

электронных переходов.

При распаривании одной электронной пары в атоме Cl появляется 3

свободных электрона, поэтому Cl в данном случае может отдать 3 электрона

и образовать 3 химических связи (рис. 9), при этом валентность будет равна

III (степень окисления +3). Почему атом Cl именно отдает 3 электрона, ведь

он может, по логике, и присоединить 3 электрона, приобретая степень

окисления -3? Дело в том, что атомы не могут присоединять большое

количество электронов (обычно больше 4 электронов атомы не

присоединяют), это требует больших энергетических затрат, поэтому если

атом имеет большое число свободных электронов, то он их может только

отдавать, а не присоединять. В данном случае в атоме Cl образуется только 3

свободных электрона, при этом он может только их отдавать.

При распаривании двух электронных пар в атоме Cl появляется 5

свободных электронов, при этом валентность становится равной V, степень

окисления +5. При распаривании всех трёх электронных пар на внешнем

уровне в атоме Cl появляется 7 свободных электронов, при этом валентность

становится равной VII, степень окисления +7.

§ 3.4. ИЗМЕНЕНИЕ СВОЙСТВ ЭЛЕМЕНТОВ В

ПЕРИОДИЧЕСКОЙ СИСТЕМЕ В ПЕРИОДАХ И ГРУППАХ.

Как было отмечено раннее, свойства всех элементов изменяются

периодически в периодах и группах. Каждый период начинается с типичного

металла и заканчивается типичным неметаллом, поэтому металлические

свойства убывают в периодах слева направо, а неметаллические свойства,

наоборот, нарастают. В группах сверху вниз металлические свойства

нарастают, а неметаллические – убывают.

Закономерности изменения свойств элементов основываются на

изменении радиуса атома. В периодах слева направо радиус атома

уменьшается, поэтому внешние электроны сильнее притягиваются к ядру (по

закону Кулона сила притяжения зарядов увеличивается при уменьшении

расстояния между ними), соответственно, становится легче атому

присоединять электроны на внешний уровень, нежели отдавать. Способность

присоединять электроны характеризуется окислительной способностью.

Таким образом, с уменьшением радиуса окислительные свойства

элементов нарастают. Неметаллические свойства изменяются абсолютно так

же, как и окислительные, так как для неметаллов более характерны

окислительные свойства, для металлов – восстановительные свойства,

поэтому с нарастанием неметаллических свойств увеличивается

окислительная способность, при увеличении металлических свойств

нарастает восстановительная способность.

В периодах слева направо уменьшается радиус атома.

Окислительные и неметаллические свойства нарастают, а

восстановительные

и

неметаллические

свойства

убывают.

В группах сверху вниз радиус атома увеличивается, поэтому сила

притяжения внешних электронов к ядру уменьшается, и атому становится

легче отдавать электроны, чем присоединять, поэтому увеличивается

восстановительная способность и металлические свойства, а окислительная

способность и неметаллические свойства уменьшаются.

В группах сверху вниз увеличивается радиус атома.

Восстановительные

и

металлические

свойства

нарастают, а окислительные и неметаллические свойства

убывают.

Из данных закономерностей изменения свойств элементов следует,

что самыми сильными окислительными и неметаллическими свойствами

обладает элемент фтор F, а самыми сильными восстановительными и

металлическими свойствами обладает элемент цезий Cs (это можно

проследить по положению данных элементов в периодической системе).

Иными словами, F – самый сильный окислитель, а Cs – самый сильный

восстановитель.

§ 3.5. ПОНЯТИЕ ЭЛЕКТРООТРИЦАТЕЛЬНОСТИ (Э.О.)

Электроотрицательность (Э.О.) – это способность

атома одного химического элемента оттягивать

электроны на себя от атомов других химических

элементов.

Электроотрицательностью обладают все химические элементы. Это

понятие тесно связано с окислительной способностью – способностью

присоединять электроны к атому, так как присоединять электроны могут

только, в основном, атомы с высоким значением электроотрицательности,

иначе говоря, сильноэлектроотрицательные элементы. Изменяется Э.О.

точно так же, как и окислительные свойства: в периодах слева направо

увеличивается, в группах сверху вниз уменьшается. Таким образом, самый

сильноэлектроотрицательный элемент – это фтор F, самый сильный

окислитель.

Металлы

обладают

очень

низкими

значениями

электроотрицательности, так как являются только восстановителями.

§ 3.6. ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ.

Атомы химических элементов соединяются между собой посредством

образования химических связей. Химические связи образуются в результате

взаимодействия атомов, то есть в результате химических реакций между

ними.

Химическая связь – это устойчивое взаимное притяжение

атомов, приводящее к образованию новых веществ в

результате химической реакции.

Атомы и молекулы могут испытывать различные влияния со стороны,

испытывать взаимодействия, но не каждые из них могут привести к

образованию химических связей. Главный признак образования химических

связей – это химические реакции.

В каждом веществе присутствуют химические связи. Другими

словами, это некие силы, удерживающие атомы вместе и не дающие

веществам распадаться.

Виды химических связей:

1. Ковалентная связь

2. Ионная связь

3. Металлическая связь

4. Водородная связь

1. Ковалентная связь возникает при образовании общих электронных

пар. Ковалентная связь возникает только у неметаллов и бывает 3-х видов:

ковалентная неполярная, ковалентная полярная и ковалентная связь с

донорно-акцепторным механизмом.

Ковалентная неполярная связь образуется между атомами неметаллов

с одинаковой электроотрицательностью (Э.О.), то есть между атомами

одного химического элемента. Рассмотрим образование данного вида связи в

молекуле Cl2. Атом хлора имеет следующую электронную конфигурацию:

1s22s22p63s23p5. Таким образом, внешний уровень атома хлора 3s23p5. На

внешнем уровне у атома хлора 7 электронов (2 электрона на s-подуровне и 5

электронов на p-подуровне), при этом свободным неспаренным является

только 1 электрон (Рис.10)

Рис.10. Внешний уровень атома хлора Cl.

Для завершения внешнего подуровня атому хлора необходимо

присоединить один электрон. Таким образом, два атома хлора в молекуле Cl2

соединяются при спаривании двух свободных электронов от каждого атома,

при этом образуется общая электронная пара (Рис. 11). На рисунке точками

обозначены электроны на внешнем уровне атома хлора. Каждый атом хлора

имеет вокруг себя 7 точек (7 электронов): по 3 пары точек (по 3 пары

спаренных электронов) и по одной точке (по одному свободному

неспаренному электрону). В итоге два свободных электрона спариваются и

образуют общую электронную пару.

Рис. 11. Схема образования ковалентной неполярной связи в молекуле Cl2.

Общая электронная пара удалена на одинаковые расстояния от обоих

атомов (от ядер обоих атомов), так как химическая связь в данном случае

образуется между атомами с одинаковой Э.О., а значит, оба атома с

одинаковой силой тянут на себя общую электронную пару. В данном случае

не происходит смещения электронов на какой-либо атом, то есть не

возникает избытка или недостатка электронной плотности, поэтому на

атомах хлора не возникает ни положительных, ни отрицательных частичных

зарядов, и молекула хлора является неполярной.

Ковалентная полярная связь возникает между атомами неметаллов с

разной электроотрицательностью. Рассмотрим образование ковалентной

полярной связи на примере молекулы HCl. Электронная конфигурация атома

H 1s1. Таким образом, на внешнем уровне атома водорода H находится один

электрон. У атома хлора на внешнем уровне 7 электронов, из них только

один является свободным. Электрон от атома водорода переходит на атом

хлора (рис. 12)

Рис. 12. Схема электронного перекрывания при образовании химической связи

в молекуле HCl.

В результате электронного перехода образуется общая электронная

пара (рис. 13).

Рис. 13. Схема образования ковалентной полярной связи в молекуле HCl.

В данном случае электронная плотность смещается от атома водорода

Н к более сильно электроотрицательному атому хлора Cl, поэтому на атоме

водорода Н в результате недостатка электронной плотности возникает

частичный положительный заряд +δ, а на атоме хлора Cl в результате

избытка электронной плотности возникает частичный отрицательный заряд –

δ, поэтому молекула HCl является полярной.

Ковалентная связь с донорно-акцепторным механизмом возникает

между атомами неметаллов (а также металлов в комплексных ионах), при

этом атом одного химического элемента для образования химической связи

предоставляет неподеленную электронную пару (то есть данная электронная

пара не участвует в образовании других химических связей, оба электрона в

атоме принадлежат только данному химическому элементу), а другой атом

предоставляет свободную электронную орбиталь, не заселённую

электронами. Элемент, который предоставляет электронную пару,

называется акцептором. Элемент, предоставляющий свободную орбиталь,

называется донором.

Донорно-акцепторная связь присутствует в ионе аммония NH +

4 (также

СО и Н3О+ - ион гидроксония), который образуется в результате

присоединения иона водорода H+ к молекуле аммиака NH3 (рис. 14). Атом

водорода Н имеет внешний уровень 1s1, а при образовании иона водорода H+

с внешнего уровня уходит 1 электрон, его структура приобретает вид 1s0. 1s-

орбиталь становится полностью свободной и может участвовать в

образовании донорно-акцепторной ковалентной связи. Атом азота N в

аммиаке имеет на внешнем уровне неподеленную электронную пару, а ион

водорода H+ имеет свободную орбиталь (рис. 14).

Рис. 14. Свободная орбиталь и электронная пара для образования донорно-

акцепторной связи.

Неподелённая электронная пара на атоме азота N в молекуле аммиака

NH3 переходит на свободную орбиталь иона водорода H+, при этом

образуется донорно-акцепторная связь (Рис. 15).

пара пара

Рис. 15. Механизм образования ковалентной донорно-акцепторной связи на

примере иона аммония NH +

4 .

2. Ионная связь образуется между атомами металла и неметалла.

Данный вид связи характерен для всех оксидов металлов (ZnO, Na2O, Fe2O3,

CaO), для всех солей, так как там присутствуют связи «металл – неметалл»

(CaCl2, NaF, CuSO4, Ag3PO4), также для солеподобных веществ (Al4C3, Na3P,

Ca2Si), а также для веществ, состоящих из ионов, не содержащих металлы

(NH4Cl, PH4Br)

3. Металлическая связь характерна для всех простых металлов (K,

Ba, Mn, Pb и т.д.)

4. Водородная связь в большинстве случаев образуется между

молекулами, то есть, преимущественно, является межмолекулярной связью.

Водородная связь – это связь, образующаяся между атомом водорода H

одной молекулы и сильно электроотрицательным элементом другой

молекулы. Например, водородная связь образуется между молекулами HF:

между атомом водорода Н одной молекулы и атомом фтора F другой

молекулы. При этом водородная связь образуется за счёт 2-х типов

взаимодействий: электростатическое и донорно-акцепторное. С одной

стороны, атом фтора F, как более сильно электроотрицательный элемент по

отношению к атому водорода Н, притягивает к себе электроны Н и

приобретает частичный отрицательный заряд (-δ), а атом водорода Н,

соответственно, за счёт отдаления собственных электронов приобретает

частичный положительный заряд (+δ). Между разноименно заряженными

атомами возникает взаимное притяжение. С другой стороны, атом фтора F

имеет неподелённую электронную пару, которая частично перекрывается с

свободной орбиталью атома водорода H (орбиталь атома водорода

освобождается потому, что его электрон практически полностью смещается

на атом фтора за счёт того, что фтор F более сильно электроотрицательный

элемент), возникает донорно-акцепторное взаимодействие (рис. 16).

Водородная связь образуется между молекулами галогенводородов (HCl,

HBr, HI), воды H2O, спиртов, минеральных и органических (карбоновых)

кислот, в растворах щелочей (КОН, NaOH), между молекулами аммиака NH3,

аминов, аминокислот, в белках, в углеводах.

Рис. 16. Механизм образования водородной связи между молекулами HF.

§ 3.7. КРИСТАЛЛИЧЕСКАЯ РЕШЁТКА.

Любое вещество состоит из определенных частиц: молекул, атомов,

ионов. Частицы в веществе могут находиться либо в хаотичном состоянии,

либо укладываться в определенном строгом порядке. Так, например, газ

кислород O2 состоит из молекул, которые удалены друг от друга в веществе

на большое расстояние и хаотично передвигаются в любых направлениях.

Поваренная соль NaCl состоит из ионов, жёстко связанных друг с другом,

удалённых на определенные малые расстояния.

Кристаллическая решётка – это упорядоченное

расположение частиц в веществе.

Кристаллическая решётка имеет строго упорядоченное регулярное

строение, то есть частицы в ней располагаются в четкой одной

последовательности. К примеру, поваренная соль NaCl состоит из огромного

числа малых кубиков, образованных ионами Na+ и Cl- (рис. 17)

Рис. 17. Кристаллическая решётка поваренной соли NaCl.

Таким образом, NaCl имеет кубическую кристаллическую решётку,

так как ионы Na+ и Cl- соединяются между собой, образую геометрическую

фигуру в виде куба. Множество таких кубов соединяются между собой,

образую кристаллическую решётку NaCl.

По виду частиц, которые существуют в веществе, кристаллическую

решётку разделяют на 4 типа:

1) Атомная кристаллическая решётка

2) Ионная кристаллическая решётка

3) Металлическая кристаллическая решётка

4) Молекулярная кристаллическая решётка

1) Атомная кристаллическая решётка характерна для всех твердых

веществ, состоящих из атомов: для всех оксидов малоактивных металлов

(Ag2O, CuO, ZnO, Al2O3) и твердых оксидов неметаллов (SiO2), для твердых

простых неметаллов (C, Si) и твердых неметаллических соединений (SiC), и

соединений металлов и неметаллов, не состоящих из ионов (CaC2, Na3P,

Al4Si3). Например, алмаз является твердым веществом, образованным

элементом углеродом C. В узлах кристаллической решётки алмаза находятся

атомы углерода (рис. 18). Соединения с атомной кристаллической решёткой,

как правило, обладают очень высокими температурами плавления и кипения,

высокой твёрдостью, часто являются хрупкими.

Рис. 18. Кристаллическая решётка алмаза.

2) Ионная кристаллическая решётка характерна для всех веществ,

изначально состоящих из ионов. К ним относятся все соли и гидроксиды

(FeCl2, K2SO4, Mg3(PO4)2, NaOH, Cu(OH)2), а также к ним относят часто

оксиды щелочных и щелочно-земельных металлов (Na2O, CaO). В узлах

кристаллической решётки лежат положительно-заряженные катионы

металлов и отрицательно-заряженные анионы кислотных остатков.

Например, ионная кристаллическая решётка характерна для поваренной соли

NaCl, структура которой изображена на рис. 17. Соединения с ионной

кристаллической решёткой обладают часто высокими температурами

плавления и кипения, в обычном состоянии имеют вид твердых кристаллов,

при растворении или расплавлении способны проводить электрический ток.

3) Металлическая кристаллическая решётка характерна для

простых металлов (K, Na, Ba, Fe, Al, Pb). В узлах металлической

кристаллической решётки лежат положительно-заряженные ионы металлов,

которые удерживаются рядом друг с другом при помощи свободных

электронов, перемещающихся в свободном пространстве около них (рис. 19).

Атомы приобретают положительный заряд при отрыве от них электронов,

которые в последствие становятся свободными. Вещества, имеющие

металлическую кристаллическую решётку, то есть металлы, обладают

высокими температурами кипения и плавления, твердостью, прочностью,

ковкостью, пластичностью, металлическим блеском, высокой электро- и

теплопроводностью.

Рис. 19. Схема металлической кристаллической решётки.

4) Молекулярная кристаллическая решетка характерная для всех

веществ, находящихся в жидком и газообразном состоянии при обычных

условиях, поэтому все жидкости и газы состоят из молекул (за исключением

жидких металлов, например, ртути Hg). В узлах решётки находятся

молекулы, удалённые друг от друга на большие расстояния, хаотично

(свободно) перемещающиеся в пространстве во всех направлениях. К

веществам с молекулярной кристаллической решеткой относятся все газы

(CO2, N2, H2, SO2, NH3, благородные газы He, Ne и т.д.), все неорганические

кислоты, так как при обычных условиях они чаще всего являются

жидкостями и газами (H2SO4, HCl, HNO3), все галогены (F2, Cl2, даже йод I2,

хотя при обычных условиях йод является твердым веществом), некоторые

твердые простые неметаллы (ромбическая сера S8, белый фосфор P4), все

органические вещества в любом агрегатном состоянии (углеводороды,

спирты, карбоновые кислоты, амины и т.д., за исключением веществ,

состоящих из органических ионов) Вещества с молекулярной

кристаллической решеткой обладают очень низкими температурами кипения

и плавления.

ГЛАВА 4.

ХИМИЧЕСКИЕ ФОРМУЛЫ И ХИМИЧЕСКИЕ

РЕАКЦИИ.

§ 4.1. ХИМИЧЕСКИЕ ФОРМУЛЫ. ПРАВИЛА

СОСТАВЛЕНИЯ ХИМИЧЕСКИХ ФОРМУЛ.

На ранних курсах химии изучают понятия химических элементов и

химических формул. Химические элементы изображаются латинскими

символами, которые можно увидеть в периодической системе (H, O, N и т.д.).

При соединении этих элементов образуются вещества, которые

записываются с помощью химических формул (H2O, NaCl, H2SO4).

Химическая формула – это запись химического соединения,

отображающая его состав с помощью символов элементов

и индексов, указывающих на количество атомов элементов.

Например, молекула воды имеет следующую химическую формулу:

H2O. Она содержит символы элементов кислорода и водорода, так как

молекулы воды состоят именно из этих элементов. Каждый символ имеет

индекс в виде цифр. Элемент водород H имеет индекс «2». Это говорит о

том, что в молекуле воды содержится 2 атома водорода. Кислород в данной

химической формуле не имеет индекса в виде цифры. Это означает, что на

самом деле элемент кислород O имеет индекс «1», который, как правило, не

вписывают в химическую формулу. Таким образом, молекула воды содержит

1 атом кислорода. Количество атомов каждого элемента в веществе

определяется их валентностью и степенью окисления.

Чтобы составить химическую формулу вещества, необходимо знать,

из каких элементов состоит данное вещество, и какие они имеют

валентности. Валентности часто можно определить по номеру группы, в

которой находится данный элемент, но этот принцип работает не всегда. По

номеру группы можно определить высшую (максимальную) валентность,

которую может проявлять элемент. Часто высшая валентность элемента

является его единственной валентностью. Например, натрий Na находится в I

группе, поэтому его высшая и единственная валентность I, так как

валентность всегда является натуральным числом. Кальций Ca находится во

II группе, его его высшая и единственная валентность II. Кислород находится

в VI группе, его высшая валентность должна быть VI, но он не проявляет

данную валентность ввиду определенных особенностей строения внешнего

электронного уровня, единственная его валентность II. Характерные

валентности элементов в отдельности будут подробно рассматриваться в

курсе неорганической химии.

Высшая валентность и максимальная степень окисления

элемента определяется номером группы в периодической

системе, в которой находится данный элемент.

Например, необходимо составить химическую формулу соединения,

состоящего из алюминия Al и углерода С. Для этого сначала определим

валентности каждого элемента. Алюминий находится в III группе, его

валентность, соответственно, равна III. Углерод находится в IV группе, его

валентность равна IV. Чтобы определить индексы, необходимо сначала найти

наименьшее общее кратное (НОК) для валентностей углерода и алюминия. В

данном случае оно будет равно перемножению их валентностей, то есть 12

(3*4=12). Далее индекс для Al находится путем деления НОК на его

валентность (12/3 = 4). Точно также находится индекс для С (12/4 = 3).

Индексы записываются в химическую формулу, окончательно она выглядит

так: Al 4С3.

III IV 12/3 = 4 (индекс для Al)

Al

12

4С3 12/4 = 3 (индекс для C)

Важно помнить, что данный способ составления химических формул

приемлем только для бинарных соединений, то есть для тех, которые

состоят только из двух элементов.

Почему именно формула записывается как Al4С3, а не C3Al4? Порядок

чередования элементов в формуле определяется окислительно-

восстановительными свойствами.

Как правило, в бинарных соединениях левее расположен

элемент, являющийся восстановителем (он имеет

положительную степень окисления), а правее расположен

элемент,

являющийся

окислителем

(он

имеет

отрицательную степень окисления). В некоторых

веществах данный порядок нарушается (NH3,PH3,CH4). Это

правило также приемлемо только для бинарных

соединений.

Таким образом, Al является металлом, а металлы всегда являются

восстановителями и могут проявлять только положительную степень

окисления, поэтому данный элемент должен стоять левее, и его степень

окисления согласно валентности (III) +3. Соответственно, углерод С должен

являться окислителем и стоять правее, при этом его степень окисления будет

отрицательной, согласно валентности (IV) она будет равна –4:

+3 -4

Al 4С3

Построим химическую формулу для высшего оксида серы –

соединения, состоящего из элементов кислорода O и серы S. Сера S

находится в VI группе, поэтому её высшая валентность равна VI. Кислород

О, не смотря на то, что находится также в VI группе, имеет всегда

валентность II. Кислород в периодической системе стоит выше в группе, чем

сера, поэтому он является более сильным окислителем (напомним, что

окислительные свойства ослабевают в группах сверху вниз). Следовательно,

кислород будет в данном случае окислителем, будет находиться правее и

иметь отрицательную степень окисления –2, а сера будет являться

восстановителем, будет находиться левее и иметь положительную степень

окисления +6. Определим индексы и запишем химическую формулу оксида

серы:

VI II 6/6 = 1 (индекс для S)

SO 6

3 6/2 = 3 (индекс для O)

С помощью химических формул веществ можно определить

валентность и степень окисления элементов. Например, определим

валентности и степени окисления в оксиде бора B2O3. Для этого необходимо

знать валентность изначально одного из элементов. Как правило, элементы,

находящиеся в группах с I по III, имеют только единственную валентность,

равную номеру группы. В данном случае мы знаем, что кислород всегда

проявляет только одну валентность, равную II. Теперь мы знаем валентность

и индекс кислорода. Далее найдем произведение индекса и валентности

кислорода O: 2*3 = 6. Оно будет численно всегда совпадать с наименьшим

общим кратным, которое мы до этого находили для валентностей двух

элементов. Таким образом, валентность бора B равна делению НОК на его

индекс: 6/2 = 3. Валентность бора В равна III. Так как кислород O стоит

правее в формуле, то он является окислителем и будет иметь отрицательную

степень окисления –2, а бор В, соответственно, будет являться

восстановителем и иметь положительную степень окисления +3.

Определим валентности и степени окисления в соединении Ba2Si. В

данном случае изначально легче определить валентность бария Ba, так как он

находится во II группе, а это значит, что Ba может проявлять только

валентность II. Найдем произведение индекса и валентности (НОК) для бария

Ba: 2*2 = 4. Валентность кремния Si равна делению НОК на его индекс: 4/1 =

4. Валентность кремния Si равна IV. Так как кремний Si стоит правее в

формуле, то он является окислителем и будет иметь отрицательную степень

окисления –4, а барий Ba будет являться восстановителем и иметь

положительную степень окисления +2.

§ 4.2. ПОНЯТИЯ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ И

ХИМИЧЕСКИХ УРАВНЕНИЙ.

При химическом взаимодействии всегда протекает химическая

реакция, которая, естественно, сопровождается образованием новых веществ.

Химическая реакция – это процесс химического

взаимодействия веществ, при котором одни соединения

переходят в другие.

Химическая реакция на письме отображается с помощью химических

уравнений, в которых вещества, вступающие во взаимодействие и

образующиеся в результате реакции, записываются в виде химических

формул. В левой части уравнения записываются исходные вещества в виде

формул, между которыми всегда ставится знак «+». В правой части

уравнения записываются полученные вещества после реакции. Правая и

левая части разделяются знаком «=» или « ». Количества каждого элемента

в обеих частях должны быть одинаковыми.

Покажем химическую реакцию и химическое уравнение на

конкретном примере. Алюминий Al вступает в химическую реакцию с

кислородом O2 (обратите внимание, что простое вещество кислород имеет

формулу O2, а элемент кислород обозначается, как и все прочие элементы,

символом O, как указано в ячейке элемента в периодической системе). При

этом образуется оксид алюминия Al2O3 (как составляются формулы сложных

бинарных соединений, было рассмотрено в разделе «химические формулы»).

Запишем химическую реакцию с помощью уравнения. В левой части будут

находиться исходные вещества: Al и O2. В правой части будет находиться

полученное вещество (продукт реакции) Al2O3:

Al + O2 = Al2O3

Так выглядит химическое уравнение, которое будет являться

истинным уравнением только тогда, когда количества каждого элемента

будут одинаковыми в правых и левых частях. В данной реакции количества

элементов не совпадают: в левой части только 1 атом Al, а в правой в оксиде

Al2O3 содержится 2 атома Al. Для того чтобы уравнять количества атомов

элемента, используют стехиометрические коэффициенты.

Стехиометрические коэффициенты – это натуральные

числа, которые ставят всегда только перед веществом, при

этом изменяются количества атомов всех элементов в

данном веществе именно на это число.

Примечание: в органической химии допускается

использование дробных коэффициентов.

Расставить коэффициенты – это значит уравнять данную химическую

реакцию. Попробуем уравнять нашу реакцию с помощью коэффициентов.

Перед Al поставим коэффициент 2:

2Al + O2 = Al2O3

После коэффициента количество атомов Al стало одинаковым в

правой и левой частях. Теперь нужно уравнять количество атомов О. В левой

части 2 атома О, в правой – 3 атома О. Перед кислородом в левой части

нужно поставить коэффициент 1,5, чтобы в обеих частях было по 3 атома

кислорода:

2Al + 1,5O2 = Al2O3

Отметим, что количество атомов О в левой части находилось

умножением коэффициента на индекс элемента в веществе (1,5*2 = 3). Как

уже известно, в неорганической химии не допускаются дробные

коэффициенты, поэтому, чтобы получить натуральный коэффициент,

необходимо 1,5 умножить на 2, но нельзя только один коэффициент

умножать на 2, чтобы сохранить равенство числа атомов, необходимо все

коэффициенты умножить на одно и то же число (в данном случае, следует

умножить на 2). Кстати, если перед веществом не стоит конкретный

коэффициент, то подразумевается, что коэффициент данного вещества равен

1. Умножим все коэффициенты в данном уравнении на 2:

2*2Al + 2*1,5O2 = 2*1Al2O3

4Al + 3O2 = 2Al2O3

Таким образом, количества атомов всех элементов в уравнении

одинаково (по 4 атома Al и по 6 атомов О). Теперь химическое уравнение

закончено и записано верно.

Теперь попробуем уравнять химическую реакцию между гидроксидом

натрия NaOH и ортофосфорной кислотой H3PO4:

NaOH + H3PO4 = Na3PO4 + H2O

Сначала необходимо уравнять все элементы, кроме кислорода О и

водорода Н.

В сложных химических уравнениях сначала необходимо

уравнять все элементы, кроме водорода Н, который

уравнивается в предпоследнюю очередь, и кроме О, который

уравниваются в последнюю очередь.

Уравняем натрий Na, перед NaOH поставим 3:

3NaOH + H3PO4 = Na3PO4 + H2O

Фосфор Р уравнен, в правой и левой части по одному атому. Уравняли

все элементы, кроме О и Н. Теперь уравняем водород Н. В левой части всего

6 атомов Н (3 атома в NaOH с учётом коэффициента и 3 атома в H3PO4). В

правой части 2 атома Н, поэтому перед H2O нужно поставить 3:

3NaOH + H3PO4 = Na3PO4 + 3H2O

Теперь нужно уравнять элемент О. В левой части всего 7 атомов О (3

атома в NaOH с учётом коэффициента и 4 атома в H3PO4). В правой части

также 7 атомов О (4 атома в Na3PO4 и 3 атома в H2O с учётом коэффициента).

Элемент кислород О уравнен. Все элементы уравнены, уравнение записано

верно.

§ 4.3. ТИПЫ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ.

Все химические реакции по характеру протекания делятся на

несколько типов:

1) реакции соединения

2) реакции разложения

3) реакции замещения

4) реакции обмена

1) Реакция соединения – это реакция, при которой два или несколько

простых или сложных веществ соединяются в одно сложное или более

сложное вещество:

N2 + 3H2 = 2NH3

CaO + CO2 = CaCO3

2) Реакция разложения – это реакция, при которой одно сложное

вещество разлагается на два или несколько простых или менее сложных

веществ.

t

Fe(OH)2 = FeO + H2O (буква t означает, что реакция протекает при

нагревании)

t

CH4 = C + 2H2

3) Реакция замещения – это реакция, при которой атомы одного

элемента или группа атомов вытесняет (замещает) атомы другого элемента

или группу атомов.

Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2

В данной реакции атом цинка Zn вытесняет (замещает) атомы

водорода H.

t

CaCO3 + SiO2 = CaSiO3 + CO2

В данной реакции группа атомов элементов Si и О, а именно, оксид

кремния SiO2 вытесняет (замещает) группу атомов элементов С и О, а

именно, оксид углерода СО2.

4) Реакция обмена – это реакция, при которой два сложных вещества

обмениваются ионами или другими составными частями. Реакции обмена

еще называют реакциями ионного обмена, так как в неё вступают, в

основном, вещества, состоящие из ионов или способные распадаться на

ионы, и обмен, соответственно, происходит ионами.

В реакции ионного обмена могут вступать гидроксиды,

кислоты и соли. Иногда к реакциям обмена еще относят

реакции оксидов металлов с кислотами

Гидроксиды, соли и кислоты способны распадаться на ионы. Эти

классы веществ будут подробно рассмотрены в следующем разделе.

2+ -1 +1 -1 2+ -1 +1 -1

ZnCl2 + 2AgNO3 = Zn(NO3)2 + 2AgCl

В данной реакции видно, что происходит обмен одноименно

заряженными ионами, например, вместо Zn+2 встает Ag+.

2+ -1 +1 2- 2+ 2-Ca(OH)2 + H2SO4 = CaSO4 + 2H2O

В данной реакции происходит обмен ионами OH- и SO 2-4 .

Химические реакции могут протекать с изменением и без изменения

степеней окисления. По данному признаку все реакции делятся на:

1) Реакции, протекающие без изменения степеней окисления

2) Окислительно – восстановительные реакции.

1) Без изменения степеней окисления протекают реакции между

оксидами, между оксидами и водой, между оксидами и кислотами, оксидами

и гидроксидами, также все реакции обмена. Например, реакция между

оксидом натрия и водой: +1 -2 +1 -2 +1 -2 +1

Na2O + H2O = 2NaOH

По расставленным степеням окисления видно, что в ходе реакции для

каждого элемента они не изменяются (натрий Na до реакции и после реакции

имеет степень окисления +1).

+3 -1 +1 -2 +1 +3 -1 +1 +1 -1

FeCl3 + 3KOH = Fe(OH)3 + 3KCl

В данной реакции обмена также не происходит изменения степеней

окисления (железо Fe до и после реакции имеет степень окисления +3).

2) Окислительно-восстановительные

реакции

(ОВР)

всегда

протекают с изменением степеней окисления.

Окислительно-восстанови тельные реакции (ОВР) - это

реакции,

сопровождающиеся

изменением

степеней

окисления элементов. В л

юбой ОВР всегда одновременно

протекают два процесса: окисление и восстановление.

Соответственно, в любой ОВР всегда присутствует

одновременно и окислитель, и восстановитель.

Окислитель – элемент, присоединяющий электроны. Для

окислителя характерен про

цесс восстановления – процесс

принятия электронов. По этому окислитель, принимая

электроны, восстанавливает ся.

Восстановитель – элемен т, отдающий электроны. Для

восстановителя характерен процесс окисления – процесс

отдачи электронов. Поэт ому восстановитель, отдавая

электроны, окисляется.

Например, рассмотрим реакцию между хлором Cl2 и медью Cu:

0 0 +2 -1

Cu + Cl2 = CuCl2

В данной реакции происходит изменение степеней окисления

элементов, поэтому она является окислительно-восстановительной. Медь Cu

меняет степень окисления с 0 до +2, для этого данный элемент отдает 2

электрона, соответственно, Cu является восстановителем, при этом

окисляется. Элемент хлор Cl меняет степень окисления с 0 до –1 , для этого

он принимает 1 электрон, значит Cl является окислителем, при этом

восстанавливается.

Рассмотрим более сложную ОВР:

0 +1 +5 -2 +1 +5 -2 +2 -2 +1 -2

3Ag + 4HNO3 = 3AgNO3 + NO + 2H2O

В данной реакции меняют степени окисления 2 элемента: серебро Ag

и азот N. Ag меняет степень окисления с 0 до +1, при этом отдает 1ē,

является восстановителем, сам окисляется. N меняет степень окисления с +5

до +2, при этом присоединяет 3 электрона, является окислителем, сам

восстанавливается.

Все реакции протекают с выделением или поглощением тепла. По

данному признаку реакции делят на экзотермические и эндотермические.

Экзотермические реакции – реакции, протекающие с

выделением энергии.

Эндотермические реакции – реакции, протекающие с

поглощением энергии.

Выделение тепла на письме отображается знаком «+Q», что

характерно для экзотермической реакции, для эндотермической реакции

поглощение тепла отображается знаком «– Q»:

CH4 + 2O2 = CO2 + 2H2O + Q (экзотермическая реакция)

CaCO3 = CaO + CO2 – Q (эндотермическая реакция)

К экзотермическим реакциям относятся все реакции горения

органических веществ, все реакции соединения, реакции замещения

щелочных и щелочноземельных металлов с водой, все реакции металлов с

кислотами, реакции обмена между кислотами и гидроксидами, кислотами и

солями. К эндотермическим реакциям относятся все реакции разложения.

ГЛАВА 5.

ОСНОВНЫЕ КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ

СОЕДИНЕНИЙ.

§ 5.1. ОСНОВНЫЕ КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ

СОЕДИНЕНИЙ.

Большинство сложных неорганических веществ можно разделить на 4

основных класса: оксиды, гидроксиды, кислоты и соли (Рис. 20).

Рис. 20. Основные классы неорганических соединений.

Оксиды – это сложные вещества, состоящие из двух

элементов, один из которых кислород в степени окисления -2.

1. Оксиды делятся на 4 типа:

1) Основные оксиды – оксиды, образованные типичными металлами, а

также переходными металлами в низших степенях окисления. Типичные

металлы находятся в I, II группе главных подгруппах (кроме H и Be).

Переходные металлы, в основном, заселяют все побочные подгруппы с I по

VIII группу, также некоторые металлы главных подгрупп (Al, Ga) и Be, в

основном, расположенные в нижней части групп (Pb, Sn, Bi). Основные

оксиды, образованные типичными металлами – Na2O, CaO, MgO. Основные

оксиды образуют переходные металлы в низших степенях окисления,

поэтому данные металлы обязательно должны иметь несколько степеней

окисления. К основным оксидам, образованным переходными металлами,

относятся FeO, CrO, CuO, Cu2O, MnO, Ag2O.

2) Амфотерные оксиды – оксиды, образованные переходными

металлами в единственных или промежуточных степенях окисления.

Допустим, цинк Zn является переходным металлом, находится во II группе

побочной подгруппе (главную подгруппу часто обозначают знаком «А»,

побочную подгруппу – знаком «Б»), поэтому его единственная валентность

II, степень окисления +2 (так как цинк является металлом, поэтому только

восстановитель). Исходя из этого, цинк образует амфотерный оксид ZnO.

Марганец Mn находится в VII группе побочной подгруппе, имеет несколько

валентностей и степеней окисления, его промежуточная степень окисления

+4, соответственно, марганец в промежуточной степени окисления +4

образует амфотерный оксид MnO2. К амфотерным оксидам относятся Fe2O3,

Cr2O3, Al2O3, ZnO, MnO2, BeO.

3) Кислотные оксиды – оксиды, образованные типичными

неметаллами, а также переходными металлами в высших степенях

окисления. Типичные неметаллы находятся в группах с III по VIII, главных

подгруппах. К кислотным оксидам, образованным типичными неметаллами,

относятся SO3, SO2, Cl2O7, N2O3, P2O5, CO2. Марганец Mn находится в VII

группе побочной подгруппе, поэтому его высшая валентность равна VII,

высшая степень окисления +7, соответственно, марганец в высшей степени

окисления образует кислотный оксид Mn2O7. К кислотным оксидам,

образованным переходными металлами, относятся CrO3, Mn2O7, MnO3.

4) Несолеобразующие оксиды – это оксиды, образованные

неметаллами, но они не реагируют с водой с образованием кислот в отличие

от кислотных оксидов, не вступают в кислотно-основное взаимодействие. К

несолеобразующим оксидам относятся 4 оксида: CO, NO, N2O, SiO.

Гидроксиды – это сложные вещества, состоящие из атомов

металла, соединённых с одной или несколькими гидроксо-

группами ОН.

1. Гидроксиды делятся на 2 типа:

1) Основные гидроксиды (основания) – это гидроксиды, образованные

типичными металлами, а также переходными металлами в низших степенях

окисления. К ним относятся NaOH, Ca(OH)2, Fe(OH)2, Cu(OH)2, Mg(OH)2,

Cr(OH)2, Mn(OH)2.

2) Амфотерные гидроксиды – это гидроксиды, образованные

переходными металлами в единственных или промежуточных степенях

окисления. К ним относятся Zn(OH)2, Al(OH)3, Fe(OH)3, Cr(OH)3.

Кислоты – это сложные вещества, состоящие из атомов

водорода, соединенных с кислотным остатком.

2. Кислоты по количеству атомов водорода делятся на 3 типа:

1) Одноосновные: HCl, HNO3, HCN, HBr

2) Двухосновные: H2SO4, H2CO3, H2SiO3

3) Трёхосновные: H3PO4

По наличию кислорода в кислотном остатке кислоты делятся на:

1) Кислородосодержащие: H2SO3, H3PO4, HClO4

2) Бескислородные: H2S, HF, HI

Соли – это сложные вещества, состоящие из атомов

металлов и кислотного остатка.

3.

Соли делятся на 5 типов:

1) Средние соли – соли, состоящие из атомов металла и кислотного

остатка. К средним солям относятся NaCl, K3PO4, CaSO4, Zn3(PO4)2.

2) Кислые соли – соли, состоящие из атомов металла и кислотного

остатка, соединенного с атомами водорода H. К ним относятся NaH2PO4,

NaHCO3, Ca(HSO3)2, KHS.

3) Основные соли – соли, состоящие из атомов металла, соединенных с

гидроксо-группами ОН, и кислотного остатка. К ним относятся (CuOH)2CO3,

FeOHSO4, CaOHCl.

4) Двойные соли – соли, состоящие из атомов нескольких металлов и

кислотного остатка. К ним относятся KAl(SO4)2, Na3AlF6.

5) Комплексные соли – соли, содержащие комплексный ион, который

на письме обычно заключается в квадратные скобки: Na2[Zn(OH)4],

[Cu(NH3)4]Cl2, K3[Fe(CN)6].

§ 5.2. ПРАВИЛО СОСТАВЛЕНИЯ ФОРМУЛ ГИДРОКСИДОВ,

СОЛЕЙ И КИСЛОТ.

Гидроксиды, кислоты и соли состоят из ионов, поэтому их формулы

составляются по тем же правилам, как и формулы бинарных соединений, но с

учётом зарядов ионов, а не степеней окисления элементов.

В формулах гидроксидов, кислот и солей положительно-

заряженные ионы (катионы) стоят левее, отрицательно-

заряженные ионы (анионы) стоят правее:

+1 -2 +2 -1 +1 -3

H2SO3, Ca(OH)2, Na3PO4

Составление формул кислот.

Кислоты состоят из ионов водорода H+ и кислотного остатка.

Например, ион водорода H+ имеет заряд +1, кислотный остаток хлорид-ион

Cl- имеет заряд -1:

+ - 1/1 = 1 (индекс для иона водорода)

HCl

1 1/1 = 1 (индекс для хлорид-иона)

Для составления формулы кислоты находится НОК для зарядов обоих

ионов, при этом знак зарядов ионов не учитывается, только численные

значения. (НОК = 1*1 = 1). Далее индексы для ионов H+ и Cl- находятся путем

деления НОК на численные значения их зарядов.

Составим формулу для фосфорной кислоты, состоящей из ионов H+ и

фосфат-иона PO 3-4 . Фосфат-ион имеет заряд -3.

Формулы и заряды основных положительно-заряженных

ионов (катионов) и отрицательно-заряженных ионов

(анионов) можно определить по таблице растворимости.

По ней также можно определить растворимость в воде

гидроксидов, кислот и солей, образованных данными ионами.

+ 3- 3/1 = 3 (индекс для иона водорода H+)

H

3

3-3PO4 3/3 = 1 (индекс для фосфат-иона PO4 )

Обратите внимание, что у заряда ионов знак идет после

цифры PO 3-4 , а у степеней ок

исления (формальных зарядов не

существующих) знак заряда с тавится перед цифрой P+5, O-2.

Чтобы понять, состоит в ещество из ионов или нет,

достаточно поглядеть в таб лицу растворимости, если там

вы не находите таких ионов , то вещество не состоит из

ионов

Составление формул гидроксидов.

Гидроксиды состоят из ионов металлов и гидроксид-ионов ОН-.

Например, гидроксид-ион ОН- имеет заряд -1, ион натрия Na+ имеет заряд +1:

+ - 1/1 = 1 (индекс для иона натрия Na+)

NaOH

1 1/1 = 1 (индекс для гидроксид-иона ОН-)

3+ -1 3/3 = 1 (индекс для иона хрома Cr3+)

Cr(OH) 3

3 3/1 = 3 (индекс для гидроксид-иона ОН-)

Составление формул солей.

Соли состоят из ионов металлов и ионов кислотных остатков.

2+ 2- 2/2 = 1 (индекс для иона кальция Ca2+)

CaCO 2

2-3 2/2 = 1 (индекс для карбонат-иона CO3 )

3+ 2- 6/3 = 2 (индекс для иона алюминия Al3+)

Al

6

2-2(SO4)3 6/2 = 3 (индекс для сульфат-иона SO4 )

Для составления формул кислых солей сначала необходимо

определить заряд кислотного остатка. Соль NaHSO4 состоит из ионов натрия

Na+ и гидросульфат-иона HSO -

2-4 , который состоит из сульфат-иона SO4 и

иона водорода H+. Заряд гидросульфат-иона HSO -4 определяется суммой

зарядов ионов SO 2-4 и H+ (-2+1 = -1).

+1 -1 1/1 = 1 (индекс для иона натрия Na+)

NaHSO 1

-

4 1/1 = 1 (индекс для гидросульфат-иона HSO4 )

Гидрокарбонат-ион HCO -

2-3 состоит из карбонат-иона СO3 и иона

водорода H+. Заряд гидрокарбонат-иона HCO -

3 определяется суммой зарядов

ионов СO 2-3 и H+ (-2+1 = -1).

2+ -1 2/2 = 1 (индекс для иона кальция Ca2+)

Ca(HCO

2

-

3)2 2/1 = 2 (индекс для гидрокарбонат-иона HCO3 )

Гидрофосфат-ион HPO 2-3-

4 состоит из фосфат-иона PO4 и иона

водорода H+. Заряд гидрофосфат-иона HPO 2-4 определяется суммой зарядов

ионов PO 3-4 и H+ (-3+1 = -2).

+ 2- 2/1 = 2 (индекс для иона калия K+)

K

2

2-2HPO4 2/2 = 1 (индекс для гидрофосфат-иона HPO4 )

Для составления формул основных солей сначала необходимо

определить заряд катиона. Соль ZnOHNO3 состоит из катиона цинка Zn2+,

соединенного с гидроксид-ионом OH-, и кислотного остатка нитрат-иона

NO -3. Заряд иона ZnOH+ определяется суммой зарядов ионов Zn2+ и ОН- (2+(-

1) = 1).

+1 -1 1/1 = 1 (индекс для иона ZnOH+)

ZnOHNO 1

-

3 1/1 = 1 (индекс для нитрат-иона NO3 )

+1 2 - 2/1 = 2 (индекс для иона CuOH +)

(CuOH)

2

2-2CO3 2/2 = 1 (индекс для карбонат-иона CO3 )

Заряд иона FeOH2+ определяется суммой зарядов ионов Fe3+ и OH-

(3+(-1) = 2).

2+ -1 2/2 = 1 (индекс для иона FeOH2+)

FeOHCl 2

2 2/1 = 2 (индекс для хлорид-иона Cl-)

§ 5.3. ОКСИДЫ.

Основные оксиды.

1. Химические свойства основных оксидов

1) Взаимодействие с водой

С водой при обычных условиях взаимодействуют только оксиды

щелочных и щелочноземельных металлов. Щелочные металлы находятся в I

группе главной подгруппе, щелочноземельные – находятся во II группе

главной подгруппе (только Ca, Sr, Ba).

Na2O + H2O = 2NaOH

CaO + H2O = Ca(OH)2

2) Взаимодействие с кислотными оксидами

Основные оксиды, как вещества основного характера, хорошо

реагируют с веществами кислотного характера, то есть с кислотами и

кислотными оксидами.

Li2O + CO2 = Li2CO3

MgO + N2O5 = Mg(NO3)2

3) Взаимодействие с кислотами

CuO + H2SO4 = CuSO4 + H2O

FeO + 2HCl = FeCl2 + H2O

4) Взаимодействие с амфотерными оксидами

Амфотерные соединения – амфотерные оксиды и

гидроксиды, проявляют двойственные свойства, они могут

реагировать как с веществами основного, так и кислотного

характера. При взаимодействии с веществами кислотного

характера они ведут себя как вещества основного характера,

а при взаимодействии с веществами основного характера они

ведут себя как вещества кислотного характера.

t

K2O + ZnO = K2ZnO2

t

CaO + Al2O3 = Ca(AlO2)2

5) Взаимодействие с амфотерными гидроксидами

t

Na2O + 2Cr(OH)3 = 2NaCrO2 + 3H2O

t

BaO + Zn(OH)2 = BaZnO2 + H2O

6) Взаимодействие с восстановителями (C, CO, NH3, H2)

Основные оксиды могут реагировать с сильными восстановителями

при нагревании с образованием металлов. Это свойство используют для

промышленного получения металлов из их оксидов:

+2 -2 0 t 0 +2 -2

FeO + C = Fe + CO

+2 -2 +2 -2 t 0 +4 -2

MnO + CO = Mn + CO2

+2 -2 0 t 0 +1 -2

CuO + H2 = Cu + H2O

+2 -2 -3 +1 t 0 0 +1 -2

3CuO + 2NH3 = 3Cu + N2 + 3H2O

В такие реакции могут вступать только оксиды малоактивных металлов.

Оксиды щелочных и щелочноземельных металлов в такие реакции не

вступают.

7) Взаимодействие с металлами

При нагревании металлы могут реагировать с оксидами металлов, при

этом только более активный металл может вытеснить менее активный из

оксида.

Активность

металлов

уменьшается

слева

направо

в

электрохимическом ряду напряжения металлов (рис. 21):

Li, K, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Co, Sn, Pb, H2, Cu, Hg, Ag, Au

Ослабление восстановительных свойств, химической активности.

Рис. 21. Электрохимический ряд напряжения металлов.

Таким образом, металл, стоящий в ряду напряжения левее, может

вытеснить металл, стоящий правее в ряду напряжения.

+2 -2 0 t 0 +1 -2

MgO + 2Li = Mg + Li2O

+2 -2 0 t 0 +2 -2

CuO + Mn = Cu + MnO

2. Получение основных оксидов

1) Взаимодействие металлов с кислородом

0 0 +2 -2

2Ca + O2 = 2CaO

0 0 +2 -2

2Mg + O2 = 2MgO

Щелочные металлы при взаимодействии с кислородом образуют

изначально не оксиды, а пероксиды (перекиси), в которых степень окисления

кислорода равна –1. Из щелочных металлов только литий Li образует при

взаимодействии с О2 оксид, а не пероксид:

0 0 +1 -1

2Na + О2 = Na2O2

0 0 +1 -2

4Li + O2 = 2Li2O

2) Получение оксидов щелочных металлов из пероксидов

Оксиды щелочных металлов можно получить при действии

соответствующего металла на его пероксид:

+1 -1 0 +1 -2

Na2O2 + 2Na = 2Na2O

3) Разложение нерастворимых оснований

Разложению при нагревании подвергаются только нерастворимые и

малорастворимые гидроксиды:

t

Mg(OH)2 = MgO + H2O

4) Взаимодействие оксидов с металлами при нагревании

+2 -2 0 t 0 +1 -2

CaO + 2K = Ca + K2O

Амфотерные оксиды.

1. Химические свойства амфотерных оксидов

1) Амфотерные оксиды, в отличие от основных, не взаимодействуют

с водой 2) Взаимодействие с основными оксидами

Амфотерные оксиды проявляют двойственные свойства, поэтому

могут реагировать как с веществами основного характера, так и кислотного

характера. При этом амфотерные оксиды проявляют слабые кислотные

свойства, поэтому могут реагировать только с сильными основными

оксидами, образованными щелочными и щелочноземельными металлами:

t

ZnO + Li2O = Li2ZnO2

t

Al2O3 + BaO = Ba(AlO2)2

3) Взаимодействие с основными гидроксидами

Амфотерные оксиды могут реагировать только с сильными

гидроксидами, образованными щелочными и щелочноземельными

металлами:

t

Cr2O3 + 2KOH = 2KCrO2 + H2O

t

ZnO + Ca(OH)2 = CaZnO2 + H2O

4) Взаимодействие с кислотными оксидами

Амфотерные оксиды проявляют слабые основные свойства, поэтому

взаимодействуют только с кислотными оксидами, образующими сильные

кислоты:

Fe2O3 + 3SO3 = Fe2(SO4)3

Al2O3 + 3N2O5 = 2Al(NO3)3

5) Взаимодействие с кислотами

Амфотерные оксиды проявляют слабые основные свойства, поэтому

взаимодействуют только с сильными кислотами:

Fe2O3 + 3H2SO4 = Fe2(SO4)3 + 3H2O

Al2O3 + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2O

6) Взаимодействие с металлами

+3 -2 0 t +3 -2 0

Cr2O3 + 2Al = Al2O3 + 2Cr

В данной реакции алюминий Al как более активный металл вытесняет

менее активный хром Cr.

7) Взаимодействие с сильными восстановителями

+2 -2 +2 -2 t 0 +4 -2

ZnO + CO = Zn + CO2

В данной реакции восстановителем является угарный газ СО (углерод

С+2 как восстановитель отдает 2ē и повышает степень окисления с +2 до +4),

а оксид цинка является окислителем (цинк Zn+2 как окислитель принимает 2ē

и понижает степень окисления с +2 до 0).

8) Взаимодействие с солями

Амфотерные оксиды, проявляя свойства кислотных оксидов, могут

реагировать с кислородосодержащими солями, при этом вытесняя более

летучий кислотный оксид из соли:

t

CaCO3 + ZnO = CaZnO2 + CO2↑

2. Получение амфотерных оксидов

1) Взаимодействие переходных металлов с кислородом

0 0 +2 -2

2Zn + O2 = 2ZnO

0 0 +3 -2

4Al + 3O2 = 2Al2O3

2) Взаимодействие металлов с оксидами

+3 -2 0 t +3 -2 0

Fe2O3 + 2Al = Al2O3 + 2Fe

3) Разложение амфотерных гидроксидов

Все амфотерные гидроксиды являются нерастворимыми в воде,

поэтому

легко

разлагаются

при

нагревании

с

образованием

соответствующего оксида и воды:

t

Zn(OH)2 = ZnO + H2O

4) Разложение солей

Все нерастворимые кислородосодержащие соли так же, как и

нерастворимые гидроксиды, способны при нагревании разлагаться с

образованием двух оксидов:

t

ZnCO3 = ZnO + CO2

t

2AlPO4 = Al2O3 + P2O5

Кислотные оксиды.

1. Химические свойства кислотных оксидов

1) Взаимодействие с водой

Все кислотные оксиды взаимодействуют с водой с образованием

кислот, кроме оксида кремния SiO2 (он не растворяется в воде, и

соответствующая ему кремниевая кислота H2SiO3 также в воде не

растворима).

P2O5 + 3H2O = 2H3PO4

SO3 + H2O = H2SO4

2) Взаимодействие с основными оксидами

При взаимодействии кислотных оксидов с оксидами и

гидроксидами металлов образуются соли, кислотные

остатки которых соответствуют кислотам, образующимся

из данных кислотных оксидов.

N2O5 + Na2O = 2NaNO3

CO2 + CaO = CaCO3

3) Взаимодействие с амфотерными оксидами

SO3 + ZnO = ZnSO4

Al2O3 + 3Cl2O7 = 2Al(ClO4)3

4) Взаимодействие с основными гидроксидами

CO2 + 2KOH = K2CO3 + H2O

5) Взаимодействие с амфотерными гидроксидами

3SO3 + 2Fe(OH)3 = Fe2(SO4)3 + 3H2O

6) Взаимодействие с солями

Кислотные оксиды способны реагировать с

кислородосодержащими солями, при этом только менее

летучий оксид может вытеснить более летучий оксид (при

t

этом он может быть газообразн ый, жидкий или твердый).

t

CaCO3 + SiO2 = CaSiO3 + CO2↑

В данной реакции твердый оксид кремния SiO2 вытесняет из соли

углекислый газ CO2. (газ обозначается знаком ↑)

t

Ca3(PO4)2 + 3SiO2 = 3CaSiO3 + P2O5

В данной реакции твердый оксид кремния SiO2 вытесняет из соли

также твердый оксид фосфора P2O5, так как является менее летучим (то есть

имеющим более высокие температуры плавления и кипения в отличие от

оксида фосфора P2O5).

2. Получение кислотных оксидов

1) Взаимодействие неметаллов с кислородом.

0 0 +4 -2

S + O2 = SO2

0 0 +4 -2

C + O2 = CO2

2) Разложение нерастворимых кислородосодержащих солей

t

MgCO3 = MgO + CO2

t

FeSiO3 = FeO + SiO2

3) Окисление кислородом сложных соединений

+2 -1 0 +3 -2 +4 -2

4FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2

CH4 + 2O2 = CO2 + 2H2O

Несолеобразующие оксиды.

К несолеобразующим оксидам относятся 4 оксида: CO, NO, N2O, SiO

1. Химические свойства несолеобразующих оксидов

Несолеобразующие оксиды не реагируют:

– с водой с образованием кислот;

– с оксидами металлов с образованием солей;

– не реагируют с гидроксидами металлов.

– не реагируют с солями.

Другими словами, они не вступают в кислотно – основные реакции,

но они могут вступать в окислительно-восстановительные реакции.

Например, CO и NO являются хорошими восстановителями:

+3 -2 +2 -2 t 0 +4 -2

Al2O3 + 3CO = 2Al + 3CO2

+2 -2 0 +4 -2

2NO + O2 = 2NO2

Оксид азота (I) N2O может проявлять окислительные свойства при

взаимодействии с сильными восстановителями, такими, как водород H2:

+1 -2 0 0 +1 -2

N2O + H2 = N2 + H2O

2. Получение несолеобразующих оксидов

+3 -2 0 t +2 -2 +2 -2

Fe2O3 + C = 2FeO + CO↑

-3 +1 +5 -2 t +1 -2 +1 -2

NH4NO3 = N2O↑ + 2H2O

0 +1+5 -2 +2 +5 -2 +2 -2 +1 -2

3Cu + 8HNO3 = 3Cu(NO3)2 + 2NO↑ + 4H2O

§ 5.4. ГИДРОКСИДЫ.

Основные гидроксиды (основания).

1. Химические свойства основных гидроксидов

1) Взаимодействие с кислотными оксидами

2NaOH + SO2 = Na2SO3 + H2O

Fe(OH)2 + N2O5 = Fe(NO3)2 + H2O

2) Взаимодействие с амфотерными оксидами

t

2KOH + ZnO = K2ZnO2 + H2O

3) Взаимодействие с кислотами

Cr(OH)2 + H2SO4 = CrSO4 + 2H2O

LiOH + HCl = LiCl + H2O

4) Взаимодействие с амфотерными гидроксидами

В твёрдом состоянии основные гидроксиды реагируют с

амфотерными гидроксидами только при нагревании следующим образом:

t

NaOH(тв) + Al(OH)3 (тв) = NaAlO2 + 2H2O

Когда вещества находятся в растворенном состоянии (в растворе), то

образуется комплексная соль при обычных условиях:

NaOH(р-р) + Al(OH)3 (р-р) = Na[Al(OH)4]

3NaOH(р-р) + Al(OH)3 (р-р) = Na3[Al(OH)6]

5) Взаимодействие с растворимыми солями, с образованием

нерастворимых гидроксидов

CuCl2 + 2KOH = Cu(OH)2↓ + 2KCl

Данная реакция является обменной, поэтому в ходе реакции должно

выполняться одно из условий протекания ионного обмена. В данном случае

здесь возможно образование только нерастворимого гидроксида.

Растворимость ионного соединения в воде (соли, кислоты,

гидроксида) можно узнать по таблице растворимости.

6) Разложение нерастворимых оснований

t

Mg(OH)2 = MgO + H2O

2. Получение основных гидроксидов

1) Взаимодействие оксидов щелочных и щелочноземельных металлов с

водой

0 +1 -2 +1 -2 +1 0

2Na + 2H2O = 2NaOH + H2↑

2) Взаимодействие

пероксидов

и

гидридов

щелочных

и

щелочноземельных металлов с водой

+1 -1 +1 -2 +1 -2 +1 0

2Na2O2 + 2H2O = 4NaOH + O2↑

+1 -1 +1 -2 +1 -2 +1 0

NaH + H2O = NaOH + H2↑

3) Взаимодействие оксидов щелочных и щелочноземельных металлов с

водой

Cs2O + H2O = 2CsOH

SrO + H2O = Sr(OH)2

4) Взаимодействие солей с сильными основаниями (получение

нерастворимых оснований)

FeCl2 + 2RbOH = Fe(OH)2↓ + 2RbCl

Амфотерные гидроксиды.

1. Химические свойства амфотерных гидроксидов

1) Взаимодействие с кислотными оксидами

Zn(OH)2 + SO3 = ZnSO4 + H2O

2) Взаимодействие с основными оксидами

t

2Al(OH)3 + K2O = 2KAlO2 + 3H2O

3) Взаимодействие с кислотами

Cr(OH)3 + 3HBr = CrBr3 + 3H2O

4) Взаимодействие с основными гидроксидами

t

2KOH(тв) + Zn(OH)2 (тв) = K2ZnO2 + 2H2O

2NaOH(р-р) + Zn(OH)2 (р-р) = Na2[Zn(OH)4]

Все амфотерные оксиды и гидроксиды не растворимы в

воде, но они могут растворяться либо только в сильных

кислотах, либо в сильных основаниях (щелочах) за счёт

химического взаимодействия.

5) Разложение при прокаливании (нагревании)

Все амфотерные гидроксиды не растворяются в воде, поэтому при

прокаливании будут разлагаться на амфотерный оксид и воду.

t

2Cr(OH)3 = Cr2O3 + 3H2O

2. Получение амфотерных гидроксидов

Амфотерные гидроксиды нельзя получить из переходных металлов, а

также из амфотерных оксидов, так как они не растворяются в воде.

Амфотерные гидроксиды можно получить при обменной реакции, при

которой соль, образованная ионами переходного металла, будет реагировать

с растворимым основанием:

Al(NO3)3 + 3LiOH = Al(OH)3↓ + 3LiNO3

ZnI2 + Ba(OH)2 = Zn(OH)2↓ + BaI2

§ 5.5. КИСЛОТЫ.

Наиболее важнейшие кислоты представлены в таблице 5.

№ Название кислоты

Формула Кислотный Соответствую-

Название

Сила

остаток

щий оксид*(1)

соли*(2)

кислоты

1

Угольная

H

2-2CO3

CO3

CO2

Карбонаты

Слабая

2

Кремниевая

H

2-2SiO3

SiO3

SiO2

Силикаты

Слабая

3

Азотная

HNO

-

3

NO3

N2O5

Нитраты

Сильная

4

Азотистая

HNO

-

2

NO2

N2O3

Нитриты

Слабая

5

Фосфорная

H

3-3PO4

PO4

P2O5

Фосфаты

Средняя

(ортофосфорная)

6

Метафосфорная

HPO

-

3

PO3

P2O5

Метафосфаты

Слабая

7

Серная

H

2-2SO4

SO4

SO3

Сульфаты

Сильная

8

Сернистая

H

2-2SO3

SO3

SO2

Сульфиты

Слабая

9

Сероводородная

H2S

S2-

-

Сульфиды

Слабая

10

Хромовая

H

2-2CrO4

CrO4

CrO3

Хроматы

Сильная

11

Дихромовая

H

2-2Cr2O7

Cr2O7

CrO3

Бихроматы

Сильная

(бихромовая)

(дихроматы)

12 Фтороводородная

HF

F-

-

Фториды

Слабая

(плавиковая)

13 Хлороводородная

HCl

Cl-

-

Хлориды

Сильная

(соляная)

14 Бромоводородная

HBr

Br-

-

Бромиды

Сильная

15 Йодоводородная

HI

I-

-

Йодиды

Сильная

16

Марганцевая

HMnO

-

4

MnO4

Mn2O7

Перманганаты Сильная

17

Синильная

HCN

CN-

-

Цианиды

Слабая

18

Уксусная

CH3COOH

CH3COO-

-

Ацетаты

Слабая

*(1) – соответствующий оксид – тот оксид, из которого возможно образование данной кислоты,

например, при взаимодействии с водой: N2O5 + H2O = 2HNO3, таким образом, кислоте HNO3

соответствует оксид N2O5.

*(2) – каждая кислота образует соли, например, кислота HCl может образовать соль NaCl,

название которой «хлорид натрия», BaCl2 – хлорид бария и т.д.

Табл. 5. Важнейшие кислоты.

1. Химические свойства кислот

1) Взаимодействие с металлами

Все растворы кислот (разбавленные кислоты) реагируют с

металлами с образованием газа водорода H

2, при этом

реакция возможна только с металлами, стоящими в ряду

напряжения до водорода H. Разбавленная азотная кислота

HNO

3 никогда не выделяет водород H2, так как является в

отличие от других разбавленных кислот сильным

окислителем.

+1 +6 -2 0 +2 +6 -2 0

H2SO4 + Sn = SnSO4 + H2↑

+1 -1 0 +2 -1 0

2HCl + Zn = ZnCl2 + H2↑

2) Взаимодействие с основными оксидами

2HI + MnO = MnI2 + H2O

H2SO4 + Na2O = Na2SO4 + H2O

3) Взаимодействие с амфотерными оксидами

2HNO3 + ZnO = Zn(NO3)2 + H2O

6HCl + Al2O3 = 2AlCl3 + 3H2O

4) Взаимодействие с основными гидроксидами

2H3PO4 + 3Ca(OH)2 = Ca3(PO4)2↓ + 6H2O

HCl + KOH = KCl + H2O

Реакции взаимодействия кислот с гидроксидами с

образованием соли и воды называются реакциями

нейтрализации.

5) Взаимодействие с амфотерными гидроксидами

H2SO4 + Zn(OH)2 = ZnSO4 + 2H2O

3HBr + Cr(OH)3 = CrBr3 + 3H2O

6) Взаимодействие с солями

Кислоты реагируют с солями при условии, что более сильная

кислота вытесняет более слабую, при этом должно

обязательно выполняться одно из условий протекания

обменных

реакций:

выделения

газа,

осадка

(малодиссоциирующего вещества) или воды. Первое условие

может нарушаться, если выполняется второе условие

(условие протекание обменных реакций)

2HCl + CaCO3 = CaCl2 + H2CO3

СО2↑ Н2О

В данной реакции более сильная соляная кислота HCl вытесняет более

слабую угольную кислоту H2CO3 (силу кислот можно посмотреть по таблице

5). При этом угольная кислота H2CO3, будучи слабой, имеет свойство при

образовании распадаться на углекислый газ CO2↑ и воду, то есть выполняется

2 условия протекания обменных реакций: выделение газа и воды.

HCl + AgNO3 = AgCl↓ + HNO3

В данной реакции нарушается правило о том, что более сильная

кислота вытесняет более слабую, но при этом выполняется условие

протекания обменных реакций – выпадение осадка, нерастворимого в

кислотах, поэтому реакция идет. Осадок обозначается знаком ↓

7) Разложение некоторых слабых кислот при нагревании

При нагревании способны разлагаться такие слабые кислоты, как

H2SiO3, H2CO3, H2SO3

t

H2SiO3 = SiO2↓ + H2O

t

H2SO3 = SO2↑ + H2O

2. Получение кислот

1) Взаимодействие кислотных оксидов с водой

SO3 + H2O = H2SO4

Cl2O7 + H2O = 2HClO4

2) Взаимодействие неметаллов с водородом

H2 + Cl2 = 2HCl

t

H2 + S = H2S

3) Взаимодействие солей с кислотами

Na2SiO3 + H2SO4 = Na2SO4 + H2SiO3↓

§ 5.6. СОЛИ.

1. Химические свойства солей

1) Взаимодействие с металлами

Металлы взаимодействуют с солями при условии, что более

активный металл вытесняет из соли менее активный

металл (активность металла определяется по ряду

напряжения).

0 +2 -1 +2 -1 0

Zn + CuCl2 = ZnCl2 + Cu↓

Цинк Zn вытесняет медь Cu из соли, так как стоит в ряду напряжения

металлов левее, чем Cu, поэтому является более активным металлом.

2) Взаимодействие с неметаллами

Неметаллы взаимодействуют с солями при условии, что

более активный неметалл вытесняет из соли менее

активный неметалл, то есть более сильный окислитель

вытесняет более слабый.

+1 -2 0 +1 -1 0

K2S + Cl2 = 2KCl + S↓

В данной реакции хлор Cl как более сильный окислитель вытесняет

серу S (изменение окислительных свойств элементов в периодической

системе было рассмотрено раннее).

3) Взаимодействие с кислотными и амфотерными оксидами

При этом обязательно должно выполняться условие: менее летучий

оксид вытесняет более летучий.

t

3CaSO3 + P2O5 = Ca3(PO4)2 + 3SO2↑

t

CaSO3 + ZnO = CaZnO2 + SO2↑

4) Взаимодействие с кислотами

Более сильная кислота может вытеснить более слабую из соли, или

сильная кислота может вытеснить сильную, но только при условии, что при

этом образуется газ, осадок или малорастворимое (малодиссоциирующее)

вещество.

K2S + 2HNO3 = 2KNO3 + H2S↑

BaCl2 + H2SO4 = BaSO4↓ + 2HCl

Нерастворимые соли могут растворяться только в

сильных кислотах, при этом обязательно должно

выполняться условие протекания обменных реакций: газ или

вода. Из нерастворимого соединения не может

образоваться новое нерастворимое соединение, поэтому

образование осадка в данном случае выпадает из условий

протекания реакции.

5) Взаимодействие с основаниями

Только растворимые соли могут взаимодействовать с

растворимыми

основаниями.

С

нерастворимыми

основаниями соли не взаимодействуют.

FeCl2 + 2KOH = Fe(OH)2↓ + 2KCl

Растворимая соль хлорид железа (II) FeCl2 взаимодействует с

растворимым основанием KOH. Так как реакция является обменной, то

должно выполняться одно из условий протекания обменных реакций. В

данном случае наблюдается одно из условий – образование

малорастворимого соединения (осадка).

6) Взаимодействие с солями

Две соли могут взаимодействовать друг с другом, если они

обе являются растворимыми.

Ba(NO3)2 + K2SO4 = BaSO4↓ + 2KNO3

В данную реакцию вступают две растворимые соли. Так как реакция

является обменной, то должно выполняться условие протекания реакций

ионного обмена. В данном случае возможно только образование

малорастворимого соединения (осадка).

7) Разложение солей

Малорастворимые и нерастворимые соли способны разлагаться при

нагревании (прокаливании). Обычно данные реакции разложения протекают

без изменения степеней окисления.

t

CaSO3 = CaO + SO2↑

2. Получение солей

Соли имеют большое количество способов получения. Здесь

представлены лишь основные способы:

1) металл + неметалл = соль

0 0 +1 -1

2 Na + Cl2 = 2NaCl

Не всегда взаимодействие металлов с неметаллами приводит к

образованию солей. Например: 0 0 +1 -3

3Na + P = Na3P

Данное вещество не является солью, так как в природе не существуют

ионы P3-, хотя ионы натрия существуют (Na+). Любая соль обязательно

состоит из ионов. Основные положительно- и отрицательно-заряженные

ионы присутствуют в таблице растворимости, поэтому существование тех

или иных ионов можно проверять по ней.

2) основной оксид + кислотный оксид = соль

Na2O + CO2 = Na2CO3

3) амфотерный оксид + кислотный оксид = соль

Al2O3 + 3SO3 = Al2(SO4)3

4) основной оксид + амфотерный оксид = соль

t

CaO + ZnO = CaZnO2

5) основной оксид + кислота = соль + вода

Li2O + 2HI = 2LiI + H2O

6) основной гидроксид + кислота = соль + вода

Fe(OH)2 + 2HNO3 = Fe(NO3)2 + 2H2O

7) амфотерный оксид + кислота = соль + вода

Cr2O3 + 6HCl = 2CrCl3 + 3H2O

8) амфотерный гидроксид + кислота = соль + вода

Zn(OH)2 + H2SO4 = ZnSO4 + 2H2O

9) кислотный оксид + основной гидроксид = соль + вода

P2O5 + 6NaOH = 2Na3PO4 + 3H2O

10) кислотный оксид + амфотерный гидроксид = соль + вода

Cl2O7 + Zn(OH)2 = Zn(ClO4)2 + H2O

11) амфотерный оксид + основной гидроксид = соль + вода

t

Al2O3 + 2NaOH = 2NaAlO2 + H2O

12) амфотерный гидроксид + основной оксид = соль + вода

t

2Al(OH)3 + Na2O = 2NaAlO2 + 3H2O

13) основной гидрооксид + амфотерный гидроксид = соль + вода

В твердом состоянии при сплавлении:

t

KOH(тв) + Cr(OH)3(тв) = KCrO2(тв) + 2H2O

В растворе:

3KOH + Cr(OH)3 = K3[Cr(OH)6]

14) Окисление солей

K2S + 2O2 = K2SO4

Особенности кислых солей.

Кислые соли содержат ионы водорода, соединенные с кислотным

остатком (NaHCO3, Ca(HSO3)2). Их можно получить таким же образом, как и

средние соли, например, при взаимодействии кислот с гидроксидами.

Например:

H2SiO3 + 2NaOH = Na2SiO3 + 2H2O

По данному химическому уравнению при взаимодействии одной

молекулы кремниевой кислоты H2SiO3 с двумя молекулами гидроксида

натрия NaOH образуется силикат натрия Na2SiO3. В данном случае два иона

водорода в кислоте замещаются полностью на два иона натрия, в итоге

получается средняя соль.

Взаимодействие между этими веществами может протекать по-иному:

H2SiO3 + NaOH = NaHSiO3 + H2O

В данном случае при взаимодействии одной молекулы кремниевой

кислоты H2SiO3 с одной молекулой гидроксида натрия NaOH образуется

кислая соль гидросиликат натрия NaHSiO3. Такая соль образовалась потому,

что один ион натрия смог заместить только один ион водорода, при этом

второй атом водорода попал в состав соли.

Таким образом, при двукратном избытке NaOH образуется средняя

соль Na2SiO3, а при одинаковом количестве веществ NaOH и H2SiO3

образуется кислая соль NaHSiO3.

Кислые соли – это продукты неполного замещения ионов

водорода в кислотах на ионы металлов.

Кислые соли также могут образовываться из средних солей при

добавлении к ним избытка соответствующей кислоты:

CaCO3 + H2O + CO2 = Ca(HCO3)2

H2CO3

В свою очередь, кислые соли способны переходить в средние при

добавлении основания или при нагревании:

Ca(HCO3)2 + Ca(OH)2 = 2CaCO3↓ + 2H2O

Ca(HCO3)2 + 2NaOH = CaCO3↓ + Na2CO3 + 2H2O

t

Ca(HCO3)2 = CaCO3↓ + H2O + CO2↑

H2CO3

Особенности основных солей.

Основные соли содержат в составе гидроксогруппы OH (гидроксид-

ионы OH-). Основные соли можно получить при взаимодействии гидроксида

с кислотой, при этом не все гидроксо-группы должны заместиться на анионы

кислотного остатка: Fe(OH)2 + HCl = FeOHCl + H2O

При взаимодействии 1 молекулы Fe(OH)2 с 1 молекулой HCl

происходит замещение только одного гидроксид-иона ОН- на ион хлора Cl-,

при этом второй гидроксид-ион остается в соли. Таким образом, образуется

основная соль гидроксохлорид железа (II) FeOHCl.

При взаимодействии 1 молекулы Fe(OH)2 с 2 молекулами HCl

происходит замещение двух гидроксид-ионов ОН- на ионы хлора Cl-, при

этом происходит полное замещение всех гидроксид-ионов ОН- на ионы Cl-,

образуется средняя соль:

Fe(OH)2 + 2HCl = FeCl2 + 2H2O

Основные соли – это продукты неполного замещения

гидроксид-ионов ОН- в гидроксидах на ионы кислотных

остатков.

Основные соли можно получить также при взаимодействии средних

солей с избытком гидроксида:

CaCl2 + Ca(OH)2 = 2CaOHCl

Средние соли можно получить из основных солей путем добавления кислоты

или при нагревании:

ZnOHCl + HCl = ZnCl2 + H2O

2ZnOHCl + H2SO4 = ZnCl2 + ZnSO4 +2H2O

t

(CuOH)2CO3 = CuCO3 + Cu(OH)2

ГЛАВА 6.

МЕТОД ЭЛЕКТРОННОГО БАЛАНСА. ОПРЕДЕЛЕНИЕ

СТЕПЕНЕЙ ОКИСЛЕНИЯ В ГИДРОКСИДАХ,

КИСЛОТАХ, СОЛЯХ.

§ 6.1. МЕТОД ЭЛЕКТРОННОГО БАЛАНСА

Существуют сложные окислительно-восстановительные реакции,

которые очень трудно уравнивать подбором коэффициентов. Как правило, в

таких реакциях присутствует 4 и более веществ.

Рассмотрим следующую реакцию:

KMnO4 + NaNO2 + H2SO4 = MnSO4 + K2SO4 + NaNO3 + H2O

В данной реакции практически невозможно подобрать коэффициенты.

Для определения коэффициентов в окислительно-восстановительных

реакциях (ОВР) используют метод электронного баланса.

Данный метод используется только для ОВР. Вспомним, что главный

признак протекания ОВР – это изменение степеней окисления элементов в

ходе реакции, поэтому, сначала необходимо определить степени окисления

всех элементов в правой и левой части уравнения.

Определим степени окисления элементов в KMnO4:

В кислородосодержащих солях и кислотах отрицательную степень окисления

несет только кислород О, который, как правило, имеет степень окисления –2.

-2

KMnO4

Соответственно, положительный заряд приходится на остальные

элементы: K, Mn. В молекуле KMnO4 содержится 4 атома кислорода О,

поэтому суммарный отрицательный заряд равен: 4. (–2) = –8.

-2

KMnO4

-8

Вспомним принцип электронейтральности: любой атом или молекула,

в целом, всегда нейтральны, так как сумма положительных зарядов равна

сумме отрицательных. Так как суммарный отрицательный заряд в молекуле

KMnO4 равен –8, то суммарный положительный заряд равен +8.

-2

KMnO4

+8 -8

Заряд калия К+ всегда равен +1, так как он находится в I группе,

поэтому проявляет валентность и степень окисления только по номеру

группы. Так как суммарный положительный заряд приходится на К и Mn, то

заряд марганца Mn равен: 8–1 = 7. +1 +7 -2

KMnO4

+8 -8

Определим степень окисления элементов в H2SO4:

В кислотах точно такой же принцип определения степеней окисления,

как и в солях:

+1 +6 -2

H2SO4

+8 -8

Степень окисления водорода практически всегда равна +1. Так как в

молекуле H2SO4 2 атома водорода Н, то суммарный заряд атомов водорода Н

равен: 2. (+1) = +2. Степень окисления серы S равна: 8-2 = 6.

Определим степень окисления элементов в остальных веществах в

уравнении:

+1 +3 -2

NaNO2

+4 -4

+2 +6 -2

MnSO4

+8 -8

Марганец Mn находится в VII группе, поэтому для него характерно

несколько степеней окисления (+2, +4, +6, +7), поэтому его заряд можно

определить с помощью заряда аниона SO 2-2-

4 . Сульфат-ион SO4 имеет заряд

–2, поэтому заряд иона Mn2+ равен +2 согласно принципу

электронейтральности.

+1 +5 -2 +1 +6 -2 +1 -2

NaNO3 K2SO4 H2O

+6 -6 +8 -8 +2 -2

Запишем степени окисления всех элементов в уравнение:

+1 +7 -2 +1 +3 -2 +1 +6 -2 +2 +6 -2 +1 +6 -2 +1 +5 -2 +1 -2

KMnO4 + NaNO2 + H2SO4 = MnSO4 + K2SO4 + NaNO3 + H2O

Далее по степеням окисления элементов в правой и левой части

необходимо определить, какие элементы в ходе реакции изменяют свои

степени окисления. По уравнению видно, что марганец Mn изменяет степень

окисления с +7 до +2. Также азот N меняет степень окисления с +3 до +5.

Остальные элементы не меняют степени окисления в ходе ОВР.

Далее необходимо составить полуреакции для элементов, которые в

ходе реакции изменяют степени окисления. Электронные полуреакции

отображают электронные переходы с участием элементов, меняющих

степени окисления:

Mn+7 + 5ē Mn+2

N+3 –2ē N+5

Так как электрон несет заряд –1, то для понижения степени окисления

необходимо присоединять электроны, а для повышения – отдавать

электроны, так как при отдаче отрицательных частиц (электронов) в атоме

становится больше положительных частиц (протонов).

Далее определяем наименьшее общее кратное (НОК) для электронов,

которые отдаются и принимаются в ходе ОВР. Вычислим НОК для 5ē и 2ē:

НОК = 5. 2 = 10.

После этого находим коэффициенты для каждого элемента. Чтобы

определить коэффициент для элемента, необходимо разделить НОК на число

электронов, которые данный элемент отдает или принимает в ходе реакции.

Коэффициент для марганца Mn равен: 10/5 = 2. Коэффициент для азота N

равен: 10/2 = 5.

Mn+7 + 5ē Mn+2 2

N+3 –2ē N+5

10 5

Расставим полученные коэффициенты в уравнение. Для марганца Mn

мы получили коэффициент 2, для азота N – коэффициент 5.

2KMnO4 + 5NaNO2 + H2SO4 = 2MnSO4 + K2SO4 + 5NaNO3 + H2O

Полученными коэффициентами мы уравняли только 2 элемента,

остальные химические элементы нам необходимо уравнять простым

подбором коэффициентов, при этом необходимо помнить, что водород Н

уравнивается в предпоследнюю очередь, а кислород О – в последнюю.

Калий К уравнен (в правой и левой части по 2 атома). Натрий Na

уравнен (в правой и левой части по 5 атомов). В левой части 1 атом серы S, в

правой – 3 атома (2 атома в MnSO4 с учетом коэффициента 2, 1 атом в

K2SO4). Чтобы уравнять серу, необходимо перед H2SO4 поставить 3, тогда в

правой и левой части станет по 3 атома серы:

2KMnO4 + 5NaNO2 + 3H2SO4 = 2MnSO4 + K2SO4 + 5NaNO3 + H2O

Мы уравняли все элементы, кроме водорода Н и кислорода О.

Сначала уравняем водород Н. В левой части 6 атомов Н, в правой – 2. Перед

H2O поставим коэффициент 3, тогда в правой и левой части станет по 6

атомов Н:

2KMnO4 + 5NaNO2 + 3H2SO4 = 2MnSO4 + K2SO4 + 5NaNO3 + 3H2O

Теперь осталось посчитать, совпадает ли у нас число атомов

кислорода О в правой и левой частях. В обеих частях уравнения по 30 атомов

кислорода О. Все элементы уравнены.

Часто в заданиях на составление электронного баланса для

определения коэффициентов требуется определить окислитель и

восстановитель. Это легко определить по полуреакциям. Если обратиться к

полуреакциям, то присоединяет электроны марганец Mn+7, поэтому он

является окислителем:

Mn+7 + 5ē Mn+2

Азот N+3 отдает электроны, поэтому он является восстановителем:

N+3 –2ē N+5

Записывать, кто является окислителем и восстановителем, можно

либо для веществ, в которых содержаться элементы, меняющие степени

окисления:

KMnO4 – окислитель

NaNO2 – восстановитель

- либо для элементов, меняющих заряды, с указаниями их степени окисления:

Mn+7 – окислитель

N+3 – восстановитель

Главный недостаток электронного баланса то, что с помощью него

нельзя определить сразу все коэффициенты, приходиться методом подбора

находить недостающие коэффициенты, чтобы уравнять все элементы в

реакции.

Уравняем еще одну реакцию с помощью метода электронного

баланса:

K2Cr2O7 + FeCl2 + HCl = CrCl3 + FeCl3 + KCl + H2O

Определим степени окисления всех элементов:

+1 +6 -2 +2 -1 +1 -1 +3 -1 +3 -1 +1 -1 +1 -2

K2Cr2O7 + FeCl2 + HCl = CrCl3 + FeCl3 + KCl + H2O

Изменяют степени окисления Cr и Fe, составим для них полуреакции:

2Cr+6 + 6ē 2Cr+3 1

Fe+2 –1ē Fe+3

6 6

Обратите внимание, что в уравнении слева хром Cr имеет индекс 2,

поэтому в полуреакции следует также взять 2 атома хрома Cr:

2Cr+6 + 6ē 2Cr+3

Чтобы один атом Cr+6 перешел в один атом Cr+3, необходимо

присоединить 3 электрона, а для того, чтобы 2 атома хрома 2Cr+6 перешли в 2

атома хрома 2Cr+3, необходимо присоединить 6 электронов:

2Cr+6 + 6ē 2Cr+3

Расставим полученные коэффициенты в уравнение:

K2Cr2O7 + 6FeCl2 + HCl = 2CrCl3 + 6FeCl3 + KCl + H2O

Далее методом подбора определяем остальные коэффициенты:

K2Cr2O7 + 6FeCl2 + 14HCl = 2CrCl3 + 6FeCl3 + 2KCl + 7H2O

Определим окислитель и восстановитель:

K2Cr2O7 – окислитель

FeCl2 – восстановитель

Рассмотрим еще один пример:

0 +1 -2 +1 +1 -1 +1 +5 -2 +1 -2

Br2 + KOH = KBr + KBrO3 + H2O

В данной реакции изменяет степень окисления только бром Br, он

одновременно и понижает, и повышает степень окисления. Так как

изначально молекула брома Br2 состоит из 2-х атомов, то в полуреакциях

также берем Br2:

Br 02 + 2ē 2Br- 5

Br 0

10

2 –10ē 2Br+5 1

В данном случае 2-х атомная молекула брома Br2 переходит в 2 атома

брома Br, поэтому в случае атомов следует число записывать в виде

коэффициента 2Br, как было сделано в предыдущем случае с хромом

(2Cr+6 + 6ē = 2Cr+3).

Для молекулы Br2 по двум полуреакциям были получены

коэффициенты 5 и 1. В таком случае общий коэффициент для Br2 находится

путем сложения 2-х полученных коэффициентов: 1 + 5 = 6.

Для Br- общий коэффициент находится путем перемножения его

коэффициента 2 в полуреакции и найденного с помощью НОК коэффициента

5: то есть 2. 5 = 10. Расставим полученные коэффициенты в уравнение:

6Br2 + KOH = 10KBr + 2KBrO3 + H2O

Далее определим дополнительные коэффициенты:

6Br2 + 12KOH = 10KBr + 2KBrO3 + 6H2O

Далее можно упростить, разделив все коэффициенты в обеих частях

на одно и то же число 2, и в итоге получим конечное уравнение:

3Br2 + 6KOH = 5KBr + KBrO3 + 3H2O

Определим окислитель и восстановитель:

Br2 – окислитель

Br2 – восстановитель

Окислительно-восстановительные реакции, в которых один

элемент является одновременно и окислителем, и

восстановителем,

называются

реакциями

диспропорционирования.

ГЛАВА 7.

ТЕОРИЯ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ ДИССОЦИАЦИИ.

§ 7.1. ТЕОРИЯ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ

ДИССОЦИАЦИИ (ТЭД).

Теорию электролитической диссоциации (ТЭД) создал шведский

ученый Сванте Аррениус в 1887 году. Согласно данной теории все вещества

делятся на 2 категории: электролиты и неэлектролиты.

Электролиты – это вещества, способные при растворении в

воде или расплавлении распадаться на ионы и проводить

элекетрический ток.

Неэлектролиты – это вещества, не способные при

растворении в воде или расплавлении распадаться на ионы и

проводить элекетрический ток.

На ионы способны распадаться такие сложные вещества, как соли,

кислоты

и гидроксиды. Например, соляная кислота HCl в растворе способна

распадаться на ионы водорода H+ и хлорид-ионы Cl-.

Процесс распада электролита на ионы называется

электролитической диссоциацией.

Электролитическую диссоциацию можно описать химическим

уравнен ием. Для соляной кислоты HCl уравнение диссоциации выглядит

следующим образом:

HCl H+ + Cl-

Таким образом, с точки зрения ТЭД кислотам можно дать следующее

определение:

Кислоты – это электролиты, в растворах и расплавах

способные распадаться на катионы водорода H+ и анионы

кислотного остатка.

Гидроксиды состоят из катионов металлов и анионов гидроксогрупп

ОН-. Пр имеры уравнений диссоциации гидроксидов:

NaOH Na+ + OH-Ba(OH) 2 Ba2+ + 2OH-

Гидроксиды – это электролиты, в растворах и расплавах

способные распадаться на катионы металла и анионы

гидроксогрупп OH-.

Соли состоят из катионов металлов и анионов кислотных остатков.

Пример ы уравнений диссоциации средних солей:

K

2-2CO3 2K+ + CO3

Al

2-2(SO4)3 2Al3+ + 3SO4

Соли – это электролиты, в растворах и расплавах способные

распадаться на катионы металла и анионы кислотного

остатка.

В кислых солях анионы кислотных остатков соединяются с ионами

водорода H+, при этом образуются новые анионы (гидроанионы). Например,

если карбонат-ион CO 2-3

соединится с ионом водорода H+, то образуется

гидрокарбонат-ион HCO -3. Уравнения диссоциации кислых солей выглядят

следующим образом:

NaHS Na+ + HS-Ca(HCO

-

3)2 Ca2+ + 2HCO3

В основных солях катионы металлов соединяются с анионами

гидроксогрупп ОН-, при этом образуются новые катионы (гидроксокатионы).

При соединении катиона железа Fe3+ c гидроксид-ионом OH- образуется

новый гидроксокатион FeOH2+.Уравнения диссоциации основных солей

выглядят следующим образом:

FeOHCl2 FeOH2+ + 2Cl-

(CuOH)

2-2SO4 2CuOH+ + SO4

По способности распадаться на ионы электролиты разделяют на

сильные и слабые. Сильные электролиты полностью и необратимо

распадаются на ионы. Это значит, к примеру, если в воде растворить 100

молекул вещества, то все 100 молекул или хотя бы больше половины

распадутся на ионы без обратного их соединения в исходное вещество.

К сильным электролитам (электролитам) относятся все

растворимые соли, сильные кислоты и сильные основания

(гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов).

Слабые электролиты плохо распадаются на ионы, к примеру, при

растворе нии в воде из 100 молекул только 10 молекул распадутся на ионы.

Часто слабые электролиты приравнивают к неэлектролитам, а сильные

электролиты – к просто электролитам. Слабые электролиты также ещё

называют слабодиссоциирующими веществами.

К слабым электролитам (неэлектролитам) относятся все

нерастворимые соли, слабые кислоты и нерастворимые

гидроксиды.

К неэлектролитам также относятся все вещества, не

состоящие из ионов: все простые вещества, все оксиды,

неметаллические вещества (состоящие из двух неметаллов),

все органические вещества (за исключением растворимых

солей, образованных аминами и карбоновыми кислотами).

§ 7.2. СОСТАВЛЕНИЕ ПОЛНЫХ И КРАТКИХ ИОННЫХ

УРАВНЕНИЙ.

Ионные уравнения составляются по уравнениям ионного обмена.

Ионные уравнения отображают взаимодействие конкретных ионов, на

которые могут распадаться реагирующие вещества, являясь электролитами,

при этом в реакции могут присутствовать и вещества, не способные

распадаться на ионы (неэлектролиты). В ионных уравнениях обязательно

должны присутствовать ионы, иначе уравнения будут являться обычными

молекулярными.

Составим полное и краткое ионное уравнения по молекулярному

уравнению ионного обмена:

NaOH + HCl = NaCl + H2O

Составим полное ионное уравнение. Для этого необходимо разложить

все вещества в реакции на ионы, если они являются электролитами и

способны распадаться на ионы. Вещества, не являющиеся электролитами и

не способные распадаться на ионы, следует оставить в том виде, в котором

они записаны в молекулярном виде. NaOH является сильным электролитом,

так как является гидроксидом щелочного металла (щелочью), поэтому

распадается на ионы. HCl является электролитом, так как сильная кислота.

NaCl является электролитом, так как данная соль растворима. H2O не

является электролитом, на ионы не распадается. Полное ионное уравнение

выглядит следующим образом:

Na+ + OH- + H+ + Cl- = Na+ + Cl- + H2O

Чтобы записать краткое ионное уравнение, необходимо сократить

одинаковые ионы в правой и левой части, учитывая их количество:

Na+ + OH- + H+ + Cl- = Na+ + Cl- + H2O

После сокращения остается краткое ионное уравнение:

OH- + H+ = H2O

Таким образом, краткое ионное уравнение отображает суть реакции.

Суть такова, что ионы водорода H+ соединяются с гидроксид-ионами OH-,

при этом образуется малодиссоциирующее вещество вода H2O.

Рассмотрим следующую реакцию:

Al2(SO4)3 + 3BaCl2 = 2AlCl3 + 3BaSO4↓

Запишем полное ионное уравнение:

2Al3+ + 3SO 2-4 + 3Ba2+ + 6Cl- = 2Al3+ + 6Cl- + 3BaSO4

Обратите внимание, что количество хлорид-ионов Cl- в правой и

левой частях находилось как произведение индекса атомов хлора на

коэффициент перед веществом, содержащим данный ион Cl-. BaSO4 является

нерастворимой солью, поэтому не распадается на ионы.

2Al3+ + 3SO 2-4 + 3Ba2+ + 6Cl- = 2Al3+ + 6Cl- + 3BaSO4

3SO 2-4 + 3Ba2+ = 3BaSO4

В данном полученном кратком ионном уравнении можно сократить

коэффициенты, разделив обе части на 3.

3SO 2-4 + 3Ba2+ = 3BaSO4

Окончательное краткое ионное уравнение выглядит следующим

образом:

SO 2-4 + Ba2+ = BaSO4

Суть реакции такова, что сульфат-ионы SO 2-4 соединяются с ионами

Ba2+, при этом образуется нерастворимое соединение BaSO4.

CaCO3 + 2HNO3 = Ca(NO3)2 + H2CO3

H2O CO2↑

Составим полное ионное уравнение. CaCO3 является нерастворимой

солью, поэтому не распадается на ионы. HNO3 – сильная кислота, поэтому

распадается на ионы, угольная кислота H2CO3 является слабой кислотой,

поэтому не распадается на ионы, более того, она распадается на углекислый

газ и воду, которые не являются электролитами и не распадаются на ионы.

CaCO

-

-

3 + 2H+ + 2NO3 = Ca2+ + 2NO3 + H2O + CO2↑

CaCO3 + 2H+ = Ca2+ + H2O + CO2↑

Суть реакции такова, что ионы водорода H+ замещают катионы Са2+,

образуя угольную кислоту Н2СО3, которая является слабым электролитом,

при этом она распадается на СО2 и Н2О.

CaBr2 + 2LiNO3 = Ca(NO3)2 + 2LiBr

Ca2+ + 2Br- +2Li+ + 2NO -

-

3 = Ca2+ + 2NO3 + 2Li+ + 2Br-

В данном ионном уравнении всё сокращается, это означает, что

данная реакция не может протекать. В результате ионного обмена

образуются растворимые соли Ca(NO3)2 и LiBr, то есть не выполняется ни

одно из условий протекания реакций ионного обмена (газ, вода, осадок или

малодиссоциирующее вещество).

При внесении в раствор соли CaBr2 и LiNO3 распадаются на ионы, так

как являются растворимыми. При этом образованные ионы Ca2+, Br-, Li+, NO -3

не вступают в химическое взаимодействие между собой, поэтому могут

существовать вместе в одном растворе одновременно.

Ионы могут находиться вместе в растворе одновременно,

если они не образуют малодиссоциирующее вещество (газ,

вода, осадок и т.д.).

Например, могут ли существовать в растворе ионы Ba2+ и SO 2-4 ? По таблице

раствор имости соль BaSO 4не растворима в воде, поэтому не может обратно

распадаться на ионы Ba2+ и SO 2-4 :

Ba2+ + SO 2-4 = BaSO4↓

Соответственно, ионы Ba2+ и SO 2-4 не могут одновременно находиться в

растворе.

ГЛАВА 8.

ОСНОВНЫЕ ХИМИЧЕСКИЕ ВЕЛИЧИНЫ.

§ 8.1. ОСНОВНЫЕ ХИМИЧЕСКИЕ ВЕЛИЧИНЫ

1. ν (ню) – количество вещества, единицы измерения – моль.

Количество вещества в последнее время часто обозначают еще буквой “n”.

1 моль любого вещества – это такое количество вещества,

которое содержит 6,02 . 1023 молекул или атомов.

2.

NA – число Авогадро, NA = 6,02 . 1023 моль-1 = const (является

постоянным числом)

Формула расчета количества вещества через число частиц:

ν = 𝑁𝑁

NA

Где N – число частиц вещества (молекул, атомов или ионов)

3. m – масса вещества, измеряется в граммах (г).

4. M (М) – молярная масса вещества. Единицы измерения – г/моль.

Численно совпадает с молекулярной массой вещества Mr или атомной массой

Ar и определяется по таблице Менделеева.

Формула расчета количества вещества через массу вещества:

ν = 𝑚𝑚

M

5. V – объём вещества, измеряется в литрах (л).

6. Vm – молярный объём. Vm = 22,4 л/моль = const. Химический смысл

данной величины: 1 моль любого газа при обычных условиях (температура

25 0С, давление 101, 325 кПа) занимает объём, равный 22,4 л. Это

утверждение справедливо только для газов.

Формула расчета количества вещества через объём вещества (только

для газов):

ν = 𝑉𝑉

Vm

7. ω (амега) – массовая

доля растворённого вещества в растворе.

Измеряется в процентах (%), либо безразмерная величина, если записывается

в виде десятичной дроби. Если ω измеряется в %, тогда 0 < ω < 100. Если ω

является безразмерной величиной и записывается в виде десятичной дроби,

то 0 < ω < 1.

Раствор всегда состоит, как минимум, из 2-х компонентов:

растворитель и растворённое вещество. Растворителем является вещество,

которое находится в наибольшем количестве в растворе. Растворённое

вещество, соответственно, находится в меньшем количестве, чем

растворитель. При этом раствор по идее должен иметь такое же агрегатное

состояние, как и растворитель. В растворе может находиться несколько

растворённых веществ, но растворитель всегда только один. Например, если

10 грамм поваренной соли растворить в 100 граммах воды, то получится в

результате водный раствор соли, в котором растворённым веществом

является поваренная соль (находится в меньшем количестве), растворителем

– вода (находится в наибольшем количестве). В растворе, как правило, все

вещества находятся в одном агрегатном состоянии – агрегатном состоянии

растворителя. При растворении в воде поваренная соль перейдет из твердого

в жидкое агрегатное состояние, как и вода. Если в воду бросить кусок железа,

то металл не растворится в воде, останется в твердом состоянии, поэтому

раствор не образуется.

Формула расчета массовой доли:

Для массовой доли в %:

ω = 𝑚𝑚р.в ∗ 100%

𝑚𝑚р−ра

Для массовой доли в виде де сятичной дроби:

ω = 𝑚𝑚р.в

𝑚𝑚р−ра

Где m

р.в. – масса растворенного вещества, mр-ра – масса раствора.

Масса раствора складывается из масс всех растворённых веществ и

растворителя:

mр-ра = mр.в. + mр-ля, где mр-ля – масса растворителя (воды).

В школьном курсе химии рассматриваются, в основном, только

водные растворы, где растворителем является вода.

Массовую долю вещества можно рассчитать не только для растворов,

но и для жидких, твердых, газовых смесей:

ω = 𝑚𝑚в−ва

𝑚𝑚смеси

Где mв-ва – масса вещества в смеси, для которого рассчитывается

массовая доля, mсмеси – масса смеси, рассчитывается сложением масс всех

компонентов.

8. ρр-ра – плотность раствора, единицы измерения – г/мл.

𝜌𝜌р−ра = 𝑚𝑚р−ра

Vр−ра

Где mр-ра – масса раствора (г), Vр-ра – объём раствора (мл).

Плотность, как правило, используется для твердых и жидких веществ.

9. С – молярная концентрация раствора, единицы измерения (моль/л)

С = 𝜈𝜈р.в

V

р−ра

Где νр.в. – количество растворенного вещества, моль, Vр-ра – объем

раствора (л)

Единицы измерения моль/л часто записывают в виде большой буквы

«М». Например, раствор с концентрацией вещества 1 моль/л записывают в

виде 1М раствора.

10. D – относительная плотность, безразмерная величина.

Относительная плотность считается только для веществ в газообразном

агрегатном состоянии. D для определенного вещества всегда рассчитывается

относительно другого вещества, которое также, как правило, находится в

газообразном агрегатном состоянии.

Формула расчета относительной плотности газа кислорода по газу азоту:

𝐷𝐷𝑁𝑁 (O

2

2) = M(O2)

M(N2)

Где M (O

2) – молярная масса газа кислорода, М (N2) – молярная масса

газа азота.

ГЛАВА 9. СКОРОСТЬ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ.

ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ.

§ 9.1.СКОРОСТЬ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ.

Любую химическую реакцию можно охарактеризовать с точки зрения

скорости её протекания.

Скорость химической реакции (υ) – это химическая величина,

равная отношению изменения концентрации вещества к интервалу времени,

за которое произошло это изменение:

𝜐𝜐 =+ С

∆

− 𝑡𝑡∆

Где ∆С – изменение концентрация вещества (моль/л), ∆t – интервал

времени, за который произошло это изменение (с – секунды).

∆С = С2 – С1, где С1 – начальная концентрация вещества, С2 –

конечная концентрация вещества.

Знак «+–» в формуле используется с той целью, что если ∆С > 0, то

перед формулой ставится знак «+», а если ∆С < 0, то перед формулой

ставится знак «–». Это делается для того, чтобы скорость реакции υ всегда

принимала положительные значения, так как по смыслу она не может

принимать отрицательные значения. Например, рассмотрим реакцию:

HCl + NaOH = NaCl + H2O

Допустим, что начальная концентрация HCl составляет 5 моль/л.

После того, как началась реакция, через 30 секунд концентрация HCl

составляет 3,5 моль/л.

∆С = С2 – С1 = 3,5 моль/л – 5 моль/л = - 1,5 моль/л

∆t = 30 с

−1,5 моль/л

моль

𝜐𝜐 = −

30 с

= 0,05 л ∗ с

В формуле знак « –» использовался для того, чтобы скорость реакции υ

приняла положительное значение.

Рассмотрим другое условие: после начала реакции спустя 5 мин

концентрация соли NaCl составляла 4 моль/л

С1 = 0 (до начала реакции соли в растворе не было, она стала

образовываться в результате реакции)

С2 = 4 моль/л

∆С = С2 – С1 = 4 моль/л – 0 = 4 моль/л

∆t = 5 мин = 5. 60с = 300с (минуты переводим в секунды)

4 моль/л

моль

𝜐𝜐 = 300

с = 0,013 л ∗ с

Данная формула для расчета скорости реакции пригодна только для

гомогенных систем, где все вещества находятся в одном агрегатном

состоянии. Например, при растворении веществ в воде они все переходят в

жидкое агрегатное состояние, так же, как и вода. Растворы являются

гомогенными системами, также воздушные смеси (в них все вещества

находятся в газообразном агрегатном состоянии).

В гетерогенных системах вещества находятся в разных агрегатных

состояниях. Например, аэрозоли, духи, парфюмы, спреи содержат твердые и

жидкие взвешенные частицы в воздушной среде.

Гомогенные системы – это системы, в которых все

вещества находятся в одном агрегатном состоянии

(растворы, воздушные смеси).

Гетерогенные системы – это системы, в которых

вещества находятся в разных агрегатных состояниях

(аэрозоли, спреи, эмульсии).

В гомогенных системах частицы веществ равномерно распределяются

по всему объему за счёт диффузии – беспрепятственного проникновения

частиц одного вещества в объем другого вещества, и реакция протекает по

всему объему системы, поэтому определяющей величиной для расчёта

скорости реакции является концентрация. В гетерогенных системах не

происходит процесс растворения и проникновения веществ, поэтому в них

определяющую роль играет площадь соприкосновения фаз (веществ в разных

агрегатных состояниях) – граница раздела фаз, так как реакция протекает

только по поверхности соприкосновения веществ.

Формула для расчета скорости реакции в гетерогенных системах:

𝜐𝜐 =+ ν

∆

− S∗ 𝑡𝑡∆

Где

∆ν – это изменение количества вещества в ходе реакции (моль), S

– это площадь соприкосновения веществ в разных агрегатных состояниях

(площадь границы раздела фаз), измеряется в единицах площади (см2, м2 и

т.д.) Скорость химической реакции зависит от концентрации веществ и

не зависит от времени. Это отображает Закон действующий масс.

Например, рассмотрим реакцию:

N2 + 3H2 = 2NH3.

Закон действующих масс: скорость реакции равна

произведению константы скорости на концентрации

веществ, вступивших в данную реакцию, возведенные в

степени, соответствующие их стехиометрическим

коэффициентам в уравнении реакции.

NH3 образуется из азота N2 и водорода H2, которые вступают между

собой в реакцию, поэтому именно их концентрации будут использоваться в

выражении скорости реакции.

Согласно Закону действующих масс запишем выражение для

скорости реакции образования аммиака NH3:

υ = k.[N2].[H2]3

Где k – это константа скорости реакции, она численно равна скорости

реакции при концентрациях реагирующих веществ, равных 1 моль/л

.[N2] – концентрация азота, в уравнении коэффициент перед N2 равен

1, поэтому степень, в которую возведена концентрация азота .[N2], также

равна 1. .[H2] – концентрация водорода, в уравнении коэффициент перед H2

равен 3, поэтому степень, в которую возведена концентрация водорода .[H2],

также равна 3.

Из выражения Закона действующих масс видно, что скорость реакции

не зависит от времени.

Факторы, влияющие на скорость химической реакции.

1. Природа веществ (агрегатное состояние, тип химической связи,

кристаллической решетки и т.д.). Наивысшая скорость реакции наблюдается

в газообразных (воздушные смеси) и жидких (растворы) гомогенных

системах. В системах, где появляется граница раздела фаз, скорость реакции

существенно понижается (гетерогенные системы).

Например, даны 4 системы: железо в соляной кислоте, цинк и

кислород, железа и сера, растворы гидроксида натрия и серной кислоты.

Наиболее высшая скорость реакции будет наблюдаться в системе с

растворами гидроксида натрия и серной кислоты, так как это гомогенная

жидкая система, и реакция будет протекать во всем объеме системы в

результате перемешивания и высокой диффузии. В других системах будет

присутствовать граница раздела фаз, при этом скорость реакции будет

существенно понижаться. (железо и соляная кислота – граница раздела

«твердое-жидкость», цинк и кислород – граница раздела «твердое-газ»,

железо и сера – граница раздела «твердое-твердое».

2. Концентрация (для гомогенных систем). При повышении

концентрации реагирующих веществ скорость реакции повышается.

Обратите внимание, что влияние на скорость реакции оказывает изменение

концентрации только тех веществ, которые вступают в реакцию.

N2 + 3H2 = 2NH3

Например, в выше написанной реакции увеличение или уменьшение

концентрации NH3 никак не повлияет на скорость реакции, так как вклад в

скорость реакции вносят только концентрации N2 и H2, согласно Закону

действующих масс: υ = k.[N2].[H2]3. При уменьшении концентрации H2

скорость реакции будет уменьшаться.

3. Площадь соприкосновения веществ (граница раздела фаз) и

количество веществ для гетерогенных систем.

В гетерогенных системах влияние на скорость реакции оказывает не

концентрация, а граница раздела фаз. Например, при обжиге в кислороде

железа скорость реакции существенно увеличиться, если измельчить твердый

металл, так как при этом увеличиться площадь соприкосновения фаз.

Увеличение концентрации кислорода мало повлияет на скорость реакции, так

как реакция протекает только на поверхности металла. Увеличение

количества металла также увеличит скорость реакции, так как при этом

увеличится площадь соприкосновения фаз, а значит, увеличится и скорость

реакции.

4. Давление (только для газов).

При увеличении давления уменьшится объем газа, соответственно,

увеличится концентрация (концентрация обратно пропорциональна объему,

согласно формуле расчета концентрации). При увеличении концентрации

увеличится скорость реакции, поэтому при увеличении давления скорость

растет, если в системе есть газы, если нет, то не повлияет на скорость.

5. Температура.

При увеличении температуры скорость реакции всегда возрастает.

6. Катализаторы и ингибиторы.

Катализаторы и ингибиторы – это вещества, ускоряющие и

замедляющие скорость реакции. Катализаторы ускоряют реакцию,

ингибиторы – замедляют.

§ 9.2.ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ.

В природе существуют обратимые и необратимые химические

реакции. Необратимые реакции – это реакции, которые протекают только в

прямом направлении, например:

4Fe + 3O2 2Fe2O3

Данная реакция может протекать только в прямом направлении слева

направо, то есть железо Fe реагирует с кислородом O2 с образованием оксида

Fe2O3. В обратном направлении реакция протекать не может, то есть обратно

оксид железа Fe2O3 не может разлагаться с образованием железа Fe и

кислорода O2.

Обратимые реакции – это реакции, которые способны одновременно

протекать как прямом, так и в обратном направлении. Например:

NH3 + H2O NH4OH

В данном случае может протекать как прямая реакция:

взаимодействие аммиака NH3 с водой H2O с образованием гидроксида

аммония NH4OH, так и обратная реакция: разложение гидроксида аммония

NH4OH с образованием аммиака NH3 и воды H2O.

При протекании обратимых реакций всегда наступает состояние

химического равновесия.

Химическое равновесие – это такое состояние, при котором

скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции.

При химическом равновесии концентрации исходных веществ и

продукто в реакции не изменяются с течением времени. Химическое

равновесие – динамический процесс. Если концентрации веществ не

меняются, это не значит, что реакция не протекает, просто за счёт равенства

прямой и обратной реакций, сколько веществ образуется за единицу времени

в прямой реакции, столько же этих веществ переходит обратно в исходные в

результате обратной реакции в ту же единицу времени. Поэтому визуально

изменений не наблюдается в ходе реакции.

Важной величиной для химического равновесия является константа

химического равновесия.

Рассмотрим химическую реакцию:

N2 + 3H2 = 2NH3

Выражение для скорости прямой реакции согласно Закону

действующих масс: υ

.

прям. = kпрям [N2].[H2]3

Выражение для скорости обратной реакции согласно Закону

действующих масс: υ

.

обр = kобр [NH3]2

При химическом равновесии скорость прямой реакции равна скорости

обратной реакции: : υпрям. = υобр

Отсюда: k .

.

прям [N2].[H2]3 = kобр [NH3]2

𝑘𝑘 прям [𝑁𝑁𝐻𝐻3]2

𝑘𝑘

=

обр

[𝑁𝑁2] ∗ [𝐻𝐻2]3

K = 𝑘𝑘 прям , где K – константа равновесия.

𝑘𝑘 обр

𝑘𝑘

К = прям = [𝑁𝑁𝐻𝐻3]2

𝑘𝑘 обр

[𝑁𝑁2]∗[𝐻𝐻2]3

Выражение константы равновесия через Закон действующих масс:

[𝑁𝑁𝐻𝐻3]2

К = [𝑁𝑁2]∗[𝐻𝐻2]3

Константа равновесия играет важную роль в определении

возможности протекания ре акции:

К<1 – реакция практически не протекает в прямом направлении при

данных условиях (преобладает обратная реакция)

К>1 – реакция протекает в прямом направлении (преобладает прямая

реакция над обратной)

К = 1 – реакция находится в состоянии химического равновесия.

Обратите внимание, что константа равновесия К не может принимать

отрицательные значения.

Изменяя условия, можно влиять на химическое равновесие, а именно,

смещать равновесие вправо или влево.

Если скорость прямой реакции выше скорости обратной, то

говорят, что прямая реакция преобладает над обратной, в

этом случае равновесие смещается в сторону продуктов

ре Ф

ак ак

ци т

и, о тры

о е , с в

т лия

ь вп ющ

раво. ие на химическое равновесие.

Если скорость обратной реакции выше скорости прямой, то

говорят, что обратная реакция преобладает над прямой, в

этом случае равновесие смещается в сторону исходных

веществ, то есть влево.

Принцип Ле Шателье: Если на систему оказывают внешнее

воздействие, то равновесие смещается в ту сторону, чтобы

ослабить это внешнее воздействие

С помощью принципа Ле Шателье, получившего название по

фамилии

ученого, были выведены все правила для факторов, влияющих на

химическое равновесие:

1. Концентрация. При увеличении концентрации исходных веществ

равновесие смещается вправо, при уменьшении концентрации исходных

веществ – влево.

При увеличении концентрации продуктов реакции равновесие

смещается влево, при уменьшении концентрации продуктов реакции –

вправо. Рассмотрим эти правила на примере реакции:

N2 + 3H2 = 2NH3

При увеличении концентрации азота N2 (или водорода H2) равновесие

сместится вправо, так как при увеличении скорости прямой реакции

концентрация азота N2 начнет быстрее уменьшаться (больше вещества азота

N2 будет переходить в продукт реакции NH3) – противодействие системы на

увеличение концентрации N2 с позиции правила Ле Шателье.

При уменьшении концентрации азота N2 (или водорода H2)

равновесие сместится влево, так как при этом увеличится скорость обратной

реакции, и концентрация азота N2 начнет возрастать (больше вещества азота

N2 будет образовываться при распаде NH3) – противодействие системы на

уменьшение концентрации N2 с позиции правила Ле Шателье.

2. Давление (только для систем, содержащих газы).

При увеличении давления в системе равновесие сместится в

сторону с меньшим объемом, при уменьшении давления – в

сторону с большим объемом.

N2(г) + 3H2(г) = 2NH3(г)

1 моль 3 моль 2 моль

4 моль 2Vm

4Vm

Согласно уравнению, 1 моль газа N2 вступает в реакцию с 3 моль газа

H2 (на то, что вещество находится в газообразном агрегатном состоянии,

указывает нижний индекс «г»). Количество вещества в молях, вступающее в

реакцию, определяется по коэффициенту перед этим веществом. Суммарно,

в левой части находится 4 моль газов. Вспомним, что 1 моль любого газа

занимает молярный объем, равный 22,4 л (Vm). Отсюда, в левой части

находится 4 молярных объема газов. Соответственно, в правой части

находится 2 молярных объема. Таким образом, при увеличении давления

равновесие сместится вправо, в сторону с меньшим объемом.

Рассмотрим другой пример:

CaCO3(тв) + 2HCl(ж) = CaCl2(ж) + H2O(ж) + CO2(г)

1 моль (1 Vm)

В левой части нет веществ в газообразном агрегатном состоянии

(CaCO3(тв) – твердый, HCl(ж) – жидкость), вещества в других агрегатных

состояниях не учитываются. Суммарный объем газов в левой части равен 0.

В правой части только CO2 является газом, его количество вещества 1 моль,

суммарный объем газов справа равен 1 молярному объему. При увеличении

давления равновесие сместиться влево, в сторону с меньшим объемом.

Н2(г) + Cl2(г) = 2HCl(г)

1 моль 1 моль 2 моль

2 моль (2Vm) 2Vm

Из уравнения видно, что в правой и левой части по 2 моль газов,

соответственно, суммарные молярные объемы слева и справа одинаковые (по

2 молярных объема). Таким образом, в данном случае увеличение или

уменьшение давления никак не повлияет на смещение равновесия, точнее,

равновесие никуда не сместится при изменении давления.

Как это объяснить с позиции правила Ле Шателье? При увеличении

давления система будет пытаться ослабить это воздействие по данному

правилу. Давление будет ослабляться, если равновесие сместится в сторону с

меньшим объёмом, так как при уменьшении объема внешняя сила,

оказывающая давление, будет терять точки соприкосновения, в которых

оказывается давление, за счёт этого давление будет ослабляться.

CaO(тв) + H2O(ж) = Ca(OH)2(тв)

В данной реакции нет газов ни в левой, ни в правой части уравнения,

поэтому изменение давления никак не повлияет на равновесие в системе.

3. Температура.

Чтобы понять, как температура влияет на смещение равновесия в

данной реакции, сначала необходимо определить, к какому типу относится

данная реакция по тепловому признаку – экзотермическая (реакция

протекает с выделением тепла) или эндотермическая (реакция протекает с

поглощением тепла).

В экзотермической реакции при увеличении температуры

равновесие сместиться влево, при уменьшении – вправо.

В эндотермической реакции при увеличении температуры

равновесие сместиться вправо, при уменьшении – влево.

П

опробуем объяснить данное правило с позиции правила Ле Шателье.

Рассмотрим следующую реакцию:

CH4 + 2O2 = CO2 + 2H2O + Q

Данная реакция является экзотермической (+Q), протекает с

выделением тепла, но это относится только к прямой реакции. Обратная же

реакция протекает всегда наоборот, в данном случае, с поглощением тепла ( –

Q). Допустим, внешнее воздействие – это увеличение температуры. По

правилу Ле Шателье система сама должна противодействовать, то есть

уменьшать температуру. Уменьшаться температура будет только тогда, когда

система будет поглощать тепло. Тепло поглощается только при

эндотермической реакции. Эндотермической реакцией, в данном случае,

является обратная реакция, поэтому равновесие будет смещаться в сторону

протекания обратной реакции, справа налево. Таким образом, в данном

случае при увеличении температуры равновесие сместится влево.

Если внешним воздействием будет являться уменьшение

температуры. Противодействие со стороны системы – это увеличение

температуры, которое будет наблюдаться при выделении тепла в результате

экзотермической реакции. Экзотермической является прямая реакция,

поэтому равновесие сместится в сторону прямой реакции, слева направо.

Таким образом, при уменьшении температуры равновесие сместиться вправо.

Рассмотрим следующий пример:

CaCO3 = CaO + CO2 – Q

При увеличении температуры система должна противодействовать,

наоборот, уменьшать температуру. Уменьшение температуры наблюдается

при поглощении тепла в эндотермической реакции. Эндотермической

является прямая реакция (–Q), поэтому при увеличении температуры

равновесие сместится вправо.

При уменьшении температуры система должна, наоборот, увеличивать

температуру. Увеличение температуры будет происходить при выделении

тепла в экзотермической реакции. Экзотермической будет являться обратная

реакция, поэтому при уменьшении температуры равновесие сместится влево.

Внесение катализаторов или ингибиторов в реакцию никак

не повлияет на смещение равновесия, так как они одинаково

будут ускорять или замедля

ть как прямую, так и обратную

реакцию.

ГЛАВА 10.

РЕАКЦИЯ ИНДИКАТОРОВ НА СРЕДУ В РАСТВОРЕ.

§ 10.1. РЕАКЦИЯ ИНДИКАТОРОВ НА СРЕДУ В РАСТВОРЕ.

В растворе можно создать 3 среды: нейтральную, кислую, щелочную.

Кислая среда характеризуется наличием избытка в растворе

свободных ионов водорода H+, которые образуются при диссоциации кислот

в растворе. Например, среда раствора соляной кислоты HCl является кислой,

так как HCl является сильным электролитом, поэтому в воде распадается на

ионы, при этом образуются свободные ионы H+:

HCl H+ + Cl-

Щелочная среда характеризуется наличием избытка в растворе

свободных гидроксид-ионов ОН-. Например, В растворе NaOH среда

щелочная, так как NaOH является сильным электролитом, поэтому в воде

распадается с образованием свободных гидроскид-ионов ОН-:

NaOH Na+ + OH-

В нейтральной среде существует равновесие между числом ионов

водорода H+ и гидроксид-ионов OH-. Вода является очень слабым

электролитом, но, тем не менее, в нейтральной среде существует следующее

равновесие между ионами водорода H+ и гидроксид-ионами OH-:

H2O H+ + OH-

Существование той или иной среды в растворе оказывает

существенное влияние на состояние веществ и частиц в растворе. Например,

кислая среда в воде неблагоприятна для хозяйственных нужд, так как

содержит большое количество ионов тяжелых металлов и является жесткой.

Но если создать щелочную среду в воде, то большинство металлов уйдет из

раствора засчет образования нерастворимых гидроксидов, которые выпадут в

осадок, при этом вода станет менее жесткой.

Для определения той или иной среды в растворе используют

индикаторы – вещества, при внесении изменяющие окраску раствора в

зависимости от среды. Наиболее распространенными индикаторами

являются фенолфталеин, лакмус и метилоранж.

В таблице 6 приведены основные индикаторы и их цвет в зависимости

от среды в растворе:

среда

индикатор

лакмус

фенолфталеин

метилоранж

нейтральная

фиолетовый

бесцветный

оранжевый

кислая

красный

бесцветный

красный

щелочная

синий

малиновый

желтый

Табл. 6. Цвет раствора в различных средах в зависимости от индикатора.

Характеристикой среды является водородный показатель pH, равный

отрицательному десятичному логарифму концентрации ионов водорода H+ в

растворе:

pH = – lgC +H

Где C +

H – концентрация ионов водорода H+ в растворе.

При pH < 7 в растворе наблюдается кислая среда

При pH > 7 в растворе наблюдается щелочная среда

При pH = 7 в растворе наблюдается нейтральная среда

Вообще, pH принимает значения от 0 до 14.

ГЛАВА 11.

ГИДРОЛИЗ.

§ 11.1. ТИПЫ ГИДРОЛИЗА.

Соли способны не только растворяться в воде, но и вступать с ней в

химическое взаимодействие.

Гидролиз – это химическое взаимодействие солей с водой.

Для протекания гидролиза соль обязательно должна распадаться на

ионы, т ак как в химическое взаимодействие вступают не молекулы соли, а

ионы, поэтому соль должна быть растворимой.

Рассмотрим все случаи гидролиза:

Гидролиз по катиону.

Рассмотрим гидролиз соли хлорида цинка ZnCl2.

Соль ZnCl2 является растворимой солью, поэтому может подвергаться

гидролизу. Данная соль образована слабым гидроксидом Zn(OH)2 и сильной

кислотой HCl. Напомним, что слабыми гидроксидами являются все, кроме

гидроксидов щелочных и щелочноземельных металлов. Сильными кислотами

являются HCl, HNO3, HClO4, H2SO4, HBr, HI.

Zn(OH)2 – слабый гидроксид

ZnCl2

HCl – сильная кислота

В данном случае, когда соль образована слабым гидроксидом и

сильной кислотой, гидролиз протекает по катиону. При этом образуется

основная соль и кислота, поэтому среда в растворе становится кислой (pH <

7).

Гидролиз, чаще всего, является ступенчатым и обратимым

процессом.

Рассмотрим гидролиз ZnCl2 по первой ступени:

I. ZnCl2 + H2O ZnOHCl + HCl

Zn2+ + 2Cl- + H2O ZnOH+ + Cl- + H+ + Cl-Zn2+ + H2O ZnOH+ + H+

По краткому ионному уравнению гидролиза по 1-ой ступени видно,

что ион Zn2+ вступает в химическое взаимодействие с молекулой воды, при

этом образуется гидроксо-ион ZnOH+, и ион водорода H+, который создает

кислую среду в растворе соли ZnCl2. Так как в химическое взаимодействие

вступает катион цинка Zn2+, то гидролиз протекает по катиону.

В данном случае гидролиз способен протекать также по 2-ой ступени,

но данный процесс протекает намного медленнее, нежели гидролиз по 1-ой

ступени.

II. ZnOHCl + H2O Zn(OH)2 + HCl

ZnOH+ + Cl- + H2O Zn(OH)2 + H+ + Cl-ZnOH+ + H2O Zn(OH)2 + H+

В гидролизе по 2-ой ступени образованная основная соль

гидроксохлорид цинка ZnOHCl вступает в реакцию с H2O, при этом

образуется нерастворимый гидроксид Zn(OH)2 и кислота HCl.

Гидролиз по аниону.

Рассмотрим гидролиз соли карбоната натрия Na2CO3.

Соль Na2CO3 является растворимой солью, поэтому может

подвергаться гидролизу. Данная соль образована сильным гидроксидом

NaOH и слабой кислотой H2CO3.

NaOH – сильный гидроксид

Na2CO3

H2CO3 – слабая кислота

Если соль образована сильным гидроксидом и слабой кислотой, то

гидролиз протекает по аниону. При этом образуется кислая соль и основание,

поэтому среда в растворе становится щелочной (pH > 7).

Рассмотрим гидролиз Na2CO3 по первой ступени:

I. Na2CO3 + H2O NaHCO3 + NaOH

2Na+ + CO 2-

-

3 + H2O Na+ + HCO3 + Na+ + OH-CO 2-

-

3 + H2O HCO3 + OH-

По краткому ионному уравнению гидролиза по 1-ой ступени видно,

что карбонат-ион CO 2-3 вступает в химическое взаимодействие с молекулой

воды, при этом образуется гидрокарбонат-ион HCO -3, и гидроксид-ион OH-,

который создает щелочную среду в растворе соли Na2CO3. Так как в

химическое взаимодействие вступает анион CO 2-3 , то гидролиз протекает по

аниону.

II. NaHCO3 + H2O NaOH + H2CO3

Na+ + HCO -3 + H2O Na+ + OH- + H2CO3

HCO -

3 + H2O OH- + H2CO3

В гидролизе по 2-ой ступени образованная кислая соль гидрокарбонат

натрия NaHCO3 вступает в реакцию с H2O, при этом образуется слабая

угольная кислота H2CO3 и сильное основание NaOH.

Гидролиз по катиону и аниону.

Рассмотрим гидролиз соли (NH4)2S.

Данная соль является растворимой, поэтому может подвергаться

гидролизу. Она образована слабым гидроксидом NH4OH и слабой кислотой

H2S:

NH4OH – слабый гидроксид

(NH4)2S

H2S – слабая кислота

Если соль образована слабым гидроксидом и слабой кислотой, то

гидролиз протекает одновременно по катиону и аниону. При этом образуется

соответствующая слабая кислота и слабое основание, поэтому среда не

изменяется, то есть остается нейтральной, или близкой к нейтральной (pH =

7).

(NH4)2S + 2H2O 2NH4OH + H2S

2NH +

4 + S2- + 2H2O 2NH4OH + H2S

По ионному уравнению гидролиза видно, что ионы NH +

4 и S2-

взаимодействуют с молекулами воды H2O, при этом образуется слабое

основание NH4OH и слабая кислота H2S. В химическом взаимодействии

участвуют одновременно и катион аммония NH +

4 , и анион S2-,поэтому

гидролиз протекает одновременно по катиону и аниону.

Гидролиз не протекает.

Соль не подвергается гидролизу, если она образована сильным

гидроксидом и сильной кислотой.

Соль CaSO4 является растворимой, поэтому может подвергаться

гидролизу.

Ca(OH)2 – сильный гидроксид

CaSO4

H2SO4 – сильная кислота

Соль CaSO4 образована сильным основанием Ca(OH)2 и сильной

кислотой H2SO4, поэтому гидролиз не протекает, при этом среда остается

нейтральной (pH = 7).

Соль также не подвергается гидролизу, если она является

нерастворимой. Например, соль AgCl не подвергается гидролизу, так как по

таблице растворимости является нерастворимой. Только ионы могут

подвергаться процессу гидролиза при взаимодействии с водой, а если соль не

распадается на ионы в растворе, то, соответственно, о гидролизе речи не

идет.

Необратимый гидролиз

(частный случай гидролиза по катиону и аниону).

Необратимый гидролиз характерен для солей, которые в таблице

растворимости имеют знак «–» или «?». Знак «–» означает, что данная соль

не может существовать в водном растворе. Знак «?» означает, что нет

достоверной информации о существовании данной соли.

В процессе необратимого гидролиза соль взаимодействует с

водой с образованием соответствующего гидроксида и

кислоты.

В большинстве случаев такие соли образованы слабым гидроксидом и

слабой кислотой, поэтому данный тип гидролиза можно отнести к гидролизу

по катиону и аниону. Как уже было отмечено, гидролиз – это обратимый и

очень медленный процесс, но необратимый гидролиз протекает очень

быстро, активно, при этом является необратимым процессом.

Рассмотрим гидролиз соли Al2S3:

Данная соль в таблице растворимости имеет знак «–», поэтому в воде

она не существует, необратимо реагирует с водой с образованием

соответствующего гидроксида Al(OH)3 и кислоты H2S:

Al2S3 + 6H2O 2Al(OH)3↓ + 3H2S↑

Совместный гидролиз

(частный случай необратимого гидролиза).

Совместный гидролиз протекает при смешении растворов двух солей,

при этом в результате ионного обмена должна образоваться соль, которая не

существует в водном растворе и подвергается необратимому гидролизу.

Например, смешали растворы солей CrCl3 и K2CO3. При смешении растворов

солей сначала протекает обменная реакция:

2CrCl3 + 3K2CO3 = Cr2(CO3)3 + 6KCl

Соль Cr2(CO3)3 не существует в водном растворе, поэтому

подвергается необратимому гидролизу:

Cr2(CO3)3 + 6H2O = 2Cr(OH)3↓ + 3H2CO3

H2O CO2↑

3

Cr2(CO3)3 + 6H2O = 2Cr(OH)3↓ + 3H2O + 3CO2↑

Cr2(CO3)3 + 3H2O = 2Cr(OH)3↓ + 3CO2↑

Теперь запишем общее уравнение совместного гидролиза, которое

включает в себя реакцию ионного обмена между солями и реакцию

необратимого гидролиза:

2CrCl3 + 3K2CO3 + 3H2O = 2Cr(OH)3↓ + 6KCl + 3CO2↑

Общее правило для определения типа гидролиза и среды раствора соли:

1. Е

сли

с

ол

ь

об

разована сильной кислотой и слабым

гидроксидом, то гидролиз протекает по катиону, среда

кислая (pH<7).

2. Если соль образована с

лабой кислотой и сильным

гидроксидом, то гидролиз протекает по аниону, среда

щелочная (pH>7).

3. Если соль образована с лабой кислотой и слабым

гидроксидом, то гидролиз протекает по катиону и аниону,

среда нейтральная или близкая к нейтральной (pH=7).

4. Если соль образована с

ильной кислотой и сильным

гидроксидом, то гид Г

ролиЛ

з АВ

не А

пр 1

от 2

ек.

ает, среда нейтральная

(pH=7). Если соль не Э

Л

расЕ тК

воТР

ри ОЛ

ма в ИЗ

вод . е , то гидролиз также

не протекает, сре§ д 12

а н .1

е .

йтЭ рЛ

ал Е

ьнКТ

ая (РО

pH Л

=7И

). З

ГЛАВА 12.

ЭЛЕКТРОЛИЗ.

§ 12.1. ЭЛЕКТРОЛИЗ.

Электролиз – это химичес кая реакция вещества под

действием электрического ток а.

Как оказалось, многие вещества испытывают химические

превращения при пропускании через них электрического тока. Другими

словами, они подвергаются химической реакции. Электролиз, в основном,

характерен для электролитов – солей, кислот и оснований.

Возьмем раствор сильного электролита – поваренной соли NaCl. В

ванну с раствором опустим два инертных электрода, которые соединены

проводами с источником тока, допустим, аккумулятором. Если к цепи также

подсоединить амперметр, то при включении тока на аккумуляторе амперметр

покажет наличие электрического тока в цепи отклонением стрелки, но если

вытащить электроды из раствора, то показания стрелки на амперметре

пропадут. Это означает, что в растворе электролита замыкается цепь, при

этом появляется электрический ток. В растворе электролита переносчиками

тока являются ионы – заряженные частицы, образующиеся при диссоциации

соли NaCl:

NaCl Na+ + Cl-

При пропускании электрического тока положительно-заряженные

ионы (катионы) Na+ будут скапливаться на одном электроде, а отрицательно-

заряженные ионы (анионы) Cl- будут скапливаться на другом электроде (рис.

22). Электрод, на котором скапливаются катионы, называется катодом.

Катод заряжен отрицательно, поэтому к нему и притягиваются

положительные ионы. Анионы, соответственно, скапливаются на аноде,

который заряжен положительно, иначе бы отрицательные ионы

отталкивались бы от него. Схема цепи электролиза показана на рисунке 22.

Рис. 22. Схема электролиза.

Химическая реакция протекает на электродах – катоде и аноде.

Электролиз является всегда окислительно-восстановительным

процессом. На катоде всегда протекает процесс восстановления, на аноде –

процесс окисления.

Электролиз может протекать как в растворах, так и в расплавах

электролитов. В растворах и расплавах электролиз протекает по-разному.

§ 12.2. ЭЛЕКТРОЛИЗ В РАСТВОРАХ.

При электролизе в водных растворах в химическом взаимодействии

часто принимает участие вода.

Правило катода:

1. Если электролит содержит

катионы металлов, стоящих в

ряду напряжения до Al, то н

а катоде протекает процесс

восстановления воды и выделен ие газа водорода Н2:

2Н2О + 2ē = Н2 + 2ОН-

Если электролит содержит к атионы водорода Н+, то на

катоде также образуется газ водород Н

2.

2. Если электролит содержит катионы металлов, стоящих в

ряду напряжения от Al до

Н, то на катоде протекают

одновременно процессы восст ановления воды и катионов

металла, образуется газ водо род Н2 и соответствующий

металл:

2Н2О + 2ē = Н2 + 2ОН-

Pb2+ + 2ē = Pb

3. Если электролит содержит катионы металлов, стоящих в

ряду напряжения после Н, то на катоде протекает

восстановление

катионов

металла,

образуется

соответствующий металл:

Cu2++ 2ē = Cu

Правило анода:

1. Если кислотный остаток сод ержит атомы кислорода (О),

то на аноде протекает процесс окисления воды с выделением

газа кислорода О2:

2Н2О - 4ē = О2 + 4Н+

Также на аноде образуется газ О2, если анионами являются

гидроксид-ионы ОН- или фторид-ион F-.

2. Если кислотный остаток является бескислородным, то на

аноде протекает процесс окисления аниона с образованием

соответствующего неметалла: 2Cl- - 2ē = Cl2

Рассмотрим несколько примеров электролиза водных растворов:

1. Раствор NaCl

Данная соль является растворимой, поэтому в воде распадается на

ионы:

NaCl Na+ + Cl-

К катоду (К) притягиваются катионы Na+, к аноду (А) притягиваются

анионы Cl-. Так как Na стоит в ряду напряжения металлов до Al, то на катоде

протекает процесс восстановления воды с образованием газа водорода Н2:

2Н2О + 2ē Н2 + 2ОН-

Так как кислотный остаток Cl- является бескислородным, то на аноде

происходит процесс окисления аниона с образованием соответствующего

неметалла:

2Cl- –2ē Cl2

Далее необходимо составить полуреакции по процессам, протекаемым

на катоде и аноде, точно так же, как и в методе электронного баланса,

определить наименьшее общее кратное (НОК) и коэффициенты:

2Н2О + 2ē Н2 + 2ОН- 1

2Cl2

–2ē Cl2 1

Далее необходимо сложить правые и левые части полуреакций с

учетом полученных коэффициентов (электроны не учитываются,

учитываются только вещества и ионы), в итоге получим полное ионное

уравнение электролиза:

2Cl- + 2Н2О = Н2 + 2ОН- + Cl2

Далее по ионному уравнению составляем окончательное

молекулярное уравнение электролиза. Для этого вместо ионов необходимо

записать вещества в молекулярном виде, в состав которых входят эти ионы.

Ионы Cl- содержались изначально в соли NaCl, поэтому вместо Cl- следует

записать NaCl, при этом необходимо сохранять коэффициенты. Ионы ОН-

должны соединяться с положительными ионами, в данной реакции

присутствуют только положительные ионы Na+. При соединении ионов Na+ и

ОН- образуется гидроксид NaOH, поэтому вместо ОН- необходимо записать

NaOH. Заменяем ионы на молекулы веществ, в состав которых входят данные

ионы, и получаем молекулярное уравнение электролиза:

2NaCl + 2Н2О = Н2 + 2NaOH + Cl2

(Молния над знаком «=» означает условие протекания реакции

электролиза – пропускание электрического тока)

Обратите внимание, что количество всех элементов в обеих частях

уже уравнено.

Рассмотрим процесс электролиза для соли:

2. Раствор CuSO4

К катоду притягиваются ионы Cu2+, к аноду – ионы SO 2-4 :

K(–),Cu2+

A(+),SO 2-4

Так как медь Cu стоит в ряду напряжения металлов после водорода Н,

то на катоде протекает процесс восстановления ионов Cu2+ с образованием

соответствующего металла:

Cu2+ +2ē Cu

Так как кислотный остаток SO 2-4 является кислородосодержащим, то

на аноде протекает процесс окисления воды с образованием газа кислорода

О2:

2Н2О – 4ē О2 + 4Н+

Составляем полуреакции и определяем коэффициенты:

Cu2+ +2ē Cu 2

4

2Н2О – 4ē О2 + 4Н+ 1

Записываем полное ионное уравнение:

2Cu2+ + 2Н2О = 2Cu + О2 + 4Н+

Ионы Cu2+ входят в состав соли CuSO4, поэтому вместо ионов Cu2+

запишем CuSO4. Ионы Н+ будут соединяться с отрицательными ионами. В

данном случае, отрицательными являются только ионы SO 2-4 , поэтому вместо

SO 2-4 запишем H2SO4:

2CuSO4 + 2Н2О = 2Cu + О2 + 2H2SO4

Рассмотрим еще один пример электролиза:

3. Раствор Zn(NO3)2:

K(–),Zn2+

A(+),NO -3

Так как Zn находится в ряду напряжения металлов от Al до Н, то на

катоде протекает одновременно 2 процесса: восстановление катионов

металла и воды:

2Н2О + 2ē Н2 + 2ОН-

Zn2+ + 2ē Zn

Так как NO -

3 является кислородосодержащим кислотным остатком, то на

аноде образуется газ кислород О2:

2Н2О – 4ē О2 + 4Н+

Составим полуреакции и определим коэффициенты:

2Н2О + 2ē Н2 + 2ОН-

Zn2+ + 2ē Zn

4

ē

4

1

2Н2О – 4ē О2 + 4Н+ 1

Обратите внимание, если в реакции имеет 2 и несколько окислителей

или восстановителей, то для нахождения НОК суммируется количество

электронов всех окислителей (или всех восстановителей). В данном случае

суммируется количество принятых электронов для Н2О и Zn2+.

Запишем полное ионное уравнение:

2Н2О + Zn2+ + 2Н2О = Н2 + 2ОН- + Zn + О2 + 4Н+

Ионы ОН- будут соединяться с ионами Н+ с образованием воды Н2О:

Zn2+ + 4Н2О = Н2 + 2ОН- + 2Н+ + Zn + О2 + 2Н+

2 2Н2О

Zn2+ + 4Н2О = Н2 + 2Н2О + Zn + О2 + 2Н+

Zn2+ + 2Н2О = Н2 + Zn + О2 + 2Н+

Составляем молекулярное уравнение:

Zn(NO3)2 + 2Н2О = Н2 + Zn + О2 + 2НNO3

§ 12.3. ЭЛЕКТРОЛИЗ В РАСПЛАВАХ

Для расплавов солей используется следующее правило:

Правило катода (для расплавов):

На катоде протекает процесс восстановление катионов с

образованием соответствующего металла независимо от его

положения в ряду напряжения:

Na+

+1ē = Na

Правило анода (для расплавов):

1. Если кислотный остаток является кислородосодержащим,

то на аноде протекает процесс окисления аниона с

выделением газа кислорода О2:

2NO -3 -2ē = 2NO2 + O2

2. Если кислотный остаток является бескислородным, то на

аноде протекает процесс окисления аниона с образованием

соответствующего неметалла:

S2- - 2ē = S

Рассмотрим электролиз расплава NaCl:

K(–),Na+

A(+),Cl-Na+ + 1ē Na 2

2Cl- –2ē Cl 2

2 1

2Na+ + 2Cl- = 2Na + Cl2

2NaCl = 2Na + Cl2

Рассмотрим электролиз расплава К2SO4:

K(–),K+

A(+),SO 2-4

K+ + 1ē K 2

S+6 +2ē S+4 2

1

2O-2 -4ē O 02 4 1

K2SO4 = 2K + SO2 + O2

Часть 2. Неорганическая химия.

ГЛАВА 1.

МЕТАЛЛЫ И НЕМЕТАЛЛЫ.

Все химические элементы можно разделить на 2 группы: металлы и

неметаллы. Металлы делятся на типичные и переходные.

Типичные металлы находятся в I, II группе главной подгруппе

(искл. H и Be) и образуют основные оксиды и гидроксиды (Na2O, MgO, KOH,

Sr(OH)2). Основные оксиды и гидроксиды также образуются переходными

металлами в низших валентностях или степенях окисления (FeO, CrO, MnO,

Pb(OH)2, Fe(OH)2, Cr(OH)2), а также все оксиды и гидроксиды Cu и Ag имеют

основный характер.

Переходные металлы находятся во всех побочных подгруппах, а

также Be и Al, Ga. Они образуют, как правило, амфотерные оксиды и

гидроксиды (ZnO, Al2O3, BeO, Zn(OH)2, Al(OH)3). Если переходные металлы

имеют несколько степеней окисления или валентностей, то амфотерные

оксиды и гидроксиды они образуют в промежуточных валентностях или

степенях окисления (Fe2O3, Cr2O3, PbO2, SnO2, MnO2, Fe(OH)3, Cr(OH)3).

Типичные неметаллы находятся в главных подгруппах с IV по VIII

группу, и еще бор B из III группы. Они образуют кислотные оксиды и

кислотные гидроксиды (кислоты) (Cl2O7, SO3, CO2, H2SO4, HNO3, H3PO4).

Кислотные оксиды и кислоты также образуются из переходных металлов в

высших валентностях или степенях окисления (Mn2O7, CrO3, MnO3, HMnO4,

H2CrO4).

Также неметаллам еще соответствуют несолеобразующие оксиды

(SiO, CO, N2O, NO)

§ 1.1.ОБЩАЯ ХАРАКТЕРИСТИКА МЕТАЛЛОВ.

Виды металлов и их положение в периодической системе

Д.И. Менделеева.

Как было отмечено раннее, все металлы подразделяются на 2 типа:

типичные металлы и переходные металлы. Типичными металлами являются s

– элементы, находящиеся в I, II группе главной подгруппе (кроме Н и Be, он

является переходным металлом). Переходными металлами являются все d –

элементы (еще их называют d – металлами), они составляют побочные

подгруппы с I по VIII группу. Также переходными металлами являются

также некоторые p – элементы, составляющие главные подгруппы в III по V

группу (Al, Ga, Sn, Pb, Bi и др.). В особую группу металлов, которая не

рассматриваются в школьном курсе, входят такие, как лантаноиды и

актиноиды, расположенные в самом низу периодической системы в виде

двух рядов.

Металлы, входящие в I группу главную подгруппу, называют

щелочными. Металлы, входящие во II группу главную подгруппу,

называются щелочноземельными (кроме Be, Mg). Щелочные и

щелочноземельные металлы являются типичными металлами и являются

наиболее активными из всех металлов.

Металлы как химические элементы.

С точки зрения окислительно – восстановительных

свойств,

все

металлы

являются

только

восстановителями.

А ктивность металлов, а конкретнее, восстановительная активность

металлов приведена в электрохимическом ряду напряжений металлов:

Li, K, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Co, Sn, Pb, H2, Cu, Hg, Ag, Au

Осслабление восстановительных свойств, химической активности.

Исходя из ряда напряжений металлов, наиболее активными являются

металлы I и II групп (щелочные и щелочноземельные Li, K, Ca, Na), о чём

говорилось ранее.

Как правило, большинство металлов имеют большие радиусы атомов

и небольшое число электронов на внешнем уровне, поэтому металлам

намного проще отдать несколько электронов, чем присоединить число

электронов, в 2 или 3 раза большее, чем у них есть на внешнем уровне.

Например, Al имеет на внешнем уровне 3 электрона (3s23p1), поэтому, чтобы

завершить свой внешний уровень, ему всегда проще отдать 3 электрона,

нежели присоединить 5 электронов (до структуры заполненного внешнего

уровня 3s23p6). Так как они имеют низкое число электронов на внешнем

уровне, то в химических реакциях атом металла может образовывать

небольшое число химических связей, поэтому, как правило, характерные

валентности металлов от I до IV. Металлы, находящиеся в высших группах

(VI, VII), имеют большое число электронов на внешнем уровне, поэтому

могут проявлять и высшие валентности, равные номеру группы (Cr, Mn).

Физические свойства металлов.

В отличие от неметаллов, все металлы являются твердыми

веществами при обычной температуре (за исключением ртути и некоторых

других, которые находятся в жидком агрегатном состоянии). Они достаточно

прочны, обладают ковкостью и пластичностью, то есть металлы способны

изменять свою форму под физическим воздействием, не возвращаясь в

исходное состояние. Также большинство металлов обладают характерным

металлическим блеском, а главное, все они проводят электрический ток и

передают тепловую энергию (наличие электро- и теплопроводности).

Для всех металлов характерны следующие физические

свойства: металлический блеск, ковкость, пластичность,

электропроводность, теплопроводность, твердость (для

большинства).

Химические свойства металлов.

Как было отмечено выше, все металлы являются только

восстановителями, поэтому для них характерны химические реакции только

с веществами, способными проявлять окислительные свойства.

1. Взаимодействие с простыми веществами

1) Взаимодействие с неметаллами

Все металлы способны взаимодействовать с неметаллами, так как все

неметаллы способны проявлять окислительные свойства. Активные металлы

(щелочные и щелочноземельные) с активными неметаллами реагируют

легко, при обычных условиях. Менее активные металлы (переходные

металлы) с малоактивными неметаллами реагируют хуже, чаще при

нагревании:

0 0 +1 -1

2Na + Cl2 = 2NaCl

Na – 1ē Na+1

2Cl + 2ē 2Cl-1

В данной реакции видно, что натрий является восстановителем, отдает

один электрон и приобретает заряд +1, хлор является окислителем,

принимает один электрон (на схеме 2 атома хлора, соответственно,

принимают 2 электрона).

0 0 +2 -2

Ca + S = CaS

0 0 t +3 -4

4Al + 3C = Al4C3

2) Взаимодействие с кислородом

Большинство металлов при взаимодействии с кислородом образуют

оксиды:

0 0 +2 -2

2Zn + O2 = 2ZnO

0 0 +3 -2

4Al + 3O2 = 2Al2O3

Щелочные металлы в отличие от всех остальных металлов при

взаимодействии с кислородом образуют сначала пероксиды или перекиси, в

которых кислород проявляет степень окисления -1. Исключением является

литий Li, он как и большинство металлов с кислородом сразу образует оксид.

0 0 +1 -1

2Na + O2 = Na2O2

0 0 +1 -2

4Li + O2 = 2Li2O

Пероксиды переходят в оксиды при действии на них избытка металла:

+1 -1 0 +1 -2

Na2O2 + 2Na = 2Na2O

3) Взаимодействие с водородом

Активные металлы (щелочные и щелочноземельные) способны при

нагревании реагировать с водородом, образуя гидриды (обратите внимание,

что в данном случае водород является окислителем и приобретает заряд -1,

хотя по своей природе он сильный восстановитель):

0 0 +1 -1

2Li + H2 = 2LiH

Гидриды являются довольно неустойчивыми соединениями, легко

взаимодействуют с водой:

+1 -1 +1 -2 +1 -2 +1 0

LiH + H2O = LiOH + H2↑

2. Взаимодействие со сложными веществами.

1) Взаимодействие с водой

Щелочные и щелочноземельные металлы взаимодействуют с водой

легко и при обычных условиях с образованием соответствующего

гидроксида и газа водорода:

0 +1 -2 +1 -2 +1 0

2K + 2H2O = 2KOH + H2↑

0 +1 -2 +2 -2 +1 0

Sr + 2H2O = Sr(OH)2 + H2↑

Переходные металлы взаимодействуют с водой только при высокой

температуре с образованием оксида и газа водорода, при этом металл должен

стоять в ряду напряжения до водорода, то есть он должен быть более

активным по восстановительной способности, чем водород.

0 +1 -2 t +2 -2 0

Zn + H2O = ZnO + H2↑

t

Cu + H2O = реакция не идет

(Cu стоит в ряду напряжения металлов после водорода).

2) Взаимодействие с кислотами

Металлы взаимодействуют с разбавленными и концентрированными

кислотами. С разбавленными кислотами могут реагировать только металлы,

стоящие в ряду напряжения до водорода, при этом образуется соль и газ

водород.

0 +1 -1 +3 -1 0

2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2↑

Ag + HCl = реакция не идет

(Ag стоит в ряду напряжения после водорода)

В реакциях металлов с концентрированными кислотами не действует

правило для разбавленных кислот, так как в них не происходит выделение

газа водорода Н2.

0 +1 +6 -2 +2 +6 -2 +4 -2 +1 -2

Pb + 2H2SO4(конц) = PbSO4 + SO2↑ + 2H2O

С разбавленными кислотами реагируют металлы,

стоящие в ряду напряжения до водорода, с образованием

соли и газа водорода.

Щелочные металлы не реагируют с разбавленными

кислотами, так как они очень активно реагируют с

водой, поэтому они, попадая в водный раствор кислот,

будут реагировать, в первую очередь, не с кислотой, а с

водой.

3) Взаимодействие с оксидами металлов

Металлы реагируют с оксидами металлов при нагревании, при этом

только более активный металл может вытеснить менее активный из оксида,

активность определяется по ряду напряжения металлов. Определенный

металл может вытеснить из оксида все металлы, стоящие после него в ряду

напряжения.

0 +2 -2 t +3 -2 0

2Al + 3ZnO = Al2O3 + 3Zn

Pb + ZnO = реакция не идет

(Pb стоит в ряду напряжения металлов после Zn)

4) Взаимодействие с солями

Металлы вступают в реакции с солями при нагревании точно по

такому же принципу, как и с оксидами металлов.

0 +2 -1 t +2 -1 0

Zn + FeCl2 = ZnCl2 + Fe

Cu + FeCl2 = реакция не идет

(Cu стоит в ряду напряжения металлов после Fe)

5) Взаимодействие с кислотными оксидами

В некоторых случаях металлы способны вступать в реакцию с

оксидами неметаллов, которые способны проявлять окислительные свойства.

0 +4 -2 t +2 -2 +2 -2

Mg + CO2 = MgO + CO

В данной реакции магний Mg является восстановителем, а углекислый

газ СО2 является окислителем.

Получение металлов.

1) Получение из оксидов металлов

Большинство металлов получают из их оксидов действием

восстановителей, в роли которых выступают либо активные металлы, либо

неметаллы, проявляющие восстановительные свойства, либо оксиды

неметаллов, также являющиеся сильными восстановителями.

+2 -2 0 t 0 +2 -2

FeO + C = Fe + CO

+2 -2 +2 -2 t 0 +4 -2

FeO + CO = Fe + CO2

+2 -2 0 t 0 +3 -2

3FeO + 2Al = 3Fe + Al2O3

2) Получение из солей металлов

В лабораторных условиях металлы можно получать из их солей

действием более активных металлов:

0 +2 +5 -2 t 0 +2 +5 -2

Zn + Pb(NO3)2 = Pb + Zn(NO3)2

Предыдущие способы получения пригодны в большей мере для

переходных металлов, так как они имеют невысокую восстановительную

активность по сравнению со щелочными и щелочноземельными металлами.

Щелочные и щелочноземельные металлы получают, преимущественно,

электролизом расплавов их солей.

2NaCl(расплав) = 2Na + Cl2↑

CaSO4(расплав) = Ca + SO2↑ + O2↑

§ 1.2.ОБЩАЯ ХАРАКТЕРИСТИКА НЕМЕТАЛЛОВ.

Положение неметаллов в периодической системе

Д.И. Менделеева.

Неметаллы находятся в главных подгруппах с III по VIII группу.

Неметаллы, в основном, являются p – элементами (кроме H и He).

Неметаллы VIII группы имеют название «благородные газы» (He, Ne, Ar, Kr,

Xe, Rn), так как они имеют завершенный внешний уровень, благодаря чему

практически не вступают в химические реакции. Неметаллы VII группы

называют «галогенами», Неметаллы VI группы – «халькогенами».

Неметаллы как химические элементы.

Неметаллы, как правило, имеют небольшой радиус атома и небольшое

число свободных орбиталей на внешнем уровне, то есть большая часть

внешнего уровня чаще всего у неметаллов заполнена, поэтому им легче

принять несколько электронов, чем отдать большее число. Например,

элемент хлор Cl имеет на внешнем уровне 7 электронов (3s23p5), поэтому

чтобы завершить свой внешний уровень, ему всегда проще принять 1

электрон (до структуры 3s23p6), нежели отдать все 7 электронов (до

структуры 3s03p0). Исходя из этого, для неметаллов более характерны

окислительные свойства, но все неметаллы могут выступать в определённых

случаях и как окислители, и как восстановители (кроме фтора F – только

окислитель).

По своей природе металлы могут быть только

восстановителями, неметаллы – окислителями и

восстановителями.

Физические свойства.

Большинство неметаллов в виде простых веществ являются газами

или твердыми веществами (лишь малая часть из них являются жидкостями,

например, Br2). Неметаллы в газообразном и жидком агрегатном состоянии

имеют низкие температуры плавления и кипения, твёрдые неметаллы –

наоборот, высокие. Твердые неметаллы в отличие от металлов являются

хрупкими, не куются, большинство не имеют блеска, высоких значений

теплопроводности, не проводят электрический ток, хотя некоторые

неметаллы являются полупроводниками. Некоторые неметаллы

растворяются в воде, как правило, за счёт химического взаимодействия.

Химические свойства неметаллов.

1. Взаимодействие с простыми веществами.

1) Взаимодействие с металлами

Так как неметаллы могут являться окислителями, то они реагируют с

металлами – типичными восстановителями.

0 0 +2 -1

Ca + F2 = CaF2

0 0 +2 -1

2K + S = K2S

2) Взаимодействие с неметаллами

Благодаря тому, что неметаллы могут быть и окислителями, и

восстановителями, то они могут реагировать друг с другом, при этом,

естественно, один из них будет окислителем, другой – восстановителем.

Окислителем будет именно тот неметалл, который имеет большее значение

электроотрицательности.

0 0 +2 -1

S + Cl2 = SCl2

0 0 +5 -2

4P + 5O2 = 2P2O5

0 0 -3 +1

N2 +3H2 = 2NH3

2. Взаимодействие со сложными веществами.

1) Взаимодействие с растворами щелочей

Большинство неметаллов реагирует при обычных условиях или при

нагревании с растворами щелочей, при этом проявляя себя одновременно как

окислитель и восстановитель (такие реакции называют реакциями

диспропорционирования):

0 +1 -2 +1 t +1 -2 +1 +4 -2 +1 -2

3S + 6NaOH = 2Na2S + Na2SO3 + 3H2O

0 +1 -2 +1 t +1 -1 +1 +5 -2 +1 -2

3Cl2 + 6NaOH = 5NaCl + NaClO3 + 3H2O

2) Взаимодействие с водой

Некоторые неметаллы способны реагировать с водой, также выступая

в роли окислителя и восстановителя:

0 +1 -2 +1 -1 +1 +1 -2

Cl2 + H2O = HCl + HClO

3) Взаимодействие с концентрированными кислотами

Большинство неметаллов способны растворяться в кислотах,

проявляющих сильные окислительные свойства (концентрированные азотная

и серная кислоты, разбавленная азотная кислота). При этом из неметаллов

образуются соответствующие кислоты:

0 +1 +5 -2 +1 +6 -2 +2 -2

S + 2HNO3(разб) = H2SO4 + 2NO↑

0 +1 +6 -2 +1 +5 -2 +4 -2 +1 -2

2P + 5H2SO4(конц) = 2H3PO4 + 5SO2↑+ 2H2O

4) Взаимодействие с солями

Неметаллы способны реагировать с бескислородными солями, при

этом более активный неметалл (более сильный окислитель) вытесняет из

соли менее активный неметалл.

+1 -2 0 +1 -1 0

K2S + Cl2 = 2KCl + S↓

Взаимодействие неметаллов с солями бывает не только в виде

реакций замещения, но и соединения.

+2 -1 0 t +3 -1

2FeCl2 + Cl2 = 2FeCl3

+1 -2 0 t +1 +6 -2

K2S + 2O2 = K2SO4

Получение неметаллов.

Все неметаллы получают абсолютно разными и специфическими для

каждого из них способами.

Многие неметаллы получают из их солей действием сильных

окислителей при условии, что соли данных неметаллов являются сильными

восстановителями:

+1-1 +1+5 -2 +1+5 -2 0 +4 -2 +1 -2

2KI + 4HNO3(конц) = 2KNO3 + I2↓ + 2NO2↑ + 2H2O

+1 -2 0 +1 -1 0

Na2S + F2 = 2NaF + S

Некоторые активные неметаллы получают электролизом:

+1 -1 0 0

2NaCl(расплав) = 2Na + Cl2↑

+1 -2 0 0

2H2O = 2H2↑ + O2↑

ГЛАВА 2. ВОДОРОД И ЕГО СОЕДИНЕНИЯ.

§ 2.1. ВОДОРОД.

Водород как химический элемент.

Элемент водород Н находится в I группе главной (А) подгруппе, 1-ом

периоде, является неметаллом.

Внешний электронный уровень 1s1. Водород может проявлять как

окислительные, так и восстановительные свойства, обладает очень низким

значением

электроотрицательности.

Характерная

и

единственная

валентность I. Характерные степени окисления: +1, -1 (-1 встречается крайне

редко).

Водород как простое вещество.

Молекула водорода состоит из 2-х атомов: Н2. При обычных условиях

водород Н2 представляет собой газ без цвета и запаха, легче воздуха, не

токсичен, очень горюч.

1. Получение водорода

1) Промышленные способы

В промышленности газ водород Н2 получают электролизом водных

растворов солей:

2NaCl + 2H2O = 2NaOH + Cl2 + H2

Также водород получают при пропускании водяных паров над

раскаленным углем:

0 +1 -2 t +2 -2 0

С + Н2О = СО + Н2

2) Лабораторные способы

0 +1 -1 +2 -1 0

Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2↑

0 +1 -2 +1 -2 +1 0

2Na + 2H2O = 2NaOH + H2↑

Химические свойства водорода.

Водород Н2 является сильным восстановителем. Окислительные

свойства водород проявляет только при взаимодействии с металлами.

1) Взаимодействие с неметаллами

0 0 -3 +1

N2 + 3H2 =2NH3

0 0 +1 -1

H2 + F2 = 2HF

0 0 +1 -2

2H2 + O2 = 2H2O

2) Взаимодействие с металлами

При нагревании водород способен реагировать с щелочными

металлами, проявляя окислительные свойства, так как щелочные металлы

являются сильными восстановителями. Это единственный случай, когда

водород Н проявляет степень окисления -1. При взаимодействии водорода с

металлами образуются гидриды:

0 0 +1 -1

2Na + H2 = 2NaH

3) Взаимодействие с оксидами металлов

+2 -2 0 0 +1 -2

CuO + H2 = Cu + H2O

+2 -2 0 0 +1 -2

FeO + H2 = Fe + H2O

§ 2.2. ПЕРОКСИД ВОДОРОДА.

Пероксид водорода H2O2 в народе называют перекисью водорода. Её

раствор находится в каждой аптечке, потому что обладает антисептическими

свойствами.

При обычных условиях пероксид водорода – жидкость без цвета и

запаха, хорошо растворяется в воде.

В молекуле H2O2, как и в других пероксидах, элемент кислород О

имеет степень окисления -1, а валентность II, так как каждый атом кислорода

О образует по 2 химические связи:

Н – О – О – Н

Это один из немногих случаев, когда валентность численно не

совпадает со степенью окисления.

Пероксид водорода H2O2 можно получить действием кислот на

пероксиды металлов:

Na2O2 + 2HCl = 2NaCl + H2O2

Пероксид водорода H2O2 не проявляет кислотно-основных свойств, то

есть не реагирует с веществами кислотного или основного характера, хотя и

считается слабой кислотой.

С точки зрения реакций окисления-восстановления, H2O2 может

проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства, так как

элемент кислород О в ней находится в промежуточной степени окисления -1.

Если H2O2 будет проявлять окислительные свойства, то за счёт принятия

электронов атом кислорода О понизит степень окисления до -2 (перейдет в

Н2О). Если H2O2 будет проявлять восстановительные свойства, то за счёт

отдачи электронов атом кислорода О повысит степень окисления до 0

(перейдет в газ кислород О2).

В растворе пероксид водорода H2O2 неустойчив и может легко

разлагаться:

2H2O2 = 2Н2О + О2↑

H2O2 как окислитель:

+1 -1 0 +1 -1 +2 -1 +1 -2

H2O2 + Zn + 2HCl = ZnCl2 + 2H2O

+1 -1 +1 +3 -2 +1 +5 -2 +1 -2

H2O2 + KNO2 = KNO3 + H2O

+1 -1 +2 +6 -2 +1 -2 +1 +1 +7 -2 +1 +6 -2 +1 -2

5H2O2 + 2MnSO4 + 6KOH = 2KMnO4 + 2K2SO4 + 8H2O

+1 -1 +3 -1 +1 -2 +1 +1 +6 -2 +1 -1 +1 -2

3H2O2 + 2CrCl3 + 10NaOH = 2Na2CrO4 + 6NaCl + 8H2O

H2O2 как восстановитель:

+1 -1 +1 +5 -2 0 +1 +5 -2 0

H2O2 + 2AgNO3 = 2Ag↓ + 2HNO3 + O2↑

+1 -1 +1 +7 -2 +1 -1 +1 -1 +2 -1 0 +1 -2

5H2O2 + 2KMnO4 + 6HCl = 2KCl + 2MnCl2 + 5O2↑+ 8H2O

+1 -1 +1 +6 -2 +1 +6 -2 +1 +6 -2 +3 +6 -2 0 +1 -2

3H2O2 + K2Cr2O7 + 4H2SO4 = K2SO4 + Cr2(SO4)3 + 3O2↑ + 7H2O

ГЛАВА 3.

ЭЛЕМЕНТЫ VII ГРУППЫ ГЛАВНОЙ ПОДГРУППЫ

(ГАЛОГЕНЫ).

§ 3.1. ГАЛОГЕНЫ.

Элементы VII группы главной подгруппы называют галогенами. В эту

группу входят такие элементы, как фтор F, хлор Cl , бром Br, йод I. Астат At

является радиоактивным элементом, поэтому по свойствам выпадает из ряда

галогенов.

Галогены как химические элементы.

Все галогены являются типичными неметаллами, сильными

окислителями, являются сильноэлектроотрицательными элементами.

Галогены также могут проявлять, как и большинство неметаллов,

восстановительные свойства, кроме фтора F. Элемент фтор F – самый

сильный окислитель и никогда не проявляет восстановительных свойств.

Внешний уровень галогенов ns2np5, где n – номер периода, в котором

находится элемент. На внешнем уровне галогенов находится 7 электронов.

Характерные валентности галогенов: I, III, V, VII. Характерные степени

окисления: –1, 0, +1, +3, +5, +7. Наиболее распространенная валентность I,

степень окисления –1.

Фтор F не проявляет высшей валентности VII и положительных

степеней окисления, так он может быть только окислителем. Его

единственная валентность I, степень окисления –1.

Галогены как простые вещества.

Молекула любого галогена как простого вещества всегда состоит из 2-

х атомов: F2, Cl2, Br2, I2.

F2 – зеленый газ, ядовитый, растворимый в воде

Cl2 – жёлто-зеленый газ, ядовитый, растворимый в воде

Br2 – бурая жидкость, ядовитая, плохо растворимая в воде

I2 – чёрно-фиолетовые кристаллы, не растворимые в воде

Все галогены имеют молекулярную кристаллическую решетку, так как

находятся в газообразном и жидком состояниях, даже йод I2, который

является твердым веществом при обычных условиях. Йод при нагревании

возгоняется, то есть из твердого состояния сразу переходит в газообразное,

минуя жидкое состояние.

Получение галогенов.

1) Электролиз расплавов и растворов солей

2KF *

(р-в) = 2K + F2

2NaCl(р-в) = 2Na + Cl2

* (р-в) –расплав вещества

2) Вытеснение галогенов более сильными окислителями из солей

+2 -1 0 +2 -2 0

CaBr2 + O2 = CaO + Br2

+2 -1 0 +2 -1 0

ZnI2 + Cl2 = ZnCl2 + I2

3) Лабораторный способ получения хлора Cl2

+2 -2 +1 -1 +2 -1 0 +1 -2

MnO2 + 4HCl = MnCl2 + Cl2 + 2H2O

+1 +7 -2 +1 -1 +2 -1 0 +1 -1 +1 -2

2KMnO4 + 16HCl = 2MnCl2 + 5Cl2 + 2KCl + 8H2O

Химические свойства галогенов.

1) Взаимодействие с металлами

Так как галогены являются сильными окислителями, то они активно

реагируют с металлами – типичными восстановителями

0 0 +2 -1

Ba + Cl2 = BaCl2

0 0 +3 -1

2Al + 3Br2 = 2AlBr3

2) Взаимодействие с неметаллами

0 0 +5 -1

2P + 5Cl2 = 2PCl5

0 0 +4 -1

C + 2F2 = CF4

С кислородом О2 галогены непосредственно не реагируют, так как и

кислород, и галогены являются сильными окислителями, за исключением

фтора F2:

0 0 +2 -1

O2 + 2F2 = 2OF2 фторид кислорода

Галогены могут реагировать друг с другом:

0 0 +5 -1

5F2+ Br2 = 2BrF5

3) Взаимодействие с водой

При взаимодействии с водой обычно происходит образование 2-х

кислот:

0 +1 -2 +1 -1 +1 +1 -2

Cl2 + H2O = HCl + HClO

Фтор при взаимодействии с водой, как более сильный окислитель,

вытесняет элемент кислород О из воды:

0 +1 -2 +1-1 0

2F2 + 2H2O = 4HF + O2↑

4) Взаимодействие со щелочами

Галогены реагируют с растворами щелочей, как правило, с

образованием 2-х солей.

0 +1 -2 +1 холод +1 -1 +1 +1 -2 +1 -2

Cl2 + 2NaOH = NaCl + NaClO + H2O

0 +1 -2 +1 нагрев +1 -1 +1 +5 -2 +1 -2

3Cl2 + 6NaOH = 5NaCl + NaClO3 + 3H2O

0 +1 -2 +1 +1 -1 +1 +5 -2 +1 -2

3Br2 + 6NaOH = 5NaBr + NaBrO3 + 3H2O

Фтор реагирует со щелочами с образованием одной соли, так как

может проявлять только отрицательную степень окисления –1.

0 +1 -2 +1 +1 -1 +2 -1 +1 -2

2F2 + 2KOH = 2KF + OF2 + H2O

5) Взаимодействие с бескислородными кислотами и их солями

Галогены могут реагировать с бескислородными кислотами и их

солями только в том случае, если более активный неметалл (более сильный

окислитель) вытеснит из соли менее активный неметалл (менее сильный

окислитель)

0 +1 -1 +1 -1 0

Cl2 + 2HBr = 2HCl + Br2

0 +1 -2 +1 -1 0

Cl2 + Li2S = 2LiCl + S

0 +2 -1 +2 -1 0

F2 + ZnI2 = ZnF2 + I2

§ 3.2. ОКСИДЫ ГАЛОГЕНОВ.

Высшие оксиды галогенов.

В высших оксидах галогены находятся в своей максимальной степени

окисления +7:

Cl2O7, Br2O7, I2O7

кислотные свойства оксидов уменьшаются

Фтор F не имеет положительных степеней окисления, поэтому не

существует никаких оксидов фтора. Соединение OF2 не является оксидом,

так как в нем кислород О имеет положительную степень окисления +2, а в

оксидах, по определению, степень окисления кислорода О всегда равна –2.

Получение высших оксидов.

Галогены не реагируют с кислородом, поэтому их оксиды получают

из соответствующих кислот действием сильных водоотнимающих средств,

таких как оксид фосфора P2O5.

P2O5

2HClO4 = Cl2O7 + H2O

Химические свойства высших оксидов.

Все оксиды галогенов являются кислотными оксидами, поэтому для

них характерны все свойства кислотных оксидов.

1) Взаимодействие с водой с образованием соответствующих кислот

Cl2O7 + H2O = 2HClO4

2) Взаимодействие с основными и амфотерными оксидами

Br2O7 + ZnO = Zn(BrO4)2

Cl2O7 + Cs2O = 2CsClO4

3) Взаимодействие с основными гидроксидами

Cl2O7 + 2LiOH = 2LiClO4 + H2O

§ 3.3. КИСЛОРОДОСОДЕРЖАЩИЕ КИСЛОТЫ ХЛОРА.

Все

галогены,

кроме

фтора,

имеют

по

несколько

кислородосодержащих кислот, так как имеют не одну положительную

степень окисления, правда, не все эти кислоты являются устойчивыми. Хлор

имеет наибольшее количество кислородосодержащих кислот (табл. 7).

Степень окисления

+1

+3

+5

+7

Оксид

Cl2O

Cl2O3

Cl2O5

Cl2O7

Кислота

HClO

HClO2

HClO3

HClO4

Название кислоты

хлорноватистая хлористая хлорноватая

хлорная

Сила кислоты

слабая

слабая

сильная

сильная

Название солей, которые

гипохлориты

хлориты

хлораты

перхлораты

образует кислота

Табл. 7. Оксиды хлора и соответствующие кислородосодержащие кислоты.

Наиболее устойчивой кислородосодержащей кислотой хлора является

хлорная кислота HClO4. Все кислородосодержащие кислоты галогенов

являются более или менее сильными окислителями, именно поэтому многие

из них неустойчивы.

Рассмотрим более подробно кислоту HClO4.

Получение HClO4.

Ba(ClO4)2 + H2SO4 = BaSO4↓ + 2HClO4

KClO

*

4 + H2SO4(к) = KHSO4 + HClO4

* (к) – концентрированная кислота

Химические свойства HClO4.

1) Диссоциация

Так как HClO4 является сильной кислотой, она способна хорошо

распадаться на ионы в растворе:

HClO

-

4 H+ + ClO4

2) Взаимодействие с основными и амфотерными оксидами

2HClO4 + MgO = Mg(ClO4)2 + H2O

6HClO4 + Al2O3 = 2Al(ClO4)3 + 3H2O

3) Взаимодействие с основными и амфотерными гидроксидами

2HClO4 + 2KOH = 2KClO4 + 2H2O

3HClO4 + Cr(OH)3 = Cr(ClO4)3 + 3H2O

4) Взаимодействие с металлами

Хлорная кислота является одной из самых сильных кислот в природе,

а также сильным окислителем, поэтому способна реагировать практически со

всеми металлами, при этом не выделяется водород H2.

0 +1 +7 -2 +1 +7 -2 +1 +5 -2 +1 -2

2Ag+3HClO4=2AgClO4+HClO3+H2O

5) Взаимодействие с солями

Хлорная кислота HClO4 как сильная кислота способна вытеснять из

солей более слабые кислоты.

K2CO3 + 2HClO4 = 2KClO4 + H2CO3

H2O CO2↑

Химические свойства солей кислородосодержащих

кислот хлора.

Все соли кислородосодержащих кислот хлора являются

окислителями, поэтому способны реагировать с сильными восстановителями.

Наиболее сильными окислителями являются KClO3 (бертолетова соль) и

KClO4.

+1 +1 -2 +1 -2 +1 -1 0 +1 -2

KClO + H2S = KCl + S + H2O

+1 +7 -2 +2 +6 -2 +1 -2 +1 +1 -1 +1 +6 -2 +1 +6 -2 +1 -2

KClO4 + 2MnSO4 + 8KOH = KCl + 2K2MnO4 + 2K2SO4 + 4H2O

+1 +7 -2 t +1 -1 0

KClO4 = KCl + 2O2↑

+1 +5 -2 t +1 +7 -2 +1 -1

4KClO3 = 3KClO4 + KCl

§ 3.4. ГАЛОГЕНВОДОРОДЫ И ИХ КИСЛОТЫ.

Наиболее устойчивыми и распространенными в природе из кислот

галогенов являются галогенводороды – бескислородные кислоты.

HF, HCl, HBr, HI

Сила кислот увеличивается.

В данном ряду слева направо сила кислот увеличивается, так как

увеличивается радиус атома галогена, а значит, увеличивается длина связи

«галоген – водород». Чем связей длинней, тем легче она рвется, тем легче

происходит распад кислоты на ионы. Чем легче кислота распадается на ионы

с образованием H+, тем она сильнее:

HCl H+ + Cl-

Плавиковая кислота HF является слабой кислотой, остальные

галогенводороды являются сильными кислотами.

Все галогенводороды при обычных условиях являются газами, при

растворении в воде образуют галогенводородные кислоты. К примеру, газ

хлороводород HCl при растворении в воде образует соляную кислоту HCl.

Все галогенводороды являются токсичными. Наиболее опасна плавиковая

кислота HF, при попадании на кожу всасывается, разъедая плоть и проникая

до костей, нанося им вред в результате химического взаимодействия. Другие

галогенводороды раздражают слизистые оболочки, опасны для зубов и при

попадании на кожу оставляют раздражения и химические ожоги.

Получение галогенводородов (НГ).

1) Из простых веществ

0 0 +1 -1

H2 + Cl2 = 2HCl

2) Из солей

BaCl2 + H2SO4 = BaSO4↓ + 2HCl

KCl + H2SO4(к) = KHSO4 + HCl↑

3) Из неметаллических соединений

2PCl5 + 8H2O = 2H3PO4 + 10HCl

Химические свойства галогенводородов (НГ).

1) Диссоциация

Все галогенводородные кислоты, кроме плавиковой HF, являются

сильными электролитами (так как являются сильными кислотами), поэтому в

растворе хорошо распадаются на ионы:

HCl H+ + Cl-2) Взаимодействие с металлами

0 +1 -1 2+ -1 0

Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2↑

3) Взаимодействие с основными и амфотерными оксидами

Так как соляная кислота HCl является сильной кислотой, то она

способна реагировать с веществами основного и амфотерного характера.

2HCl +CuO = CuCl2 + H2O

6HCl + Fe2O3 = 2FeCl3 + 3H2O

4) Взаимодействие с основными и амфотерными гидроксидами

HCl +NaOH = NaCl + H2O

3HCl + Fe(OH)3 = FeCl3 + 3H2O

5) Взаимодействие с солями

2HBr + K2S = 2KBr + H2S↑

6) Взаимодействие с сильными окислителями

Галогенводороды могут проявлять восстановительные свойства, так

как галогены в них находятся в минимальной степени окисления –1, поэтому

могут отдавать электроны, при этом степень окисления будет повышаться.

Для этого галогенводороды должны вступать в реакцию с сильными

окислителями:

+1 +6 -2 +1 -1 +1 -1 +3 -1 0 +1 -2

K2Cr2O7 + 14HBr = 2KBr + 2CrBr3 + 3Br2 + 7H2O

+1 -1 0 +1 -2 0

4HI + O2 = 2H2O + 2I2

+1 -1 +3 -2 +2 -1 0 +1 -2

6HI + Fe2O3 = 2FeI2 + I2 + 3H2O

Галогениды.

Галогениды, как и соответствующие им галогенводородные кислоты,

проявляют

восстановительные

свойства.

Наиболее

сильными

восстановителями среди галогенидов являются йодиды и бромиды:

+1-1 +1 -1 0 +1-2 +1

2KI + H2O2 = I2 + 2KOH

+1 -1 +1 +5 -1 +1 +6 -2 0 +1 -1 +1 +6 -2 +1 -2

6KBr + KClO3 + 3H2SO4 = 3Br2 + KCl + 3K2SO4 + 3H2O

+1-1 +2 -1 0 +1 -1 +1 -1

4KI + 2CuCl2 = I2 + 4KCl + 2CuI↓

+1-1 +3 -1 0 +1 -1 +2 -1

2KI + 2FeCl3 = I2 + 2KCl + 2FeCl2

Качественной реакцией на хлорид-ион Cl- является взаимодействие с

раствором нитрата серебра AgNO3, при этом образуется белый осадок AgCl:

NaCl + AgNO3 = AgCl↓ + NaNO3

Качественная реакция – это реакция, позволяющая

определить в растворе содержание конкретных частиц

или веществ по внешним изменениям: выпадение осадка,

изменение цвета, выделения газа и т.д. Качественная

реакция

всегда

сопровождается

изменениями,

характерными именно для данной частицы или вещества.

Также с помощью AgNO3 можно определять и другие галогенид-ионы:

AgBr – светло-желтый осадок

AgI – желтый осадок

Качественная реакция на йодид-ион:

2NaI +Pb(NO3)2 = 2NaNO3 + PbI2↓ золотистый осадок

ГЛАВА 4.

ЭЛЕМЕНТЫ VI ГРУППЫ ГЛАВНОЙ ПОДГРУППЫ

(ХАЛЬКОГЕНЫ).

Элементы VI группы главной подгруппы называют халькогенами. К

ним относятся такие элементы, как O, S, Se, Te. Все халькогены являются

неметаллами, поэтому могут быть как окислителями, так и

восстановителями. Наиболее сильный окислитель – кислород О.

Внешний электронный уровень халькогенов – ns2np4. На внешнем уровне

находится 6 электронов. Характерные валентности: II, IV, VI. Характерные

степени окисления: –2, 0, +2, +4, +6. Для кислорода О характерна

единственная валентность II, степени окисления: –2, –1, 0, +2.

§ 4.1. КИСЛОРОД.

Особенности электронного строения кислорода.

Внешний уровень атома кислорода 2s22p4

На внешнем уровне только 2 неспаренных электрона, поэтому кислород

может либо принять два электрона до завершения внешнего уровня, либо

отдать 2 неспаренных электрона. Распаривать спаренные электроны некуда,

так как нет свободных орбиталей на данном уровне. Поэтому кислород не

проявляет своей максимальной валентности по номеру группы

Кислород как простое вещество.

Для элемента кислорода О характерно явление аллотропии.

Аллотропия – это явление существования нескольких

простых веществ, образованных одним элементом.

Ки слород О образует 2 простых вещества: кислород О2 и озон О3.

Озон – это голубоватый газ, имеющий запах свежести. Озон О3

образуется при пропускании электрического разряда через кислород, в

природе образуется во время грозы:

3О2 = 2О3

Озон – это очень сильный окислитель, в окислительно –

восстановительных реакциях (ОВР) переходит в кислород О2:

SO2 + O3 = SO3 + O2

При этом озон имеет более сильные окислительные свойства, чем кислород,

может окислять различные вещества, оксиды превращать в пероксиды и

надпероксиды:

Na2O + O3 = Na2O2 + O2

K2S + O3 = K2SO3

CaO + O3 = CaO2 + O2

H2O + O3 = H2O2 + O2

Кислород – это газ без цвета и запаха, тяжелее воздуха, не

растворимый в воде, поддерживает горение.

Химические свойства кислорода.

1) Взаимодействие с металлами

Кислород способен реагировать с большинством металлов при

обычных условиях с образованием оксидов:

0 0 +2 -2

2Pb + O2 = 2PbO

2) Взаимодействие с неметаллами

Как сильный окислитель, кислород реагирует с неметаллами с

образованием оксидов:

0 0 +4 -2

С + О2 = СО2

0 0 +5 -2

4Р + 5О2 = 2Р2О5

Только в реакции с фтором F2 кислород проявляет восстановительные

свойства, так как фтор – самый сильный окислитель:

0 0 +2 -1

O2 + 2F2 = 2OF2

3) Взаимодействие с оксидами

+2 -2 0 +3 -2

4FeO + O2 = 2Fe2O3

+2 -2 0 +4 -2

2CO + O2 = 2CO2

4) Взаимодействие с гидроксидами в присутствии воды

+2 -2 +1 0 +1 -2 +3 -2 +1

4Cr(OH)2 + O2 + 2H2O = 4Cr(OH)3

5) Взаимодействие с бескислородными кислотами

+1 -2 0 +1 -2 0

2H2S + O2 = 2H2O + 2S

6) Взаимодействие с солями

+1 +4 -2 0 +1 +6 -2

2K2SO3 + O2 = 2K2SO4

7) Окисление водородных и других неметаллических соединений

-3 +1 0 0 +1 -2

4NH3 + 3O2 = 2N2 + 6H2O

+4 -2 0 +4 -2 +4 -2

CS2 + 3O2 = CO2 + 2SO2

8) Горение органических соединений

-4 +1 0 +4 -2 +1 -2

СH4 + 2O2 = CO2 + 2H2O

Получение кислорода.

1) Лабораторный способ

+1 +7 -2 t +1 +6 -2 +4 -2 0

2KMnO4 = K2MnO4 + MnO2 + O2↑

+1 +5 -2 t +1 -1 0

2KClO3 = 2KCl + 3O2

Обнаружить кислород можно поднесением тлеющей лучины, она

должна вспыхнуть в кислороде.

2) Из пероксидов металлов и водорода

+1 -1 +1 -2 +1 -2 +1 0

2Na2O2 + 2H2O = 4NaOH + O2↑

+1 -1 MnO2 +1 -2 0

2H2O2 = 2H2O + O2↑

§ 4.2. СЕРА.

Особенности электронного строения серы.

Внешний уровень атома серы 3s23p4

На третьем уровне у серы есть пустой незаселенный электронами d-

подуровень из 5-ти орбиталей, поэтому спаренные электроны могут

распариваться и переходить на d-подуровень, при этом у серы может

становиться и 4, и 6 свободных электронов, поэтому сера S, в отличие от

кислорода О, может проявлять валентность IV и максимальную валентность

по номеру группы VI. Степени окисления S серы -2,0,+2,+4,+6

Сера как простое вещество.

Для элемента серы S также характерно явление аллотропии. Сера как

элемент образует 3 простых вещества: ромбическая, моноклинная и

пластическая сера. Наиболее устойчивая и распространенная форма –

ромбическая сера S8, является твердым веществом, но имеет молекулярную

кристаллическую решетку. Это хрупкое вещество желтого цвета, не

растворимое в воде.

Химические свойства серы.

1) Взаимодействие с металлами

0 0 +1 -2

2K + S = K2S

0 0 +2 -2

Hg + S = HgS

2) Взаимодействие с неметаллами

0 0 +4 -2

2S + C = CS2

0 0 +2 -2

S + Cl2 = SCl2

3) Взаимодействие с щелочами

0 +1 -2 +1 +1 +4 -2 +1 -2 +1 -2

3S + 6NaOH = Na2SO3 + 2Na2S + 3H2O

Получение серы.

Один из промышленных способов получения серы – окисление

сероводорода H2S.

+1 -2 0 0 +1 -2

2H2S + O2 = 2S + 2H2O

В лаборатории серу можно получать из сульфидов действием на них

сильными окислителями, например, перманганатом калия KMnO4.

+1 -2 +1 +7 -2 +1 -2 0 +1 -2 +1 +1-2 +1 +4 -2

3Na2S + 2KMnO4 + 4H2O = 3S↓ + 6NaOH + 2KOH + 2MnO2↓

§ 4.3. ОКСИДЫ СЕРЫ.

Сера образует 2 оксида: оксид серы (IV) и оксид серы (VI)

1. Оксид серы (IV) имеет формулу SO2.

SO2 – сернистый газ, без цвета, имеет резкий запах, плохо растворим в воде.

Является типичным кислотным оксидом.

При растворении в воде взаимодействует с ней, образуя слабую

сернистую кислоту, которая способна обратно разлагаться на воду и

сернистый газ:

SO2 + H2O H2SO3

Как кислотный оксид, способен реагировать с основными и

амфотерными оксидами:

SO2 + Na2O = Na2SO3

SO2 + ZnO = ZnSO3

Сернистый газ хорошо реагирует со щелочами:

SO2 + 2KOH = K2SO3 + H2O

При недостатке щёлочи возможно образование кислых солей

(гидросульфитов):

SO2 + KOH = KНSO3

Так как в SO2 сера S находится в промежуточной степени окисления

+4, то сернистый газ может проявлять как окислительные, так и

восстановительные свойства.

Сернистый газ как восстановитель способен окисляться до более высшего

оксида серы, но только при наличии катализатора (V2O5):

+4 -2 0 V2O5 +6 -2

2SO2 + O2 = 2SO3

Как восстановитель, SO2 может реагировать с другими сильными

окислителями, например, с галогенами

+4 -2 0 +6 -2 -1

SO2 + Сl2 = SO2Cl2

+4 -2 0 +1 -2 +1 +6 -2 +1 -1

SO2 + Br2 + 2H2O= H2SO4 + 2HBr

Как окислитель, SO2 способен реагировать с такими сильными

восстановителями, как сероводород H2S:

+4 -2 +1 -2 0 +1 -2

SO2 + 2H2S = 3S + 2H2O

Получают сернистый газ в промышленности окисление сульфидов и

серы:

+2 -2 0 +2 -2 +4 -2

2ZnS + 3O2 = 2ZnO + 2SO2

0 0 +4 -2

S + O2 = SO2

В лаборатории сернистый газ можно получить действием на сульфиты

растворами сильных кислот:

Na2SO3 + 2HCl = 2NaCl + H2SO3

H2O SO2↑

Также сернистый газ можно получить при сплавлении твердых

сульфитов с оксидом кремния SiO2, при этом менее летучий оксид вытеснит

из соли более летучий: CaSO3 + SiO2 = CaSiO3 + SO2↑

2. Оксид серы (VI) – SO3

Оксид серы (VI) также еще называют серным ангидридом. При

обычных условиях SO3 – легколетучая бесцветная жидкость с неприятным

удушливым запахом.

Серный ангидрид SO3 является сильным кислотным оксидом.

SO3 хорошо растворяется в воде с образованием серной кислоты:

SO3 + H2O = H2SO4

Как кислотный оксид, реагирует с основными и амфотерными

оксидами:

SrO + SO3 = SrSO4

BeO + SO3 = BeSO4

Серный ангидрид хорошо реагирует с основаниями:

SO3 + 2LiOH = Li2SO4 + H2O

При недостатке щелочи возможно образование кислых солей

(гидросульфатов), но только не в растворе, так как в растворе гидросульфат

превратится в сульфат:

SO3 + LiOH = LiНSO4

В молекуле SO3 сера S находится в максимальной степени окисления

+6, поэтому может проявлять только окислительные свойства и понижать

степень окисления:

+6 -2 +1 -2 +4 -2 +1 -2

3SO3 + H2S = 4SO2 + H2O

+6 -2 +1 -1 +1 -1 +4 -2 0 +1 -1 +1 -2

SO3 + 2KI + 2HCl = SO2 + I2 + 2KCl + H2O

Получают SO3 в промышленности окислением SO2 при использовании

катализаторов:

+4 -2 0 V2O5 +6 -2

2SO2 + O2 = 2SO3

Также SO3 можно получать при прокаливании сульфатов:

t

SnSO4 = SnO + SO3

§ 4.4. СЕРОВОДОРОДНАЯ КИСЛОТА.

Сероводородная кислота образуется при растворении в воде

сероводорода H2S. Сероводород H2S – газ при обычных условиях с

характерным запахом тухлых яиц, токсичен, плохо растворим в воде.

Получение H2S.

1) Из простых веществ

0 0 t +1 -2

H2 + S = H2S

2) Взаимодействие сульфидов с сильными кислотами

ZnS + H2SO4 = ZnSO4 + H2S↑

Химические свойства H2S.

1) Диссоциация

H2S является слабой двухосновной кислотой, поэтому плохо

распадется на ионы, диссоциирует ступенчато и считается слабым

электролитом.

I.

H2S H+ + HS-II.

HS- H+ + S2-

На первой стадии образуется гидросульфид-ион HS-, на второй он

распадается до сульфид-иона S2-. Первая ступень протекает значительно

лучше, чем вторая.

2) Взаимодействие с основными оксидами

H2S + CaO = CaS + H2O

3) Взаимодействие с основными гидроксидами

H2S + 2NaOH = Na2S + 2H2O

Так как H2S является двухосновной слабой кислотой, то в растворе

возможно образование кислых солей (гидросульфида натрия) при недостатке

щелочи:

H2S + NaOH = NaНS + H2O

С амфотерными оксидами и гидроксидами сероводородная кислота

реагирует плохо, так как все амфотерные оксиды и гидроксиды не

растворимы, хорошо растворяются только в сильных кислотах, а H2S

является слабой кислотой.

4) Взаимодействие с металлами

0 +1 -2 +2 -2 0

Ca + H2S = CaS + H2↑

0 +1 -2 +2 +1 -2 0

2Ca + 2H2S = 2CaHS + H2↑

5) Взаимодействие с неметаллами

Более активные неметаллы (более сильные окислители), такие как галогены,

способны вытеснять серу:

0 +1 -2 0 +1 -1

Cl2 + H2S = S + 2HCl

6) Полное и неполное горение сероводорода

В избытке кислорода сероводород окисляется до оксида серы (IV):

+1 -2 0 +4 -2 +1 -2

2H2S + 3О2 = 2SO2 + 2H2O

В недостатке кислорода сероводород окисляется до серы:

+1 -2 0 0 +1 -2

2H2S + О2 = 2S + 2H2O

7) Взаимодействие с солями

H2S + Cu(NO3)2 = CuS↓ + 2HNO3

H2S + Pb(CH3COO)2 = PbS↓ + 2CH3COOH

Большинство сульфидов тяжелых металлов являются прочными

осадками, не растворимыми в сильных кислотах (азотной, серной, соляной).

8) Взаимодействие с окислителями

Сера S в сероводородной кислоте H2S находится в минимальной

степени окисления –2, поэтому H2S может проявлять только

восстановительные свойства. H2S является сильным восстановителем,

поэтому активно реагирует с окислителями.

+1 -2 +1 +6 -2 +4 -2 +1 -2

H2S + 3H2SO4 = 4SO2 + 4H2O

+1 -2 +2 -2 t 0 0 +1 -2

H2S + CuO = Cu + S + H2O

+1 -2 +4 -2 +2 -2 0 +1 -2

H2S + NO2 = NO + S + H2O

9) Восстановительные свойства сульфидов

Сульфиды – соли сероводородной кислоты, также являются сильными

восстановителями.

+1 -2 +1 +7 -2 +1 -2 +1 +1 +6 -2 0 +1 -2 +1

Na2S + 2KMnO4 + 2KOH = 2K2MnO4 + S + 2NaOH

+1 -2 +1 -1 0 +1 -2 +1

K2S + H2O2 = S + 2KOH

2ZnS + 3O2 = 2ZnO + 2SO2

§ 4.5. СЕРНИСТАЯ КИСЛОТА.

Сернистая кислота H2SO3 является слабой кислотой, легко

распадается на сернистый газ и воду:

H2SO3 H2O + SO2↑

Сернистая кислота H2SO3 является слабым электролитом (так как

является слабой кислотой), поэтому в растворе плохо диссоцирует на ионы:

H

2-2SO3 2H+ + SO3

Диссоциация сернистой кислоты может протекать по 2-м ступеням:

I. H

-

2SO3 H+ + HSO3

II. HSO -

2-3 H+ + SO3

Получают сернистую кислоту действием сильных кислот на

сульфиты:

Li2SO3 + 2HCl = 2LiCl + H2SO3

H2O SO2↑

Сернистая кислота хорошо вступает в реакцию с основными оксидами и

гидроксидами:

H2SO3 + K2O = K2SO3 + H2O

H2SO3 + 2NaOH = Na2SO3 + 2H2O

Сернистая кислота способна образовывать кислые соли при недостатке

щелочи:

H2SO3 + NaOH = NaHSO3 + H2O

Сернистая кислота способна реагировать с солями с образованием

нерастворимого соединения:

H2SO3 + Ba(NO2)2 = BaSO3↓ + 2HNO2

В сернистой кислоте элемент сера S находится в промежуточной

степени окисления +4, поэтому H2SO3 может проявлять как окислительные

свойства (понижать степень до 0, –2), так и восстановительные свойства

(повышать до +6):

+1 +6 -2 +1 -2 0 +1 -2

H2SO3 + 2H2S = 3S + 3H2O

+1 +4 -2 0 +1 -2+1 +1 +6 -2 +1 -1 +1 -2

H2SO3 + Cl2 + 4KOH = K2SO4 + 2KCl + 3H2O

Сульфиты – соли сернистой кислоты, также способны проявлять как

окислительные, так и восстановительные свойства:

+1 +4 -2 +1 -1 +1 +6 -2 0 0 +1 +6 -2 +2 -1

K2SO3 + 4KI + 3H2SO4 = S + 2I2 + 3K2SO4 + 3H2O

+1 +4 -2 +1 +7 -2 +1 -2 +1 +6 -2 +4 -2 +1 -2 +1

3K2SO3 + 2KMnO4 + H2O = 3K2SO4 + 2MnO2↓ + 2KOH

§ 4.6. СЕРНАЯ КИСЛОТА

Серная кислота H2SO4 – жидкость без цвета и запаха, является

сильной кислотой.

Получение H2SO4.

В промышленности серную кислоту получают из соответствующего оксида

SO3:

SO3 + H2O = H2SO4

Химические свойства H2SO4.

1) Диссоциация

Так как серная кислота является сильным электролитом (сильная

кислота), то она легко распадается на ионы:

H

2-2SO4 2H+ + SO4

Так как H2SO4 является 2-х основной кислотой, то её диссоциация может

протекать по 2-м ступеням, но при условии отсутствия большого количества

воды, так как в растворе серная кислота будет сразу распадаться на ионы H+

и SO 2-4

I. H

-

2SO4 H+ + HSO4

II. HSO -

2-4 H+ + SO4

2) Взаимодействие с металлами

Mg + H2SO4 = MgSO4 + H2↑

3) Взаимодействие с основными и амфотерными оксидами

H2SO4 + MnO = MnSO4 + H2O

3H2SO4 + Al2O3 = Al2(SO4)3 + 3H2O

Серная кислота, как и другие 2-х основные кислоты, способна

образовывать как средние, так и кислые соли.

В избытке оксида:

H2SO4 + Na2O = Na2SO4 + H2O

В избытке кислоты: 2H2SO4 + Na2O = 2NaНSO4 + H2O

4) Взаимодействие с основными и амфотерными гидроксидами

H2SO4 + Ca(OH)2 = CaSO4 + 2H2O

H2SO4 + Zn(OH)2 = ZnSO4 + 2H2O

С гидроксидами H2SO4 также способна образовывать кислые и

средние соли:

H2SO4 + NaOH = NaHSO4 + H2O

H2SO4 + 2NaOH = Na2SO4 + 2H2O

5) Взаимодействие с солями

H2SO4 + Na2SiO3 = Na2SO4 + H2SiO3↓

Качественной реакцией на сульфат-ион SO 2-4 является реакция с

растворимыми солями бария или гидроксидом бария, при этом выпадает

белый осадок BaSO4, не растворимый в кислотах:

K2SO4 + BaCl2 = BaSO4↓ + 2KCl

6) Взаимодействие с восстановителями

Элемент сера S в серной кислоте находится в максимальной степени

окисления +6, поэтому H2SO4 может проявлять только окислительные

свойства. Серная кислота может вступать в реакцию только с сильными

восстановителями, так как не является сильным окислителем.

+1 +6 -2 +1 -2 +4 -2 +1 -2

3H2SO4 + H2S = 4SO2 + 4H2O

§ 4.7. КОНЦЕНТРИРОВАННАЯ СЕРНАЯ КИСЛОТА.

Концентрированная серная кислота H2SO4(к) – тяжелая (нелетучая)

маслянистая жидкость, очень опасная, при попадании на кожу оставляет

тяжелые химические ожоги. При добавлении в неё воды данная кислота

очень сильно разогревается, поэтому нельзя лить воду в концентрированную

серную кислоту, иначе в результате сильного перегрева и вскипания кислота

может разбить стеклянную посуду и выплеснуться, попав на участки тела.

Если необходимо разбавить концентрированную серную кислоту, то

необходимо осторожно по каплям приливать кислоту в воду.

При работе с H2SO4(к) обязательно нужно находиться в

перчатках, одежде, полностью закрывающей все тело, и в химических

очках, так как при попадании H2SO4(к) в глаза можно потерять зрение

вследствие сжигания слизистых оболочек и глазного яблока.

H2SO4(к) отличается от обычной разбавленной H2SO4 тем, что в

концентрированной кислоте намного выше концентрация вещества H2SO4.

H2SO4(к) также является сильной кислотой, поэтому для неё характерны те же

химические свойства, как и для разбавленной серной кислоты:

взаимодействие с основными и амфотерными оксидами и гидроксидами. В

отличие от обычной разбавленной, H2SO4(к) является сильным

водоотнимающим средством, поэтому способна реагировать с твердыми

галогенидами, вытесняя галогенводороды в виде газов (выполнение одного

из условий протекания обменных реакций). Газы образуются в результате

осушения галогенводородных кислот:

H2SO4(к) + NaCl(тв) = NaHSO4 + HCl↑

При взаимодействии NaCl с обычной разбавленной H2SO4 не

образуется газ и не выполняется ни одно из других условий протекания

обменных реакций, поэтому реакция не идет:

H2SO4 + 2NaCl(р-р) = Na2SO4 + 2HCl

Химические свойства H2SO4(к).

1) Взаимодействие H2SO4(к) с металлами

В отличие от разбавленной серной кислоты, H2SO4(к) является

сильным окислителем, и при взаимодействии с металлами никогда не

выделяет водород (Рис. 23).

-2

Ме в ряду напряжения стоит до Al

Соль +H2S↑ + H2O

+6

H

0

2SO4(к) + Ме Al, Cr, Zn в некоторых случаях

Соль +S↓ + H

2O

+4

Ме после Al и до конца

Соль +SO2↑ + H2O

Рис. 23. Взаимодейтсвие H2SO4(к) с металлами.

Обратите внимание, что в концентрированной серной кислоте

окислителем является элемент сера S, именно сера понижает степень

окисления +6 в ходе реакций (Рис. 23). В обычных разбавленных кислотах

при взаимодействии с металлами окислителем являются ионы H+, поэтому

происходит выделение газа водорода Н2.

+1 +6 -2 0 +2 +6 -2 +1 -2 +1 -2

5H2SO4(к) + 4Ca = 4CaSO4 + H2S + 4H2O

+1 +6 -2 0 +2 +6 -2 0 +1 -2

4H2SO4(к) + 3Zn = 3ZnSO4 + S + 4H2O

+1 +6 -2 0 +2 +6 -2 +4 -2 +1 -2

2H2SO4(к) + Cu = CuSO4 + SO2 + 2H2O

H

2SO4(к) при обычных условиях и на холоде не реагирует с

такими металлами, как Al, Cr, Fe. Эти металлы

пассивируются (покрываются прочной устойчивой

оксидной пленкой) под действием H2SO4(к). Реакция

протекает только при нагревании.

2) Взаимодействие H2SO4(к) с неметаллами

Так как H2SO4(к) является сильным окислителем, то она способна

реагировать с неметаллами. Вспомним, что неметаллы могут проявлять как

окислительные, так и восстановительные свойства. Реакции H2SO4(к) с

неметаллами протекает по следующим схемам:

H2SO4(к) + Неме Кислота + SO2↑ + H2O

Или,

H2SO4(к) + Неме + H2O Кислота + SO2↑

+1 +6 -2 0 +1 +5 -2 +4 -2 +1 -2

5H2SO4(к) + 2P = 2H3PO4 + 5SO2↑ + 2H2O

H2SO4(к) как сильный окислитель способна обугливать сложные

органические соединения (сахар):

+1 +6 -2 0 +1 -2 +4 -2 0 +4 -2 +1 -2

2H2SO4(к) + С12H22O11 = 2SO2↑ + 11C + CO2↑ + 13H2O

H2SO4(к) как сильный окислитель способна реагировать с другими

восстановителями:

+1 +6 -2 +2 -2 +4 -2 +4 -2 +1 -2

H2SO4(к) + CO = CO2 + SO2 + H2O

+1 +6 -2 -3 +1 0 +4 -2 +1 -2

3H2SO4(к) + 2NH3 = N2 + 3SO2 + 6H2O

§ 4.8. ПРОИЗВОДСТВО СЕРНОЙ КИСЛОТЫ.

В промышленности серную кислоту получают из пирита или серного

колчедана FeS2:

+2 -1 0 +3 -2 +4 -2

4FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2

1) Обжиг пирита и получение сернистого газа SO2

Перед реакцией пирит измельчают и подают в печь, где со всех сторон

идет подача воздуха в виде струй под давлением. Таким образом,

частицы пирита всегда находятся во взвешенном состоянии. Это

делается для увеличения площади соприкосновения и границы раздела

фаз, что увеличивает скорость и выход реакции. Такую модель назвали

«кипящим слоем»

2) Очистка печного газа

После реакции полученный газ пропускают через циклон и методом

центрифуги (раскручивания) крупные твердые частицы ссыпаются

вниз, мелкие частицы удаляют в электрофильтрах, и после этого

попускают под душем концентрированной серной кислоты,

промывают, и просушивают в теплообменнике

3) Получение SO3 из SO2

Чистый и сухой газ SO2 поступает в контактный аппарат, где

расположены сетчатые решетки с катализатором V2O5. Реакция

протекает при 300-4000С и давлении:

+4 -2 0 V2O5 +6 -2

2SO2 + O2 = 2SO3

4) Получение H2SO4

Полученный газ подают в душевые колонны, из которых льется

концентрированная серная кислота, то есть SO3 растворяют не в воде

(как согласно реакции), а в концентрированной серной кислоте. При

растворении в воде серная кислота образуется в виде тумана, из такого

тумана потом очень сложно отгонять воду, если нужно получить

серную кислоту высокой концентрации, поэтому SO3 растворяют в

концентрированной серной кислоте, и такой раствор потом намного

легче разбавлять водой до получения серной кислоты нужной

концентрации. Раствор SO3 в концентрированной серной кислоте

называется олеум.

SO3 + H2O = H2SO4

ГЛАВА 5.

ЭЛЕМЕНТЫ V ГРУППЫ ГЛАВНОЙ ПОДГРУППЫ.

К элементам V группы главной подгруппы относятся такие элементы,

как N, P, As, Sb, Bi. Азот N, фосфор P, мышьяк As являются неметаллами,

поэтому могут проявлять как окислительные, так и восстановительные

свойства. Сурьма Sb, висмут Bi являются металлами, поэтому могут

проявлять только восстановительные свойства.

Внешний электронный уровень элементов V группы – ns2np3. На

внешнем уровне находится 5 электронов. Наиболее характерные

валентности: III, V. Наиболее характерные степени окисления:

Для азота N – –3, 0, +1, +2, +3, +4, +5

Для фосфора Р – –3, 0, +1, +3, +5

Для мышьяка As – –3, 0, +3, +5

Для сурьмы Sb и висмута Bi – 0, +3, +5

§ 5.1.АЗОТ.

Электронное строение атома азота

Внешний уровень атома азота 2s22p3

На внешнем уровне у атома азота только 3 свободных p-электрона,

поэтому атом азота может присоединять или отдавать 3 электрона, образуя 3

связи, при это проявляя валентность III. Азот не может проявлять свою

максимальную валентность V, так как нет свободных орбиталей, куда бы мог

перейти электрон при распаривании спаренной пары электронов 2s2, но эта

электронная пара 2s2 может участвовать в образовании донорно-акцепторной

связи, поэтому азот N может образовывать только 4 связи (3 связи за счет 3-х

свободных электронов и 1 связь по донорно-акцепторному механизму для

спаренной пары 2s2). Таким образом, максимальная валентность азота

IV, а степень окисления +5

Азот N2 как простое вещество.

Молекула азота состоит из 2-х атомов и имеет вид N2. Азот N2 при

обычных условиях является газом без цвета и запаха, нерастворимым в воде.

Имеет очень низкую температуру кипения. Газ азот безвреден для нашего

организма. В воздухе содержится приблизительно 78% газа азота по объему

и 75% по массе, поэтому азот ежесекундно попадает в наш организм, не

представляя для человека никакой опасности. Это связано с тем, что азот

является химически инертным газом, поэтому он не слишком охотно

вступает в химическое взаимодействие. Это можно объяснить наличием

тройной прочной ковалентной неполярной связи между атомами азота в

молекуле:

N N

Соответственно, валентность атомов азота в молекуле равна III.

Получение азота N2.

1) Промышленное получение

В промышленности азот N2 получают из воздуха путем сильного охлаждения

и сжижения воздуха.

2) Лабораторное получение

Азот N2 в лаборатории можно получить разложением при нагревании таких

солей, как нитрит аммония, бихромат аммония:

-3 +1 +3 -2 t 0 +1 -2

NH4NO2 = N2 + 2H2O

-3 +1 +6 -2 t 0 +3 -2 +1 -2

(NH4)2Cr2O7 = N2 + Cr2O3 + 4H2O

Химические свойства азота N2.

1) Взаимодействие с металлами

Так как азот является очень инертным веществом, то способен

реагировать при обычных условиях только с очень активными металлами

(щелочными и щелочноземельными), так как они являются сильными

восстановителями, при этом азот будет проявлять окислительные свойства:

0 0 +1 -3

N2 + 6Li = 2Li3N

2) Взаимодействие с неметаллами

Точно также азот способен реагировать только с очень активными

неметаллами (сильными окислителями), при этом он будет проявлять

восстановительные свойства: 0 0 t +2 -2

N2 + O2 = 2NO

0 0 t +3 -1

N2 + 3F2 = 2NF3

Азот N2 также способен сам проявлять окислительные свойства,

реагируя с наименее активными неметаллами, например, с водородом. Азот

N

как

химический

элемент

сам

по

себе

является

сильноэлектроотрицательным, поэтому должен проявлять сильные

окислительные свойства, но этого не происходит за счёт образования

прочной тройной связи между атомами азота в молекуле.

0 0 t, Fe -3 +1

N2 + 3H2 = 2NH3

§ 5.2.АММИАК И СОЛИ АММОНИЯ.

Аммиак NH3 – это бесцветный газ с очень резким запахом,

чрезвычайно хорошо растворимый в воде. Водный раствор аммиака в воде

называют «нашатырным спиртом». Молекулы аммиака между собой могут

образовывать водородные связи.

Получение NH3.

1) Промышленное получение (синтез аммиака)

В промышленности аммиак получают непосредственно из простых

веществ при высокой температуре в присутствии таких катализаторов, как

железо Fe, оксид алюминия Al2O3:

0 0 Fe, t -3 +1

N2 + 3H2 = 2NH3

2) Лабораторное получение (из солей аммония)

В лаборатории аммиак можно получать при нагревании сухой смеси

солей аммония со щелочами:

t

2NH4Cl + Ca(OH)2 = CaCl2 + 2NH3↑ + 2H2O

Также аммиак можно получать при нагревании солей аммония:

t

NH4Cl = NH3↑ + HCl

3) Гидролиз нитридов металлов:

Li3N + 3H2O = 3LiOH + NH3↑

Химические свойства NH3.

Аммиак NH3 является слабым основанием, при взаимодействии с

водой и кислотами образует ион аммония NH +

4 по донорно-акцепторному

механизму (валентность атома азота N равна IV), поэтому в ионе аммония

NH +

4 присутствует ковалентная донорно-акцепторная связь.

1) Взаимодействие с водой

При взаимодействии с водой аммиак образует слабое основание –

гидроксид аммония NH4OH, который является очень неустойчивым и

способен разлагаться снова до аммиака и воды.

NH3 + H2O NH4OH

2) Взаимодействие с кислотами

NH3 + HCl = NH4Cl хлорид аммония

2NH3 + H2SO4 = (NH4)2SO4

Аммиак NH3 способен также образовывать кислые соли:

NH3 + H2SO4 = NH4 HSO4 гидросульфат аммония

Аммиак NH3 может проявлять только восстановительные свойства,

так как азот N в нем имеет низшую степень окисления –3, поэтому NH3

является сильным восстановителем.

3) Горение NH3

-3 +1 0 0 +1 -2

4NH3 + 3O2 = 2N2 + 6H2O

4) Каталитическое окисление NH3

-3 +1 0 Cr2O3 +2 -2 +1 -2

4NH3 + 5O2 = 4NO↑ + 6H2O

5) Взаимодействие с окислителями

-3 +1 +2 -2 0 0 +1 -2

2NH3 + 3CuO = 3Cu↓ + N2↑+ 3H2O

-3 +1 +1 +5 -2 0 -3 +1 +5 -2 0

8NH3 + 6AgNO3 = 6Ag↓ + 6NH4NO3 + N2↑

-3 +1 +1 +6 -2 +1 -1 +1 +5 -2 +3 -1 +1 -1 +1 -2

3NH3 + 8K2CrO4 + 40HCl = 3HNO3 + 8CrCl3 + 16KCl + 23H2O

6) Взаимодействие с активными металлами

Аммиак

может

проявлять

окислительные

свойства

при

взаимодействии с очень активными металлами, но окислителем в нём

являются не атомы азота N-3, а атомы водорода H+.

-3 +1 0 +1 -3 +1 0

2NH3 + 2Na = 2NaNH2 + H2

7) Образование аммиачных комплексных соединений

Раствор аммиака способен реагировать с гидроксидами, солями и

даже оксидами d-металлов с образованием растворимых комплексных

соединений:

Ag2O + 4NH3 + H2O = 2[Ag(NH3)2]OH

Cu(OH)2 + 4NH3 = [Cu(NH3)4](OH)2

CuCl2 + 4NH3 = [Cu(NH3)4]Cl2

8) Взаимодействие с солями

Раствор аммиака может реагировать с солями малоактивных металлов

с образованием нерастворимых гидроксидов, так как в растворе аммиак

образует растворимый гидроксид аммония

ZnCl2 + 2NH3 + 2H2O = Zn(OH)2↓ + 2NH4Cl

Гидроксид аммония NH4OH.

Гидроксид аммония является слабым основанием и способен

разлагаться до аммиака и воды:

NH4OH NH3 + H2O

Гидроксид аммония также является слабым электролитом, поэтому в

растворе плохо распадается на ионы:

NH

+

4OH NH4 + OH-

Гидроксид аммония NH4OH способен реагировать с кислотами и

кислотными оксидами:

3NH4OH + H3PO4 = (NH4)3PO4 + 3H2O

2NH4OH + SO3 = (NH4)2SO4 + H2O

При взаимодействии NH4OH с солями переходных металлов

образуются нерастворимые основания:

2NH4OH + ZnCl2 = Zn(OH)2↓ + 2NH4Cl

Гидроксид аммония, как и аммиак, проявляет восстановительные

свойства, поэтому способен реагировать с окислителями:

-3 +1 -2 +1 +3 -1 +2 -1 -3 +1 -1 0 +1 -2

8NH4OH + 6FeCl3 = 6FeCl2 + 6NH4Cl + N2 + 8H2O

Соли аммония.

Все соли аммония представляют собой белые кристаллические

вещества, хорошо растворимые в воде. Все соли аммония являются

сильными электролитами и способны в растворе необратимо распадаться на

ионы аммония NH +

4 и ионы кислотного остатка:

(NH

+

2-4)2CO3 2NH4 + CO3

Все соли аммония способны разлагаться при нагревании:

(NH4)2CO3 = 2NH3↑ + CO2↑ + H2O

NH4Br = NH3↑ + HBr↑

Обратите внимание, что при нагревании нитрата и нитрита аммония

протекает окислительно-восстановительные реакции в отличие от

предыдущих:

-3 +1 +5 -2 +1 -2 +1 -2

NH4NO3 = N2O↑ + 2H2O

-3 +1 +3 -2 0 +1 -2

NH4NO2 = N2↑ + 2H2O

Соли аммония способны реагировать как с кислотами, так и с

щелочами, при этом должно выполняться хотя бы одно из условий

протекания обменных реакций:

(NH4)2S + 2HCl = H2S↑ + 2NH4Cl

NH4Cl + KOH = KCl + NH4OH

NH3↑ H2O

NH4Cl + KOH = KCl + NH3↑ + H2O

По аналогичному принципу соли аммония могут реагировать с

другими солями (при выпадении осадка):

2NH4I + Pb(NO3)2 = PbI2↓ + 2NH4NO3

§ 5.3.ОКСИДЫ АЗОТА.

Элемент азот N из всех неметаллов образует наибольшее число

оксидов, при этом они все являются довольно устойчивыми:

+1 +2 +3 +4 +5

N2O NO N2O3 NO2 N2O5

Несолеобразующие

Кислотные оксиды

оксиды

1. Оксид азота (I) N2O – имеет тривиальное название «веселящий

газ», так как обладает дурманящим действием. При обычных условиях

является газом со сладким вкусом, растворимым в воде.

N2O можно получить при нагревании нитрата аммония:

-3 +1 +5 -2 +1 -2 +1 -2

NH4NO3 = N2O↑ + 2H2O

N2O является несолеобразующим оксидом, поэтому он не может

реагировать с водой с образованием кислоты, с гидроксидами и оксидами

металлов с образованием солей.

С точки зрения окислительно-восстановительных свойств N2O может

проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства, так как

азот N в молекуле N2O находится в промежуточной степени окисления +1.

1) N2O как окислитель

+1 -2 +2 -2 t 0 +4 -2

N2O + CO = N2 + CO2

2) N2O как восстановитель

+1 -2 +1 +1 -2 t +1 -1 +2 -2

N2O + KClO = KCl + 2NO

2. Оксид азота (II) NO – бесцветный газ, плохо растворимый в воде.

Получить NO можно из простых веществ при высокой температуре:

0 0 t +2 -2

N2 + O2 = 2NO

В лабораторный условиях NO можно получать:

– из разбавленной азотной кислоты HNO3:

0 +1 +5 -2 +2 +5 -2 +2 -2 +1 -2

3Zn + 8HNO3 = 3Zn(NO3)2 + 2NO↑ + 4H2O

– из азотистой кислоты HNO2 и её солей:

+1 +3 -2 +1 -1 +1 +3 -2 0 +2 -2 +1 -2

4HNO2 + 2KI = 2KNO2 + I2 + 2NO↑ + 2H2O

+1 +3 -2 +1 -2 +1 -2 +2 -2 0 +1 -2

2KNO2 + 2H2S = K2S + 2NO↑ + S↓ + 2H2O

– каталитическим окислением аммиака NH3:

-3 +1 0 Pt +2 -2 +1 -2

4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O

NO является несолеобразующим оксидом, поэтому может вступать

только в окислительно-восстановительные реакции, при этом может быть как

окислителем, так и восстановителем, так как азот в данном оксиде находится

в промежуточной степени окисления +2:

1) NO как окислитель

+2 -2 +4 -2 t 0 +6 -2

2NO + 2SO2 = N2 + 2SO3

2) NO как восстановитель

+2 -2 0 +4 -2

2NO + O2 = 2NO2

+2 -2 +1 +7 -2 +1 -2 +4 -2 +1 +5 -2 +1 -2 +1

NO + KMnO4 + H2O = MnO2 + HNO3 + KOH

или можно записать как:

NO + KMnO4 = MnO2 + KNO3

3. Оксид азота (III) N2O3 – темно-синяя жидкость при обычных

условиях, крайне неустойчивая, растворимая в воде.

N2O3 образуется путем охлаждения горячей смеси газов NO и NO2:

NO + NO2 = N2O3

N2O3 является кислотным оксидом, при взаимодействии с водой

образуется азотистая кислота:

N2O3 + H2O = 2HNO2

В качестве кислотного оксида N2O3 способен реагировать с сильными

основаниями и основными оксидами:

N2O3 + 2KOH = 2KNO2 + H2O

N2O3 + Na2O = 2NaNO2

N2O3 очень неустойчив, поэтому при небольшом нагревании

разлагается:

+3 -2 +4 -2 +2 -2

N2O3 = NO2 + NO

С точки зрения окислительно-восстановительных свойств N2O3

способен быть как окислителем, так и восстановителем, так как азот N в

данном оксиде находится в промежуточной степени окисления +3:

1) NO как окислитель

+3 -2 -3 +1 0 +1 -2

N2O3 + 2NH3 = 2N2 + 3H2O

+3 -2 +1 -2 t +2 -2 +2 -2

N2O3 + Cu2O = 2NO + 2CuO

2) NO как восстановитель

+3 -2 0 +4 -2

2N2O3 + O2 = 4NO2

+3 -2 0 +1 -2 +4 -2 +1 -1

N2O3 + Cl2 + H2O = 2NO2 + 2HCl

4. Оксид азота (IV) NO2 – при обычных условиях бурый газ с резким

запахом, растворимый в воде, очень ядовит. В народе он так и получил

название «бурый газ» по цветовой характеристике.

В промышленности NO2 можно получить окислением NO:

+2 -2 0 +4 -2

2NO + O2 = 2NO2

В лаборатории NO2 можно получать:

– из концентрированной азотной кислоты HNO3:

0 +1 +5 -2 +2 +5 -2 +4 -2 +1 -2

Cu + 4HNO3(к) = Cu(NO3)2 + 2NO2↑ + 2H2O

– путем разложения нитратов (солей азотной кислоты) при

нагревании:

+2 +5 -2 t +2 -2 +4 -2 0

2Zn(NO3)2 = 2ZnO + 4NO2↑ + O2↑

Бурый газ NO2 является кислотным оксидом, но не существует

кислоты со степенью окисления азота N в ней +4, как в данном оксиде,

поэтому NO2 при взаимодействии с водой образует сразу 2 кислоты,

одновременно понижая и повышая свою степень окисления до +3 и +5:

+4 -2 +1 -2 +1 +3 -2 +1 +5 -2

2NO2 + H2O = HNO2 + HNO3

При небольшом нагревании реакция протекает несколько иначе:

+4 -2 +1 -2 +1 +5 -2 +2 -2

3NO2 + H2O = 2HNO3 + NO↑

При взаимодействии со щелочами NO2, соответственно, образуется 2

соли:

+4 -2 +1 -2 +1 +1 +3 -2 +1 +5 -2 +1 -2

2NO2 + 2KOH = KNO2 + KNO3 + H2O

NO2 проявляет как окислительные, так и восстановительные свойства,

так как азот N в буром газе находится в промежуточной степени окисления

+4:

1) NO2 как окислитель

+4 -2 0 t 0 +4 -2

2NO2 + 2C = N2 + 2CO2

2) NO2 как восстановитель

+4 -2 +1 -2 0 +1 +5 -2

4NO2 + 2H2O + O2 = 4HNO3

5. Оксид азота (V) N2O5 – бесцветные нелетучие кристаллы,

неустойчив, хорошо растворим в воде.

N2O5 является кислотным оксидом, поэтому его можно получить из

соответствующей ему азотной кислоты действием сильных водоотнимающих

средств, таких как P2O5:

6HNO3 + P2O5 = 2H3PO4 + 3N2O5

Данную реакцию можно записать по-другому в более упрощенном

виде:

P2O5

2HNO3 = N2O5 + H2O

Также N2O5 можно получать из более низших оксидов действием

сильных окислителей при нагревании:

+4 -2 0 t +5 -2

4NO2 + O2 = 2N2O5

N2O5 является кислотным оксидом, при взаимодействии с водой

образует азотную кислоту:

N2O5 + H2O = 2HNO3

N2O5 в качестве кислотного оксида способен реагировать с сильными

основаниями и основными оксидами:

N2O5 + Ca(OH)2 = Ca(NO3)2 + H2O

N2O5 + BaO = Ba(NO3)2

С точки зрения окислительно-восстановительных свойств N2O5

может быть только окислителем, так как азот N в данном оксиде находится в

максимальной степени окисления +5:

+5 -2 -3 +1 t +2 -2 0 +1 -2

N2O5 + 2PH3 = 2NO↑ + 2P + 3H2O

§ 5.4.АЗОТИСТАЯ КИСЛОТА

Азотистая кислота HNO2 – жидкость, в водном растворе имеет

голубоватый цвет, неустойчивая.

Получение HNO2.

1) Взаимодействие N2O3 с водой

N2O3 + H2O = 2HNO2

2) Взаимодействие нитритов с сильными кислотами

2NaNO2 + H2SO4 = Na2SO4 + 2HNO2

Обменная реакция протекает за счёт образования слабого электролита

– слабой кислоты HNO2

3) Взаимодействие NO2 с водой

+4 -2 +1 -2 +1+3 -2 +1 +5 -2

2NO2 + H2O = HNO2 + HNO3

Химические свойства HNO2.

Азотистая кислота HNO2 является слабой кислотой, поэтому хорошо

реагирует с сильными основными гидроксидами и оксидами.

1) Взаимодействие с основными оксидами

2HNO2 + SrO = Sr(NO2)2 + H2O

2) Взаимодействие с основными гидроксидами

HNO2 + CsOH = CsNO2 + H2O

Азотистая кислота HNO2 с точки зрения реакций ОВР может

проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства, так как

азот N в ней находится в промежуточной степени окисления +3.

Восстановительные свойства у азотистой кислоты выражены сильнее.

3) HNO2 как окислитель

+1 +3 -2 +1 -1 +2 -2 0 +1 -2

2HNO2 + 2HI = 2NO↑ + I2↓ + 2H2O

4) HNO2 как восстановитель

+1 +3 -2 +1 +6 -2 +1 +5 -2 +4 -2 +1 -2

HNO2 + H2SO4(к) = HNO3 + SO2↑ + H2O

Соли азотистой кислоты (нитриты).

Нитриты в отличие от азотистой кислоты являются устойчивыми

соединениями, проявляют сильные восстановительные свойства, но также

могут проявлять окислительные, так как азот N в них также находится в

промежуточной степени окисления +3.

+1 +3 -2 +1 +7 -2 +1 +6 -2 +1 +5 -2 +1 +6 -2 +2 +6 -2 +1 -2

5KNO2 + 2KMnO4 + 3H2SO4 = 5KNO3 + K2SO4 + 2MnSO4 + 3H2O

+1 +3 -2 +1 -1 +1 -1 +2 -2 +1 -1 0 +1 -1 +1 -2

2KNO2 +2NaI + 4HCl = 2NO↑ + 2NaCl + I2↓ + 2KCl + 2H2O

§ 5.5. АЗОТНАЯ КИСЛОТА.

Азотная кислота HNO3 – бесцветная летучая жидкость, хорошо

растворимая в воде.

Получение HNO3.

1) Окисление водного раствора NO2 (промышленный способ)

+2 -2 0 +1 -2 +1 +5 -2

4NO2 + O2 + 2H2O = 4HNO3

2) Взаимодействие N2O5 с водой

N2O5 + H2O = 2HNO3

3) Из нитратов (солей азотной кислоты)

KNO3 + H2SO4(к) = KHSO4 + HNO3↑

Химические свойства HNO3.

Азотная кислота является сильной кислотой, поэтому может вступать

в реакции с веществами основного и амфотерного характера.

1) Взаимодействие с основными оксидами и гидроксидами

2HNO3 + CuO = Cu(NO3)2 + H2O

2HNO3 + Mg(OH)2 = Mg(NO3)2 + 2H2O

2) Взаимодействие с амфотерными оксидами и гидроксидами

2HNO3 + ZnO = Zn(NO3)2 + H2O

3HNO3 + Al(OH)3 = Al(NO3)3 + 3H2O

3) Взаимодействие с солями слабых кислот

2HNO3 + Na2SiO3 = 2NaNO3 + H2SiO3↓

4) Разложение на свету

4HNO3 = 4NO2↑ + O2↑ + 2H2O

5) Взаимодействие с металлами

В отличии от других разбавленных кислот (HCl, H2SO4,

H3PO4 и т.д.), разбавленная HNO3 является сильным

окислителем и при взаимодействии с металлами

никогда не выделяет газ водород H

2.

Ме стоит в ряду напряжения до Al

-3

-3

+5

Соль + NH3↑(NH4NO3) + H2O

HNO3 + Me

+2

Ме стоит в ряду напряжения после Al вкл.

Соль + NO↑ + H2O

+1 +5 -2 0 +2 +5 -2 -3 +1 +1 -2

9HNO3 + 4Ca = 4Ca(NO3)2 + NH3↑ + 3H2O

+1 +5 -2 0 +2 +5 -2 +2 -2 +1 -2

8HNO3 + 3Mn = 3Mn(NO3)2 + 2NO↑ + 4H2O

6) Взаимодействие с неметаллами

При взаимодействии разбавленной азотной кислоты HNO3 с

неметаллами, как правило, образуется соответствующая для неметалла

кислородосодержащая кислота, оксид азота NO, также возможно

образование воды:

0 +1 +5 -2 +1 +6 -2 +2 -2

S + 2HNO3 = H2SO4 + 2NO↑

0 +1 +5 -2 +1 -2 +1 +5 -2 +2 -2

3P + 5HNO3 + 2H2O = 3H3PO4 + 5NO↑

7) Взаимодействие с другими восстановителями

+1 +5 -2 +1 -2 +1 +6 -2 +2 -2 +1 -2

8HNO3 + 3H2S = 3H2SO4 + 8NO↑ + 4H2O

+1+5 -2 +2 +6 -2 +1 +6 -2 +3 +6 -2 +2 -2 +1 -2

2HNO3 + 6FeSO4 + 3H2SO4 = 3Fe2(SO4)3 + 2NO↑ + 4H2O

Химические свойства концентрированной HNO3.

По химическим свойствам концентрированная азотная кислота

HNO3(к) очень схожа с разбавленной. HNO3(к) аналогичным образом реагирует

с оксидами и гидроксидами металлов, с солями слабых кислот, но в отличии

от разбавленной HNO3 является более сильным окислителем.

1) Взаимодействие с металлами

Концентрированная HNO3 является сильным

окислителем и при взаимодействии с металлами

никогда не выделяет газ водород H2.

Ме стоит в ряду напряжения до Al

+1

+5

Соль + N2O↑ + H2O

HNO3(к) + Me

+4

Ме стоит в ряду напряжения после Al вкл. Соль + NO

2↑ + H2O

+1 +5 -2 0 +2 +5 -2 +1 -2 +1 -2

10HNO3(к) + 4Ba = 4Ba(NO3)2 + N2O↑ + 5H2O

+1 +5 -2 0 +2 +5 -2 +4 -2 +1 -2

4HNO3(к) + Zn = Zn(NO3)2 + 2NO2↑ + 2H2O

Точно так же, как и H

2SO4(к), HNO3(к) не реагирует при

обычных условиях с такими металлами, как Al, Cr, Fe, в

результате пассивации. Реакция HNO3(к) с этими

металлами может протекать только при нагревании.

2) Взаимодействие с неметаллами

При взаимодействии концентрированной азотной кислоты HNO3 с

неметаллами, как правило, образуется соответствующая для неметалла

кислородосодержащая кислота, оксид азота NO2, также возможно

образование воды:

0 +1 +5 -2 +1 +6 -2 +4 -2 +1 -2

S + 6HNO3(к) = H2SO4 + 6NO2↑ + 2H2O

0 +1 +5 -2 +1 +5 -2 +4 -2 +1 -2

P + 5HNO3(к) = H3PO4 + 5NO2↑ + H2O

3) Взаимодействие с другими восстановителями

+1 +5 -2 -3 +1 +1 +5 -2 +4 -2 +1 -2

8HNO3(к) + PH3 = H3PO4 + 8NO2↑ + 4H2O

+1 +5 -2 +1 +4 -2 +1 +6 -2 +4 -2 +1 -2

2HNO3(к) + K2SO3 = K2SO4 + 2NO2↑ + H2O

Соли азотной кислоты (нитраты).

Все нитраты представляют собой белые кристаллические вещества,

хорошо растворимые в воде. Все нитраты являются сильными

электролитами, в растворе распадаются на ионы.

Нитраты проявляют окислительные свойства, так как в них азот N

находится в максимальной степени окисления +5.

Нитраты являются хорошими удобрениями, в частности, так

называемые «селитры»:

NaNO3 – чилийская селитра

KNO3 – индийская селитра

NH4NO3 – аммиачная селитра

Ca(NO3)2 – известковая селитра

1) Взаимодействие с восстановителями

+1 +5 -2 +1 -1 +1 +6 -2 +1 +6 -2 0 +4 -2 +1 -2

2KNO3 + 2KI + 2H2SO4 = 2K2SO4 + I2 + 2NO2↑ + 2H2O

+1 +5 -2 +1 -1 +1 -1 +4 -2 0 +1 -1 +1 -2

2KNO3 + H2O2 + 2HCl = 2NO2↑ + O2↑ + 2KCl + 2H2O

2) Разложение нитратов

Так как все нитраты являются окислителями, то их разложение при

нагревании является сложным окислительно-восстановительным процессом:

+3 0

Ме в ряду напряжения стоит до Al

Me(NO2)x +O2↑

+5 -2

+4 0

Me(NO3)x Ме от Al до Cu (включительно)

Оксид Ме + NO

2↑ + O2↑

0 +4 0

Ме в ряду напряжения стоит после Cu Me + NO2↑ + O2↑

+1 +5 -2 t +1 +3 -2 0

2NaNO3 = 2NaNO2 + O2↑

+2 +5 -2 t +2 -2 +4 -2 0

2Cu(NO3)2 = 2CuO + 4NO2↑ + O2↑

+1 +5 -2 t 0 +4 -2 0

2AgNO3 = 2Ag + 2NO2↑ + O2↑

§ 5.6.ФОСФОР.

Электронное строение атома фосфора

Внешний уровень атома фосфора 3s23p3

У атома фосфора на 3-ем уровне есть d-подуровень, состоящий из 5

свободных орбиталей, поэтому спаренная пара 3s2 может

распариваться, и один электрон может переходить на d-подуровень, и

тогда в возбужденном состоянии у атома фосфора Р может быть 5

свободных электронов, которые могут образовать 5 связей. Таким

образом, фосфор Р может проявлять максимальную валентность по

номеру группы V и степень окисления +5.

Фосфор Р как простое вещество.

Фосфор является твёрдым хрупким аморфным веществом. В обычном

состоянии существует 3 аллотропные модификации фосфора: белый,

красный и черный фосфор.

Белый фосфор представляет собой белое воскообразное вещество,

легко режется ножом, очень легкоплавкий, плохо растворим в воде. В

темноте белый фосфор светится зеленым цветом. Белый фосфор имеет

молекулярную формулу Р4, имеет молекулярную кристаллическую решетку.

Белый фосфор химически очень активен и чрезвычайно ядовит.

При нагревании белого фосфора при 500 0С в бескислородной среде

образуется красный фосфор. Красный фосфор представляет собой твёрдое

вещество пурпурного цвета, имеющее металлический блеск, более устойчив

и менее химически активен, чем белый фосфор. Плохо растворим в воде.

Красный фосфор не представляет большой опасности для жизни и здоровья

людей. При нагревании красного фосфора образуется чёрный фосфор.

Чёрный фосфор также можно получить из белого при нагревании и высоком

давлении. Чёрный фосфор представляет собой чёрное вещество с

металлическим блеском, нерастворимое в воде. Чёрный фосфор еще менее

активен, чем красный, является полупроводником, поэтому способен

проводить электрический ток.

Получение фосфора.

1) Сплавление фосфатов с углем и песком при высокой температуре

+2 +5 -2 +4 -2 0 t +2 +4 -2 +2 -2 0

Ca3(PO4)2 + 3SiO2 + 5C = 3CaSiO3 + 5CO↑ + 2P

2) Нагревании метафосфорной кислоты с углем

+1 +5 -2 0 t 0 +2 -2 +1 -2

2HPO3 +5C = 2P + 5CO↑ + H2O

Химические свойства фосфора.

1) Взаимодействие с неметаллами

0 0 +5 -2

4P + 5O2 = 2P2O5

0 0 +5 -1

2P + 5Cl2 = 2PCl5

0 0 +5 -2

2P + 3S = P2S3

2) Взаимодействие с металлами

0 0 +1 -3

P + 3Na = Na3P

0 0 +2 -3

2P + 3Ca = Ca3P2

3) Взаимодействие с водой при высокой температуре

0 +1 -2 t -3 +1 +1 +5 -2

8P + 12H2O = 5PH3↑ + 3H3PO4

0 +1 -2 t 0 +1 +5 -2

2P + 8H2O = 5H2↑ + 2H3PO4

4) Взаимодействие с концентрированными растворами щелочей

0 +1 -2 +1 +1 -2 -3 +1 +1 +1 +1 -2

4P + 3KOH + 3H2O = PH3↑ + 3KH2PO2

5) Взаимодействие с сильными окислителями

0 +1 +5 -2 t +1 -1 +5 -2

6P + 5KClO3 = 5KCl + 3P2O5

§ 5.7.ФОСФИН.

Фосфин РН3 – бесцветный газ с неприятным чесночным запахом,

плохо растворим в воде, ядовит. Химически очень активен, на воздухе

самовоспламеняется.

Получить фосфин можно при действии на фосфиды металлов водой

или сильными кислотами:

Са3Р2 + 6Н2О = 3Са(ОН)2 + 2РН3↑

Na3P + 3HCl = 3NaCl + РН3↑

Также фосфин образуется при действии хлороводорода на белый

фосфор при высокой температуре:

0 +1 -1 t -3 +1 +3 -1

P4 + 6HCl = 2PH3 + 2PCl3

При нагревании солей фосфония также образуется фосфин:

PH4Cl = PH3↑ + HCl↑

Как уже было отмечено раннее, фосфин РН3 легко воспламеняется на

воздухе:

-3 +1 0 +1 +5 -2

РН3 + 2О2 = Н3РО4

Фосфин РН3 является аналогом аммиака NH3, является более слабым

основанием, чем аммиак. Как слабое основание, фосфин способен

реагировать с сильными кислотами, образуя соли фосфония:

PH3 + HI = PH4I

Фосфин не реагирует с водой и является более сильным

восстановителем в отличие от аммиака, поэтому легко вступает в реакции с

окислителями:

-3 +1 +1 +5 -2 +1 +5 -2 +4 -2 +1 -2

PH3 + 8HNO3(к) = H3PO4 + 8NO2↑ + 4H2O

-3 +1 0 0 +1 -1

2PH3 + 3Cl2 = 2P + 6HCl

Без доступа кислорода фосфин при нагревании способен разлагаться

на простые вещества:

-3 +1 t 0 0

2РН3 = 2Р + 3Н2

Соли фосфония при взаимодействии с щелочами при нагревании образуют

фосфин:

PH4Cl + КОН = PH3↑ + Н2О + КCl

§ 5.8.ОКСИДЫ ФОСФОРА.

Фосфор Р образует 2 оксида: Р2О3, Р2О5.

1. Оксид фосфора (III) Р2О3 представляет собой белые кристаллы с

неприятным запахом, хорошо растворимые в воде.

Р2О3 получают окислением фосфора при нагревании:

0 +1 -2 t +3 -2 0

2P + 3N2O = P2O3 + 3N2

0 +5 -2 t +3 -2

4P + 3P2O5 = 5P2O3

P2O3 при взаимодействии с водой образует слабую двухосновную

фосфористую кислоту:

P2O3 + 3Н2О = 2Н3РО3

Также может образовываться метафосфористая кислота:

P2O3 + Н2О = 2НРО2

P2O3 является кислотным оксидом, поэтому хорошо реагирует с

сильными гидроксидами:

P2O3 + 4NaOH = 2Na2HPO3 + H2O

P2O3 окисляется кислородом до высшего оксида:

+3 -2 0 +5 -2

P2O3 + О2 = Р2О5

2. Оксид фосфора (V) Р2О5 (фосфорный ангидрид) представляет

собой белый аморфный порошок, очень сильно поглощает влагу из воздуха,

так как активно реагирует с ней, образуя прозрачное гелеобразное вещество.

При действии струи воды воспламеняется. Р2О5 легко возгоняется, легко

образует димеры (соединение из 2-х одинаковых молекул) состава Р4О10.

Р2О5 получают при окислении фосфора:

0 0 +5 -2

4Р + 5О2 = 2Р2О5

Также Р2О5 можно получить при разложении фосфатов и их

нагреванием с нелетучими кислотными оксидами:

t

Ca3(PO4)2 = 3CaO + P2O5

t

Ca3(PO4)2 + 3SiO2 = 3CaSiO3 + P2O5

Р2О5 является кислотным оксидом, поэтому способен реагировать с

водой:

Р2О5 + Н2О = 2НРО3

При этом сначала образуется метафосфорная кислота, которая не

устойчива в водном растворе, поэтому сразу превращается в ортофосфорную

кислоту:

НРО3 + Н2О = Н3РО4

В итоге можно записать общее уравнение:

Р2О5 + 3Н2О = 2Н3РО4

Как кислотный оксид Р2О5 способен реагировать с сильными

основными оксидами и основаниями:

P2O5 + 3Na2O = 2Na3PO4

P2O5 + 6KOH = 2K3PO4 + 3H2O

P2O5 при взаимодействии с растворами щелочей способен

образовывать также кислые соли:

P2O5 + 2KOH + Н2О = 2KН2PO4

P2O5 + 4KOH = 2K2НPO4 + H2O

P2O5 является сильным водоотнимающим средством, поэтому

способен реагировать с кислородосодержащими кислотами, отнимая у них

воду и разлагая их до оксида:

P2O5 + 3H2SO4 = 2H3PO4 + 3SO3

P2O5 может проявлять только окислительные свойства, так как фосфор

Р в нём находится в максимальной степени окисления +5:

+5 -2 +2 -2 +3 -2 +4 -2

P2O5 + 2СО = Р2О3 + 2СО2

§ 5.9.ФОСФОРНАЯ КИСЛОТА.

Фосфорная кислота имеет формулу Н3РО4, имеет также название

«ортофосфорная кислота», так как существует еще метафосфорная кислота

НРО3. Фосфорная кислота представляет собой бесцветные кристаллы,

хорошо растворимые в воде.

Получение Н3РО4.

1) Из оксида фосфора (V)

Р2О5 + 3Н2О = 2Н3РО4

2) Из других неметаллических соединений

PCl5 + 4H2O = H3PO4 + 5HCl

3) Из солей фосфорной кислоты

При действии сильных кислот на фосфаты (соли фосфорной кислоты)

также образуется фосфорная кислота:

2K3PO4 + 3H2SO4 = 3K2SO4 + 2H3PO4

Химические свойства Н3РО4.

Фосфорная кислота является кислотой средней силы, поэтому хорошо

реагирует только с сильными основными оксидами и гидроксидами.

Фосфорная кислота является слабым электролитом, способна

обратимо диссоциировать (распадаться) на ионы. Так как данная кислота

трёхосновная, то диссоциация может протекать по 3-м ступеням:

I. H

-

3PO4 H+ + H2PO4 дигидрофосфат-ион

II. H

-

2-2PO4 H+ + HPO4 гидрофосфат-ион

III. HPO 2-3-

4 H+ + PO4 фосфат-ион

1) Взаимодействие с основными оксидами

2H3PO4 + 3CaO = Ca3(PO4)2 + 3H2O

2) Взаимодействие с основными гидроксидами

H3PO4 + 3RbOH = Rb3PO4 + 3H2O

При взаимодействии H3PO4 со щелочами могут образовываться

кислые соли:

H3PO4 + 2KOH = K2HPO4 + 2H2O

H3PO4 + KOH = KH2PO4 + H2O

3) Взаимодействие с солями слабых кислот

2H3PO4 + 3K2CO3 = 2K3PO4 + 3H2O + 3CO2↑

4) Взаимодействие с металлами

2H3PO4 + 2Na = 2NaH2PO4 +H2↑

При взаимодействии с металлами преимущественно образуются

дигидрофосфаты, так как фосфорная кислота слабая, и диссоциирует лучше

всего по 1 ступени с образованием дигидрофосфат-иона H

-

2PO4

5) Взаимодействие с солями

H3PO4 + 3AgNO3 = Ag3PO4↓ + 3HNO3

Фосфорная кислота H3PO4 может проявлять только окислительные

свойства, так как фосфор Р в ней находится в максимальной степени

окисления +5, но как таковых окислительных свойств данная кислота не

проявляет.

ГЛАВА 6.

ЭЛЕМЕНТЫ IV ГРУППЫ ГЛАВНОЙ ПОДГРУППЫ.

К элементам IV группы главной подгруппы относятся такие

элементы, как C, Si, Ge, Sn, Pb . C и Si являются неметаллами, поэтому могут

проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства. Ge, Sn, Pb

являются переходными металлами, поэтому могут проявлять только

восстановительные свойства.

Внешний электронный уровень элементов IV группы – ns2np2. На

внешнем уровне находится 4 электрона. Наиболее характерные валентности:

II, IV. Наиболее характерные степени окисления:

Для углерода С – –4, 0, +2, +4 (в орган. соединениях также -3,-2,-1,+1,+3)

Для кремния Si – –4, 0, +2, +4

Для германия Ge, олова Sn, свинца Pb – 0, +2, +4

§ 6.1.УГЛЕРОД.

Электронное строение атома углерода

Внешний уровень атома углерода 2s22p2

2s2 – электронная пара способна распариваться, и один s-электрон может

переходить на свободную p-орбиталь, как это показано выше, таким образом,

образую 4 свободных электрона в возбужденном состоянии. Благодаря этому

атом углерода С может образовывать 4 связи и проявлять высшую

валентность IV. Наиболее характерные валентности для углерода II, IV.

Углерод как простое вещество.

Углерод С, как простое вещество, образует 3 наиболее известные

аллотропные модификации: алмаз, графит, карбин.

Алмаз представляет собой твёрдое прозрачное вещество, часто

имеющее жёлтый или коричневый оттенок. Алмаз имеет очень высокую

температуру кипения и плавления, является самым твёрдым веществом из

всех известных на планете, является драгоценным камнем. Алмаз имеет sp3 –

гибридизацию (подробнее о гибридизации будет излагаться в курсе

органической химии), структуру правильного тетраэдра.

Графит является твёрдым веществом серого цвета с металлическим

блеском, хрупким, мягким, имеет плоскостную структуру, для него

характерна sp2 – гибридизация. Из графита изготавливают пишущие стержни

для карандашей.

Карбин представляет собой кристаллический порошок или кристаллы

чёрного цвета с металлическим блеском, имеет линейную структуру, для

него характерна sp – гибридизация.

Данные аллотропные модификации углерода имеют атомную

кристаллическую решетку.

Получение углерода.

1) Из природных ископаемых

В основном, углерод получают без проведения химического синтеза

из природных ископаемых. Основным источником углерода для

промышленных целей является уголь, бывает разных видов: каменный,

бурый, древесный и т.д. Уголь образуется при разложении органических

веществ (разложение растений) без доступа кислорода.

2) Получение химически чистого углерода

Чистый углерод для химических синтезов получают разложением газа

метана СН4 при высокой температуре.

t

СН4 = С + 2Н2

Химические свойства углерода.

1) Взаимодействие с неметаллами

0 0 +4 -2

С + О2 = СО2

0 0 +4 -1

С + 2Cl2 = CCl4

0 0 +4 -2

C + 2S = CS2 сероуглерод

0 0 +4 -4

C + Si = SiC карборунд

2) Взаимодействие с металлами

0 0 +1 -4

C + 4Na = Na4C

0 0 +3 -4

3C + 4Al = Al4C3

0 0 +2 -1

2C + Са = СaC2

3) Взаимодействие с оксидами металлов

Углерод С проявляет сильные восстановительные свойства, поэтому

его используют для получения металлов из их оксидов:

+2 -2 0 t 0 +2 -2

ZnO + C = Zn + CO

+2 -2 0 t 0 +2 -2

CuO + C = Cu + CO

+3 -2 0 t +2 -2 +2 -2

Fe2O3 + C = 2FeO + CO

4) Взаимодействие с другими окислителями

0 +4 -2 t +2 -2

С + СО2 = 2СО

0 +1 +7 -2 t +1 -1 +4 -2

2С + KClO4 = KCl + 2CO2↑

0 +4 -2 + 1 -2 t +4 -2 +1 +3 -2

C + 4NO2 + 2H2O = CO2↑ + 4HNO2

0 +1 +5 -2 +4 -2 +2 -2 +1 -2

3С + 4HNO3 = 3CO2 + 4NO + 2H2O

5) Взаимодействие с водой при высокой температуре и давлении

0 +1 -2 t +2 -2 0

С + Н2О = СО + Н2

синтез-газ

§ 6.2.СОЕДИНЕНИЯ УГЛЕРОДА.

Метан СН4.

Метан СН4 является органическим соединением, при обычных

условиях газ без цвета и запаха, плохо растворимый в воде, не ядовит, очень

взрывоопасен.

Получают газ метан из подземных месторождений, так как он

является основным компонентом природного газа.

Химически метан можно получить:

– из простых веществ при высокой температуре:

0 0 t -4 +1

С + 2Н2 = СН4

– из синтез-газа:

+2 -2 0 t -4 +1 +1 -2

СО + 3Н2 = СН4 + Н2О

– из карбида алюминия (лабораторный способ)

Al4C3 + 12H2O = 4Al(OH)3 + 3CH4↑

Метан горит в кислороде с выделением большого количества тепла:

-4 +1 0 +4 -2 +1 -2

СН4 + 2О2 = СО2 + 2Н2О

Подробнее химические свойства метана будут рассмотрены в курсе

органической химии.

Оксиды углерода.

Углерод С образует 2 оксида: СО и СО2

1) Оксид углерода (II) CO – угарный газ, при обычных условиях

является газом без цвета и запаха, плохо растворимым в воде. Угарный газ

очень ядовит, при высокой концентрации в атмосфере вызывает отравление и

смерть. Угарный газ образуется при пожарах в процессе горения древесины и

других органических материалов.

Угарный газ образуется при неполном горении углерода и органических

веществ:

0 0 +2 -2

2С + О2 = 2СО

-3 +1 0 +2 -2 +1 -2

2С2Н6 + 5О2 = 4СО + 6Н2О

Угарный газ также можно получить при сжигании углерода в

атмосфере углекислого газа СО2:

0 +4 -2 t +2 -2

С + СО2 = 2СО

Угарный газ СО является несолеобразующим оксидом, поэтому не

реагирует с водой с образованием кислоты, не взаимодействует с основными

оксидами и гидроксидами.

С точки зрения окислительно-восстановительных свойств СО

является сильным восстановителем, хотя может проявлять теоретически как

окислительные, так и восстановительные свойства, так как углерод С

находится в промежуточной степени окисления +2, но окислительные

свойства практически не характерны для угарного газа, за исключением

взаимодействия с более сильными восстановителями, такими как водород Н2

и т.д.

+2 -2 +2 -2 t 0 +4 -2

CuO + CO = Cu + CO2

+2 -2 0 +1 -2 +1 +1 +4 -2 +1 -1 +1 -2

CO + Br2 + 4KOH = K2CO3 + 2KBr + 2H2O

+2 -2 0 +4 -2

2СО + О2 = 2СО2

Угарный газ является хорошим лигандом для образования

комплексных соединений, например, он способен связывать многие d-

металлы с образованием комплексов:

FeCl2 + 5CO = [Fe(CO)5]Cl2

На последнем свойстве угарного газа базируется его ядовитость. При

попадание в лёгкие СО связывает ионы железа в гемоглобине с образованием

прочных комплексов, при этом теряется основная функция гемоглобина –

перенос кислорода. Возникает кислородное голодание, которое сначала

сопровождается сонливостью, потерей сознания, парализацией мышечной

системы и остановкой сердца.

2) Оксид углерода (IV) CO2 – углекислый газ, при обычных условиях

является газом без цвета и запаха, плохо растворимым в воде, не токсичен, но

при больших концентрациях в атмосфере может вызывать отравления.

Данный газ не поддерживает горение, его часто обнаруживают поднесением

горящей лучины, и она потухает в среде углекислого газа. При охлаждении

переходит в твердое состояние (сухой лед), минуя жидкое.

Углекислый газ СО2 образуется при горении углерода и органических

веществ в избытке кислорода:

-2 +1 0 +4 -2 +1 -2

С2Н4 + 3О2 = 2СО2 + 2Н2О

0 0 +4 -2

С + О2 = СО2

Получить углекислый газ также можно разложением нерастворимых

солей карбонатов при нагревании:

t

СаСО3 = СаО + СО2↑

СО2 является кислотным оксидом, поэтому взаимодействует с водой с

образованием слабой угольной кислоты, которая способна разлагаться

обратно до углекислого газа и воды:

CO2 + H2O H2CO3

Как кислотный оксид, СО2 хорошо реагирует с сильными основными

оксидами и гидроксидами: СО2 + SrO = SrCO3

СО2 + 2KOH = K2CO3 + H2O

СО2 может проявлять только окислительные свойства, так как углерод

С в нем находится в максимальной степени окисления +4. На практике СО2

проявляет слабые окислительные свойства:

+4 -2 0 t +2 -2 +2 -2

CO2 + Mg = CO + MgO

0 +4 -2 t +2 -2

С + СО2 = 2СО

Угольная кислота.

Угольная кислота H2CO3, по сути, представляет собой раствор

углекислого газа CO2 в воде. Является слабой двухосновной кислотой,

слабым электролитом, в растворе способна диссоциировать обратимо на

ионы по 2-м ступеням:

I. H

-

2CO3 H+ + HCO3 гидрокарбонат-ион

II. HCO -

2-3 H+ + CO3 карбонат-ион

Угольная кислота при обычных условиях в растворе способна

распадаться на углекислый газ и воду:

H2CO3 CO2 + H2O

Как слабая кислота, H2CO3 хорошо реагирует с сильными основными

оксидами и гидроксидами:

H2CO3 + Li2O = Li2CO3 + H2O

H2CO3 + 2NaOH = Na2CO3 + 2H2O

Угольную кислоту можно получить при действии сильных кислот на

карбонаты (соли угольной кислоты). Кстати, именно такие реакции

используют для обнаружения в растворе карбонат-ионов СО 2-3 , так как в

результате таких реакций выделяется газ CO2:

CaCO3 + H2SO4 = CaSO4 + H2CO3

CO2↑ H2O

Угольная кислота H2CO3 при образовании в реакциях

имеет свойство распадаться на углекислый газ CO

2 и

воду.

§ 6.3.КРЕМНИЙ.

Электронное строение атома кремния

Внешний уровень атома кремния 3s23p2. Строение внешнего уровня

кремния аналогично атому углерода. Валентность II, IV.

Кремний как простое вещество.

Кремний Si представляет собой тёмно-серое твёрдое хрупкое

вещество с металлическим блеском, по свойствам очень похожее на алмаз.

Кристаллическая решетка Si атомная.

Получение кремния.

1) Cплавление речного песка с магнием Mg

+4 -2 0 t +2 -2 0

SiO2 + 2Mg = 2MgO + Si

2) Взаимодействие хлорида кремния с водородом

+4 -1 0 t 0 +1 -1

SiCl4 + 2H2 = Si + 4HCl

3) Cплавление речного песка с коксом

+4 -2 0 t +2 -2 0

SiO2 + 2С = 2СO + Si

4) Разложение силана SiH4 при высоком нагревании

-4 +1 t 0 0

SiH4 = Si + 2H2

Химические свойства кремния.

Кремний Si проявляет сильные восстановительные свойства.

Многими свойствами он напоминает металлы. Например, кремний может

вытеснять металлы из их оксидов, вытеснять водород из плавиковой кислоты

HF. Окислительные свойства у кремния выражены намного слабее.

1) Взаимодействие с неметаллами

0 0 t +4 -2

Si + O2 = SiO2

0 0 t +4 -1

Si + 2Br2 = SiBr4

0 0 t +4 -4

Si + C = SiC (карборунд)

2) Взаимодействие с металлами

0 0 t +1 -4

4Na + Si = Na4Si силицид натрия

0 0 t +2 -4

2Ca + Si = Ca2Si

3) Взаимодействие с плавиковой кислотой HF

0 +1 -1 t +4 -1 0

Si + 4HF = SiF4 + 2H2

4) Взаимодействие с щелочами

0 +1 -2 +1 + 1 -2 t +1 +4 -2 0

Si + 2KOH + H2O = K2SiO3 + 2H2↑

5) Взаимодействие с оксидами металлов

+2 -2 0 t +4 -2 0

2CuO + Si = SiO2 + 2Cu

§ 6.4.СИЛАН.

Силан SiH4 – бесцветный газ с неприятным запахом, очень ядовит,

является аналогом метана СН4, но в отличие от метана силан крайне

неустойчив и проявляет сильные восстановительные свойства, он буквально

воспламеняется на воздухе.

Силан SiH4 можно получать из силицидов металлов:

Ca2Si + 4H2O = 2Ca(OH)2 + SiH4↑

Ca2Si + 4HCl = 2CaCl2 + SiH4↑

Силан SiH4 является сильнейшим восстановителем, активно реагирует

с такими активными неметаллами-окислителями, как кислород или фтор:

-4 +1 0 +4 -2 +1 -2

SiH4 + 2O2 = SiO2 + 2H2O

-4 +1 0 +4 -1 +1 -1

SiH4 + 4F2 = SiF4 + 4HF

Силан SiH4 разлагается водой:

-4 +1 +1 -2 +4 -2 0

SiH4 + 2H2O = SiO2 + 4H2

При взаимодействии силана SiH4 с водой в присутствии щелочей

реакция протекает с образованием соли:

-4 +1 +1 -2 +1 +1 -2 +1 +4 -2 0

SiH4 + 2NaOH + H2O = Na2SiO3 + 4Н2↑

§ 6.5.ОКСИД КРЕМНИЯ (IV).

Кремний образует 2 оксида: SiO, SiO2. Наиболее устойчивым и

распространенным в природе является оксид кремния (IV) SiO2 – кварц,

кремнезем, речной песок. SiO является несолеобразующим оксидом.

SiO2 как простое вещество.

В обычном состоянии SiO2 представляет собой бесцветные кристаллы,

обладающие высокой температурой кипения и плавления. SiO2 имеет

атомную кристаллическую решетку.

Получение SiO2.

1) Окисление кремния кислородом при высокой температуре

0 0 t +4 -2

Si + O2 = SiO2

2) Разложение кремниевой кислоты и ее солей (силикатов)

t

H2SiO3 = H2O + SiO2

t

CaSiO3 = CaO + SiO2

3) Окисление кремния сильными окислителями

0 +1 +7 -2 t +4 -2 +1 +6 -2 +4 -2

Si + 2KMnO4 = SiO2 + K2MnO4 + MnO2

4) Сплавление металлов с оксидом кремния

0 +4 -2 t +3 -2 0

4Al + 3SiO2 = 2Al2O3 + 3Si

Химические свойства SiO2.

SiO2 является кислотным оксидом, но проявляет очень слабые

кислотные свойства. По сути, SiO2 – единственный кислотный оксид,

который не растворим в воде и не реагирует с ней с образованием

соответствующей кислоты. Ввиду очень слабых кислотных свойств, SiO2

способен реагировать только с сильными основными оксидами и

гидроксидами.

1) Взаимодействие с сильными основными оксидами и гидроксидами

t

SiO2 + K2O = K2SiO3

t

SiO2 + 2NaOH = Na2SiO3 + H2O

2) Взаимодействие с плавиковой кислотой HF

SiO2 + 4HF = SiF4↑ + 2H2O

Обратите внимание, что кремний и оксид кремния, вступая в реакцию

с плавиковой кислотой HF, проявляют слабые металлические и основные

свойства, хотя SiO2 считается кислотным оксидом, а Si – неметаллом. Это

говорит о том, что кремний сам по себе по свойствам очень напоминает

металлы, так же как и его оксид напоминает по свойствам оксиды металлов.

3) Взаимодействие с углеродом

+4 -2 0 t +4 -4 +2 -2

SiO2 + 3C = SiC + 2CO

4) Взаимодействие с металлами

0 +4 -2 t +3 -2 0

4Al + 3SiO2 = 2Al2O3 + 3Si

5) Взаимодействие с солями

Так как SiO2 является твёрдым нелетучим оксидом, он может

вытеснять из солей более летучие оксиды

t

3SiO2 + Ca3(PO4)2 = 3CaSiO3 + P2O5

§ 6.6. КРЕМНИЕВАЯ КИСЛОТА.

H2SiO3 как простое вещество.

Кремниевая кислота H2SiO3 – при обычных условиях белое хрупкое

вещество, в растворе образует нерастворимую белую массу в виде геля.

Кремниевая кислота H2SiO3 – единственная из кислот, которая не

растворяется в воде, поэтому в растворе она практически не распадается

на ионы. Естественно, H2SiO3 является наиболее слабой кислотой из всех

других слабых кислот по причине нерастворимости.

Получение H2SiO3.

Кремниевую кислоту нельзя получить при взаимодействии

соответствующего оксида SiO2 с водой, так как SiO2 не растворим в воде,

поэтому H2SiO3 можно получить только в результате обменных реакций с

участием солей кремниевой кислоты (силикатов) и сильных кислот:

Na2SiO3 + 2HCl = 2NaCl + H2SiO3↓

CaSiO3 + H2SO4 = CaSO4 + H2SiO3↓

Химические свойства H2SiO3.

1) Взаимодействие с сильными основными оксидами и гидроксидами

H2SiO3 + Cs2O = Cs2SiO3 + H2O

H2SiO3 + 2KOH = K2SiO3 + 2H2O

2) Разложение при нагревании

t

H2SiO3 = SiO2↓ + H2O

Так как H2SiO3 является очень слабой кислотой и нерастворимой в

воде, то она не реагирует с солями, с металлами, амфотерными соединениями

и т.д. Окислительно-восстановительных свойств H2SiO3 не проявляет.

ГЛАВА 7.

МЕТАЛЛЫ I, II ГРУППЫ ГЛАВНОЙ ПОДГРУППЫ.

§ 7.1. МЕТАЛЛЫ I, II ГРУППЫ ГЛАВНОЙ ПОДГРУППЫ.

Металлы как элементы.

Металлы I группы главной подгруппы называются щелочными (Li, K,

Na, Rb, Cs). Металлы II группы главной подгруппы называются

щелочноземельными, к ним относятся только Ca, Sr, Ba. Щелочные и

щелочноземельные металлы являются самыми активными из металлов,

самыми сильными восстановителями. Щелочные и щелочноземельные

металлы, а также магний Mg, являются типичными металлами и образуют

основные оксиды и гидроксиды. Бериллий Be является переходным металлом

и образует амфотерные оксиды и гидроксиды. Внешний уровень металлов I

группы главной подгруппы – ns1, где n – номер периода, в котором находится

металл. Внешний уровень металлов II группы главной подгруппы – ns2.

Металлы I группы имеют валентность I (степень окисления, соответственно,

+1), металлы II группы – валентность II (степень окисления +2).

Физические свойства.

Как простые вещества, металлы I, II группы главной подгруппы

имеют все свойства, присущие металлам: твёрдость, металлический блеск,

теплопроводность, электропроводность, пластичность, ковкость. Щелочные

металлы являются очень мягкими, легко мнутся, режутся ножом. Так как

щелочные металлы очень активны, то их хранят под слоем керосина, чтобы

препятствовать их окислению и взаимодействию с водой в воздухе.

Получение металлов.

1) Электролиз расплавов солей

Металлы I группы получают, в основном, электролизом расплавов

солей при высокой температуре:

+1 -1 , t 0 0

2KBr = 2K + Br2

2) Восстановление металлов из оксидов

Металлы II группы получают из оксидов действием более активных

металлов (стоящих в ряду напряжения металлов левее):

+2 -2 0 t +2 -2 0

MgO + Ca = CaO + Mg

Химические свойства.

1) Взаимодействие с неметаллами

Щелочные и щелочноземельные металлы реагируют при обычных

условиях со многими неметаллами, так как являются сильными

восстановителями:

0 0 +2 -1

Ba + Cl2 = BaCl2

0 0 +1 -3

3Li + P = Li3P

С водородом, по сути, могут реагировать только самые активные металлы –

щелочные и щелочно-земельные

+1 -1

2Li + H2 = 2LiH гидрид лития

+2 -1

Ba + H2 = BaH2 гидрид бария

Такие соединения называют гидридами, и в них водород имеет заряд -1, они

очень неустойчивы и могут разлагаться в воде и кислотах

LiH + Н2О = LiOH + H2

LiH + HCl = LiCl + H2

2) Взаимодействие с кислородом

Щелочные металлы при обычных условиях с кислородом образуют не

оксиды, а пероксиды (перекиси), в которых кислород имеет степень

окисления -1, за исключением Li, который образует с кислородом оксид.

0 0 +1 -1

2Na + O2 = Na2O2 пероксид натрия

0 0 +1 -2

4Li + O2 = 2Li2O оксид лития

Пероксиды переходят в оксиды при действии на них избытка металла:

+1 -1 0 +1 -2

Na2O2 + 2Na = 2Na2O

Пероксиды металлов могут разлагаться водой, реагировать с кислотами:

Na2O2 + Н2О = NaОН + Н2О2

+1 -1 +1 -2 t +1 -2 +1 0

2Na2O2 + 2Н2О = 4NaОН + О2↑

Na2O2 + 2НCl = 2NaCl + Н2О2

В горячей воде идет образование газа кислорода О2.

Щелочноземельные металлы с кислородом образуют оксиды:

0 0 +2 -2

2Sr + O2 = 2SrO

3) Взаимодействие с водой

Щелочные и щелочноземельные металлы с водой реагируют при

обычных условиях с образованием соответствующего гидроксида и газа

водорода:

0 +1 -2 +1 -2 +1 0

2Cs + 2H2O = 2CsOH + H2↑

0 +1 -2 +2 -2 +1 0

Ba + 2H2O = Ba(OH)2 + H2↑

Mg не входит в группу щелочноземельных металлов, но также

является очень активным металлом, при нагревании с водой образует оксид и

водород, а если поджечь магний и бросить в воду, то может образовать

гидроксид и водород:

0 +1 -2 t +2 -2 0

Mg + H2O = MgO + H2↑

0 +1 -2 t +2 -2 +1 0

Mg + 2H2O = Mg(OН)2 + H2↑

Бериллий Be реагирует с водой при нагревании, образуя оксид и воду:

0 +1 -2 t +2 -2 0

Be + H2O = BeO + H2↑

4) Взаимодействие с разбавленными кислотами

С разбавленными кислотами хорошо реагируют щелочноземельные

металлы, щелочные металлы не вступают в реакцию с разбавленными

кислотами, так как очень активно взаимодействуют с водой, находящейся в

растворе кислоты.

0 +1 -1 +2 -1 0

Ba + 2HCl = BaCl2 + H2↑

5) Взаимодействие с оксидами металлов

Металлы I и II группы главной подгруппы являются очень активными,

сильными восстановителями, поэтому могут вытеснять менее активные

переходные металлы из оксидов (вытеснять те металлы, которые стоят в ряду

напряжения правее)

0 +3 -2 t +1 -2 0

6Li + Al2O3 = 3Li2O + 2Al

0 +2 -2 t +2 -2 0

Mg + FeO = MgO + Fe

6) Взаимодействие с оксидами неметаллов

Металлы I и II группы главной подгруппы способны реагировать с

оксидами неметаллов, способных проявлять окислительные свойства:

0 +4 -2 t +2 -2 +2 -2

Mg + CO2 = MgO + CО

7) Взаимодействие с солями

Более активный металл вытесняет менее активный металл из соли (тот

металл, который стоит в ряду напряжения левее, вытесняет металл, который

стоит правее):

0 +2 +5 -2 t +2 +5 -2 0

Sr + Pb(NO3)2 = Sr(NO3)2 + Pb

§ 7.2. ОКСИДЫ МЕТАЛЛОВ I, II ГРУППЫ ГЛАВНОЙ

ПОДГРУППЫ.

Оксиды металлов I группы главной подгруппы:

Li2O, Na2O, K2O, Rb2O, Cs2O

основные свойства увеличиваются

Оксиды металлов II группы главной подгруппы:

BeO, MgO, CaO, SrO, BaO

основные свойства увеличиваются

Оксиды металлов I и II группы главной подгруппы являются

основными оксидами, кроме BeO, поэтому для них характерны все

химические свойства, присущие основным оксидам. Для BeO характерны

свойства амфотерных оксидов.

Химические свойства оксидов.

1) Взаимодействие с водой

Оксиды щелочных и щелочноземельных металлов взаимодействуют с

водой с образованием соответствующих гидроксидов:

Na2O + H2O = 2NaOH

BaO + H2O = Ba(OH)2

Оксиды Be и Mg с водой не взаимодействуют и в ней не

растворяются, так как их гидроксиды не растворимы в воде.

2) Взаимодействие с кислотными оксидами

CaO + N2O5 = Ca(NO3)2

K2O + SO3 = K2SO4

3) Взаимодействие с кислотами

Li2O + 2HCl = 2LiCl + H2O

SrO + H2SO4 = SrSO4 + H2O

4) Взаимодействие с амфотерными оксидами

K2O + Al2O3 = 2KAlO2

CaO + ZnO = CaZnO2

5) Взаимодействие с амфотерными гидроксидами

t

K2O + Zn(OH)2 = K2ZnO2 + H2O

Оксид BeO является амфотерным оксидом, поэтому не

взаимодействует с амфотерными оксидами и гидроксидами, но может

взаимодействовать с основными оксидами и гидроксидами:

t

BeO + Na2O = Na2BeO2

t

BeO + 2NaOH = Na2BeO2 + H2O

Получение оксидов.

1) Из металлов

Взаимодействием металлов с кислородом получают только все

основные оксиды кроме оксидов щелочных металлов (за исключением Li),

которые при взаимодействии с кислородом образуют пероксиды:

0 0 +2 -2

2Ba + O2 = 2BaO

0 0 +1 -2

4Li + O2 = 2Li2O

2) Из оксидов металлов

+2 -2 0 t +1 -2 0

MgO + 2Na = Na2O + Mg

3) Из пероксидов металлов

+1 -1 0 +1 -2

Na2O2 + 2Na = 2Na2O

4) Из гидроксидов металлов

Оксиды Be и Mg можно получить путем разложения их гидроксидов

при нагревании, так как их гидроксиды не растворимы в воде

t

Mg(OH)2 = MgO + H2O

t

Be(OH)2 = BeO + H2O

§ 7.3. ГИДРОКСИДЫ МЕТАЛЛОВ I, II ГРУППЫ ГЛАВНОЙ

ПОДГРУППЫ.

Гидроксиды металлов I группы главной подгруппы:

LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH

основные свойства увеличиваются

Гидроксиды металлов II группы главной подгруппы:

Be(OH)2, Mg(OH)2, Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2

основные свойства увеличиваются

Гидроксиды металлов I и II группы главной подгруппы являются

основными гидроксидами (иначе их еще называют основаниями), поэтому

для них характерны все химические свойства, присущие основным

гидроксидам. Be(OH)2 выпадает из этого списка, так как является

амфотерным гидроксидом.

Гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов называются

щелочами, являются сильными электролитами, поэтому в растворе хорошо

диссоциируют на ионы:

NaOH Na+ + OH-

Гидроксид кальция Са(ОН)2 может диссоциировать по 2-м ступеням:

I. Са(ОН)2 СаОН+ + ОН-

II. СаОН+ Са2+ + ОН-

Химические свойства гидроксидов.

1) Взаимодействие с кислотными оксидами

Ca(OH)2 + N2O5 = Ca(NO3)2 + H2O

Be(OH)2 + SO3 = BeSO4 + H2O

2) Взаимодействие с кислотами

LiOH + HCl = LiCl + H2O

Sr(OH)2 + H2SO4 = SrSO4 + 2H2O

3) Взаимодействие с амфотерными оксидами

t

2KOH + Al2O3 = 2KAlO2 + H2O

t

Ca(OH)2 + ZnO = CaZnO2 + H2O

4) Взаимодействие с амфотерными гидроксидами

При сплавлении гидроксидов в твердом состоянии:

t

2KOH + Zn(OH)2 = K2ZnO2 + 2H2O

В растворе:

2KOH + Zn(OH)2 = K2[Zn(OH)4]

Гидроксид Be(OH)2 является амфотерным гидроксидом, поэтому не

взаимодействует с амфотерными оксидами и гидроксидами, но может

взаимодействовать с основными оксидами и гидроксидами:

t

Be(OH)2 + Na2O = Na2BeO2 + H2O

t

Be(OH)2 + 2NaOH = Na2BeO2 + 2H2O (в твердом состоянии)

Be(OH)2 + 2NaOH = Na2[Be(OH)4] (в растворе)

5) Взаимодействие с солями

С солями реагируют только растворимые основания, то есть

гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов, при этом обменная

реакция протекает только в том случае, если образуется нерастворимый

гидроксид:

CuCl2 + 2NaOH = Cu(OH)2↓+ 2NaCl

6) Разложение нерастворимых гидроксидов

Только нерастворимые гидроксиды (Be и Mg) могут при нагревании

подвергаться разложению до соответствующего оксида и воды:

t

Mg(OH)2 = MgO + H2O

t

Be(OH)2 = BeO + H2O

Получение гидроксидов.

1) Взаимодействие щелочных и щелочноземельных металлов с водой

0 +1 -2 +1 -2 +1 0

2Li + 2H2O = 2LiOH + H2↑

0 +1 -2 +2 -2 +1 0

Ca + 2H2O = Ca(OH)2 + H2↑

2) Взаимодействие оксидов щелочных и щелочноземельных металлов

с водой

Na2O + H2O = 2NaOH

CaO + H2O = Ca(OH)2

2) Взаимодействие пероксидов металлов с водой

+1 -1 +1 -2 +1 -2 +1 0

2Na2O2 + 2H2O = 4NaOH + O2↑

3) Взаимодействие гидридов металлов с водой

+1 -1 +1 -2 +1 -2 +1 0

NaH + H2O = NaOH + H2↑

4) Получение нерастворимых гидроксидов из солей действием на них

сильных оснований

MgCl2 + 2NaOH = Mg(OH)2↓+ 2NaCl

Be(NO3)2 + 2KOH = Be(OH)2↓+ 2KNO3

ГЛАВА 8.

АЛЮМИНИЙ И ЦИНК.

§ 8.1.АЛЮМИНИЙ И ЦИНК.

Al и Zn как химические элементы.

Al и Zn являются переходными металлами. Al является p – элементом

(внешние электроны накапливаются на р-подуровне), находится в III группе

главной (А) подгруппе. Его внешний уровень 3s23p1.

3s2 – электронная пара может распариваться, один электрон может

переходить на р-орбиталь, при этом образуется 3 свободных электрона,

поэтому атом Al может образовывать 3 связи и проявлять валентность III,

степень окисления +3 (отдает 3 электрона).

Zn является d – элементом (последние электроны находятся на d-

подуровне), находится во II группе побочной (Б) подгруппе. Его внешний

уровень 3d104s2.

При распаривании 4s2 – электронов образуется 2 свободных

электрона.

Для завершения внешнего уровня необходимо отдать 2 электрона.

Характерная валентность II, которая является также его высшей

валентностью, степень окисления +2.

Al и Zn, как и все металлы, являются только восстановителями.

Физические свойства.

Al и Zn являются металлами серебристо-белого цвета, мягкими, ковкими,

пластичными.

Получение Al и Zn.

1) Получение из оксидов

Al и Zn получают из оксидов при высокой температуре

взаимодействием с более активными металлами (стоящими в ряду

напряжения металлов левее них), с углеродом, проявляющим

восстановительные свойства:

+3 -2 0 t +1 -2 0

Al2O3 + 6Na = 3Na2O + 2Al

+2 -2 0 t +2 -2 0

ZnO + Mg = MgO + Zn

+2 -2 0 t 0 +2 -2

ZnO + C = Zn + CO

2) Электролиз солей

Zn получают электролизом раствора сульфата цинка:

+2 +6 -2 +1 -2 0 0 0 +1 +6 -2

ZnSO4 + 2H2O = Zn↓ + O2↑ + H2↑ + H2SO4

3) Восстановление металлов из солей

Al и Zn можно получать из растворов солей при нагревании,

например, вытеснением более активным металлом Mg:

+2 -1 0 t +2 -1 0

ZnCl2 + Mg = MgCl2 + Zn↓

Al и Zn можно также получить из расплавов солей при нагревании с

такими активными металлами, как щелочные:

+3 -1 0 t +1 -1 0

AlCl3(тв) + 3Na(тв) = 3NaCl + Al

Химические свойства Al и Zn.

1) Взаимодействие с неметаллами

Al и Zn являются переходными металлами, поэтому хорошо

реагируют с активными неметаллами.

0 0 +3 -2

4Al + 3O2 = 2Al2O3

0 0 +2 -2

2Zn + O2 = 2ZnO

0 0 +3 -1

2Al + 3Cl2 = 2AlCl3

0 0 +2 -2

Zn + S = ZnS

2) Взаимодействие с водой

Al способен реагировать с водой при нагревании или если поджечь

металл, как щелочные и щелочноземельные металлы, с образованием

гидроксида и водорода:

0 +1 -2 t +3 -2 +1 0

2Al + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2↑

Алюминий Al является очень активным металлом, но покрывается на воздухе

прочной оксидной пленкой, из-за чего становится практически неактивным.

Оксидную пленку можно снять действием горячих растворов щелочей или

кислот. Zn реагирует с водой, как и большинство переходных металлов, при

высокой температуре с образованием оксида и водорода:

0 +1 -2 t +2 -2 0

Zn + H2O = ZnO + H2↑

3) Взаимодействие с кислотами

0 +1+6 -2 +2 +6 -2 0

Zn + H2SO4 = ZnSO4 + H2↑

0 +1 -1 +3 -1 0

2Al + 6HBr = 2AlBr3 + 3H2↑

4) Взаимодействие с щелочами

Как переходные металлы, Zn и Al могут реагировать с растворами

щелочей с образованием комплексных солей и водорода

0 +1 -2 +1 +1 -2 +1 +2 -2 +1 0

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

0 +1 -2 +1 +1 -2 +1 +3 -2 +1 0

2Al + 2NaOH + 6H2O = 2Na[Al(OH)4] + 3H2↑

В твердом состоянии без участия воды реакция протекает при

нагревании без образования комплексных солей:

0 +1 -2 +1 t +1 +2 -2 0

Zn + 2NaOH = Na2ZnO2 + H2↑

5) Взаимодействие с солями

При обычных условиях Al и Zn могут реагировать с растворами солей,

вытесняя менее активные металлы:

0 +2 +5 -2 +2 +5 -2 0

Zn + Pb(NO3)2 = Zn(NO3)2 + Pb↓

0 +2 -1 +3 -1 0

2Al + 3FeCl2 = 2AlCl3 + 3Fe↓

6) Взаимодействие с оксидами металлов

При нагревании Al и Zn могут реагировать с оксидами металлов,

вытесняя менее активные металлы:

0 +2 -2 t +2 -2 0

Zn + MnO = ZnO + Mn

0 +1 -2 t +3 -2 0

2Al + 3Ag2O = Al2O3 + 6Ag

§ 8.2. ОКСИДЫ АЛЮМИНИЯ И ЦИНКА.

Оксид цинка имеет формулу ZnO, оксид алюминия – Al2O3.

Оксиды цинка и алюминия при обычных условиях представляют

собой белые кристаллические порошки, не растворимые в воде, имеют

высокие температуры плавления и кипения. Кристаллическая решётка

атомная.

Получение Al2O3 и ZnO.

1) Взаимодействие с кислородом

0 0 +2 -2

2Zn + O2 = 2ZnO

0 0 +3 -2

4Al + 3O2 = 2Al2O3

2) Термическое разложение гидроксидов и солей

t

Zn(OH)2 = ZnO + H2O

t

2Al(OH)3 = Al2O3 + 3H2O

t

ZnSiO3 = ZnO + SiO2

t

2AlPO4 = Al2O3 + P2O5

Химические свойства Al2O3 и ZnO.

Al2O3 и ZnO являются амфотерными оксидами, поэтому могут

проявлять двойственные свойства – взаимодействие с сильными кислотами и

кислотными оксидами, а также с сильными основаниями и основными

оксидами. Это обусловлено тем, что двойственность свойств всегда

подразумевает наличие слабых основных и кислотных свойств, поэтому для

химического взаимодействия с амфотерными веществами подходят только

вещества, обладающие сильными кислотными или основными свойствами, в

противном случае, реакций не протекает.

1) Взаимодействие с сильными кислотами

Al2O3 + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2O

ZnO + 2HNO3 = Zn(NO3)2 + H2O

2) Взаимодействие с сильными кислотными оксидами

t

Al2O3 + 3N2O5 = 2Al(NO3)3

t

ZnO + SO3 = ZnSO4

3) Взаимодействие с сильными основаниями

Сплавление в твёрдом состоянии:

t

Al2O3 + 2KOH = 2KAlO2 + H2O

t

ZnO + 2LiOH = Li2ZnO2 + H2O

Взаимодействие в водном растворе:

Al2O3 + 2KOH + 3H2O = 2K[Al(OH)4]

ZnO + 2LiOH + H2O = Li2[Zn(OH)4]

4) Взаимодействие с сильными основными оксидами

t

Al2O3 + Na2O = 2NaAlO2

t

ZnO + BaO = BaZnO2

5) Взаимодействие с солями

Al2O3 и ZnO, являясь амфотерными оксидами, могут подобно

кислотным оксидам при нагревании вытеснять более летучие кислотные

оксиды из солей:

t

3Al2O3 + 2Na3PO4 = 6NaAlO2 + P2O5

t

ZnO + CaSO3 = CaZnO2 + SO2↑

6) Взаимодействие с металлами

Более активные металлы могут вытеснять Al и Zn из оксидов при

нагревании:

+3 -2 0 t +2 -2 0

Al2O3 + 3Ba = 3BaO + 2Al

+2 -2 0 t +1 -2 0

ZnO + 2Na = Na2O + Zn

7) Взаимодействие с неметаллами

Неметаллы, способные проявлять сильные восстановительные

свойства, могут вытеснять Al и Zn из оксидов при нагревании:

+3 -2 0 t +2 -2 0

Al2O3 + 3С = 3СO + 2Al

+2 -2 0 t +1 -2 0

ZnO + Н2 = Н2O + Zn

8) Взаимодействие с другими сильными восстановителями

+3 -2 +2 -2 t +4 -2 0

Al2O3 + 3СO = 3СO2 + 2Al

+2 -2 -3 +1 t +1 -2 0 0

3ZnO + 2NН3 = 3Н2O + N2↑ + 3Zn↓

§ 8.3. ГИДРОКСИДЫ АЛЮМИНИЯ И ЦИНКА.

Гидроксид алюминия имеет формулу Al(OH)3, гидроксид цинка –

Zn(OH)2. Al(OH)3 при обычных условиях является белым студенистым

веществом, Zn(OH)2 – белое кристаллическое вещество. Оба гидроксида не

растворяются в воде, имеют ионную кристаллическую решетку, при

нагревании разлагаются.

Al(OH)3 и Zn(OH)2 являются слабыми электролитами, в растворе

практически не диссоциируют на ионы.

Получение Al(OH)3 и Zn(OH)2.

Al(OH)3 и Zn(OH)2 нельзя получить из оксидов, так как

соответствующие им оксиды являются амфотерными и не реагируют с водой,

поэтому данные гидроксиды можно получить только проведением реакций

ионного обмена с участием растворимых солей Al и Zn и растворимых

оснований:

AlCl3 + 3KOH = Al(OH)3↓ + 3KCl

Zn(NO3)2 + Ba(OH)2 = Zn(OH)2↓ + Ba(NO3)2

Химические свойства Al(OH)3 и Zn(OH)2.

Al(OH)3 и Zn(OH)2 являются амфотерными гидроксидами, поэтому

проявляют двойственные свойства – могут реагировать с сильными

кислотами и сильными основаниями.

1) Взаимодействие с сильными кислотами

2Al(OH)3 + 3H2SO4 = Al2(SO4)3 + 6H2O

Zn(OH)2 + 2HCl = ZnCl2 + 2H2O

2) Взаимодействие с сильными основаниями

а) В водном растворе:

Al(OH)3 + KOH = K[Al(OH)4]

Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2[Zn(OH)4]

б) В твердом состоянии при нагревании:

t

Al(OH)3 + KOH = KAlO2 + 2H2O

t

Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2ZnO2 + 2H2O

3) Разложение при нагревании

t

2Al(OH)3 = Al2O3 + 3H2O

t

Zn(OH)2 = ZnO + H2O

Качественной реакцией на ионы Zn2+ и Al3+ является добавление щелочей,

при этом сначала выпадает белый осадок (гидроксид), который растворяется

при дальнейшем добавлении щелочи, так как их гидроксиды амфотерны и

растворяются в щелочах с образованием растворимых бесцветных

комплексных соединений.

AlCl3 + 3KOH = Al(OH)3↓ + 3KCl

Zn(NO3)2 + 2NaOH = Zn(OH)2↓ + 2NaNO3

Al(OH)3 + KOH = K[Al(OH)4]

Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2[Zn(OH)4]

Если сразу добавить избыток щелочи, то можно и не увидеть образование

осадка, так как сразу получится комплексное соединение:

AlCl3 + 4KOH(избыток) = K[Al(OH)4] + 3KCl

Zn(NO3)2 + 4NaOH(избыток) = Na2[Zn(OH)2] + 2NaNO3

ГЛАВА 9.

МЕДЬ И СЕРЕБРО.

§ 9.1. МЕДЬ И СЕРЕБРО.

Cu и Ag как химические элементы.

Cu и Ag являются переходными металлами, d – металлами, так как

внешние электроны у них накапливаются на d – подуровне. Оба металла

находятся в I группе побочной (Б) подгруппе. Строение внешнего уровня

этих металлов имеет интересную особенность: по правилу заполнения слоёв

электронами внешний уровень меди Cu должен иметь формулу 3d94s2.

На самом деле формула внешнего уровня меди Cu 3d104s1, то есть 1

электрон с s – подуровня переходит на d – подуровень для того, чтобы

завершить более громоздкий подуровень для большей энергетической

стабильности и устойчивости. Данное явление получило название «провал

электрона». Для серебра Ag данное явление также имеет место: внешний

уровень Ag должен быть 4d95s2, но на самом деле он имеет вид 4d105s1. В

состоянии «провала электрона» Cu и Ag имеют только 1 свободный электрон

на s – подуровне, поэтому для такого состояния характерна валентность I,

степень окисления +1. Cu может из состояния «провала электрона» (3d104s1)

переходить в состояние 3d94s2, в этом случае медь Cu имеет 2 s – электрона,

способных участвовать в химических реакциях, и тогда Cu приобретает

валентность II, степень окисления +2 (единственный случай, когда высшая

валентность элемента больше номера группы). В итоге, серебро Ag проявляет

валентность I, степень окисления +1, Cu – валентность I, II, степень

окисления +1, +2. Для Cu наиболее характерная валентность II, степень

окисления +2. Cu и Ag являются только восстановителями, как и все

остальные металлы.

Cu и Ag как простые вещества.

При обычных условиях Cu является металлом красного-оранжевого

цвета, Ag является серебристо-белым металлом, оба являются пластичными,

обладают очень высокой тепло- и электропроводностью (Ag имеет самые

высокие значения из всех металлов), как и большинство d – металлов. В воде

не растворяются, имеют высокие значения температур кипения и плавления.

Кристаллическая решётка металлическая.

Получение Cu и Ag.

1) Электролиз расплавов и растворов солей

+2 -1 0 0

CuCl2 = Cu + Cl2

+2 +6 -2 +1 -2 0 0 +1 +6 -2

2CuSO4 + 2H2O = 2Cu + O2↑ + 2H2SO4

+1 +5 -2 0 +4 -2 0

2AgNO3(тв) = 2Ag + 2NO2 + O2

+1 +5 -2 +1 -2 0 +1 +5 -2 0

4AgNO3 + 2H2O = 4Ag + 4HNO3 + O2↑

2) Из оксидов металлов

+2 -2 0 t 0 +2 -2

CuO + C = Cu + CO

+1 -2 0 t 0 +1 -2

Ag2O + H2 = 2Ag + H2O

+1 -2 +2 -2 t 0 +4 -2

Cu2O + CO = 2Cu + CO2

+2 -2 0 t 0 +2 -2

CuO + Zn = Cu + ZnO

3) Взаимодействие солей с более активными металлами

+2 -1 0 +2 -1 0

CuCl2 + Zn = ZnCl2 + Cu

+1 +5 -2 0 +2 +5 -2 0

2AgNO3 + Sn = Sn(NO3)2 + 2Ag

Химические свойства Cu и Ag.

1) Взаимодействие с неметаллами

0 0 2000С +1 -2

4Cu + O2 = 2Cu2O

0 0 5000С +2 -2

2Cu + O2 = 2CuO

Ag не реагирует с кислородом даже при высоких температурах.

0 0 +1 -1

2Ag + F2 = 2AgF

0 0 +2 -2

Cu + S = CuS

2) Взаимодействие с растворами солей

Медь Cu как более активный металл может вытеснить серебро Ag из

растворимой соли

0 +1 +5 -2 +2 +5 -2 0

Cu + 2AgNO3 = Cu(NO3)2 + 2Ag

3) Взаимодействие с концентрированными азотной и серной

кислотами, также разбавленной азотной кислотой.

С растворами кислот Cu и Ag не реагируют, так как в ряду

напряжения они стоят после водорода Н. Они могут реагировать только с

разбавленной и концентрированной азотной кислотой, концентрированной

серной кислотой, так как эти кислоты являются сильными окислителями и

никогда при взаимодействии с металлами не выделяют газ водород Н2:

0 +1 +5 -2 +2 +5 -2 +2 -2 +1 -2

3Cu + 8HNO3 = 3Cu(NO3)2 + 2NO↑ + 4H2O

0 +1 +5 -2 +2 +5 -2 +4 -2 +1 -2

Cu + 4HNO3(к) = Cu(NO3)2 + 2NO2↑ + 2H2O

0 +1 +6 -2 +1 +6 -2 +4 -2 +1 -2

2Ag + 2H2SO4(к) = Ag2SO4 + SO2↑ + 2H2O

§ 9.2. ОКСИД СЕРЕБРА И ОКСИД МЕДИ (I).

Оксид серебра Ag2O при обычных условиях является чёрным или

коричневым твердым аморфным веществом, оксид меди (I) Cu2O – твёрдое

кристаллическое вещество коричнево-красного цвета. Оба оксида не

растворимы в воде, кристаллическая решётка атомная.

Ag2O и Cu2O нельзя получить из простых веществ, но можно с

помощью обменных реакций:

2AgNO3 + 2KOH = 2KNO3 + Ag2O↓ + H2O

2CuNO3 + 2NaOH = 2NaNO3 + Cu2O↓ + H2O

По данным обменным реакциям должны были образоваться

гидроксид серебра AgOH и гидроксид меди (I) CuOH, но данные гидроксиды,

если посмотреть по таблице растворимости, не существуют в водной среде,

поэтому необратимо разлагаются: AgOH распадается на оксид Ag2O и воду,

CuOH – на оксид Cu2O и воду.

Ag2O и Cu2O являются основными оксидами не смотря на то, что

образованы переходными металлами. Ag2O и Cu2O не реагируют с водой,

обладают слабыми основными свойствами (по некоторым данным Cu2O

имеет амфотерные свойства), поэтому взаимодействуют только с сильными

кислотами:

Ag2O + H2SO4 = Ag2SO4 + H2O

Cu2O + 2HCl = 2CuCl↓ + H2O

Ag2O проявляет окислительные свойства, так как Ag находится в

максимальной степени окисления +1:

+1 -2 0 t +2 -2 0

Ag2O + Zn = ZnO + 2Ag

Cu2O может проявлять как окислительные, так и восстановительные

свойства, так как Cu находится в промежуточной степени окисления +1.

Cu2O как восстановитель:

+1 -2 0 t +2 -2

2Cu2O + O2 = 4CuO

+1 -2 +1 +6 -2 +2 +6 -2 +4 -2 +1 -2

Cu2O + 3H2SO4(конц) = 2CuSO4 + SO2↑ + 3H2O

Cu2O как окислитель:

+1 -2 +2 -2 t 0 +4 -2

Cu2O + CO = 2Cu + CO2

Cu2O и Ag2O могут реагировать с раствором аммиака с образованием

аммиачных комплексов:

Cu2O + 4NH3 + H2O = 2[Cu(NH3)2]OH

Ag2O + 4NH3 + H2O = 2[Ag(NH3)2]OH

§ 9.3. ОКСИД МЕДИ (II).

В обычном состоянии оксид меди (II) CuO представляет собой

кристаллы чёрного цвета, не растворимые в воде, имеющие высокую

температуру кипения и плавления. Кристаллическая решетка CuO атомная.

Получение CuO.

1) Из простых веществ 0 0 t +2 -2

2Cu + O2 = 2CuO

2) Окисление Cu2O +1 -2 0 t +2 -2

2Cu2O + O2 = 4CuO

3) Разложение солей меди (II)

t

CuCO3 = CuO + CO2

+1 +5 -2 t +2 -2 +4 -2 0

2Cu(NO3)2 = 2CuO + 4NO2 + O2

4) Разложение гидроксида меди (II)

t

Cu(OH)2 = CuO + H2O

Химические свойства CuO.

CuO является основным оксидом (по некоторым источникам может

проявлять слабые амфотерные свойства, реагируя с щелочами) не смотря на

то, что медь Cu является переходным металлом. CuO имеет слабые основные

свойства, поэтому может реагировать только с сильными кислотами и

кислотными оксидами.

1) Взаимодействие с сильными кислотами

CuO + 2HCl = CuCl2 + H2O

2) Взаимодействие с сильными кислотными оксидами

CuO + SO3 = CuSO4

3) Взаимодействие с металлами

+2 -2 0 t 0 +2 -2

CuO + Sr = Cu + SrO

+2 -2 0 t +1 -2

CuO + Cu = Cu2O

4) Взаимодействие с сильными восстановителями

+2 -2 -3 +1 t 0 0 +1 -2

3CuO + 2NH3 = 3Cu + N2 + 3H2O

+2 -2 0 t 0 +1 -2

CuO + H2 = Cu + H2O

5) Взаимодействие с раствором аммиака с образованием

комплексных соединений

t

CuO + 4NH3 + H2O = [Cu(NH3)4](OH)2

Аммиачные комплексы меди (II) имеют характерный темно-синий цвет.

§ 9.4. ГИДРОКСИД МЕДИ (II).

Гидроксид меди (II) Cu(OH)2 при обычных условиях представляет

собой голубое кристаллическое вещество, нерастворимое в воде, при

нагревании разлагается, имеет ионную кристаллическую решётку.

Получение Cu(OH)2.

Cu(OH)2 нельзя получить из оксида, так как CuO не растворяется и не

взаимодействует с водой. Cu(OH)2 можно получить только при помощи

обменных реакций с участием растворимых солей меди (II) и растворимых

оснований:

CuSO4 + 2NaOH = Cu(OH)2↓ + Na2SO4

Химические свойства Cu(OH)2.

Cu(OH)2 является слабым основанием, хотя может проявлять также

амфотерные свойства при взаимодействии с концентрированными

растворами щелочей, но амфотерные свойства не характерны для Cu(OH)2,

поэтому данный гидроксид считается основным.

1) Взаимодействие с сильными кислотами

Cu(OH)2 + 2HCl = CuCl2 + 2H2O

2) Разложение при нагревании

t

Cu(OH)2 = CuO + H2O

3) Взаимодействие с раствором аммиака

Cu(OH)2 + 4NH3 = [Cu(NH3)4](OH)2

Соли меди и серебра также способны реагировать с раствором

аммиака NH3 с образованием растворимых комплексных солей:

CuSO4 + 4NH3 = [Cu(NH3)4]SO4

AgCl + 2NH3 = [Ag(NH3)2]Cl

Соли меди (II) способны проявлять окислительные свойства при

взаимодействии с сильными восстановителями, такими как аммиак NH3:

+2 -1 -3 +1 +1 -1 0 +1 -1

6CuCl2 + 2NH3 = 6CuCl↓ + N2 + 6HCl

+2 -1 +1-1 +1 -1 0 +1 -1

2CuCl2 + 4KI = 2CuI↓ + I2 + 4KCl

ГЛАВА 10.

ХРОМ И ЕГО СОЕДИНЕНИЯ.

§ 10.1. ХРОМ.

Хром как химический элемент.

Хром Cr находится в VI группе побочной подгруппе, является

переходным d – металлом. Внешний уровень хрома 3d44s2, который

переходит в 3d54s1, так как один s-электрон переходит на d-подуровень.

Таким образом, на внешнем уровне у хрома находится 6 неспаренных

электронов. У атома хрома Cr, также как у меди и серебра, наблюдается

«скачок электрона» или «провал электрона». Хром Cr проявляет

валентности II, III, VI, характерные степени окисления +2, +3, +6. Как и все

металлы, Cr является только восстановителем.

Хром как простое вещество.

В обычном состоянии Cr является голубовато-белым металлом, не

растворимым в воде, имеет высокую температуру плавления и кипения,

кристаллическая решётка металлическая.

Получение хрома.

1) Взаимодействие оксидов хрома с восстановителями

+3 -2 0 +3 -2 0

Cr2O3 + 2Al = Al2O3 + 2Cr

+2 -2 0 t 0 +1 -2

CrO + H2 = Cr + H2O

+2 -2 +2 -2 t 0 +4 -2

CrO + CO = Cr + CO2

2) Сплавление хромитов с углём

+2 +3 -2 0 t 0 0 +4 -2

Fe(CrO2)2 + 4C = Fe + 2Cr + 4CO

3) Электролиз расплавов солей

+3 -1 0 0

2CrI3 = 2Cr + 3I2

Химические свойства хрома.

1) Взаимодействие с неметаллами

0 0 +3 -2

4Cr + 3O2 = 2Cr2O3

0 0 +3 -1

2Cr + 3I2 = 2CrI3

0 0 +3 -2

2Cr + 3S = Cr2S3

2) Взаимодействие с растворами кислот

0 +1 -1 +2 -1 0

Cr + 2HCl = CrCl2 + H2↑

Cr не реагирует при обычных условиях с концентрированными серной

и азотной кислотами, так как эти кислоты пассивируют хром. Реакция может

протекать только при нагревании.

3) Взаимодействие с водой при высокой температуре

0 +1 -2 t +3 -2 0

2Cr + 3H2O = Cr2O3 + 3H2↑

4) Взаимодействие с растворами солей

0 +3 -1 +3 -1 0

Cr + FeBr3 = CrBr3 + Fe↓

5) Взаимодействие с твердыми щелочами при нагревании

Так как Cr является переходным металлом, то может реагировать с

основными гидроксидами, с образованием хромитов металлов:

0 +1 -2 +1 t +1 +3 -2 +1 -2 0

2Cr + 6KOH = 2KCrO2 + 2K2O + 3H2

6) Взаимодействие с оксидами металлов

0 +2 -2 t +2 -2 0

Cr + CuO = CrO + Cu

§ 10.2. ОКСИДЫ ХРОМА.

Хром Cr образует 3 оксида:

+2 +3 +6

CrO Cr2O3 CrO3

основной оксид амфотерный оксид кислотный оксид

Оксид хрома (II).

Оксид хрома (II) CrO при обычных условиях представляет собой

красные кристаллы или чёрный порошок, не растворимый в воде и

большинстве кислот. Самовоспламеняется на воздухе.

Получить CrO можно при разложении гидроксида хрома (II) и солей:

t

Cr(OH)2 = CrO + H2O

t

CrCO3 = CrO + CO2

Также CrO можно получить восстановлением оксида хрома (III):

+3 -2 +2 -2 t +2 -2 +4 -2

Cr2O3 + CO = 2CrO + CO2

CrO является основным оксидом, с большинством разбавленных

кислот не реагирует (с серной и азотной кислотой). Из разбавленных кислот

взаимодействует только с соляной, при этом протекает не кислотно-основная

реакция, а окислительно-восстановительная:

+2 -2 +1 -1 +3 -1 0 +1 -2

2CrO + 6HCl = 2CrCl3 + H2↑ + 2H2O

CrO может проявлять как окислительные, так и восстановительные

свойства, так как хром Cr в данном оксиде находится в промежуточной

степени окисления +2.

+2 -2 0 t +3 -2

4CrO + O2 = 2Cr2O3

+2 -2 0 t 0 +1 -2

CrO + H2 = Cr + H2O

+2 -2 0 t 0 +1 -2

CrO + Zn = Cr + ZnO

Оксид хрома (III).

Оксид хрома (III) Cr2O3 – порошок зелёного цвета, нерастворимый в

воде, обладающий высокой твердостью.

Получить в лаборатории Cr2O3 можно с помощью реакции «вулкана» –

разложения бихромата аммония:

-3 +1 +6 -2 t +3 -2 0 +1 -2

(NH4)2Cr2O7 = Cr2O3 + N2↑ + 4H2O

Cr2O3 можно также получать разложением гидроксида хрома (III) и

солей:

t

2Cr(OH)3 = Cr2O3 + 3H2O

t

Cr2(SO4)3 = Cr2O3 + 3SO3

Cr2O3 является амфотерным оксидом, поэтому может реагировать как

с сильными кислотами и кислотными оксидами, так и с сильными основными

оксидами и гидроксидами:

Cr2O3 + 6HI = 2CrI3 + 3H2O

Cr2O3 + 3SO3 = Cr2(SO4)3

t

Cr2O3 + K2O = 2KCrO2 хромит калия

t

Cr2O3 + 2NaOH = 2NaCrO2 + H2O

Как амфотерный оксид, Cr2O3 может вытеснять более летучие

кислотные оксиды из солей:

t

Cr2O3 + Na2CO3 = 2NaCrO2 + CO2↑

Cr2O3 реагирует при нагревании с более активными металлами, чем

Cr:

+3 -2 0 +3 -2 0

Cr2O3 + 2Al = Al2O3 + 2Cr

Cr2O3 может проявлять как окислительные, так и восстановительные

свойства, так как хром Cr в данном оксиде находится в промежуточной

степени окисления +3:

+3 -2 0 +1 -2 +1 +1 +6 -2 +1 -1 +1 -2

Cr2O3 + 3Cl2 + 10KOH = 2K2CrO4 + 6KCl + 5H2O

+3 -2 +2 -2 t +2 -2 +4 -2

Cr2O3 + CO = 2CrO + CO2

+3 -2 0 t +2 -2

Cr2O3 + Cr = 3CrO

Оксид хрома (VI).

Оксид хрома (VI) CrO3 – тёмно-красные кристаллы, хорошо

растворимые в воде.

Получить CrO3 можно действием концентрированной серной кислоты

на дихроматы (соли дихромовой кислоты):

K2Cr2O7 + H2SO4(к) = K2SO4 + 2CrO3 + H2O

CrO3 – кислотный оксид, проявляющий довольно сильные кислотные

свойства, так как при взаимодействии с водой образует сильные кислоты:

CrO3 + H2O = H2CrO4 (хромовая кислота)

2CrO3 + H2O = H2Cr2O7 (дихромовая кислота)

Как кислотный оксид, CrO3 хорошо реагирует с основными оксидами

и гидроксидами, при этом может образовываться 2 вида солей: хроматы и

дихроматы.

CrO3 + CaO = CaCrO4

CrO3 + 2LiOH = Li2CrO4 + H2O

2CrO3 + 2LiOH = Li2Cr2O7 + H2O

CrO3 является сильным окислителем, так как хром Cr в данном оксиде

находится в максимальной степени окисления +6:

+6 -2 +1 -1 +1 -1 +3 -1 +1 -1 0 +1 -2

2CrO3 + 6KI + 12HCl = 2CrCl3 + 6KCl + 3I2↓ + 6H2O

+6 -2 t +3 -2 0

4CrO3 = 2Cr2O3 + 3O2

§ 10.3. ГИДРОКСИДЫ ХРОМА.

Хром Cr образует 2 гидроксида:

+2 +3

Cr(OH)2 Cr(OH)3

основной гидроксид амфотерный гидроксид

Гидроксид хрома (II).

Гидроксид хрома (II) Cr(OH)2 – твёрдое вещество коричневого цвета в

сухом состоянии, в растворе имеет желтый цвет, в воде не растворим.

Cr(OH)2 нельзя получить из соответствующего оксида, так как CrO не

реагирует с водой. Cr(OH)2 можно получить только с помощью обменных

реакций растворимых солей хрома (II) с растворимыми основаниями:

Cr(NO3)2 + Ba(OH)2 = Cr(OH)2↓ + Ba(NO3)2

Cr(OH)2 является основным гидроксидом, проявляющим слабые

основные свойства, поэтому хорошо реагирует с сильными кислотами:

Cr(OH)2 + 2HCl = CrCl2 + 2H2O

Cr(OH)2 при нагревании разлагается, так как является нерастворимым

основанием:

t

Cr(OH)2 = CrO + H2O

Cr(OH)2 в присутствии кислорода и воды может окисляться до

Cr(OH)3:

+2 -2 +1 +1 -2 0 t +3 -2 +1

4Cr(OH)2 + 2H2O + O2 = 4Cr(OH)3

Соли хрома (II) являются хорошими восстановителями, хотя могут

проявлять и окислительные свойства, так как Cr в них находится в

промежуточной степени окисления +2.

+2 -1 0 +3 -1

2CrCl2 + Cl2 = 2CrCl3

+2 -1 0 +2 -1 0

CrCl2 + Zn = ZnCl2 + Cr

Гидроксид хрома (III).

Гидроксид хрома (III) Cr(OH)3 – твёрдое вещество серо-зелёного

цвета, нерастворимое в воде.

Cr(OH)3, так же как и Cr(OH)2, можно получить путём обменных

реакций солей хрома (III) с растворимыми основаниями:

Cr2 (SO4)3 + 6KOH = 2Cr(OH)3↓ + 3K2SO4

Cr(OH)3 – амфотерный гидроксид, поэтому может вступать в реакции

как с кислотами, так и с основаниями:

Cr(OH)3 + 3HCl = CrCl3 + 3H2O

В растворе при взаимодействии Cr(OH)3 с щелочами образуется

растворимое комплексное соединение:

Cr(OH)3 + 3NaOH = Na3[Cr(OH)6]

В твердом состоянии при нагревании образуются хромиты:

t

Cr(OH)3 + NaOH = NaCrO2 + 2H2O

Cr(OH)3 при нагревании разлагается:

t

2Cr(OH)3 = Cr2O3 + 3H2O

Cr(OH)3 проявляет восстановительные свойства при взаимодействии с

окислителями:

+3 -2 +1 +1 -1 +1 -2 +1 +1 +6 -2 +1 -2

2Cr(OH)3 + 3H2O2 + 4NaOH = 2Na2CrO4 + 8H2O

Соли хрома (III) способны проявлять как окислительные, так и

восстановительные свойства, так как хром Cr в них находится в

промежуточной степени окисления +3.

+3 -1 0 +2 -1 +2 -1

2CrCl3 + Zn = 2CrCl2 + ZnCl2

+3 -1 +1 +5 -2 +1 -2 +1 +1 +6 -2 +1 -1 +1 -2

2CrCl3 + KClO3 + 10KOH = 2K2CrO4 + 7KCl + 5H2O

§ 10.4. ХРОМОВАЯ И ДИХРОМОВАЯ КИСЛОТЫ. ИХ СОЛИ.

Хромовая и дихромовая кислоты.

Хромовая H2CrO4 и дихромовая H2Cr2O7 кислоты образуются при

взаимодействии CrO3 с водой:

CrO3 + H2O = H2CrO4

2CrO3 + H2O = H2Cr2O7

Обратите внимание, что в обеих кислотах хром Cr находится в

степени окисления +6.

Обе кислоты являются достаточно сильными, поэтому могут

реагировать с основными и амфотерными оксидами и гидроксидами:

H2CrO4 + Na2O = Na2CrO4 + H2O

H2CrO4 + ZnO = ZnCrO4 + H2O

H2CrO4 + 2CsOH = Cs2CrO4 + 2H2O

H2CrO4 + Zn(OH)2 = ZnCrO4 + 2H2O

H2Cr2O7 + Na2O = Na2Cr2O7 + H2O

H2Cr2O7 + ZnO = ZnCr2O7 + H2O

H2Cr2O7 + 2CsOH = Cs2Cr2O7 + 2H2O

H2Cr2O7 + Zn(OH)2 = ZnCr2O7 + 2H2O

Соли хромовой кислоты H2CrO4 называются хроматами, соли

дихромовой кислоты H2Cr2O7 – дихроматами (бихроматами).

При действии сильных водоотнимающих средств (P2O5, H2SO4(к))

данные кислоты разлагаются до оксида CrO3:

3H2CrO4 + P2O5 = 2H3PO4 + 3CrO3

3H2Cr2O7 + P2O5 = 2H3PO4 + 6CrO3

H2CrO4 и H2Cr2O7 являются сильными окислителями, так как хром Cr в них

находится в максимальной степени окисления +6, поэтому активно

реагируют с восстановителями:

+1 +6 -2 +1 +3 -2 +1 -1 +1 +5 -2 +3 -1 +1 -2

2H2CrO4 + 3NaNO2 + 6HCl = 3NaNO3 + 2CrCl3 + 5H2O

+1 +6 -2 +1 -1 +1 +6 -2 +3 +6 -2 0 +1 -2

H2Cr2O7 + 3H2O2 + 3H2SO4 = Cr2(SO4)3 + 3O2↑ + 7H2O

Хроматы и дихроматы.

Хроматы (соли хромовой кислоты) в растворе имеют жёлтый цвет,

дихроматы (соли дихромовой кислоты) – оранжевый цвет.

Из данных видов солей наибольший интерес представляют хромат калия

K2CrO4 и дихромат калия K2Cr2O7.

Хроматы в кислой среде переходят в дихроматы (жёлтый цвет раствора

меняется на оранжевый):

2K2CrO4 + 2HCl = 2KCl + K2Cr2O7 + H2O

Бихроматы, в свою очередь, переходят в хроматы в щелочной среде

(оранжевый цвет раствора меняется на желтый):

K2Cr2O7 + 2KOH = 2K2CrO4 + H2O

K2CrO4 и K2Cr2O7 – сильнейшие окислители, хром Cr в них находится

в максимальной степени окисления +6, поэтому способны реагировать с

восстановителями.

В окислительно-восстановительных реакциях (ОВР) K2CrO4 и

K2Cr2O7 в присутствии кислот переходят в соли хрома (III), образованных

присутствующей кислотой:

+1 +6 -2 +1 -2 +1 -1 +1 -1 +1 +6 -2 +3 -1 +1 -2

8K2CrO4 + 3Na2S + 40HCl = 16KCl + 3Na2SO4 + 8CrCl3 + 20H2O

+1 +6 -2 -3 +1 +1 +6 -2 +1 +6 -2 +3 +6 -2 +1 +5 -2 +1 -2

4K2Cr2O7 +3NH3 + 16H2SO4 = 4K2SO4 + 4Cr2(SO4)3 + 3HNO3 + 19H2O

В нейтральной среде бихроматы и хроматы в реакциях ОВР переходят в

гидроксид хрома (III):

+1 +6 -2 +1 -2 +1 -2 +3 -2 +1 +1 +6 -2 +1 -2 +1

4K2Cr2O7 + 3K2S + 16H2O = 8Cr(OH)3 + 3K2SO4 + 8KOH

Так как в данной реакции образуется Cr(OH)3 и KOH, которые могут между

собой реагировать и образовывать К3[Cr(OH)6], то данную реакцию можно

записать так:

+1 +6 -2 +1 -2 +1 -2 +3 -2 +1 +1 +6 -2 +1 -2 +1 +1 +3 -2 +1

4K2Cr2O7 + 3K2S + 16H2O = 6Cr(OH)3 + 3K2SO4 + 2KOH + 2К3[Cr(OH)6]

В щелочной среде бихроматы и хроматы в реакциях ОВР переходят в

комплексное соединение хрома (III):

+1 +6 -2 +4 -2 +1 -2 +1 +1 -2 +1 +3 -2 +1 +1 +6 -2

2K2CrO4 + 3SO2 + 8KOH + 2H2O = 2К3[Cr(OH)6] + 3K2SO4

ГЛАВА 11.

МАРГАНЕЦ И ЕГО СОЕДИНЕНИЯ.

§ 11.1. МАРГАНЕЦ

Mn как химический элемент.

Марганец Mn находится в VII группе побочной (Б) подгруппе. Mn

является переходным d – металлом. Внешний уровень Mn 3d54s2.

4p

4s

3d

4s2 электронная пара может распариваться, и один s-электрон может

переходить на 4р-подуровень, образуя 7 свободных неспаренных электронов,

поэтому марганец Mn может проявлять максимальную валентность VII и

степень окисления +7.

Характерные валентности: II, III, IV, VI, VII. Характерные степени

окисления: +2, +3, +4, +6, +7. Марганец Mn, как и все металлы, проявляет

только восстановительные свойства.

Mn как простое вещество.

В обычном состоянии Марганец Mn является серебристо-белым

металлом, обладающим всеми свойствами металлов: пластичность, ковкость,

металлический блеск, электро- и теплопроводность. Mn имеет высокую

температуру плавления и кипения. Кристаллическая решётка металлическая.

Получение Mn.

1) Из оксидов

+2 -2 0 t 0 +2 -2

MnO + C = Mn + CO

+4 -2 0 t +3 -2 0

3MnO2 + 4Al = 2Al2O3 + 3Mn

2) Из солей

+2 -1 0 +2 -1 0

MnCl2 + Zn = ZnCl2 + Mn

Химические свойства Mn.

1) Взаимодействие с неметаллами

0 0 +4 -2

Mn + O2 = MnO2

0 0 +2 -2

Mn + S = MnS

0 0 +2 -3

3Mn + 2P = Mn3P2

2) Взаимодействие с водой

0 +1 -2 t +2 -2 0

Mn + H2O = MnO + H2

3) Взаимодействие с растворами кислот

0 +1 +6 -2 +2 +6 -2 0

Mn + H2SO4 = MnSO4 + H2↑

4) Взаимодействие с растворами солей

0 +2 +5 -2 +2 +5 -2 0

Mn + Pb(NO3)2 = Mn(NO3)2 + Pb

§ 11.2. ОКСИДЫ МАРГАНЦА.

Марганец Mn образует 5 оксидов:

+2 +3 +4 +6 +7

MnO Mn2O3 MnO2 MnO3 Mn2O7

Основной оксид Амфотерные оксиды Кислотные оксиды

Оксид марганца (II).

Оксид марганца (II) MnO – кристаллы зелёного цвета при обычных

условиях, нерастворимые в воде.

MnO можно получать путём восстановления оксида марганца (IV)

водородом или угарным газом при высокой температуре:

+4 -2 0 t +2 -2 +1 -2

MnO2 + H2 = MnO + H2O

+4 -2 +2 -2 t +2 -2 +4 -2

MnO2 + CO = MnO + CO2

MnO можно также получать разложением солей марганца (II):

t

MnCO3 = MnO + CO2

MnO – основной оксид, имеет слабые основные свойства, так как

образован переходным металлом, поэтому способен реагировать с сильными

кислотами:

MnO + H2SO4 = MnSO4 + H2O

MnO может проявлять как окислительные, так и восстановительные

свойства, так как марганец Mn в данном оксиде находится в промежуточной

степени окисления +2, поэтому MnO может реагировать как с окислителями,

так и с восстановителями:

+2 -2 +1 +7 -2 +1 -2 +4 -2 +1 -2 +1

3MnO + 2KMnO4 + H2O = 5MnO2 + 2KOH

+2 -2 0 t 0 +4 -2

2MnO + Si = 2Mn + SiO2

MnO легко окисляется до MnO2:

+2 -2 0 +4 -2

2MnO + O2 = 2MnO2

Оксид марганца (III).

Оксид марганца (III) Mn2O3 – коричнево-красные кристаллы,

нерастворимые в воде.

Mn2O3 можно получать из других оксидов марганца:

+4 -2 0 t +3 -2 +1 -2

2MnO2 + H2 = Mn2O3 + H2O

+2 -2 0 +3 -2

4MnO + O2 = 2Mn2O3

Mn2O3 – амфотерный оксид, является неустойчивым, при

взаимодействии с кислотами диспропорционирует (одновременно является

восстановителем и окислителем), при этом марганец Mn переходит в степени

окисления +2 и +4:

+3 -2 +1 +6 -2 +4 +6 -2 +2 +6 -2 +1 -2

Mn2O3 + 3H2SO4 = Mn(SO4)2 + MnSO4 + 3H2O

Таким образом, Mn2O3 проявляет как окислительные, так и

восстановительные свойства, так как Mn в нём находится в промежуточной

степени окисления +3.

Как амфотерный оксид, Mn2O3 может реагировать не только с

кислотами, но и с основаниями и основными оксидами:

Mn2O3 + 2KOH = K2Mn2O4 + H2O

Mn2O3 + Li2O = Li2Mn2O4

Оксид марганца (IV).

Оксид марганца (IV) MnO2 – порошок тёмно-коричневого цвета,

нерастворимый в воде.

MnO2 можно получить при окислении более низших оксидов

марганца:

+2 -2 0 +4 -2

2MnO + O2 = 2MnO2

+3 -2 0 +4 -2

2Mn2O3 + O2 = 4MnO2

MnO2 можно также получить из простых веществ:

0 0 +4 -2

Mn + O2 = MnO2

В лаборатории MnO2 можно получать из перманганата калия KMnO4:

+1 +7 -2 t +1 +6 -2 +4 -2 0

2KMnO4 = K2MnO4 + MnO2 + O2

+1 -2 +1 +7 -2 0 +4 -2 +1 -2 +1 +1 -2

3H2S + 2KMnO4 = 3S↓ + 2MnO2↓ + 2KOH + 2H2O

MnO2 – амфотерный оксид, поэтому способен реагировать с сильными

кислотами и основаниями (основными оксидами).

При взаимодействии с веществами основного характера MnO2 образует соли

манганиты:

t

MnO2 + 2NaOH = Na2MnO3 + H2O

t

MnO2 + CaO = CaMnO3

MnO2 является сильным окислителем, поэтому при взаимодействии с

кислотами протекает окислительно-восстановительная реакция:

+4 -2 +1 -1 +2 -1 0 +1 -2

MnO2 + 4HCl = MnCl2 + Cl2↑ + 2H2O

+4 -2 +1 +6 -2 +2 +6 -2 0 +1 -2

2MnO2 + 2H2SO4 = 2MnSO4 + O2↑ + 2H2O

MnO2 при взаимодействии с более сильными окислителями способен

также проявлять восстановительные свойства, повышая степень окисления с

+4 до +7 (+6):

+4 -2 +1 +5 -2 +1 -2 +1 +1 +7 -2 +1 -1 +1 -2

2MnO2 + KBrO3 + 2KOH = 2KMnO4 + KBr + H2O

+4 -2 +1 -1 +1 -2 +1 +1 +6 -2 +1 -2

MnO2 + H2O2 + 2NaOH = Na2MnO4 + 2H2O

Оксид марганца (VI).

Оксид марганца (VI) MnO3 – тёмно-красное твёрдое вещество, хорошо

растворимое в воде.

MnO3 получают при нагревании перманганата калия KMnO4 с серной

кислотой:

+1 +7 -2 +1 +6 -2 t +6 -2 +1 +6 -2 0 +1 -2

4KMnO4 + 2H2SO4 = 4MnO3 + 2K2SO4 + O2↑ + 2H2O

MnO3 является кислотным оксидом, поэтому хорошо реагирует с

основными оксидами и гидроксидами:

MnO3 + K2O = K2MnO4 манганат калия

MnO3 + 2NaOH = Na2MnO4 + H2O

При взаимодействии MnO3 с водой протекает окислительно-

восстановительная реакция:

+6 -2 +1 -2 +1 +7 -2 +4 -2

3MnO3 + H2O = 2HMnO4 + MnO2

По данной реакции видно, что MnO3 способен проявлять как

окислительные, так и восстановительные свойства, так как марганец Mn в

данном оксиде находится в промежуточной степени окисления +6,

одновременно и повышает заряд до +7 (восстановитель), и понижает до +4

(окислитель).

При небольшом нагревании MnO3 разлагается:

+6 -2 t +4 -2 0

2MnO3 = 2MnO2 + O2

Оксид марганца (VII).

Оксид марганца (VII) Mn2O7 – маслянистая жидкость зелёновато-

коричневого цвета, при обычных условиях крайне не устойчив.

Mn2O7 получают действием концентрированной серной кислоты на

перманганаты (соли марганцевой кислоты):

2KMnO4 + H2SO4(к) = K2SO4 + Mn2O7 + H2O

Mn2O7 является кислотным оксидом, при взаимодействии с водой

образует сильную марганцевую кислоту HMnO4:

Mn2O7 + H2O = 2HMnO4

Mn2O7 хорошо реагирует с основными оксидами и гидроксидами:

Mn2O7 + Li2O = 2LiMnO4

Mn2O7 + 2KOH = 2KMnO4 + H2O

Mn2O7 является сильным окислителем, марганец Mn в данном оксиде

находится в максимальной степени окисления +7, поэтому способен

реагировать с восстановителями:

+7 -2 +1 -1 +2 -1 0 +1 -2

Mn2O7 + 14HI = 2MnI2 + 5I2 + 7H2O

Mn2O7 при обычных условиях неустойчив и разлагается:

+7 -2 +4 -2 0

2Mn2O7 = 4MnO2 + 3O2

§ 11.3. ГИДРОКСИД МАРГАНЦА (II).

Из всех гидроксидов марганца наиболее устойчивым и

распространённым является гидроксид марганца (II) Mn(OH)2.

При обычных условиях Mn(OH)2 представляет собой светло-розовые

кристаллы, нерастворимые в воде.

Mn(OH)2 нельзя получить из соответствующего оксида, так как MnO

не реагирует с водой, поэтому данный гидроксид можно получить при

помощи обменных реакций солей марганца (II) с растворимыми

основаниями:

Mn(NO3)2 + 2NaOH = Mn(OH)2↓ + 2NaNO3

Mn(OH)2 является основным гидроксидом, проявляет слабые

основные свойства, так как не растворим в воде, поэтому хорошо реагирует с

сильными кислотами и кислотными оксидами:

Mn(OH)2 + 2HNO3 = Mn(NO3)2 + 2H2O

Mn(OH)2 + SO3 = MnSO4 + H2O

При нагревании Mn(OH)2 разлагается:

t

Mn(OH)2 = MnO + H2O

Mn(OH)2 проявляет восстановительные свойства, на воздухе

окисляется до оксида марганца (IV):

+2 -2 +1 0 +4 -2 +1 -2

2Mn(OH)2 +O2 = 2MnO2↓ + 2H2O

Соли марганца (II) могут проявлять как окислительные, так и

восстановительные свойства, так как марганец Mn в них находится в

промежуточной степени окисления +2.

+2 -1 0 +1 -2 +1 +1 +7 -2 +1 -1 +1 -1 +1 -2

2MnCl2 + 5Br2 + 16KOH = 2KMnO4 + 10KBr + 4KCl + 8H2O

+2 -1 0 +2 -1 0

MnCl2 + Mg = MgCl2 + Mn

§ 11.4. МАРГАНЦОВИСТАЯ И МАРГАНЦОВАЯ КИСЛОТЫ.

ИХ СОЛИ.

Марганцовистая кислота H2MnO4 и ее соли.

Марганцовистая кислота H2MnO4 не выделена в чистом виде,

существует только в растворах, при этом окрашивая их в зелёный цвет.

H2MnO4 является слабой кислотой, поэтому её можно получить при

действии на манганаты (соли марганцовистой кислоты) сильными

кислотами:

K2MnO4 + 2HCl = 2KCl + H2MnO4

H2MnO4 нельзя получить из оксида, так как MnO3 при взаимодействии

с водой образует марганцовую кислоту HMnO4 и диоксид марганца MnO2.

Как слабая кислота, H2MnO4 может реагировать с основными

оксидами и гидроксидами:

H2MnO4 + Na2O = Na2MnO4 + H2O

H2MnO4 + Ca(OH)2 = CaMnO4 + 2H2O

H2MnO4 является сильным окислителем, но может также проявлять

восстановительные свойства, так как марганец Mn в ней находится в

промежуточной степени окисления +6.

+1 +6 -2 +2 -1 +1 -1 +2 -1 +3 -1 +1 -2

H2MnO4 + 4FeCl2 + 6HCl = MnCl2 + 4FeCl3 + 4H2O

При нагревании H2MnO4 разлагается:

+1 +6 -2 t +1 +7 -2 +4 -2 +1 -2

3H2MnO4 = 2HMnO4 + MnO2↓ + 2H2O

Соли марганцовистой кислоты (манганаты) являются сильными

окислителями. Наиболее распространённой из них является манганат калия

K2MnO4. В окислительно-восстановительных реакциях манганаты в

присутствии кислот переходят в соли марганца (II):

+1 +6 -2 +2 +6 -2 +1 +6 -2 +2 +6 -2 +3 +6 -2 +1 +6 -2 +1 -2

K2MnO4 + 4FeSO4 + 4H2SO4 = MnSO4 + 2Fe2(SO4)3 + K2SO4 + 4H2O

Марганцовая кислота HMnO4 и ее соли.

Марганцовая кислота HMnO4 в чистом виде не выделена, существует

только в растворах, придавая им фиолетовую окраску.

HMnO4 можно получить растворением соответствующего оксида

Mn2O7 в воде:

Mn2O7 + H2O = 2HMnO4

HMnO4 является сильной кислотой, поэтому может реагировать с

основными и амфотерными оксидами, основными и амфотерными

гидроксидами:

2HMnO4 + SrO = Sr(MnO4)2 + H2O

2HMnO4 + BeO = Be(MnO4)2 + H2O

HMnO4 + KOH = KMnO4 + H2O

2HMnO4 + Zn(OH)2 = Zn(MnO4)2 + 2H2O

HMnO4 является сильным окислителем, так как марганец Mn в ней

находится в максимальной степени окисления +7.

+1 +7 -2 +1 -1 +2 -1 0 +1 -2

2HMnO4 + 14HCl = 2MnCl2 + 5Cl2 + 8H2O

+1 +7 -2 -3 +1 +4 -2 0 +1 -2

2HMnO4 + 2NH3 = 2MnO2↓ + N2↑ + 4H2O

Перманганаты (соли марганцовой кислоты) также являются сильными

окислителями. Наиболее распространенный из них – перманганат калия

KMnO4. Он представляет собой черно-фиолетовый порошок, хорошо

растворимый в воде, при растворении приобретает красно-фиолетовую

окраску. В народе KMnO4 получил названии «марганцовка».

KMnO4 – сильнейший окислитель, при этом в окислительно-

восстановительных реакциях в различных средах переходит в разные

вещества:

+2

Кислая среда (H2SO4)

MnSO4

+7

+4

KMnO4

Водная среда (H2O) MnO

2

+6

Щелочная среда (KOH)

K2MnO4

В кислой среде KMnO4 переходит в соль марганца (II), образованную

той кислотой, которая присутствует в реакции изначально. Другими словами,

если в реакции участвует соляная кислота HCl, то в результате образуется

хлорид марганца (II) MnCl2. В водной среде KMnO4 переходит в оксид

марганца (IV) MnO2. В щелочной среде KMnO4 переходит в манганат калия

K2MnO4. Если щелочную среду создает не KOH, а, допустим, NaOH, то в

результате будет образовываться 2 вида манганатов: K2MnO4 и Na2MnO4.

+1 +7 -2 +2 -2 +1 -1 +1 -1 +1 +5 -2 +2 -1 +1 -2

3KMnO4 + 5NO + 9HCl = 3KCl + 5HNO3 + 3MnCl2 + 2H2O

+1 +7 -2 +1 +4 -2 +1 -2 +1 +6 -2 +4 -2 +1 -2 +1

2KMnO4 + 3Na2SO3 + H2O = 3Na2SO4 + 2MnO2↓ + 2KOH

+1 +7 -2 +1 -1 +1 -2 +1 +1 +6 -2 0 +1 -2

2KMnO4 + H2O2 + 2KOH = 2K2MnO4 + O2↑ + 2H2O

+1 +7 -2 +1 -1 +1 -2 +1 +1 +6 -2 +1 +6 -2 0 +1 -2

2KMnO4 + H2O2 + 2NaOH = K2MnO4 + Na2MnO4 + O2↑ + 2H2O

ГЛАВА 12. ЖЕЛЕЗО И ЕГО СОЕДИНЕНИЯ.

§ 12.1. ЖЕЛЕЗО.

Железо как химический элемент.

Железо Fe находится в VIII группе побочной (Б) подгруппе, является

переходным d – металлом. Внешний уровень 3d64s2.

4s2 3d6

На внешнем уровне находится 8 электронов. Железо Fe не проявляет

высшей валентности VIII и высшей степени окисления +8. Характерные

валентности – II, III. Характерные степени окисления +2, +3, иногда +6. Как и

все металлы, Fe проявляет только восстановительные свойства.

Железо как простое вещество.

При обычных условиях железо Fe представляет собой серебристо-

белый металл, обладающий высокой ковкостью и химической активностью,

при обычных условиях на воздухе быстро окисляется. Железо является

основным компонентом стали и чугуна, также входит в состав других

сплавов.

Получение железа.

1) Из оксидов

+2 -2 0 t 0 +2 -2

FeO + C = Fe + CO

+3 -2 +2 -2 t 0 +4 -2

Fe2O3 + 3CO = 2Fe + 3CO2

+2 -2 0 t 0 +1 -2

FeO + H2 = Fe + H2O

+3 -2 0 t +3 -2 0

Fe2O3 + 2Al = Al2O3 + 2Fe

2) Из солей

+2 +6 -2 0 +2 +6 -2 0

FeSO4 + Zn = ZnSO4 + Fe

Химические свойства железа.

1) Взаимодействие с неметаллами

0 0 +3 -2

4Fe + 3O2 = 2Fe2O3

0 0 +3 -1

2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3

0 0 t +3 -4

4Fe + 3C = Fe4C3

0 0 +2 -2

Fe + S = FeS

2) Взаимодействие с растворами кислотами

0 +1 -1 +2 -1 0

Fe + 2HCl = FeCl2 + H2↑

0 +1 +6 -2 +2 +6 -2 0

Fe + H2SO4 = FeSO4 + H2↑

3) Взаимодействие с водой

t

3Fe + 4H2O = Fe3O4 + 4H2↑

Fe3O4 – железная окалина, смесь двух оксидов FeO и Fe2O3

(FeO. Fe2O3)

4) Взаимодействие с водой и кислородом

0 +1 -2 0 +3 -2 +1

4Fe + 6H2O + 3O2 = 4Fe(OH)3

5) Взаимодействие с солями

0 +2 +6 -2 +2 +6 -2 0

Fe + CuSO4 = FeSO4 + Cu

0 +3 -1 t +2 -1

Fe + 2FeCl3 = 3FeCl2

§ 12.2. ОКСИДЫ ЖЕЛЕЗА.

Железо Fe образует 2 оксида:

+2 +3

FeO Fe2O3

Основной оксид Амфотерный оксид

Fe3O4 является смесью двух оксидов FeO и Fe2O3

Оксид железа (II).

Оксид железа (II) FeO – твёрдое вещество чёрного цвета, не

растворим в воде, имеет высокую температуры плавления и кипения.

FeO можно получить:

1) из простых веществ:

0 0 +2 -2

2Fe + O2 = 2FeO

2) из оксида Fe2O3:

+3 -2 0 t +2 -2

Fe2O3 + Fe = 3FeO

+3 -2 +2 -2 t +2 -2 +4 -2

Fe2O3 + CO = 2FeO + CO2

3) разложением гидроксида и солей железа (II):

t

Fe(OH)2 = FeO + H2O

t

FeCO3 = FeO + CO2

FeO является основным оксидом, проявляющим слабые основные

свойства, так как образован переходным металлом, поэтому хорошо

реагирует с сильными кислотами:

FeO + 2HCl = FeCl2 + H2O

FeO может проявлять как окислительные, так и восстановительные

свойства, так как железо Fe в данном оксиде находится в промежуточной

степени окисления +2.

FeO как окислитель:

+2 -2 0 t 0 +2 -2

FeO + С = Fe + CO

+2 -2 0 t 0 +1 -2

FeO + H2 = Fe + H2O

FeO как восстановитель:

+2 -2 +1 +5 -2 +3 +5 -2 +4 -2 +1 -2

FeO + 4HNO3(к) = Fe(NO3)3 + NO2↑ + 2H2O

Оксид железа (III).

Оксид железа (III) Fe2O3 – твёрдое вещество красно-коричневого

цвета, нерастворимое в воде.

Fe2O3 можно получить при окислении железа или более низшего

оксида FeO:

0 0 +3 -2

4Fe + 3O2 = 2Fe2O3

+2 -2 0 t +3 -2

4FeO + O2 = 2Fe2O3

Fe2O3 можно также получать путём разложения гидроксида железа

(III) или нерастворимых солей железа (III):

t

2Fe(OH)3 = Fe2O3 + 3H2O

t

2FePO4 = Fe2O3 + P2O5

Fe2O3 – амфотерный оксид, поэтому способен реагировать с сильными

кислотами и кислотными оксидами, сильными основаниями и основными

оксидами:

Fe2O3 + 3H2SO4 = Fe2(SO4)3 + 3H2O

Fe2O3 + 3N2O5 = 2Fe(NO3)3

При взаимодействии с веществами основного характера образуется

соли ферриты:

t

Fe2O3 + Na2O = 2NaFeO2

t

Fe2O3 + 2NaOH = 2NaFeO2 + H2O

Как амфотерный оксид, Fe2O3 способен вытеснять из

кислородосодержащих солей более летучие кислотные оксиды:

t

CaCO3 + Fe2O3 = Ca(FeO2)2 + CO2↑

Fe2O3 способен проявлять окислительные свойства:

+3 -2 0 t +2 -2 +2 -2

Fe2O3 + C = 2FeO + CO

+3 -2 +1 -1 +2 -1 0 +1 -2

Fe2O3 + 6HI = 2FeI2 + I2 + 3H2O

Но также иногда Fe+3 может быть восстановителем и повышать степень

окисления до +6, образуя соли ферраты:

+3 -2 +1 +7 -2 +1 -2 +1 +1 +6 -2 +1 -1 +1 -2

4Fe

2O3 + 3KClO4 + 16KOH = 8K2FeO4 + 3KCl + 8H2O

K2FeO4 – феррат калия, соль железной кислоты H2FeO4, не полученной в

чистом виде.

Железная окалина Fe3O4.

Fe3O4 (железная окалина, магнитный железняк) при обычных

условиях представляет собой кристаллы чёрного цвета, нерастворимые в

воде. Fe3O4 является смесью двух оксидов FeO и Fe2O3 (FeO. Fe2O3), поэтому

при взаимодействии с кислотами образуется 2 соли:

Fe3O4 + 8HCl = FeCl2 + 2FeCl3 + 4H2O

Fe3O4 проявляет, по большей части, восстановительные свойства, при

этом восстановителем является именно FeO в составе магнитного железняка

(Fe повышает степень окисления с +2 до +3, в итоге образуется только

трёхвалентное железо):

3Fe3O4 + 28HNO3 = 9Fe(NO3)3 + NO↑ + 14H2O

Fe3O4 может также проявлять окислительные свойства, например, при

взаимодействии с сильными восстановителями, такими как HI. При этом

окислителем является Fe2O3 (Fe понижает степень окисления с +3 до +2, в

итоге образуется только двухвалентное железо):

Fe3O4 + 8HI = 3FeI2 + I2 + 4H2O

§ 12.3. ГИДРОКСИДЫ ЖЕЛЕЗА.

Гидроксид железа (II).

Гидроксид железа (II) Fe(OH)2 – кристаллическое вещество белого

цвета с зеленоватым оттенком, нерастворимое в воде, при нагревании

разлагается.

Fe(OH)2 нельзя получить из оксида, так как FeO не взаимодействует с

водой, поэтому данный гидроксид получают обменными реакциями солей

железа (II) с растворимыми основаниями:

Fe(NO3)2 + 2KOH = Fe(OH)2↓ + 2KNO3

Fe(OH)2 – основной гидроксид, проявляющий слабые основные

свойства, так как образован переходным металлом, поэтому хорошо

реагирует с сильными кислотами:

Fe(OH)2 + H2SO4 = FeSO4 + 2H2O

При нагревании Fe(OH)2 разлагается с образованием оксида и воды:

t

Fe(OH)2 = FeO + H2O

Fe(OH)2

может

проявлять

как

окислительные,

так

и

восстановительные свойства, так как железо Fe в данном гидроксиде

находится в промежуточной степени окисления +2. На практике Fe(OH)2

проявляет, в основном, восстановительные свойства.

+2 -2 +1 +1 +7 -2 +1 -1 +3 -1 +1 -1 +2 -1 +1 -2

5Fe(OH)2 + KMnO4 + 18HCl = 5FeCl3 + KCl + MnCl2 + 14H2O

Fe(OH)2 не устойчив на воздухе и легко окисляется до гидроксида

железа (III):

+2 -2 +1 0 +1 -2 +3 -2 +1

4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O = 4Fe(OH)3

Соли железа (II) могут проявлять как окислительные, так и

восстановительные свойства, так как железо Fe в них находится в

промежуточной степени окисления +2.

+2 -1 0 +2 -1 0

FeCl2 + Mg = MgCl2 + Fe

+2 -1 0 +3 -1

2FeCl2 + Cl2 = 2FeCl3

Гидроксид железа (III).

Гидроксид железа (III) Fe(OH)3 – при обычных условиях красно-

коричневые кристаллы, нерастворимые в воде. Fe(OH)3 является основным

компонентом ржавчины, образующейся на поверхности стали.

Fe(OH)3 также получают обменным путём, так как Fe2O3 не реагирует

с водой с образованием соответствующего гидроксида.

Fe2(SO4)3 + 6KOH = 3K2SO4 + 2Fe(OH)3↓

Fe(OH)3 – амфотерный гидроксид, хорошо реагирует с сильными

кислотами и основаниями:

2Fe(OH)3 + 3H2SO4 = Fe2(SO4)3 + 6H2O

В твёрдом состоянии при взаимодействии со щелочами образуются

ферриты:

t

Fe(OH)3 + KOH = KFeO2 + 2H2O

В растворе при взаимодействии со щелочами образуются

комплексные соли:

Fe(OH)3 + 3KOH = K3[Fe(OH)6]

При нагревании Fe(OH)3 разлагается с образованием оксида и воды:

t

2Fe(OH)3 = Fe2O3 + 3H2O

Соли железа (III) проявляют лучше окислительные свойства, чем

восстановительные.

+3 -1 +1 -1 +2 -1 0 +1 -1

2FeCl3 + 2KI = 2FeCl2 + I2 + 2KCl

СОДЕРЖАНИЕ.

К читателю……………………………………………………………………….. 2

Предисловие……………………………………………………………………….3

ЧАСТЬ I. ОБЩАЯ ХИМИЯ……………………………………………………5

ГЛАВА 1. ВВЕДЕНИЕ В ХИМИЮ……………………………….......................5

§1.1. Введение в химию и основные понятия………………………………….. 5

ГЛАВА 2. ПЕРИОДИЧЕСКАЯ СИСТЕМА Д. И. МЕНДЕЛЕЕВА.

ПЕРИОДИЧЕСКИЙ ЗАКОН. СТРОЕНИЕ АТОМА…………………………. .6

§2.1. Периодическая система Д.И. Менделеева. Периодический закон.

Строение атома……………………………………………………………………6

§2.2. Строение электронной оболочки атома………………………………….10

§2.3. Квантовые числа………………………………………………………….. 11

§2.4. Порядок заполнения орбиталей электронами……………………………15

§2.5. Характеристика элемента. Понятия «окислитель» и «восстановитель».18

ГЛАВА 3. СТРОЕНИЕ ВЕЩЕСТВА. ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ.

ВАЛЕНТНОСТЬ И СТЕПЕНЬ ОКИСЛЕНИЯ……………………………….. 22

§3.1. Понятие химической связи………………………………………………..22

§3.2. Понятие валентности и степени окисления…………………………….. 24

§3.3. Определение возможной валентности и степени окисления элемента на

основе электронного строения………………………………………………….26

§3.4. Изменение свойств элементов в периодической системе в периодах и

группах………………………………………………………………………….. 27

§3.5. Понятие электроотрицательности (Э.О.)……………………………….. 29

§3.6. Химическая связь………………………………………………………….29

§3.7. Кристаллическая решётка…………………………………………………33

ГЛАВА 4.ХИМИЧЕСКИЕ ФОРМУЛЫ И ХИМИЧЕСКИЕ РЕАКЦИИ…….36

§4.1. Химические формулы. Правила составления химических формул……36

§4.2. Понятия химических реакций и химических уравнений………………..39

§4.3. Типы химических реакций………………………………………………..41

ГЛАВА 5. ОСНОВНЫЕ КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ...45

§5.1. Основные классы неорганических соединений………………………….45

§5.2. Правило составления формул гидроксидов, солей, кислот……………. 48

§5.3. Оксиды……………………………………………………………………...50

§5.4. Гидроксиды………………………………………………………………...57

§5.5. Кислоты…………………………………………………………………….60

§5.6. Соли……………………………………………………………………….. 63

ГЛАВА 6. МЕТОД ЭЛЕКТРОННОГО БАЛАНСА. ОПРЕДЕЛЕНИЕ

СТЕПЕНЕЙ ОКИСЛЕНИЯ В ГИДРОКСИДАХ, КИСЛОТАХ, СОЛЯХ……68

§6.1. Метод электронного баланса……………………………………………...68

ГЛАВА 7. ТЕОРИЯ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ ДИССОЦИАЦИИ………….74

§7.1. Метод электронного баланса…………………………………………….. 74

§7.2. Составление полных и кратких ионных уравнений……………………. 76

ГЛАВА 8.ОСНОВНЫЕ ХИМИЧЕСКИЕ ВЕЛИЧИНЫ………………………79

§8.1. Основные химические величины…………………………………………79

ГЛАВА 9. СКОРОСТЬ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ. ХИМИЧЕСКОЕ

РАВНОВЕСИЕ…………………………………………………………………..81

§9.1. Скорость химических реакций……………………………………………81

§9.2. Химическое равновесие………………………………………………….. 85

ГЛАВА 10.РЕАКЦИЯ ИНДИКАТОРОВ НА СРЕДУ В РАСТВОРЕ………..90

§10.1. Реакция индикаторов на среду в растворе……………………………...90

ГЛАВА 11. ГИДРОЛИЗ…………………………………………………………92

§11.1. Типы гидролиза…………………………………………………………..92

ГЛАВА 12. ЭЛЕКТРОЛИЗ…………………………………………………….. 96

§12.1. Электролиз………………………………………………………………..96

§12.2. Электролиз в растворах………………………………………………….98

§12.3. Электролиз в расплавах……………………………………………….. 102

ЧАСТЬ II. НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ………………………………..103

ГЛАВА 1. МЕТАЛЛЫ И НЕМЕТАЛЛЫ……………………………………..103

§1.1. Общая характеристика металлов………………………………………. 104

§1.2. Общая характеристика неметаллов……………………………………..109

ГЛАВА 2. ВОДОРОД И ЕГО СОЕДИНЕНИЯ……………………………….112

§2.1. Водород………………………………………………………………….. 112

§2.2. Пероксид водорода……………………………………………………….113

ГЛАВА 3. ЭЛЕМЕНТЫ VII ГРУППЫ ГЛАВНОЙ ПОДГРУППЫ

(ГАЛОГЕНЫ)………………………………………………………………….. 115

§3.1. Галогены…………………………………………………………………..115

§3.2. Оксиды галогенов……………………………………………………….. 117

§3.3. Кислородосодержащие кислоты хлора…………………………………118

§3.4. Галогенводороды и их кислоты…………………………………………120

ГЛАВА 4. ЭЛЕМЕНТЫ VI ГРУППЫ ГЛАВНОЙ ПОДГРУППЫ

(ХАЛЬКОГЕНЫ)……………………………………………………………….122

§4.1. Кислород…………………………………………………………………..123

§4.2. Сера………………………………………………………………………..125

§4.3. Оксиды серы…………………………………………………………….. 127

§4.4. Сероводородная кислота…………………………………………………129

§4.5. Сернистая кислота………………………………………………………..131

§4.6. Серная кислота……………………………………………………………132

§4.7. Концентрированная серная кислота…………………………………….133

§4.8. Производство серной кислоты……………………………………….….136

ГЛАВА 5.ЭЛЕМЕНТЫ V ГРУППЫ ГЛАВНОЙ ПОДГРУППЫ………….. 137

§5.1. Азот………………………………………………………………………..137

§5.2. Аммиак и соли аммония…………………………………………………139

§5.3. Оксиды азота…………………………………………………………….. 142

§5.4. Азотистая кислота………………………………………………………..147

§5.5. Азотная кислота…………………………………………………………..148

§5.6. Фосфор…………………………………………………………………….152

§5.7. Фосфин……………………………………………………………………154

§5.8. Оксиды фосфора………………………………………………………….155

§5.9. Фосфорная кислота………………………………………………………157

ГЛАВА 6.ЭЛЕМЕНТЫ IV НРУППЫ ГЛАВНОЙ ПОДГРУППЫ………….158

§6.1. Углерод……………………………………………………………………159

§6.2. Соединения углерода…………………………………………………….161

§6.3. Кремний……………………………………………………………….. …164

§6.4. Силан…………………………………………………………………….. 166

§6.5. Оксид кремния (IV)………………………………………………………166

§6.6. Кремниевая кислота…………………………………………………….. 168

ГЛАВА 7.МЕТАЛЛЫ I, II ГРУППЫ ГЛАВНОЙ ПОДГРУППЫ…………..169

§7.1. Металлы I, II группы главной подгруппы………………………………169

§7.2. Оксиды металлов I, II группы главной подгруппы…………………….172

§7.3. Гидроксиды металлов I, II группы главной подгруппы……………….174

ГЛАВА 8.АЛЮМИНИЙ И ЦИНК……………………………………………176

§8.1. Алюминий и цинк………………………………………………………..176

§8.2. Оксиды алюминия и цинка………………………………………………179

§8.3. Гидроксиды алюминия и цинка…………………………………………181

ГЛАВА 9.МЕДЬ И СЕРЕБРО………………………………………………….183

§9.1. Медь и серебро………………………………………………………….. 183

§9.2. Оксид серебра и оксид меди (I)…………………………………………185

§9.3. Оксид меди (II)……………………………………………………………186

§9.4. Гидроксид меди (II)………………………………………………………188

ГЛАВА 10.ХРОМ И ЕГО СОЕДИНЕНИЯ………………………………….. 189

§10.1. Хром…………………………………………………………………….. 189

§10.2. Оксиды хрома………………………………………………………….. 190

§10.3. Гидроксиды хрома………………………………………………………193

§10.4. Хромовая и дихромовая кислоты. Их соли……………………………195

ГЛАВА 11. МАРГАНЕЦ И ЕГО СОЕДИНЕНИЯ……………………………197

§11.1. Марганец……………………………………………………………….. 197

§11.2. Оксиды марганца………………………………………………………..198

§11.3. Гидроксид марганца (II)……………………………………………….. 202

§11.4. Марганцовистая и марганцовая кислоты. Их соли…………………...203

ГЛАВА 12. ЖЕЛЕЗО И ЕГО СОЕДИНЕНИЯ………………………………. 205

§12.1. Железо………………………………………………………………….. 205

§12.2. Оксиды железа…………………………………………………………..207

§12.3. Гидроксиды железа……………………………………………………..209