Общая и неорганическая химия. Курс лекций.


Федеральное государственное бюджетное образовательное учреждение
высшего образования "Красноярский государственный медицинский
университет имени профессора В.Ф.Войно-Ясенецкого"
Министерства здравоохранения Российской Федерации
Фармацевтический колледж
Общая и неорганическая химия
курс лекций
по специальности 33.02.01 – Фармация
Красноярск
2016
УДК 54(042.4)
ББК 24
О-28
Общая и неорганическая химия : курс лекций по специальности 33.02.01 – Фармация / сост. Л. В. Ростовцева ; Фармацевтический колледж. – Красноярск : тип. КрасГМУ, 2016. – 162 с.
Составитель: Ростовцева Л.В.
Курс лекций предназначен для обучающихся по специальности 33.02.01 – Фармация. Составлен в соответствии с ФГОС СПО 2014 г. по специальности 33.02.01 – Фармация, рабочей программой дисциплины (2014 г.) и СТО СМК 4.2.01-11.Выпуск 3.

Рекомендован к изданию по решению методического совета (Протокол №__ от «___»__________2016).
КрасГМУ
2016

ОГЛАВЛЕНИЕ
Пояснительная записка………………………………………………………... 4
Периодический закон и периодическая система химических элементов Д.И. Менделеева. Строение атома………………………………………….... 5
Основные классы неорганических веществ…………………………………. 14
Комплексные соединения…………………………………………………….. 23
Растворы……………………………………………………………………….. 30
Теория электролитической диссоциации……………………………………. 38
Гидролиз солей………………………………………………………………... 47
Химические реакции…………………………………………………………... 52
Окислительно-восстановительные реакции (метод полуреакции)……….... 61
Галогены………………………………………………………………………... 67
Халькогены……………………………………………………………………... 74
Общая характеристика элементов V группы главной подгруппы……….... 86
Общая характеристика элементов IV группы, главной подгруппы…….….. 98
Общая характеристика элементов III группы главной подгруппы……….... 109
Общая характеристика металлов. Щелочноземельные металлы……………. 117
Щелочные металлы……………………………………………………………. 127
Побочная подгруппа I группы. Медь, серебро и их соединения…………... 133
Побочная подгруппа II группы. Цинк, ртуть и их соединения…………….. 138
Побочная подгруппа VI группы. Хром и его соединения…………………... 144
Побочная подгруппа VII группы. Марганец и его соединения…………….. 149
Побочная подгруппа VIII группы. Железо и его соединения………………. 154
Литература……………………………………………………………………… 161

ПОЯСНИТЕЛЬНАЯ ЗАПИСКА
Курс лекций по дисциплине «Общая и неорганическая химия» предназначен для студентов, обучающихся по специальности 33.02.01 – Фармация.
Курс лекций содержит теоретический материал по дисциплине и рассчитан на 40 аудиторных часов.
Целью курса общей и неорганической химии является овладение студентами системой химических знаний, формирование у обучающихся умений самостоятельно работать с учебным текстом, анализировать, обобщать информацию.
В лекционном материале отражены основные теоретические аспекты общей и неорганической химии, при изучении неорганических соединений большое внимание уделяется медико-биологической роли и возможности применения их в медицинской и фармацевтической практике.
Содержание и объем лекционного материала соответствует требованиям к результатам освоения учебной дисциплины на основании ФГОС СПО (2014 г.).
В результате освоения учебной дисциплины обучающийся должен
знать:
− периодический закон и характеристику элементов периодической системы Д.И. Менделеева;
− основы теории протекания химических процессов;
− строение и реакционные способности неорганических соединений;
− способы получения неорганических соединений;
− теорию растворов и способы выражения концентрации растворов;
− формулы лекарственных средств неорганической природы
уметь:
− доказывать с помощью химических реакций химические свойства веществ неорганической природы, в том числе лекарственных;
− составлять формулы комплексных соединений и давать им названия.

Лекция № 1
Тема: Периодический закон и периодическая система химических элементов Д.И. Менделеева. Строение атома
План:
Периодический закон и периодическая система Д. И. Менделеева.
Строение атома.
Состояние электронов в атоме. Квантовые числа.
Электронные конфигурации атомов.
Зависимость свойств элементов от строения их атомов.
1. Периодический закон и периодическая система Д. И. Менделеева
В1869 г. великий русский ученый- химик Д.И. Менделеев открыл один из важнейших законов химии - периодический закон.
Периодический и закон и периодическая система химических элементов Д.И. Менделеева – основа современной химии. С открытием периодического закона химия перестала быть описательной наукой – она получила инструмент научного предвидения. Закон помогает ученым создавать новые химические элементы и новые соединения элементов, получать вещества с новыми свойствами.
Этот закон играет важную роль в развитие всего естествознания (физики, биологии и других наук). Открытие периодического закона способствовало развитию учения о строении атома. Оно привело к открытию атомной энергии и использованию ее для нужд человека.
Периодический закон имеет большое философское значение – он подтвердил наиболее общие законы природы.
Открытие периодического закона было подготовлено всем ходом истории развития химии.
Предпосылками открытия периодического закона являются:
1.Накопление фактологического материала.
Ко времени открытия периодического закона было известно 63 химических элемента, описаны состав и свойства их многочисленных соединений.
2. Работы ученых – предшественников.
До Д.И. Менделеева было предпринято около 50 попыток классифицировать химические элементы (классификация Берцелиуса, триады Деберейнера (1816 г.), спираль Шанкуртуа (1862 г.), октавы Ньюлендса (1865 г.), таблица Мейера (1864 г.)). Большинство ученых пытались выявить связь между химическими свойствами элементов и их соединений и атомной массой. Но создать классификацию, включающую все известные в то время химические элементы, не удалось. Ни одна из попыток не привела к созданию системы, отражающей взаимосвязь элементов и выявляющей природу их сходства и различия.
3. Съезд химиков в г. Карлсруэ (1860 г.)
Окончательно утвердилось атомно-молекулярное учение, были приняты первые единые определения понятий молекулы и атома, атомного веса. Именно это понятие как неизменную характеристику атомов химических элементов Д.И. Менделеев положил в основу своей классификации. Он писал: «Масса вещества есть именно такое свойство, от которого должны находиться в зависимости все остальные свойства. Поэтому ближе или естественнее всего искать зависимость между свойствами и сходствами элементов, с одной стороны, и атомными их весами – с другой».
4. Личностные качества великого химика.
Энциклопедичность знаний, научная интуиция, дар научного предвидения, умение обобщать, постоянное стремление к познанию неведомого Д.И. Менделеева сыграли немалую роль в открытии периодического закона.
В основу своей работы по классификации химических элементов Д.И. Менделеев положил два их основных и постоянных признака: величина атомной массы и свойства.
Располагая элементы в порядке возрастания их атомной массы, Д.И. Менделеев наблюдал периодическое изменение их свойств и свойств соединений. Эту закономерность он сформулировал в виде закона:
Свойства элементов, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины атомной массы элементов.
Однако формулировка закона, данная Д.И.Менделеевым, не могла быть полной и точной с современной точки зрения, так как она соответствовала состоянию науки на тот период времени, когда не было известно строение атома. Она не могла объяснить многие новые открытия в науке. Например, открытие изотопов – разновидностей атомов одного и того же элемента, имеющих одинаковый заряд ядра, но разные массовые числа. Наличие изотопов доказывает, что свойства химических элементов определяются не столько их атомной массой, как предполагал Д.И. Менделеев, сколько зарядом атомных ядер.
В 1913 году англ. физик Г. Мозли экспериментально подтвердил гипотезу голландского ученого Ван-ден-Брука, что положительный заряд ядра атома (в условных единицах) равен порядковому номеру элемента в периодической системе Д. И. Менделеева.
Открытие изотопов и закономерность Ван-ден-Брука – Мозли позволили дать другую, современную формулировку закона:
Свойства элементов и их соединений находятся в периодической зависимости от заряда ядра атома.
Графическим изображением периодического закона является периодическая система Д. И. Менделеева.
Периодическая система состоит из семи периодов, десяти рядов и восьми групп.
Период – последовательность элементов, которая начинается щелочным металлом и заканчивается благородным газом.
Периоды бывают малые (состоят из одного горизонтального ряда) и большие (состоят из двух горизонтальных рядов).

Периоды

малые большие
I, II, III IV, V, VI, VII
Группа – совокупность элементов, которые имеют одинаковую высшую валентность в оксидах и других соединениях. Эта валентность равна номеру группы. Исключения: в I группе Cu (II), Au (III), в VI группе O (II), в VII группе Н, F (I).
Каждая группа состоит из двух подгрупп: главной и побочной. Главная подгруппа содержит элементы малых и больших и периодов, побочная подгруппа содержит элементы только больших периодов.
Группы

главные подгруппы (A)
содержат элементы малых и больших периодов,
состоят из s- и p -элементов
побочные подгруппы (В)
содержат элементы больших
периодов, состоят из d- и f - элементов

2. Строение атома
Все вещества образованы мельчайшими частицами, которые называются атомами.
Атомы имеют сложное строение. В центре любого атома находится ядро. Ядро атома состоит из протонов и нейтронов, которые имеют общее название - нуклоны (от англ. nucleus – ядро).
Протон – это частица, которая имеет положительный заряд. Заряд протона в условных единицах равен +1. Символ протона – 1 1р.
Нейтрон - нейтральная частица, заряд нейтрона равен 0.
Символ нейтрона – 0 1n.
Масса ядра, как и масса атома, определяется суммой числа протонов и числа нейтронов. Эта сумма называется массовым числом атома А.
Ядра атомов имеют положительный заряд, т.к. состоят из протонов с положительным зарядом и нейтральных нейтронов. Каждый протон имеет заряд +1, поэтому заряд ядра равен числу протонов.
Вокруг ядра атома движутся электроны, которые имеют отрицательный заряд. Заряд электрона в условных единицах равен –1. Символ электрона – е-.
Любой атом содержит равное число протонов и электронов, поэтому сумма положительных зарядов в атоме равна сумме отрицательных. Следовательно, атомы являются электронейтральными частицами (схема 1).

Схема 1.

Различные виды атомов называются нуклидами. Нуклиды характеризуются массовым числом А и зарядом ядра Z.
Нуклиды с одинаковым Z, но разными А называются изотопы.
Например, 35 17Cl 37 17Cl
Нуклиды с разными Z, но одинаковыми А называются изобары.
Например, 40 18Ar 4019 K
Каждое цифровое обозначение в периодической системе Д. И. Менделеева отражает какую-либо особенность в строении атомов:
1. Порядковый Заряд Число Число
номер = ядра = протонов в = электронов в
элемента атома ядре атоме
Массовое Число Число
число = протонов + нейтронов
атома (А)
2. Номер периода численно равен числу энергетических уровней в атомах элементов данного периода.
3. Номер группы численно равен числу электронов на внешнем энергетическом уровне (валентные электроны) для элементов главных подгрупп и максимальному числу валентных электронов для побочных подгрупп.

3. Состояние электронов в атоме. Квантовые числа
Химические свойства элементов определяются строением электронных оболочек их атомов.
В 20-ых годах XX в. ученые установили, что электрон имеет двойственную структуру: он является одновременно частицей и волной. Подобно частице электрон имеет массу 9,1 · 10-28 г и заряд 1,6 · 10-19 Кл. Движущийся электрон обладает свойствами волны: способность к дифракции и интерференции.
Представление о двойственной природе электрона привело к созданию квантово-механической теории строения атома. Электрон в атоме не движется по определенной траектории, а может находиться в любой части околоядерного пространства, вероятность нахождения электрона в разных частях околоядерного пространства неодинакова.
Таким образом, в соответствие с квантово-механическими представлениями невозможно точно определить энергию и положение электрона, поэтому в квантово-механической модели атома используют вероятностный подход для характеристики положения электрона: можно говорить только о вероятности нахождения электрона в разных частях атомного пространства.
Часть атомного пространства, в которой вероятность нахождения данного электрона наибольшая (равна ≈ 90%), называется атомной орбиталью.
Каждый электрон в атоме занимает определенную орбиталь и образует электронное облако, которое является совокупностью различных положений быстро движущегося электрона.
Для характеристики поведения электрона в атоме введены квантовые числа.
Главное квантовое число n определяет энергию и размеры электронных орбиталей. Главное квантовое число принимает значения 1,2,3,4,5, … и характеризует энергетический уровень. Чем выше n, тем выше энергия. Уровни имеют буквенные обозначения: К (n=1), L (n=2), М (n=3), N (n=4), …
Максимальное число электронов на данном энергетическом уровне находят по формуле ∑ е- = 2 n2 . таким образом, на первом энергетическом уровне n =1,
е- = 2, на втором n =2, е- = 8 , на третьем n = 3, е- = 18 и т.д.
Орбитальное квантовое число l определяет форму электронной орбитали. Орбитальное квантовое число также характеризует энергетические подуровни в электронной оболочке атома. Орбитальные квантовые числа принимают целочисленные значения от 0 до (n-1). Подуровни также обозначаются буквами:
Орбитальное квантовое число, l … 0 1 2 3
Подуровень (подоболочка)…………. s p d f
Электроны с орбитальным квантовым числом 0, называются s-электронами. Орбитали и соответственно электронные облака имеют сферическую форму (окружности).
Электроны с орбитальным квантовым числом 1 называются p-электронами. Орбитали и соответственно электронные облака имеют форму, напоминающую гантель.
Электроны с орбитальным квантовым числом 2 называются d-электронами. Орбитали имеют более сложную форму, чем p-орбитали.
Электроны с орбитальным квантовым числом 3 называются f- электронами. Форма их орбиталей еще сложнее, чем форма d-орбиталей.
Максимальное число электронов на энергетическом подуровне находят по формуле ∑ е- = 2(2l+1). Так максимальное заполнение s2, p6, d10, f14.
Магнитное квантовое число ml характеризует ориентацию орбитали в пространстве. Магнитное квантовое число принимает целочисленные значения от –l до +l, включая 0. Число значений ml определяет число орбиталей на подуровне
Следовательно, на подуровне s (l=0) имеется одна орбиталь (ml=0), на подуровне p (l=1) – три орбитали (ml = -1, 0, +1), на подуровне d (l=2) пять орбиталей (ml =-2, -1, 0, +1+2).
Условно атомную орбиталь обозначим в виде клеточки.
Соответственно, для s- подуровня имеется одна АО
Для р-подуровня – три АО
Для d-подуровня - пять АО
Для f- подуровня – семь АО

Спиновое квантовое число ms. Каждый электрон характеризуется собственным механическим моментом движения, который получил название спин. Спиновое квантовое число ms имеет только два значения +1/2 и –1/2 Положительные и отрицательные значения спина связаны с его направлением. Электроны с разными спинами обычно обозначаются противоположно направленными стрелками. Электрон со спином +1/2 условно обозначают ↑, со спином -1/2: ↓.
Таким образом, состояние электрона в атоме полностью характеризуется четырьмя квантовыми числами: n, l, ml , ms
4. Электронные конфигурации атомов
Химические свойства элементов определяются строением электронных оболочек их атомов.
Запись распределения электронов в атоме по уровням и подуровням получила название электронной конфигурации элемента.
Распределение электронов по орбиталям и спины электронов показывают электронно-графические формулы.
При записи электронной конфигурации указывают цифрами главное квантовое число (n), буквами подуровни (s, p, d, f), а степень буквенных обозначений подуровней обозначает число электронов на данном подуровне.
При составлении электронных конфигураций учитывают:
Принцип минимальной энергии. Согласно этому принципу электроны в основном состоянии заполняют орбитали в порядке повышения уровня энергии орбиталей. Первыми заполняются орбитали с минимальными уровнями энергии.
Правило В. Клечковского. Увеличение энергии и соответственно заполнение орбиталей происходит в порядке возрастания суммы квантовых чисел n+l, а при равной сумме чисел n+l в порядке возрастания числа n. Соответственно этому правилу подуровни выстраиваются в следующий ряд:
1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p7s
Исключения составляют d- и f-элементы с полностью или наполовину заполненными подуровнями, у которых наблюдается так называемый провал электронов (Cu, Ag, Cr и др.).
Принцип запрета Паули. В атоме не может быть двух электронов, обладающих одинаковым набором квантовых чисел: n, l, ml , ms.Отсюда следует, на каждой орбитали может быть не более двух электронов, причем они должны иметь противоположные (антипаралллельные) спины, т.е. допускается заполнение


и не допускается заполнение
Правило Гунда. На одном подуровне электроны располагаются так, абсолютное значение суммы спиновых квантовых чисел было максимальным. Это соответствует устойчивому состоянию атома.
В соответствии с этим правилом заполнение одного подуровня в основном состоянии атома начинается одиночными электронами с одинаковыми спинами. После того, как одиночные электроны займут все орбитали в данном подуровне, заполняются орбитали вторыми электронами с противоположными спинами.
Например, у атома азота с электронной конфигурацией внешнего энергетического уровня …2s22p3 заполнение орбиталей в основном состоянии будет следующим:

А у атома кислорода …2s22p4 начинается заполнение р-орбитали вторым электроном

Все элементы периодической системы можно разделить на 4 семейства:
s-элементы - в атомах последним заполняется s-подуровень внешнего электронного слоя. Они составляют главные подгруппы I и II групп.
p-элементы – в атомах последним заполняется p-подуровень внешнего слоя. Они составляю главные подгруппы III – VIII групп.
d-элементы – в атомах последним заполняется d-подуровень предвнешнего электронного слоя. d –элементы составляют побочные подгруппы всех групп.
f- элементы – в атомах последним заполняется f- подуровень третьего снаружи электронного слоя. f- элементами являются лантаноиды и актиноиды, которые располагаются в нижней части периодической системы.

Зависимость свойств элементов от строения их атомов
Теория строения атомов объясняет периодическое изменение свойств элементов при увеличении порядкового номера.
Важнейшими свойствами элементов являются металличность (металлические свойства) и неметалличность (неметаллические свойства).
Металличность – способность атомов элемента отдавать электроны. Количественной характеристикой металличности является энергия ионизации.
Энергия ионизации - энергия, которую необходимо затратить для отрыва электрона от атома, т.е. для превращения атома в положительно заряженный ион.
Чем меньше энергия ионизации, тем легче атом отдает электроны, тем сильнее металлические свойства элемента.
Неметалличность – способность атомов элемента присоединять электроны. Количественной характеристикой неметалличности является сродство к электрону.
Сродство к электрону – энергия, которая выделяется при присоединении электрона к нейтральному атому, т.е. при превращении атома в отрицательно заряженный ион.
Чем больше энергия сродства к электрону, тем легче атом присоединяет электрон, тем сильнее неметаллические свойства элемента.
Универсальной характеристикой металличности и неметалличности является электроотрицательность элемента (ЭО).
Электроотрицательность элемента (ЭО) – характеризует способность его атомов притягивать к себе электроны, которые участвуют в образовании химических связей с другими атомами в молекуле.
При определении значений относительной электроотрицательности различных элементов за единицу принята ЭО лития.
Чем больше металличность, тем меньше ЭО.
Чем больше неметалличность, тем больше ЭО.
Рассмотрим, как изменяются некоторые характеристики элементов в малых периодах с возрастанием порядкового номера

заряд ядер атомов ↑
число электронных слоев атомов не изменяется
число электронов на внешнем слое атомов ↑ от 1 до 8
радиус атомов ↓
прочность связи электронов внешнего слоя с ядром ↑
энергия ионизации ↑
сродство к электрону ↑
электроотрицательность ↑
металлические свойства ↓
неметаллические свойства ↑
В больших периодах с увеличением заряда ядер электронное строение атомов изменяется сложнее, чем в малых периодах. Поэтому и изменение свойств элементов в больших периодах более сложное.
Рассмотрим эти изменения на примере четвертого периода. Элементы К и Са, в атомах которых на внешнем слое находится соответственно 1 и 2 электрона – s- элементы - имеют наибольшие радиусы среди всех элементов 4 периода, поэтому они легко отдают эти электроны и являются типичными металлами, имеют самые низкие в 4 периоде значения электроотрицательности.
В атомах следующих 10 элементов (от скандия до цинка) происходит заполнение d-подуровня предвнешнего слоя. Радиусы атомов d-элементов мало отличаются между собой. Поэтому d- элементы похожи по своим свойствам, все они являются металлами (но менее активными, чем К и Са, которые имеют меньшие заряды ядер и большие радиусы атомов). Электроотрицательность всех d-элементов 4 периода изменяется в небольшом интервале (от 1,3 до 1,9)
В атомах последних шести элементов (от галлия до криптона) заполняется р-подуровень внешнего слоя, поэтому количество электронов на внешнем слое увеличивается от 3 до 8. Радиусы атомов этих элементов уменьшаются справа налево. Уменьшение радиуса атомов и увеличение числа электронов на внешнем слое является причиной уменьшения металличности и увеличения неметалличности элементов слева направо (ЭО этих элементов изменяется от 1,6 до 2,8).
Рассмотрим, как изменяются некоторые характеристики элементов в главных подгруппах с возрастанием порядкового номера:
заряд ядер атомов ↑
число электронных слоев атомов ↑
число электронов на внешнем слое атомов не изменяется
радиус атомов ↑
прочность связи электронов внешнего слоя с ядром ↓
электроотрицательность ↓
энергия ионизации ↓
сродство к электрону ↓
металлические свойства ↑
неметаллические свойства ↓
Число валентных электронов для большинства элементов равно номеру группы. Валентные электроны – это электроны, которые могут участвовать в образовании химических связей.
В атомах и s- и p-элементов валентными являются, как правило, все электроны внешнего слоя. В атомах d-элементов валентными являются электроны внешнего слоя (2 или 1), а также все или некоторые электроны предвнешнего слоя.
Контрольные вопросы для закрепления:
1. Назовите элемент, в атоме которого содержится 11 протонов и 12 нейтронов. Чему равно число валентных электронов у данного атома?
2. На каком энергетическом уровне и на каком энергетическом подуровне находится электрон, для которого n= 4 и l = 1? Какую форму имеет облако этого электрона?
3. Наибольший радиус атома имеет:
а) F в) Br
б) Cl г) I
Лекция № 2
Тема: Основные классы неорганических веществ
План:
Классификация неорганических веществ.
Общие химические свойства и способы получения основных классов
неорганических веществ.
Генетическая связь между классами неорганических веществ.
1. Классификация неорганических веществ
В настоящее время известно более 100 тысяч неорганических веществ. Все неорганические вещества можно разделить на классы. Каждый класс объединяет вещества, сходные по свойствам и составу.
Все неорганические вещества делятся на простые и сложные.
Простые вещества подразделяются на металлы, неметаллы и инертные газы (в настоящее время их всё чаще относят к неметаллам, т.к. для многих из них был синтезирован ряд химических соединений).
Важнейшими классами сложных неорганических веществ являются оксиды, основания, кислоты, амфотерные гидроксиды, соли.
Оксиды – это сложные вещества, состоящие из двух элементов, один из которых кислород в степени окисления -2. Общая формула оксидов ЭmОn
Примеры оксидов: K2O, CaO, SO2, P2O5
Все оксиды делятся на солеобразующие и несолеобразующие (индифферентные).
Несолеобразующие оксиды – это оксиды, которые не образуют солей при взаимодействии с кислотами и основаниями.
Их немного, запомните четыре несолеобразующих оксида: CO, SiO, NO, N2O.
Солеобразующие оксиды – это оксиды, которые образуют соли при взаимодействии с кислотами или основаниями. Например,
Na2O + 2HCl = 2NaCl + H2O
SO2 + 2NaOH = Na2SO4 + H2O
Многие солеобразующие оксиды могут взаимодействовать с водой. Продукты взаимодействия оксидов с водой называются гидратами оксидов (или гидроксидами). Например,
Na2O + H2O = 2NaОН
SO2 + H2O = Н2SO4
Некоторые оксиды с водой не взаимодействуют, но им соответствуют гидроксиды, которые можно получить косвенным путем. Любой гидроксид содержит гидроксидные группы – ОН.
В зависимости от характера соответствующих гидратов все солеобразующие оксиды делятся на три типа: основные, кислотные, амфотерные.
Основные оксиды — это оксиды, гидраты которых являются основаниями. Например: Na2O → NaOH, CaO → Ca(OH)2, CuO → Cu(OH)2.
Все основные оксиды являются оксидами металлов. Основные оксиды образуют все одновалентные металлы, большинство двухвалентных металлов (искл. BeO, ZnO, PbO, SnO – амфот.).
Кислотные оксиды — это оксиды, гидраты которых являются кислотами. Например: CO2 → H2CO3, SO3 → H2SO4, P2O5 → H3PO4.
Большинство кислотных оксидов являются оксидами неметаллов. Кислотными оксидами являются также оксиды некоторых металлов с высокой валентностью. Например: CrO3 (VI), Mn2O7 (VII).
Амфотерные оксиды — это оксиды, которым соответствуют амфотерные гидроксиды. Например: ZnO → Zn(OH)2 = H2ZnO2
A12O3 → A1(OH)3 = H3A1O3
Все амфотерные оксиды являются оксидами металлов, преимущественно III-IV валентных.
Следовательно, неметаллы образуют только кислотные оксиды; металлы образуют все основные, все амфотерные и некоторые кислотные оксиды.
Гидроксиды могут быть основаниями или кислородсодержащими кислотами. Некоторые гидроксиды являются амфотерными.
Основания – это сложные вещества, молекулы которых состоят из атома металла и одной или нескольких гидроксогрупп – ОН.
Общая формула оснований Ме (ОН)х, где х – число гидроксильных групп, равное валентности металла.
Примеры оснований: NaOH, Са(ОН)2, Al(OH)3
По числу гидроксогрупп в молекуле основания делятся на:
- однокислотные, молекулы которых содержат одну гидроксогруппу: NaOH, KOH и др.
- многокислотные (двухкислотные, трехкислотные), молекулы которых содержат более одной гидроксогруппы: Cа(OH)2, Fe(OH)3 и др.
По растворимости в воде основания делятся на:
- растворимые (щелочи): NaOH, KOH, Ba(OH)2 и др.
- нерастворимые: Cu(OH)2, Fe(OH)3 и др.
Кислоты – это сложные вещества, содержащие атомы водорода, которые могут замещаться атомами металлов. Общая формула кислот: Нх(Ас), где Ас – кислотный остаток (от англ. acidum – кислота), х – число атомов водорода, равное валентности кислотного остатка.
Примеры кислот: HCl, H2SO4, H3PO4
По числу атомов водорода в молекуле кислоты делятся на:
- одноосновные, молекулы, которых содержат один атом водорода: HCl, HNO3, HCN др.
- многоосновные (двухосновные, трехосновные), молекулы, которых содержат более одного атома водорода: H2SO4, H3PO4 и др.
По содержанию атомов кислорода в молекуле кислоты делятся на:
- кислородсодержащие: H2SO4, H3PO4 и др.
- бескислородные: HCl, H2S, HCN и др.
Амфотерные гидроксиды - это сложные вещества, которые имеют свойства кислот и свойства оснований. Поэтому формулы амфотерных гидроксидов можно записывать в форме оснований и в форме кислот.
Примеры амфотерных гидроксидов:
Zn(OH)2 = H2ZnO2
AI(OH) = H3AIO3
Каждому амфотерному гидроксиду можно дать название как основанию и как кислоте: Zn(OH)2 - гидроксид цинка = H2ZnO2 цинковая кислота
Соли - это сложные вещества, которые являются продуктами замещения атомов водорода в молекулах кислот атомами металла или продуктами замещения гидроксидных групп в молекулах оснований кислотными остатками. Например:
HCI→ NaCI
Ca(OH)2 → Ca(NO3)2
Состав нормальных солей выражается общей формулой
Mex(Ac)y
где х – число атомов металла, y – число кислотных остатков.
Названия средних солей составляются из названия кислотного остатка и названия металла. Если металл имеет переменную валентность, её указывают в скобках римской цифрой.
Например,
NaCl ‒ хлорид натрия
K2SO4‒ сульфат калия
Cu(NO3)2 ‒ нитрат меди (II)
Кислые соли – это продукты неполного замещения атомов водорода в молекулах многоосновных кислот атомами металла.
В названии кислой соли добавляется приставка гидро – (если с кислотным остатком связаны два атома водорода добавляется приставка дигидро-)
Например,
NaHCO3 – гидрокарбонат натрия
KHS – гидросульфид калия
NaH2PO4 – дигидрофосфат натрия
Основные соли – это продукты неполного замещения гидроксидных групп в молекулах многокислотных оснований кислотными остатками.
В названии основной соли добавляется приставка гидроксо – (если с атомом металла связаны две гидроксогруппы добавляется приставка дигидроксо-)
Например,
MgOHNO3 – гидроксонитрат магния
FeOHCl2 – гидроксохлорид железа (III)
Al(OH)2NO3- дигидроксонитрат алюминия
Двойные соли — это соли, содержащие два типа катионов.
Названия двойных солей состоят из двух частей: названия аниона в именительном падеже и катионов в родительном. Если один и тот же металл проявляет различную степень окисления, то её указывают в скобках римской цифрой.
Например,    
KAl(SO4)2 – сульфат алюминия – калия, (алюмокалиевые квасцы)
NH4MgPO4 – фосфат магния – аммония;
(NH4)2Fe(SO4)2 – сульфат железа (II) – аммония.
2. Общие химические свойства и способы получения основных классов неорганических веществ
Оксиды
Способы получения оксидов представлены на схеме 1.
Схема 1.
Способы получения оксидов

Примеры:
1. 2Mg + O2 = 2MgO
2. CH4 + 2O2 = CO2 + 2H2O
t0
3. Cu(OH)2 = CuO + H2O
t0
4. CaCO3 = CaO + H2O
5. H2SO3 ↔ H2O + SO2↑
Химические свойства оксидов представлены в таблице 1.

Таблица 1.
Химические свойства оксидов
Основный
оксид Кислотный
оксид Амфотерный оксид
Вода щелочь1 кислота2 -
Кислота соль + Н2О - соль + Н2О
Основание (щелочь) соль + Н2О соль + Н2О
Кислотный оксид соль - соль
Основный оксид - соль соль
Примечание:
1. Оксиды щелочных и щелочноземельных металлов
2. Очень немногие кислотные оксиды не взаимодействуют с водой, наиболее известный среди них оксид кремния (IV) SiO2
Основания
Способы получения оснований показаны на схеме 2.
Схема 2.
Способы получения оснований

Примеры:
1. 2Na + 2H2O = 2NaOH + H2↑
2. Na2O + H2O = 2NaOH
электролиз
3. 2KCl + 2H2O ======== H2↑ + Cl2↑ + 2KOH
4. FeSO4 + 2NaOH = Fe(OH)2↓ + Na2SO4
Химические свойства оснований представлены в таблице 2.

Таблица 2.
Химические свойства оснований
Щелочи Нерастворимые
основания
Диссоциация Mey+ + yOH- -
Кислота соль + Н2О (реакция нейтрализации)
Кислотный оксид соль + Н2О -
Соль другая соль + другое основание (↓) -
Нагревание - Оксид Ме + Н2О
Металлы, которым соответствуют амфотерные оксиды и гидроксиды Соль + Н2↑ Химические свойства кислот
Химические свойства кислот представлены на схеме 3.
Схема 3.
Химические свойства кислот

1.Общие химические свойства кислот обусловлены присутствием ионов Н+, которые образуются в результате электролитической диссоциации:
НАс ↔ Н+ + Ас-
2. кислота + оксид (основный, амфотерный) = соль + Н2О
2HCl + CaO = CaCl2 + H2O
3. кислота + основание = соль + Н2О
HCl + NaOH = NaCl + H2O
4. кислота + амфотерный гидроксид = соль + Н2О
2HCl + Zn(OH)2 = ZnCl2 + 2H2O
5. кислота + соль = др. кислота + др. соль (↑ или ↓)
HCl + AgNO3 = HNO3 + AgCl↓
2HCl + Na2CO3 = 2NaCl + H2O + CO2↑
6. кислота + Ме = соль + Н2↑
* Не брать для реакции конц. серную H2SO4 и азотную HNO3 кислоту любой концентрации.
** Металл в ряду активности до водорода
Li, K, Ba, Ca, Na, Mg, Al, Zn, Cr, Fe, Ni, Pb, (H2), Cu, Ag, Hg, Pt, Au

активность металлов уменьшается
Химические свойства амфотерных гидроксидов
1. В нейтральной среде (чистая вода) амфотерные гидроксиды практически не растворяются и не диссоциируют на ионы.
Они растворяются в кислотах щелочах.
H+ OH-
Zn2+ + 2OH- ↔ Zn(OH)2 ↔ 2H+ + ZnO22-
2. амфотерный гидроксид + кислота = соль + Н2О
Zn(OH)2 + 2HCl = ZnCl2 + 2H2O
3. амфотерный гидроксид + щелочь = соль + Н2О
Zn(OH)2 + 2NaOH (тв.) = Na2ZnO2 + 2H2O (сплавление)
Zn(OH)2 + 2NaOH (р-р) = Na2[Zn(OH)4]
Химические свойства солей
Химические свойства солей представлены на схеме 4.


Схема 4.
Химические свойства солей

1. соль + вода = кристаллогидрат
CuSO4 +5 H2O = CuSO4 ∙ 5H2O
2. соль + соль = др. соль + др. соль (↓)
AgNO3 + KCl = KNO3 + AgCl↓
3. соль + щелочь = др.соль + основание (↓)
FeCl3 + 3NaOH = 3NaCl + Fe(OH)3↓
кислая соль + щелочь = средняя соль + Н2О
NaHCO3 + NaOH = Na2CO3 + H2O
4. соль + кислота = др. соль + др. кислота (↓ или ↑)
BaCl2 + H2SO4 = BaSO4↓ + 2HCl
основная соль + кислота = средняя соль + Н2О
CuOHCl + HCl = CuCl2 + H2O
5. соль + Ме (1) = др. соль + Ме (2)*
CuSO4 + Fe = FeSO4 + Cu
* по ряду активности металлов: более активный вытесняет менее активный из раствора его соли.
t0
6. соль → оксиды
MgCO3 = MgO + CO2
Получение солей
Все способы получения солей основаны на химических свойствах важнейших классов неорганических соединений. Десять классических способов получения солей представлены в таблице 3.

Таблица 3.
Способы получения солей
НеМе Кислотный
оксид Кислота Соль
Ме соль - соль +… соль + Ме
Основный оксид - соль соль + вода -
Основание - соль + вода соль + вода соль + основание
Соль - - соль + кислота соль + соль
3. Генетическая связь между классами неорганических веществ
Единство и многообразие химических веществ наиболее ярко проявляется в генетической связи.
Генетическая связь ‒ это связь между классами неорганических соединений, которая основана на получении веществ одного класса из веществ другого класса.
Схема 5.
Генетическая связь между классами неорганических веществ

Генетическая связь находит своё отражение в генетических рядах.
Генетическим называют ряд веществ - представителей разных классов, являющихся соединениями одного элемента, связанных взаимопревращениями и отражающих общность происхождения этих веществ или их генезис.

Контрольные вопросы для закрепления:
1. Соляная кислота при обычных условиях реагирует со всеми веществами группы:
а) цинк, оксид углерода (IV), гидроксид калия
б) медь, оксид алюминия, гидроксид бария
в) гидроксид натрия, оксид цинка, нитрат серебра
2. При взаимодействии натрия с водой образуются:
а) водород и оксид натрия
б) кислород и оксид натрия
в) гидроксид натрия и водород
г) гидроксид натрия и кислород
3. Каким веществом надо подействовать на сульфат меди (II), чтобы получить гидроксид меди (II):
а) NaOH
б) Fe(OH)2
в) H2O
г) H2SO4
Лекция № 3
Тема: Комплексные соединения
План:
1) Понятие о комплексных соединениях.
2) Основные положения координационной теории.
3) Реакции комплексообразования. Виды химической связи в комплексных
соединениях.
4) Классификация комплексных соединений.
5) Номенклатура комплексных солей.
6) Химические свойства комплексных соединений.
1. Понятие о комплексных соединениях
Изучение комплексных соединений – одна из интереснейших областей химии, в том числе биологической химии. Комплексные соединения в живых организмах выполняют специфические функции в обмене веществ. Огромна роль природных комплексных соединений в процессах фотосинтеза, биологического окисления, дыхания и ферментативном катализе. Например, хлорофилл, ответственный за фотосинтез в растениях, является комплексным соединением магния, а гемоглобин, снабжающий кислородом клетки животных организмов, - комплексом железа. Витамин В12 – это комплексное соединение кобальта.
Комплексные соединения используются в аналитической химии, в медицине, в технике, в химической промышленности как катализаторы. Например, для качественного обнаружения ионов Fe2+ и ионов Fe3+ используются соединения K3[Fe(CN)6] и K4[Fe(CN)6], а для количественного определения общей жесткости воды методом комплексонометрии используется Трилон Б (эдетат натрия).
Комплексными соединениями называются определённые химические соединения, образованные сочетанием отдельных компонентов и представляющие собой сложные ионы или молекулы, способные существовать как в кристаллическом, так и в растворённом состоянии.
Некоторые комплексные соединения были известны очень давно: CoCl3∙6NH3 открыт в 1798 г. Но строение их долгое время было совершенно непонятным. Комплексные соединения не подчинялись существовавшим представлениям о валентности, основанным на формальных степенях окисления.
Представления о координационном строении комплексных соединений были выдвинуты А. Вернером в 1891-1893 г.г. (Швейцарский химик, профессор медицинского института в Цюрихе, лауреат Нобелевской премии). Изучением свойств комплексных соединений, открытием новых веществ этого класса занимался русский химик Л.Н. Чугаев, а также его ученик и последователь академик И.И. Черняев, изучивший взаимное влияние лигандов в атомах.
2. Основные положения координационной теории
1. В соответствии с координационной теорией комплексные соединения состоят из внутренней и внешней сферы.
2. Во внутреннюю сферу входит центральный ион-комплексообразователь, окруженный связанными с ним лигандами. Внутреннюю сферу обозначают квадратными скобками.
Ионами-комплексообразователями являются ионы металлов. Наибольшую склонность к комплексообразованию имеют ионы d-элементов.
3. Вокруг центрального иона-комплексообразователя находятся противоположно заряженные ионы или нейтральные молекулы, которые называются лигандами (от лат. liqo- связываю) или аддендами.
Важнейшие лиганды:
Анионы:
I- - иодо, Cl- - хлоро, Br- - бромо, OH- - гидроксо, CN- - циано, NO-2 – нитро, амидо - NH2-, SO42- - сульфато, тиосульфато - S2O32-, тиоцианато – SCN- карбонато - CO32-, оксалато - C2O42-
Нейтральные молекулы:
NH03 – аммин, H2O0 – аква, СО0 – карбонил, NO -нитрозо
4. Число лигандов (аддендов), которые координируются вокруг центрального иона-комплексообразователя, называется координационным числом. Координационное число зависит от центрального иона, и, как правило, в 2 раза больше него.
Заряд
центрального
иона +1 → 2 Координационные числа (выделены наиболее характерные)
+2 → 4, 6 +3 → 6,4 +4 → 8, 6 Координационные числа некоторых комплексообразователей представлены в таблице 1.

Таблица 1.
Координационное
число Ионы-комплексообразователи
2 Cu+ , Ag+ , Au+
4 Cu2+, Co2+ , Zn2+ , Pb2+ , Pt2+ , Al3+ , Au3+
6 Fe2+ , Fe3+ , Co3+ , Ni2+ , Al3+ , Cr3+ , Pt4+ , Pb4+
5. Заряд внутренней сферы (комплексного иона) равен алгебраической сумме зарядов иона-комплексообразователя и лигандов. Если лигандами являются нейтральные молекулы, то заряд комплексного иона равен заряду комплексообразователя.
6. Ионы, не вошедшие во внутреннюю сферу, образуют внешнюю сферу. Если комплексный ион - катион, то во внешней сфере находятся анионы. Если комплексный ион - анион, то во внешней сфере находятся катионы. Катионами являются ионы щелочных и щелочноземельных металлов или катион аммония.
Рассмотрим строение следующих комплексных соединений:

Na+[Al3+(OH)-4]- тетрагидроксоалюминат натрия


внешняя внутренняя
сфера сфера

Al3+- ион-комплексообразователь
OH- - лиганды
координационное число = 4

[Cu(NH3)04]2+SO42- сульфат тетрааммин меди (II)


внутренняя внешняя
сфера сфера
Cu2+ - ион-комплексообразователь
NH3 0 – лиганды
координационное число = 4
3. Реакции комплексообразования. Виды химической связи в комплексных соединениях
Комплексные соединения могут образовываться при взаимодействии исходных простых веществ в различных агрегатных состояниях. Особенно большое значение имеют реакции образования комплексных соединений в водных растворах. Для их протекания необходимо наличие в растворе соединения, содержащего атом-комплексообразователь, и ионов или молекул, которые могут выступать в качестве лигандов.
Например:
Al(OH)3 + NaOH = Na[Al(OН)4]
СuSO4 + 4NН3 = [Сu(NНЗ)4]SO4
FeSО4 +6KCN = K4[Fe(CN)6] + K2SО4
С точки зрения современных представлений о строении атома образование комплексного иона можно объяснить наличием у ионов комплексообразователя свободных электронных ячеек на p- , d-подуровне (редко s-).
Рассмотрим на примере хлорида гексааммин кобальта (III):
Co3+
↑↓ ↑



4s 3d 4p
Для образования прочных связей внутри комплексного соединения энергетически выгодно освободить две орбитали спариванием электронов:
Co3+
↑↓ ↑↓
↑↓
4s 3d 4p
Молекула аммиака, как известно, имеет свободную неподеленную электронную пару : NH3.
Свободные электронные ячейки Co3+ являются вакансиями для неподеленной электронной пары азота в молекуле аммиака. Так происходит образование внутренней сферы комплексного соединения.
Co3+

NH3 NH3 NH3 NH3 NH3 NH3
∙ ∙ ↑↓ ↑↓
↑↓
∙ ∙ ∙ ∙ ∙ ∙ ∙ ∙ ∙ ∙
4s 3d 4p
Отсюда: Комплексными соединениями называются…
‒ комплексные соединения - это соединения, в узлах кристаллической решетки находятся комплексы, способные к самостоятельному существованию в растворе.
4. Классификация комплексных соединений
1. Комплексные соединения бывают:
- анионные (содержат комплексный анион), например, K3+[Fe(CN)6]3-
- катионные (содержат комплексный катион), например, [Cu(NH3)4]2+SO42-
- катионноанионные (содержат комплексный катион и анион), например, [Cu(NH3)4]2+[PtCl4]2-
- нейтральные (комплексная группа нейтральна), например, [Fe(CО)5]0
2. Комплексные соединения могут относиться к
- кислотам H[AuCl4]
- основаниям [Aq(NH3)2]OH
- солям K3[Fe(CN)6], Na3[AlF6]
- электролитам K3[Fe(CN)6]
- неэлектролитам [Pt(NH3)2 Cl2]0
3. В зависимости от лигандов, входящих в состав комплексов, комплексные соединения делятся на:
- аммиакаты: lig NН3
[Сu(NНЗ)4]SО4
- аквакомплексы: lig Н2О
[СО(Н2О)6]3Сl; [Сr(Н2О)6]Сl3; [Аl(Н2О)6]3Сl
- ацидокомплексы: lig - анионы кислотных остатков
K2[PtC14]; K4[Fe(CN)6]; K2[CoC14]
- гидроксокомплексы: lig ОН-
Na2[Sn(OH)4]; Na2[Zn(OH)4]; К [Аl(ОН)6]
- смешанные комплексы (переходные) включают различные лиганды. Например: переходный ряд между аммиакатами и ацидокомплексами (координационное число сохраняется)
[Рt(NНЗ)4Сl]Сl; К[Рt(NН3)Сl3];
- циклические (хелатные) комплексы
Хелатные соединения отличаются особой прочностью, т.к. центральный атом в них как бы «блокирован» циклическим лигандом.
Большую роль играют хелатные соединения и в природе.
Например, гемоглобин - хелатный комплекс глобина (является лигандом) и центрального иона Fe2+ (рисунок 1).

Рисунок 1 ‒ Структура гемоглобина
Хлорофилл, участвующий в процессах фотосинтеза в растениях также представляет собой хелатное соединение магния (рисунок 2).


Рисунок 2 ‒ Структура хлорофилла
5. Номенклатура комплексных солей
Соль содержит комплексный катион
Называют анион соли (сульфат, фосфат, хлорид и т.д.)
Называют входящие во внутреннюю сферу лиганды - анионы с окончанием на «о» (ОН- - гидроксо, Сl- - хлоро, NO2- - нитро и т.д.). После этого называют лиганды, представляющие собой нейтральные молекулы (NН3 – аммин, Н2О – аква). Если одинаковых лигандов во внутренней сфере больше одного, то их количество указывают греческими числительными (2 - ди, 3 – три, 4 – тетра, 5- пента, 6- гекса и т. д.)
Называют центральный ион – комплексообразователь в русской транскрипции в родительном падеже. Если центральный атом имеет переменную валентность, её указывают римской цифрой в скобках после названия комплексообразователя.
Например, [Aq(NH3)2]Cl – хлорид диаммин серебра (I)
[Co(NH3)4 Cl2]Cl – хлорид дихлоротетрааммин кобальта (III)
Соль содержит комплексный анион
Называют входящие во внутреннюю сферу лиганды - анионы с окончанием на «о» (ОН- - гидроксо, Сl- - хлоро, NO2- - нитро и т.д.). После этого называют лиганды, представляющие собой нейтральные молекулы (NН3 – аммин, Н2О – акво). Если одинаковых лигандов во внутренней сфере больше одного, то их количество указывают греческими числительными (2 - ди, 3 – три, 4 – тетра, 5- пента, 6- гекса и т. д.)
Называют центральный ион – комплексообразователь в латинской транскрипции с прибавлением суффикса – «ат» (Fe –феррат, Cu – купрат, Ag – аргентат, Zn – цинкат, Hg – меркурат,Co – кобальтат, Cr – хромат и т.д.) Если центральный атом имеет переменную валентность, её указывают римской цифрой в скобках после названия комплексообразователя.
Называют катион внешней сферы русским названием в родительном падеже.
Например, K4[Fe(CN)6] – гесацианоферрат (II) калия
Na[Al(OH)4 ] – тетрагидроксоалюминат натрия
6. Химические свойства комплексных соединений
1. Диссоциация.
Ионы, находящиеся во внешней сфере, связаны с комплексным ионом в основном силами электростатического взаимодействия и в растворах легко отщепляются подобно ионам сильных электролитов:
[Cu(NH3)4]SO4 ↔ [Cu(NH3)4]2+ + SO4 2-
Лиганды, находящиеся во внутренней сфере комплекса, связаны с комплексообразователем ковалентными связями, и их диссоциация в растворе осуществляется, как правило, в незначительной степени. Поэтому с помощью с качественных химических реакций обычно обнаруживаются ионы внешней сферы.
2. Реакции по внешней сфере:
4FeCl3 + 3K4[Fe(CN)6] → Fe4 [Fe(CN)6]3↓ + 12KCl
синий осадок
«берлинская лазурь»
[Cu(NH3)4]SO4 + BaCl2 → [Cu(NH3)4]Cl2 + BaSO4↓
3. Реакции с участием лигандов:
[Cu(NH3)4]SO4 + 4HCl → 4NH4Cl + CuSO4

4. Реакции по центральному иону:
обменные
[Aq(NH3)2]Cl + KI → AgI↓ + KCl + 2NH3
окислительно-восстановительные
2[Aq(NH3)2]OH + R – COH → 2Ag↓ + RCOONH4 + H2O + 3NH3
Контрольные вопросы для закрепления:
1. Назовите комплексные соли и рассмотрите их строение:
K2[Cu(CN)4], [Cо(NН3)5SO4]NO3, [Ni(NН3)6]Cl2
2. Закончите реакцию комплексообразования, назовите полученное комплексное соединение:
Zn(OH)2 + NaOH →
к.ч. = 4
Лекция № 4
Тема: Растворы
План:
1) Понятие о дисперсных системах. Классификация дисперсных систем.
2) Гидратная теория растворов Д. И. Менделеева.
3) Виды растворов.
4) Способы выражения концентрации растворов.
1. Понятие о дисперсных системах. Классификация дисперсных систем.
Чистые вещества в природе встречаются очень редко. Смеси разных веществ в различных агрегатных состояниях могут образовывать гетерогенные и гомогенные системы – дисперсные системы и растворы.
Дисперсными называются гетерогенные системы, в которых одно вещество в виде очень мелких частиц равномерно распределено в объёме другого.
То вещество, которое присутствует в меньшем количестве и распределено в объёме другого, называют дисперсной фазой.
Вещество, присутствующее в большем количестве, в объёме которого распределена дисперсная фаза, называют дисперсионной средой.
И дисперсную фазу, и дисперсионную среду могут представлять вещества, находящиеся в различных агрегатных состояниях – твердом, жидком и газообразном.
Примеры дисперсных систем:
воздух (д. среда - газ, д. фаза - газ),
туман (д. среда - газ, д. фаза - жидкость),
шипучие напитки, пены (д. среда - жидкость, д. фаза - газ),
медицинские и косметические средства: мази, аэрозоли (д. среда – твердое вещество, д. фаза - жидкость),
жидкие среды организма: плазма крови, лимфа, пищеварительные соки, жидкое содержимое клеток: цитоплазма, кариоплазма (д. среда – жидкость, д. фаза - жидкость).
Важнейшей характеристикой дисперсных систем является степень дисперсности, т.е. средний размер частиц дисперсной фазы.
По величине частиц веществ, составляющих дисперсную фазу, дисперсные системы делят грубодисперсные (взвеси) с размерами частиц более 100 нм и тонкодисперсные (коллоидные системы или коллоидные растворы) с размерами частиц от 100 до 1нм (схема 1).
Если же вещество раздроблено до молекул или ионов менее 1 нм, образуется гомогенная система – раствор.

Схема 1.
Дисперсные системы
Грубодисперсные
(взвеси)
> 100нм
Эмульсии

Тонкодисперсные
(коллоидные
системы)
от 100 до 1нм

Золи

Суспензии

Гели

Аэрозоли

Взвеси – это дисперсные системы, в которых размер частиц фазы более 100нм. Это непрозрачные системы, отдельные частицы которых можно заметить невооруженным глазом. Дисперсная фаза и дисперсионная среда легко разделяются отстаиванием.
Такие системы разделяют на:
- эмульсии (среда и фаза – нерастворимые друг в друге жидкости)
- суспензии (среда – жидкость, фаза – нерастворимое в ней твердое вещество)
- аэрозоли – взвеси в газе мелких частиц жидкостей или твердых веществ.
Многие лекарственные вещества являются взвесями.

Коллоидные системы – это такие системы, в которых размер частиц фазы от100 до 1нм. Эти частицы не видны не вооруженным глазом, и дисперсная фаза и дисперсионная среда в таких системах разделяются с трудом.
Их подразделяют на золи (коллоидные растворы) и гели (студни).
Коллоидные растворы, или золи.
Золь представляет собой коллоидный раствор, жидкий при комнатной температуре и содержащий воду в качестве дисперсионной среды и твердое вещество – дисперсной фазы. Это большинство жидкостей живой клетки (цитоплазма, ядерный сок – кариоплазма, содержимое органоидов и вакуолей) и живого организма в целом (кровь, лимфа, тканевая жидкость, пищеварительные соки, гуморальные жидкости и т.д.). Такие системы образуют клеи, крахмал, белки, некоторые полимеры.
Коллоидные растворы внешне похожи на истинные растворы. Их отличают от последних по образующейся «светящейся дорожке» - конусу при пропускании через них луча света. Это явление называется эффектом Тиндаля. Более крупные, чем в истинном растворе, частицы дисперсной фазы отражают свет от своей поверхности, и наблюдатель видит в сосуде с коллоидным раствором светящийся конус. В истинном растворе он не образуется (рисунок 1).


Рисунок 1 – Эффект Тиндаля
Коагуляция – явление слипания коллоидных частиц и выпадение их в осадок – наблюдается при нейтрализации зарядов частиц, когда в коллоидный раствор добавляют электролит. При этом раствор превращается в суспензию или гель. Некоторые органические коллоиды коагулируют при нагревании (клей, яичный белок) или при изменении кислотно-щелочной среды раствора.
Гели, или студни, представляющие собой студенистые осадки, образующиеся при коагуляции золей. К ним относят большое количество полимерных гелей, кондитерские, косметические и медицинские гели и, конечно же, бесконечное множество природных гелей: тела медуз, хрящи, сухожилия и т.д.
Со временем структура гелей нарушается - из них выделяется вода. Это явление называется синерезисом.
2. Гидратная теория растворов Д. И. Менделеева
Раствор – гомогенная равновесная система переменного состава, образованная из двух или более компонентов (ингредиентов).
Растворитель - среда, в которой растворенные вещества равномерно распределены в виде молекул или ионов.
Растворителем считается то вещество, агрегатное состояние которого не изменяется при образовании раствора. Например, вода в водных растворах поваренной соли, сахара, углекислого газа. Если же раствор образовался при смешивании газа с газом, жидкости с жидкостью, твердого вещества с твердым, растворителем считают тот компонент, которого больше в растворе. Например, столовый уксус, в котором содержится 5-9% уксусной кислоты, представляет собой раствор этой кислоты в воде (растворитель – вода). Но в уксусной эссенции роль растворителя играет уксусная кислота, т.к. её массовая доля составляет 70-80%, следовательно, это раствор воды в уксусной кислоте.
Растворенное вещество - это вещество, молекулы которого равномерно распределены между молекулами растворителя.
В 1887 г. Д. И. Менделеев разработал химическую (гидратную) теорию растворов. Химическая теория рассматривает процесс растворения как химическое взаимодействие частиц растворенного вещества с молекулами растворителя. В результате этого взаимодействия образуются химические соединения - сольваты. Если растворитель вода, то образуются химические соединения, называемые гидратами.
Сольваты образуются легко и обладают большой устойчивостью в том случае, когда молекулы растворителя полярны, а растворенное вещество состоит из сильно полярных молекул или ионов. Из всех обычных растворителей наиболее полярны молекулы воды, поэтому она и образует большое число гидратов с различными растворенными в ней веществами.
Гидраты некоторых веществ можно выделить в кристаллическом виде при выпаривании растворов. Например, если растворить в воде сульфат меди (П) CuSO4, имеющий белый цвет, то образуется водный раствор синего цвета. При выпаривании этого раствора выделяется кристаллическое вещество синего цвета, содержащее молекулы воды: CuSO4∙5H2O. Этот процесс схематично можно выразить так:
CuSO4 + nH2O растворение CuSO4∙nH2O выпаривание CuSO4∙5H2O
Кристаллические вещества, содержащие молекулы воды, называются кристаллогидратами. Вода, входящая в их состав, называется кристаллизационной водой.
Состав кристаллогидрата выражают формулой, в которой указывают число молекул кристаллизационной воды на одну молекулу вещества:
CuSO4∙5H2O - медный купорос, или кристаллогидрат сульфата меди (II);
Na2SO4∙10H2O - кристаллогидрат сульфата натрия, глауберова соль;
Na2CO3∙10H2O - кристаллогидрат карбоната натрия, кристаллическая сода;
MgSO4∙7H2O - кристаллогидрат сульфата магния, английская соль.
Растворение веществ сопровождается, как правило, тепловым эффектом. Это явление объясняет современная теория растворов. Она рассматривает растворение как совокупность химического и физического процессов. Согласно современной теории растворов, при растворении веществ одновременно протекают следующие процессы:
1. Разрушение структуры растворяемого вещества и диффузия его частиц в массе растворителя. Это физический процесс, он протекает с поглощением теплоты, ΔНфиз≥0
2. Сольвация (гидратация) частиц растворенного вещества. Это химический процесс, который сопровождается выделением теплоты, ΔНхим ≤0
Общий тепловой эффект растворения равен сумме тепловых эффектов физического и химического процессов:
ΔНраст =ΔНфиз + ΔНхим
1. Если ΔНхим ≤ ΔНфиз , то ΔНраст ≥0 В этом случае процесс растворения - эндотермический процесс. Температура раствора понижается. Это происходит при растворении таких веществ, как NaNО3; KC1; K2SO4 КNО3; NH4Cl и др.
2. Если ΔНхим ≥ ΔНфиз , то ΔНраст ≤ 0 - растворение является экзотермическим процессом, температура раствора повышается. Выделение теплоты происходит при растворении в воде АgNО3; NaOH; КОН; ZnSO4; H2SO4 др.
Из сказанного можно сделать вывод: растворы - физико-химические системы, состоящие из растворителя, растворенного вещества и продуктов химического взаимодействия растворителя и растворенного вещества.
3. Виды растворов
Из практики известно, что не все вещества одинаково растворяются в воде.
Растворимость – определяется массой вещества, способной раствориться в 1000 мл растворителя при данной температуре.
Растворимые ‒ > 10 г. на 1000 мл воды;
Малорастворимые – от 10 до 0, 01 г. на 1000 мл воды;
Нерастворимые ‒ < 0,01 г. на 1000 мл воды.
Растворимость веществ зависит от природы растворенного вещества, природы растворителя, температуры, давления (для газов, растворимость газов при повышении температуры уменьшается, при повышении давления – увеличивается).
Классификация растворов:
По агрегатному состоянию:
жидкие (плазма крови, лимфа, микстуры)
твердые (таблетки, сплавы)
газообразные (воздух, газовые смеси)
По типу растворителя жидкие растворы делятся на:
водные (растворитель - вода)
неводные (растворитель - спирт, бензол, эфир, ацетон и т.д.)
По количеству растворенных частиц:
насыщенные - раствор содержит максимальное количество растворяемого вещества при данной температуре
ненасыщенные - раствор содержит меньше растворяемого вещества, чем насыщенный при данной температуре
пересыщенные – неустойчивые растворы, при встряхивании из них образуются насыщенные растворы, и выделяется избыток растворенного вещества
концентрированные - содержат много растворенного вещества по сравнению с массой растворителя. Например, в 100 граммах воды растворено 30 граммов медного купороса. Это концентрированный раствор (30 и 100 сравнимые величины)
разбавленные - содержат мало растворенного вещества по сравнению с массой растворителя. Например, в 100 граммах воды растворено 0,2 грамма медного купороса (0,2 г соли очень мало по сравнению со 100 г растворителя).
4. Способы выражения концентрации растворов
Важной характеристикой любого раствора является количественный состав, который выражается концентрацией растворенного вещества.

Способы выражения концентрации
1. Приблизительная (техническая концентрация)
массовая доля (процентная концентрация);
2. Точная (аналитическая) концентрация
молярная концентрация (молярность);
молярная концентрация эквивалента (нормальность)
титр

Массовая доля растворённого вещества (ω) выражает отношение массы растворённого вещества (mв-ва) к общей массе раствора (mр-ра). Массовая доля растворённого вещества определяется в долях от единицы или в процентах.
Формулы для расчёта массовой доли вещества в растворе
1. Нахождение массовой доли растворённого вещества
ω = mр.в-ва mр-ра· 100%где mр.в-ва - масса растворенного вещества,
mр-ра – масса раствора
2. Нахождение массы растворённого вещества по известной массовой доле
mр.в-ва = ω · mр-ра100% 3. Нахождение массы и объема растворителя
mр-ля= mр-ра- mв-ва
V= mρ
где ρ – плотность (г/мл)
Действия над растворами
1. Разбавление
mр-ра ↑ mр-ра 2 = mр-ра 1 + m(Н2О)
mв-ва не изменяется
ω ↓
ω2 = mр.в-ва mр-ра2 · 100%
2.Упаривание
mр-ра ↓ mр-ра 2 = mр-ра 1 - m(Н2О)
mв-ва не изменяется
ω ↑
ω2= mр.в-ва mр-ра2 · 100%
3. Добавление растворенного вещества
mр-ра ↑
mр-ра 2 = mр-ра 1 + mдобавл. в-ва
mр.в-ва ↑
mр.в-ва2 = mр.в-ва 1 + mдобавл. в-ва
ω ↑
ω2= mр.в-ва2 mр-ра2 · 100% (Аналогично при удалении из раствора части растворенного вещества)
4. Смешивание растворов
ω3 = ω1 · m1+ ω2 · m2 m1+ m2
Молярная концентрация (молярность) С(Х) показывает отношение количества растворенного вещества, содержащегося в растворе, к объему раствора.
Молярную концентрацию рассчитывают по формуле:
С(Х) = nVгде С(Х) – молярная концентрация, моль/л
n - количество растворённого вещества в молях
V – объём раствора (в литрах)
Т.к. n = mМ, то
С (Х) = mV(л) · М(Х) или С(Х) = m · 1000V(мл) · М(Х)m = С(Х) · V(л) · М(Х) или m = С(Х) · V(мл) · М(Х)1000Молярная концентрация эквивалента (нормальная концентрация, нормальность) показывает отношение количества вещества эквивалента к объему раствора
С(1/z X) = n(1/z X) V(л) = mM(1/z X) · V(л) или С(1/z X) = m · 1000M(1/z X) · V(мл)m = С(1/z X) · M(1/z X) · V(л) или m = С(1/z X) · M(1/z X) ∙ V(мл) 10001/z Х или fэкв (Х) - фактор эквивалентности - показывает, какая доля частицы вещества Х соответствует одному иону водорода в реакциях без изменения степени окисления или одному электрону в ОВР.
z – основность кислоты, кислотность основания, произведение степени окисления металла · число атомов металла соли, число электронов в ОВР
M(1/z X) – молярная масса эквивалента M(1/z X) = 1/z X · M(X)
Например,
M(1/2 H2SO4) = 1/2 · M(H2SO4) = 1/2 · 98 = 49
M(1/2 Na2CO3) = 1/2 · M(Na2CO3) = 1/2 · 106 = 53
KMnO4 - окислитель в окислительно-восстановительных реакциях, в кислой среде Mn+7 + 5е-→ Mn+2
M(1/5 KMnO4) = 1/5 · M(KMnO4) = 1/5 · 158 = 31,6
Титр – масса вещества, растворённого в 1мл раствора.
Для расчёта титра пользуются формулами:
Т = mV (г/мл)
Т = С(1/z X) · М(1/z X)1000Формулы пересчета концентраций
С(1/z X) =ω · ρ · 10M(1/z X)С(Х) = ω · ρ · 10М(Х)С(Х) = С(1/z X) · M(1/z X)М(Х)С(1/z X) = С( X) · M(X)М(1/z Х)Контрольные вопросы для закрепления:
1. Что такое водные и неводные растворы?
2. Что служит доказательством физико-химического характера процесса растворения?
3. В водном растворе массовая доля натрия хлорида равна 0,9% . Чему равна масса соли в 100 г. такого раствора?
Лекция № 5
Тема: Теория электролитической диссоциации
План:
1) Основные положения теории электролитической диссоциации.
2) Механизм электролитической диссоциации.
3) Степень электролитической диссоциации. Сильные и слабые электролиты.
4) Реакции обмена в водных растворах электролитов.
5) Диссоциация воды. Водородный показатель.
1. Основные положения теории электролитической диссоциации
Хорошо известно, что одни вещества в растворенном или расплавленном 
состоянии проводят электрический ток, другие в тех же условиях ток не проводят. Это можно наблюдать с помощью простого прибора (рисунок 1).

Рисунок ‒ 1. Прибор для определения электропроводности
Прибор состоит из угольных стержней (электродов), присоединенных проводами к электрической сети.
В цепь включена электрическая лампочка, которая  показывает присутствие 
или отсутствие тока в цепи.
Если опустить электроды в  раствор сахара, то лампочка не загорается.
Но она ярко загорится, если их опустить в раствор хлорида натрия.
В первой половине 19 в. М. Фарадей ввел понятие об электролитах и неэлектролитах.
Электролиты – вещества, водные растворы или расплавы которых проводят электрических ток. К электролитам относятся соли, кислоты, основания. В молекулах этих веществ имеются ионные или ковалентные сильно полярные химические связи
Неэлектролиты – вещества, водные растворы или расплавы которых не проводят электрический ток. К неэлектролитам относятся вещества, в молекулах которых имеются ковалентные неполярные или малополярные связи. Например, кислород, водород, многие органические вещества – глюкоза, сахароза, бензол, эфиры и др.
Для объяснения электропроводности растворов и расплавов электролитов шведским ученым С. Аррениусом была предложена теория электролитической диссоциации (1887 г.).
В дальнейшем она была развита многими учеными, представления о диссоциации электролитов получили развитие в работах русских химиков И.А.Каблукова и В.А. Кистяковского. Они применили к объяснению процесса электролитической диссоциации химическую теорию растворов Д.И. Менделеева.
Основные положения теории электролитической диссоциации:
1. Молекулы электролитов при растворении в воде или расплавлении распадаются на ионы.
Процесс распада молекул электролитов на ионы в растворе или расплаве называется электролитической диссоциацией (или ионизацией)
Ионы – это атомы или группы атомов, имеющие положительный или отрицательный заряд (Na+ , S2-, NO3- и др.)
2. В растворе или расплаве электролитов ионы движутся хаотически.
При пропускании через раствор или расплав электрического тока положительно заряженные ионы движутся к отрицательно заряженному электроду (катоду), а отрицательно заряженные ионы движутся к положительно заряженному электроду (аноду).
Положительно заряженные ионы – катионы, отрицательно заряженные ионы – анионы.
К катионам относятся ион водорода Н+, ион аммония NH4+, ионы металлов – Na+, Cu2+ , Al3+ и др.
К анионам относятся гидроксид – ион ОН- , ионы кислотных остатков – Cl- SO42- , PO43- и др.
3. Диссоциация – процесс обратимый. Это значит, что одновременно идут два противоположных процесса: распад молекул на ионы (диссоциация, ионизация) и соединение ионов в молекулы (ассоциация, моляризация).
Диссоциацию молекул электролитов выражают уравнениями, в которых вместо знака равенства ставят знак обратимости (↔).
Например, Mg(NO3)2 ↔ Mg2+ + 2NO3-
Каждая молекула нитрата магния диссоциирует на ион магния и два нитрат – иона. Следовательно, в результате диссоциации одной молекулы Mg(NO3)2 образуется три иона. Общая сумма зарядов катионов и зарядов анионов равна нулю, т.к. молекула электролита нейтральна.
4. Ионы и атомы одних и тех же элементов отличаются друг от друга по строению и свойствам.
5. Ионы вступают во взаимодействие друг с другом – реакции ионного обмена.
2. Механизм электролитической диссоциации
Причины и механизм диссоциации электролитов объясняются теорией растворов Д.И. Менделеева и природой химической связи. Как известно, электролитами являются вещества с ионной или ковалентной сильно полярной связями.
Растворители, в которых происходит диссоциация, состоят из полярных молекул. В целом молекула воды не заряжена. Но внутри молекулы Н2О атомы водорода и кислорода располагаются так, что положительные и отрицательные заряды находятся в противоположных концах молекулы. Поэтому молекула воды представляет собой диполь (рисунок 2).
Рисунок – 2. Диполь воды
При растворении в воде ионных соединений, например, хлорида натрия NaCl, дипольные молекулы воды ориентируются вокруг ионов натрия и хлорид-ионов. При этом положительные полюсы молекул воды притягиваются к хлорид-ионам Cl-, отрицательные полюсы - к положительным ионам натрия Na+.
В результате этого взаимодействия между молекулами растворителя и ионами электролита притяжение между ионами в кристаллической решетке вещества ослабевает. Кристаллическая решетка разрушается, и ионы переходят в раствор. Эти ионы в водном растворе находятся не в свободном состоянии, а связаны с молекулами воды, т.е. являются гидратированными ионами (рисунок 3.)
Рисунок ‒ 3. Механизм электролитической диссоциации соединений с ионной связью

Рисунок ‒ 4. Механизм электролитической диссоциации соединений с ковалентной полярной связью При растворении в воде веществ с полярной ковалентной связью происходит взаимодействие дипольных молекул воды с дипольными молекулами электролитов. Например, при растворении в воде хлороводорода, изменяется характер связи в молекуле HCl: сначала связь становится более полярной, а затем переходит в ионную. Результатом процесса является диссоциация электролита и образование в растворе гидратированных ионов (рисунок 4.)
Таким образом, главной причиной диссоциации в водных растворах является гидратация ионов. В водных растворах все ионы находятся в гидратированном состоянии. Для простоты в химических уравнениях ионы изображают без молекул воды: H+, Mg2+, NO3- и т.д.
Диссоциация кислот, оснований, амфотерных гидроксидов и солей в воде
Кислоты – электролиты, которые при диссоциации образуют только один вид катионов – катионы водорода Н+
Составим уравнение электролитической диссоциации сильных кислот:
HCl ↔ H+ + Cl-
H2SO4 ↔ 2H+ + SO42-
Слабые многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато. Число ступеней зависит от основности слабой кислоты Hx(Ac), где х – основность кислоты. Например,
H2CO3 ↔ H+ + HCO3-
HCO3- ↔ H+ + CO32-
К1 > K2 (К – константа диссоциации)
Растворы кислот имеют некоторые общие свойства, которые, согласно ТЭД, объясняются присутствием в их растворах гидратированых ионов водорода Н+ (Н3О+).
Основания - электролиты, которые при диссоциации образуют только один вид анионов - гидроксид-ионы ОН-.
Составим уравнение диссоциации сильных оснований (щелочей)
NaOH ↔ Na+ + OH-
Ba(OH)2 ↔ Ba2+ + 2OH-
Слабые многокислотные основания диссоциируют ступенчато. Число ступеней диссоциации определяется кислотностью слабого основания Ме(ОН)у , где у- кислотность основания.

Например,
Fe(OH)2 ↔ FeOH+ + OH-
FeOH+ ↔ Fe2+ + OH-
К1 > K2 (К – константа диссоциации)
Основания имеют некоторые общие свойства. Общие свойства оснований обусловлены присутствием гидроксид-ионов ОН-.
Амфотерные гидроксиды – это слабые электролиты, которые при диссоциации образуют одновременно катионы водорода Н+ и гидроксид-анионы ОН- , т.е. диссоциируют по типу кислоты и по типу основания.
Составим уравнение электролитической диссоциации гидроксида цинка Zn(OH)2 без учета её ступенчатого характера
2H+ + ZnO22- ↔ H2ZnO2 = Zn(OH)2 ↔ Zn2+ + 2OH-
по типу кислоты по типу основания
Средние (нормальные) соли – сильные электролиты, образующие при диссоциации катионы металла и анионы кислотного остатка.
K2CO3 ↔ 2K+ + CO32-
Al2(SO4)3 ↔ 2Al3+ + 3SO42-
Кислые соли – сильные электролиты, диссоциирующие на катион металла и сложный анион, в состав которого входят атомы водорода и кислотный остаток.
Например,
NaHCO3 ↔ Na+ + HCO3- (α – степень диссоциации) α = 1
Сложный анион (гидрокарбонат-анион) частично диссоциирует:
НСО3- ↔ Н+ + СО32- α << 1
Основные соли – электролиты, которые при диссоциации образуют анионы кислотного остатка и сложные катионы, состоящие из атомов металла и гидроксогрупп ОН-.
Например,
Fe(OH)2Cl ↔ Fe(OH)2+ + 2Cl- α = 1
Сложный катион FeOH 2+ частично диссоциирует по уравнениям, для обоих ступеней диссоциации α << 1:
Fe(OH)2+ ↔ FeOH 2+ + OH-
FeOH 2+ ↔ Fe3+ + OH-
3. Степень электролитической диссоциации. Сильные и слабые электролиты.
В водных растворах некоторые электролиты полностью распадаются на ионы. Другие электролиты распадаются на ионы частично, часть их молекул остается в растворе в недиссоциированном виде. Для количественной характеристики электролитической диссоциации введено понятие степени электролитической диссоциации, обозначаемое греческой буквой α.
Степень электролитической диссоциации α - число, показывающее, какая часть молекул распалась на ионы.
α = число молекул, распавшихся на ионы общее число растворенных молекулСтепень диссоциации (α) зависит от природы растворяемого вещества и растворителя, концентрации раствора, температуры и других факторов.
При уменьшении концентрации электролита, т.е. при разбавлении раствора, степень диссоциации увеличивается, т.к. увеличивается расстояние между ионами в растворе.
При повышении температуры степень диссоциации, как правило, увеличивается.
В зависимости от степени диссоциации электролиты делятся на сильные и слабые.
Сильные электролиты – это такие электролиты, которые в водных растворах полностью диссоциируют на ионы, т.е. их степень диссоциации равна 1 (100%). К сильным электролитам относятся:
1) соли,
2) сильные кислоты (HClO4, HClO3, HNO3, H2SO4, HCl, HBr, HI и др.)
3) щелочи (NaOH, KOH, LiOH, Ba(OH)2, Ca(OH)2 и др.)
Слабые электролиты – это такие электролиты, которые в водных растворах не полностью диссоциируют на ионы, т.е. их степень диссоциации меньше 1 (100%), в большинстве случаев она стремится к нулю. К слабым электролитам относятся:
1) cлабые кислоты ( H3PO4, H2S, H2SO3, H2SiO3, H2CO3, HCN, HNO2, HF, CH3COOH и др.)
2) нерастворимые в воде основания (Cu(OH)2, Fe(OH)3 и др.)
3) гидроксид аммония
4) вода
Для характеристики слабых электролитов применяют константу диссоциации КД. Вследствие того, что слабые электролиты диссоциируют на ионы не полностью, в их растворах устанавливается динамическое равновесие между недиссоциированными молекулами и ионами. Для слабого электролита общей формулы АnBm уравнение диссоциации имеет вид:
АnBm ↔ nАm+ + mBn-
Применяя закон действующих масс, запишем выражение константы равновесия:
Kp = [Аm+]n · [Bn-]m/ [АnBm]
Константу равновесия в этом случае называют константой диссоциации (или константой ионизации)
Константа диссоциации характеризует способность слабого электролита диссоциировать на ионы. Чем > константа диссоциации, тем легче электролит распадается на ионы.
Для слабого электролита константа диссоциации – постоянная величина при данной температуре, которая не зависит от концентрации раствора.
Константа диссоциации зависит от природы электролита, природы растворителя и температуры.
4. Реакции обмена в водных растворах электролитов
Так как молекулы электролитов в растворах распадаются на ионы, то и реакции в растворах электролитов происходят между ионами.
Реакции, протекающие между ионами, называются ионными реакциями.
Условия течения реакций обмена между сильными электролитами в водных растворах до конца:
1) образование малорастворимых веществ (осадки)
2) образование газообразных или летучих веществ
3) образование малодиссоциирующих веществ - слабых электролитов
Рассмотрим эти случаи:
1. Реакции с образованием малорастворимых веществ, выпадающих в осадок
AgNO3 + HCl → AgCl↓ + HNO3
Ag+ + NO3- + H+ + Cl- → AgCl↓ + H+ + NO3-
Ag+ + Cl- → AgCl↓
2. Реакции, протекающие с образованием газообразных или летучих веществ
Na2CO3 + 2HCl → 2NaCl + CO2↑ + H2O
2Na+ + CO32- + 2H+ + 2Cl- → 2Na+ + 2Cl- + CO2↑ + H2O
CO32- + 2H+ → CO2↑ + H2O
3. Реакции, идущие с образованием малодиссоциирующих веществ (слабых электролитов)
NaOH + HCl → NaCl + H2O
Na+ + OH- + H+ + Cl- → Na+ + Cl- + H2O
OH- + H+ → H2O
Если среди исходных веществ имеются слабые электролиты или малорастворимые вещества, то такие реакции являются обратимыми, т.е. до конца не протекают.
Например,
Cu(OH)2↓ + 2HCl ↔ CuCl2 + 2H2O
Cu(OH)2↓+ 2H+ ↔ Cu2+ + 2H2O

Если исходными веществами реакций обмена являются сильные электролиты, которые при взаимодействии не образуют малорастворимых или малодиссоциирующих веществ, то такие реакции не протекают.
Например,
2NaCl + Ca(NO3)2 ≠ 2NaNO3 + CaCl2
5. Диссоциация воды. Водородный показатель
Вода – слабый амфотерный электролит. Уравнение диссоциации воды имеет вид: H2O ↔ H+ + OH-
При 250С [Н+] = [ОН-] = 10-7 моль/л.
Произведение концентраций ионов водорода и гидроксид-ионов называется ионным произведением воды К (Н2О)
К (Н2О) – величина постоянная, и при температуре 250С
К (Н2О) = [Н+] ∙ [ОН-] = 10-7 ∙ 10-7 = 10-14
Ионное произведение воды дает возможность для любого водного раствора вычислить концентрацию гидроксид-ионов, если известна концентрация ионов водорода, и наоборот.
Среду любого водного раствора можно охарактеризовать концентрацией ионов водорода Н+ или гидроксид-ионов ОН-.
В водных растворах различают три типа сред: нейтральную, щелочную и кислую.
Нейтральная среда – это среда, в которой концентрация ионов водорода равна концентрации гидроксид-ионов
[Н+] = [ОН-] = 10-7 моль/л.
Щелочная среда – это среда, в которой концентрация ионов водорода меньше концентрации гидроксид-ионов
[Н+] < [ОН-] [Н+] < 10-7 моль/л.
Кислая среда – это среда, в которой концентрация ионов водорода больше концентрации гидроксид-ионов
[Н+] > [ОН-] [Н+] > 10-7 моль/л.
Для характеристики сред растворов удобно использовать так называемый водородный показатель рН.
Водородным показателем рН называется отрицательный десятичный логарифм концентрации ионов водорода
рН = - lg [Н+]
Если [Н+] = 10-7 моль/л , то рН = - lg 10-7 = 7 среда раствора нейтральная
Если [Н+]< 10-7 моль/л, то рН > 7 среда раствора щелочная
Если [Н+] > 10-7 моль/л, то рН < 7 среда раствора кислая
Например, определить среду раствора, если концентрация ионов водорода
[Н+] = 10-12 моль/л.
Решение: рН = - lg [Н+], следовательно, то рН = - lg 10-12 = 12
рН > 7, среда раствора щелочная.

Например, определить среду раствора, если концентрация гидроксид-ионов
[ОН-] = 10-4 моль/л.
Решение: [Н+] ∙ [ОН-] = 10-14, отсюда [Н+] = 10-14/10-4 = 10-10 моль/л
следовательно, рН = - lg 10-10 = 10, среда раствора щелочная.
Существуют различные методы измерения рН. Качественно характер среды водных растворов определяют с помощью индикаторов. На практике применяют индикаторы: лакмус, метилоранж, фенолфталеин, универсальный индикатор (таблица 1).
Таблица 1
Изменение окраски индикаторов в различных средах

Величина рН имеет большое значение в химических и биологических процесса, т.к. в зависимости от характера среды эти процессы могут протекать с разными скоростями и в разных направлениях.
Поэтому определение рН очень важно в технике, сельском хозяйстве, науке, медицине. Изменение рН крови или желудочного сока является медицинским диагностическим тестом в медицине. Постоянство концентраций ионов водорода Н+ является одной из важных констант внутренней среды живых организмов. Так, при нормальной кислотности желудочный сок имеет рН 1,7 и фермент желудочного сока пепсин функционирует при рН 1,5-2.
Контрольные вопросы для закрепления:
1. Лампочка прибора для испытания на электрическую проводимость загорится при погружении электродов в оба вещества:
1) ацетон и глюкоза (р-р)
2) гидроксид калия (расплав) и этанол
3) серная кислота (р-р) и глицерин (р-р)
4) хлорид натрия (р-р) и гидроксид калия (р-р)
2. Сокращенное ионное уравнение реакции: Zn2+ + 2OH- → Zn(OH)2↓ соответствует взаимодействию веществ:
1) ZnSO4 и Fe(OH)3
2) ZnCl2 и NaOH
3) Zn и KOH
4) ZnO и H2O
3. Как изменится цвет лакмуса, если концентрация ионов водорода в растворе равна 10-12?
Лекция № 6
Тема: Гидролиз солей
План:
1) Понятие о гидролизе солей. Степень гидролиза.
2) Гидролиз солей различных типов.
1. Понятие о гидролизе солей
Как известно, присутствие в растворе кислот и оснований можно обнаружить с помощью индикаторов (табл. Изменение окраски индикаторов в различных средах). Например, лакмус в растворе кислоты краснеет, а в растворе основания – синеет. Изменение окраски индикатора вызвано присутствием в растворе кислоты ионов Н+, а в растворе основания – ионов ОН-. Казалось бы, в растворах солей, при диссоциации которых не образуется ни ионов Н+, ни ионов ОН-, окраска индикаторов меняться не должна.
Однако если прибавить лакмус к растворам хлорида натрия, хлорида магния и карбоната натрия, окажется, что в растворе магния лакмус краснеет, в растворе карбоната натрия синеет, и только в растворе хлорида натрия не изменяет окраски. Следовательно, в растворе хлорида магния образуются ионы Н+, а в растворе карбоната натрия - ионы ОН-. Это объясняется тем, что в водных растворах соли подвергаются гидролизу.
Гидролиз – одно из важнейших химических свойств солей. Слово «гидролиз» означает разложение водой («гидро» - вода, «лизис» - разложение).
Гидролизом соли называется взаимодействие ионов соли с водой, в результате, которого образуются слабые электролиты.
Сущность гидролиза сводится к взаимодействию катионов или анионов соли с гидроксид-ионами ОН- или ионами водорода Н+ из молекул воды. В результате этого взаимодействия образуется малодиссоцирующее соединение (слабый электролит). Химическое равновесие процесса диссоциации воды смещается вправо:
Н2О↔ Н+ + ОН- (→)
Поэтому в водном растворе соли появляется избыток свободных ионов Н+ или ОН-, и раствор соли показывает кислую или щелочную среду.
В общем, виде реакции гидролиза записываются в форме (Kat-катион,An-анион):
Katn+ + HOH KatOH(n-1)+ + H+
Ann- + HOH HAn(n-1)- + OH-
Гидролиз процесс обратимый для большинства солей. В состоянии равновесия только небольшая часть соли гидролизуется. Количественно гидролиз характеризуется степенью гидролиза – h.
Степень гидролиза равна отношению числа гидролизованных молекул к общему числу растворенных молекул:
h = nN ∙100%где n – число молекул соли, подвергшихся гидролизу; N - общее число растворенных молекул соли.
Степень гидролиза зависит от природы соли, концентрации раствора, температуры. При разбавлении раствора, повышении его температуры степень гидролиза увеличивается.
2. Гидролиз солей различных типов
Возможность и характер протекания гидролиза определяется составом соли. Любую соль можно представить как продукт взаимодействия кислоты с основанием. В зависимости от силы исходной кислоты и исходного основания соли можно разделить на 4 типа.
1. Соль образована сильным основанием и сильной кислотой
Примеры: NaCl, K2SO4, Ba(NO3)2
2. Соль образована сильным основанием и слабой кислотой
Примеры: NaCN, K2CO3, Li2S
3. Соль образована слабым основанием и сильной кислотой
Примеры: СuCl2, FeSO4, Al(NO3)3
4. Соль образована слабым основанием и слабой кислотой
Примеры: (NH4)2S, Al2S3, Pb(NO2)2
Рассмотрим возможность и характер протекания гидролиза солей различных типов.
1. Растворимые соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием, в воде не гидролизуются. Их растворы имеют нейтральную реакцию среды (pH=7).
Хлорид натрия NaCl - соль сильного основания NaOH и сильной кислоты HCl. Хлорид натрия диссоциирует с образованием с образованием ионов:
NaCl ↔ Na+ + Cl-
Взаимодействие ионов в растворе протекает в том случае, если это приводит к связыванию ионов, то есть образованию малорастворимого или мало диссоциирующего вещества. Возможно ли взаимодействие ионов Na+ и Cl- с ионами H+ и OH-, образовавшимися при диссоциации воды? При взаимодействии ионов Na+ и ОН- мог бы образоваться гидроксид натрия NaОН. Однако гидроксид натрия – сильное основание и в растворе полностью диссоциирует на ионы. Поэтому взаимодействия между ионами Na+ и ОН - не происходит. Ионы H+ и Cl- также не взаимодействуют между собой: HCl - сильная кислота и в растворе полностью диссоциирована.
Таким образом, связывания ионов в растворе хлорида натрия происходить не может. Поэтому хлорид натрия гидролизу не подвергается.
2. Растворимые соли, образованные сильным основанием и слабой кислотой, в водных растворах гидролизуются по аниону. Их растворы имеют щелочную реакцию среды (pH7).
Например, рассмотрим гидролиз нитрита калия:
KNО2 ↔ K+ + NО2-
слаб.
Молекулярное уравнение:
KNО2 + HOH ↔ KOH + HNО2
Полное ионное уравнение:
K+ + NО2 - + H2O ↔ K+ + OH- + HNО2
Сокращенное ионное уравнение:
NО2- + H2O ↔ OH- + HNО2
В процессе реакции постепенно накапливаются ионы OH-. Это приводит к образованию щелочной среды, рН7
Универсальная индикаторная бумажка, опущенная в данный раствор соли изменит свою окраску на синюю.

KNО2 + H2O ↔ HNО2 + KOH-
В случае если соль образована сильным основанием и слабой многоосновной кислотой, гидролиз протекает ступенчато.
Рассмотрим еще один пример - гидролиз сульфида натрия:
Na2S ↔ 2Na+ + S2-
слаб.
Молекулярное уравнение:
Na2S + HOH ↔ NaOH + NaНS
Полное ионное уравнение:
2Na+ + S2- + H2O ↔ Na+ + OH- + Na+ + HS-
Сокращенное ионное уравнение:
S2- + H2O ↔ OH- + HS-
Как видите, гидролиз средних солей многоосновных кислот приводит к образованию анионов кислых солей.
2 ступень - гидролиз кислой соли, которая образовалась в результате первой ступени:
NaНS + HOH ↔ NaOH + H2S
Na+ + НS- + Н2О ↔ Na+ + OH- + H2S
HS- + H2О ↔ ОН- + H2S
Гидролиз по второй ступени протекает в значительно меньшей степени, чем по первой.
3. Растворимые соли, образованные слабым основанием и сильной кислотой, в водных растворах гидролизуются по катиону. Их растворы имеют, кислую реакцию среды(pH7).
Рассмотрим гидролиз хлорида аммония NH4Cl:
NH4C l↔ NH4+ + Cl-
слаб
Молекулярное уравнение:
NH4C l + HOH ↔ HCl + NH4ОН
Полное ионное уравнение:
NH4 + + Cl- + H2O ↔ NH4OH + H+ + Cl-
Сокращенное ионное уравнение:
NH4 + + H2O ↔ NH4OH + H+
В процессе реакции постепенно накапливаются ионы H+. Это приводит к образованию щелочной среды, рН <7
Универсальная индикаторная бумажка, опущенная в данный раствор соли изменит свою окраску на красную.

В случае если соль образована слабым многокислотным основанием и сильной кислотой, гидролиз протекает ступенчато.
Рассмотрим еще один пример – гидролиз нитрата цинка Zn(NO3)2
Zn(NO3)2 ↔ Zn2+ + 2NO3-
слаб.
Zn(NO3)2 + HOH ↔ ZnOHNO3 + HNO3
Zn 2+ + 2NO3- + H2О ↔ ZnOH + + NO3- + H + + NO3-
Zn2+ + H2О ↔ ZnОН+ + Н+
Как видите, гидролиз средних солей многокислотных оснований приводит к образованию катионов основных солей.
2 ступень – гидролиз основной соли, которая образовалась в результате первой ступени:
ZnOHNO3 + HOH ↔ Zn(OH)2 + HNO3
ZnОН+ + NO3- + H2О ↔ Zn(ОН)2 + Н+ + NO3-
ZnОН+ + H2О ↔ Zn(ОН)2 + Н+
Однако степень гидролиза по второй ступени намного меньше, чем по первой.
4. Соли, образованные слабым основанием и слабой кислотой гидролизуются одновременно и по аниону, и по катиону.
Реакция растворов этих солей может быть нейтральной, слабокислой или слабощелочной, это зависит от констант диссоциации слабой кислоты и слабого основания, которые образуются в результате гидролиза.
Например, рассмотрим гидролиз ацетата аммония.
Молекулярное уравнение:
CH3COONH4 + HOH ↔ CH3COOH + NH4OH
Ионное уравнение:
CH3COO - + NH4 + + H2O ↔ CH3COOH + NH4OH
Реакция раствора соли нейтральная (рН = 7) , т.к. Кд (CH3COOH) = Кд (NH4OH)
Как уже было отмечено, для большинства солей гидролиз является обратимым процессом, в состоянии равновесия гидролизуется только небольшая часть соли. Однако некоторые соли полностью разлагаются водой, т. е. для них гидролиз является необратимым процессом.
Необратимому (полному) гидролизу подвергаются соли, которые образованы слабым нерастворимым или летучим основанием и слабой летучей или нерастворимой кислотой. Такие соли не могут существовать в водных растворах. Продуктами полного гидролиза является соответствующие слабое основание и слабая кислота.
Например, гидролиз сульфид алюминия протекает практически полностью с выделением сероводорода и образованием осадка гидроксида алюминия:
Al2S3+ 3H2O = 2 Al(OH)3 +3H2S
Поэтому в результате обменных реакций между водными растворами некоторых солей не всегда образуются две новые соли. Одна из этих солей может подвергаться необратимому гидролизу с образованием соответствующих слабого основания и слабой кислоты.
Например,
3K2S + 2FeBr3 = Fe2S3 + 6KBr
Fe2S3 + 6H2O = 2Fe(OH)3↓ + 3H2S↑

Суммируя эти уравнения, получаем:
3K2S + 2FeBr3 + 6H2O = 2Fe(OH)3↓ + 3H2S↑ + 6KBr
3S2- + 2Fe3+ + 6H2O = 2Fe(OH)3↓ + 3H2S↑
Контрольные вопросы для закрепления:
1. Чем определяется возможность и характер протекания гидролиза солей?
2. Изменится ли окраска фенолфталеина в растворе солей Na2CO3, CuCl2? Ответ поясните.
3. Гидролиз идет до конца при растворении в воде соли:
1) ZnCl2
2) Na2SO4
3) Na2S
4) CuCO3
Лекция № 7
Тема: Химические реакции
План:
1) Типы химических реакций
2) Скорость химической реакции. Факторы, влияющие на скорость химической реакции.
3) Химическое равновесие. Факторы, влияющие на смещение равновесия.
4) Окислительно-восстановительные реакции. Метод электронного баланса.
1. Типы химических реакций
Химические реакции - процессы, в результате которых из одних веществ образуются другие, отличающиеся по составу и (или) строению.
Классификация химических реакций многопланова, т.е. в её основу могут быть положены различные признаки.
1. По числу и составу реагирующих веществ
Реакции соединения - реакции, в результате которых из двух или более простых или сложных веществ образуется одно более сложное:
А + В = АВ
Например,
S + O2 = SO2
BaO + H2O = Ba(OH)2
Реакции разложения - реакции, в результате которых из одного сложного
Вещества получается два или более простых или сложных веществ:
АВ = А + В
Например,
2HgO = 2Hg + O2 (t0)
2KMnO4 = K2MnO4 + MnO2 + O2 ↑ (t0)
Реакции замещения - реакции, протекающие между простым и сложным веществом, при которых атомы простого вещества замещают атомы одного из элементов в сложном веществе:
АВ + С = СВ + А
Например,
Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2↑
Fe + CuSO4 = Cu + FeSO4
Реакции обмена – реакции, протекающие между двумя сложными веществами, при которых они обмениваются своими составными частями:
АВ + СД = СВ + АД
Например,
NaOH + HCl = NaCl + H2O
CuSO4 + 2NaOH = Na2SO4 + H2O
2. По изменению степеней окисления химических элементов
Окислительно-восстановительные - реакции, идущие с изменением степеней окисления химических элементов.
К ним относятся множество реакций, в т.ч. все реакции замещения, а также реакции соединения и разложения, в которых участвует хотя бы одно простое вещество.
Например,
WO3 + 3H2 = W + 3H2O
Cu + 2H2SO4 = CuSO4 + SO2 + 2H2O
Не окислительно-восстановительные - реакции, идущие без изменения степеней окисления химических элементов
3. По тепловому эффекту
Экзотермические - протекают с выделением энергии.
К ним относятся почти все реакции соединения
искл. N2 + O2 =2NO – Q
H2 + I2 = 2HI – Q
Экзотермические реакции, которые протекают с выделением тепла и света,
называют реакциями горения.
Например,
С + О2 = СО2 + Q
Эндотермические - протекают с поглощением энергии.
К ним относятся почти все реакции разложения
Например,
СаСО3 = СаО + СО2↑ – Q
Количество выделенной или поглощенной энергии называется тепловым эффектом.


4. По агрегатному состоянию реагирующих веществ (фазовому составу)
Гомогенные реакции - реакции, в которых реагирующие веществ аи продукты реакции находятся в одном агрегатном состоянии.
Например,
H2 (газ) + Cl2 (газ) = 2HCl (газ)
NaOH + HCl = NaCl + H2O
Гетерогенные – реакции, в которых реагирующие веществ аи продукты реакции находятся в разных агрегатных состояниях.
Например,
Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2↑
С (тв) + О2 (газ) = СО2 + Q
5. По участию катализатора
Каталитические - реакции, идущие с участием катализатора.
Например,
2Н2О2 = 2Н2О + О2 (kat – MnO2)
Некаталитические – реакции, идущие без участия катализатора
Например,
CuSO4 + 2NaOH = Na2SO4 + Cu(OH)2↓
6. По направлению протекания реакции
Обратимые реакции - в данных условиях протекают одновременно в двух противоположных направлениях.
Например,
N2 + 3H2 ↔ 2NH3
Необратимые – протекают в данных условиях только в одном направлении.
Например, реакции ионного обмена, сопровождающиеся образованием осадка, выделением газа или малодиссоцииирующего вещества (воды).
2. Скорость химической реакции. Факторы, влияющие на скорость химической реакции.
Химические реакции протекают с разными скоростями. Очень быстро протекают реакции в водных растворах. Например, если слить растворы хлорида бария и сульфата натрия, то тут же немедленно выпадает белый осадок сульфата бария. Быстро, но не мгновенно этилен обесцвечивает бромную воду. Медленно образуется ржавчина на железных предметах, появляется налет на медных и бронзовых изделиях, гниет листва.
Изучением скорости химической реакции, а также выявлением её зависимости от условий проведения процесса занимается наука - химическая кинетика.
Если реакции протекают в однородной среде, например, в растворе или газовой фазе, то взаимодействие реагирующих веществ происходит во всем объёме. Такие реакции называются гомогенными.
υ гомогенной реакции определяется изменением количества вещества в единицу в единице объёма:
υ = Δ nΔt ∙Vгде Δ n – изменение числа молей одного из веществ (чаще всего исходного, но может быть и продукта реакции), (моль);
Δt – интервал времени (с, мин);
V – объем газа или раствора (л)
Поскольку Δ n / V = ΔC (изменение концентрации), то
υ = Δ СΔt (моль/л∙ с)Если реакция идет между веществами, находящимися в разных агрегатных состояниях (например, между твердым веществом и газом или жидкостью) или между веществами, не способными образовывать гомогенную среду (например, между двумя несмешивающимися жидкостями), то она проходит только на поверхности соприкосновения веществ. Такие реакции называются гетерогенными.
υ гетерогенной реакции определяется изменением количества вещества в единицу времени на единице поверхности соприкосновения веществ:
υ = Δ nΔt ∙ Sгде Δ n – изменение количества вещества (реагента или продукта), (моль);
Δt – интервал времени (с, мин);
S – площадь поверхности соприкосновения веществ (см2, м2)
Почему скорость разных реакций не одинакова?
Для того чтобы началась химическая реакция, молекулы реагирующих веществ должны столкнуться. Но не каждое их столкновение приводит к химической реакции. Для того чтобы столкновение привело к химической реакции, молекулы должны иметь достаточно высокую энергию. Частицы, способные при столкновении, вступать в химическую реакцию, называются активными. Они обладают избыточной энергией по сравнению со средней энергией большинства частиц – энергией активации Еакт. Активных частиц в веществе намного меньше, чем со средней энергией, поэтому для начала многих реакций системе необходимо сообщить некоторую энергию (вспышка света, нагревание, механический удар).
Энергетический барьер (величина Еакт) разных реакций различен, чем он ниже, тем легче и быстрее протекает реакция.
Факторы, влияющие на υ (количество соударений частиц и их эффективность).
1) Природа реагирующих веществ: их состав, строение => энергия активации
▪ чем меньше Еакт, тем больше υ;
Если Еакт < 40 кДж/моль, то это значит, что значительная часть столкновений между частицами реагирующих веществ приводит к их взаимодействию, и скорость такой реакции очень большая. Все реакции ионного обмена протекают практически мгновенно, т.к. в этих реакциях участвуют разноименнозаряженные частицы, и энергия активации в этих случаях ничтожно мала.
Если Еакт > 120 кДж/моль, то это означает, что лишь ничтожная часть столкновений между взаимодействующим частицами приводит к реакции. Скорость таких реакций очень мала. Например, протекание реакции синтеза аммиака при обычной температуре заметить практически невозможно.
Если Еакт имеют промежуточные значения (40 – 120 кДж/моль), то скорость таких реакций будут средними. К таким реакциям можно отнести взаимодействие натрия с водой или этанолом, обесцвечивание этиленом бромной воды и др.
2) Температура: при ↑ t на каждые 100 С, υ ↑ в 2-4 раза (правило Вант-Гоффа).
υ2 = υ1 ∙ γ Δt/10
При ↑ t, ↑ количество активных частиц (с Еакт) и их активных соударений.
3) Концентрация: чем больше, тем чаще происходят соударения и υ ↑. При постоянной температуре для реакции mA + nB = C по закону действующих масс:
υ = k ∙ СAm ∙ CBn
где k – константа скорости;
С – концентрация (моль/л)
Закон действующих масс:
Скорость химической реакции пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, взятых в степенях, равных их коэффициентам в уравнении реакции.
З.д.м. не учитывает концентрации реагирующих веществ, находящихся в твердом состоянии, т.к. они реагируют на поверхности и их концентрации обычно остаются постоянными.
4) Катализаторы – вещества, которые изменяют механизм реакции, уменьшают Еакт => υ ↑.
Механизм действия катализаторов обычно объясняют образованием промежуточных соединений с одним из реагирующих веществ.
Так, если медленно протекающую реакцию А + В = АВ вести в присутствии катализатора К, то катализатор вступает в химическое взаимодействие с одним из исходных веществ, образуя непрочное промежуточное соединение: А + К = АК.
Реакция протекает быстро, так как энергия активации этого процесса мала. Затем промежуточное соединение АК взаимодействует с другим исходным веществом, выделяя катализатор К в свободном состоянии: АК + В = АВ + К.
Катализаторы остаются неизменными по окончании реакции.
Ингибиторы – вещества, которые ↓ υ
5) Для гетерогенных реакций υ зависит также:
▪ от состояния поверхности соприкосновения реагирующих веществ. Растертый в порошок мел гораздо быстрее растворяется в соляной кислоте, чем равный по массе кусочек мела. В промышленности при производстве серной кислоты для увеличения поверхности соприкосновения обжиг колчедана проводят в «кипящем слое».
3. Химическое равновесие. Факторы, влияющие на смещение равновесие.
Химические реакции по направлению их протекания можно разделить
Необратимые реакции протекают только в одном направлении (реакции ионного обмена с ↑, ↓, мдс, горения и некоторые др.)
Например, AgNO3 + HCl → AgCl↓ + HNO3
Обратимые реакции при одних и тех же условиях протекают в противоположных направлениях (↔).
Например, N2 + 3H2 ↔ 2NH3
Состояние обратимой реакции, при котором υ→ = υ← называется химическим равновесием.
Химическое равновесие – динамическое.
Чтобы реакция на химических производствах проходила как можно полнее, необходимо сместить равновесие в сторону продукта. Для того, чтобы определить, как тот или иной фактор изменит равновесие в системе, используют принцип Ле-Шателье (1844 г.):
Если на систему, находящуюся в состоянии равновесия, оказать внешнее воздействие (изменить t, р, С), то равновесие сместится в ту сторону, которая ослабит это воздействие.
Равновесие смещается:
1) при ↑ Среаг равновесие смещается в сторону прямой реакции (→),
при ↑ Спрод равновесие смещается в сторону обратной реакции (←) ;
2) при ↑ p (для газов) - в сторону уменьшения объема,
при ↓ р – в сторону увеличения V;
если реакция протекает без изменения числа молекул газообразных веществ, то давление не влияет на равновесие в данной системе.
3) при ↑ t – равновесие смещается в сторону эндотермической реакции (- Q),
при ↓ t – равновесие смещается в сторону экзотермической реакции (+ Q).
Катализатор не смещает равновесие, но ускоряет его достижение.
4. Окислительно-восстановительные реакции. Метод электронного баланса
Окислительно-восстановительными реакциями называют процессы, сопровождающиеся переходом электронов от одного атома к другому, что ведёт к изменению степени окисления атомов элементов, участвующих в реакции.
Основные понятия теории окислительно-восстановительных реакций:
1. Окисление - процесс отдачи электронов; степень окисления при этом повышается.
Al0 - 3ē → Al+3
2. Восстановление - процесс присоединения электронов; степень окисления при этом понижается.
S0 +2ē → S-2
3. Окислитель – вещество, в состав которого входит элемент, способный принимать электроны.
4. Восстановитель – вещество, в состав которого входит элемент, отдающий электроны.
Окисление всегда сопровождается восстановлением, восстановление всегда связано с окислением.
В общем виде окислительно-восстановительную реакцию можно представить схемой:
nе-

Восстановитель + окислитель = продукты реакции


Оба процесса в системе протекают одновременно, причём число электронов, отданных в процессе окисления, равно общему числу электронов, присоединённых в процессе восстановления.

Степень окисления – это условный заряд атома в соединении, вычисленный исход из предположения, что соединение состоит только из ионов.
Правила вычисления степени окисления (с.о.)
В молекулах простых веществ степень окисления (с.о.) атомов равна нулю
У кислорода в соединениях степень окисления равна – 2, исключение составляет: фторид кислорода ОF2, где с.о. = +2; пероксиды Н2О2, Nа2О2, где с.о. = – 1
У водорода в соединениях степень окисления равна +1, исключение гидриды щелочных и щелочноземельных металлов, например, NаН, СаН2 его с.о. водорода = – 1
У фтора, как наиболее электроотрицательного элемента, во всех соединениях степень окисления равна – 1
Степень окисления металлов всегда положительная и численно равна валентности металла в соединении.
Степень окисления щелочных и щелочноземельных металлов в соединениях равна, соответственно, +1 и +2.
Алгебраическая сумма степеней окисления атомов в молекуле равна нулю, а в ионе – заряду иона.
7. Высшая (максимальная) степень окисления элемента, как правило, равна номеру группы, в которой находится элемент в периодической системе.
8. Низшая (минимальная) степень окисления металлов равна нулю. Низшая степень окисления неметаллов обычно равна: (номер группы, в которой находится элемент – 8)
9. Значения степеней окисления элемента между высшей и низшей степенями окисления называются промежуточными.
Степень окисления позволяет предугадать окислительные и восстановительные свойства.
Как известно, некоторые элементы имеют постоянные степени окисления во всех или в большинстве сложных веществ. Для таких элементов изменение степеней окисления нехарактерно. А вот элементы с переменной степенью окисления, как правило, легко её изменяют, т.е. могут участвовать в процессах отдачи или присоединения электронов.
Вещества, содержащие элементы в высшей степени окисления, могут быть только окислителями, (атомы элементов могут только принимать электроны).
Вещества, содержащие элементы низшей степени окисления, могут быть только восстановителями, (атомы элементов могут только отдавать электроны).
Вещества, содержащие элементы в промежуточных степенях окисления, обладают окислительно-восстановительной двойственностью, они могут быть как окислителями, так и восстановителями, в зависимости от партнера реакции.
Например,
Н2S+6 О4 – высшая с.о., окислитель
Н2S-2 – низшая с.о., восстановитель;
Н2S+4О3 - промежуточная с.о., восстановитель и окислитель
Важнейшими окислителями являются:
а) простые вещества – неметаллы с наибольшими значениями электроотрицательности - фтор F2, кислород O2
б) сложные вещества, молекулы которых содержат элемент в высшей степени окисления - перманганат калия KMnO4, хромат и дихромат калия К2CrO4 и К2Cr2O7, азотная кислота HNO3 и её соли – нитраты, концентрированная серная кислота H2SO4, оксид свинца (IV) РbO2 и др.
Важнейшими восстановителями являются:
а) все простые вещества – металлы. Наиболее активными восстановителями являются щелочные и щелочноземельные металлы, магний Mg, алюминий Al, цинк Zn.
б) сложные вещества, молекулы которых содержат элемент в низшей степени окисления – аммиак NH3, сероводород H2S и сульфиды металлов, галогеноводороды (HCl, HBr, HI) и галогениды металлов, нитриды и фосфиды металлов Na3N, Ca3P2 и др.
в) к широко применяемым в промышленности восстановителям относятся водород Н2, углерод С (в виде угля или кокса) и оксид углерода (II)СО.
Среди веществ с промежуточной степенью окисления, есть вещества, для которых более характерными являются или окислительные, или восстановительные свойства.
Обычно являются окислителями – галогены Cl2, Br2, хлорноватистая кислота HClO и её соли гипохлориты, хлораты KClO3 и др., оксид марганца MnO2 (IV), соли железа (III) FeCl3 и др.
Обычно являются восстановителями – сульфиты Na2SO3, соли железа (II) FeSO4 и др.
Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций и расстановка коэффициентов методом электронного баланса.
ПРИМЕР 1.
Составим уравнение реакции каталитического окисления аммиака кислородом.
Запишем схему реакции:
NH3 + O2→ NO + H2O
Расставляем степени окисления:
-3 0 +2 –2 -2
NH3 + O2→ NO + H2O
Находим окислитель и восстановитель:
- 3 +2
N → N
0 - 2
О2→ 2О
Считаем приобретаемые и отдаваемые электроны (не забывая, что в молекуле кислорода два атома):
- 3 +2
N - 5ē → N
0 - 2
О2 +4ē → 2О
Находим наименьшее общее кратное (устно) и основные коэффициенты:
- 3 +2
N - 5ē → N 4
0 - 2 20
О2 +4ē → 2О 5
4NH3 + 5O2 → 4NO + 6H2O
Контрольные вопросы для закрепления:
1. В 2 пробирки налили одинаковые объёмы раствора серной кислоты и одновременно опустили в одну – железный гвоздь, в другую – железные опилки. Сравните скорости реакций в обеих пробирках и объясните причину их различия.
2. Как сместиться химическое равновесие реакции 2СО + О2 ↔ 2СО2 + Q при
а) повышении температуры;
б) повышении давлении
3. Определите высшую и низшую степень окисления
а) азота
б) хлора
Лекция № 8
Тема: Окислительно-восстановительные реакции (метод полуреакций)
План:
1) Баланс кислорода.
2) Электронно-ионный метод (метод полуреакций)
1. Баланс кислорода
Для составления уравнений окислительно-восстановительных реакций, протекающих в растворах, часто применяют электронно-ионный метод. С помощью этого метода находят коэффициенты ко всем веществам, участвующим в реакции – окислителю, восстановителю, среде.
При расстановке коэффициентов электронно-ионным методом необходимо учитывать среду раствора, в которой протекает реакция и баланс кислорода (таблица 1).
Таблица 1.
Баланс кислорода
Среда реакции Избыток атомов
кислорода Недостаток атомов
кислорода
кислая … + 2nH+ → nH2O + …
… + nH2O → 2 nH+ + …
нейтральная … + nH2O → 2 nOH- + …
… + nH2O → 2 nH+ + …
щелочная … + nH2O → 2 nOH- + …
… + 2 nOH- → nH2O + …
«Избыток» атомов кислорода в левой части уравнения связывается либо в воду (кислая среда), либо в гидроксогруппы (нейтральная и щелочная).
«Недостаток» же атомов кислорода, напротив, возмещается из воды (кислая и нейтральная среды) и из удвоенного числа гидроксогрупп (щелочная среда).
2. Электронно-ионный метод (метод полуреакций)
Метод основан на составлении частных уравнений реакций восстановления окислителя (молекулы или иона) и окисления восстановителя (молекулы или иона). При этом руководствуются правилами составления ионных уравнений: слабые электролиты и малорастворимые вещества записываются в молекулярном виде.
Достоинства метода:
1. Рассматриваются реально существующие частицы. На самом деле в растворе нет таких ионов, как например, Mn+7, Cr+6, S+6 , а есть ионы MnO4-, CrO42-, SO42-.
2. Не нужно рассчитывать степени окисления атомов, достаточно знать заряд иона.
3. Может быть использован для уравнения реакций между веществами, имеющими атомы с дробными степенями окисления
4. Видна роль среды как активного участника всего процесса. Среда влияет на протекание окислительно-восстановительных реакций.
5. Необязательно знать все образующиеся в результате реакции вещества, они появляются при составлении полуреакций.
Для составления уравнений полуреакций необходимо помнить: число атомов каждого вида в левой и правой частях полуреакций должно быть одинаковым.
Рассмотрим электронно-ионный метод на пример окисления сульфита натрия перманганатом калия в различных средах. Сульфит натрия окисляется до сульфата, KMnO4 восстанавливается до различных продуктов в зависимости от среды раствора (рисунок 1).

Рисунок 1 ‒ Продукты восстановления KMnO4 в разных средах.

Кислая среда (рН< 7)

KMnO4+ Na2SO3 +H2SO4→ MnSO4+ K2SO4 + Na2SO4 + H2O
Составление полуреакций начинают с нахождения ионов и молекул, которые в процессе реакций изменяют свой заряд или состав или заряд и состав одновременно. Для этого удобно представить уравнение в ионном виде
K+ +MnO4 -+2Na+ + SO32- + 2H+ +SO42 → Mn2+ +SO42-+ 2K+ +SO42- +2Na+ + SO42- + H2O
Из ионного уравнения видно, что в ходе реакции произошли следующие изменения:
MnO4 -→ Mn2+
SO32- → SO42-
Для этих частиц составляем полуреакции:
MnO4 - +8H++5℮ → Mn2++ 4H2O
Среда кислая, избыток кислорода, значит, в левую часть уравнения добавляем Н+, а
в правую – Н2О. Уравняем атомы кислорода и водорода.
Подсчитаем суммарный заряд в левой и правой частях уравнения
MnO4 - +8H+ → Mn2++ 4H2O

+7 +2
В данной полуреакции для компенсации избыточного положительного заряда слева требуется добавить 5 электронов.
SO32- + H2O - 2ē → SO42-+2H+
Среда кислая, недостаток кислорода, значит в левую часть уравнения добавляем Н2О, а в правую - Н+ . Уравняем атомы кислорода и водорода.
Подсчитаем суммарный заряд в левой и правой частях уравнения
SO32- + H2O → SO42-+2H+
-2 0
Для перехода от заряда -2 к заряду 0 необходимо отнять 2 электрона.
Для уравнения полуреакций подбираем коэффициенты, чтобы количество отданных и принятых электронов было одинаковым:
MnO4 - +8H++5℮→ Mn2++ 4H2O 5 2
10
SO32- + H2O - 2ē → SO42-+2H+2 5
Умножаем полуреакции на найденные коэффициенты и складываем уравнения почленно
2MnO4 - +16H++ 5SO32- + 5H2O → 2Mn2++ 8H2O + 5SO42-+10H+
После исключения подобных членов получаем
2MnO4 - +6H++ 5SO32- → 2Mn2++ 3H2O + 5SO42-
Получаемое сокращенное ионное уравнение отражает сущность процесса, указывает какие именно частицы и в каком соотношении вступают в реакцию.
Коэффициент к K2SO4 определен по количеству ионов калия в левой части уравнения.
2KMnO4+5 Na2SO3 +3H2SO4→ 2MnSO4+ K2SO4 + 5Na2SO4 + 6H2O
Нейтральная среда (рН =7)
В нейтральной среде перманганат калия восстанавливается до оксида марганца (IV)
KMnO4 + Na2SO3 + H2O → MnO2 +Na2SO4 + KOH
Представим уравнение в ионном виде
K+ + MnO4 -+2Na+ + SO32- + H2O → MnО2+2Na+ + SO42- + K + +OH-
Из ионного уравнения видно, что в ходе реакции произошли следующие изменения:
MnO4 -→ MnО2
SO32- → SO42-
Составим полуреакции с учетом среды и баланса кислорода
MnO4- + 2H2О+3ē = MnO2 + 4OH-32
6
SO32- + H2O - 2ē → SO42-+2H+-23
Умножаем полуреакции на найденные коэффициенты и складываем уравнения почленно
2MnO4 - +4H2O + 3SO32- + 3H2O → 2MnO2 + 8OH- + 3SO42-+6H+

6Н2О + 2ОН-
После исключения подобных членов получаем
2MnO4 - + 3SO32- + H2O → 2MnO2 + 2OH- + 3SO42
2KMnO4 + 3Na2SO3 + H2O → 2MnO2 +3Na2SO4 + 2KOH
Щелочная среда (рН > 7)
В щелочной среде перманганат-ион восстанавливается до манганта-иона MnO42-
KMnO4 + Na2SO3 + KOH → K2MnO4 +Na2SO4 + H2O
Представим уравнение в ионном виде
K+ + MnO4 -+2Na+ + SO32- + K + +OH- → 2K+ +MnO42- +2Na+ + SO42- + H2O
Из ионного уравнения видно, что в ходе реакции произошли следующие изменения:
MnO4 -→ MnО42-
SO32- → SO42-
Составим полуреакции с учетом среды и баланса кислорода
MnO4- +1 ē → MnO42-12
2
SO32- + 2ОH- - 2ē → SO42-+ H2О21
Умножаем полуреакции на найденные коэффициенты и складываем уравнения почленно
2MnO4- + SO32- + 2ОH- →2MnO42- + SO42-+ H2О
Подставим найденные коэффициенты в молекулярное уравнение
2KMnO4 + Na2SO3 + 2KOH → 2K2MnO4 +Na2SO4 + H2O
При составлении уравнений окислительно-восстановительных реакций следует знать важнейшие окислители и восстановители и продукты реакции.
В ОВР с участием перманганата калия, а также хромата (дихромата) калия удобно пользоваться следующими схемами:
1) KMnO4 + …. + H2SO4 → K2SO4 + MnSO4 + ….. + H2O
ок-ль восст-ль среда
2) KMnO4 + …. + HCl → KCl + MnCl2 + ….. + H2O
ок-ль восст-ль среда
3) KMnO4 + …. + KOH → K2Mn O4 + …. + H2O
ок-ль восст-ль среда
4) KMn+7O4 + …. + H2O → MnO2 + …. + KOH
ок-ль восст-ль среда
5) K2CrO4 + ….. + H2SO4 → K2SO4 + Cr2 (SO4)3 + ….. + H2O
K2Cr2O7
ок-ль восст-ль среда
Наиболее часто встречаемые окислители и продукты их восстановления, а также восстановители и продукты их окисления представлены в таблицах 2 и 3.
Таблица 2.
Типичные окислители и продукты их восстановления
Окислитель Продукт восстановления Уравнение полуреакции
восстановления
MnO4-в кислой среде Mn2+ MnO4- + 8H+ +5ē = Mn2+ 4H2O
MnO4- в нейтральной среде MnO2
MnO4- + 2H2О +3ē = MnO2 + 4OH-
MnO4- в щелочной среде MnO42-
MnO4- + ē = MnO42-
HNO3(к)
с тяжелыми металлами и неметаллами NO2
NO3- + 2H+ + ē = NO2 + H2O
HNO3(к)
с активными металлами NO NO3- + 4H+ + 3ē = NO + 2H2O
HNO3 (р)
с тяжелыми металлами NO NO3- + 4H+ + 3ē = NO + 2H2O
HNO3 (р)
с активными металлами NH3, NH4NO3 NO3- + 10H+ + 8ē = NH4+ + 3H2O
Cr2O72- Cr3+
Cr2O72-- + 14H+ + 6ē = 2Cr3+ + 7H2O
O2 O-2 O02+ 4ē =2 O-2
H2 O2 H2O H2 O2 + 2H+ + 2ē = 2H2O
H2SО4(к)
SO2 SО42-+ 4H+ + 2ē = SO2+2H2O

Таблица 3.
Типичные восстановители и продукты их окисления
Восстановитель Продукт окисления Уравнение
полуреакции окисления
H2
H2O
H20 - 2ē = 2H+
H2S
S H2S- 2ē = S +2H+
SO32-
SO42-
SO32- + H2O - 2ē = SO42-+2H+
Hal-
Hal2
Hal- - 2ē = Hal2
Cr3+ в щелочной среде
CrO42- Cr3++ 8 OH- - 3ē = CrO42-+4H2O
Cr3+в кислой среде Cr2O72- Cr3+- + 7H2O - 6ē = Cr2O72-+14H+
Fe2+ Fe3+ Fe2+ -ē = Fe3+

Контрольные вопросы для закрепления:
1. Выберите вещество, которое будет участвовать в полуреакции (среда кислая)
ClO3- + …→ Cl-
а) Н+
б) Н2О
в) ОН-
Закончите полуреакцию.
2. Подберите коэффициенты в ОВР электронно-ионным методом:
KI + KNO3 + H2SO4 → I2 + K2SO4 + NO + H2O
K2СrO4 + NaNO3 +H2SO4→ ….+…. +…. + …..
Лекция № 9
Тема: Галогены
План:
1) Общая характеристика элементов VII А группы периодической системы Д. И. Менделеева.
2) Распространение в природе и физические свойства галогенов
3) Хлор, способы получения, химические свойства.
4) Кислородные соединения хлора.
5) Галогеноводороды. Качественные реакции на хлорид, бромид и иодид-ионы.
1. Общая характеристика элементов VII А группы периодической системы Д. И. Менделеева.
К галогенам относятся элементы 7А группы - фтор 9F, хлор 17Cl, бром 35Br, йод 53I, астат 85At.
Первые четыре элемента встречаются в природе в виде соединений, астат получен только искусственным путем и неустойчив (радиоактивен, недостаточно изучен).
Строение внешней электронной оболочки … пs2 np5.
Галогены относятся к p- элементам.
Атомы галогенов имеют на внешнем энергетическом уровне семь электронов. Распределение электронов внешнего энергетического уровня в основном состоянии:


↑↓
↑↓

↑↓


np5
пs2
Так как у атомов галогенов на внешнем электронном слое имеется один
неспаренный электрон, для них характерная валентность I.
Кроме фтора, у атомов всех галогенов в возбужденном состоянии может увеличиваться число неспаренных электронов, поэтому галогены в соединениях могут проявлять валентность III, V, VII.
Например, атом хлора в основном состоянии проявляет валентность
равную I:

У атома хлора возможны три возбужденных состояния со следующими электронными конфигурациями:
валентность равна III

валентность равна V
валентность равна VII
В соединениях с водородом и металлами галогены проявляют характерную степень окисления -1. Данная степень окисления является низшей для галогенов, поэтому ионы галогенов (кроме F-) способны отдавать электрон и поэтому являются только восстановителями.
Восстановительная способность галогенид-ионов увеличивается в ряду:
Cl- → Br- → I-
Во всех кислородсодержащих соединениях галогены, кроме фтора, проявляют положительные степени окисления +1, +3, +5, +7.
HCl- HCl+1OHCl+3O2 HCl+5O3HCl+7O4

В пределах каждого периода галогены являются наиболее электроотрицательными элементами, обладающими наибольшим сродством к электрону (радиусы галогенов приближаются к таковым инертных газов)
Сверху вниз в подгруппе с ростом порядкового номера
радиус атома ↑
неметаллические свойства ↓
электроотрицательность ↓
окислительные свойства ↓
восстановительные свойства ↑
В свободном состоянии галогены существуют в виде двух атомных молекул, атомы галогенов связаны друг с другом ковалентной неполярной связью:

2. Распространение в природе и физические свойства галогенов
Из галогенов в земной коре наиболее распространены хлор и фтор. Массовые доли галогенов в земной коре составляют: хлора – 0,045%, фтора – 0,027%, брома – l,6 ∙ I0-4 %, йода 3∙10-5 %. Астат встречается в очень незначительных количествах в продуктах распада природных радиоактивных веществ.
Важнейшими фторсодержащими минералами являются флюорит CaF2, криолит Nа3[АlF6] и фторапатит Са5(РО4)3F. Хлор входит в состав каменной соли (галита) NaCl, сильвинита KCl ∙ NaCl и других природных соединений. Много хлора (в виде различных хлоридов) содержится в морской воде. Основными природными источникам брома и йода являются вода озер и морская вода. Соединения йода имеются также в буровых водах, сопутствующих нефти.
Физические свойства:
Ядовиты, с резким запахом
фтор F2 – бледно-желтый газ,
хлор Cl2 - желто-зеленый газ, легко сжижающийся,
бром Br2 – тяжелая красно-бурая жидкость,
йод I2 - серо-фиолетовые кристаллы с металлическим блеском.
Растворимость галогенов в воде в подгруппе сверху вниз уменьшается. Фтор разлагает воду. Хлор и бром сравнительно растворимы в воде, раствор хлора в воде называется хлорной водой, раствор брома в воде – бромной водой. Йод в воде очень мало растворим. Бром и йод хорошо растворяются в органических растворителях – спирте, бензоле и др. Йод также хорошо растворяется в растворах собственных солей, например, в растворе иодида калия.
3. Хлор, способы получения, химические свойства
Получение
1. электролиз водного раствора или расплава хлорида натрия
2NaCl (электрический ток) → 2Na + Cl2
2. в лаборатории
4НСl(конц.) + МnО2 = МnC12+ Cl2 + 2Н2О
16HCI(конц) + 2KmnO4 =2КСl + 2MnCl2 + 5Cl2 + 8Н2О (рассмотреть как ОВР)
Химические свойства
Все галогены относятся к неметаллам и являются наиболее типичными представителями этого класса.
1. Взаимодействие с металлами:
2Na + Cl2 = 2NaCl
2. Взаимодействие с неметаллами (водородом, фосфором, серой и др.) например:
Н2 + Cl2 =2HCl
Реакция хлора с водородом сильно ускоряется при нагревании смеси реагентов или под воздействием света.
Эта реакция протекает в несколько стадий с образованием радикалов (радикал – атом с непареным электроном). Под воздействием света или при нагревании молекулы распадаются на радикалы хлора: Cl2 → 2Cl-
Радикалы хлора реагируют с молекулами водорода с образованием радикала водорода, который затем реагирует с молекулой хлора с образованием радикала хлора:
Cl . + Н2 = НСl + H .
Н . + Cl2 = НСI + Cl .
Механизм таких реакций называется цепной свободнорадикальный.
3. Взаимодействие с водой:
Cl2 + H2O = НСl + НclO
4. Взаимодействие со щелочами (ОВР диспропорционирования)
При пропускании хлора через раствор гидроксида калия, протекает реакция
Cl2 + 2КОН = КСl + КсlO + Н2О
Если раствор щелочи нагреть до l000С, то в продуктах реакции появляется хлорат калия KсlO3:
ЗСl2 + 6КОН = 5КСl + КсlOз + 3 Н2О
2Сl2 + 2Са(ОН)2 = СаСl2 + Са(СlO)2 + 2Н2О
«хлорная известь»
5. Окислительные свойства галогенов
Свободные галогены – сильные окислители, что видно на примерах их реакций с металлами и неметаллами. Окислительная способность галогенов снижается в ряду фтор F2 → хлор С12 → бром Вr2 → иод I2.
Поэтому галоген может замещать другие галогены, стоящие правее в ряду, из их соединений с металлами.
2КВr + Сl2 = Br2 + 2KCl
2КI + Сl2 = I2 + 2KCl
2KI + Br2 = I2 + 2KCl
Галогены с более сильной окислительной способностью могут окислять галогены, являющиеся менее сильными окислителями, например, хлор выступает как окислитель, а бром, как восстановитель в следующей реакции:
Br2+ 5Cl2 + 12KOH = 2KbrO3 + 10KCl + 6 H2O
4. Кислородные соединения хлора
Все галогены, кроме фтора, образуют соединения, в которых они обладают положительной степенью окисления. Наиболее важными из них являются кислородсодержащие кислоты галогенов типа НнаlOn (п = 1 – 4) и соответствующие им соли и ангидриды.
Такие соединения наиболее характерны для хлора, для которого известны четыре кислоты (таблица 1).

Таблица 1.
Кислородные кислоты хлора
Степень Название Название Сила
Кислота окисления кислоты аниона кислоты
хлора НClO +1 Хлорноватистая Гипохлорит очень
слабая
HClO2
+3 Хлористая Хлорит слабая
HClO3 +5 Хлорноватая Хлорат сильная
HClO4 +7 Хлорная Перхлорат очень
сильная
Сила кислот изменяется весьма существенно в ряду НСlO – НСlO4.
Для наглядности понимания такого различия рекомендуем вам изобразить структурные формулы кислот. Сила кислот зависит от способности к диссоциации по связи О‒Н. В ряду НСlO – НСlO4 число атомов кислорода, связанных с центральным атомом хлора увеличивается. Каждый раз, когда образуется новая связь кислорода с хлором, от атома хлора, а, следовательно, и от первичной связи O‒CI оттягивается некоторая доля электронной плотности. В результате этого часть электронной плотности оттягивается и от связи О‒Н, которая за счет этого ослабляется.
Такая закономерность - усиление кислотных свойств с возрастанием
степени окисления центрального атома - характерна не только для хлора, но и для других элементов.
Из солей кислородсодержащих кислот широко известныбертолетова соль (хлорат калия) КСlO3 и хлорная ("белильная») известь.
Хлорную известь получают действием хлора на гидроксид кальция:
2Cl2 + Ca(OH)2 = CaCl2 + Са(ОСl)2 + 2Н2О.
Полученную смесь солей называют хлорной известью
5. Галогеноводороды
Галогеноводороды - фтороводород HF, хлороводород HCI, бромоводород НВг, йодоводород HI – газообразные бесцветные соединения, легко растворимы в воде.
Водные растворы являются кислотами: фтороводородная (плавиковая) HF, хлороводородная (соляная) HCI, бромоводородная НВг, йодоводородная HI.
Фтороводород и соответствующая кислота – очень едкие вещества, их нельзя хранить в стеклянных сосудах, так как HF взаимодействует с оксидом кремния (IV), который входит в состав стекла:
4HF+ SiO2 = SiF4 + 2H2O
Фтороводородную кислоту хранят в сосудах из пластмасс или покрытых изнутри парафинам.
В ряду кислот HF – HCI – НВг – HI кислотные свойства усиливаются.
Сверху вниз в подгруппе галогенов с увеличением заряда ядра атома увеличиваются радиусы атомов, поэтому связь Н‒Гал ослабевает. Под действием диполей воды от молекулы HI легче всего отщепляется ион водорода, поэтому из всех бескислородных кислот йодоводородная кислота самая сильная.
Получение галогеноводородов.
Фтороводород HF получают по реакции между фторидом кальция и концентрированной серной кислотой:
CaF2+ H2SO4 = CaSO4 + 2HF
Основной метод получения хлороводорода HCI в промышленности заключается в синтезе его из простых веществ – водорода и хлора:
Н2 + Cl2 = 2HCl
В лаборатории его можно получить действием концентрированной серной кислоты на твердый хлорид натрия:
NaCl + H2SO4 = NaHSO4 + НСl
Бромоводород НВг и йодоводород HI получают в промышленности из простых веществ в присутствии катализаторов:
Н2 + Br2 = 2HBr
Н2 + I2 = 2HI
Хлороводородная (соляная) кислота представляет собой бесцветную жидкость. Массовая доля НСl в концентрированном водном растворе при 200 С достигает 40%. В промышленности ее получают, поглощая водой хлороводород, синтезированный из простых веществ.
Эта кислота обладает всеми характерными свойствами кислот, взаимодействуя со многими металлами, основными оксидами, основаниями и солями, например:
Mg + 2НСl = MgCl2+ H2
Na2O + 2НСl = 2NaCl + H2O
Сu(ОН)2 + 2НСl = СuСl2 + 2H2O
Pb(NO3)2 + 2НСl = PbCl2+ 2НNО3
Все общие свойства кислот проявляют также бромоводородная и йодоводородная кислоты.
Солями галогеноводородных кислот являются галогениды металлов: фториды, хлориды, бромиды и йодиды.
Газообразные НCI, НВг, HI, а также соответствующие кислоты и их соли проявляют свойства восстановителей, причем восстановительная способность усиливается от HCI к HI. HF и фториды восстановительных свойств не проявляют:
MnO2 + 4HCl = MnCl2 + Cl2 + 2H2O
2KMnO4 + 10KI + 8H2SO4 = 2MnSO4 + 6K2SO4 + 5I2 + 8H2O

Метод обнаружения в растворах хлорид-, бромид- и йодид-ионов (качественные реакции) основан на реакции их с нитратом серебра, в результате которой образуются малорастворимые галогениды серебра:
Cl- + Ag+ = AgCl↓
Br-+ Ag+= AgBr↓
I- + Ag+ = AgI↓

Галогениды серебра выпадают в осадок характерного вида и цвета: белый творожистый для AgCl, светло-желтый для AgBr, желтый для AgI.
Контрольные вопросы для закрепления:
1. Каково строение внешнего электронного слоя галогенов? К какому электронному семейству они принадлежат?
2. Почему фтор проявляет во всех соединениях постоянную валентность?
3. Какой галогенид-ион является самым сильным восстановителем?
Лекция № 10
Тема: Халькогены
План:
1) Общая характеристика элементов VI А группы периодической системы
Д. И. Менделеева.
2) Кислород и его свойства. Соединения кислорода с водородом
3) Сера, распространение в природе, способы получения, физические и химические свойства.
4) Соединения серы -2, +4, +6. Качественные реакции на сульфиды, сульфиты, сульфаты.
1. Общая характеристика элементов VI А подгруппы периодической системы Д. И. Менделеева
В главную подгруппу VI группы входят пять элементов: кислород 8О, сера 16S, селен 34Se, теллур 52Te, полоний 84Po (полоний - радиоактивный элемент). Эти элементы имеют общее название «халькогены», что обозначает "образующие руды".
У атомов халькогенов одинаковое строение внешнего энергетического уровня …. пs2 пp 4. Халькогены относятся к p- элементам.
Атомы халькогенов имеют на внешнем энергетическом уровне шесть электронов. Распределение электронов внешнего энергетического уровня в основном состоянии:


↑↓

↑↓


np4
пs2
У атома кислорода в основном состоянии на 2р-подуровне два неспаренных электрона. Его электроны не могут разъединяться, поскольку отсутствует d-подуровень на внешнем (втором) уровне, т.е. отсутствуют свободные орбитали. Поэтому валентность кислорода всегда равна двум, а степень окисления – 2 и +2.
Для других элементов данной подгруппы возможно возбужденное состояние, при этом увеличивается число неспаренных электронов, и элементы могут проявлять степень окисления +4, +6.
Халькогены – окислители, но более слабые, чем галогены. Для завершения октета атомы халькогенов присоединяют по 2 недостающих электрона и в соединениях с водородом и металлами имеют отрицательную степень окисления – 2.
Э0 + 2 е- → Э-2
Окислительная способность халькогенов уменьшается в ряду: О20 – S0 – Se0 – Te0
Халькогенид – ионы могут только отдавать электроны и поэтому являются восстановителями
Э-2 - 2 е- → Э0
Восстановительная способность халькогенид-ионов увеличивается в ряду:
О-2 – S-2 – Se-2 – Te-2
Водородные соединения элементов подгруппы отвечают формуле Н2R. При растворении их в воде образуются кислоты (формулы те же). Сила этих кислот возрастает с ростом порядкового номера элемента, что объясняется уменьшением энергии связи в ряду соединений Н2S, Н2Se, Н2Те.
Сера, селен, теллур образуют одинаковые формы соединений с кислородом типа RO2, RО3, им соответствуют кислоты типа Н2RO4, Н2RОз. С ростом порядкового номера сила этих кислот убывает.
Аналогично галогенам в подгруппе кислорода сверху вниз с увеличением заряда ядра атома закономерно изменяются свойства:
радиус атома увеличивается
неметаллические свойства ↓
металлические свойства ↑
электроотрицательность ↓
окислительные свойства ↓
восстановительные свойства ↑
2. Кислород и его свойства. Соединения кислорода с водородом
Распространение в природе
Кислород - самый распространенный на Земле элемент. Вместе с азотом и незначительным количеством других газов свободный кислород образует атмосферу Земли. Его содержание в воздухе составляет 20,95% по объему или 23,15% по массе. В земной коре 58% атомов - это атомы связанного кислорода(47% по массе). Кислород входит в состав воды (запасы связанного кислорода в гидросфере исключительно велики), горных пород, многих минералов и солей, содержится в жирах, белках и углеводах, из которых состоят живые организмы. Практически весь свободный кислород Земли возник и сохраняется в результате процесса фотосинтеза.
Физические свойства
Кислород - газ без цвета, вкуса и запаха, немного тяжелее воздуха. В воде малорастворим (в 1 л воды при 20 градусах растворяется 31 мл кислорода), но всё же лучше, чем другие газы атмосферы, поэтому вода обогащается кислородом. Плотность кислорода при нормальных условиях 1,429г/л. При температуре -1830 С и давлении 101,325 кПа кислород переходит в жидкое состояние. Жидкий кислород имеет голубоватый цвет, втягивается в магнитное поле, а при -218,7°С, образует синие кристаллы.
Природный кислород имеет три изотопа О16 , О17, О18.
Для кислорода характерная аллотропия.
Аллотропия- способность химического элемента существовать в виде двух или нескольких простых веществ, отличающихся лишь числом атомов в молекуле, либо строением.
Озон О3 – существует в верхних слоях атмосферы на высоте 20-25 км от поверхности Земли и образует так называемый «озоновый слой», который защищает Землю от губительного ультрафиолетового излучения Солнца; бледно-фиолетовый, ядовитый в больших количествах газ со специфическим, резким, но приятным запахом. Температура плавления равна-192,70 С, температура кипения-111,90 С. В воде растворим лучше кислорода.
Озон - сильный окислитель. Его окислительная активность основана на способности молекулы разлагаться с выделением атомного кислорода:
О3 =О2 + О
Он окисляет многие простые и сложные вещества. С некоторыми металлами образует озониды, например озонид калия:
К + О3 = КО3
Озон получают в специальных приборах - озонаторах. В них под действием электрического разряда происходит превращение молекулярного кислорода в озон:
3О2 = 2О3
Аналогичная реакция происходит и под действием грозовых разрядов.
Применение озона обусловлено его сильными окислительными свойствами: он используется для отбеливания тканей, обеззараживания питьевой воды, в медицине как дезинфицирующее средство.
Вдыхание озона в больших количествах вредно: он раздражает слизистые оболочки глаз и дыхательных органов.

Химические свойства
В химических реакциях с атомами других элементов (кроме фтора) кислород проявляет исключительно окислительные свойства.
Важнейшее химическое свойство кислорода - способность образовывать оксиды почти со всеми элементами. При этом с большинством веществ кислород реагирует непосредственно, особенно при нагревании.
В результате этих реакций, как правило, образуются оксиды, реже – пероксиды:
2Са + О2= 2СаО
2Ва + О2 = 2ВаО
2Na + O2 = Na2O2
При нагревании сера, углерод, фосфор горят в кислороде.
Взаимодействие кислорода с азотом начинается лишь при температуре 12000 С или в электрическом разряде:
N2 + О2 = 2NО
С водородом кислород образует воду:
2Н2 + О2 = 2Н2О
В процессе этой реакции выделяется значительное количество теплоты.
Смесь двух объемов водорода с одним кислорода при поджигании взрывается; она носит название гремучего газа.
Многие металлы при контакте с кислородом воздуха подвергаются разрушению - коррозии. Некоторые металлы в обычных условиях окисляются лишь с поверхности (например, алюминий, хром). Образующаяся пленка оксида препятствует дальнейшему взаимодействию.
4Al + 3O2 = 2Al2O3
Кислород не взаимодействует непосредственно с галогенами, золотом, платиной, их оксиды получаются косвенным путем.
Сложные вещества при определенных условиях также взаимодействуют с кислородом. При этом образуются оксиды, а в некоторых случаях - оксиды и простые вещества.
СН4+2О2=СО2+ 2Н2О
Н2S+О2=2SО2 +2Н2О
4NН3+ЗО2=2N2+6Н2О
4CH3NH2 + 9O2 = 4CO2 + 2N2 + 10H2O
При взаимодействии со сложными веществами кислород выступает в качестве окислителя. На окислительной активности кислорода основано его важное свойство- способность поддерживать горение веществ.
С водородом кислород образует также соединение – пероксид водорода Н2О2 – бесцветная прозрачная жидкость со жгучим вяжущим вкусом, хорошо растворимая в воде. В химическом отношении пероксид водорода очень интересное соединение. Характерна его малая устойчивость: при стоянии медленно разлагается на воду и кислород:
Н2О2 = Н2О + О2
Свет, нагревание, присутствие щелочей, соприкосновение с окислителями или восстановителями ускоряют процесс разложения.
Степень окисления кислорода в пероксиде водорода = - 1, т.е. имеет промежуточное значение между степенью окисления кислорода в воде (-2) и в молекулярном кислороде (0), поэтому пероксид водорода проявляет окислительно-восстановительную двойственность. Окислительные свойства пероксида водорода выражены гораздо сильнее, чем восстановительные, и проявляются они в кислой, щелочной и нейтральной средах:
H2O2 + 2KI + H2SO4 = K2SO4 + I2 + 2H2O
3. Сера, распространение в природе, способы получения, физические и химические свойства.
Сера 16S расположена в 3 малом периоде, 6 группе, главной подгруппе.
Аr (S) = 32
Электронная конфигурация 1s22s22p63s23p4
В основном состоянии у атома серы на внешнем энергетическом уровне находится 2 электрона. В возбужденном состоянии спаренные электроны s- и p – орбиталей могут переходить на свободные орбитали 3d –подуровня.
Возможные степени окисления: -2, 0, +4, +6.
Распространение в природе
Сера достаточно широко распространена в природе: массовая доли этого элемента в земной коре составляет 0,05%. Сера встречается в природе в виде простого вещества (самородная сера) и входит в состав многих минералов - сульфидов. Из них наиболее распространенные: пирит FeS2, халькопирит FеСuS2, киноварь HgS, медный блеск CuS, свинцовый блеск PbS, мирабилит (глауберова соль) Na2SO4∙10Н2O, гипс CaSO4∙ 2H2O. Сера входят в состав нефти, каменного угля, содержится в растительных и животных организмов (в составе белков).
Способы получения
Добыча серы производится из природных ее залежей или выплавкой из серосодержащих горных пород.
В лаборатории серу можно получить при неполном сгорании сероводорода или при сливании растворов сероводородной и сернистой кислот:
2H2S + O2 = 2H2O + 2S
2H2S + H2SO3 = 3H2O + 3S
Физические свойства
Известны три аллотропные модификации серы: α- сера, или ромбическая, β-сера, или моноклинная, и пластическая, или каучукоподобная.
Это кристаллические вещества, которые различаются формой кристаллов и некоторыми физическими свойствами.
Наиболее устойчивая модификация - ромбическая, именно в таком виде сера встречается в природе в свободном состоянии. Ромбическая сера состоит из циклических молекул S8, в которых атомы серы соединены одинарными ковалентными связями.
Ромбическая сера – твердое кристаллическое вещество желтого цвета, не растворяется в воде, хорошо растворяется в сероуглероде CS2, и некоторых других органических растворителях, температура ее плавления +112,8 0C, плотность 2,07 г/см 3.
Моноклинная сера окрашена в темно- желтый цвет, температура плавления 119,30С, плотность 1,96 г/см3.
При быстром охлаждении расплавленной серы образуется еще одна аллотропная модификация - пластическая сера, которая состоит из длинных молекул Sx (число x равно нескольким тысячам).
Химические свойства
Сера – типичный активный неметалл. Она реагирует с простыми и сложными веществами. В химических реакциях может быть как окислителем, так и восстановителем. Это зависит от окислительно-восстановительных свойств, с которыми она реагирует.
S0 + 2e- → S-2 (окислитель, при взаимодействии с водородом, металлами, некоторыми неметаллами, имеющими меньшую ЭО)
- 2e- → S+2
- 4e- → S+4
- 6e- → S+6
- 4e- → S+4
- 6e- → S+6
(восстановитель,
при взаимодействии
с кислородом, галогенами, кислотами-окислителями)

S0


1. Взаимодействие с металлами.
Сера, как типичный неметалл, взаимодействует со многими металлами, образуя сульфиды:
2Na + S = Na2S
Fе + S = FeS
Эти реакции протекают, как правила, при нагревании.
2. Взаимодействие с неметаллами.
Сера реагирует со многими неметаллами (кислородом, водородом, углеродом, галогенами и др.). При взаимодействии с кислородом она образует оксид серы (IV) или диоксид серы, а с водородом – сероводород:
S + О2 = SО2
Н2 + S = H2S
Реакции серы с неметаллами идут при нагревании.
3. Взаимодействие с кислотами.
Сера взаимодействует с кислотами, являющимися сильными окислителями, например, с концентрированными азотной и серной кислотами:
S + 6НNО3 = Н2SO4+ 6NO2 + 2Н2О
(конц.)
S + 4НNО3 = Н2SO4 + 4NO
(разб.)
S + 2H2SO4 = 3SO2+ 2Н2О;
(конц.)
4. Взаимодействие со щелочами (ОВР, диспропорционирования).
Сера растворяется в водных растворах щелочей при нагревании, например:
3S + 6NаОН == 2Na2S + Nа2SО3 + 3Н2О
4. Соединения серы -2, +4, +6. Качественные реакции на сульфиды, сульфиты, сульфаты.
Сероводород – H2S
Получение при взаимодействии
1. водорода с серой при t – 3000
H2 + S = H2S
2. при действии на сульфиды минеральных кислот:
Na2S + 2HCl =2NaCl + H2S↑
Физические свойства
газ без цвета, с запахом тухлых яиц, ядовит, тяжелее воздуха, растворяясь в воде, образует слабую сероводородную кислоту.
Химические свойства
Кислотно-основные свойства
1. Раствор сероводорода в воде – сероводородная кислота – является слабой двухосновной кислотой, поэтому диссоциациирует ступенчато:
H2S ↔ HS- + H+
HS- ↔ H- + S2-
2.Сероводородная кислота имеет общие свойства кислот, реагирует с металлами, основными оксидами, основаниями, солями:
H2S + Ca = CaS + H2
H2S + CaO = CaS + H2O
H2S + 2NaOH = Na2S + 2H2O
H2S + CuSO4 = CuS↓ + H2SO4
Все кислые соли – гидросульфиды – хорошо растворимы в воде. Нормальные соли- сульфиды - растворяются в воде по–разному: хорошо растворимыми являются сульфиды щелочных и щелочноземельных металлов, сульфиды остальных металлов в воде нерастворимы, а сульфиды меди, свинца, ртути и некоторых других тяжелых металлов не растворяются даже в кислотах (кроме азотной кислоты):
3CuS + 8HNO3=3Cu(NO3)2 + 3S + 2NO + 4H2O
Растворимые сульфиды подвергаются гидролизу – по аниону:
Na2S ↔ 2Na+ + S2-
S2- + HOH ↔HS- + OH-
Na2S + Н2О ↔ NaНS + NaOH
Качественной реакцией на сероводородную кислоту и её растворимые соли (т.е. на сульфид-ион S2-) является взаимодействие их с растворимыми солями свинца, при этом образуется осадок PbS черного цвета:
Na2S + Pb(NO3)2 = 2NaNO3 + PbS↓
Pb2+ + S2- = PbS↓
Окислительно-восстановительные свойства
Проявляет только восстановительные свойства, т.к. атом серы имеет низшую степень окисления -2
1. С кислородом
а) с недостатком:
2H2S-2 + O20 = S0 + 2H2O-2
б) с избытком кислорода:
2H2S + 3O2=2SO2 + 2H2O
2. С галогенами (обесцвечивание бромной воды):
H2S-2 + Br2=S0 + 2HBr-1
3. С концентрированной HNO3:
H2S + 2HNO3 (конц.) = S + 2NO2 + 2H2O
б) с сильными окислителями (KMnO4, K2CrO4 в кислой среде):
2KMnO4 + 3H2SO4 + 5H2S = 5S + 2MnSO4 + K2SO4 + 8H2O

в) сероводородная кислота окисляется не только сильными окислителями, но и более слабыми, например, солями железа (III), сернистой кислотой и т.д.
2FeCl3 + H2S = 2FeCl2 + S + 2HCl
H2SO3 + 2H2S = 3S + 3H2O
SO2 - оксид серы (IV), диоксид серы, сернистый газ, сернистый ангидрид
Получение
1. Горение серы в кислороде:
S + O2 = SO2
2. Горение сероводорода в избытке О2:
2H2S + 3O2 = 2SO2 + 2H2O
3. Окисление сульфидов:
2CuS + 3O2 = 2SO2 + 2CuO
4. Взаимодействие сульфитов с кислотами:
Na2SO3+ H2SO4=Na2SO4 + SO2 + H2O
5. Взаимодействие металлов ряду активности после (Н2) с конц. H2SO4:
Cu + 2H2SO4 = CuSO4 + SO2 + 2H2O
Физические свойства
Газ, без цвета, с удушливым запахом жженой серы, ядовит, тяжелее воздуха более, чем в 2 раза, хорошо растворим в воде (при комнатной температуре в одном объеме растворяется около 40 объемов газа).
Химические свойства:
Кислотно-основные свойства
SO2 – типичный кислотный оксид.
1.Со щелочами, образуя два типа солей: сульфиты и гидросульфиты
2KOH + SO2 = K2SO3 + H2O
KOH + SO2 = KНSO3 + H2O
2.С основными оксидами:
K2O + SO2 = K2SO3
3. С водой образуется слабая сернистая кислота:
H2O + SO2 = H2SO3
Сернистая кислота существует только в растворе, является слабой кислотой,
обладает всеми общими свойствами кислот.
4. Качественная реакция на сульфит – ион – SO32 – действие минеральных кислот:
Na2SO3 + 2HCl = 2Na2Cl + SO2↑ + H2O запах жженой серы
Окислительно-восстановительные свойства
В ОВР может быть как окислителем, так и восстановителем, потому что атом серы в SO2 имеет промежуточную степень окисления +4.
Как окислитель:
SO2 + 2H2S = 3S + 2H2S
Как восстановитель:
2SO2 + O2 = 2SO3
Cl2 + SO2 + 2H2O = H2SO4 + 2HCl

2KMnO4 + 5SO2 + 2H2O = K2SO4 + 2H2SO4 + 2MnSO4
Оксид серы (VI) SO3 (серный ангидрид)
Получение
Окисление сернистого газа:
2SO2 + О2 = 2SO3 (t0, kat)
Физические свойства
Бесцветная жидкость, при температуре ниже 170С превращается в белую кристаллическую массу. Термически неустойчивое соединение, полностью разлагается при 7000С. Хорошо растворим в воде, в безводной серной кислоте и реагирует с ней с образованием олеума
SO3+ H2SO4 = H2S2O7
Химические свойства
Кислотно-основные свойства
Типичный кислотный оксид.
1.Со щелочами, образуя два типа солей: сульфаты и гидросульфаты
2KOH + SO3 = K2SO4 + H2O
KOH + SO3 = KНSO4 + H2O
2. С основными оксидами:
СаО + SO2 = СаSO4
3. С водой:
H2O + SO3 = H2SO4
Окислительно-восстановительные свойства
Оксид серы (VI) – сильный окислитель, обычно восстанавливается до SO2:
3SO3 + H2S = 4SО2 + H2O
Серная кислота H2SO4
Получение серной кислоты
В промышленности кислоту получают контактным способом:
1. Обжиг пирита
4FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2↑
2. Окисление SO2 в SO3
2SO2 + О2 = 2SO3 (t0, kat)
3. Растворение SO3 в серной кислоте
nSO3 + H2SO4 = H2SO4 ∙ nSO3 (олеум)
H2SO4 ∙ nSO3 + Н2О = H2SO4
Физические свойства
H2SO4 - тяжелая маслянистая жидкость, без запаха и цвета, гигроскопична. Смешивается с водой в любых отношениях, при растворении концентрированной серной кислоты в воде выделяется большое количество теплоты, поэтому её надо осторожно приливать в воду, а не наоборот (сначала вода, потом кислота, иначе случится большая беда)
Раствор серной кислоты в воде с содержанием H2SO4 менее 70% обычно называют разбавленной серной кислотой, более 70% - концентрированной.
Химические свойства
Кислотно-основные
Разбавленная серная кислота проявляет все характерные свойства сильных кислот. В водном растворе диссоциирует:
H2SO4 ↔ 2H+ + SO42-
1. С основными оксидами:
MgO + H2SO4 = MgSO4 + H2O
2. С основаниями:
2NaOH + H2SO4 = Na2SO4 + 2H2O
3. С солями:
BaCl2 + H2SO4 = BaSO4↓ + 2HCl
Ba2+ + SO42- = BaSO4↓ (белый осадок)
Качественная реакция на сульфат-ион SO42-
Благодаря более высокой температуры кипения, по сравнению с другими кислотами серная кислота при нагревании вытесняет их из солей:
NaCl + H2SO4 = HCl↑+ NaHSO4
Окислительно-восстановительные свойства
В разбавленной H2SO4 окислителями являются ионы Н+, а в концентрированной – сульфат –ионы SO42
В разбавленной серной кислоте растворяются металлы, находящиеся в ряду активности до водорода, при этом образуются сульфаты и выделяется водород
Zn + H2SO4 = ZnSO4+ H2↑
Концентрированная серная кислота – энергичный окислитель особенно при нагревании. Она окисляет многие металлы, неметаллы, неорганические и органические вещества.
Продукты взаимодействия концентрированной серной кислоты с металлами различной активности представлены в таблице 1.

Таблица 1.
H2SO4 (к) окислитель S+6
Активные Средней активности малоактивные
реагирует реагирует
пассивирует Al, Fe, Cr из-за пленки оксидов реагирует
Cu, Hg, Ag
не реагирует
Au,Pt
Кислота восстанавливается в основном до следующих продуктов
H2S Н2S
S SO2 -

С более активными металлами серная кислота в зависимости от концентрации может восстанавливаться до разнообразных продуктов
Zn + 2H2SO4 = ZnSO4 + SO2 + 2H2O
3Zn + 4H2SO4 = 3ZnSO4 + S + 4H2O
4Zn + 5H2SO4 = 4ZnSO4 + H2S + 4H2O
Концентрированная серная кислота окисляет некоторые неметаллы (серу, углерод, фосфор и др.), восстанавливаясь до оксида серы (IV):
S + 2H2SO4 = 3SO2↑ + 2H2O
C + 2H2SO4 = 2SO2↑ + CO2↑ + 2H2O
Взаимодействие с некоторыми сложными веществами
H2SO4+ 8HI = 4I2 + H2S + 4 H2O
H2SO4 + 2HBr = Br2 + SO2 + 2H2O
Соли серной кислоты
2 типа солей: сульфаты и гидросульфаты
Соли серной кислоты имеют все общие свойства солей. Особенным является их отношение к нагреванию. Сульфаты активных металлов (Na, K, Ba) не разлагаются даже при нагревании свыше 10000С, соли менее активных металлов (Al, Fe, Cu) разлагаются даже при небольшом нагревании
CuSO4 = CuO + SO3
Тиосерная кислота. Тиосульфат натрия.
Н2S2O3 – тиосерная кислота
Содержит серу в разных степенях окисления S+4 и S0

Тиосерная кислота неустойчива, уже при комнатной температуре она распадается.
Значительно устойчивее ее соли- тиосульфаты. Из них наиболее употребителен тиосульфат натрия Na2S2O3 ∙ 5Н2О.
Физические свойства натрия тиосульфата - белое кристаллическое вещество, хорошо растворяется в воде, на свету разлагается.
Химические свойства
Подвергается гидролизу по аниону
Реагирует с йодом:
2Na2S2O3 + I2 = 2NaI + Na2S4O6 – обесцвечивание иода
С кислотами:
Na2S2O3 + H2SO4 = Na2SO4 + H2S2O3
H2S2O3 → S↓ + SO2↑ + Н2О
Образующаяся тиосерная кислота H2S2O3 неустойчива и разлагается на S, SO2 и Н2О, при этом наблюдается помутнение раствора за счет выделившейся серы
Эта реакция является качественной реакцией на тиосульфат – ион S2O32-
4. Проявляет восстановительные свойства:
Na2S2O3+ Br2 + H2O = 2HBr + S + Na2SO4
Контрольные вопросы для закрепления:
1. Назовите возможные валентности и степени окисления для халькогенов.
2. Охарактеризуйте окислительно-восстановительные свойства сероводорода.
3. Установите соответствие:
Определяемый ион Качественный реактив Признак реакции
1. S2- a) Ba2+ а) запах жженной серы
2. SO32- b) H+ б) белый осадок
3. SO42- c) Pb2+ в) черный осадок
4. S2O32- г) помутнение раствора
Лекция № 11
Тема: Общая характеристика элементов V группы главной подгруппы
План:
1) Общая характеристика элементов V А группы периодической системы
Д. И. Менделеева.
2) Азот, распространение в природе, способы получения, физические и химические
свойства.
3) Аммиак, способы получения, физические и химические свойства. Соли аммония.
4) Азотная кислота, способы получения, физические и химические свойства.
Нитраты.
5) Фосфор и его соединения.
1. Общая характеристика элементов VА группы периодической системы
Д. И. Менделеева
В главную подгруппу пятой группы входят азот N, фосфор P, мышьяк As, сурьма Sb и висмут Bi.
Строение внешнего электронного слоя …ns2np3, р - элементы. Атомы элементов подгруппы азота имеют три неспаренных электрона, поэтому их характерная валентность равна III:




↑↓


np3
пs2
В атомах фосфора, мышьяка, сурьмы и висмута в возбужденном состоянии число неспаренных электронов может увеличиваться до пяти вследствие распаривания s-электронов, и поэтому они могут проявлять максимальную валентность равную V:








nd1
np3
пs1
В соединениях элементы могут проявлять степени окисления в интервале от -3 до +5, хотя для сурьмы и висмута отрицательные степени окисления не характерны.
Азот, фосфор, мышьяк – неметаллы, сурьма и висмут относятся к металлам. В подгруппе сверху вниз:
- радиус атома ↑
- электроотрицательность ↓
- неметаллические свойства ↓
- металлические свойства ↑
Важнейшие формы кислотных оксидов ‒ R2O3 и R2O5, им соответствуют кислоты типа HRO2 или H3RO3 и HRO3 или H3RO4. Для азота известны только метакислоты, а для других элементов как мета- , так и ортокислоты.
Элементы подгруппы азота образуют газообразные водородные соединения с общей формулой RH3.
2. Азот, распространение в природе, способы получения, физические и химические свойства.
Азот - 7N относительная атомная масса = 14.
Простое вещество азот состоит из двухатомных молекул N2, связь ковалентная неполярная, атомы связаны тройной связью.
Характерные степени окисления: -3, 0, +1, +2, +3, +4, +5.
Распространение в природе
Азот составляет около 4/5 атмосферного воздуха, т. е. 78,2% по объему.
Из соединений азота наибольшее значение имеет NaNO3 — чилийская селитра, образующая большие залежи на тихоокеанском побережье Чили. Остальные неорганические соединения в природе в больших количествах не встречаются.
В почве содержатся незначительные количества связанного азота.
Азот является составной частью аминокислот, белков.
Получение
1. В промышленности
Азот получают из жидкого воздуха, для этого воздух переводят в жидкое состояние и при температуре -1960С азот испаряется.
2. В лаборатории
Разложение нитрита аммония при нагревании:
NH4NO2 = N2 + 2H2O
Физические свойства
При обычных условиях — это газ без цвета, без запаха и вкуса, мало растворим в воде: 100 мл воды при 0°С растворяется 2,33 мл азота. Температура кипения -1960С .
Химические свойства
При обычных условиях азот – химически малоактивен. Молекула азота очень устойчива, т.к. связь между атомами азота очень прочная, образованная тремя парами электронов.
Поэтому при обычных условиях азот реагирует только (!) с литием и не реагирует ни с одним из остальных металлов и неметаллов:
3Li + N2 = 2Li3N (нитрид лития)
При высоких температурах и в присутствии катализаторов активность азота значительно увеличивается, и он может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства.

Азот N2 взаимодействует как окислитель:
1. С водородом:
N2 + 3H2 ↔ 2NH3 + Q
Эта реакция обратимая и поэтому температурный фактор и давление играют существенную роль в смещении равновесия.
2. С металлами:
N2 + 3Ca = Са3N2
Азот N2 взаимодействует как восстановитель:
1. С кислородом (при очень высокой температуре, выше 1500°С):
N2 + О2 = 2NO
(другие оксиды азота при взаимодействии с кислородом не образуются)
2. С фтором:
N2 +3F2 = 2NF3
3. Аммиак, способы получения, физические и химические свойства. Соли аммония.
Относительная молекулярная масса NH3 = 17, связь ковалентная полярная, атом азота в молекуле аммиака имеет неподеленную электронную пару, которая может участвовать в образовании донорно-акцепторной связи.
Получение
1. В промышленности аммиак получают прямым синтезом из азота и водорода:
N2 + 3H2 ↔ 2NH3

2. В лабораторных условиях аммиак получают нагреванием солей аммония со щелочами:
(NH4)2SO4 + 2NaOH = Na2SO4 + 2NH3 + 2Н2О
2NH4C1 + Са(ОН)2 = СаС12 + 2NH3 + 2Н2О
Физические свойства
Аммиак — бесцветный газ с характерным удушливым запахом. Очень легко растворим в воде (в 1 л воды при 20°С растворяется 700 л NH3). Водный раствор аммиака, содержащий до 25% NН3, называется нашатырным спиртом.
Химические свойства
Кислотно-основные свойства
Аммиак — слабое основание
1. Взаимодействие с водой:
NH3+ Н2О ↔ NH4ОН ↔ NH4+ + ОН-
Именно поэтому водный раствор аммиака обладает щелочной реакцией.
2. Газообразный аммиак взаимодействует и с кислотами, образуя соли аммония:
NH3 + HC1 = NH4Cl
3. Взаимодействие с солями некоторых металлов с образованием комплексных соединений – аммиакатов:
CuSO4 + 4NH3 = [Cu(NH3)4]SO4
Окислительно-восстановительные свойства
Аммиак является восстановителем. Эти свойства аммиака можно объяснить тем, что азот находится в низшей степени окисления -3 и может только отдавать электроны и окисляться.
Обычно аммиак окисляется до свободного азота:
8NH3 + ЗВг2 = N2 + 6NH4Br
В смеси с кислородом аммиак горит зеленовато-желтым пламенем:
4NH3 + 3O2 = 6Н2О + 2N2
Однако если взаимодействие с кислородом протекает в присутствии специфического катализатора, то окисление приводит к оксиду азота (II):
4NH3 + 5O2 = 6H2O + 4NO
Эта реакция имеет важнейшее практическое значение, так как лежит в основе промышленного способа получения азотной кислоты.
Являясь восстановителем, аммиак энергично восстанавливает некоторые металлы из их оксидов:
3CuO+ 2NH3 = N2 + 3Cu + 3H2O.
При температуре 300 °C аммиак взаимодействует с калия хлоратом, окисляясь до нитрат - иона:
6NH3 + 8КС1O3 + 6NaOH = 6NaNO3 + 8КС1 +12H2 O.
Соли аммония
В солях аммония катион NH4+ ведет себя как одновалентный металл.
Соли аммония представляют собой кристаллические вещества, растворимые в воде.
Имеют общие свойства солей (взаимодействуют со щелочами, с некоторыми солями, подвергаются гидролизу по катиону)
1. Взаимодействие со щелочами:
NH4C1 + NaОН = NаС1 + NH3↑ + Н2О
Качественная реакция на катион аммония NH4+, выделяющийся аммиак определяют по запаху или по посинению лакмусовой бумажки.
2. Взаимодействие с солями:
NH4C1 + AgNO3 = NH4NO3 + AgCl↓
3. Гидролиз солей аммония:
NH4C1 + HOH ↔ NH4OH + HCl
К особым свойствам солей аммония относятся их реакции термического разложения, которые протекают по-разному, в зависимости от характера аниона.
Если соль образована летучей кислотой, то при нагревании идет полное разложение, однако при охлаждении выделяющихся газов происходит вновь их взаимодействие с образованием исходной молекулы:
NH4C1(т) → NH 3(г) + HCl(г)
Если соль образована нелетучей кислотой, то имеет место частичное разложение:
(NH4)2SO4 → NH3 + NH4HSO4
Соли аммония, в которых анион проявляет выраженные окислительные свойства, при нагревании подвергаются окислительно-восстановительным изменениям, вследствие чего разложение таких солей протекает необратимо.
В ходе этих реакций ион NH4+ окисляется, а анион — восстанавливается:
NH4NO3 = N2O + 2Н2О
(NH4)2Cr2O7 = N2 + Сг2O3 + 4Н2O .
2N+4O2 + H2О = HN+5О3 + HN+3О2
4. Азотная кислота, способы получения, физические и химические свойства. Нитраты
Получение
В лабораторных условиях азотную кислоту можно получить действием концентрированной серной кислоты на безводные нитраты:
NaNO3 + H2SO4 = NaHSO4 + HNO3
Получение азотной кислоты в промышленных масштабах осуществляется путем каталитического окисления аммиака кислородом воздуха:
4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O
2NO + O2 = 2NO2
4NO2 + 2Н2О + О2 = 4HNО3
Физические свойства
Чистая азотная кислота — это бесцветная жидкость, с резким запахом, легко испаряется, при - 42°С переходит в кристаллическое состояние. На воздухе она «дымит», так как пары ее с влагой воздуха образуют мелкие капельки тумана. При хранении довольно легко, особенно на свету разлагается с образованием оксида азота NO2, который окрашивает азотную кислоту в бурый цвет.
С водой смешивается в любых соотношениях.
При попадании на кожу вызывает химический ожог.
Химические свойства
Кислотно-основные
Азотная кислота относится к числу наиболее сильных кислот. В водных растворах она полностью диссоциирована на ионы Н+ и NO3-.
Проявляет все свойства кислот, как все кислоты она реагирует:
1. С оксидами металлов:
MgO + 2HNO3 = Mg(NO3)2 + H2O
2. С основаниями:
NaOH + HNO3 = NaNO3 + H2O
3. С солями более слабых кислот:
Na2CO3 + 2HNO3 = 2NaNO3 + CO2↑ + H2O
Окислительно-восстановительные свойства
Для азотной кислоты характерны исключительно окислительные свойства. Азот в азотной кислоте находится в высшей степени окисления +5.
Уже под влиянием света азотная кислота разлагается с выделением азота (IV) оксида и кислорода:
4HNO3 = 4NO2 + O2 + 2Н2О
Концентрированная азотная кислота окисляет большинство металлов, при этом в качестве продуктов могут образовываться оксиды азота в разных степенях окисления, молекулярный азот, аммиак и соли аммония.  Металлы платиновой группы - золото, платина и тантал инертны к азотной кислоте во всём диапазоне концентраций, остальные металлы реагируют с ней, ход реакции при этом определяется активностью металла и концентрацией кислоты.
Общая закономерность при взаимодействии азотной кислоты с металлами: чем более разбавленная кислота и чем активнее металл, тем глубже восстанавливается азот:
← увеличение концентрации кислоты
NO2, NO, N2O, N2, NH4NO3, NO2,NO, N2O, N2, NH4NO3
→ увеличение активности металла
В таблице 1 представлены основные продукты восстановления азотной кислоты в зависимости от концентрации кислоты и активности металла.
Таблица 1.
Взаимодействие азотной кислоты с металлами
Металлы Основной продукт восстановления кислоты
Концентрированная HNO3
щелочные металлы, щелочноземельные металлы, магний, цинк и другие активные металлы N2O или N2
железо, алюминий, хром, золото, платина не реагирует
медь, серебро, свинец, висмут и другие малоактивные металлы NO2
Разбавленная HNO3
щелочные металлы, щелочноземельные металлы, магний, цинк, железо и другие активные металлы NH3 или NH4NO3
Медь, серебро, свинец, висмут и другие малоактивные металлы NO
3Cu + 8 HNO3 = 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O
4Ca + 10HNO3 = 4Cu(NO3)2 + N2O + 5H2O
Таким образом, при взаимодействии азотной кислоты с металлами водород не выделяется (!).
При нагревании концентрированной азотной кислоты с неметаллами последние окисляются до кислородных кислот, а азотная кислота восстанавливается до NO2 или NO:
S + 2HNO3 → H2SO4 + 2NO
Р + 5HNO3 → Н3РО4 + 5NO2 + Н2О
Смесь, содержащая 1 объем азотной и 3 части концентрированной соляной кислоты, называется царской водкой. Эта смесь обладает еще большими окислительными свойствами и растворяет такие благородные металлы, как золото и платину. Действие царской водки основано на том, что HNO3 окисляет соляную кислоту с образованием атомарного хлора. Роль окислителя при взаимодействии с металлами выполняет атомарный хлор:
HNO3 + 3НС1 = 3C1 + NO + 2Н2O
Взаимодействие с золотом протекает по уравнению:
Аu + HNO3 + ЗНС1 = AuCl3 + NO + 2H2O
Соли азотной кислоты - нитраты, представляют собой кристаллические вещества хорошо растворимые в воде. Нитраты калия, натрия и аммония называют селитрами.
Нитраты, образованные слабыми основаниями гидролизуются по катиону, их водные растворы имеют кислый характер:
Cu2+ + HOH ↔ CuOH+ + H+ рН < 7
Cu(NO3)2 + H2O ↔ CuOHNO3 + HNO3
При нагревании все нитраты разлагаются с выделением O2, характер других продуктов зависит о положения металла в ряду активности.
Ме до Mg = MeNO2 + O2↑
2KNO3 → 2KNO2 + O2↑
Mе от Mg до Cu = MeO + NO2 + O2↑
2Cu(NO3)2 → 2CuO + 4NO2+ O2
2Pb(NO3)2 → 2PbO + 4NO2+ O2
Ме после Cu = Me + NO2 + O2↑
2AgNO3 → 2Ag + 2NO2+ O2
5. Фосфор и его соединения
Фосфор 15Р - элемент 3 периода 5 А группы периодической системы Д.И. Менделеева. Ar (P) = 31. Характерные степени окисления -3, +1, +3, +5
Формула высшего оксида Р2О5, летучего водородного соединения РН3
Нахождение в природе
Фосфор принадлежит к числу довольно распространенных элементов; содержание его в земной коре составляет около 0,12% (масс.). В природе тринадцатый по химической распространенности элемент (шестой среди неметаллов.) Вследствие легкой окисляемости фосфор в свободном состоянии в природе не встречается.
Основное природных соединение фосфора - ортофосфат кальция Са3(РО4)2, который в виде минерала фосфорита иногда образует большие залежи.
Часто встречается также минерал апатит, содержащий, кроме Са3(РО4)2, еще CaF2 (фторапатит) или CaC12 (хлорапатит).
Фосфор, как и азот, необходим для всех живых существ, так как он входит в состав некоторых белков как растительного, так и животного происхождения. Кроме того, большое количество фосфора в виде фосфата кальция содержится в костях позвоночных животных и человека и обуславливает их прочность.
В виде кислотного остатка фосфорной кислоты фосфор входит в состав нуклеиновых кислот.
Физические свойства
Простое вещество фосфор образует несколько аллотропных модификаций. Наиболее известными и устойчивыми являются белый, красный и черный фосфор.
Белый фосфор имеет молекулярную кристаллическую решетку, в узлах которой находятся четырехатомные тетраэдрические молекулы Р4. В чистом виде белый фосфор совершенно бесцветен и прозрачен. На воздухе белый фосфор очень быстро окисляется и при этом светится в темноте. Отсюда произошло название «фосфор», которое в переводе с греческого означает «светоносный». Чтобы защитить белый фосфор от окисления, его сохраняют под водой.
В воде белый фосфор нерастворим; хорошо растворяется в сероуглероде.
На холоде белый фосфор хрупок, но при температуре выше 150 С становится мягким и легко режется ножом.
Белый фосфор – сильный яд, даже в малых дозах (десятые доли грамма) действующий смертельно.
Уже при слабом нагревании, для чего достаточно простого трения, фосфор воспламеняется и сгорает, выделяя большое количество теплоты.
Если белый фосфор долго нагревать без доступа воздуха при 250-3000 С, то он превращается в красный фосфор, имеющий красно-фиолетовый цвет. Такое же превращение происходит, но только очень медленно, под действием света.
Kpaсный фосфор представляет собой неорганический полимер, в котором большое число атомов фосфора связаны друг с другом в цепи, кольца и т.д.
По свойствам резко отличается от белого: порошок красно-бурого цвета, не светится в темноте, очень медленно окисляется на воздухе, загорается только при 2600 С, не растворяется в воде и сероуглероде, ядовит.
При нагревании до 2000С под очень высоким давлением красный фосфор, не плавясь, испаряется (сублимируется). При охлаждении паров получается белый фосфор.
Черный фосфор по своей структуре, как и красный, является неорганическим полимером. По виду он похож на графит, жирный на ощупь и тяжелее других видоизменений; его плотность равна 2,7 г/см3. Черный фосфор - полупроводник.
Химические свойства
Свободный фосфор чрезвычайно активен.
Он непосредственно взаимодействует со многими простым и веществами с выделением большого количества теплоты. Легче всего фосфор соединяется с кислородом, затем с галогенами, серой и со многими металлами, причем в последнем случае образуются фосфиды, например Са3Р2, Мg3Р2 и др. Обратите внимание, что непосредственно с водородом фосфор практически не соединяется (в отличие от азота)!
Все эти свойства особенно резко проявляются у белого фосфора; красный фосфор реагирует менее энергично, черный вообще с трудом вступает в химические взаимодействия.
В химических реакциях фосфор, как азот, может быть и окислителем и восстановителем:
1. Взаимодействие с простыми веществами – неметаллами, при этом в зависимости от условий проведения реакций могут образовываться как соединения фосфора (III), так и соединения фосфора (V):
4P + 5O2 = 2P2O5
4P + 3O2 = 2P2O3
2P + 3 Br2 = 2PBr3
2P + 5 Br2 = 2PBr3
2. Взаимодействие с металлами
При нагревании образуются фосфиды:
3Mg + 2P = Mg3P2
3. Взаимодействие со щелочами
При нагревании белого фосфора в растворе щелочи он диспропорционирует:
4P + 3NaOН + 3H2O = PH3 + 3 NaH2PO2
8P + 3Ba(OH)2 +6H2O = 2PH3 + 3Ba(H2PO2)2
Кроме фосфина в ходе этих реакций образуются соли фосфорноватистой кислоты Н3РО2 – гипофосфиты, в которых фосфор имеет нехарактерную степень окисления +1
4. Взаимодействие с разбавленной и концентрированной азотной кислотой, серной кислотой:
3P + 5HNO3 + 2H2O = 3H3PO4 + 5NO
P + 5HNO3 = H3PO4 + 5NO2 + H2O
2P + 5H2SO4 = 2H3PO4 + 5SO2 + 2H2O
Фосфин
С водородом фосфор образует газообразный тригидрид фосфора, или фосфин, PH3
Получение
1. Кипячением белого фосфора с раствором щелочи:
4P + 3NaOН + 3H2O = PH3 + 3 NaH2PO2
2. Действием соляной кислоты на фосфид кальция СазР2:
Са3Р2 + 6НСl = 3CaCl2 + 2РН3 ↑

Физические свойства
Фосфин - бесцветный газ с чесночным запахом, очень ядовитый! В отличие от аммиака малорастворим в воде, хорошо растворим в органических растворителях.
Химические свойства
Кислотно-основные свойства
Основные свойства выражены у фосфин слабее, чем у аммиака.
1. Будучи малорастворим в воде, фосфин образует с ней неустойчивый гидрат, который проявляет очень слабые основные свойства:
РН3 + Н2О ↔ РН3 ∙ Н2О (РН4ОН) ↔ РН4+ + ОН- (Кд = 4 ∙ 10-25)
ион фосфония
Сравните Кд с Кд аммиака = 1,8 ∙ 10-5
2. Соли фосфония РН3 образует только с сильными кислотами:
PH3 + HCl = PH4Cl хлорид фосфония
PH3 + HClO4 = PH4ClO4 перхлорат фосфония
Соли фосфония - очень непрочные соединения; при взаимодействии с водой они разлагаются на галогеноводород и фосфин.
3. При горении образуются фосфорный ангидрид и вода:
2РН3 + 4О2 = Р2О5 + 3Н2О
Фосфористая кислота и её соли
Получение
1. Взаимодействие Р2О3 с водой:
Р2О3 + Н2О = Н3РО3
2. Гидролиз хлорида фосфора (III):
PCl3 + 3H2O = Н3РО3 + 3HCl
Физические свойства
Бесцветные кристаллы, легко растворимые в воде.
Химические свойства
Проявляет как окислительные, так и восстановительные свойства:
3Zn + H3PO3 + H2SO4 = 3ZnSO4 + PH3 + H2O
окислитель
2AgNO3 + H3PO3 + H2O = 2Ag + H3PO4 + 2HNO3
восстановитель
Вступает в реакции диспропорционирования:
4Н3РО3 = 3Н3РО4 + РН3
Фосфорная (ортофосфорная) кислота и её соли
Получение
1. Взаимодействие Р2О5 с водой:
Р2О5 + 3Н2О = 2Н3РО4
2. Обработка природных фосфатов серной кислотой:
Са3(РО4)2 + 3H2SО4 = 3CaSО4+ + 2Н3РО4
3. В лаборатории фосфорную кислоту можно получать окислением фосфора 30%-ной НNО3:
3Р + 5НNО3 + 2Н2О = 3Н3РО4 + 5NO↑
Физические свойства
Бесцветные прозрачные кристаллы, плавящиеся при 420С, очень хорошо растворимые в воде.
Химические свойства
Ортофосфорная кислота не принадлежит к числу сильных кислот.
1. Как трехосновная кислота диссоцииирует ступенчато:
НзРО4 ↔ Н+ + Н2РО4-
Н2РО4-↔ Н+ + НРО42-
НРО42-↔ Н+ + РО43-
Обычно преобладает первая ступень диссоциации.
2. Фосфорная кислота обладает всеми свойствами кислот, однако она значительно слабее таких кислородсодержащих кислот, как серная и азотная. В отличие от этих кислот фосфорная кислота не обладает также сколько-нибудь значительными окислительными свойствами (устойчивость с.о. +5 у фосфора).
Будучи трехосновной, фосфорная кислота образует три ряда солей: средние и кислые с одним или с двумя атомами водорода в кислотном остатке.
Nа3РО4 Са3(РО4)2 - трехзамещенные, или средние фосфаты
Na2HPО4 СаНРО4 - двухзамещенные фосфаты, или гидрофосфаты
NaH2PО4 Са(Н2РО4)2 - однозамещенные фосфаты, или дигидрофосфаты
Дигидрофосфаты растворимы в воде, из гидрофосфатов и средних фосфатов
хорошо растворимы лишь соли щелочных металлов и аммония.
Растворимые в воде соли фосфорной кислоты подвергаются гидролизу, который следует рассмотреть особо, т.к. водные растворы средних и кислых солей имеют принципиально разный характер среды:
РО43- + НОН ↔ НРО42- + OH-
Nа3РО4 + Н2О ↔ Nа2НРО4 + NaOH
Образующийся при гидролизе ион НРО42- практически не диссоциирует на ионы, поэтому характер среды определяют ионы ОН- , и среда растворов средних фосфатов является сильнощелочной.
При гидролизе гидрофосфатов на первой ступени образуется дигидрофосфат-ионы:
НРО42-+ Н2О ↔ Н2РО4- + OH-
Nа2НРО4+ Н2О ↔ NаН2РО4 + NaOH
Образующиеся ионы Н2РО4- заметно диссоциируют Н2РО4-↔ Н+ + НРО42-
Являющиеся продуктом этой диссоциации ионы водорода частично нейтрализуют ионы ОН-, образующиеся при гидролизе, и поэтому среда гидрофосфатов является слабощелочной.
При гидролизе дигидрофосфатов наряду идет процесс диссоциации дигидрофосфат-ионов
H2PО4- + Н2О ↔ Н3РО4 + NaOH
NaH2PО4 + Н2О ↔ Н3РО4 + NaOH
Н2РО4-↔ Н+ + НРО42-
Причем второй процесс превалирует, поэтому все ионы ОН- (продукт гидролиза) нейтрализуются ионами Н+ (продукт диссоциации), а избыток последних обуславливает слабокислый характер среды дигидрофосфатов.

Качественные реакции на фосфорную кислоту и её соли:
а) Взаимодействие с раствором нитрата серебра:
3Ag + PO43- = Ag3PO4↓ желтый осадок
б) Взаимодействие с растворимыми солями магния в присутствии раствора аммиака:
Na2HPO4 + NH3 + MgCl2 = MgNH4PO4↓ + 2NaCl белый кристаллический осадок
Контрольные вопросы для закрепления:
1. Почему атом азота не проявляет валентность равную V?
2. Почему аммиак может проявлять только восстановительные свойства?
3. Чем отличается фосфорная кислота от таких кислот, как серная и азотная?
Лекция № 12
Тема: Общая характеристика элементов IV группы главной подгруппы
План:
Общая характеристика элементов IVА группы периодической системы
Д. И. Менделеева.
Углерод, распространение в природе, аллотропия углерода, химические свойства.
Кислородные соединения углерода.
Кремний и его важнейшие соединения.
1. Общая характеристика элементов IVА группы периодической системы Д. И. Менделеева
Главную подгруппу четвертой группы периодической системы образуют пять элементов – углерод 6С, кpeмний 14Si, германий 32Ge, олово 50Sn и свинец 82Pb. Углерод и кремний - неметаллы, германий, олово и свинец – металлы.
Строение внешнего энергетического уровня в основном состоянии ns2np2, являются р- элементами.
Все элементы подгруппы углерода могут проявлять валентность II, т.к. имеют два неспаренных электрона на внешнем электронном слое:


↑↓


np2
пs2
В возбужденном состоянии один электрон с s- подуровня переходит на p-подуровень, и все четыре электрона внешнего уровня становятся неспаренными. Поэтому для всех элементов IVА группы максимальная валентность равна IV.
Характерные степени окисления в соединениях -2, +2, +4.
Углерод и кремний, являясь неметаллами, проявляют в различных соединениях как положительные, так и отрицательные степени окисления. Соединения углерода и кремния, в которых степень окисления этих элементов равна +2, немногочисленны и сравнительно мало стойки.
Металлы германий, олово и свинец проявляют только положительные степени окисления.
При переходе от углерода к свинцу повышается устойчивость степени окисления +2 по сравнению со степенью окисления +4.
Как и в других главных подгруппах, в подгруппе углерода с возрастанием порядкового номера сверху вниз:
- радиус атома возрастает,
- неметаллические свойства ослабевают,
- металлические свойства усиливаются.
Формула высшего оксида – RО2, летучего водородного соединения – RН4
2. Углерод, аллотропия углерода, распространение в природе, получение, свойства
Углерод – +6С Относительная атомная масса = 12
Строение внешнего электронного слоя … 2s2np2
В большинстве соединений углерод имеет валентность IV. Особенностью углерода является способность его атомов соединяться друг с другом, образуя углерод-углеродные цепи.
Нахождение в природе
Углерод находится в природе, как в свободном состоянии, так и в виде многочисленных соединений.
Свободный углерод встречается в виде двух аллотропных модификаций: алмаза и графита.
По многочисленности и разнообразию своих соединений углерод занимает среди других элементов совершенно особое положение. Число изученных соединений углерода оценивают в настоящее время примерно в десять миллионов, тогда как соединения всех остальных элементов, вместе взятые, исчисляются лишь сотнями тысяч
В земной коре встречаются в огромных количествах соли угольной кислоты, особенно карбонат кальция CaCO3 – мел, мрамор, известняк, CaCO3 · MgCO3 –доломит и др.
Кроме ископаемого угля, в недрах Земли находятся большие скопления природного газа и нефти, представляющей сложную смесь различных углеродсодержащих соединений, преимущественно углеводородов.
В воздухе всегда имеется диоксид углерода. Наконец, растительные и животные организмы состоят из веществ, в образовании которых главное участие принимает углерод.
Аллотропия углерода
В настоящее время выделяют следующие аллотропные модификации углерода: алмаз, графит, карбин, фуллерены.
Аллотропные модификации углерода – алмаз и графит – резко отличаются по физическим свойствам.
Алмаз - бесцветное, прозрачное вещество, чрезвычайно сильно преломляющее лучи света, не проводит электрический ток. Четыре валентных электрона каждого атома углерода в алмазе находятся в состоянии sр3-гибридизации и образуют прочные ковалентные связи с другими атомами углерода. Кристаллическая решетка алмаза имеет тетраэдрическое строение (рисунок 1).
Ввиду большой ценности алмазов их получают искусственным путем из графита. Для этого применяют очень высокое давление (порядка 1010 Па) и длительный нагрев при температуре около 30000 С.
При прокаливании в кислороде алмаз сгорает, образуя диоксид углерода. Если сильно нагреть алмаз без доступа воздуха, то он превращается в графит.
Графит - мягкое, темно-серое вещество со слабым металлическим блеском, электропроводник.
Кристаллическая решетка графита имеет слоистое строение (рисунок 1).
Все атомы углерода находятся здесь в состоянии sр2 - гибридизации: каждый из них образует три ковалентные сигма—связи с соседними атомами, причем углы между направлениями связей равны 1200С.
В результате возникает плоская сетка, составленная из правильных шестиугольников, в вершинах которых находятся ядра атомов углерода. В образовании связей принимают участие три электрона атома углерода, а четвертый валентный электрон является относительно свободным. Наличие свободных электронов обуславливает электропроводность графита.
Отдельные слои атомов в кристалле графита, связанные между собой сравнительно слабо, легко отделяются друг от друга. Этим объясняется малая механическая прочность графита. Если провести куском графита по бумаге, то мельчайшие кристаллики графита, имеющие вид чешуек, прилипают к бумаге, оставляя на ней серую черту. На этом основано применение графита для изготовления карандашей.
На воздухе графит не загорается даже при сильном накаливании, но легко сгорает в чистом кислороде, превращаясь в диоксид углерода.

Алмаз Графит
Рисунок 1 – Структура алмаза и графита

Карбuн впервые был получен синтетически, но позднее обнаружен и в природе. Это черный мелкокристаллический порошок, относящийся к наиболее стабильной форме углерода. По электрическим свойствам карбин является полупроводником. Различают α-карбин и β-карбин.
Первая аллотропная модификация карбина представляет собой линейную полимерную цепь из ацетиленовых фрагментов (полиин):
-С:::С-С:::С-
Вторая - также линейный полимер, но с цепью двоекратно связанных атомов углерода:
-С=С=С=С-
При сильном нагревании без доступа воздуха карбин превращается в графит.
Четвертой аллотропной формой углерода является молекулярный углерод -фуллерены. Молекулы фуллеренов представляет собой замкнутые сфероидальные поверхности, содержащие 60, 70, 76, 84 и др. атомов углерода.
Самый симметричный и наиболее полно изученный представитель семейства фуллеренов  - фуллерен (C60), в котором углеродные атомы образуют усечённый икосаэдр, состоящий из 20 шестиугольников и 12 пятиугольников и напоминающий футбольный мяч (рисунок 2).
 

Рисунок 2 – Структура фуллерена С60
Химические свойства углерода
Углерод является типичным неметаллом.
Углерод как восстановитель
1. Углерод горит на воздухе с выделением большого количества тепла:
t0
С + О2 = СО2 + Q
При недостатке кислорода образуется оксид углерода (II):
t0
2С + О2 = 2СО
2. Раскаленный углерод реагирует с парами серы, легко соединяется с галогенами t0
С + 2S = CS2
3. При пропускании через раскаленный уголь водяного пара получается водяной газ, который находит применение в качестве газообразного топлива:
t0
С + Н2О = СО + Н2
4. Восстановление оксидов металлов:
t0
CuO + C = Cu + CO
Углерод как окислитель
1. Под воздействием высоких температур углерод взаимодействует с металлами с образованием карбидов:
t0
Са + 2С = СаС2
2. Взаимодействие с водородом:
t0
С + 2Н2 = СН4
3. Кислородные соединения углерода
Оксид углерода (II) СО (угарный газ)
В молекуле СО атомы кислорода и углерода связаны двумя видами ковалентной связи: ковалентной полярной и донорно-акцепторной. Кислород является донором электронной пары, а углерод, имеющий свободную орбиталь, – акцептором:

Получение
1. При неполном горении углерода:
t0
С + О2 = СО↑
2. При достижении 400-5000С начинает протекать реакция между углем и диоксидом углерода:
t0
С + СО2 = 2СО↑
3. В лаборатории разложением муравьиной кислоты в присутствии серной кислоты при нагревании:
t0 H2SO4
НСООН = СО + Н2О
Физические свойства
Бесцветный газ, без запаха, очень мало растворим в воде, чрезвычайно ядовит, особенно опасен тем, что не имеет запаха; поэтому отравление им может произойти незаметно. Отравляющее действие СО состоит в том, что он взаимодействует с гемоглобином крови, которая после этого утрачивает способность переносить кислород от легких к тканям. При вдыхании свежего воздуха образовавшееся соединение (карбоксигемоглобин) постепенно разрушается, и гемоглобин восстанавливает способность поглощать кислород.
Химические свойства
Несолеобразующий оксид
1. Является энергичным восстановителем:
t0
FeO + CO = Fe + CO2
CО восстанавливает многие металлы из их оксидов, что используется в металлургии при получении металлов.
2. Горит с образованием углекислого газа и выделением тепла:
2СО + О2 = СО2 + Q
3. При высокой температуре и давлении реагирует с гидроксидом натрия, образуя натриевую соль муравьиной кислоты:
CO + NaOH = HCOONa
4. Реагирует с хлором на свету в присутствии угля с образованием фосгена:
СО + Cl2 = COCl2
5. Оксид углерода (II) соединяется со многими металлами, образуя карбонuлы металлов например пентакарбонил железа Fe(CO)5, тетракарбонил никеля Ni(CO)4. Последние два вещества представляют собой летучие, весьма ядовитые жидкости. Большинство карбонилов металлов - кристаллические вещества. Наибольшее практическое значение имеют карбонилы никеля, кобальта и железа. Они применяются для получения высокочистых металлов, для нанесения металлических покрытий. Кроме того, они служат катализаторами многих важных химических реакций.

Оксид углерода (IV) СО2 (диоксид углерода, углекислый газ, ангидрид угольной кислоты)
Атомы углерода и кислорода связаны ковалентными полярными связями. Молекула имеет линейное строение:
О = С = О
Получение
1. При полном сгорании углерода:
С + О2 = СО2↑+ Q
2. Постоянно образуется в природе при окислении органических веществ (гниение растительных и животных остатков, дыхание)
3. В промышленности при обжиге известняка:
СаСО3 = СаО + СО2↑
4. В лаборатории действием разбавленных кислот на карбонаты:
Na2CO3 + 2HCl = 2NaCl + H2O + CO2↑
СаСО3 + 2HCl = CaC12 + Н2О + СО2↑
Физические свойства
При обычных условиях - бесцветный газ, примерно в 1,5 раза тяжелее воздуха, благодаря чему его можно переливать, как жидкость, из одного сосуда в другой. Растворимость диоксида углерода в воде невелика: 1 объем воды при 20 ос растворяет 0,88 объема СО2, а при О0 С - 1,7 объема.
При сильном охлаждении СО2 кристаллизуется в виде белой снегообразной массы - «сухой лед» - применяется для охлаждения скоропортящихся продуктов, для производства и сохранения мороженого, а также во многих других случаях, когда требуется получение низкой температуры.
Раствор СО2 в воде имеет кисловатый вкус и обладает слабокислой реакцией, обусловленной присутствием в растворе небольших количеств угольной кислоты Н2СО3
Химические свойства
Типичный кислотный оксид
1. При взаимодействии с водой образуется угольная кислота:
СО2 + Н2О ↔ Н2СО3
Равновесие реакции сильно сдвинуто влево, лишь очень небольшое количество растворенного СО2 превращается в угольную кислоту.
2. Взаимодействует с основными оксидами, основаниями:
СО2 + СаО ↔ СаСО3
СО2 + 2NaОH ↔ Na2СО3 + H2O
3. При высоких температурах может реагировать с активными металлами:
t0
CO2 + 2Mg = 2MgO + C
Угольная кислота и ее соли
Угольная кислота Н2СО3 очень слабая кислота и может существовать только в водном растворе.
Угольная кислота – слабый электролит (Кд = 4,5· 10-7). Как слабая двухосновная кислота она диссоциирует по двум ступеням и может образовывать два ряда солей средние соли – карбонаты, кислые – гидрокарбонаты:
Н2СО3 ↔ Н+ + НСО3-
НСО3- ↔ Н+ + СО32-

Соли угольной кислоты могут быть получены или действием диоксида углерода на щелочи, или путем обменных реакций между растворимыми солями угольной кислоты и солями других кислот.
Например:
NaOH + СО2 = NаНСО3
NаНСО3 + NaOH = Nа2СО3 + Н2О
BaCl2 + Nа2СО3 = ВаСО3↓ + 2NaCl
Со слабыми основаниями угольная кислота в большинстве случаев дает только основные соли, примером которых может служить Сu2(СО3)(ОН)2. Встречающийся в природе минерал такого состава называется малахитом.
При действии кислот, даже таких слабых, как уксусная, все карбонаты разлагаются с выделением диоксида углерода. Этой реакцией (качественная реакция) часто пользуются для обнаружения карбонатов по характерному шипению выделяющегося СО2, а также по помутнению известковой воды Са(ОН)2:
Na2CO3 + 2HCl = 2NaCl + CO2 + H2O
Са(ОН)2 + СО2 = СаСО3↓ + Н2О
Однако, если пропускать СО2 через известковую воду долгое время, то мутная вначале жидкость постепенно светлеет и наконец становится совершенно прозрачной. Растворение происходит вследствие образования кислой соли гидрокарбоната кальция:
СаСО3 + Н2О + СО2 = Са(НСО3)2
При нагревании все карбонаты, кроме солей щелочных металлов, разлагаются с выделением СО2. Продуктами разложения также в большинстве случаев являются оксиды соответствующих металлов.
Например:
МgСО3 = MgO + СО2↑
СаСО3 = СаО + СО2↑
Карбонаты щелочных металлов плавятся без разложения.
Гидрокарбонаты щелочных металлов при нагревании переходят в карбонаты:
2NаНСО3 = Nа2СО3 + СО2↑+ Н2О

Растворы карбонатов щелочных металлов легко подвергаются гидролизу, вследствие гидролиза имеют сильнощелочную реакцию:
Nа2СО3 + Н2О = NаНСО3 + NaOH
4. Кремний и его важнейшие соединения.
Кремний является аналогом углерода, находится в главной подгруппе IV группы ‒ +14Si. Относительная атомная масса = 28.
Электронная конфигурация внешнего электронного слоя …3ns2np2.
Характерные степени окисления
- 4 ( силан SiH4, силициды металлов Mg2Si, Ca2Si)
0 (простое вещество Si)
+4 (оксид кремния IV - SiO2, кремниевая кислота H2SiO3)
Наиболее устойчива для кремния степень окисления +4.
Нахождение в природе
Второй химический элемент после кислорода по распространенности на Земле, его массовая доля в земной коре составляет 27,6 %.
Если углерод – основной элемент органической жизни, то кремний имеет подобную роль в неживой природе.
В свободном виде кремний в природе не встречается.
Наиболее распространенным кремнийсодержащим веществом является диоксид кремния (кремнезем) SiО2. В природе оно встречается в виде минерала кварца и многих его разновидностей (кварцевый песок, горный хрусталь, аметист, яшма, агат, опал и др.). Кремнезем - основной компонент любого песка.
Главная часть земной коры состоит из силикатных пород, представляющих собой соединения кремния с кислородом и рядом других элементов. Природные силикаты - довольно сложные вещества, их состав обычно изображается соединением нескольких оксидов. Соединения, в состав которых входит оксид кремния, называют алюмосиликатами: белая глина Al2O3 ∙ 2SiO2 ∙ 2H2O, полевой шпат K2O ∙ Al2O3 ∙ 6SiO2, слюда K2O ∙ Al2O3 ∙ 6SiO2 ∙ H2O.
Многие природные силикаты в чистом виде являются драгоценными камнями, например, изумруд, аквамарин, топаз и др.
Получение
1. В промышленности для получения кремния используют чистый песок. В электрических печах при высокой температуре происходит восстановление кремния из его оксида углем (коксом):
SiO2 + 2С = Si + 2СО
2. В лаборатории в качестве восстановителей используют магний или алюминий:
SiO2 + 2Mg = Si + 2MgО
3. Наиболее чистый кремний получают восстановлением тетрахлорида кремния водородом или цинком:
SiCl4 + 2H2 = Si + 4HCl
SiCl4 + 2Zn = Si + 2ZnCl2
Физические свойства
Существует 2 аллотропные модификации кремния: аморфный кремний и кристаллический кремний.
Аморфный кремний – бурый порошок с температурой плавления 14200С.
Кристаллический кремний получают перекристаллизацией аморфного кремния.
Кристаллический кремний – темно-cepые кристаллы с металлическим блеском, обладает тепло- и электропроводностью. Структура кристаллического кремния аналогична структуре алмаза. Однако ковалентная связь между атомами кремния гораздо слабее, поэтому даже при обычных условиях ковалентные связи частично разрушаются, поэтому появляются свободные электроны, обуславливающие электропроводность кремния.
Химические свойства
По химическим свойствам во многом схож с углеродом, что объясняется одинаковой структурой внешнего электронного слоя.
Аморфный кремний является более реакционноспособным, чем кристаллический.
1. Взаимодействие с неметаллами (восстановитель)
При обычных условия кремний достаточно инертен, непосредственно при комнатных условиях взаимодействует только с фтором:
Si + 2F2 = SiF4
При температуре 400-6000С кремний реагирует с хлором и бромом:
Si + 2Cl2 = SiCl4
Si + 2Br2 = SiBr4
В кислороде измельченный кремний сгорает:
Si+ О2 = SiO2

С азотом и углеродом реагирует только при очень высоких температурах:
3Si + 2N2 = Si3N4 (нитрид кремния)
Si + C = SiC (карбид кремния, карборунд)
2. Взаимодействие с металлами.
Кремний растворим во многих металлах.
При нагревании с некоторыми металлами (магий, кальций, медь, платина, висмут) кремний образует силициды, например силицид магния:
Si + 2Mg = Mg2Si
Некоторые силициды разлагаются кислотами, при этом выделяется газ силан SiH4 и образуется соль металла:
Mg2Si + 2H2SО4 = SiН4 + 2МgSО4
Силан SiН4 – ядовитый газ с неприятным запахом.
Кремний не взаимодействует с цинком, алюминием, оловом, свинцом, серебром, золотом.
3. Взаимодействие со щелочами и кислотами.
Кремний растворяется в концентрированных растворах щелочей с образованием солей кремниевой кислоты и водорода:
Si + 2КОН + H2O = К2SiO3 + 2Н2
Кислоты, кроме HF и смеси азотной с фтороводородной кислотой, на кремний не действуют:
Si + 4HF = SiF4 + 2H2
3Si + 12HF + 4HNO3 = 3SiF4 + 4NO + 8H2O
Оксид кремния(IV) SiO2 (кремнезем, ангидрид кремниевой кислоты)
Твердое тугоплавкое вещество, нерастворимое в воде.
SiO2 - кислотный оксид. Это инертное в химическом отношении вещество.
1. Со щелочами реагирует только при сплавлении или кипячении с концентрированными растворами с образованием солей кремниевой кислоты - силикатов:
SiO2 + 2КОН = K2SiO3 + Н2О
2. Оксид кремния может быть сплавлен с основными оксидами и карбонатами, например с содой:
SiO2 + Na2СО3 = Na2SiO3 + СO2
3. Фтороводородная кислота постепенно разлагает SiO2. Этим свойством пользуются при травлении стекла (нанесения рисунка на поверхность стекла):
SiO2 + 4HF = SiF4 + 2H2O
Кремниевая кислота и её соли
Кремниевая кислота Н2SiO3 относится к слабым двухосновным кислотам (слабее угольной кислоты).
Несмотря на то, что формулы угольной кислоты и кремниевой кислоты похожи, структура этих веществ различна.
SiO2 является ангидридом ряда кремниевых кислот, состав которых можно выразить общей формулой xSiO2 × yH2O, где х и у — целые числа:
1) х = 1, у = 1, т.е. SiO2 × H2O, т. е. H2SiO3 — метакремниевая кислота;
2) х = 1, у = 2, т.е. SiO2 × 2H2O, т. е. H4SiO4 — ортокремниевая кислота.
Однако обычно кремниевую кислоту выражают формулой Н2SiO3, она представляет собой полимер, в котором атомы кремния соединены собой друг с другом через кислород:

Получение
В чистом виде кремниевые кислоты получить не удается.
При попытке выделить Н2SiO3 действием кислот на растворы силикатов кремниевая кислота образует коллоидный раствор (золь), который существует очень малый промежуток времени и далее коагулирует и при этом в виде геля осаждается гидратированный SiO2. При высыхании геля образуется силикагель - высокопористое вещество, являющееся эффективным адсорбентом:
К2SiO3 + 2НСI = Н2SiO3↓+ 2КСl студенистый осадок
SiO32- + 2Н+ = Н2SiO3↓
Данная реакция является качественной на растворимые силикаты.
При обычных условиях или быстрее при нагревании кремниевая кислота разлагается на воду и оксид кремния (IV):
Н2SiO3 = SiO2 + H2O
Соли кремниевой кислоты - силикаты - нерастворимы в воде (за исключением силикатов щелочных металлов).
Водные растворы Nа2SiО3 и К2SiО3 сильно гидролизованы. Их концентрированный раствор, называемый жидким стеклом, имеет сильнощелочную реакцию:
Na2SiO3 + Н2О ↔ NaНSiO3 +NaОН
Жидкое стекло применяется для изготовления несгораемых тканей, пропитки деревянных изделий, в качестве клея и т.д.
Контрольные вопросы для закрепления:
1. Назовите возможные валентности и степени окисления углерода.
2. Какие реакции являются качественными на карбонат-ион и углекислый газ?
3. Как в лаборатории можно получить кремниевую кислоту? К каким по силе кислотам относится кремниевая кислота?
Лекция № 13
Тема: Общая характеристика элементов III группы главной подгруппы
План:
Общая характеристика элементов IIIА группы периодической системы
Д. И. Менделеева.
Бор. Оксид бора, борные кислоты и их соли.
Алюминий. Соединения алюминия. Амфотерный характер свойств оксида алюминия и гидроксида алюминия.
1. Общая характеристика элементов III группы главной подгруппы периодической системы Д. И. Менделеева
В главную подгруппу III группы входят элементы бор B, алюминий Al, галлий Ga, индий In, таллий Tl.
Бор относится к неметаллам, алюминий, галлий и индий – металлы, которые образуют оксиды и гидроксиды как основного, так и кислотного характера (амфотерные свойства).
На внешнем электронном слое атомы этих элементов содержат три электрона. Строение внешнего электронного слоя ….ns2 np1, относятся к р – элементам.
Все элементы подгруппы проявляют высшую степень окисления +3.
В реакциях атомы этих элементов являются восстановителями, за исключением неметалла бора, который может быть и окислителем.
Сверху вниз по подгруппе:
радиусы увеличиваются,
энергия ионизации уменьшается,
металлические свойства усиливаются,
неметаллические ослабевают,
способность отдавать электроны увеличивается (восстановительная способность усиливается),
основные свойства оксидов и гидроксидов усиливаются, а кислотные ослабевают.
2. Бор. Оксид бора, борные кислоты и их соли.
Бор был открыт в 1808 г. Два выдающихся французских исследователя Гей-Люссак и Луи Тенар «отняли» воду у борной кислоты и на полученный оксид подействовали металлическим калием. Новое вещество совсем не походило на исходные вещества. Исследователи объявили об открытии нового элемента. В 1815 г. В.М. Севергин ввел в номенклатуру название «бор».
Электронная конфигурация бора - 1s22s22p1
При нормальном состоянии бор должен проявлять валентность I (т.к. на внешнем уровне находится один неспаренный электрон), однако соединения, где бор проявляет степень окисления + 1, не устойчивы. При возбуждении один из электронов переходит на свободную р – орбиталь, т.е. на внешней оболочке электроны становятся неспаренными. Такое состояние отвечает валентности – III, а в соединениях проявляется степень окисления +3.

Нахождение в природе
Бор принадлежит к числу распространенных элементов: содержание его в земной коре составляет приблизительно 5 ∙ 10-4% от общего числа атомов коры. Бор встречается в природе в основном в виде борной кислоты H3BO3 и солей ее полимерных форм: борокальцит СаB4O7 . 4H2O, борацит 2Mg3B8O15. МgСl2 и др.
Получение
Восстановление из кислородных соединений сильными восстановителями:
3Mg + B2O3 =3MgO +2B
По приведенной реакции в настоящее время получают аморфный бор.
Кристаллический бор получают восстановлением галогенидов при температуре 12000 С:
2BCl3 = 2B + 3Cl2
Физические свойства
К настоящему времени описано два аллотропных видоизменения бора.
Аморфный бор представляет собой бурый порошок без запаха. Плохо проводит тепло и электрический ток.
Кристаллический бор – вещество черного цвета.
Следует отметить одно важное обстоятельство, связанное с описанием физических свойств этого элемента. Поскольку бор обладает высоким сродством к другим элементам, то пока не удалось получить бор без посторонних примесей. Между тем даже самые незначительные примеси – десятые и сотые доли % - существенно влияют на свойства элемента.
Химические свойства
Бор обладает и восстановительными и окислительными свойствами,
напоминая углерод и особенно кремний.
Взаимодействие с простыми веществами
1. На воздухе бор не реагирует с кислородом, но при нагревании до 7000 С сгорает, образуя оксид:
4B + 3O2= 2B2O3
2. При комнатной температуре бор реагирует только с фтором:
2B + 3F2= 2BF3
3. Взаимодействуя с азотом при температуре выше 9000 С, образуя нитрид:
2B + N2= 2BN
4. При нагревании до более высоких температур элемент образует бориды:
2B + 3Mg= Mg3B2
Взаимодействие со сложными веществами
1. При нагревании до 5500 С бор реагирует с водой:
2B + 3H2O= B2O3 + 3H2
2. Концентрированные кислоты серная или азотная, окисляют бор до борной кислоты:
B + 3HNO3 = H3BO3 + 3NO2
3. Аморфный бор медленно реагирует с крепкими растворами щелочей, при нагревании:
2B +2NaOH + 2 H2O = NaBO2 + 3H2
Кристаллический бор устойчив к действию щелочей.
Лишь в расплавленных щелочах в присутствии окислителей реакция возможна:
2B +6KOH сплавление 2KBO2 + 2K2O + 3H2
Бор с водородом не взаимодействует, но бороводороды (бораны) могут быть получены при: действии соляной кислоты на борид магния. В этом случае образуется смесь, содержащая В2Н6, В4Н10, В5Н11, В6Н10, В10Н11.
Бора оксид B2O3
В природе в свободном состоянии не встречается.
Физические свойства
Стекловидная гигроскопичная масса, растворяется в воде с образованием борной кислоты H3BO3:
B2O3 + 3H2O= 2H3BO3
Борная кислота H3BO3
Получение
Встречается в природе, но может быть получена действием растворов кислот на тетраборат натрия:
Na2B4O7 + H2SO4 + 5H2O = 4H3BO3 + Na2SO4
Na2B4O7 + 2HCl + 5H2O = 4H3BO3 + 2NaCl
Физические свойства
Белый порошок, плохо растворяется в холодной воде, при нагревании растворимость повышается. При охлаждении кристаллизуется в виде без цветных чешуйчатых кристаллов, с характерным перламутровым блеском.
Химические свойства
Слабая кислота, она слабее угольной кислоты и сероводорода.
1. При нагревании теряет воду:
2H3BO3= B2O3 + 3H2O
Борная кислота не образует солей, отвечающих её ортоформе. Все известные соли являются производными её конденсированных форм – тетра- или метаборной кислот.
2. При действии едкого натра образует тетроборат натрия:
4H3BO3 + 2NaOH = Na2B4O7+ 7H2O
Na2B4O7 ∙ 10Н2О - бура.
3. Качественная реакция
Этиловый спирт и концентрированная серная кислота при взаимодействии с сухой борной кислотой или сухими боратами образует борноэтиловый эфир, который при горении дает пламя с ярко-зеленой окраской

Биологическая роль, применение в медицине и народном хозяйстве бора и его соединений.
Бор наряду с марганцем, медью, молибденом и цинком входит в число пяти важнейших микроэлементов, необходимых растительным и животным организмам. Установлено, что бор влияет на углеводный и белковый обмен.
В медицине применяются борная кислота и бура в качестве антисептиков.
Борные удобрения (осажденные бораты магния) широко используются в сельском хозяйстве.
Чистый бор очень широко используется в атомных реакторах, используется в производстве сплавов на основе черных и цветных металлов для повышения их износостойкости и жаропрочности.
3. Алюминий. Соединения алюминия. Амфотерный характер свойств оксида алюминия и гидроксида алюминия.
Электронная конфигурация внешнего уровня алюминия … 3s23p1.
В возбужденном состоянии один из s-электронов переходит на свободную ячейку p-подуровня, такое состояние отвечает валентности III и степени окисления +3.
Во внешнем электронном слое атома алюминия существуют свободные d-подуровни. Благодаря этому его координационное число в соединениях может равняться не только четырем ([А1(ОН)4]-), но и шести – ([А1(ОН)6]3-).
Нахождение в природе
Самый распространенный в земной коре металл, общее содержание алюминия в земной коре составляет 8, 8%.
В свободном виде в природе не встречается.
Важнейшие природные соединения – алюмосиликаты:
белая глина Al2O3 ∙ 2SiO2 ∙ 2H2O, полевой шпат K2O ∙ Al2O3 ∙ 6SiO2, слюда K2O ∙ Al2O3 ∙ 6SiO2 ∙ H2O
Из других природных форм нахождения алюминия наибольшее значение имеют бокситы А12О3 ∙ nН2О, минералы корунд А12О3 и криолит А1F3 ∙3NaF.
Получение
В настоящее время в промышленности алюминий получают электролизом оксида алюминия А12О3 в расплаве криолита.
Процесс электролиза сводится в конечном итоге к разложению А12О3 электрическим током
2А12О3 = 4А1 + 3О2 (9500C, А1F3 ∙3NaF,эл.ток)
На катоде выделяется жидкий алюминий:
А13+ + 3е- = Al0
На аноде выделяется кислород.
Физические свойства
Легкий, серебристо-белый, пластичный металл, хорошо проводит электрический ток и тепло.
На воздухе алюминий покрывается тончайшей (0,00001 мм), но очень плотной пленкой оксида, предохраняющей металл от дальнейшего окисления и придающей ему матовый вид.
Алюминий легко вытягивается в проволоку и прокатывается в тонкие листы. Алюминиевая фольга (толщиной 0,005 мм) применяется в пищевой и фармацевтической промышленности для упаковки продуктов и препаратов.
Химические свойства
Алюминий является весьма активным металлом, немного уступающим по активности элементам начала периода – натрию и магнию.
1. Алюминий легко соединяется с кислородом при комнатной температуре, при этом на поверхности алюминия образуется оксидная пленка (слой А12О3).
Эта пленка очень тонкая (≈ 10-5мм), но прочная.
Она защищает алюминий от дальнейшего окисления и поэтому называется защитной пленкой:
4Al + 3O2 = 2Al2O3
2. При взаимодействии с галогенами образуются галогениды:
с хлором и бромом взаимодействие происходит уже при обычной температуре, с йодом и серой - при нагревании:
2Al + 3Cl2 = 2AlCl3
2Al + 3S= Al2S3
3. При очень высоких температурах алюминий непосредственно соединяется также с азотом и углеродом:
2Al + N2 = 2AlN нитрид алюминия
4Al + 3С = Al4С3 карбид алюминия
C водородом алюминий не взаимодействует.
4. По отношению к воде алюминий вполне устойчив. Но если механическим путем или амальгамированием снять предохраняющее действие оксидной пленки, то происходит энергичная реакция:
2Al + 6Н2О = 2Al(ОН)3 + 3H2↑
5. Взаимодействие алюминия с кислотами
С разбавленными кислотами (HCl, H2SO4) алюминий взаимодействует с образованием водорода:
2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2
На холоду алюминий не взаимодействует с концентрированными серной и азотной кислотой.
Взаимодействует с конц. серной кислотой при нагревании:
8Al + 15H2SO4 = 4Al2(SO4)3 + 3H2S↑ + 12H2O
С разбавленной азотной кислотой алюминий реагирует с образованием NO:
Al + 4HNO3 = Al(NO3)3 + NO↑ +2H2O
6. Взаимодействие алюминия со щелочами
Алюминий, как и другие металлы, образующие амфотерные оксиды и гидроксиды, взаимодействуют с растворами щелочей.
Алюминий при обычных условиях, как уже было отмечено, покрыт защитной пленкой А12О3. При действии на алюминий водных растворов щелочей слой оксида алюминия А12О3 растворяется, причем образуются алюминаты - соли, содержащие алюминий в составе аниона:
А12О3 + 2NaOH + 3Н2О = 2Na[Al(ОН)4]
Алюминий, лишенный защитной пленки, взаимодействует с водой, вытесняя из нее водород:
2Al + 6Н2О = 2Al (ОН)3 + 3H2↑
Образующийся гидроксид алюминия, реагирует с избытком щелочи, образуя тетрагидроксоалюминат:
Аl(ОН)3 + NaOH = Na[Al(OH)4]
Суммарное уравнение растворения алюминия в водном растворе щелочи:
2Al + 2NaOH + 6Н2О = 2Na[Al (ОН)4 ]+ 3H2↑
Оксид алюминия А12О3
Белое твердое вещество, нерастворимое в воде, температура плавления 20500С.
Природный А12О3 - минерал корунд. Прозрачные окрашенные кристаллы корунда - красный рубин – содержит примесь хрома - и синий сапфир - примесь титана и железа - драгоценные камни. Их получают так же искусственно и используют для технических целей, например, для изготовления деталей точных приборов, камней в часах и т.п.
Химические свойства
Оксид алюминия проявляет амфотерные свойства
1. Взаимодействие с кислотами:
А12О3 +6HCl = 2AlCl3 + 3H2O
2. Взаимодействие со щелочами:
А12О3 + 2NaOH – 2NaAlO2 + H2O
Al2O3 + 2NaOH + 5H2O = 2Na[Al(OH)4(H2O)]
3. При накаливании смеси оксида соответствующего металла с порошком алюминия происходит бурная реакция, ведущая к выделению из взятого оксида свободного металла. Метод восстановления при помощи Al (алюмотермия) часто применяют для получения ряда элементов (Cr, Мп, V, W и др.) в свободном состоянии:
2А1 + WO3 = А12О3 + W
4. Взаимодействие с солями, имеющими сильнощелочную среду, вследствие гидролиза:
Al2O3 + Na2CO3 = 2NaAlO2 + CO2↑
.
Гидроксид алюминия Аl(ОН)3
Аl(ОН)3 представляет собой студенистый осадок белого цвета, практически нерастворимый в воде, но легко растворяющийся в кислотах и сильных щелочах. Он имеет, следовательно, амфотерный характер.
Получают гидроксид алюминия реакцией обмена растворимых солей алюминия со щелочами:
AlCl3 + 3NaOH = Al(OH)3↓ + 3NaCl
Al3+ + 3OH- = Al(OH)3↓
Данную реакцию можно использовать как качественную на ион Al3+
Химические свойства
1. Взаимодействие с кислотами:
Al(OH)3 +3HCl = 2AlCl3 + 3H2O
2. При взаимодействии с сильными щелочами образуются соответствующие алюминаты:
NaOH + Аl(ОН)3 = Na[Al(OH)4]
3. Термическое разложение:
2Al(OH)3 = Al2О3 + 3H2O

Соли алюминия подвергаются гидролизу по катиону, среда кислая ( рН < 7)
Al3+ + Н+ОН- ↔ AlОН2+ + Н+
Al(NO3)3 + H2O↔ AlOH(NO3)2 + HNO3

Растворимые соли алюминия и слабых кислот подвергаются полному (необратимому гидролизу)
Al2S3+ 3H2O = 2Al(OH)3 +3H2S
Применение в медицине и народном хозяйстве алюминия и его соединений .
Легкость алюминия и его сплавов и большая устойчивость к воздуху и воде обуславливают их применение в машиностроении, авиастроении. В виде чистого металла алюминий применяется для изготовления электрических проводов.
Алюминиевая фольга (толщиной 0,005 мм) применяется в пищевой и фармацевтической промышленности для упаковки продуктов и препаратов.
Оксид алюминия Al2O3 – входит в состав некоторых антацидных средств (например, Almagel), используется при повышенной кислотности желудочного сока.
КAl(SO4)3 12H2О – алюмокалиевые квасцы применяются в медицине для лечения кожных заболеваний, как кровоостанавливающие средство. А также используют как дубильное вещество в кожевенной промышленности.
(CH3COO)3Al - Жидкость Бурова- 8% раствор ацетата алюминия оказывает вяжущее и противовоспалительное действие, в больших концентрациях обладает умеренными антисептическими свойствами. Применяется в разведенном виде для полоскания, примочек, при воспалительных заболеваниях кожи и слизистых оболочек.
AlCl3 - применяется в качестве катализатора в органическом синтезе.
Al2(SO4)3 · 18 H20 – применяется при очистки воды.
Контрольные вопросы для закрепления:
1. Назовите высшую валентность степень окисления элементов III А группы. Объясните с точки зрения строения атома.
2. Назовите важнейшие соединения бора. Что является качественной реакцией на борат-ион?
3. Какие химические свойства имеют оксид и гидроксид алюминия?
Лекция № 14
Тема: Общая характеристика металлов. Щелочноземельные металлы
План:
Общая характеристика металлов.
Общая характеристика металлов II А группы периодической системы
Д. И. Менделеева.
Кальций и его соединения.
Магний и его соединения.
Понятие о жесткости воды и способах её устранения.
1. Общая характеристика металлов
Если провести в периодической системе диагональ от бора до астата, то слева от этой диагонали все элементы являются металлами, а справа от неё металлами являются все элементы побочных подгрупп.
Все s-элементы (кроме Н и Не), d-элементы и f-элементы являются металлами. Среди р-элементов есть и металлы или неметаллы.
Деление элементов на металлы или неметаллы объясняется различием в строении атомов. Атомы большинства металлов на внешнем электронном слое имеют от 1 до 3 электронов. Исключение: атомы германия Ge, олова Sn, свинца Pb на внешнем электронном слое имеют четыре электрона, атомы сурьмы Sb и висмута Bi – пять, атомы полония Po – шесть.
Атомы металлов имеют меньший заряд ядра и больший радиус (размер) по сравнению с неметаллами данного периода. Поэтому атомы металлов легко отдают валентные электроны и превращаются в положительно заряженные ионы.
Для металлов характерна металлическая химическая связь и металлическая кристаллическая решетка, которые обуславливают основные физические свойства металлов.
Физические свойства металлов
1. Все металлы – твердые вещества (искл. ртуть);
2. Для всех металлов характерны металлический блеск и непрозрачность. Это свойство объясняется тем, что металлы хорошо отражают от своей поверхности световые лучи;
3. Все металлы – проводники теплоты и электрического тока. Это обусловлено наличием в металлических решетках свободно перемещающихся электронов, которые в электрическом поле приобретают направленное движение. Самые электропроводные металлы – серебро, медь, алюминий;
4. Важными свойствами металлов являются их пластичность, упругость, прочность. Они способны под давлением изменять свою форму, не разрушаясь. Это также объясняется особенностью металлической связи. Так как ионы в металлической решетке друг с другом непосредственно не связаны, отдельные слои их могут свободно перемещаться один относительно другого. Самый пластичный металл – золото.
По степени твердости металлы значительно отличаются друг от друга. Так, калий, натрий - мягкие металлы (их можно резать ножом); хром – самый твёрдый металл.
Температура плавления и плотность металлов также изменяются в широких пределах. Самый легкоплавкий металл – ртуть (tплав.= -38,90С), самый тугоплавкий – вольфрам (tплав.=33800С)
Металлы отличаются своим отношением к магнитным полям. Диамагнитные металлы не притягиваются к магниту (медь, олово); парамагнитные металлы проявляют слабую способность к намагничиванию (алюминий, хром, титан); ферромагнитные металлы способны намагничиваться под действием слабых магнитных полей (железо, никель, кобальт).
Химические свойства металлов
Наиболее общим химическим свойством металлов является способность их атомов при химических реакциях отдавать валентные электроны и превращаться в положительно заряженные ионы, т.е. металлы в реакциях являются восстановителями.
Восстановительная активность различных металлов неодинакова.
В периодах слева направо восстановительная активность металлов уменьшается; в главных подгруппах сверху вниз – увеличивается.
Восстановительная активность металлов в химических реакциях, которые протекают в водных растворах различных веществ, определяется положением металлов в электрохимическом ряду напряжений металлов.
Металлы являются восстановителями и вступают в химические реакции с различными окислителями.
1. Взаимодействие с простыми веществами – неметаллами:
Mg0 + Cl2 → Mg+2Cl2
t0
2Cu0 + O2 → 2Cu+2O
t0
Fe0 +S → Fe+2S
t0
Сa0 + 2C → Ca+2C2
Na0 + H2 → Na+H2 (только активные металлы)
2. Взаимодействие со сложными веществами.
а) металлы, находящиеся в начале ряда напряжений (от Li до Na), при обычных условиях вытесняют водород из воды и образуют щелочи:
2Na0 + 2H2O → 2Na+OH + H2
б) металлы, расположены в ряду напряжений до водорода, взаимодействуют с разбавленными кислотами (искл. HNO3) с образованием соли выделением водорода:
2Al0 + 6HCl → 2Al+3Cl3 + 3H2↑
в) металлы взаимодействуют с растворами менее активных металлов, в результате чего образуется соль более активного металла, а менее активный металл выделяется в свободном виде:
Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu
г) металлы взаимодействуют с некоторыми органическими веществами:
2C2H5OH + 2Na → 2C2H5ONa + H2↑
2CH3Cl + 2Na → C2H6 + 2NaCl
Большинство металлов встречаются в природе в виде различных соединений (оксиды, сульфиды, сульфаты, хлориды и др.) Только наименее активные металлы встречаются в природе и в свободном виде (самородные металлы): золото, платина, серебро и др.
Получение металлов из их соединений – задача металлургии.
В зависимости от способа проведения металлургического процесса различают
▪ пирометаллургию;
▪ гидрометаллургию;
▪ электрометаллургию.
Пирометаллургия – это получение металлов из их соединений при высоких температурах с помощью различных восстановителей: углерода C, оксида углерода (II) CO, водорода H2, некоторых металлов (Al, Mg).
t0
FeO + C → Fe +CO
t0
Cr2O3 + 2Al → 2Cr + Al2O3
t0
WO3 + 3H2 → W + 3H2O
Гидрометаллургия – это получение металлов, который состоит из двух процессов: 1) природное соединение металла (обычно оксид) растворяется в кислоте, в результате чего получается раствор соли металла; 2) из полученного раствора данный металл вытесняется более активным металлом.
CuO +H2SO4 → CuSO4 + H2O
CuSO4 + Fe → Cu + FeSO4
Электрометаллургия – это получение металлов при электролизе растворов или расплавов их соединений. Роль восстановителя в процессе электролиза играет электрический ток.
Электролизом называется окислительно-восстановительный процесс, протекающий на электродах при прохождении электрического тока через расплав или раствор электролита.
Если в расплав или раствор электролита опустить электроды и пропустить постоянный электрический ток, то ионы электролита будут двигаться к электродам: катионы → к катоду (отрицательно заряженному электроду), анионы → к аноду (положительно заряженному электроду). На катоде катионы принимают электроны и восстанавливаются. На аноде анионы отдают электроны и окисляются.
В теоретическом плане простейшим примером является электролиз расплавов.

Рассмотрим электролиз расплава хлорида натрия:
NaCl ↔ Na+ + Cl-
Катод (-) Анод (+)
Na+ +1е- → Na0 2Cl- → Cl20
электролиз
2NaCl = 2Na + Cl2
На катоде выделяется металлический натрий, на аноде – газообразный хлор.
Электролиз расплавов и растворов отличаются друг от друга. В растворе соли кроме ионов металла присутствуют молекулы воды и ионы Н+ и ОН- - продукты диссоциации воды. Поэтому при рассмотрении реакций на электродах необходимо учитывать возможность участия молекул воды в электролизе.
2. Общая характеристика металлов II А группы периодической системы Д. И. Менделеева
К элементам IIА группы относятся бериллий Ве, магний Мg и щелочноземельные металлы - Cа, Sr, Rа. Свое название они получили потому, что их гидроксиды обладают щелочными свойствами, а их оксиды по своей тугоплавкости сходны с оксидами тяжелых металлов, называвшимися раньше «землями».
У атома бериллия, магния и щелочноземельных металлов на внешнем электронном слое находится по два электрона, электронная конфигурация внешнего слоя …. ns2 , s- элементы.
Отдавая их, они проявляют в соединениях степень окисления +2.
Все металлы этой подгруппы - сильные восстановители, однако, несколько более слабые, чем щелочные металлы.
С ростом порядкового номера отдача ионов облегчается, а потому металлические свойства элементов по подгруппе закономерно возрастают. Более ярко они проявляются у щелочноземельных металлов.
Металлы IIA группы химически довольно активны, на воздухе окисляются, при этом получаются основные оксиды типа (RO), которым отвечают основания типа R(OH).
Растворимость и основной характер соединений возрастает от Ве(ОН) к Rа(ОН).
Ве(ОН)2 - амфотерное основание.
Ве и Мg несколько отличаются от остальных металлов подгруппы. Так Ве с водой не взаимодействует, Мg - при нагревании, а остальные Ме активно реагируют при обычных условиях:
R + 2H2O=R(OH) + H2
Щелочноземельные металлы с водородом образуют гидриды общей формулы RH2

3. Кальций его соединения
Кальций
Нахождение в природе.
Кальций один из самых распространенных элементов на Земле. Из солей кальция образованы горные массивы и глинистые породы, он есть в морской и речной воде, входит в состав растительных и животных организмов.
Наиболее важными природными соединениями кальция являются мел, мрамор, известняк, представляющие собой разновидности карбоната кальция СаСО3, гипс СаSO4∙2Н2О, фосфориты Ca3(PO4)2, а также различные силикаты.
Физические свойства.
Кальций - серебристо-белый и довольно твердый металл, легкий, плотность 1,55г/см3, ковкий, пластичный.
Химические свойства
В химическом отношении кальций чрезвычайно активен.
1. На воздухе быстро покрывается слоем оксида, а если поджечь, то горит ярким красноватым пламенем:
2Са + О2 = 2СаО
2. Энергично реагирует с такими окислителями, как галогены, сера:
Са + Сl2= CaCl2
Cа + S = CaS
При повышенных температурах реагирует с азотом, углеродом, водородом:
3Са + N2 = Ca3N2
Ca + C = CaC2
Ca + H2 = CaH2
3. Как активный металл, вытесняет водород из воды и растворов кислот:
Са + 2Н2О = Са(ОН)2 + Н2↑
Са + 2НСl = CaCl2 + Н2↑
Оксид кальция СаО
СаО - техническое название ‒ негашеная известь, жженая известь или «кипелка» ‒ порошок белого цвета.
В промышленности получается при обжиге известняка, мела и других карбонатных пород:
t0
CaCO3 = CaO + CO2 - Q
СаО – типичный основной оксид.
1. Реагируя с водой, образует гидроксид кальция:
СаО + Н2О = Са(ОН)2 ∆H = 68 кДж/моль

2. Взаимодействие с кислотными оксидами и кислотами:
СаО+СО2 =СаСО3
СаО + 2НNO3 = Са(NO3)2+Н2О
3. При высоких температурах реагирует с коксом, образуя карбид кальция:
СаО + 3С = СаС2 + СО
Гидроксид кальция Са(ОН)2
Са(ОН)2- гашенная известь ‒ твердое вещество белого цвета, растворима в воде, раствор называется известковой водой, обладает щелочными свойствами:
Сa(OH)2 + CO2 = CaCO3 ↓ + H2O
CaCO3 + H2O + CO2 = Ca(HCO3)2
Ca(OH)2 + H2SO4 = CaSO4 + H2O
3Ca(OH)3 + 2FeCl3 = 2Fe(OH)2 + 6HCl
Качественная реакция на катион Ca2+
а) реакция с оксалатом аммония:
Ca2+ + (NH 4)2C2O4 = CaC2O4↓ + 2NH4+
образуется белый осадок оксалата кальция, растворимый в минеральных кислотах, но не растворимый в уксусной кислоте.
б) реакция с раствором серной кислоты или растворимыми сульфатами:
Са2+ + SO42- = СаSO4↓
образуется белый осадок, осаждение ведут при добавлении этилового спирта для более полного осаждения.
Соли кальция
СаSO4 ∙ 2Н2О ‒ гипс, как вяжущее средство в строительстве, в медицине - при наложении гипсовых повязок;
Са(SO4)2 ∙ H2O ‒ алебастр;
Са3(РО4)2 ‒ основной компонент фосфоритов и апатитов - сырье для производства фосфорных удобрений, это главный конструкционный материал наших костей;
СаСl2 ∙ 6Н2О ‒ широко применяется в медицине в частности, внутривенные инъекции растворов СаСl2 снижают спазмы сердечно-сосудистой системы, улучшает свертываемость крови, помогает бороться с оттеками, воспалениями, аллергией;
СаF2-‒ флюоргий ‒ прозрачные кристаллы, представляют ценность для оптики потому что они пропускают ультрафиолетовые и инфракрасные лучи намного лучше, чем стекло, кварц или вода;
СаС2 ‒ карбид для автогенной сварки и резки металла, для получения ацетилена;
СаСl2 + Са(СlO)2 ‒ хлорная известь, в качестве отбеливающего и дезинфицирующего средства, а так же для дегазации местности, зараженной стойкими отравляющими веществами.
4. Магний и его соединения
Нахождение в природе
Земная кора богата магнием. Содержание магния в ней составляет 1,4 атомных %. Магний входит в состав почти двухсот минералов. Важнейшие минералы, из которых получают магний магнезит МgСО3, доломит СаСО3 ∙ МgСО3, карналлит КСl ∙ МgCl2 ∙ 6Н2О, бишофит МgCl2 ∙ 6Н2О. Мg входит в состав хлорофилла, участвует в аккумуляции солнечной энергии.
Физические свойства
Мg - серебристо-белый металл, в 5 раз легче меди, в 1,5 раза легче алюминия,
t пл = 650С.
Химические свойства
1. При высокой температуре Мg горит интенсивно выделяя значительное количества тепла, дает ослепительную вспышку:
2Мg + О2 = 2МgО
2. Взаимодействие с азотом, образуя нитриды:
3Мg + N2 = Мg3N2
3. Окисляется водородом, образуя гидриды:
Мg + Н2 = МgH2
4. С водой магний взаимодействует очень медленно, реакция ускоряется в горячей воде:
Мg + 2H2O=Мg(OH)2+H2↑
5. Разбавленная НNO3 с щелочноземельными металлами и магнием восстанавливается до солей аммония:
4Мg + 6HNO3 = 4Мg(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O
Мg0 - 2е = Мg2+
N+5 + 8 е = N-3
6. С растворами кислот НСl, H2SO4 выделяется водород:
Мg + 2HCl = МgCl2 + Н2
Оксид магния МgО
МgО ‒ белый, тугоплавкий порошок, малорастворим в воде, обладает основными свойствами:
МgО + 2НСl=МgCl2 + Н2О
MgO + CO2 =MgCO3
MgO + Н2О =Мg(ОН)2
Гидроксид магния Мg(OH)2
Мg(OH)2 -типичное основание средней силы
В лаборатории получают реакцией обмена растворимых солей магния со щелочами:
МgCl2 + 2КОН = Мg(OН)2 + 2КСl
1. Реагирует с кислотами:
Мg(OH)2 + 2HNО3 = Мg(NO3)2 + 2Н2О
2. Разлагается при нагревании:
Мg(OH)2 = МgO + Н2О
Соли магния
MgSO4 ∙ 7H2O ‒ горькая английская соль, применяется в качестве слабительного, в виде инъекций как спазмолитик, противосудорожное и обезболивающее средство;
Mg2Si3O8 · nH2O – трисиликат магния, применение в медицине основано на его адсорбционном действии, поэтому его назначают при гастритах и кишечных заболеваниях;
МgCO3 ∙ Мg(OH)2 ∙ H2O ‒ белая магнезия применяется внутрь при повышенной кислотности желудочного сока, как легкое слабительное, входит в состав зубного порошка;
MgCl2 ∙ 6H2O ‒ водный раствор, для приготовления магнезиального цемента, ксилолита и др. синтетических материалов;
MgCO3 – в производстве теплоизоляционных материалов.

Качественная реакция на катион Mg2+ с Na2HPO4 в присутствии буферной смеси

NH4Cl
MgSO4 + Na2HPO4 + NH4OH = MgNH4PO4↓ + Na2SO4 + H2O
образуется белый кристаллический осадок фосфата магния-аммония.
5. Понятие о жесткости воды и способах её устранения
Жесткость воды ‒ совокупность свойств обусловленная содержанием в воде ионов Са2+ и Мg2+.
Если концентрация этих ионов в воде велика, то воду называют жесткой, если мала – мягкой.
В санитарно-гигиеническом отношении эти ионы не представляют опасности. Правда, при большом содержании ионов в море и в океане вода горьковата на вкус и вызывает послабляющее действие на кишечник человека.
В бытовом отношении эти соли образуют с мылом нерастворимые соединения и пена образуется лишь после полного осаждения ионов.
В жесткой воде с трудом развариваются пищевые продукты, т.к. катионы кальция с белками пищи образуют нерастворимые соединения, плохо заваривается чай и вкус его теряется.
Жесткая вода непригодна для охлаждения двигателей внутреннего сгорания и питания паровых котлов, т.к. при нагревании жесткой воды на стенках охладительных систем образуется накипь, которая плохо проводит теплоту, поэтому возможен перегрев котлов, моторов и ускоряется их изнашивание.
Жесткость воды количественно выражают числом ммоль эквивалентов (ммоль экв) ионов Са2+ и Мg2+, содержащихся в 1 литре воды.
По величине жесткости природную воду различают:
а) очень мягкую до 1,5 ммоль экв/л
б) мягкую от 1,5 до 4 ммоль экв/л
в) средней жесткости от 4 до 8 ммоль экв/л
г) жесткая вода от 8 до 12 ммоль экв/л
д) очень жесткую свыше12 ммоль экв/л
Жесткость воды хозяйственно-питьевых водопроводов не должна превышать 7 мэкв/л.
Виды жесткости воды
1. Карбонатная или временная жесткость обусловлена присутствием гидрокарбонатов Са и Мg.
Её можно устранить:
а) кипячением
Са(НСО3)2 = СаСО3↓ + Н2О + СО2↑
б) действием известкового молока или соды
Са(ОН)2 + Са(НСО3)2 = 2СаСО3↓ + 2Н2О
Са(НСО3)2 + Nа2СО3 = СаСО3↓ + 2NаНСО3
2. Некарбонатная или постоянная жесткость обусловлена присутствием сульфатов и хлоридов Са и Мg.
Её устраняют действием соды:
СаSO4 + Nа2СО3 = СаСО3↓ + Nа2SО4
МgSО4 + Nа2СО3 = МgСО3↓ + Nа2СО3
Карбонатная и некарбонатная жесткость в сумме составляют общую жесткость воды.
Современные способы умягчения воды основаны на применении катионитов. Катионитами называют твердые вещества, содержащие в своем составе подвижные катионы, способные обмениваться на ионы внешней среды. При пропускании жесткой воды через колонку, заполненную катионитом, происходит обмен катионов:
Na2R + Са2+ = 2Na+ + СаR
Na2R + Mg2+ = 2Na+ + MgR
На катионите задерживаются катионы Са2+ и Мg2+, а в раствор переходят ионы Na+, в результате жесткость воды уменьшается.

Контрольные вопросы для закрепления:
1. Назовите особенности строения атомов металлов.
2. Как изменяется восстановительная способность щелочноземельных металлов с возрастанием порядкового номера?
3. Назовите вещество Х в схеме реакции Са + Н2О → Са(ОН)2 + Х
4. Чем обусловлена жесткость воды?
Лекция № 15
Тема: Щелочные металлы
План:
Общая характеристика элементов IА группы периодической системы Д. И. Менделеева.
Натрий. Калий. Соединения натрия и калия.
1. Общая характеристика элементов IА группы периодической системы Д. И. Менделеева
Главную подгруппу I группы периодической системы Д.И. Менделеева составляют элементы - литий 3Li, натрий 11Na, калий 19К, рубидий 37Rb, цезий 55Cs и франций 87Fr.
Элементы этой подгруппы относят к металлам. Их общее название - щелочные металлы, т.к. они и их оксиды при взаимодействии с водой образуют щелочи.
Щелочными металлами начинается каждый период периодической системы.
Атомы этих элементов имеют на внешнем энергетическом уровне один s-электрон, строение внешнего электронного слоя ….ns1, относятся к s -элементам
Вступая в химические взаимодействия, атомы щелочных металлов легко отдают электрон внешнего энергетического уровня, проявляя в соединениях постоянную степень окисления + 1.
Сверху вниз по подгруппе
радиусы атомов увеличиваются,
энергия ионизации уменьшается,
способность отдавать электроны увеличивается,
металлические свойства усиливаются,
восстановительная способность увеличивается.
2. Натрий. Калий. Соединения натрия и калия.
11Na
19К
….ns1 , I, +1
Нахождение в природе.
В свободном виде щелочные металлы в природе не встречаются, т.к. они химически очень активны. Они находятся в природе только в виде соединений.
Массовая доля натрия в земной коре составляет 2,64 %, калия - 2,60 %. Содержание в земной коре лития, рубидия и цезия значительно меньше. Франций - радиоактивный элемент, его следы обнаружены в продуктах распада природного урана.
Основными природными соединениями натрия, являются минералы галит, или каменная (поваренная) соль NaCl, и мирабилит, или глауберова соль Na2SO4∙10H2O.
К важнейшим минералам калия относится сильвинит NaCl ∙ KCl, карналлит KCl ∙MgC12∙ 6H2O.
Получение щелочных металлов
Получение натрия.
1. Металлический натрий в промышленности получают электролизом расплава хлорида натрия с инертными (графитовыми) электродами.
В расплаве хлорид натрия диссоциирует на ионы:
NaCl ↔ Nа++Сl-
При электролизе на катоде восстанавливаются катионы Na+ , на аноде окисляются анионы Сl-:
катод (-) Na+ + 1е- = Na
анод (+) 2Cl- - 2e-= Cl2

2NaClрасплав = 2Na + Сl2
Таким образом, при электролизе образуются натрий и хлор.
Иногда натрий получают электролизом расплава гидроксида натрия NaOH:
NaOH↔ Na+ + OH-
катод (-) Na+ + 1е- = Na
анод (+) 4ОН --4e-= 2Н2О + О2
4NaOHрасплав = 4Na + 2Н2О + О2
2. Другим способом получения натрия является восстановление соды углем при высоких температурах:
Na2CO3 + 2С = 2Na + 3CO
Этот способ используется реже, чем электролитический.
Получение калия.
1. Калий получают замещением его натрием из расплава хлорида калия или гидроксида калия:
KCl + Na = K + NaCl
Такая реакция идет, несмотря на то, что в ряду стандартных электродных потенциалов натрий расположен левее калия.

2. Калий может быть получен также электролизом расплавов его соединений (KCI, КОН).
Физические свойства
На свежем срезе щелочные металлы - серебристо-белые с металлическим блеском, который на воздухе быстро исчезает вследствие окисления кислородом воздуха. Поэтому щелочные металлы хранят под слоем керосина или в атмосфере инертного газа.
Щелочные металлы являются легкими и пластичными. Литий - самый легкий металл, его плотность равна 0,534 г/см3 (200 С).
Это мягкие металлы, по мягкости Na, К, Rb и Cs подобны воску, самым твердым является литий. Щелочные металлы легкоплавкие. Так, температура плавления цезия равна 28,50С, наибольшая температура плавления у лития (180,50С).
Щелочные металлы обладают хорошей тепло- и электропроводностью.
Химические свойства
Щелочные металлы обладают высокой химической активностью, их активность увеличивается в ряду Li―Na―K―Rb―Cs―Fr. В реакциях они являются сильными восстановителями.
1. Взаимодействие с кислородом.
Щелочные металлы легко окисляются кислородом воздуха, а рубидий и цезий даже самовоспламеняются. С кислородом литий образует оксид:
4Li + O2 = 2Li2O
Основным продуктом окисления натрия является пероксид натрия:
2Na + O2 = Na2O2
Калий, рубидии и цезии при взаимодействии с кислородом образуют главным образом надпероксиды, например надпероксид (супероксид) калия:
К + O2 = KO2
2. Щелочные металлы самовоспламеняются во фторе, хлоре, парах брома, образуя галогениды, например:
2Na + Br2 =2NаВr
3. При нагревании щелочные металлы взаимодействую со многими неметаллами (водородом, серой, селеном, йодом, азотом, углеродом). Например, в реакциях с серой образуются сульфиды:
2Na + S = Na2S
4. Щелочные металлы взаимодействуют и с водородом при слабом нагревании, образуя гидриды:
2Na + Н2 = 2NaH
5. Натрий и калий реагируя с ртутью образуют амальгамы.
Щелочные металлы взаимодействуют также со многими металлами, образуя интерметаллические соединения, например Li2Zn3, Nа2Sn.
6 . Взаимодействие с водой.
Все щелочные металлы активно реагируют с водой, восстанавливая ее до водорода, например:
2Na + 2Н2О = 2NaOH + H2↑
Активность взаимодействия металлов с водой увеличивается от лития к цезию. Так, калий при взаимодействии с водой воспламеняется, а рубидий и цезий реагируют со взрывом.
7 .Взаимодействие с кислотами
Щелочные металлы взаимодействуют с хлороводородной и разбавленной серной кислотами с выделением водорода:
2Na + 2НСl = 2NaCl + H2↑
Концентрированную серную кислоту щелочные металлы восстанавливают главным образом до сероводорода:
8Na + 5H2SO4 = 4Na2SO4 + H2S↑ + 4Н2О
При этом возможно параллельное протекание реакции восстановления серной кислоты до оксида серы (IV) и элементной серы.
При реакции щелочного металла с разбавленной азотной кислотой преимущественно получается аммиак или нитрат аммония, а с концентрированной кислотой - азот или оксид азота (I):
8Na + 10НNO3 (разб.) = 8NаNO3 + NН4NO3 + 3Н2О
8K+ 10HNO3 (конц.) = 8KNO3 + N2O + 5H2O
Однако, как правило, одновременно образуется несколько продуктов.
8. Взаимодействие с оксидами металлов и солями
Щелочные металлы вследствие высокой химической активности могут восстанавливать многие металлы из их оксидов и солей:
ВеО + Na= Ве + Na2O
СаСl2 + 2Na = Са + 2NaCl
Такие реакции используются для получения некоторых металлов.
Оксиды щелочных металлов
Щелочные металлы образуют следующие оксиды: Li2O, Na2O, K2O, Rb2O, Cs2O.
Оксиды лития и натрия - белые вещества, оксид калия имеет светло желтую окраску, рубидия - желтую, цезия - оранжевую.
Все оксиды - реакционноспособные соединения, обладают ярко выраженными основными свойствами, при чем в ряду от оксида лития к оксиду цезия основные свойства усиливаются.
Прямым взаимодействием кислорода с щелочным металлом может быть получен только оксид лития.
Остальные оксиды получают косвенным путем. Так, оксид натрия получают восстановлением соединений натрии металлическим натрием:
Na2O2 + 2Na = 2Na2O
2NaOH + 2Na = 2Na2O + Н2

Оксиды щелочных металлов легко взаимодействуют с водой, с кислотными оксидами и кислотами:
Na2O + H2O = 2NaOH
Na2O + CO2 = Na2CO3
Na2O + 2HCl = 2NaCl + H2O
Гидроксиды щелочных металлов
Щелочные металлы образуют следующие гидроксиды: LiOH, NaOH (техническое название едкий натр), КОН (техническое название- едкое калий). Они представляют собой белые кристаллические вещества.
Все гидроксиды щелочных металлов являются сильными основаниями, растворимыми в воде - щелочи. Гидроксиды натрия и калия называют едкими щелочами, потому что они легко разъедают ткани, бумагу, кожу и другие вещества.
Сила оснований увеличивается от LiOH к CsOH.
Гидроксиды образуются при взаимодействии щелочных металлов или их оксидов с водой:
2К + 2Н2О = 2КОН + Н2
Na2O + H2O = 2NaOH
Гидроксиды натрия и калия, имеющие большое практическое значение, в промышленности получают электролизом концентрированных водных растворов соответствующих хлоридов.
Гидроксиды щелочных металлов проявляют все характерные свойства оснований: они взаимодействуют с кислотными и амфотерными оксидами, амфотерными гидроксидами, кислотами, солями:
2NaOH + SO2 = Na2SO3 + H2O
2NaOH + ZnO = Na2ZnO2 + H2O
KOH + HCl = KCl + H2O
2KOH + Zn(OH)2 = K2[Zn(OH)4]
3KOH + AlCl3 = Al(OH)3 + 3KCl
В водных растворах щелочей растворяются некоторые металлы, образующие амфотерные гидроксиды (бериллий, алюминий, цинк, олово и др.), например:
Zn + 2NaOH + 2Н2О = Na2[Zn(OН)4] + H2↑
Соли натрия и калия
Натрий и калий образуют соли почти со всеми известными кислотами.
Соли можно получить при взаимодействии оксидов или гидроксидов с соответствующими кислотами, например:
K2O+ 2НNО3 = 2КNО3 + Н2О
2КОН + Н3РO4 = К2HРO4 + 2Н2O
Соли бескислородных кислот образуются при непосредственном взаимодействии простых веществ:
2K + S = K2S
2Na + I2 = 2NaI
Большинство солей натрия и калия хорошо растворяется в воде, являются типичными ионными соединениями и сильными электролитами.
Водные растворы солей с анионами слабых кислот имеют щелочную реакцию вследствие гидролиза, например:
Nа2СО3 + Н2О = NаНСО3 + NaOH
СО32- + Н2О = НСО3- + OH-
Водные растворы солей, образованных сильными кислотами (NaCl, KCl, Na2SO4 и др.) не гидролизуются.
Соли натрия окрашивают пламя горелки в желтый цвет, калия - в фиолетовый. На этом основано качественное обнаружение этих элементов.
Биологическая роль
Ион натрия Na+ - главный внеклеточный ион, ион калия К+ - основной внутриклеточный ион, их взаимодействие поддерживает жизненно важные процессы в клетках.
В организме человека растворимые соли натрия - хлорид, фосфат, гидрокарбонат – входят в состав крови, лимфы. Осмотическое давление крови поддерживается на необходимом уровне за счет хлорида натрия.
Ионы калия регулируют деятельность сердечной мышцы, участвуют в процессах проведения нервных импульсов, улучшает сокращение скелетных мышц.
В медицинской практике широко используются соединения, образованные щелочными металлами.
Хлорид натрия NaCl входит в состав физиологического раствора (0,9% раствор) для внутреннего введения при потери крови и широко применяется как вспомогательное средство при приготовлении различных лекарственных форм,
Сульфат натрия Na2SO4 и его кристаллогидрат Na2SO4∙10H2O (глауберова соль) применяется в медицине как слабительное средство,
Гидрокарбонат натрия NаНСО3 (питьевая сода), - применяют при повышенной кислотности желудочного сока.
Бромиды калия, натрия – регулируют деятельность нервной системы, хлорид калия КСl способствует улучшению работы сердца.
Контрольные вопросы для закрепления:
1. Назовите особенности строения атомов щелочных металлов.
2. Как изменяется активность щелочных металлов в подгруппе сверху вниз?
3. Закончите уравнение окислительно-восстановительной реакции и подберите коэффициенты электронно-ионным методом
Li+ НNO3 (разб.) = ….. + …. + ….
Лекция № 16
Тема: Побочная подгруппа I группы. Медь, серебро и их соединения
План:
Общая характеристика элементов I В группы периодической системы
Д. И. Менделеева.
Медь. Соединения меди.
Cеребро. Соединения серебра.
1. Общая характеристика элементов I В группы периодической системы Д. И. Менделеева.
Элементы меди, серебра, золота составляют побочную группу 1 группы и относятся к d-элементам.
Строение внешнего электронного слоя:
Cu …3d104s1
Ag ….4d105s1
На наружной оболочке этих элементов имеется по одному электрону. Атомы меди, серебра, золота имеют законченный d-подуровень предпоследнего слоя, но не вполне стабилизированы, способны к частичной потере электронов. Поэтому эти металлы проявляют разные степени окисления: медь +1, +2; серебро +1; золото +1, +3.
Элементы меди, серебра, золота имеют менее ярко выраженные металлические свойства по сравнению с металлами главной подгруппы. Это связано с тем, что радиусы атомов меди, серебра, золота значительно меньше, а их ионизационные потенциалы намного больше, чем у атомов натрия, калия.
Поэтому медь, серебро, золото мало активны, причем инертность возрастает с увеличением атомной массы.
2. Медь. Соединения меди
Медь была известна еще 5-6 тысяч лет до н. э. Уже в 3 тысячелетии до н.э. медь широко использовали как материал для изготовления орудий труда. Из древних медных рудников особой славой пользовались рудники на острове Каир. Отсюда и пошло латинское название меди – купрум.
Нахождение в природе
В природе встречается как в самородном виде, так и входит в различные соединения:
CuCO3 ·Cu(OH)2 – малахит, зеленого цвета
CuFeS2 ‒ медный колчедан или халькопирит, золотистого цвета
2CuCO3∙ Cu(OH)2 ‒ медная лазурь или азурит, синего цвета
Cu2O ‒ куприт, красная медная руда
CuS ‒ ковеллин
Cu2S ‒ медный блеск
Физические свойства
Медь - тугоплавкий металл, тяжелый, красно-коричневого цвета. С металлами образует сплавы: бронза (медь + олово), латунь (медь + цинк). Они широко используются в машиностроительной промышленности, электротехнике и других.
Медь хорошо проводит тепло, электрический ток, поэтому идет на производство электропроводов.
Химические свойства
1. Взаимодействие с кислородом при нагревании:
2Cu + O2 → 2CuO
2. В сухом воздухе медь не изменяется, во влажном окисляется, образуя основной карбонат меди:
2Cu + H2O + O2 + CO2 = (CuOH)2CO3
3. Взаимодействует с галогенами:
Cu + Cl2 = CuCl2
4. В ряду активности медь стоит за водородом (пассивный металл), поэтому растворяется только в кислотах – окислителях (конц. и разб. азотная кислота, конц. серная кислота):
Cu + 2H2SO4 = CuSO4 + SO2 + 2H2O
3Cu + 8HNO3 (разб.) = 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O
Cu + 4HNO3 (конц.) = Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O

Медь в своих соединениях проявляет степени окисления +1 и +2. Соединения меди (II) более устойчивы, чем соединения меди (I). Ионы меди (I) и меди (II) являются типичными комплексообразователями, для иона Cu+ наиболее характерно координационное число 2, а для иона Cu2+ - 4.
Оксид меди (I) Сu2O
Твердое вещество оранжево-красного цвета, не растворимое в воде.
Получение
4CuO = 2Cu2O + O2
Основный оксид.
1. Взаимодействует с кислотами:
Cu2O + 2HCl = CuCl↓+ H2O
белый осадок
2. Растворяется в водном растворе аммиака:
Cu2O + 4NH3 + H2O = 2[Cu(NH3)2]OH
Соответствующее этому оксиду основание – CuOH – является крайне нестойким соединением, разлагается на оксид меди (I) Cu2O и воду/
Оксид меди (II) CuO
Твердое вещество черного цвета, не растворимое в воде
Получение
1. При окислении меди кислородом при температуре:
2Cu + O2 → 2CuO
2. Разложение гидроксида меди:
Cu(OH)2 = CuO + H2O
3. Разложение некоторых солей меди:
(CuOH)2CO3 = 2CuO + CO2 + H2O
Химические свойства
Основный оксид.
1. Взаимодействует с кислотами:
CuO + 2HCl = CuCl2 + H2O
2. Проявляет окислительные свойства и легко восстанавливается до металлической меди: t0
CuO + H2 = Cu + H2O
CuO ‒ не растворим в воде и с ней не взаимодействует.
Гидроксид меди (II) Cu(OH)2
Получение
В лаборатории получают реакцией обмена растворимых солей меди (II) со щелочами, при этом образуется голубой осадок гидроксида меди (II):
CuCl2 + 2NaOH = Cu(OH)2 + 2NaCl
Cu2+ + 2Cl- + 2Na+ + 2OH-= Cu(OH)2↓ + 2Na+ + 2Cl-
Cu+2 + 2OH- = Cu(OH)2↓
Химические свойства
1. Взаимодействие с кислотами:
Cu(OH) + 2HCl = CuCl2 + 2H2O
2. Гидроксид меди (II) растворяется в очень концентрированных растворах щелочей:
Cu(OH)2 + 2NaOH = Na2[Cu(OH)4 ]
Данная реакция свидетельствует о проявлении гидроксидом меди (II) признаков амфотерности.
3. Вступает в реакции комплексообразования:
Cu(OH)2 + 4NH4OH = [Cu(NH3)4](OH)2 + 4H2O
4. Проявляет окислительные свойства при взаимодействии с восстановителями:
t0
СН3СОН + Сu(OH)2 = CH3COOH + Cu2O + H2O
Соли меди (II)
Растворимые соли меди (II) диссоциируют в водных растворах с образованием гидратированных ионов [Cu(H2О)4]2+, которые имеют сине-голубой цвет, в отличие от негидратированных ионов Cu2+. Поэтому такая окраска свойственна разбавленным растворам солей меди (II), если они не содержат окрашенных анионов.
Качественные реакции на Cu2+
а) реакция со щелочами:
Cu2+ + 2OH - = Cu(OH)2↓ голубой осадок
б) реакция с раствором аммиака:
Cu2+ + 4NH3 = [Cu(NH3)4]2- раствор ярко-синего цвета
3. Серебро. Соединения серебра
О происхождении русского слова «серебро» ученые и доныне не пришли к единому мнению. Большинство считает, что это видоизмененное «сарпу», что значит «серп», так и полумесяц. В Ассирии серебро считалось «металлом лун» и было таким же священным, как в Египте золото.
Нахождение в природе
В природе серебро встречается в виде самородков с примесью золота, ртути и др. Из природных минералов серебра важны: Ag2S серебряный блеск, AgCl роговое серебро, они встречаются в Сибири, на Дальнем Востоке, Северном Кавказе.
Физические свойства
Серебро – серебристо-белый, блестящий металл, лучше всех проводит тепло, электрический ток. По ковкости и тягучести уступает только золоту.
Химические свойства
1. Серебро не окисляется на воздухе ни при каких условиях. Частичное почернение объясняется тем, что на поверхности образуется Ag2S
2. Расплавленные щелочи не действуют на серебро.
3. Свободные галогены легко окисляют серебро до галогенидов:
2Ag + I2 = 2AgI
Однако на свету эта реакция обратима, и галогениды серебра (кроме фторида) постепенно разлагаются.
4. При нагревании с серой серебро даёт сульфид Ag2S
4. Разбавленные соляная и серная кислоты на серебро не действуют (пассивный металл, в ряду активности после водорода).
5. Серебро растворяется в холодной разбавленной азотной и кипящей концентрированной серной кислоте:
3Ag + 4HNO3 = 2AgNO3 + NO + 2H2O
2Ag + 2H2SO4 = Ag2SO4 + SO2 + 2H2O
Оксид серебра Ag2O
Получение
AgNO3 + NaOH = NaNO3 + AgOH
2AgOH = Ag2O + H2O
черный осадок
Химические свойства
1. Ag2O +2HNO3 = 2AgNO3 + H2O
2. Ag2O + 4NH4OH = 2[Ag(NH3)2]OH + 3H2O
Качественные реакции на катион серебра Ag+:
а) с соляной кислотой или растворимыми хлоридами:
Ag+ + Cl-=AgCl
AgCl - белый творожистый осадок, легко растворимый в избытке аммиака с образованием комплексной соли хлорида диамин серебра:
AgCl + 2NH3 = [Ag(NH3)2]Cl

б) с тиосульфатом натрия:
2AgNO3 + Na2S2O3 = Ag2S2O3 + 2NaNO3
Ag2S2O3 + H2O = Ag2S + H2SO4
Образуется белый осадок Ag2S2O3, который вследствие гидролиза очень быстро желтеет, буреет и становится черным Ag2S.
Соединения серебра
В клинической медицине применяют многочисленные препараты – это органические соединения, преимущественно белковые – проторгол и колларгол, а так же соль AgNO3 ‒ ляпис, который обладает прижигающим и вяжущим действием.
В небольших концентрациях AgNO3 оказывает вяжущее и противовоспалительное действие. Наружно при язвах, трещинах, при конъюнктивите, трахоме. Назначают в виде водных растворов (2 – 5 - 10%), мазей (1 - 2%).
Применяется в зеркальном производстве, гальванотехнике, фотографии, аналитической химии.
Протаргол – содержит 7,8 - 8,3% серебра. Применяют как вяжущее, антисептическое и противовоспалительное средство. Этот препарат назначается и взрослым, и детям, однако последних протарголом лечат чаще из-за особенного (как считается, безвредного) простого состава. Несмотря на то, что протаргол чаще всего назначается для лечения ринита, на этом его спектр лечения не заканчивается. Протаргол назначают при следующих заболеваниях: ринит (хронический и острый), аденоиды, наружный отит, конъюктивит, блефарит у новорожденных, цистит.
Хранят в хорошо закупоренных банках оранжевого стекла, предохраняют от действия света.Колларгол – коллоидное серебро – зеленовато - или синевато-черные пластинки, растворимы в воде с образованием коллоидного раствора. Используют препарат в концентрации 0,2 - 1% для обработок глаз и нарывов, 1 - 2% в урологии, 2 - 5% для терапии гнойных ринитов.
Контрольные вопросы для закрепления:
1. Какие степени окисления проявляет медь в своих соединениях? Соединения с какой степенью окисления наиболее устойчивы?
2. С какими из перечисленных веществ будет реагировать медь:
раствор соляной кислоты, конц. серная кислота, кислород, водород, сульфат железа (II)? Напишите возможные уравнения реакции.
3. Происходит ли окисление серебра на воздухе? Как можно получить оксид серебра?
Лекция № 17
Тема: Побочная подгруппа II группы. Цинк, ртуть и их соединения
План:
Общая характеристика элементов II В группы периодической системы
Д. И. Менделеева.
Цинк. Соединения цинка. Амфотерность оксида и гидроксида цинка.
Ртуть. Соединения ртути.
1. Общая характеристика элементов II В группы периодической системы Д. И. Менделеева.
Побочную подгруппу II группы периодической системы Д.И Менделеева составляют элементы цинк 30Zn, кадмий Cd, ртуть 80Hg
Атомы элементов имеют следующую электронную оболочку:
(n-1)s2p6d10ns2, d-элементы.
Строение внешнего электронного слоя цинка … 3d104s2, кадмия …4d105s2, ртути …5d106s2.
В образовании химических связей участвуют только электроны внешнего энергетического уровня атома, поэтому цинк, кадмий, ртуть проявляют степень окисления +2 (ртуть также +1).
Восстановительные свойства элементов подгруппы цинка выражены значительно слабее, чем у элементов главных подгрупп. Это объясняется меньшим размером радиуса атомов, и соответственно, более высокими энергиями ионизации, чем у элементов главных подгрупп. Наиболее активным элементом является цинк.
В общем, элементы IIB (Zn, Cd, Hg) более активны, чем соответствующие элементы IВ (Cu, Ag, Au).
Общая формула оксидов RO, которым соответствуют гидроксиды состава R(OН)2. Оксид и гидроксид цинка проявляют амфотерные свойства.
2. Цинк. Соединения цинка. Амфотерность оксида и гидроксида цинка.
Нахождение в природе
Массовая доля цинка в земной коре составляет 5.10-3 %. Он встречается только в составе соединений, например ZnО –цинкит, ZnS – сфалерит (цинковая обманка) , ZnСО3 – смитсонит (цинковый шпат)
Получение
При получении цинка его руды подвергают обжигу:
2ZnS +3O2 = 2ZnO + 2SO2
ZnСО3 = ZnO + СО2
Далее оксид цинка восстанавливают углем:
ZnO + С = Zn + CO
Для получения более чистого металла оксид цинка растворяют в серной кислоте и выделяют электролизом.
Физические свойства
Цинк - серебристо-белый металл. На воздухе цинк покрывается защитной пленкой оксидов и карбонатов, которая ослабляет его металлический блеск и предохраняет от дальнейшего окисления.
При комнатной температуре довольно хрупкий, но при 100-1500С он хорошо гнется и прокатывается в листы, обладает хорошей электро- и теплопроводнocтью.
Химические свойства
Цинк - химически активный металл.
1. Легко окисляется кислородом:
2Zn + О2 = 2ZnO
2. При нагревании легко взаимодействует с неметаллами (серой, хлором):
Zn + S = ZnS
3. Вода почти не действует на цинк, хотя он и стоит в ряду напряжения металлов значительно раньше водорода. Это объясняется образующейся на поверхности цинка защитной пленки.
4. Растворяется в разбавленных и концентрированных кислотах HCl, H2SО4, НNО3 и в водных растворах; щелочей, например:
Zn + 2НCI = ZnCl2 + Н2
4Zn + 10НNО3 (разб.) =4Zn(NО3)2 + NН4NОз + 3H2O
Zn + 2NaOН + 2Н2О = Nа2[Zn(ОН)4] + Н2
Соединения цинка
В соединениях цинк проявляет степень окисления +2.
Оксид цинка ZnO - белое вещество, желтеющее при нагревании, но при охлаждении снова становится белым. Практически нерастворим в воде.
Оксид цинка является амфотерным соединением, он peагирует с кислотами и щелочами:
ZnO + 2НСI = ZnCl2 + Н2О
ZnO + 2КОН + Н2О = K2 [Zn(OH)4]
Гидроксид цинка Zn(OH)2 выпадает в виде белого студенистого осадка при действии щелочей на растворы солей цинка:
ZnSO4 + 2NaOH = Zn(OH)2↓
Zn2+ + 2ОН- = Zn(OH)2↓
Данная реакция является качественной на катион Zn2+.
Гидроксид цинка - амфотерное соединение. Осадок легко растворяется в кислотах с образованием солей цинка и в избытке щелочей:
Zn(ОН)2 +2HCl = ZnCl 2 + 2Н2О
Zn(ОН)2 + 2NaOH = Na2ZnO2 + 2Н2О - в расплавах
Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2[Zn(OH)4] - в водных растворах
Гидроксид цинка растворяется также в водном растворе аммиака. При этом образуются комплексные ионы [Zn(NН3)4]2+:
Zn(ОН)2 + 4NН3 = [Zn(NН3)4](OН)2
Zn(OH)2 - слабый электролит. Поэтому все соли цинка, в том числе и цинкаты, в водной среде гидролизуются:
Zn(NO3)2 ↔ Zn2+ + 2NO3-
Zn2+ + Н+ОН- ↔ ZnОН+ + Н+ кислая среда, рН < 7
Zn(NO3)2 + Н2О ↔ ZnОНNO3 + HNO3

3. Ртуть. Соединения ртути.
Нахождение в природе
Ртуть мало распространена в природе; содержание ее в земной коре составляет всего около 10-6 % (масс). Изредка ртуть встречается в самородном виде, вкрапленная в горные породы; но главным образом она находится в природе в виде ярко-красного сульфида ртути HgS, или киновари.

Получение
Из киновари металлическую ртуть получают обжигом руды. При этом ртуть выделяется в виде паров и конденсируется в охлаждаемом приемнике:
HgS + O2 = Hg + SO2
Физические свойства
Ртуть - единственный металл, находящийся при комнатной температуре в жидком состоянии, это тяжелая жидкость серебристо-белого цвета.
Ртуть обладает способностью растворять в себе многие металлы, образуя с ними частью жидкие, частью твердые сплавы, называемые амальгамами. Особенно легко образуется амальгама золота, вследствие чего золотые изделия не должны соприкасаться с ртутью. Железо не образует амальгамы, поэтому ртуть можно перевозить в стальных сосудах.
Пары ртути очень ядовиты и могут вызвать тяжелое отравление. Для этого достаточно даже того ничтожного количества паров, которое образуется при комнатной температуре. Поэтому при всех работах с ртутью необходимо быть очень осторожным. Не следует держать открытыми сосуды с ртутью, все работы с ней надо проводить на эмалированных или железных подносах. Очень опасна ртуть, пролитая на пол. При падении она разбивается на множество мелких капель, которые попадают в щели и могут в течение длительного времени отравлять атмосферу. Поэтому, если ртуть пролилась на пол, необходимо немедленно и тщательно собрать ее. Для удаления ртути можно пользоваться также специальными реактивами (демеркуризаторами). В качестве последних применяют порошок серы, 20%-ный раствор FеСlз, эмульсию из минерального масла и воды, содержащую порошкообразные серу и йод, 10%-ый раствор КМnO4, подкисленный соляной кислотой.
Химические свойства
Из металлов подгруппы цинка ртуть наименее активна вследствие высокой энергии ионизации ее атомов.
1. На воздухе ртуть при комнатной температуре не окисляется.
При температуре выше 300°С окисляется кислородом, образуя красный оксид ртути (II) HgO, который при более сильном нагревании снова распадается на ртуть и кислород. В этом соединении степень окисления ртути равна +2:
2Hg + О2 = 2HgO
2HgO =2Hg + О2
Известен и другой оксид ртути черного цвета, в котором степень окисления ртути равна + 1, оксид ртути (I) Hg2O.
2. Очень легко взаимодействует с серой:
Hg + S = HgS
3. При нагревании взаимодействует с галогенами:
Hg + Cl2 = HgCl2
4. В электрохимическом ряду напряжений металлов ртуть находится после водорода. Соляная и разбавленная серная кислота, а также щелочи не действуют на ртуть.
Растворяется в разб. и конц. азотной кислоте и конц. серной кислоте:
Hg + 4HNO3 (конц.) = Hg(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O
6Hg + 8HNO3 (разб.) = 3Hg2(NO3)2 + 2NO + 4H2O
Hg + 2H2SO4 = HgSO4 + SO2 + 2H2O
5. Взаимодействие с солями
Ртуть взаимодействует с солями ртути (II) с образованием солей ртути (I):
Hg + Hg(NO3)2 = Hg2(NO3)2
Hg + HgCl2 = Hg2Cl2
Другие металлы, из-за малой активности, вытеснять из растворов не может.
Соединения ртути
Во всех соединениях ртути (I) атомы ртути связаны между собой, образуя двухвалентные группы – Hg2 – (– Hg – Hg –).
Следовательно, ртуть двухвалентна и в этих соединениях, но одна единица валентности каждого атома ртути затрачивается здесь на связь с другим атомом ртути. Эта связь сохраняется и в растворах солей ртути (I), которые содержат ионы ртути. Таким образом, состав солей ртути (I), содержащих одновалентный кислотный остаток R, следует изображать не эмпирической формулой HgR, а формулой Hg2R2 (например, Hg2CI2).
Одна из особенностей ртути заключается в том, что для нее неизвестны гидроксиды. В тех случаях, когда можно было бы ожидать их образования, получаются безводные оксиды.
Так, при действии щелочей на растворы солей ртути (I) получается буровато-черный осадок оксида ртути (I):
Нg2(NО3)2 + 2NaOH =Hg2О↓ + 2NаNО3 + Н2О
Hg22+ + 2ОН- = Hg2O↓ + Н2О
Точно так же из растворов солей ртути (II) щелочи осаждают оксид ртути (II):
Hg2+ + 2ОН- = HgO↓ + Н2О.
Образующийся осадок имеет желтый цвет, но при нагревании переходит в красную модификацию оксида ртути (II). Данная реакция является качественной на катион ртути Hg2+
Соли ртути
Нитрат ртути (I) Нg2(NО3)2 - одна из немногих растворимых солей ртути (I). Получается при действии разбавленной холодной азотной кислоты на избыток ртути:
6Hg + 8НNО3 = 3 Нg2(NО3)2 + 2NO↑ + 4Н2О.

Хлорид ртути (I) Hg2C12, или каломель, представляет собой белый, нерастворимый в воде порошок. Его получают, нагревая смесь HgCl2 с ртутью:
HgC12 + Hg = Hg2C12
Каломель может быть получена также действием соляной кислоты или хлорида натрия на растворимые соли ртути (I):
Hg22+ + 2Сl- = Hg2Cl2
Нитрат ртути (II) Нg(NО3)2 получается при действии избытка горячей азотной кислоты на ртуть:
Hg + 4HNO3 (конц.) = Hg(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O
Хорошо растворим в воде. В разбавленных растворах при отсутствии свободной кислоты гидролизуется с образованием белого осадка основной соли НgО ∙ Нg(NО3)2. При нагревании с большим количеством воды основная соль также разлагается, в результате чего получается оксид ртути (II).
Хлорид ртути (II), или сулема, HgC12 может быть получен непосредственным взаимодействием ртути с хлором. Это бесцветное вещество, сравнительно мало растворимое в холодной воде (6,6 г в 100 г воды при 200С). Однако с повышением температуры растворимость сулемы сильно возрастает, достигая при 1000C 58 г в 100 г воды. Из раствора HgC12 кристаллизуется в виде длинных блестящих призм. Обычно эту соль получают, нагревая сульфат ртути (II) с хлоридом натрия:
HgSО4 + 2NaCl = Na2SО4 + HgC12
Образующаяся сулема сублимируется; от последнего слова она и получила свое название. Водный раствор сулемы практически не проводит электрического тока. Таким образом, сулема - одна из немногих солей, которые почти не диссоциируют в водном растворе на ионы.
Сулема, как и все растворимые, соли ртути - сильный яд. Она используется для протравливания семян, дубления кожи, получения других соединений ртути, при крашении тканей, как катализатор в органическом синтезе и как дезинфицирующее средство.
Йодид ртути (II) HgI2 выпадает в виде красивого оранжево-красного осадка при действии раствора йодида калия на соли ртути (II):
Hg2+ + 2I- = HgI2 ↓
В избытке йодида калия соль легко растворяется, образуя бесцветный раствор комплексной соли K2[HgI4]:
HgI2 + 2КI = K2[HgI4]
Реакция часто используется для обнаружения ионов Hg2+, фармакопейная.
Сульфид ртути (II) HgS встречается в природе Искусственно он может быть получен в виде вещества черного цвета прямым соединением серы со ртутью или действием сероводорода на растворы солей ртути (II):
Hg + S = HgS
Нg(NО3)2 + H2S = НgS↓ + 2HNО3

При нагревании без доступа воздуха черный сульфид ртути (II) превращается в красное кристаллическое видоизменение - киноварь.
Контрольные вопросы для закрепления:
1. К какому электронному семейству относятся элементы IIВ группы?
2. Как доказать амфотерные свойства оксида и гидроксида цинка?
3. Какие реакции являются качественными на катион ртути Hg2+?
Лекция № 18
Тема Побочная подгруппа VI группы. Хром и его соединения
План:
Общая характеристика элементов VI В группы периодической системы Д. И. Менделеева.
Хром, распространение в природе, получение, свойства.
Соединения хрома. Оксиды, гидроксиды.
Хроматы. Дихроматы. Окислительные свойства соединений хрома (VI).
1. Общая характеристика элементов VI В группы периодической системы Д. И. Менделеева
Побочная подгруппа VI группы (подгруппа хрома) представлена тремя элементами - хром 24Сг, молибден 42Мо и вольфрам 74W.
Все элементы подгруппы хрома – металлы.
Строение внешних электронных оболочек атомов хрома, молибдена и вольфрама может быть выражено следующими формулами:
Сг … Зd54s',
Мо ...4d55s1,
W ... 4f145d46s2
Являются d-элементами, d-подуровень не заполнен. В атомах хрома и молибдена наблюдается «проскок» электрона: один электрон с внешнего энергетического уровня переходит на d-подуровень предпоследнего уровня, но общее число валентных электронов у атомов элементов этой подгруппы равно шести.
В нормальном, невозбужденном состоянии максимальная валентность хрома и молибдена равна 6 (шесть неспаренных электронов внешнего и предвнешнего уровней), а у вольфрама она соответствует 4. В возбужденном состоянии у вольфрама число неспаренных электронов равно 6. Поэтому максимальная степень окисления этих элементов равно +6.
В соответствии с электронным строением атомов хром, молибден и вольфрам могут проявлять в соединениях степени окисления от +1 до + 6. Однако, наиболее характерными степенями окисления являются для хрома +2, +3, +6; для молибдена и вольфрама +6.

2. Хром, распространение в природе, получение, свойства
Нахождение в природе
Содержание хрома в земной коре составляет 0,003 атомных %.
В свободном виде хром в природе не встречается.
Важнейшие минералы хрома:
хромит, или хромистый железняк, Fe(CrO2)2 или FeО∙ Cr2O3
хромовая охра Cr2O3
крокоит, или свинцовая руда, PbCrO4
Получение
Металлический хром получают восстановлением его из оксида алюминием (алюминотермия)
t0
Cr2O3 +2Al = 2Cr +Al2O3
Физические свойства
Хром - серебристо-серый блестящий металл, имеющий большую твердость и упругость. Чистый хром достаточно пластичен, а технический - самый твердый из всех металлов. Температура плавления его составляет 18900С, плотность 7,19 г/см3.
Химические свойства
Хром химически малоактивен.
1. обычно на поверхности хрома содержится плотный слой оксида хрома Cr2O3
4Cr +3O2 = 2Cr2O3
При нагревании оксидная пленка хрома разрушается, и хром реагирует с простыми и сложными веществами
2. взаимодействие с неметаллами.
В обычных условиях хром реагирует только с фтором.
При нагревании реагирует с хлором, серой, азотом, кремнием:
2Cr + 3Cl2 = 2CrCl3
3. взаимодействие с водой
При очень высоких температурах хром реагирует с водой:
2Cr + 3Н2О = Cr2О3 + 3H2
4. взаимодействие с кислотами
С разбавленными соляной и серной кислотами реагирует с выделением водорода и образованием солей Cr2+:
Cr + 2НСl = CrCl2 + H2
С концентрированной серной, азотной кислотами хром при низкой температуре не реагирует, потому что эти кислоты пассивируют хром.
Хром — один из биогенных элементов, постоянно входит в состав тканей растений и животных. У животных хром участвует в обмене липидов, белков (входит в состав фермента трипсина), углеводов. Снижение содержания хрома в пище и крови приводит к уменьшению скорости роста, увеличению холестерина в крови.
В чистом виде хром довольно токсичен, металлическая пыль хрома раздражает ткани лёгких. Соединения хрома (III) вызывают дерматиты. Соединения хрома (VI) приводят к разным заболеваниям человека, в том числе и онкологическим.
3. Соединения хрома. Оксиды, гидроксиды.
Хром образует следующие оксиды и гидроксиды
+2+2 +3+3 +6+6
CrO и Cr(OH), Сr2O3 и Сr(ОН)3, СгО3 и H2CrO4, H2Сr2O7
Оксид хрома(II) CrO – типичный основный оксид, ему соответствует гидроксид хрома (II) Cr(OH)2 – основание
CrO и Cr(OH)2 не растворяются в воде, но растворяются в кислотах
CrO + 2НСl = CrCl2 + H2O
Сг(ОН)2 + 2HCl = СrCl2 + 2Н2О
Гидроксид хрома (II) получают действием щелочей на соли хрома (II)
СrCl2 + 2NaОН = Cr(OH)2↓ + 2NaCl
Сr2+ + 2ОН- = Cr(OH)2↓
желтый
Реакция является качественной на обнаружение ионов Сr2+
Гидроксид хрома (II) разлагается при нагревании
2Сr(ОН)3 = Сг2О3 + Н2О
Соединения хрома (II) сильные восстановители.
Они легко окисляются даже кислородом воздуха
4CrCl2 + О2 + 4НСl = 4СгСl3 + 2Н2О
Оксид хрома (III) Cr2O3 и гидроксид хрома (III) Сг(ОН)3 - амфотерные соединения.
С кислотами Сr2O3 и Сг(ОН)3 образуют соли хрома(III)
Сr2O3 + 6HCl = 2CгСl3 + 3Н2О
2Сг(ОН)3 + 3H2SO4 = Сr2(SО4)3 + 6Н2О
При растворении их в растворах щелочей образуются комплексные соединения хрома
Сr2O3 + 6NaOH + 3Н2О = 2Nа3[Сг(ОН)6]
а при сплавлении со щелочами или карбонатами щелочных металлов - хромиты (III):
Сг2О3 + 2NaОН = 2NaСгО2+ Н2О
метахромит натрия
Сг2О3 + Na2СО3 = NaСгО2+ СО2↑
Сг2О3 + 6NaОН = 2Na3СгО3+ 3Н2О
ортохромит натрия
Поскольку Cr2O3 — соединение хрома в промежуточной степени окисления,
в присутствии сильного окислителя в щелочной среде он окисляется до хромата
Cr2O3 + 3KNO3 + 2Na2CO3 → 2Na2CrO4 + 3KNO2 + 2CO2↑
а сильные восстановители его восстанавливают
Cr2O3 + 2Al → Al2O3 + 2Cr
Оксид хрома (III) может быть получен при прокаливании Сг(ОН)3 или сжигании дихромата аммония (NH4)2Cr2O7:
2Сг(ОН)3 = Сr2O3 + 3Н2О;
(NH4)2Cr2O7 = Сr2О3 + N2 + 4Н2О
Гидроксид хрома (III) получают действием водного раствора щелочей (взятых в недостатке) или аммиака на соли хрома (III)
CrСl3 + 3КОН = Сг(ОН)3↓ + 3KСl
Сr3+ + 3ОН- = Cr(OH)3↓
серо-зеленый осадок
Реакция является качественной на обнаружение ионов Сr3+
Гидроксид хрома (III) разлагается при нагревании
2Сr(ОН)3 = Сг2О3 + Н2О
Для соединений хрома (III) также характерно проявление восстановительных свойств. Под действием окислителей они переходят в соединения хрома (VI)- хроматы (в щелочной среде) и дихроматы (в кислой среде), например:
2NaCrO2 + 3Br2 + 8NaOH = 2Na2CrO4 +6NaBr +4H2O
5Cr2(SO4)3 + 6KMnO4 + 11H2O = 3 K2Сr2O7 + 2H2Сr2O7 + 6MnSO4 + 9 H2SO4
Оксид хрома (VI) СrО3- кислотный оксид.
Гидроксидами хрома (VI) являются две кислоты: хромовая H2CrO4 и дихромовая H2Сr2O7. Обе кислоты существуют только в водных растворах. Они образуются при растворении в воде оксида xpoмa (VI).
СrО3 + Н2О (изб) = Н2СrО4
2СrО3 + Н2О (нед) = Н2Сr2О7
Как кислотный оксид СrО3 реагирует со щелочами
СrО3 + 2NaOH = Na2CrO4 + Н2О
Таким образом, на примере хрома видно, что с ростом степени окисления металла возрастают кислотные и ослабевают основные свойства оксидов и гидроксидов.
+2 +3 +6
CrO Сr2O3 СгО3
основный оксид амфотерный оксид кислотный оксид
Cr(OH)2 Сr(ОН)3 =H3CrO3 H2CrO4, H2Сr2O7.
основание амфотерный гидроксид кислоты
4. Хроматы. Дихроматы. Окислительные свойства соединений хрома (VI).
Соли хромовой кислоты называются xpоматами, например, K2CrO4 - хромат калия.
Соли дихромовой кислоты называются дихроматами: K2Сr2O7 - дихромат калия.
Хроматы образуются при взаимодействии СrО3 или растворов хромовых кислот со щелочами:
СrО3 + 2NaOH = Na2CrO4 + Н2О
Дихроматы получаются при действии на хроматы кислот
2Na2СrO4 + H2SO4 = Nа2Сr2O7 -+ Na2SO4 + H2O
возможен и обратный перexoд при добавлении щелочей к растворам дихроматов:
Nа2Сr2O7 +2NaOH = 2Na2CrO4 + H2O
Равновесия в системе хромат - дихромат можно представить следующими уравнениями в ионной форме:
2СrO42- + 2H+ = Сr2O72- + H2O
желтая окраска переходит в оранжевую
Сr2O72- +2OH- = 2CrO42- + H2O
оранжевая окраска переходит в желтую
Таким образом, в кислых растворах существуют преимущественно дихроматы (они окрашивают растворы в оранжевый цвет), а в щелочных - хроматы (растворы желтого цвета).
Xpoмaты и дихроматы - сильные окислители. Особенно сильные окислительные свойства они проявляют в кислой среде:
K2Сr2O7 + 3Nа2SО3 + 4H2SO4 = ЗNa2SO4+ Сг2( SO4)3 + К2SO4 +4H2O
K2Сr2O7 + 6KI + 7H2SO4 = 4K2SO4+ Сг2( SO4)3 + 3I2 +7H2O
(разобрать как ОВР)
Насыщенный на холоду раствор K2Сr2O7 в концентрированной серной кислоте - хромовая смесь, используется как окислитель для очистки стеклянной химической посуды в аналитической химии.
Контрольные вопросы для закрепления:
1. Объясните, что означает «проскок» электрона в атоме хрома. Чему равна максимальная степень окисления хрома?
2. Как изменяются кислотно-основные свойства оксидов и гидроксидов хрома с ростом степени окисления металла?
3. Закончите уравнение окислительно-восстановительных реакций и подберите коэффициенты электронно-ионным методом:
K2СrO4 + NaNO2 + H2SO4 = ….+…..+….+……
Лекция № 19
Тема: Побочная подгруппа VII группы. Марганец и его соединения

План:
Общая характеристика элементов VII В группы периодической системы
Д. И. Менделеева.
Марганец, распространение в природе, получение, свойства.
Соединения марганца. Оксиды, гидроксиды.
Калия перманганат, его окислительные свойства в кислой, нейтральной и щелочной средах.
1. Общая характеристика элементов VII В группы периодической системы Д. И. Менделеева
Побочная подгруппа VII группы, или подгруппа марганца, представлена марганцем 25Мn, технецием 43Тс и рением 75Re.
Строение электронных оболочек может быть представлено следующим образом:
Мn … Зd54s2
Тс …4d55s2,
Re ….4f145d56s2
На внешних энергетических уровнях атомов имеется по два s-электрона, еще по 5 валентных электронов находятся на d-подуровнях предпоследних энергетических уровней атомов, следовательно, конфигурация валентных электронов (n-1)d5 ns2.
Из электронных конфигураций следует, что у рассматриваемых элементов d-подуровень незавершенный, а на внешних уровнях спаренные ns2 –электроны могут образовывать два неспаренных электрона при переходе в возбужденное состояние.
В соответствии с таким электронным строением можно ожидать, что марганец, технеций и рений проявляют в соединениях валентность от 1 до 7.
Исследования химии данной подгруппы показывают, что наиболее устойчивыми являются соединения с валентностью II, IV, VII.
Образуя положительные ионы, элементы подгруппы марганца имеют переменные степени окисления. Наиболее устойчивыми являются соединения марганца и рения +2,+3, +4,+6,+7, для технеция +4, +6,+7.
2. Марганец, распространение в природе, получение, свойства
Нахождение в природе
Марганец достаточно широко распространен в природе: его массовая доля составляет 0,09 %. В свободном виде в природе не встречается. Важнейшие природные соединения марганца: оксиды марганца - пиролюзит МnО2, гаусманит Mn3O4, браунит Mn2O3, карбонат марганца MnСO3 (родохрозит).
Получение
Чистый марганец получают электролизом хлорида или сульфата марганца или методом алюминотермии:
3MnO2 + 4Al = 3Mn + 2Al2O3
Физические свойства
Марганец - светло-серый металл, по внешнему виду напоминает железо, но намного тверже и более хрупок. Температура плавления его 12450С, плотность 7,44 г/см3.
Химические свойства
Марганец обладает достаточно высокой химической активностью.
На воздухе марганец покрывается тонкой оксидной пленкой, предохраняющей его от дальнейшего окисления даже при нагревании.
Но в мелкораздробленном состоянии окисляется очень легко:
Mn + O2 = MnO2
1. Взаимодействие с неметаллами
Активно взаимодействует с галогенами, азотом, углеродом, фосфором, кремнием. Реакция присоединения галогенов и азота сопровождается горением:
3Мn + 2N2 = Мn3N4
В ряду напряжения марганец находится намного левее водорода (между алюминием и цинком), поэтому способен активно вытеснять водород из соединений.
2. взаимодействие с водой.
Порошкообразный марганец при нагревании вытесняет водород из воды:
Мn + 2H2O = Mn(OН)2 + Н2↑
3. Взаимодействие с кислотами
С разбавленными кислотами (кроме азотной) марганец вытесняет водород и образует соли Мn2+:
Мn + H2SO4 = MnSO4 + Н2↑
В холодной концентрированной серной и азотной кислотах марганец не растворяется (пассивируется).
При нагревании:
3Мn + 8НNО3 (конц.) = 3Мn(NО3)2 + 2NO + 4Н2O
Мn + 2H2SO4 = MnSO4 + SO2 + 2Н2О
4. Взаимодействие с солями
Реакция протекает в соответствии с рядом активности металлов:
Мn + CuSO4 = MnSO4 + Cu
3. Соединения марганца. Оксиды, гидроксиды
Марганец образует несколько оксидов. Наиболее устойчивыми являются
+2 +3 +4 + 7
МnО Мn2O3 МnO2 Мn2O7
Оксид марганца (II) МnО и соответствующий гидроксиды Мn(ОН)2 - вещества основного характера.
Они взаимодействуют с кислотами с образованием солей марганца (II):
MnO + 2НСl = MnCl2 + 2Н2O
Mn(OH)2 + 2НСl = MnCl2 + 2Н2O
Mn(OH)2 получают действием щелочей на растворимые соли Mn2+:
MnCl2 + 2NaOH = Mn(OH)2↓ + 2Н2O
Mn2+ + 2OH- = Mn(OH)2↓
белый осадок
Из-за неустойчивости Mn(OH)2 уже на воздухе окисляется, образуя Mn(OH)4:
2Mn(OH)2 + О2 + 2Н2O = 2Mn(OH)4
Данная реакция является качественной на катион Mn2+.
Qксид марганца (IV), или диоксид марганца, МпО2 и гидроксид Мn(ОН)4‒амфотерные вещества.
При взаимодействии МnО2 с серной кислотой образуется малоустойчивый сульфат марганца (IV):
МnО2 + 2H2SO4 = Mn(SO4)2 + 2 Н2O
При сплавлении МпО2 с щелочами протекает реакция образованием манганитов (IV), которые следует рассматривать как соли марганцеватистой кислоты Н4MnO4:
МnО2 + 4KОН = K4MnO4 + 2Н2O
Оксид марганца (IV) в зависимости от веществ, с которыми он реагирует, может проявлять свойства как окислителя, так и восстановителя:
4НСl + МnО2 = МnCl2 + Cl2 + 2Н2O
2МnO2 + 3РbО2 + 6НNО3 = 2НМnО4 + 3Рb(NО3)2 + 2Н2O

В первой реакции МnО2 выступает как окислитель, во второй - как восстановитель.
Оксид марганца (VII) Мn2O7 проявляет кислотные свойства.
При взаимодействии этого оксида с водой образуется очень сильная марганцовая кислота НМnО4, которая существует только в водных растворах:
Мn2O7 + Н2O = 2HМnO4
Получить Мn2O7 можно действием конц. серной кислоты на перманганат калия:
2KMnO4 + H2SO4 = K2SO4 + Mn2O7 + H2O
Оксид марганца (VII) неустойчив и разлагается:
2Mn2O7 = 4MnO2 + 3O2
Оксид Мn2O7 и кислота HМnO4 являются сильными окислителями.
Таким образом, в ряду оксидов и гидроксидов марганца с разными степенями окисления проявляется общая закономерность: с ростом степени окисления основный характер оксидов гидроксидов ослабевает, а кислотный усиливается.
4. Калия перманганат, его окислительные свойства в кислой, нейтральной и щелочной средах.
Соли марганцевой кислоты называются перманганаты.
Наиболее известной является соль перманганат калия КМnО4 ‒ темно-фиолетовое кристаллическое вещество, умеренно растворимое в воде. Растворы КМnО4 имеют темно-малиновый цвет, а при больших концентрациях – фиолетовый, свойственный анионам МnО4-
Перманганат калия разлагается при нагревании:
2KMnO4 = K2MnO4 + MnO2 + O2↑
Перманганат калия ‒ очень сильный окислитель, легко окисляет многие неорганические и органические вещества. Степень восстановления марганца очень сильно зависит от рН среды.
Восстановление перманганата калия в средах различной кислотности протекает в соответствии схемой 1.

Схема 1.


Примеры реакций с участием перманганата калия в различных средах (кислой, нейтральной и щелочной):
рН <7 (среда кислая)

5K2SO3 + 2KMnO4 + 3H2SO4= 2МnSO4 + 6K2SO4 + 3Н2O

MnO4 - +8H++5℮→ Mn2++ 4H2O 5 2
10
SO32- + H2O - 2ē → SO42-+2H+2 5
2MnO4 - +16H++ 5SO32- + 5H2O → 2Mn2++ 8H2O + 5SO42-+10H+
2MnO4 - +6H++ 5SO32- → 2Mn2++ 3H2O + 5SO42-
рН = 7 9среда нейтральная)
3K2SO3 + 2KMnO4 + H2O = 2МnO2 + 3K2SO4 + 2KOH
MnO4- + 2H2О+3ē = MnO2 + 4OH-32
6
SO32- + H2O - 2ē → SO42-+2H+-23
2MnO4 - +4H2O + 3SO32- + 3H2O → 2MnO2 + 8OH- + 3SO42-+6H+

6Н2О + 2ОН-
2MnO4 - + 3SO32- + H2O → 2MnO2 + 2OH- + 3SO42
рН>7 (среда щелочная)
K2SO3 + 2KMnO4 + 2KOH = 2K2МnO4 + K2SO4 + Н2O
MnO4- +1 ē → MnO42-12
2
SO32- + 2ОH- - 2ē → SO42-+ H2О21
2MnO4- + SO32- + 2ОH- →2MnO42- + SO42-+ H2О
Перманганат калия КМnО4 применяют в медицинской практике как дезинфицирующее и антисептическое средство для промывания ран, полоскания, спринцеваний и т.д. Светло-розовый раствор КМnО4 внутрь применяют при отравлениях для промывания желудка.
Перманганат калия очень широко используется как окислитель.
С помощью КМnО4 проводят анализ многих лекарств (например, процентную концентрацию (%) раствора Н2О2).
Контрольные вопросы для закрепления:
1. Какие степени окисления проявляет марганец в своих соединениях?
2. Как изменяется характер оксидов и гидроксидов марганца при увеличении его степени окисления?
3. Каковы продукты восстановления перманганата калия в различных средах?
Лекция № 20
Тема: Побочная подгруппа VIII группы. Железо и его соединения
План:
Общая характеристика элементов VIII В группы периодической системы Д. И. Менделеева.
Железо, распространение в природе, получение, свойства. Сплавы железа
Соединения железа. Оксиды, гидроксиды.
Соли железа. Качественные реакции на катионы железа (II, III).
Применение и биологическая роль железа и его соединений
1. Общая характеристика элементов VIII В группы периодической системы Д. И. Менделеева.
Побочная подгруппа восьмой группы периодической системы охватывает три триады d-элементов и два искусственно полученных и мало исследованных элемента.
Первую триаду образуют элементы железо, кобальт и никель, вторую триаду - рутений, родий и палладий и третью триаду - осмий, иридий и платина. Искусственно полученные элементы хасий и мейтнерий с малым временем жизни замыкают известный на сегодня ряд самых тяжелых элементов.
Большинство элементов рассматриваемой подгруппы имеют два электрона на внешней электронной оболочке атома; все они представляют собой металлы. Кроме наружных электронов в образовании химических связей принимают участие также электроны из предыдущей недостроенной электронной оболочки.
Из-за увеличения заряда ядра последний элемент каждой триады имеет характерную степень окисления, ниже, чем первый элемент. В то же время увеличение номера периода, в котором располагается элемент, сопровождается увеличением характерной степени окисления
Характерные степени окисления элементов восьмой побочной подгруппы представлены в таблице 1.
Таблица 1.
Fe +2, +3, +6 Со +2, +3 Ni +2, +3
Ru +4, +6, +8 Rh +2, +3 Pd +2, +4
Os +6, +8 Ir +3, +4 Pt +2, +4
Наиболее часто встречающиеся степени окисления элементов в их соединениях выделены в таблице жирным шрифтом.
Данные элементы иногда делят на три подгруппы: подгруппу железа (Fe, Ru, Os), подгруппу кобальта (Со, Rh, Ir) и подгруппу никеля (Ni, Pd, Pt).
В пользу такого деления говорят характерные степени окисления элементов и некоторые другие свойства. Например, все элементы подгруппы железа являются активными катализаторами синтеза аммиака, а подгруппы никеля – реакций гидрирования органических соединений. Для элементов подгруппы кобальта характерно образование комплексных соединений состава [Э (NН3) 6] Г3, где Г галоген-ион.
Сравнение физических и химических свойств элементов восьмой группы показывает, что железо, кобальт и никель, находящиеся в первом большом периоде, очень сходны между собой и в то же время сильно отличаются от элементов двух других триад. Поэтому их обычно выделяют в семейство железа.
Остальные шесть стабильных элементов восьмой группы объединяются под общим названием платиновых металлов.
2. Железо, распространение в природе, получение, свойства. Сплавы железа
Нахождение в природе.
Железо является одним из наиболее распространенных элементов в природе, уступая лишь кислороду, кремнию и алюминию. Его массовая доля в земной коре составляет 5,10 %.
Железо входит в состав большинства горных пород. Основными железными рудами являются магнитный железняк, (минерал магнетит Fe3O4), красный железняк (минерал гематит Fe2O3), бурый железняк (минерал гетит Fe2O3∙H2O или лимонит 2Fe2O3∙3H2O), шпатовый железняк (минерал сидерит FeCO3)
Получение
В промышленности железо получают восстановлением его из железных руд углеродом (коксом) и оксидом углерода (II) в доменных печах при высоких температурах (500-7000С):
Fe3O4 + CO =3FeO + CO2
FeO +CO = Fe + CO2
Физические свойства
Железо представляет собой серебристо - белый металл. Он хорошо поддается ковке, прокатке и другим видам механической обработке.
Механические свойства зависят от его чистоты - от содержания в нем даже весьма малых количеств других элементов. На воздухе он подвергается коррозии, покрываясь ржавчиной. Чистое железо достаточно мягко и пластично.
Обладает сильными магнитными свойствами.
Химические свойства
Железо является достаточно химически активным металлом.
1. Взаимодействие с неметаллами.
При нагревании железо реагирует со многими неметаллами (кислородом, галогенами, серой, углеродом, фосфором):
Fe + S = FeS
2Fе + 3С12= 2FеСl3
Во влажном воздухе желез быстро окисляется (коррозирует):
4Fе + 6H2O + 3О2 = 4Fe(OH)3
2. Взаимодействие с водой.
Только при высоких температурах железо взаимодействует с водой
(свыше 7000 С):
3Fе + 4H2O = Fe3O4 + 4H2
3. Взаимодействие с кислотами.
Железо растворяется в хлороводородной и разбавленной серной кислотах, образуя соли железа (П) и водород:
Fe + H2SO4 = FeSO4 + Н2

В достаточно концентрированной серной кислоте при нагревании реакция протекает по уравнению:
2Fe + 6H2SO4 = Fe2(SO4)3 + 3SO2+ 6Н2O
Серная кислота очень высокой концентрации при обычной температуре железо пассивирует, что позволяет хранить и перевозить серную кислоту в железной таре.
Продукты взаимодействия железа с азотной кислотой в зависимости от концентрации кислоты могут быть различными, например:
4Fe + 10НNO3 = 4Fе(NОз)2 + NН4NО3 + 3Н2O
Fe + 6НNO3 = Fе(NОз)2 + 3NО2 + 3Н2O
4. Взаимодействие с солями.
Железо может вытеснять некоторые металлы (электродные потенциалы, которых более положительные, чем у железа) из растворов их солей:
Fе + CuSO4 = FeSO4 + Сu
5. Взаимодействие с оксидом углерода (II).
Железо, взаимодействуя c оксидом углерода (II),образует пентакарбонил железа:
Fе + 5СО = [Fе(СO)5]

Железо образует сплавы - металлические системы, одним из компонентов которых (как правило, преобладающим) служит железо. Важнейшими сплавами железа являются чугун и сталь.
При сплавлении чистых металлов изменяется их строение: узлы кристаллической решётки либо сближаются, либо раздвигаются. При этом появляются дополнительные напряжения, которые создают дополнительные силы между атомами в металле. Именно поэтому сплавы металлов значительно прочнее и твёрже чистых металлов
Чугун - это сплав чистого железа с углеродом, в котором углерода от 2,14% до 4 %. Чугун твёрже железа, но более хрупкий, имеет отличные литейные свойства (намного лучше, чем чистое железо).
Сталь - это тоже сплав железа с углеродом, но углерода здесь до 2,14%. Имеется большое количество разновидностей сталей, у которых в состав кроме углерода входят другие чистые металлы (легирующие элементы), придающие им различные прочностные свойства.
Сплавы железа являются основными конструкционными материалами практически во всех отраслях современного производства.
3. Соединения железа. Оксиды, гидроксиды.
Железо образует следующие оксиды FеО, Fе2O3, Fе3О4 и гидроксиды Fе(ОН)2, Fе(ОН)3.
Оксид железа (II) FеО и гидроксид железа (II) Fе(OH)2 - вещества основного характера, легко взаимодействуют с кислотами:
Fe(OH)2 + H2SO4 = FeSO4 + Н2O
Оксид железа (II) можно получить, восстанавливая оксид железа (III) водородом:
Fe2O3 + H2 = 2FeO + Н2О
Гидроксид железа (II) образуется при действии щелочей на растворы солей железа (II):
FеSО4 + 2NaOH = Fe(OH)2↓ + Na2SO4
Fе2+ + 2OH- = Fe(OH)2↓
бледно-зеленый осадок
Эта реакция должна протекать без доступа воздуха. В противном случае гидроксид железа (II) легко окисляется до гидроксида железа (III):
4Fe(OH)2 + O2 + 2Н2О = 4Fе(ОН)3
бурый осадок
Эти реакции являются качественными для обнаружения иона Fе2+
При прокаливании Fе(ОН)2 образуется оксид железа (II):
Fе(ОН)2 = FеO+ Н2О
Оксид железа (III) Fе2O3 и гидроксид железа (ПI) Fе(ОН)3 проявляют амфотерные свойства, они взаимодействуют с кислотами и со щелочами:
Fе2O3+ 6НСl = 2FеСl3 + ЗН2О
Fе2O3 + 2KOH = 2KFeO2 + Н2О
(ферриты соли железистой кислоты НFeO2)
Fе(ОН)3 + 3НСl = FеСl3 + ЗН2О
Fе(ОН)3 + 3KOH = K3[Fе(ОН)6]
При этом гидроксид железа (III) растворяется при нагревании в paстворах щелочей, оксид - в расплавах твердых щелочей.
Гидроксид железа (III) можно получить действием щелочей на соли железа (III):
FеСl3 + 3КОН = Fе(ОН)3↓+ 3KСI
Fе3+ + 3ОН- = Fе(ОН)3↓
Реакция является качественной для обнаружения иона Fе3+
При прокаливании Fе(ОН)3 образуется оксид железа (III):
2Fе(ОН)3 = Fе2O3+ ЗН2О
Оксид железа (II, III) Fе3О4 представляет собой продукт взаимодействия FеО и Fе2O3. Его формула может быть представлена в виде FeO ∙ Fе2O3
Этот оксид образуется при высокотемпературном взаимодействии железа с водой и кислородом.
При растворении оксида в кислотах получаются соли железа (II) и (III):
Fе3О4 + 4H2SO4 = FeSO4 + Fе2(SО4)3 + 4Н2О
4. Соли железа. Качественные реакции на катионы железа (II, III).
Железо имеет соли в двух степенях окисления +2, +3.
Растворы солей железа (II) бесцветны, а растворы солей железа( III), имеют желтую окраску.
Соли железа (II) под действием окислителей проявляют восстановительные свойства. Если реакция проходит в кислой среде, то они переходят в соли железа (III):
10FeSO4 + 2KMnO4 + 8H2 SO4 = 5Fe2(SO4)3 + 2МnSO4 + K2SO4 + 8Н2О
Соли железа (III) - слабые окислители. Под действием восстановителей они переходят в соединения железа (II):
2FeCl3 + 2КI = 2FeCl2 + I2 + 2KCl
Наличие в paствоpе ионов железа (II) и (III) можно доказать при помощи следующих качественных реакций.
Качественная реакция на ионы железа (II) основана на действии комплексного соединения K3[Fе(CN)6], которое называется красной кровяной солью. В результате реакции выпадает осадок темно-синего цвета (турнбулева синь):
3FeSO4 + 2K3[Fе (CN)6] = Fе3[Fe(CN)6]2↓ + 3K2SO4
3Fe2+ + 2[Fе (CN)6]3- Fе3[Fe(CN)6]2↓
28з
Для обнаружения ионов железа (III) применяют желтую кровяную соль K4[Fе(CN)6]. O присутствии соединений железа (III), судят по образованию синего осадка берлинской лазури:
4FeCl3 + 3K4[Fе (CN)6] = Fе4[Fe (CN)6]3↓ + 12KCl
4Fe3+ + 3[Fе (CN)6]4- = Fе4[Fe (CN)6]3↓

Обнаружить ионы Fe3+ можно также по реакции с роданидом калия KSCN или аммония NH4 SCN:
FеСl3 + 3KSCN -= Fe(SCN)3 + 3КСl
Fе3+ + 3SСN- = Fe(NCS)3
В результате реакции раствор приобретает кpoвaвo - красную окраску.
5. Применение и биологическая роль железа и его соединений
Важнейшие сплавы железа – чугун и сталь – являются основными конструкционными материалами практически во всех отраслях современного производства.
В химической промышленности железо используют как катализатор (в синтезе аммиака; органических соединений).
Оксид железа (III) Fе2O3 применяют в производстве желтых, красных и коричневых красок, керамики, эмалей, цемента, термитных смесей, магнитных материалов.
Хлорид железа (III) FеСl3 применяется для очистки воды и в органическом синтезе как катализатор.
Нитрат железа (III) Fe(NO3)3·9H2O используют при крашении тканей.
Сульфат железа (II) FeSO4 и железный купорос FeSO4 ∙ 7H2O служит в качестве электролита в гальванотехнике и как ядохимикат в сельском хозяйстве,
Пирит FeS2 (природное соединение) используется в производстве серы и серной кислоты.
Железо является одним из важных микроэлементов в организме человека и животных. В организме взрослого человека содержится в виде соединений около 4 г Fe. Большая часть его сосредоточена в гемоглобине крови (70%), оно входит в состав миоглобина, различных ферментов и других сложных железо-белковых комплексов, которые находятся в печени, селезенке. Железо стимулирует функцию кроветворных органов. При недостатке в организме железа нарушается синтез гемоглобина и железосодержащих ферментов, что может привести к развитию болезни - железодефицитной анемии (малокровие). Для лечения железодефицитных анемий, а также при слабости и истощении организма применяются препараты железа: аскорбинат железа (II); драже «Ферроплекс» (сульфат железа (II) с аскорбиновой кислотой); «Фенюльс», «Гематоген».
Контрольные вопросы для закрепления:
1. Какие степени окисления характерны для железа в соединениях?
2. Какими реакциями можно доказать наличие в растворе ионов Fe2+ и Fe3+?
3. Назовите особенности взаимодействия железа с различными кислотами.

ЛИТЕРАТУРА
Основная литература
№ п/п Наименование, вид издания Автор(-ы),составитель(-и),редактор(-ы) Место издания, издательство, год Кол-во экземпляров
В библиотеке На кафедре
1 2 3 4 5 6
1 Общая и неорганическая химия : учеб. для мед. училищ и колледжей А. В. Бабков, Т. И. Барабанова, В. А. Попков М. : ГЭОТАР-Медиа, 2013. 95 Дополнительная литература
№ п/п Наименование, вид издания Автор(-ы),составитель(-и),редактор(-ы) Место издания, издательство, год Кол-во экземпляров
В библиотеке На кафедре
1 2 3 4 5 6
1 Общая и неорганическая химия [Электронный ресурс] : сб. тестовых заданий с эталонами ответов для студентов 1 курса, обучающихся по специальности 33.02.01 - Фармация. - Режим доступа: http://krasgmu.vmede.ru/index.php?page[common]=elib&cat=&res_id=51539 сост. Л. В. Ростовцева, Е. Н. Казакова, И. П. Агафонова Красноярск : КрасГМУ, 2015. ЭБС КрасГМУ 2 Общая и неорганическая химия [Электронный ресурс] : сб. метод. указаний для обучающихся к внеаудитор. (самостоят.) работе по специальности 33.02.01 - Фармация (очная форма обучения). - Режим доступа: http://krasgmu.vmede.ru/index.php?page[common]=elib&cat=&res_id=51650 сост. Л. В. Ростовцева, Е. Н. Казакова Красноярск : КрасГМУ, 2015. ЭБС КрасГМУ 3 Общая и неорганическая химия [Электронный ресурс] : сб. метод. указаний для обучающихся к практ. занятиям по специальности 33.02.01 - Фармация (очная форма обучения). - Режим доступа: http://krasgmu.vmede.ru/index.php?page[common]=elib&cat=&res_id=53380 сост. Л. В. Ростовцева, Е. Н. Казакова Красноярск : КрасГМУ, 2015. ЭБС КрасГМУ 4 Общая химия : учебник А. В. Жолнин ; ред. В. А. Попков, А. В. Жолнин М. : ГЭОТАР-Медиа, 2012. 2 Электронные ресурсы:1. ЭБС КрасГМУ "Colibris";2. ЭБС Консультант студента;3. ЭБС iBooks;4. ЭНБ eLibrary

Приложенные файлы

  • docx file1
    Размер файла: 1 MB Загрузок: 40

Общая и неорганическая химия. Курс лекций.: 1 комментарий

Добавить комментарий