Химические свойства простых веществ металлов. Химические свойства основных классов химических веществ
За последние 200 лет человечество изучило свойства веществ лучше, чем за всю историю развития химии. Естественно, количество веществ так же стремительно растет, это связано, прежде всего, с освоением различных методов получения веществ.
В повседневной жизни мы сталкиваемся с множеством веществ. Среди них – вода, железо, алюминий, пластмасса, сода, соль и множество других. Вещества, существующие в природе, например, кислород и азот, содержащиеся в воздухе, вещества, растворенные в воде, и имеющие природное происхождение, называются природными веществами. Алюминия, цинка, ацетона, извести, мыла, аспирина, полиэтилена и многих других веществ в природе не существует.
Их получают в лаборатории, и производит промышленность. Искусственные вещества не встречаются в природе, их создают из природных веществ. Некоторые вещества, существующие в природе, можно получить и в химической лаборатории.
Так, при нагревании марганцовки выделяется кислород, а при нагревании мела – углекислый газ. Ученые научились превращать графит в алмаз, выращивают кристаллы рубина, сапфира и малахита. Итак, наряду с веществами природного происхождения существует огромное множество и искусственно созданных веществ, не встречающихся в природе.
Вещества, не встречающиеся в природе, производятся на различных предприятиях: фабриках, заводах, комбинатах и т.п.
В условиях исчерпания природных ресурсов нашей планеты, сейчас перед химиками стоит важная задача: разработать и внедрить методы, при помощи которых можно искусственно, в условиях лаборатории, или промышленного производства, получать вещества, являющиеся аналогами природных веществ. Например, запасы топливных ископаемых в природе на исходе.
Может настать тот момент, когда нефть и природный газ закончатся. Уже сейчас ведутся разработки новых видов топлива, которые были бы такими же эффективными, но не загрязняли окружающую среду. На сегодняшний день человечество научилось искусственно получать различные драгоценные камни, например, алмазы, изумруды, бериллы.
Агрегатное состояние вещества
Вещества могут существовать в нескольких агрегатных состояниях, три из которых вам известны: твердое, жидкое, газообразное. Например, вода в природе существует во всех трех агрегатных состояниях: твердом (в виде льда и снега), жидком (жидкая вода) и газообразном (водяной пар). Известны вещества, которые не могут существовать в обычных условиях во всех трех агрегатных состояниях. Например, таким веществом является углекислый газ. При комнатной температуре это газ без запаха и цвета. При температуре –79°С данное вещество «замерзает» и переходит в твердое агрегатное состояние. Бытовое (тривиальное) название такого вещества «сухой лед» . Такое название дано этому веществу из-за того, что «сухой лед» превращается в углекислый газ без плавления, то есть, без перехода в жидкое агрегатное состояние, которое присутствует, например, у воды.
Таким образом, можно сделать важный вывод. Вещество при переходе из одного агрегатного состояния в другое не превращается в другие вещества. Сам процесс некоего изменения, превращения, называется явлением.
Физические явления. Физические свойства веществ.
Явления, при которых вещества изменяют агрегатное состояние, но при этом не превращаются в другие вещества, называют физическими. Каждое индивидуальное вещество обладает определенными свойствами. Свойства веществ могут быть различными или сходными друг с другом. Каждое вещество описывают при помощи набора физических и химических свойств. Рассмотрим в качестве примера воду. Вода замерзает и превращается в лед при температуре 0°С, а закипает и превращается в пар при температуре +100°С. Данные явления относятся к физическим, так как вода не превратилась в другие вещества, происходит только изменение агрегатного состояния. Данные температуры замерзания и кипения – это физические свойства, характерные именно для воды.
Свойства веществ, которые определяют измерениями или визуально при отсутствии превращения одних веществ в другие, называют физическими
Испарение спирта, как и испарение воды – физические явления, вещества при этом изменяют агрегатное состояние. После проведения опыта можно убедиться, что спирт испаряется быстрее, чем вода – это физические свойства этих веществ.
К основным физическим свойствам веществ можно отнести следующие: агрегатное состояние, цвет, запах, растворимость в воде, плотность, температура кипения, температура плавления, теплопроводность, электропроводность. Такие физические свойства как цвет, запах, вкус, форма кристаллов, можно определить визуально, с помощью органов чувств, а плотность, электропроводность, температуру плавления и кипения определяют измерением. Сведения о физических свойствах многих веществ собраны в специальной литературе, например, в справочниках. Физические свойства вещества зависят от его агрегатного состояния. Например, плотность льда, воды и водяного пара различна.
Газообразный кислород бесцветный, а жидкий – голубой Знание физических свойств помогает «узнавать» немало веществ. Например, медь – единственный металл красного цвета. Соленый вкус имеет только поваренная соль. Иод – почти черное твердое вещество, которое при нагревании превращается в фиолетовый пар. В большинстве случаев для определения вещества нужно рассматривать несколько его свойств. В качестве примера охарактеризуем физические свойства воды:
- цвет – бесцветная (в небольшом объеме)
- запах – без запаха
- агрегатное состояние – при обычных условиях жидкость
- плотность – 1 г/мл,
- температура кипения – +100°С
- температура плавления – 0°С
- теплопроводность – низкая
- электропроводность – чистая вода электричество не проводит
Кристаллические и аморфные вещества
При описании физических свойств твердых веществ принято описывать структуру вещества. Если рассмотреть образец поваренной соли под увеличительным стеклом, можно заметить, что соль состоит из множества мельчайших кристаллов. В соляных месторождениях можно встретить и весьма крупные кристаллы. Кристаллы – твердые тела, имеющие форму правильных многогранников Кристаллы могут иметь различную форму и размер. Кристаллы некоторых веществ, таких как поваренная соль – хрупкие, их легко разрушить . Существуют кристаллы довольно твердые. Например, одним из самых твердых минералов считается алмаз. Если рассматривать кристаллы поваренной соли под микроскопом, можно заметить, что все они имеют похожее строение. Если же рассмотреть, например, частицы стекла, то все они будут иметь различное строение – такие вещества называют аморфными. К аморфным веществам относят стекло, крахмал, янтарь, пчелиный воск. Аморфные вещества – вещества, не имеющие кристаллического строения
Химические явления. Химическая реакция.
Если при физических явлениях вещества, как правило, лишь изменяют агрегатное состояние, то при химических явлениях происходит превращение одних веществ в другие вещества. Приведем несколько простых примеров: горение спички сопровождается обугливанием древесины и выделением газообразных веществ, то есть, происходит необратимое превращение древесины в другие вещества. Другой пример: со временем бронзовые скульптуры покрываются налетом зеленого цвета. Дело в том, что в состав бронзы входит медь. Этот металл медленно взаимодействует с кислородом, углекислым газом и влагой воздуха, в результате на поверхности скульптуры образуются новые вещества зеленого цвета Химические явления – явления превращений одних веществ в другие Процесс взаимодействия веществ с образованием новых веществ называют химической реакцией. Химические реакции происходят повсеместно вокруг нас. Химические реакции происходят и в нас самих. В нашем организме непрерывно происходят превращения множества веществ, вещества реагируют друг с другом, образуя продукты реакции. Таким образом, в химической реакции всегда есть реагирующие вещества, и вещества, образовавшиеся в результате реакции.
- Химическая реакция – процесс взаимодействия веществ, в результате которого образуются новые вещества с новыми свойствами
- Реагенты – вещества, вступающие в химическую реакцию
- Продукты – вещества, образовавшиеся в результате химической реакции
Химическая реакция изображается в общем виде схемой реакции РЕАГЕНТЫ -> ПРОДУКТЫ
- реагенты – исходные вещества, взятые для проведения реакции;
- продукты – новые вещества, образовавшиеся в результате протекания реакции.
Любые химические явления (реакции) сопровождаются определенными признаками, при помощи которых химические явления можно отличить от физических. К таким признакам можно отнести изменение окраски веществ, выделение газа, образование осадка, выделение тепла, излучение света.
Многие химические реакции сопровождаются выделением энергии в виде тепла и света. Как правило, такими явлениями сопровождаются реакции горения. В реакциях горения на воздухе вещества реагируют с кислородом, содержащимся в воздухе. Так, например, металл магний вспыхивает и горит на воздухе ярким слепящим пламенем. Именно поэтому вспышку магния использовали при создании фотографий в первой половине ХХ века. В некоторых случаях возможно выделение энергии в виде света, но без выделения тепла. Один из видов тихоокеанского планктона способен испускать ярко-голубой свет, хорошо заметный в темноте. Выделение энергии в виде света – результат химической реакции, которая протекает в организмах данного вида планктона.
Итог статьи:
- Существуют две большие группы веществ: вещества природного и искусственного происхождения
- В обычных условиях вещества могут находиться в трех агрегатных состояниях
- Свойства веществ, которые определяют измерениями или визуально при отсутствии превращения одних веществ в другие, называют физическими
- Кристаллы – твердые тела, имеющие форму правильных многогранников
- Аморфные вещества – вещества, не имеющие кристаллического строение
- Химические явления – явления превращений одних веществ в другие
- Реагенты – вещества, вступающие в химическую реакцию
- Продукты – вещества, образующиеся в результате химической реакции
- Химические реакции могут сопровождаться выделением газа, осадка, тепла, света; изменением окраски веществ
- Горение – сложный физико-химический процесс превращения исходных веществ в продукты сгорания в ходе химической реакции, сопровождающийся интенсивным выделением тепла и света (пламени)
2NaOH + Zn + 2H 2 O = Na 2 + H 2
2KOH + 2Al + 6H 2 O = 2K + 3H 2
Соли
1. Соль слабой кислоты + сильная кислота = соль сильной кислоты + слабая кислота
Na 2 SiO 3 + 2HNO 3 = 2NaNO 3 + H 2 SiO 3
BaCO 3 + 2HCl = BaCl 2 + H 2 O + CO 2 (H 2 CO 3)
2. Растворимая соль + растворимая соль = нерастворимая соль + соль
Pb(NO 3) 2 + K 2 S = PbS + 2KNO 3
СaCl 2 + Na 2 CO 3 = CaCO 3 + 2NaCl
3. Растворимая соль + щелочь = соль + нерастворимое основание
Cu(NO 3) 2 + 2NaOH = 2NaNO 3 + Cu(OH) 2
2FeCl 3 + 3Ba(OH) 2 = 3BaCl 2 + 2Fe(OH) 3
4. Растворимая соль металла (*) + металл (**) = соль металла (**) + металл (*)
Zn + CuSO 4 = ZnSO 4 + Cu
Cu + 2AgNO 3 = Cu(NO 3) 2 + 2Ag
Важно: 1) металл (**) должен находиться в ряду напряжений левее металла (*), 2) металл (**) НЕ должен реагировать с водой.
Пример 1 Гидроксид цинка может реагировать с каждым веществом в паре:
1) сульфат кальция, оксид серы (VI);
2) гидроксид натрия (р-р), соляная кислота;
3) вода, хлорид натрия;
4) сульфат бария, гидроксид железа (III).
Решение - 2) Гидроксид цинка - амфотерный. Он реагирует как с кислотами, так и со щелочами.
Пример 2 Раствор сульфата меди(II) реагирует с каждым из двух веществ:
1) HCl и H 2 SiO 3 ;
2) H 2 O и Cu(OH) 2 ;
3) O 2 и HNO 3 ;
4) NaOH и BaCl 2 .
Решение - 4) В растворах реакция протекает, если выполняются условия: выпадает осадок, выделяется газ, образуется малодиссоциирующее вещество, например, вода.
Пример 3 Схема превращений Э -> Э 2 О 3 -> Э(ОН) 3 соответствует генетическому ряду:
1) натрий -> оксид натрия -> гидроксид натрия;
2) алюминий -> оксид алюминия -> гидроксид алюминия;
3) кальций -> оксид кальция -> гидроксид кальция;
4) азот -> оксид азота(V) -> азотная кислота.
Решение - 2) По схеме можно выяснить, что элементом является трёхвалентный металл, который образует соответствующие оксид и гидроксид.
Пример 4 Как осуществить следующие превращения:
Ca → Ca(OH) 2 → CaCO 3 → CaO → CaSO 4 → CaCl 2 → Ca ?
Решение:
Ca + 2H 2 O = Ca(OH) 2 + H 2
Ca(OH) 2 + H 2 CO 3 = CaCO 3 + 2H 2 O
CaCO 3 == t CaO + CO 2
CaO + SO 3 = CaSO 4
CaSO 4 + BaCl 2 = CaCl 2 + BaSO 4
CaCl 2 + Ba = BaCl 2 + Ca
Задания по теме 5
161- 170. Подтвердите уравнениями реакций в молекулярном и ионном виде кислотные свойства оксидов. Назовите полученные вещества.
181-190. Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения веществ:
| № | Схема превращений |
| Калий→гидроксид калия →карбонат калия→нитрат калия→сульфат калия | |
| Цинк→хлорид цинка→гидроксид цинка→оксид цинка→нитрат цинка | |
| Медь(II)→оксид меди→сульфат меди→гидроксид меди →оксид меди→хлорид меди | |
| Углерод→углекислый газ→карбонат натрия→карбонат кальция→углекислый газ | |
| Водород→вода→гидроксид натрия→карбонат натрия→нитрат натрия | |
| Сера→сероводород→сульфид натрия→сульфид железа(II)→сероводород | |
| Натрий→гидроксид натрия→сульфид натрия→хлорид натрия→сульфат натрия | |
| Магний→сульфат магния→гидроксид магния→оксид магния→хлорид магния | |
| Свинец→оксид свинца(II)→нитрат свинца→гидроксид свинца→оксид свинца→сульфат свинца | |
| Сера→сероводород→сульфид калия→хлорид калия→соляная кислота | |
| Кальций→гидроксид кальция→карбонат кальция→нитрат кальция→азотная кислота | |
| Алюминий→сульфат алюминия→гидроксид алюминия→оксид алюминия →нитрат алюминия | |
| Сера→оксид серы(IV)→сернистая кислота→сульфит натрия→сернистая кислота | |
| Кислород→оксид алюминия→сульфат алюминия→гидроксид алюминия →метаалюминат натрия | |
| Алюминий→хлорид алюминия→нитрат алюминия→гидроксид алюминия →сульфат алюминия | |
| Медь→хлорид меди(II)→медь→оксид меди(II)→нитрат меди | |
| Железо→хлорид железа(II)→гидроксид железа(II)→ сульфат железа(II)→железо | |
| Железо→хлорид железа(III)→нитрат железа(III)→сульфат железа(III)→железо | |
| Алюминий→нитрат алюминия→гидроксид алюминия→оксид алюминия →алюминат натрия→сульфат алюминия | |
| Цинк→тетрагидроксоцинкат натрия→нитрат цинка→гидроксид цинка→оксид цинка→цинкат калия |
Химические реакции.
Одним из типов взаимодействия атомов, молекул и ионов являются реакции, в которых одни реагенты отдают, а другие-приобретают электроны . В ходе таких реакций, называемых окислительно-восстановительными , атомы одного или нескольких элементов изменяют свою степень окисления .
Под степенью окисления понимают условный заряд, который возник бы на данном атоме, если считать, что все связи в частице (молекуле, сложном ионе) - ионные . При этом полагают, что электроны полностью смещены к более электроотрицательному атому, который сильнее их притягивает. Понятие о степени окисления является формальным и часто не совпадает ни с эффективными зарядами атомов в соединениях, ни с фактическим числом связей, которые образует атом. Однако, оно удобно при составлении уравнений окислительно-восстановительных процессов и полезно при описании окислительно-восстановительных свойств химических соединений.
Степени окисления атомов рассчитывают, исходя из следующих основных правил:Степень окисления обозначают надстрочным индексом над атомом, причем сначала указывают ее знак, а затем - величину. Она может быть как целым, так и дробным числом. Например, если в H 2 O и H 2 O2 для кислорода степень окисления равна (-2) и (-1), то в KO2и KO3- соответственно (-1/2) и (-1/3).
1) степень окисления атома в простых веществах равна нулю, например:
Na 0 ; H 2 0 ; Cl 0 2; O 2 0 и т.д.;
2) степень окисления простого иона, например: Na+; Ca +2 ; Fe+3; Cl-; S-2 равна его заряду, т.е., соответственно, (+1); (+2); (+3); (-1); (-2);
3) в большинстве соединений степень окисления атома водорода равна (+1) (кроме гидридов Me - LiH; CaH и др., в которых она равна (-1));
4) степень окисления атома кислорода в большинстве соединений равна
(-2), кроме пероксидов (-1), фторида кислорода OF2(+2) и др.;
5) алгебраическая сумма значений степеней окисления всех атомов в моле-куле равна нулю, а в сложном ионе - заряду этого иона. Например, степень окисления азота в молекуле азотной кислоты - HNO3определяют следующим образом: степень окисления водорода равна (+1), кислорода (-2), азота (x). Составив алгебраическое уравнение: (+1) + x + (-2)·3 = 0, получают x = +5.
Возвращаясь к определению окислительно-восстановительных реакций, отметим, что окислением называют процесс отдачи электронов, а восстановлением - процесс их присоединения. Окислитель - вещество, содержащее элемент, у которого в ходе реакции степень окисления понижается. Восстановитель - вещество, содержащее элемент, у которого в ходе реакции степень окисления повышается. Следует подчеркнуть, что реакции окисления и восстановления невозможны одна без другой (сопряженные реакции ). Таким образом, в результате окислительно-восстановительной реакции окислитель восстанавливается, а восстановитель - окисляется.
Типичные восстановители:
1) металлы, например: K, Mg, Al, Zn и некоторые неметаллы в свободном состоянии - C, H (в большинстве случаев) и др.;
2) простые ионы, соответствующие низшей степени окисления элемента: S2-; I; Cl-и др.;
3) сложные ионы и молекулы, содержащие атомы в низшей степени окис-
ления: N в ионе NH4, S в молекуле H 2 S, I в молекуле KI и др.
Типичные окислители:
1) атомы и молекулы некоторых неметаллов: F2; Cl и O2(в большинстве случаев) и др.;
2) простые ионы, соответствующие высшим степеням окисления элемента: Hg+2; Au+3; Pb и др.;
3) сложные ионы и молекулы, содержащие атомы в высшей степени окисления: Pb +4 в PbO2; N +5 в HNO3; S +6 в H SO4; Cr +6 в Cr2O7 2- или CrO4 2- ; Mn +7 в MnO - и др.
Некоторые вещества обладают двойственной окислительно - восстановительной функцией , проявляя (в зависимости от условий) либо окислительные, либо восстановительные свойства. К ним относят молекулы некоторых веществ, простые и сложные ионы, в которых атомы находятся в промежуточной степени окисления: C +2 в молекуле CO, О - в молекуле H 2 O 2 , в S +4 ионе SO 3 2- , в ионе N +3 в ионе NO 2 - и др.
В окислительно-восстановительной реакции происходит передача электронов от восстановителя к окислителю.
Пример 1 Напишите уравнение реакции окисления дисульфида железа (II) концентрированной азотной кислотой. Составьте: схемы электронного и электронно-ионного баланса.
Решение. НNО 3 - сильный окислитель, поэтому сера будет окисляться до максимальной степени окисления S +6 , а железо до Fe +3 , при этом НNО 3 может восстанавливаться до NO или NO 2 . Рассмотрим случай восстановления до NО 2 .
FеS 2 + НNO 3(конц) → Fе(NO 3) 3 + Н 2 SО 4 + NО 2 .
Где будет находиться Н 2 О (в левой или правой части), пока неиз-вестно.
Уравняем данную реакцию методом электронного баланса. Процесс восстановления описывается схемой:
N +5 + e → N +4
В полуреакцию окисления вступают сразу два элемента - Fe и S. Железо в дисульфиде имеет степень окисления +2, а сера -1. Не-обходимо учесть, что на один атом Fе приходится два атома S:
Fe +2 - e → Fe +3
2S - - 14e → 2S +6 .
Вместе железо и сера отдают 15 электронов.
Полный баланс имеет вид:
15 молекул НNО 3 идут на окисление FеS 2 , и еще 3 молекулы НNО 3 необходимы для образования Fе(NО 3) 3:
FеS 2 + 18НNО 3 → Fе(NО 3) 3 + 2Н 2 SО 4 + 15NО 2 .
Чтобы уравнять водород и кислород, в правую часть надо доба-вить 7 молекул Н 2 О:
FeS 2 + 18НNО 3(конц) = Fе(NО 3) 3 + 2Н 2 SО 4 + 15NО 2 + 7Н 2 О.
Используем теперь метод электронно-ионного баланса. Рас-смотрим полуреакцию окисления. Молекула FеS 2 превращается в ион Fе 3+ (Fе(NО 3) 3 полностью диссоциирует на ионы) и два иона SO 4 2- (диссоциация H 2 SO 4):
FeS 2 → Fe 3+ + 2SO 2 4- .
Для того, чтобы уравнять кислород, в левую часть, добавим 8 молекул H 2 O, а в правую - 16 ионов Н + (среда кислая!):
FeS 2 + 8H 2 O → Fe 3+ + 2SO 4 2- + 16H + .
Заряд левой части равен 0, заряд правой +15, поэтому FеS 2 дол-жен отдать 15 электронов:
FеS 2 + 8Н 2 О - 15е → Fе 3+ + 2SО 4 2- + 16Н + .
Рассмотрим теперь полуреакцию восстановления нитрат-иона:
NO -3 → NO 2 .
Необходимо отнять у NО 3 - один атом О. Для этого к левой части добавим 2 иона Н + (кислая среда), а к правой — одну молекулу Н 2 О:
NО 3 - + 2Н + → NО 2 + Н 2 О.
Для уравнивания заряда к левой части (заряд +1) добавим один электрон:
NО 3 - + 2Н + + е → NO 2 + Н 2 О.
Полный электронно-ионный баланс имеет вид:
Сократив обе части на 16Н + и 8Н 2 О, получим сокращенное ион-ное уравнение окислительно-восстановительной реакции:
FеS 2 + 15NО 3 - + 14Н + = Fе 3+ + 2SО 4 2- + 15NО 2 + 7Н 2 О.
Добавив в обе части уравнения соответствующее количество ионов по три иона NО 3 - и Н + , находим молекулярное уравнение реакции:
FеS 2 + 18НNО 3(конц) = Fе(NО 3) 3 + 2Н 2 SО 4 + 15NО 2 + 7Н 2 О.
Химическая кинетика изучает скорости и механизмы химических процессов, а также зависимость их от различных факторов. Скорость химических реакций зависит от: 1) природы реагирующих веществ; 2) условий протекания реакции: концентрации реагирующих веществ; давления, если в реакции участвуют газообразные вещества; температуры; присутствия катализатора.
ПРИМЕР 2 . Вычислите, во сколько раз возрастет скорость реакции при увеличении температуры на 40 °, если температурный коэффициент скорости этой реакции равен 3.
РЕШЕНИЕ . Зависимость скорости реакции от температуры выражается эмпирическим правилом Вант-Гоффа , согласно которому при увеличении температуры на каждые 10 ° скорость большинства гомогенных реакций увеличивается в 2-4 раза, или
где - температурный коэффициент скорости реакции, часто принимает значения 2-4, показывает, во сколько раз увеличится скорость реакции при повышении температуры на 10 градусов;
v T 1 , v T2 - скорости химической реакции при температурах T1и T2. В данном примере:
Скорость реакции возрастёт в 81 раз
ПРИМЕР 3. Окисление оксида углерода (II) и графита протекает по уравнениям: а) 2СО(г)+ О= 2СО2(г);
б) 2С(т)+ О2(г)= 2СО(г).
Вычислите, как изменятся скорости этих реакций, если увеличить в три раза: 1) концентрацию кислорода; 2) объем реакционного пространства; 3) давление в системе.
Решение: Реакция а) протекает в гомогенной системе - все вещества находятся в одной фазе (все вещества газы), реакция б) протекает в гетерогенной системе - реагирующие вещества находятся в разных фазах (О2и СО - газы, С - твердое). Поэтому скорости реакций для этих систем согласно ЗДМ равны:
а) 2СО(г)+ О2(г) = 2СО; б) 2С(т) + О2(г) = 2СО(г);
а) 
б) 
После увеличения концентрации кислорода скорости реакций а) и б) будут равны:
a) 
б) 
Увеличение скорости реакции по отношению к первоначальной определяется соотношением:
А) 
б) 
Следовательно, после увеличения концентрации кислорода в 3 раза скорости реакций а) и б) возрастут в 3 раза.
2) Увеличение объема системы в 3 раза вызовет уменьшение концентрации каждого газообразного вещества в 3 раза. Поэтому скорости реакций уменьшатся соответственно в 27 раз (а) и в 3 раза (б):
А) 
б) 
3) Увеличение давления в системе в 3 раза вызовет уменьшение объема в 3 раза и увеличение концентрации газообразных веществ в 3 раза. Поэтому:
А) 
б) 
ПРИМЕР 4. Реакция разложения пентахлорида фосфора протекает по уравнению:
PCl5(г)= PCl3(г)+ Cl2(г); H = +92,59 кДж.
В каком направлении сместится равновесие этой реакции при: а) увеличении концетрации PCl5; б) увеличении концентрации Cl2; в) повышении давления; г) понижении температуры; д) введении катализатора.
РЕШЕНИЕ. Смещением или сдвигом химического равновесия называется изменение равновесных концентраций реагирующих веществ в результате изменения одного из условий протекания реакции. Направление смещения равновесия определяется по принципу Ле Шателье : если на систему, находящуюся в равновесии оказать какое-либо внешнее воздействие (изменить концентрацию, давление, температуру), то равновесие сместится в сторону той реакции (прямой или обратной), которая противодействует оказанному воздействию .
а) Увеличение концентрации реагентов (PCl5) увеличивает скорость прямой реакции по сравнению со скоростью обратной реакции, и равновесие смещается в сторону прямой реакции, т.е. вправо;
б) увеличение концентрации прдуктов (Cl2) реакции увеличивает скорость обратной реакции по сравнению со скоростью прямой реакции, и равновесие смещается влево;
в) увеличение давления смещает равновесие в сторону реакции, идущей с образованием меньшего количества газообразных веществ . В данном примере прямая реакция сопровождается образованием 2 моль газов (1 моль PCl3и 1 моль Cl2), а обратная - образованием 1 моль PCl5. Поэтому повышение давления приведет к смещению равновесия влево, т.е. в сторону обратной реакции;
г) так как прямая реакция протекает с поглощением теплоты), то понижение температуры смещает равновесие в сторону обратной (экзотермической реакции) ;
д) введение в систему катализатора не влияет на смещение равновесия , т.к. одинаково увеличивает скорость прямой и обратной реакций.
Задания по теме 6
201-220. По данным схемам составьте уравнения окислительно-восстановительных реакций, укажите окислитель и восстановитель:
| № | Схема реакции |
| KBr+KBrO 3 +H 2 SO 4 →Br 2 +K 2 SO 4 +H 2 O | |
| КСlO 3 + Na 2 SO 3 →Na 2 SO 4 +MnO 2 +KOH | |
| PbS+HNO 3 →S+Pb(NO 3) 2 +NO+H 2 O | |
| KMnO 4 + Na 2 SO 3 +KOH→K 2 MnO 4 + Na 2 SO 4 + H 2 O | |
| P+ HNO 3 + H 2 O→H 3 PO 4 +NO | |
| Cu 2 O+ HNO 3 →Cu(NO 3) 2 +NO+ H 2 O | |
| КСlO 3 + Na 2 SO 3 →S+ K 2 SO 4 + MnSO 4 + H 2 O | |
| HNO 3 +Ca→NH 4 NO 3 +Ca(NO 3) 2 +H 2 O | |
| NaCrO 2 +PbO 2 +NaOH→Na 2 CrO 4 +Na 2 PbO 2 + H 2 O | |
| K 2 Cr 2 O 7 +H 2 S+ H 2 SO 4 →S+Cr 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + H 2 O | |
| КСlO 3 + Na 2 SO 3 →КСl+ Na 2 SO 4 | |
| KMnO 4 +HBr→Br 2 + KBr+MnBr 2 + H 2 O | |
| H 3 AsO 3 + KMnO 4 + H 2 SO 4 →H 3 AsO 4 + MnSO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O | |
| P+HClO 3 + H 2 O→ H 3 PO 4 +HCl | |
| NaCrO 2 + Br 2 + NaOH→ Na 2 CrO 4 +NaBr+ H 2 O | |
| FeS+ HNO 3 →Fe(NO 3) 2 +S+ NO+ H 2 O | |
| HNO 3 +Zn→N 2 O+ Zn(NO 3) 2 + H 2 O | |
| FeSO 4 + КСlO 3 + H 2 SO 4 →Fe 2 (SO 4) 3 +КСl+ H 2 O | |
| K 2 Cr 2 O 7 +HCl→Cl 2 +CrCl 3 + КСl+ H 2 O | |
| Au+ HNO 3 + HCl→AuCl 3 +NO+ H 2 O |
221-230. Во сколько раз изменится скорость прямой реакции, если изменить температурный режим с Т 1 до Т 2 ? Температурный коэффициент приведен в таблице.
| № | ||||||||||
| Т 1 , К | ||||||||||
| Т 2 , К | ||||||||||
| γ |
231-240. Рассчитайте, во сколько раз изменится скорость реакции, если изменить условия протекания процесса.
236-240. Как надо изменить а) температуру, б) давление, в) концентрацию, чтобы сместить химическое равновесие в сторону прямой реакции?
Металлы и неметаллы.
Совокупность ОВР, которые протекают на электродах в растворах или расплавах электролитов при пропускании через них электрического тока, называют электролизом.
На катоде источника тока происходит процесс передачи электронов катионам из раствора или расплава, поэтому катод является «восстановителем». На аноде происходит отдача электронов анионами, поэтому анод является «окислителем». При электролизе как на аноде, так и на катоде могут происходить конкурирующие процессы.
При проведении электролиза с использованием инертного (нерасходуемого) анода (например, графита или платины), как правило, конкурирующими являются два окислительных и восстановительных процесса:
- на аноде — окисление анионов и гидроксид-ионов,
- на катоде — восстановление катионов и ионов водорода.
При проведении электролиза с использованием активного (расходуемого) анода процесс усложняется и конкурирующими реакциями на электродах являются следующие:
- на аноде — окисление анионов и гидроксид ионов, анодное растворение металла — материала анода;
- на катоде - восстановление катиона соли и ионов водорода, восстановление катионов металла, полученных при растворении анода. При выборе наиболее вероятного процесса на аноде и катоде исходят из положения, что протекает та реакция, которая требует наименьшей затраты энергии. При электролизе растворов солей с инертным электродом используют следующие правила.
1. На аноде могут образовываться следующие продукты:
а) при электролизе растворов, содержащих анионы F - , SО 4 2- , NO 3 - , РO 4 3- , ОН - выделяется кислород;
б) при окислении галогенид-ионов выделяются свободные галогены;
в) при окислении анионов органических кислот происходит процесс:
2RCOO - - 2е → R-R + 2СО 2 .
2. При электролизе растворов солей, содержащих ионы, расположенные в ряду напряжений левее Аl 3+ , на катоде выделяется водород; если ион расположен правее водорода, то выделяется металл.
3. При электролизе растворов солей, содержащих ионы, расположенные между Аl 3+ и Н + на катоде могут протекать конкурирующие процессы как восстановления катионов, так и выделения водорода.
Зависимость количества вещества, образовавшегося при электролизе, от времени и силы тока описывается обобщенным законом Фарадея:
m = (Э / F) . I . t = (М / (n . F)) . I . t,
где m — масса образовавшегося при электролизе вещества (г); Э — эквивалентная масса вещества (г/моль); М — молярная масса вещества (г/моль); n — количество отдаваемых или принимаем электронов; I — сила тока (А); t — продолжительность процесса (с); F — константа Фарадея, характеризующая количество электричества, необходимое для выделения 1 эквивалентной массы вещества (F= 96500 Кл/ моль = 26,8 А. ч / моль).
Пример 1 Электролиз расплава хлорида натрия:
NaCl = Na + + Cl - ;
катод (-) (Na +): Na + + е = Na 0 ,
анод (-) (Cl -): Cl - - е = Cl 0 , 2Cl 0 = Cl 2 ;
2NaCl = 2Na + Cl 2 .
Пример 2 Электролиз раствора хлорида натрия:
NaCl = Na + + Cl - ,
H 2 O = Н + + ОН - ;
катод (-) (Na + ; Н +): H + + е = H 0 , 2H 0 = H 2
(2H 2 O + 2е = H 2 + 2OH -),
анод (+) (Cl - ; OН -): Cl - - е = Cl 0 , 2Cl 0 = Cl 2 ;
2NaCl + 2H 2 O = 2NaOH + Cl 2 + H 2 .
Пример 3 Электролиз раствора нитрата меди(II):
Cu(NO 3) 2 = Cu 2+ + NO 3 --
Н 2 O = H + + OH - ;
катод (-) (Cu 2+ ; Н +): Cu 2+ + 2е = Cu 0 ,
анод (+) (OН -): OH - - е = OH 0 ,
4H 0 = O 2 + 2H 2 O;
2Cu(NO 3) 2 + 2H 2 O = 2Cu + O 2 + 4HNO 3 .
Задания по теме 7
241-250. Составьте электронные уравнения процессов, происходящих на инертных электродах при электролизе а) расплава, б) раствора вещества:
| № | ||||||||||
| Вещество | NaOH | КСl | AgNO 3 | Cu(NO 3) 2 | FeSO 4 | K 2 S | KOH | Fe(NO 3) 2 | ZnSO 4 | Zn(NO 3) 2 |
251-260. Какие вещества и в каком количестве выделятся на угольных электродах при электролизе рёаствора в течение времени t(ч) при силе тока I(A).
271-280. Составьте уравнение реакции между веществами, учитывая, что переход электронов максимальный.
| № | Вещества | № | Вещества |
| P+HNO 3 (конц) | H 2 S+ H 2 SO 4 (конц) | ||
| Р+H 2 SO 4 (конц) | PH 3 +HNO 3 (конц) | ||
| S+HNO 3 (конц) | PH 3 + H 2 SO 4 (конц) | ||
| S+ H 2 SO 4 (конц) | HClO+HNO 3 (конц) | ||
| H 2 S+HNO 3 (конц) | HClO+ H 2 SO 4 (конц) |
Основная :
1. Ерохин Ю.М. «Химия»: Учебник для средних профессиональных учебных заведений.- М.: Издательский центр «Академия», 2004.
2. Рудзитис Г.Е., Фельдман Ф.Г. «Химия» 10 кл.-М.: Просвещение. 1995.
3. Рудзитис Г.Е., Фельдман Ф.Г. «Химия» 11 кл. -М.: Просвещение. 1995.
4. Ахметов М.С. «Лабораторные и семинарские занятия по общей и неорганической химии» М.: Высшая школа. 2002.
Дополнительная :
1. Петров М.М., Михилев Л.А., Кукушкин Ю.Н. «Неорганическая химия». М.: Химия. 1989.
2. Потапов В.М. «Органическая химия».- М.: Просвещение.1983.
3. Михилев Л.А., Пассет Н.Ф., Федотова М.И. «Задачи и упражнения по неорганической химии». М.: Химия. 1989.
4. Потапов В.М., Татаринчик С.Н., Аверина А.В. «Задачи и упражнения по органической химии» -М.: Химия. 1989.
5. Хомченко И.Г. «Общая химия». -М.: Новая волна. -ОНИКС 1999.
6. Хомченко Г.П. «Сборник задач по химии для поступающих в Вуз». -М.: Новая волна. 1999.
Бог дал человеку железо, а черт подсунул ржавчину.
Поговорка
Изменение свойств в декадах. Поскольку для d-элементов характерныположительные ст.ок., то в виде простых веществ они проявляют восстановительные свойства, которые в водных растворах характеризуются значением редокс-потенциалом E . 0 В декадах слева направо его значение, коррелируя с величиной I 1 ,растет , но при переходе к марганцу и к подгруппе цинка, несмотря на резкое увеличение I 1 , снижается из-за уменьшения значения I 2 и понижения энергии кристаллической решетки при переходе к данным металлам (от расположенных левее их в периодической таблице).
В компактном состоянии при об.у. даже М первой декады, имеющие отрицательные значения E (0 от Sc до Mn E 0 < −0,90 B), с водой не реагируют вследствие образованияпассивирующих оксидных пленок на их поверхности. Однако при температуре красного каления и менее активные металлы (железо, никель, аналоги ванадия и титана) вытесняют водород из воды. Реакционная способность М также резко возрастает при переведении их вмелкодисперсное состояние, например, порошки марганца и хрома взаимодействуют с водой при об.у. (с образованием MnO 2 и Cr 2 O 3).
Из разбавленных растворов кислот вытесняют водород все металлы первой декады, для которых E 0 < 0, кроме ванадия. Наиболее активные М: цинк и марганец – растворяются даже в уксусной кислоте, а медь (в ряду напряжений стоит правее водорода) лишь в т.н. кислотах-окислителях. При указанных взаимодействиях только Sc и Тi образуют соединения в ст.ок. (+3), остальные – в (+2), хотя хром(II) и (гораздо медленнее) железо(II) на воздухе затем окисляются до (+3).
Аномальная пассивность ванадия (E 0 = −1,20 В) в разбавленных кислотах объясняетсяособой плотностью его оксидной пленки. Она растворяется лишь в HF или концентрированной HNO , 3 с которыми и реагирует данный металл:
V + HNO 3 = HVO 3 + NO.
Другие активные М в зависимости отрастворимости их оксидной пленки в концентрированной азотной кислоте или реагируют с ней, восстанавливая азот до (-3) (это цинк, марганец и подгруппа скандия), или пассивируются ею за счет утолщения оксидной пленки, как, например, Cr 124 .
Пассивацию можно провести и искусственно. Так, обработка хрома (находящегося в ряду напряжений между цинком и железом) концентрированной азотной кислотой повышает его потенциал с –0,56 В до +1,2 В, т.е. делает Cr почти таким же благородным, как Pt. (Особенно легко дезактивируется хром в составе нержавеющей стали и других сплавов 125 .) Концентрированные H 2 SO 4 и HNO 3 пассивируют и железо.
Кобальт и никель сходны с Fe по химической активности из-за близости радиусов атомов (поэтому объединяются в семейство железа ). Однако, если с разбавленными HCl и H 2 SO 4 железо реагирует при об.у., то Co и Ni при нагревании. Кроме того, они дезактивируются азотной кислотой в меньшей степени, чем железо, вследствие большей растворимости их оксидов в данной кислоте.
Отметим, что для элементов второй и третьей декад характер изменения величины E 0 сохраняется примерно таким же, как в первой.
Изменения свойств в подгруппах. Значение I 1 в d-подгруппах, в основном,растет и повышается прочность связей в решетке М (сравните т.пл.). Как следствие (в отличие от главных подгрупп и подгруппы Sc) величина E 0 становится более положительной, и реакционная способность металловуменьшается .
Так, в IБ подгруппе, если медь растворяется в концентрированной серной кислоте при об.у., то серебро лишь при t > 160 0 C. Однако серебро, как и медь, прикомнатной температуре взаимодействует с азотной кислотой, а золото –только с «царской водкой» (а также с селеновой кислотой (см. выше) и с хлорной водой в присутствии HCl).
Во IIБ подгруппе Zn растворим даже в уксусной кислоте, Cd – в HCl, a Hg (E 0 > 0) лишь в HNO (3 при недостатке кислоты окисление идет до Hg , 2 2 + а при избытке – до Hg). 2 +
Аналогично в VIIБ подгруппе – Mn реагирует и с CH COOH 3 , а Tc и Rе (значения их
Е 0: 0,47 В и 0,37 В соответственно), при об.у. растворяются лишь в кислотах-окислителях, например, в азотной (продукты NO и HЭO 4).
В VIIIБ подгруппе металлы семейства железа все взаимодействуют с разбавленными кислотами. А их аналоги, т.е. платиновые металлы (E 0 > 0) окисляются лишь вжестких условиях, причем, близость их радиусов обусловливает большоесходство в химическом поведении, но есть иразличия .
Так, наиболее активный из них – палладий – относится к кислотам, как и серебро; а родий и иридий, в отличие от остальных, не растворяются даже в «царской водке» 126 . Они реагируют с раствором хлорида натрия, насыщенным хлором, при температуре красного каления за счет образованияустойчивых комплексов Na 3 [ЭCl 6 ]. Однако в виде черни эти металлы легко взаимодействуют с горячей серной кислотой и даже с хлороводородной в присутствии кислорода. Отметим, что в этих условиях осмий за счет большого сродства к кислороду (?) растворяется и в компактном виде.
В IV, V и VI побочных подгруппах у М второй и третьей декад E 0 < 0 , но за счет влиянияплотной оксидной пленки на их поверхности они реагируют с кислотами только в жестких условиях. Так, Zr и Hf растворимы лишь в кислотах-комплексантах: в горячей серной кислоте (продукт – H 2 [Э(SO 4) ] 3) и во фтороводородной (H 4 [ЭF 8 ]); молибден взаимодействует только с кислотами-окислителями при нагревании, а вольфрам, ниобий и тантал – лишь со смесью HF и HNO (3 продукты NO и H 2 WF 8 или H 2 ЭF 7 соответственно).
Итак, независимо от того, есть наложение кинетического фактора (пассивирующей пленки) или нет, активность d-металлов по отношению к кислотам в подгруппах снижается. Исключение , как уже отмечалось, составляетподгруппа скандия , в которой нет влияния f-сжатия и характер изменения значений радиуса атома, I 1 и E 0 тот же, что и в главных подгруппах. Как следствие, лантан (в отличие от скандия и иттрия, растворимых при об.у. лишь в кислотах) взаимодействует даже с водой:
La + H 2 O→ La(OH) 3 + H 2 .
Отношение d-металлов к щелочам. Наиболее устойчиво к щелочи серебро 127 , а наименее – цинк: окисляется дажераствором щелочи, восстанавливая водород воды и образуя комплекс 128 − . Остальные d-металлы, если склонны к существованию в анионной форме, реагируют со щелочами (или содой)при сплавлении , например:
Ti⎫ ⎧Na 2 TiO 3 ⎬ + NaOH→ H 2 + ⎨ .
⎭ ⎩Na 3 VO 4
В случае других необходимо наличие окислителя :
Cr + NaNO 3 + NaOH→ Na 2 CrO 4 + NaNO 2 ,
O 2 + Na 2 CO 3 → Na 2 WO 4 + CO 2 .
Причем W и Мо взаимодействуют со щелочью активнее, чем Cr, т.к. их поверхность в ходе реакции покрывается более кислотным оксидом (ЭO), 3 чем в случае хрома (Cr 2 O 3).
Взаимодействие d-металлов с простыми веществами. Коррозия. При комнатных условиях лишь фтор окисляет большинство d-металлов, кроме благородных (но реакции с Cu, Ni, Fe (как и с Pb, Al) ограничиваются образованием защитных пленок фторидов). Кроме того, при об.у. золото взаимодействует с бромом, а ртуть – с иодом и серой за счет образования термодинамически оченьустойчивых продуктов: AuBr , 3 HgI 2 и HgS (см. раздел «Галогены»).
На воздухе в мелкодисперсном состоянии достаточно активные металлы (Ti, Cr, Mn, Fe, Co, Ni) пирофорны 2 (т.е. загораются при пересыпании на воздухе), но в компактном виде большинство М устойчиво за счет пассивации. Особенноплотные поверхностные пленки образуют металлы подгруппы ванадия и титана, поэтому они обладают высокой коррозионной стойкостью (даже в морской воде).
Другие металлы не так устойчивы. Под действием компонентов воздуха (каких?) медленно идет коррозия цинка и меди (с образованием Э 2 (OH) 2 CO 3); темнеет даже серебро, покрываясь сульфидом (под совокупным воздействием O 2 , H 2 O и H 2 S ; какова роль каждого из них?).
Особенно быстро корродирует железо. Правда, в сухой атмосфере его окисление протекает лишь до формирования плотной пассивирующей пленки FeO. Зато в присутствии влаги продукт, полученный по реакции:
Fe + H 2 O→ FeO+ H 2 ,
окисляется кислородом, активированным молекулами H 2 O , до Fe 2 O 3 . При этом вода, сорбированная поверхностью металла, частично растворяя в себе продукты окисления,препятствует формированиюплотной структуры оксида, вследствие чего коррозия железа идетвглубь .
Добавление щелочи снижает окислительный потенциал кислорода, и поэтому процесс идет в меньшей степени. Отметим, что очень чистое железо, хорошо адсорбирующее водород и таким образом пассивирующее свою поверхность, не окисляется.
Техническое железо для защиты от коррозии окрашивают или подвергают лужению, цинкованию, хромированию, никелированию, азотированию (покрытие из Fe 4 N), цементированию (Fe C 3) и другим методам обработки. В частности,остекловывание поверхности металла с помощью лазера в 12 раз повышает коррозионную устойчивость, но при нагревании М выше 200 0 С этот эффект теряется. Более надежный, но дорогой способ борьбы с окислением железа на воздухе – получение нержавеющей стали (18% Cr и 9% Ni).
Однако коррозия – это медленный процесс, а достаточно быстро d-металлы реагируют с неметаллами лишьпри нагревании , даже наиболее активные М подгруппы скандия (окисляясь до (+3)). (Онако от Sc к La активность взаимодействия увеличивается (?), и лантан, например, в хлоре загораетсяпри об.у. )
В случае менее реакционноспособных (?) металлов подгруппы титана требуется большее нагревание (выше 150 0 С). При этом Hf переходит в Hf + 4 , а Ti и Zr могут образовывать продукты внизшей ст.ок.: Ti 2 O 3 , ZrCl 2 и др. Однако они - сильные восстановители, особенно в случае Zr (?) – окисляются на воздухе или дисмутируют:
ZrCl 2 → Zr+ ZrCl 4 .
С еще менее активными металлами подгруппы ванадия реакции идут при t > 400 0 C, причем с образованием продуктов только в высшей ст.ок. (+5).
При переходе к подгруппе хрома реакционная способность М растет (за счет большей летучести оксидов), но от Cr к W снижается (?). Так, хром взаимодействует со всеми Г 2 , молибден не реагирует с I 2 , а вольфрам – и с Br 2 . Причем окисление хрома идет до (+3), а его аналогов - до (+6). (Отметим, что WF – 6 самый тяжелый газ при н.у.)
Аналогичные закономерности наблюдаются и в других подгруппах d-металлов. Так, технеций и рений с иодом не взаимодействуют, а с остальными галогенами - лишь при t > 400 0 C , образуя ЭГ 7 . В то же время марганец окисляется при небольшом нагревании
даже серой и до ст.ок. (+2).
Медь реагирует с влажным хлором при об.у., серебро - при небольшом нагревании, а золото – лишь при t> 200 0 C. Кислород при нагревании действует только на медь (продукт CuO, при более высоких температурах – Cu 2 O (?)), а серебро окисляется (в отличие от золота) озоном (до AgO).
Цинк горит и в CO 2 , а ртуть при об.у. даже оксидной пленкой не покрывается. При нагревании до 300 0 C она образует смесь оксидов HgO и Hg 2 O, которые при t> 400 0 C отщепляют O, переходя в Hg, в то время как температура разложения оксида кадмия равна 1813 0 С, а ZnO – 1950 0 C.
Наиболее химически устойчивы платиновые металлы и золото, но при достаточном нагревании они реагируют почти со всеми неметаллами (Г 2 , O 2 , S, P, As), хотя и с разной активностью иселективностью ; а именно: в периодах слева направо устойчивость к O 2 и F 2 растет, а к Cl 2 и S снижается (в соответствии с электронным строением атомов элементов (?)).
Так, если фтор реагирует с платиной лишь при t > 400 0 C, то хлор – при 250 0 C (продукт PtCl 2). Или если рассматривать взаимодействие с кислородом: осмий в виде черни окисляется на воздухе при об.у. (до OsO 4), рутений – при небольшом нагревании, а остальные – при температуре красного каления. Продукты: IrO 2 , PdO, PtO 2 , Rh 2 O 3 .
(При более сильном нагревании эти оксиды разлагаются, причем, если реакция:
PtO 2 → Pt+ O 2
идет при 500 0 С, то разложение:
RuO 2 → Ru+ O 2
происходит лишь, когда t > 1300 0 C).
Аналогичное увеличение устойчивости металла к кислороду наблюдается и при переходе от железа к никелю (см. табл. 14).
Таблица 14. Характеристика взаимодействия металлов семейства железа с кислородом
Образование твердых растворов. Особенность d-металлов - склонность их за счет большого разнообразия ст.ок. и валентных состояний к формированию соединенийнестехиометрического состава: интерметаллидов (AlNi и др.) или металлидов (Fe S 3 , VN, LaB , ZrC 6 и др.). А такжетвердых растворов , в частности, раствороввнедрения газов. Так, металлы подгруппы скандия и титана поглощают водород при об.у. до состава: ЭH 2 и ЭH (3 при нагревании растворимость Н 2 снижается).
Особым сродством к водороду обладают никель и палладий (1 V Pd растворяет 1000 V H 2), являющиеся поэтому катализаторами реакцийгидрирования . А, например, платина преимущественно сорбирует O 2 (до 700 V) и поэтому используется как катализатор процессов, протекающих с участием кислорода:окисления NH 3 до NO , SO 2 до SO , 3 для дожигания выхлопных газов автомобилей (при этом, в часности, NO превращается в N 2 , а CO – в CO 2) и др.
Механизм каталитического действия указанных металлов в том, что, как предполагают, растворяющиеся в М газы атомизируются . Так, водород, выделяющийся при нагревании его раствора в металле, является более сильным восстановителем, чем молекулярный.
Кроме того, например, палладий при поглощении H 2 до определенного предела сохраняет металлические свойства, но теряет парамагнетизм. Значит, хотя бы часть атомов водорода отдает свои валентные электроны в зону проводимости металла.
Есть также данные о частичном образовании гидрид-ионов, например, при растворении водорода в железе. Получены и т.н. нетрадиционные гидриды, в которых молекулы H 2 координированы как целое на атоме d-металла. (Они служат моделями при изучении интермедиатов, возникающих в ходе катализа.)
Химия подготовка к ЗНО и ДПА
Комплексное издание
ЧАСТЬ И
ОБЩАЯ ХИМИЯ
ХИМИЯ ЭЛЕМЕНТОВ
ГАЛОГЕНЫ
Простые вещества
Химические свойства Фтора
Фтор - сильнейший окислитель в природе. Непосредственно он не реагирует только с гелием, неоном и аргоном.
Под время реакции с металлами образуются фториды, соединения ионного типа:
Фтор энергично реагирует со многими неметаллами, даже с некоторыми инертными газами:
Химические свойства Хлора. Взаимодействие со сложными веществами
Хлор является более сильным окисником, чем бром или йод, поэтому хлор вытесняет тяжелые галогены из их солей:
Растворяясь в воде, хлор частично реагирует с ней, в результате чего образуются две кислоты: хлоридная и гіпохлоритна. При этом один атом Хлора повышает степень окисления, а другой атом - снижает. Такие реакции называют реакциями диспропорціонування. Реакции диспропорціонування - это реакции самовосстановления-самоокиснення, т.е. реакции, при которых один элемент проявляет свойства и окисника, и восстановителя. При диспропорціонуванні одновременно образуются соединения, в которых элемент находится в более окисленном и восстановленном состоянии по сравнению с первобытным. Степень окисления атома Хлора в молекуле гипохлоритной кислоты равен +1:
Аналогично протекает взаимодействие хлора с растворами щелочей. При этом образуются две соли: хлорид и гипохлорит.
Хлор вступает во взаимодействие с различными оксидами:
Хлор окисляет некоторые соли, в которых металл находится не в максимальной степени окисления:
Молекулярный хлор реагирует со многими органическими соединениями. В присутствии феррум(III) хлорида как катализатора хлор реагирует с бензолом с образованием хлорбензола, а при облучении светом в результате этой же реакции образуется гексахлорциклогексан:
Химические свойства брома и йода
Обе вещества реагируют с водородом, фтором и щелочами:
Йод окисляют различные сильные окислители:
Методы добыча простых веществ
Извлечения фтора
Поскольку фтор является сильнейшим химическим окисником, то выделить его с помощью химических реакций из соединений в свободном виде невозможно, а потому фтор добывают физико-химическим методом - электролизом.
Для извлечения фтора используют расплав калий фторида и никелевые электроды. Никель используют благодаря тому, что поверхность металла пассивируется фтором вследствие образования нерастворимого
NiF 2 , следовательно, сами электроды не разрушаются под действием вещества, которое на них выделяется:Добывания хлора
Хлор в промышленных масштабах добывают электролизом раствора натрий хлорида. В результате этого процесса добывают также натрий гидроксид:
В небольших количествах хлор добывают окисненням раствора хлороводорода различными методами:
Хлор - очень важный продукт химической промышленности.
Его мировое производство составляет миллионы тонн.
Извлечения брома и йода
Для промышленного использования бром и йод добывают при окислении бромидов и йодидов, соответственно. Для окисления чаще всего используют молекулярный хлор, концентрированную сульфатную кислоту или манган диоксид:
Фтор и некоторые его соединения используют как окислитель ракетного топлива. Большие количества фтора используют для добывания различных хладагентов (фреонов) и некоторых полимеров, которым свойственна химическая и термическая стойкость (тефлон и некоторые другие). Фтор применяют в ядерной технике для разделения изотопов урана.
Большое часть хлора используют для получения соляной кислоты, а также как окислитель для добывания других галогенов. В промышленности его используют для отбеливания тканей и бумаги. В больших количествах, чем фтор, его применяют для производства полимеров (ПВХ и других) и хладагентов. По помощью хлора дезинфицируют питьевую воду. Он также нужен для добывания некоторых растворителей, таких как хлороформ, хлористый метилен, тетрахлорметан. А еще его используют для производства многих веществ, например хлората калия (бертолетовой соли), хлорной извести и многих других соединений, содержащих атомы Хлора.
Бром и йод применяют в промышленности не в таких масштабах, как хлор или фтор, однако с каждым годом использование этих веществ увеличивается. Бром используют в производстве различных медицинских препаратов успокаивающего действия. Йод используют при изготовлении антисептических препаратов. Соединения Брома и Йода широко применяют при количественном анализе веществ. С помощью йода очищают некоторые металлы (этот процесс называют йодным рафинированием), например титан, ванадий и другие.
