Принято делить химические элементы на металлы и неметаллы с учётом физических и химических свойств простых веществ icon

Принято делить химические элементы на металлы и неметаллы с учётом физических и химических свойств простых веществ


1 чел. помогло.
Смотрите также:
Программа для педагогов Дата проведения: 23-26 апреля 2012 г...
Конспект урока «Алкины»...
Неметаллы: атомы и простые вещества...
Программа по химии для поступающих в 9...
Билет №1. Химическая система. Вещество и химические превращения. Химический элемент...
Лекция № Тема: Товароведная характеристика и таможенная экспертиза черных и цветных металлов и...
Введение 2 Вода 4 Спички 10 Бумага и карандаши 12 Стекло 14 Мыла и моющие средства 18 Химические...
Урок по теме: «Химические элементы главной подгруппы II группы. Кальций»...
Урок химии в 8 классе План урока Тема : Химические реакции...
Рабочая программа учебной дисциплины "экспериментальные исследования свойств веществ" Цикл...
Экзаменационные билеты для экзамена по химии в 8 классе...
Original: English Международная конференция по регулированию химических веществ...



Загрузка...
страницы:   1   2   3   4
скачать
НЕМЕТАЛЛЫ

Принято делить химические элементы на металлы и неметаллы с учётом физических и химических свойств простых веществ.

Металлы обычно твёрдые, пластичные вещества, обладают характерным блеском, хорошо проводят тепло и электричество.

Неметаллы объединяет то, что электричество они проводят гораздо хуже, чем металлы. Отличие проявляется и в свойствах сложных веществ.

Неметаллы весьма разнообразны по свойствам. Углерод в форме графита – хороший проводник тепла и электричества, но, в отличие от металлов, хрупкий и не куётся. Твёрдые вещества с металлическим блеском: C, Si, As, I.

^ Неметаллы дают кислотные оксиды (например, CO2) или несолеообразующие оксиды (например, NO), в растворах они присутствуют обычно в виде анионных форм (например, S2– и SO42–).

Металлам в низких степенях окисления отвечают основные оксиды, основания и катионные формы в растворах (например, Fe2+).

В Периодической таблице можно провести условную границу между металлами и неметаллами. Она проходит по p-элементам от бора к астату. Неметаллы располагаются правее и выше этой границы. Обычно к ним относят 22 элемента: 6 инертных газов (от He до Rn), водород H и 5 галогенов (от F до At), 4 халькогена (от O до Te), в V группе: N, P, As, в IV группе: C, Si, в III группе: B. Условно водород иногда относят к VII группе.

В таблице указаны также относительные электроотрицательности элементов (ОЭО), характеризующие полярность связи и активность неметалла:



Все d-, f- и s-элементы (кроме водорода и гелия) – металлы.

  1. 6. ФИЗИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА И СТРОЕНИЕ НЕМЕТАЛЛОВ

При 25°С и 1 атм He, Ne, Ar Kr, Xe, Rn – газы, состоящие из одноатомных молекул.

Из двухатомных молекул состоят галогены в газе (F2, Cl2), жидком состоянии (Br2) и в кристаллах (I2). Так как молекулы лёгкие и слабо взаимодействуют друг с другом, бром и йод легко испаряются. При обычных условиях двухатомными газами являются также водород, кислород и азот: H2, O2, N2.

Остальные неметаллы – твёрдые. Они могут существовать в формах (модификациях), отличающихся своим строением. Напомню, это явление называют полиморфизмом. Так, углерод известен в виде графита, алмаза и других форм, фосфор – в белой, красной, чёрной и других формах.

^ Модификации, имеющие молекулярное строение – обычно легкоплавкие, летучие, хорошо растворяются в неполярных органических растворителях: белый фосфор P4, жёлтый мышьяк As4, ромбическая сера S8, красный селен Se8.

Более прочны немолекулярные модификации. В серых селене и теллуре система химических связей распространяется в одном пространственном измерении (D=1), в графите, чёрном фосфоре и сером мышьяке D=2, в алмазе, кремнии и боре D=3. Увеличение D способствует снижению химической активности.

^ Химическая связь в простых веществах неметаллов: ковалентная, так как их атомы обладает высокой электроотрицательностью. Электроны соседних атомов создают общую электронную пару, а в пространстве между ядрами создаётся область повышенной электронной плотности.

Различают сигма-связь (σ-связь), когда эта область лежит на линии, соединяющей ядра, и пи связь (π-связь), когда она находится в стороне.

π-связь обычно менее прочна, чем σ-связь и образуется, когда линия ядро-ядро уже занята σ-связью. Если в соединении есть двойная связь, то одна из них σ-, другая π-. В случае тройной связи есть одна σ- и две π-связи.




В большинстве неметаллов имеются только одинарные σ-связи. Наиболее прочными являются связи:

Наименее прочна связь F–F: 159 кДж/моль при длине 142 пм. Это одна из причин высокой химической активности фтора (наряду с молекулярным строением и большим сродством к электрону у атома).

В кислороде O2 – двойная связь, а в азоте N2 – очень прочная тройная (946 кДж/моль, 110 пм), что определяет его низкую реакционноспособность.

^ 7. ПОЛУЧЕНИЕ НЕМЕТАЛЛОВ

Инертные газы (кроме радона) содержатся в атмосфере и их получают сжижением и перегонкой воздуха при очень низких температурах. В атмосфере, как вы знаете, содержатся O2 и N2. В земной коре в самородном состоянии встречаются также C и S. Остальные неметаллы можно получить только из сложных соединений.

^ Если в соединении неметалл находится в отрицательной степени окисления, то получить его в виде простого вещества можно действием окислителя:

N–3H3 + O2 N2 + H2O,

H2S–2 + O2 S + H2O,

KI–1 + FeCl3 I2 + KCl + FeCl2,

HCl–1 + KMnO4 Cl2 + KCl + MnCl2 + H2O,

KBr–1 + MnO2 + H2SO4 Br2 + MnSO4 + K2SO4 + H2O.

Если в соединении неметалл находится в положительной степени окисления, то получить его в виде простого вещества можно действием восстановителя:

Si+4O2 + Mg Si + MgO,

Na2S+4O3 + H2S + H2SO4 S+ Na2SO4 + H2O,

KCl+5O3 + I2 Cl2 + KIO3.

Восстановление и окисление можно проводить также, пропуская электрический ток через раствор или расплав –

1) анодное окисление (A+, анод):

2H2O–2 – eO2+ 4H+ (раствор),

2Cl–2eCl2↑ (раствор или расплав),

2F– 2eF2↑ (расплав);

2) катодное восстановление (K, катод):

2H+12O + 2eH2+ 2OH.

Некоторые неметаллы могут быть получены термическим разложением сложных веществ:


H–H

74 пм

454 кДж/моль

С–C в алмазе

154 пм

348 кДж/моль.

C12H22O11 (сахар) → C + H2O,

KClO3 (катализатор MnO2) → O2+ KCl,

NH4NO2 N2 + H2O.


В таблице описано природное сырьё для каждого из неметаллов.


Неметалл

Природные источники

^ Способ получения

H2

Метан CH4, H2O

Нагревание метана с водяным паром, электролиз воды, в лаборатории –реакция цинка с серной кислотой или алюминия со щёлочью.

B

Бура Na2B4O7⋅10H2O

Перевод в борную кислоту, оксид бора, затем – его восстановление магнием.

С

Уголь, углеводороды

Неполное сгорание горючих веществ, в лаборатории –обугливание древесины, углеводов.

N2

Воздух

Перегонка жидкого воздуха при низких температурах, в лаборатории – прокаливание твёрдого NH4NO2 или смеси NaNO2 + NH4Cl.

O2

Воздух

Перегонка жидкого воздуха при низких температурах, в лаборатории – прокаливание KMnO4 или KClO3 с катализатором MnO2.

F2

Фторапатит Ca5(PO4)3F или флюорит CaF2

Обработка серной кислотой с отгонкой HF, перевод в K[HF2] и электролиз расплава.

Si

SiO2

Восстановление оксида магнием.

P

Апатиты всех видов Ca5(PO4)3(1/2СO3, OH, F)2

Обжиг с углем и песком и отгонка паров белого фосфора P4.

S8

Сульфиды и сероводород

Обработка сульфида железа сильной кислотой, затем – неполное окисление сероводорода.

Cl2

NaCl

Электролиз водного раствора или расплава, в лаборатории – реакция KMnO4 c HCl.

As

Реальгар AsS, аурипигмент As2S3, арсенопирит FeAsS, изоморфная примесь в сульфидах и фосфатах металлов

Отгонка из кислых растворов в форме арсина AsH3с его последующим разложением при нагревании.

Se

Изоморфная примесь в сульфидах и сульфатах металлов

Восстановление из кислородных соединений сернистым газом или сульфитом натрия.

Br2

KBr

Окисление хлором или электролиз, в лаборатории реакция с MnO2 в присутствии H2SO4.

Te

Анодные шламы цветной металлургии.

Восстановление из кислородных соединений сернистым газом или сульфитом натрия.

I2

KIO3, морская водоросль ламинария.

Разложение соединений при нагревании, электролиз, в лаборатории – реакция KI с MnO2в присутствии H2SO4.

He, Ne, Ar,

Kr, Xe

Воздух

Фракционная перегонка при низких температурах.



  1. ^ 8. ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА НЕМЕТАЛЛОВ.

Поскольку у неметаллов высокая электроотрицательность, их простые вещества могут выступать окислителями.

При этом восстановителями могут быть –

а) металлы: O20 + Mg MgO–2 (оксид магния),

N20 + Li Li3N–3 (нитрид лития),

S0 + Zn ZnS–2 (сульфид цинка);

б) менее активные неметаллы: O20 + CCO2–2,

O20 + P P2O5–2,

O20 + S SO2–2,

в) сложные вещества: O20 + C2H5OH CO2–2 + H2O–2,

Br20 + Ni(OH) 2 + KOH KBr–1 + Ni2O3xH2O.

Степень окисления, в которую при этом переходит неметалл-окислитель, легко определить по правилу n–8, где n – номер группы.

Неметаллы бывают восстановителями только в реакциях с более активными неметаллами:

H20 + N2 NH3+1,

S0 + F2 S+6F6,


а также с сильными окислителями:

P0 + KClO3 (при ударе) → P2+5O5 + KCl,

S0 + KNO3 (при нагревании) → KNO2 + S+4O2.

Углерод при высоких температурах способен восстанавливать даже некоторые оксиды металлов, например, кокс – железную руду:

0 + Fe2O3 = 3C+2O + Fe.

Эта реакция возможна за счёт образования газообразного продукта CO.

^ При взаимодействии с водой ряда наиболее активных неметаллов происходит их диспропорционирование:

Cl20 + H2O HCl–1 + HOCl+1,

I20 + H2O HI–1 + HIO3+5.

Однако эти реакции идут в незначительной степени и равновесия сильно смещены влево.

Поскольку в реакциях образуются кислоты, можно добиться смещения равновесия введением щёлочи:

Cl20 + 2NaOH = NaCl–1 + NaOCl+1 + H2O.

При нагревании раствора устойчивее более высокие степени окисления галогенов:

Cl20 + KOH (раствор, нагревание) → KCl–1 + KClO3+5 (бертолетова соль).

По такой же схеме (с диспропорционированием) при нагревании в щелочах растворяются и некоторые менее активные неметаллы:

3S0 + 3NaOH = 2Na2S–2+ Na2S+4O3,

2P0 + 2NaOH + H2O = P–3H3+ Na2[P+3O3H].

Неметаллы с минимальной электроотрицательностью растворяются в щелочах с выделением водорода:

Si0 + 2NaOH + 2H+12O = Na2[H2Si+4O4] + 2H02↑.

Углерод реагирует с водяным паром только выше 900 °С:

C0 + H+12O = C+2O + H02.

Во фторе вода горит с выделением кислорода:

F20 + H2O–2 = HF–1 + O02.

  1. 9. СОЕДИНЕНИЯ НЕМЕТАЛЛОВ С ВОДОРОДОМ

Из-за высокой прочности молекул водорода при комнатной температуре с ним реагирует только фтор (со взрывом):

H2 + F2 2HF (фтороводород).

При нагревании взрывают также смеси H2 с Cl2 и с O2:

2H2 + O2 (гремучая смесь) → 2H2O.

Активно идёт взаимодействие с Br2 и H2. В остальных случаях реакция идёт с трудом или вообще не идёт. Тем не менее, для связывания атмосферного азота в аммиак применяют следующий процесс:

N2 + 3H2 2NH3.

Его обычно проводят при 500 °С и 300 атм, используют катализатор (губчатое железо с активирующими добавками). При этих условиях равновесие смещено влево, но аммиак легко извлечь из смеси, пропустив её через воду.

Часто прямая реакция неметалла с водородом вообще невозможна, а соединение получают косвенным путём:

Mg2Si + HCl = MgCl2 + SiH4↑.

Все соединения неметаллов с водородом состоят из молекул.


Простейшие молекулы содержат один центральный атом и число атомов водорода, определяемое правилом 8–n (n – номер группы Периодической системы):

HCl, H2S, PH3.

У бора такой простой формы нет.




Есть и более сложные формы: B4H10 – тетраборан, N2H4 – гидразин, Si2H6 – дисилан, многочисленные углеводороды, например, октан C8H18, бензол C6H6 и другие.

Связь водорода с центральным атомом: ковалентная полярная, общая электронная пара смещается к более электроотрицательному атому:

H :F.

Обычно водород слабее удерживает свой электрон и приобретает положительный заряд. И лишь в силанах и боранах – наоборот.

Часть водородных соединений при растворении в воде даёт кислоты.

Формула

Название

^ Сила кислоты

Kонстанта диссоциации

Соли

HF

плавиковая

средней силы

6,6⋅10–4

фториды

HCl

соляная

сильная

1⋅10+7

хлориды

H2S

сероводородная

слабая

6⋅10–8

сульфиды

H2Te

теллуроводородная

средней силы

1⋅10–3

теллуриды


В подгруппе сверху вниз сила этих кислот увеличивается, из галогеноводородных слабее всех – плавиковая, сильнее всех – иодоводородная. Причина состоит в увеличении длины и снижении прочности связи H–Э.

При взаимодействии кислотных водородных соединений со щелочами получаются соли:

H2S + 2NaOH Na2S + 2H2O.

Наоборот, действием сильной или нелетучей кислоты на такую соль можно получить водородное соединение:

ZnS + 2HCl ZnCl2 + H2S ↑,

KCl (сухой) + H3PO4(конц.) (нагревание) → KH2PO4 + HCI↑,

Из водородных соединений основную природу имеет только аммиак. В его растворе устанавливаются равновесия:

NH3 + H2O NH3H2O NH4+ + OH.

При взаимодействии аммиака с кислотами получаются соли, содержащие ион NH4+ (ион аммония):

NH3 + HCl (в растворе) → NH4Cl.

Ион NH4+ имеет форму правильного тетраэдра, как и молекула метана CH4, все связи N–H в нём равноценны. Образование четвёртой ковалентной связи можно объяснить донорно-акцепторным механизмом: один из атомов (в данном случае, азот) предоставляет целую электронную пару (является донором), другой (ион водорода H+) имеет выгодную по энергии свободную орбиталь (является акцептором).

Аммиак – слабое основание, поэтому может вытесняться из солей более сильными:

2NH4Cl + Ca(OH)2 (нагревание) → 2NH3+ CaCl2 + 2H2O.

Соли аммония разлагаются при нагревании –

А) по обменному механизму:

NH4Cl NH3 + HCl,

Б) с редокс-реакцией, если анион может быть окислителем:

(N–3H4) 2Cr+62O7 N02 + Cr+32O3 + 4H2O.

Водородные соединения ряда неметаллов в обычных условиях практически не проявляют ни кислотных, ни основных свойств (фосфин, углеводороды, силаны, бораны).

Все водородные соединения неметаллов, кроме галогеноводородов, сгорают в кислороде:

CH4 + 2O2 CO2 + 2H2O,

2H2S + 3O2 2SO2 + 2H2O,

4NH3 + 5O2 4NO + 6H2O.

10. СОЕДИНЕНИЯ НЕМЕТАЛЛОВ С КИСЛОРОДОМ

Кислород является вторым по электроотрицательности элементом, и в соединениях с его участием все неметаллы, кроме фтора, проявляют положительные степени окисления.

Максимальная степень окисления неметалла равна числу электронов на валентных подуровнях, то есть номеру группы Периодической системы. Групповую степень окисления не проявляют только F, At и инертные газы от He до Kr.

К кислородным соединениям относят оксиды, отвечающие им кислоты (гидроксиды) и соли этих кислот.

ПРИМЕР.

N2O5 – оксид азота (+5) или азотный ангидрид – групповая степень окисления,

HNO3 – азотная кислота или гидроксид азота (+5) NO2(OH),

KNO3 – нитрат калия (соль азотной кислоты).

Помимо высшей степени окисления n (n – номер группы, верхние строчки в каждой клеточке таблицы), у большинства неметаллов достаточно устойчива в кислородных соединениях степень окисления n–2: (нижние строчки):




Обведены кислоты, устойчивые только в водных растворах.

^ Химическая связь в оксидах, кислородных кислотах и анионах солей – полярная ковалентная. Общая электронная пара смещена при этом к кислороду:

H : H H :O

неполярная полярная.

В некоторых молекулярных оксидах есть связь неметалл–неметалл:N2O4, N2O.

Ряд молекул оксидов содержит неспаренные электроны:NO, NO2, ClO2, ClO3.

Это оксиды элементов нечётных групп в чётной степени окисления. Атомы или молекулы с неспаренными электронами в химии называют радикалами. Они интенсивно взаимодействуют с электромагнитными полями: втягиваются в магнитное поле (парамагнитны) и обычно имеют интенсивную окраску из-за поглощения света. Их химическая активность высока.

Связь между анионом и катионом соли – ионная, например, между K+ и NO3.

Ионная связь имеется также в N2O5: между NO2+ и NO3.

СТРОЕНИЕ И ФИЗИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА ОКСИДОВ

Большинство неметаллов образует по несколько оксидов, отвечающих разным степеням окисления, например, S+4O2 и S+6O3, C+2O и C+4O2.

По физическим свойствам это могут быть:

  1. - газы – NO, CO, ClO2,

  2. - жидкости – Cl2O7, N2O3 около 0 °С,

  3. - твёрдые вещества, среди которых отличают:


растворимые или летучие, химически активные – SO3, N2O5, P2O5,

тугоплавкие и инертные – B2O3, TeO2 и, особенно, SiO2.

Атом неметалла в оксидах образует с кислородом от одной до шести связей. Напоминаю, это число ближайших соседей называют координационным числом (КЧ). Формула оксида не всегда указывает на КЧ.

ПРИМЕР.

В CO2 КЧ(С) =2, в кварце SiO2 КЧ(Si) = 4.

В оксидах металлов: в рутиле TiO2 КЧ(Ti)=6, в ThO2 КЧ(Th)=8. Как видно, КЧ определяется преимущественно размером центрального атома, точнее, катиона, так как связь с кислородом достаточно полярна.

Если отношение числа атомов Э/О в формуле оксида меньше, чем КЧ, это указывает на сложное, обычно немолекулярное строение оксида. Полимеризация усиливается в периоде справа налево (растёт отношение Э/О) и сверху вниз (у Э растут радиус и КЧ).

Немолекулярное строение имеют, к примеру, такие оксиды как:

  1. - SO3 (цепочки из тетраэдров SO4, Э/О=3),

  2. - P2O5 (слои из тетраэдров PO4, Э/О=2,5),

  3. - SiO2 (трехмерный каркас из тетраэдров SiO4, Э/О=2).


SiO2 и, особенно, B2O3 легко переходят в некристаллическое (аморфное) состояние.

Каркасные оксиды химически наименее активны. Высокой активностью обладают молекулярные оксиды: SO2, Cl2O7.

23

ПОЛУЧЕНИЕ И ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА ОКСИДОВ

Оксиды неметаллов могут быть получены:

^ 1) непосредственным взаимодействием неметаллов с кислородом

S + O2 SO2,

4B + 3O2 2B2O3,

с кислородом взаимодействуют все неметаллы, кроме благородных газов и галогенов;

^ 2) удалением воды из кислот (по этой причине кислотные оксиды называют ангидридами кислот)

2H3BO3 (нагревание) → B2O3 (борный ангидрид) + 3H2O,

3) окислением оксидов в низших степенях окисления

2C+2O + O2 2C+4O2,

2S+4O2+O2 (с катализатором) → 2S+6O3;

4) окислением других сложных веществ при нагревании

2H2S + 3O2 3SO2 + 2H2O,

CH4 + 2O2 CO2 + 2H2O,

5) восстановлением оксидов в высших степенях окисления

C+4O2 + H2 C+2O+H2O,

6) разложением солей при нагревании

CaCO3 (известняк) CaO + CO2

и другими способами.

Оксиды неметаллов бывают кислотные и несолеобразующие.

Кислотные оксиды при взаимодействии с водой дают кислоты, а со щелочами – соли.

Кислотные свойства оксидов увеличиваются по периоду слева направо, а в подгруппе снизу вверх, например, в рядах: B2O3 – CO2 – N2O5, SiO2 – P2O5 – SO3 – Cl2O7 и Sb2O5 – As2O5 – P2O5 – N2O5. Им отвечают всё более сильные кислоты.

ПРИМЕРЫ.

CO2 + H2O H2CO3,

CO2 + Ca(OH) 2 CaCO3 + H2O;

N2O5 + H2O 2HNO3,

N2O5 + 2KOH 2KNO3 + H2O.

Некоторые оксиды при взаимодействии с водой дают две кислоты сразу:

2N+4O2 + H2O HN+3O2 + HN+5O3;

со щелочами получаются две соли:

2NO2 + 2KOH KNO2 + KNO3 + H2O.

24

Оксиды SiO2 и B2O3 с водой практически не взаимодействуют, но являются кислотными, так как растворяются в щелочах:

nSiO2 + 2NaOH + (x–1) H2O → "Na2[SinO3n+1xH2O] " (жидкое стекло), n=3–5

2B2O3 + 2NaOH + H2O Na2B4O5(OH)4 (бура)

Несолеобразующие оксиды с водой и щелочами не реагируют, кислоты и соли им не соответствуют:

SiO, CO, N2O.

Многие оксиды неметаллов можно считать окислителями. Так, оксиды азота поддерживают горение, так как при нагревании отщепляют кислород:

6N2O + С2H5OH = 2CO2 + 3H2O + 6N2.

Некоторые оксиды, например, CO2 считают не поддерживающими горения. Потоком углекислого газа можно погасить пламя, он тяжелее воздуха и собирается внизу, что применяют в огнетушителях. Однако некоторые металлы в CO2 горят, например, магний:

2Mg + CO2 = 2MgO + С.

Подобная реакция используется и для получения кремния:

2Mg + SiO2 = 2MgO + Si.

Низшие оксиды неметаллов часто являются восстановителями, например, сернистый газ SO2 и угарный газ CO (вспомните третий метод получения оксидов).

  1. 11. КИСЛОРОДНЫЕ КИСЛОТЫ И ИХ СОЛИ

Кислородные кислоты неметаллов получают:

    1. - при взаимодействии кислотных оксидов с водой–

SO3 + H2O H2SO4,

    1. - вытеснением более сильными и нелетучими кислотами из солей–

KNO3 (сухой) + H2SO4 (конц.) (нагревание) → HNO3+ KHSO4.

Важнейшие кислородные кислоты, их ангидриды и соли:

H2SO4 – серная кислота, SO3 – серный ангидрид, соли – сульфаты,

HNO3 – азотная кислота, N2O5 – азотный ангидрид, соли – нитраты,

H2SO3 – сернистая кислота, SO2 – сернистый ангидрид, соли – сульфиты,

H2CO3 – угольная кислота, CO2 – угольный ангидрид, соли – карбонаты,

H3PO4 – ортофосфорная кислота, P2O5 – фосфорный ангидрид, соли – фосфаты.

Сила и устойчивость кислоты определяются поляризующим действием (ПД) катиона неметалла.

Напомню, что ПД заключается в деформации электронной оболочки соседних атомов или ионов. Основной фактор, влияющий на ПД – поверхностная плотность заряда:

σe=q/S=q/(4⋅π⋅r2),

где q– заряд, S – площадь поверхности, r – радиус иона.

В кислородных кислотах можно выделить фрагмент

Э – O – H.

Если катион неметалла Э обладает высоким поляризующим действием, он оттягивает на себя электроны с кислорода, а прочность связи H–O снижается и облегчается переход ионов H+ в раствор.

Итак,


с увеличением поляризующего действия центрального катиона сила и устойчивость кислот повышается.

ПРИМЕР.

Рассмотрим кислородные кислоты неметаллов 3 периода в высшей степени окисления:

SiO2xH2O

H3PO4

H2SO4

HClO4

кремниевая

фосфорная

серная

хлорная

Si+4

P+5

S+6

Cl+7

слабая

средней силы

сильная

очень сильная

K1=2⋅10–10

K1=7,5⋅10–3

K1=1⋅10+3

K=1⋅10+8.


В ряду Si+4 – Cl+7 катионы имеют одинаковое электронное строение 2s22p6 (конфигурация неона), но заряд ядра увеличивается, поэтому уменьшается радиус катиона. Одновременно происходит рост заряда, и всё это способствует резкому повышению ПД, и как следствие, силы кислот.

Поскольку в подгруппе радиус атомов и ионов растёт, сила соответствующих кислот падает. Так, HN+5O3 сильнее, чем H3P+5O4.

^ Если один элемент образует кислоты в разных положительных степенях окисления, то с ростом степени окисления повышаются сила кислоты и её устойчивость.

Это можно объяснить ростом ПД катиона Э (заряд растёт, радиус уменьшается). Связь Э–O становится короче и прочнее.

ПРИМЕР.

Рассмотрим кислородные кислоты хлора:

HClO

HClO2

HClO3

HClO4

хлорноватистая

хлористая

хлорноватая

хлорная

соли

гипохлориты

хлориты

хлораты

перхлораты

Cl+1

Cl+3

Cl+5

Cl+7


сила кислот --------------------------------------------------------------------------------------->

устойчивость в водном растворе ----------------------------------------------------------->

<------------------------------------------------------------------- окислительная активность

По тем же причинам азотная кислота HNO3 сильнее и устойчивее, чем азотистая HNO2, а серная H2SO4 – чем сернистая H2SO3.

Многие кислоты, отвечающие низким степеням окисления неметаллов, неустойчивы и существуют только в водном растворе:

H2SO3, HNO2, HClO, HClO2.

Так же ведёт себя угольная кислота H2CO3.

Среди кислородных кислот выделяют так называемые кислоты-окислители. В них при взаимодействии с металлами или другими восстановителями восстанавливается не водород, а центральный катион неметалла. Типичный окислитель – концентрированная серная кислота (восстанавливается S+6):

Cu + 2H2S+6O4 (конц.) → CuSO4 + S+4O2 + 2H2O.

Аналогично ведёт себя азотная кислота любой концентрации:

3Cu + 8HN+5O3 (33%) → 3Cu(NO3)2 + 2N+2O + 4H2O,

Cu + 4HN+5O3 (70%) → Cu(NO3)2 + 2N+4O2 + 2H2O,

3Zn + 8HN+5O3 (конц.) → 3Zn(NO3)2 + 2N+2O + 4H2O,

4Zn + 6HN+5O3 (разб.) → 4Zn(NO3)2 + N+12O + 3H2O.

Снижению степени окисления азота в продукте способствуют разбавление HNO3 и увеличение активности металла. Цинк имеет электродный потенциал отрицательнее, чем медь, поэтому он глубже восстанавливает азот.

СОЛИ КИСЛОРОДНЫХ КИСЛОТ

Соли могут быть получены взаимодействием кислотных оксидов или кислот

  1. - с основаниями:


CO2 + 2NaOH Na2CO3 + H2O,

H2SO4 + 2NaOH Na2SO4 + 2H2O,

  1. - с основными оксидами:


BaO + CO2 BaCO3,

CaO + H2SO4 CaSO4 + H2O,

  1. - с солями более слабых кислот:


Na2SiO3 + H2O + CO2 Na2CO3 + “H2SiO3↓.

Вам известны также реакции металлов с кислотами и обменные реакции между солями.

^ В целом соли устойчивее кислот, от которых они произведены. Причиной неустойчивости кислот является высокое ПД иона водорода H+ (протона). Протон оттягивает на себя электроны и этим ослабляет связь Э–O в цепочке Э – O – H.

Чем ниже ПД катиона металла в соли, тем она обычно устойчивее к нагреванию.

Многие соли кислородных кислот при нагревании отщепляют кислород:

2KNO3 (селитра) → 2KNO2 + O2.

На растворимость солей оказывают воздействие следующие факторы:

1) прочность связи катион-анион; она может быть связана с ПД катиона металла – CaSO4 менее растворим, чем NaClO4, т.к. ПД Ca2+> ПД Na+;

2) объём, занимаемый катионами и анионами; если эти объёмы близки, то катионы окружены анионами и наоборот, в структуре преобладает притяжение и вещество неохотно переходит в раствор – Ca(NO3)2 лучше растворим, чем CaSO4, так как объём двух ионов нитрата сильно превосходит объём одного катиона кальция;

3) строение аниона: маленькие островные анионы легко переходят в раствор, а полимерные структуры очень устойчивы и не растворяются: кизерит MgSO4⋅H2O с островными анионами SO42– хорошо растворим, а энстатит MgSiO3, содержащий бесконечные цепи из тетраэдров SiO4 – нерастворим.

ПРИМЕРЫ.

1. Большинство солей с однозарядными анионами хорошо растворимы в воде (нитраты, нитриты, хлораты, перхлораты), хорошо растворимы почти все соли щелочных металлов и аммония (однозарядные катионы). Действует 1-й фактор.

^ 2. Малорастворимы сульфаты, фосфаты и карбонаты щелочноземельных металлов. Действует 2-й фактор.

3. Малорастворимы многие силикаты. Действует 3-й фактор: шпаты, слюды, глины, амфиболы, пироксены имеют полимерные структуры.


^ ГАЛОГЕНЫ. ОБЩАЯ ХАРАКТЕРИСТИКА

 

 

Галогены (от греч. halos - соль и genes - образующий) - элементы главной подгруппы VII группы периодической системы: фтор, хлор, бром, йод, астат.

Таблица. Электронное строение и некоторые свойства атомов и молекул галогенов.

Символ элемента

F

Cl

Br

I

At

Порядковый номер

9

17

35

53

85

Строение внешнего электронного слоя

2s22p5

3s23p5

4s24p5

5s25p5

6s26p5

Энергия ионизации, эв

17,42

12,97

11,84

10,45

~9,2

Сродство атома к электрону, эв

3,45

3,61

3,37

3,08

~2,8

Относительная электроотрицательность (ЭО)

4,0

3,0

2,8

2,5

~2,2

Радиус атома, нм

0,064

0,099

0,114

0,133



Межъядерное расстояние в молекуле Э2, нм

0,142

0,199

0,228

0,267



Энергия связи в молекуле Э2 (25°С), кДж/моль

159

243

192

157

109

Степени окисления

-1

-1, +1, +3,
+4, +5, +7

-1, +1, +4,
+5, +7

-1, +1, +3,
+5, +7



Агрегатное состояние

Бледно-зел.
газ

Зел-желт.
газ

Бурая
жидкость

Темн-фиол.
 кристаллы

Черные
кристаллы

t°пл.(°С)

-219

-101

-8

114

227

t°кип.(°С)

-183

-34

58

185

317

 (г*см-3 )

1,51

1,57

3,14

4,93



Растворимость в воде (г / 100 г воды)

реагирует
с водой

2,5 : 1
по объему

3,5

0,02



 

Таблица. Электронное строение и некоторые свойства атомов и молекул галогенов

 

Символ элемента

F

Cl

Br

I

At

Порядковый номер

9

17

35

53

85

Строение внешнего электронного слоя

2s22p5

3s23p5

4s24p5

5s25p5

6s26p5

Энергия ионизации, эв

17,42

12,97

11,84

10,45

~9,2

Сродство атома к электрону, эв

3,45

3,61

3,37

3,08

~2,8

Относительная электроотрицательность (ЭО)

4,0

3,0

2,8

2,5

~2,2

Радиус атома, нм

0,064

0,099

0,114

0,133



Межъядерное расстояние в молекуле Э2, нм

0,142

0,199

0,228

0,267



Энергия связи в молекуле Э2 (25°С), кДж/моль

159

243

192

157

109

Степени окисления

-1

-1, +1, +3,
+4, +5, +7

-1, +1, +4,
+5, +7

-1, +1, +3,
+5, +7



Агрегатное состояние

Бледно-зел.
газ

Зел-желт.
газ

Бурая
жидкость

Темн-фиол.
 кристаллы

Черные
кристаллы

t°пл.(°С)

-219

-101

-8

114

227

t°кип.(°С)

-183

-34

58

185

317

r (г*см-3 )

1,51

1,57

3,14

4,93



Растворимость в воде (г / 100 г воды)

реагирует
с водой

2,5 : 1
по объему

3,5

0,02



 


1) Общая электронная конфигурация внешнего энергетического уровня - nS2nP5.

2) С возрастанием порядкового номера элементов увеличиваются радиусы атомов, уменьшается электроотрицательность, ослабевают неметаллические свойства (увеличиваются металлические свойства); галогены - сильные окислители, окислительная способность элементов уменьшается с увеличением атомной массы.

3) Молекулы галогенов состоят из двух атомов.

4) С увеличением атомной массы окраска становится более темной, возрастают температуры плавления и кипения, а также плотность.

5) Сила галогеноводородных кислот возрастает с увеличением атомной массы.

6) Галогены могут образовывать соединения друг с другом (например, BrCl)




оставить комментарий
страница1/4
Дата13.10.2011
Размер0.68 Mb.
ТипДокументы, Образовательные материалы
Добавить документ в свой блог или на сайт

страницы:   1   2   3   4
отлично
  6
Ваша оценка:
Разместите кнопку на своём сайте или блоге:
rudocs.exdat.com

Загрузка...
База данных защищена авторским правом ©exdat 2000-2017
При копировании материала укажите ссылку
обратиться к администрации
Анализ
Справочники
Сценарии
Рефераты
Курсовые работы
Авторефераты
Программы
Методички
Документы
Понятия

опубликовать
Загрузка...
Документы

Рейтинг@Mail.ru
наверх