Примеры взаимодействия неметаллов с неметаллами. Химия для чайников.: Неметаллы. Химические свойства
Общие свойства металлов.
Наличие слабо связанных с ядром валентных электронов обуславливает общие химические свойства металлов. В химических реакциях они всегда выступают в роли восстановителя, простые вещества металлы никогда не проявляют окислительных свойств.
Получение металлов:
- восстановление из оксидов углеродом (С), угарным газом (СО), водородом (Н2) или более активным металлом (Al, Ca, Mg);
- восстановление из растворов солей более активным металлом;
- электролиз растворов или расплавов соединений металлов - восстановление наиболее активных металлов (щелочных, щелочноземельных металлов и алюминия) с помощью электрического тока.
В природе металлы встречаются преимущественно в виде соединений, только малоактивные металлы встречаются в виде простых веществ (самородные металлы).
Химические свойства металлов.
1. Взаимодействие с простыми веществами неметаллами:
Большинство металлов могут быть окислены такими неметаллами как галогены, кислород, сера, азот. Но для начала большинства таких реакций требуется предварительное нагревание. В дальнейшем реакция может идти с выделением большого количества тепла, что приводит к воспламенению металла.
При комнатной температуре возможны реакции только между самыми активными металлами (щелочными и щелочноземельными) и самыми активными неметаллами (галогенами, кислородом). Щелочные металлы (Na, K) в реакции с кислородом образуют пероксиды и надпероксиды (Na2O2, KO2).
а) взаимодействие металлов с водой.
При комнатной температуре с водой взаимодействуют щелочные и щелочноземельные металлы. В результате реакции замещения образуются щёлочь (растворимое основание) и водород: Металл + Н2О = Ме(ОН) + Н2
При нагревании с водой взаимодействуют остальные металлы, стоящие в ряду активности левее водорода. Магний реагирует с кипящей водой, алюминий - после специальной обработки поверхности, в результате образуются нерастворимые основания - гидроксид магния или гидроксид алюминия - и выделяется водород. Металлы, находящиеся в ряду активности от цинка (включительно) до свинца (включительно) взаимодействуют с парами воды (т.е. выше 100 С), при этом образуются оксиды соответствующих металлов и водород.
Металлы, стоящие в ряду активности правее водорода, с водой не взаимодействуют.
б) взаимодействие с оксидами:
активные металлы взаимодействуют по реакции замещения с оксидами других металлов или неметаллов, восстанавливая их до простых веществ.
в) взаимодействие с кислотами:
Металлы, расположенные в ряду активности левее водорода, вступают в реакцию с кислотами с выделением водорода и образованием соответствующей соли. Металлы, стоящие в ряду активности правее водорода, с растворами кислот не взаимодействуют.
Особое место занимают реакции металлов с азотной и концентрированной серной кислотами. Все металлы, кроме благородных (золото, платина), могут быть окислены этими кислотами-окислителями. В результате этих реакций всегда будут образовываться соответствующие соли, вода и продукт восстановления азота или серы соответственно.
г) с щелочами
Металлы, образующие амфотерные соединения (алюминий, бериллий, цинк), способны реагировать с расплавами (при этом образуются средние соли алюминаты, бериллаты или цинкаты) или растворами щелочей (при этом образуются соответствующие комплексные соли). Во всех реакциях будет выделяться водород.
д) В соответствии с положением металла в ряду активности возможны реакции восстановления (вытеснения) менее активного металла из раствора его соли другим более активным металлом. В результате реакции образуется соль более активного и простое вещество - менее активный металл.
Общие свойства неметаллов.
Неметаллов намного меньше, чем металлов (22 элемента). Однако химия неметаллов гораздо сложнее за счёт большей заполненности внешнего энергетического уровня их атомов.
Физические свойства неметаллов более разнообразны: среди них есть газообразные (фтор, хлор, кислород, азот, водород), жидкости (бром) и твёрдые вещества, сильно отличающиеся друг от друга по температуре плавления. Большинство неметаллов не проводят электрический ток, но кремний, графит, германий обладают полупроводниковыми свойствами.
Газообразные, жидкие и некоторые твёрдые неметаллы (йод) имеют молекулярное строение кристаллической решётки, остальные неметаллы обладают атомной кристаллической решёткой.
Фтор, хлор, бром, йод, кислород, азот и водород в обычных условиях существуют в виде двухатомных молекул.
Многие элементы-неметаллы образуют несколько аллотропных модификаций простых веществ. Так кислород имеет две аллотропные модификации - кислород О2 и озон О3, сера имеет три аллотропные модификации - ромбическую, пластическую и моноклинную серу, фосфор имеет три аллотропные модификации - красный, белый и чёрный фосфор, углерод - шесть аллотропных модификаций - сажа, графит, алмаз, карбин, фуллерен, графен.
В отличие от металлов, проявляющих только восстановительные свойства, неметаллы в реакциях с простыми и сложными веществами могут выступать как в роли восстановителя, так и в роли окислителя. Согласно своей активности неметаллы занимают определённое место в ряду электроотрицательности. Самым активным неметаллом считается фтор. Он проявляет только окислительные свойства. На втором месте по активности - кислород, на третьем - азот, далее галогены и остальные неметаллы. Наименьшей электроотрицательностью среди неметаллов обладает водород.
Химические свойства неметаллов.
1. Взаимодействие с простыми веществами:
Неметаллы взаимодействуют с металлами. В таких реакция металлы выступают в роли восстановителя, неметаллы - в роли окислителя. В результате реакции соединения образуются бинарные соединения - оксиды, пероксиды, нитриды, гидриды, соли бескислородных кислот.
В реакциях неметаллов между собой более электроотрицательный неметалл проявляет свойства окислителя, менее электроотрицательный - свойства восстановителя. В результате реакции соединения образуются бинарные соединения. Необходимо помнить, что неметаллы могут проявлять переменные степени окисления в своих соединениях.
2. Взаимодействие со сложными веществами:
а) с водой:
В обычных условиях с водой взаимодействуют только галогены.
б) с оксидами металлов и неметаллов:
Многие неметаллы могут реагировать при высоких температурах с оксидами других неметаллов, восстанавливая их до простых веществ. Неметаллы, стоящие в ряду электроотрицательности левее серы, могут взаимодействовать и с оксидами металлов, восстанавливая металлы до простых веществ.
в) с кислотами:
Некоторые неметаллы могут быть окислены концентрированными серной или азотной кислотами.
г) со щелочами:
Под действием щелочей некоторые неметаллы могут подвергаться дисмутации, являясь одновременно и окислителем и восстановителем.
Например в реакции галогенов с растворами щелочей без нагревания: Cl2 + 2NaOH = NaCl + NaClO + H2O или при нагревании: 3Cl2 + 6NaOH = 5NaCl + NaClO3 + 3H2O.
д) с солями:
При взаимодействии, являющимися сильными окислителями, проявляют восстановительные свойства.
Галогены (кроме фтора) вступают в реакции замещения с растворами солей галогеноводородных кислот: более активный галоген вытесняет из раствора соли менее активный галоген.
ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА ВОДОРОДА
1. С МЕТАЛЛАМИ
(Li, Na, К, Rb, Cs, Са, Sr, Ва) → с щелочными и щелочноземельными металлами при нагревании образует твёрдые нестойкие вещества гидриды, остальные металлы не реагируют.
2K + H₂ = 2KH (гидрид калия)
Ca + H₂ = CaH₂
2. С НЕМЕТАЛЛАМИ
с кислородом, галогенами при нормальных условиях, при нагревании реагирует с фосфором, кремнием и углеродом, с азотом при наличии давления и катализатора.
2Н₂ + O₂ = 2Н₂O Н₂ + Cl₂ = 2HCl
3Н₂ + N₂↔ 2NH₃ H ₂ + S = H₂S
3. ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С ВОДОЙ
С водой не реагирует
4.ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С ОКСИДАМИ
Восстановливает оксиды металлов (неактивных) и неметаллов до простых веществ:
CuO + H₂ = Cu + H₂O 2NO + 2H₂ = N₂ + 2H₂O
SiO₂ + H₂ = Si + H₂O
5.ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С КИСЛОТАМИ
С кислотами не реагирует
6.ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С ЩЕЛОЧАМИ
С щелочами не реагирует
7.ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С СОЛЯМИ
Восстанавливает малоактивные металлы из солей
CuCl₂ + H₂ = Cu + 2HCl
ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА КИСЛОРОДА
1.ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С МЕТАЛЛАМИ
С щелочными металлами при нормальных условиях – оксиды и пероксиды (литий – оксид, натрий – пероксид, калий, цезий, рубидий – надпероксид
4Li + O2 = 2Li2O (оксид)
2Na + O2 = Na2O2 (пероксид)
K+O2=KO2 (надпероксид)
С остальными металлами главных подрупп при нормальных условиях образует оксиды со степенью окисления, равной номеру группы
2 С a+O2=2 С aO
4Al + O2 = 2Al2O3
1.ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С МЕТАЛЛАМИ
С металлами побочных подгрупп образует при нормальных условиях и при нагревании оксиды разной степени окисления, а с железом железную окалину Fe 3 O 4 ( FeO ∙ Fe 2 O 3)
3Fe + 2O2 = Fe3O4 4Cu + O₂ = 2Cu₂⁺¹O (красный);
2Cu + O₂ = 2Cu⁺²O (чѐрный); 2Zn + O₂ = ZnO
4Cr + 3О2 = 2Cr2⁺³О3
образует оксиды – часто промежуточной степени окисления
C + O ₂(изб)= CO ₂; C + O ₂ (нед) = CO
S + O₂ = SO₂ N₂ + O₂ = 2NO - Q
3.ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С ВОДОЙ
С водой не реагирует
4.ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С ОКСИДАМИ
Окисляет низшие оксиды до оксидов с более высокой степенью окисления
Fe⁺²O + O2 = Fe2⁺³O3; C⁺²O + O2 = C⁺⁴O2
5.ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С КИСЛОТАМИ
Безводные бескислородные кислоты (бинарные соединения) сгорают в атмосфере кислорода
2H2S + O2 = 2S + 2H2O 2H2S + 3O2 = 2SO2 + 2H2O
В кислородсодержащих повышает степень окисления неметалла.
2HN⁺³O2 + O2 = 2HN⁺⁵O3
6.ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С ОСНОВАНИЯМИ
Окисляет неустойчивые гидроксиды в водных растворах до более высокой степени окисления
4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O = 4Fe(OH)3
7.ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С СОЛЯМИ И БИНАРНЫМИ СОЕДИНЕНИЯМИ
Вступает в реакции горения.
4FeS2 +11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2
CH4 + 2O2 = CO2 + 2H2O
4NH3 + 3O2 = 2N2 + 6H2O
Каталитическое окисление
NH3 + O2 = NO + H2O
ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА ГАЛОГЕНОВ
1.ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С МЕТАЛЛАМИ
С щелочными при нормальных условиях, с F , Cl , Br воспламеняются:
2 Na + Cl 2 = 2 NaCl (хлорид)
Щелочноземельные и алюминий реагируют при нормальных условиях:
С a+Cl2= С aCl2 2Al+3Cl2 = 2AlCl3
Металлы побочных подгрупп при повышенных температурах
Cu + Cl₂ = Cu⁺²Cl₂
2Cu + I₂ = 2Cu⁺¹I (не бывает йодида меди (II)!)
2Fe + ЗС12 = 2Fe⁺³Cl3 хлорид железа (III)
Фтор реагирует с металлами (часто со взрывом), включая золото и платину.
2Au + 3F₂ = 2AuF
2.ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С НЕМЕТАЛЛАМИ
С кислородом непосредственно не взаимодействуют(исключение F₂) , реагируют с серой, фосфором, кремнием. Химическая активность у брома и йода выражена слабее, чем у фтора и хлора:
Н2 + F 2 = 2Н F ; Si + 2 F 2 = SiF 4.; 2 P + 3 Cl 2 = 2 P ⁺³ Cl 3; 2 P + 5 Cl 2 = 2 P ⁺⁵ Cl 5; S + 3 F 2 = S ⁺⁶ F 6;
S + Cl2 = S⁺²Cl2
F ₂
Реагирует с кислородом: F 2 + O 2 = O ⁺² F 2
Реагирует с другими галогенами: Cl ₂ + F ₂ = 2 Cl ⁺¹ F ¯¹
Реагирует даже с инертными газами 2 F ₂ + Xe = Xe ⁺⁸ F ₄¯¹.
3.ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С ВОДОЙ
Фтор при нормальных условиях образует плавиковую кислоту + + О₂
2F2 + 2H2O → 4НF + О2
Хлор при повышении температуры образует хлороводородную кислоту + О₂,
2Сl₂ + 2H₂O → 4HCl + O₂
при н.у. - «хлорная вода»
Сl2 + Н2О ↔ НСl + НСlO (хлороводородная и хлорноватистая кислоты)
Бром при нормальных условиях образует «бромную воду»
Br2 + Н2О ↔ НBr + HBrО (бромоводородная и бромноватистая кислоты
Йод →реакция не идет
I2 + H₂O ≠
5.ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С ОКСИДАМИ
РЕАГИРУЕТ только фтор F₂ , вытесняя кислород из оксида, образуя фториды
SiO2‾² + 2F2⁰ = SiF4‾¹ + O2⁰
6.ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С КИСЛОТАМИ.
реагируют с бескислородными кислотами, вытесняя менее активные неметаллы.
H2S‾² + I2⁰ → S⁰↓+ 2HI‾
7.ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С ЩЕЛОЧАМИ
ФТОР образует фторид + кислород и воду
2F2 + 4NaOH = 4NaF¯¹ + O2 + 2H2O
ХЛОР при нагревании образует хлорид, хлорат и воду
3 Cl ₂ + 6 KOH = 5 KCl ¯¹ + KCl ⁺⁵ O 3 + 3 H 2 O
На холоде хлорид, гипохлорат и воду, с гидроксидом кальция хлорную известь и воду
Cl2 + 2KOH-(холод)= KCl¯¹ + KCl⁺¹O + H2O
Cl2 + Ca(OH) 2 = CaOCl2(хлорная известь– смесь хлорида, гипохлорита и гидроксида) + H2O
Бром при нагревании → бромид, бромат и и воду
3Br2 + 6KOH =5KBr¯¹ + KBr ⁺⁵O3 + 3H2O
Йод при нагревании → иодид, иодат и воду
3I2 + 6NaOH = 5NaI¯¹ + NaI ⁺⁵O3 + 3H2O
9.ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С СОЛЯМИ
Вытеснение менее активные галогены из солей
2KBr + Cl2 → 2KCl + Br2
2KCl + Br2 ≠
2KCl + F2→ 2KF + Cl2
2KBr + J2≠
Окисляют в солях неметаллы до более высокой степени окисления
2Fe⁺²Cl2 + Cl2⁰ → 2Fe⁺³Cl 3 ‾¹
Na2S⁺⁴O3 + Br2⁰ + 2H2O →Na2S⁺⁶O4 + 2HBr‾
ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА СЕРЫ
1.ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С МЕТАЛЛАМИреагирует при нагревании даже с щелочными металлами, с ртутью при нормальных условиях: с серой – сульфиды:
2K + S = K2S
2Cr + 3S = Cr2⁺³S3 Fe + S = Fe⁺²S
2.ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С НЕМЕТАЛЛАМИ
При нагревании с водородом, c кислородом (сернистый газ) c галогенами (кроме йода), с углеродом, азотом и кремнием и не реагирует
S + Cl₂ = S⁺²Cl₂ ; S + O₂ =S⁺⁴O₂
H₂ + S = H₂S¯² ; 2P + 3S = P₂S₃¯²
С + 3S = CS₂¯²
С ВОДОЙ, ОКСИДАМИ, СОЛЯМИ
НЕ РЕАГИРУЕТ
3.ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С КИСЛОТАМИ
Окисляется серной кислотой при нагревании до сернистого газа и воды
2H2SO4 ( конц ) = 2H2O + 3S⁺⁴O2
Азотной кислотой при нагревании до серной кислоты, оксида азота (+4) и воды
S + 6HNO3( конц ) =H2SO4 + 6N⁺⁴O2 + 2H2O
4.ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С ЩЕЛОЧАМИ
При нагревании образует сульфит, сульфид + вода
3S + 6KOH = K2SO3 + 2K2S + 3H2O
ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА АЗОТА
1.ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С МЕТАЛЛАМИреакции протекают при нагревании (исключение: литий с азотом при нормальных условиях) :
С азотом – нитриды
6Li + N2 = 3Li2N (нитрид лития) (н.у.) 3Mg + N2 =Mg3N2 (нитрид магния) 2Cr + N2 = 2CrN
У железа в данных соединениях степень окисления +2
2.ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С НЕМЕТАЛЛАМИ
(из-за тройной связи азот очень малоактивен). При обычных условиях с кислородом не реагирует. Реагирует с кислородом только при высокой температуре (электрическая дуга), в природе – во время грозы
N2+O2=2NO ( эл . дуга , 3000 0C)
С водородом при высоком давлении, повышенной температуре и в присутствии катализатора:
t,p,kat
3N2+3H2 ↔ 2NH3
С ВОДОЙ, ОКСИДАМИ, КИСЛОТАМИ, ЩЕЛОЧАМИ И СОЛЯМИ
НЕ РЕАГИРУЕТ
ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА ФОСФОРА
1.ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С МЕТАЛЛАМИ
реакции протекают при нагревании с фосфором – фосфиды
3Ca + 2P =K3P2, У железа в данных соединениях степень окисления +2
2.ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С НЕМЕТАЛЛАМИ
Горение в кислороде
4P + 5O₂ = 2P₂⁺⁵O₅ 4P + 3O₂ = 2P₂⁺³O₃
С галогенами и серой при нагревании
2P + 3Cl₂ = 2P⁺³Cl₃ 2P + 5Cl₂ = 2P⁺⁵Cl₅; 2P + 5S = P₂⁺⁵S₅
С водородом, углеродом, кремнием непосредственно не взаимодействует
С ВОДОЙ И ОКСИДАМИ
НЕ РЕАГИРУЕТ
3.ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С КИСЛОТАМИ
С концентрированной азотной кислотой оксид азота (+4), с разбавленной оксид азота (+2) и фосфорная кислота
3P + 5HNO₃(конц) =3H₃PO₄ + 5N⁺⁴O₂
3P + 5HNO₃ + 2H₂O =3H₃PO₄ + 5N⁺²O
С концентрированной серной кислотой образуется фосфорная кислота, оксид серы (+4) и вода
3P + 5H₂SO₄(конц.) =3H₃PO₄ + 5S⁺⁴O₂+ 2H₂O
4.ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С ЩЕЛОЧАМИ
С растворами щелочей образует фосфин и гипофосфит
4P⁰ + 3NaOH + 3H2O = P¯³H 3 + 3NaH 2 P ⁺1 O 2
5.ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С СОЛЯМИ
5.ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С СОЛЯМИ
С сильными окислителями, проявляя восстановительные свойства
3P⁰ + 5NaN⁺⁵O₃ = 5NaN⁺³O₂ + P₂⁺⁵O₅
ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА УГЛЕРОДА
1.ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С МЕТАЛЛАМИ
реакции протекают при нагревании
Металлы – d-элементы образуют с углеродом соединения нестехиометрического состава типа твердых растворов: WC, ZnC, TiC – используются для получения сверхтвёрдых сталей
с углеродом карбиды 2Li + 2C = Li2C2,
Са + 2С = СаС2
2.ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С НЕМЕТАЛЛАМИ
Из галогенов непосредственно реагирует только с фтором, с остальными при нагревании.
С + 2F₂ = CF₄.
Взаимодействие с кислородом:
2С + О₂ (недост) = 2С⁺²О (угарный газ),
С + О₂(изб) = С⁺⁴О₂(углекислый газ).
Взаимодействие с другими неметаллами при повышенной температуре, не взаимодействует с фосфороМ
C + Si = SiC¯⁴ ; С + N₂ = C₂⁺⁴N₂ ;
C + 2H₂ = C¯⁴H₄ ; С + 2S = C⁺⁴S₂;
3.ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С ВОДОЙ
Пропускание водяных паров через раскаленный уголь – образуется угарный газ и водород (синтез-газ
C + H₂O = CO + H₂
4.ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С ОКСИДАМИ
УГЛЕРОД ВОССТАНАВЛИВАЕТ ПРИ НАГРЕВАНИИ МЕТАЛЛЫ И НЕМЕТАЛЛЫ ИЗ ОКСИДОВ ДО ПРОСТОГО ВЕЩЕСТВА (КАРБОТЕРМИЯ), в углекислом газе уменьшает степень окисления
2ZnO + C = 2Zn + CO; 4 С + Fe₃O₄ = 3Fe + 4CO ;
P₂O₅ + C = 2P + 5CO; 2 С + SiO₂ = Si + 2CO;
С + C⁺⁴O₂ = 2C⁺²O
5.ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С КИСЛОТАМИ
Окисляется концентрированными азотной и серной кислотой до углекислого газа
C +2H2SO4(конц)=C⁺⁴O2+ 2S⁺⁴O2+ 2H2O; C+4HNO3 (конц) =C⁺⁴O2 + 4N⁺⁴O2 + 2H2O.
С ЩЕЛОЧАМИ И СОЛЯМИ
НЕ РЕАГИРУЕТ
ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА КРЕМНИЯ
1.ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С МЕТАЛЛАМИ
реакции протекают при нагревании: с кремнием реагируют активные металлы – силициды
4Cs + Si = Cs4Si,
1.ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С НЕМЕТАЛЛАМИ
Из галогенов непосредственно только с фтором.
С хлором реагирует при нагревании
Si + 2F2 = SiF4; Si + 2Cl2 = SiCl4;
Si + O₂ = SiO₂; Si + C = SiC; 3Si + 2N₂ = Si₃N;
С водородом не взаимодействует
3.ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С КИСЛОТАМИ
взаимодействует только со смесью плавиковой и азотной кислот, образуя гексафторокремниевую кислоту
3Si + 4HNO₃ + 18HF = 3H₂ + 4NO + 8H₂O
Взаимодействие с галогеноводородами (это не кислоты) – вытесняет водород, образуются галогениды кремния и водород
С фтороводородом реагирует при обычных условиях.
Si + 4HF = SiF₄ + 2H₂
4.ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С ЩЕЛОЧАМИ
Растворяется при нагревании в щелочах, образуя силикат и водород:
Si +2NaOH +H₂O = Na₂SiO₃ + 2H₂
Если в периодической таблице элементов Д.И.Менделеева провести диагональ от бериллия к астату, то слева внизу по диагонали будут находиться элементы-металлы (к ним же относятся элементы побочных подгрупп, выделены синим цветом), а справа вверху – элементы-неметаллы (выделены желтым цветом). Элементы, расположенные вблизи диагонали – полуметаллы или металлоиды (B, Si, Ge, Sb и др.), обладают двойственным характером (выделены розовым цветом).
Как видно из рисунка, подавляющее большинство элементов являются металлами.
По своей химической природе металлы – это химические элементы, атомы которых отдают электроны с внешнего или предвнешнего энергетического уровней, образуя при этом положительно заряженные ионы.
Практически все металлы имеют сравнительно большие радиусы и малое число электронов (от 1 до 3) на внешнем энергетическом уровне. Для металлов характерны низкие значения электроотрицательности и восстановительные свойства.
Наиболее типичные металлы расположены в начале периодов (начиная со второго), далее слева направо металлические свойства ослабевают. В группе сверху вниз металлические свойства усиливаются, т.к увеличивается радиус атомов (за счет увеличения числа энергетических уровней). Это приводит к уменьшению электроотрицательности (способности притягивать электроны) элементов и усилению восстановительных свойств (способность отдавать электроны другим атомам в химических реакциях).
Типичными металлами являются s-элементы (элементы IА-группы от Li до Fr. элементы ПА-группы от Мg до Rа). Общая электронная формула их атомов ns 1-2 . Для них характерны степени окисления + I и +II соответственно.
Небольшое число электронов (1-2) на внешнем энергетическом уровне атомов типичных металлов предполагает легкую потерю этих электронов и проявление сильных восстановительных свойств, что отражают низкие значения электроотрицательности. Отсюда вытекает ограниченность химических свойств и способов получения типичных металлов.
Характерной особенностью типичных металлов является стремление их атомов образовывать катионы и ионные химические связи с атомами неметаллов. Соединения типичных металлов с неметаллами — это ионные кристаллы «катион металлаанион неметалла», например К + Вг — , Сa 2+ О 2-. Катионы типичных металлов входят также в состав соединений со сложными анионами — гидроксидов и солей, например Мg 2+ (OН —) 2 , (Li +)2СO 3 2-.
Металлы А-групп, образующие диагональ амфотерности в Периодической системе Ве-Аl-Gе-Sb-Ро, а также примыкающие к ним металлы (Gа, In, Тl, Sn, Рb, Вi) не проявляют типично металлических свойств. Общая электронная формула их атомов ns 2 np 0-4 предполагает большее разнообразие степеней окисления, большую способность удерживать собственные электроны, постепенное понижение их восстановительной способности и появление окислительной способности, особенно в высоких степенях окисления (характерные примеры — соединения Тl III , Рb IV , Вi v). Подобное химическое поведение характерно и для большинства (d-элементов, т. е. элементов Б-групп Периодической системы (типичные примеры — амфотерные элементы Сr и Zn).
Это проявление двойственности (амфотерности) свойств, одновременно металлических (основных) и неметаллических, обусловлено характером химической связи. В твердом состоянии соединения нетипичных металлов с неметаллами содержат преимущественно ковалентные связи (но менее прочные, чем связи между неметаллами). В растворе эти связи легко разрываются, а соединения диссоциируют на ионы (полностью или частично). Например, металл галлий состоит из молекул Ga 2 , в твердом состоянии хлориды алюминия и ртути (II) АlСl 3 и НgСl 2 содержат сильно ковалентные связи, но в растворе АlСl 3 диссоциирует почти полностью, а НgСl 2 — в очень малой степени (да и то на ионы НgСl + и Сl —).
Общие физические свойства металлов
Благодаря наличию свободных электронов («электронного газа») в кристаллической решетке все металлы проявляют следующие характерные общие свойства:
1) Пластичность — способность легко менять форму, вытягиваться в проволоку, прокатываться в тонкие листы.
2) Металлический блеск и непрозрачность. Это связано со взаимодействием свободных электронов с падающими на металл светом.
3) Электропроводность . Объясняется направленным движением свободных электронов от отрицательного полюса к положительному под влиянием небольшой разности потенциалов. При нагревании электропроводность уменьшается, т.к. с повышением температуры усиливаются колебания атомов и ионов в узлах кристаллической решетки, что затрудняет направленное движение «электронного газа».
4) Теплопроводность. Обусловлена высокой подвижностью свободных электронов, благодаря чему происходит быстрое выравнивание температуры по массе металла. Наибольшая теплопроводность — у висмута и ртути.
5) Твердость. Самый твердый – хром (режет стекло); самые мягкие – щелочные металлы – калий, натрий, рубидий и цезий – режутся ножом.
6) Плотность. Она тем меньше, чем меньше атомная масса металла и больше радиус атома. Самый легкий — литий (ρ=0,53 г/см3); самый тяжелый – осмий (ρ=22,6 г/см3). Металлы, имеющие плотность менее 5 г/см3 считаются «легкими металлами».
7) Температуры плавления и кипения. Самый легкоплавкий металл – ртуть (т.пл. = -39°C), самый тугоплавкий металл – вольфрам (t°пл. = 3390°C). Металлы с t°пл. выше 1000°C считаются тугоплавкими, ниже – низкоплавкими.
Общие химические свойства металлов
Сильные восстановители: Me 0 – nē → Me n +
Ряд напряжений характеризует сравнительную активность металлов в окислительно-восстановительных реакциях в водных растворах.
I. Реакции металлов с неметаллами
1) С кислородом:
2Mg + O 2 → 2MgO
2) С серой:
Hg + S → HgS
3) С галогенами:
Ni + Cl 2 – t° → NiCl 2
4) С азотом:
3Ca + N 2 – t° → Ca 3 N 2
5) С фосфором:
3Ca + 2P – t° → Ca 3 P 2
6) С водородом (реагируют только щелочные и щелочноземельные металлы):
2Li + H 2 → 2LiH
Ca + H 2 → CaH 2
II. Реакции металлов с кислотами
1) Металлы, стоящие в электрохимическом ряду напряжений до H восстанавливают кислоты-неокислители до водорода:
Mg + 2HCl → MgCl 2 + H 2
2Al+ 6HCl → 2AlCl 3 + 3H 2
6Na + 2H 3 PO 4 → 2Na 3 PO 4 + 3H 2
2) С кислотами-окислителями:
При взаимодействии азотной кислоты любой концентрации и концентрированной серной с металлами водород никогда не выделяется!
Zn + 2H 2 SO 4(К) → ZnSO 4 + SO 2 + 2H 2 O
4Zn + 5H 2 SO 4(К) → 4ZnSO 4 + H 2 S + 4H 2 O
3Zn + 4H 2 SO 4(К) → 3ZnSO 4 + S + 4H 2 O
2H 2 SO 4(к) + Сu → Сu SO 4 + SO 2 + 2H 2 O
10HNO 3 + 4Mg → 4Mg(NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O
4HNO 3 (к) + Сu → Сu (NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O
III. Взаимодействие металлов с водой
1) Активные (щелочные и щелочноземельные металлы) образуют растворимое основание (щелочь) и водород:
2Na + 2H 2 O → 2NaOH + H 2
Ca+ 2H 2 O → Ca(OH) 2 + H 2
2) Металлы средней активности окисляются водой при нагревании до оксида:
Zn + H 2 O – t° → ZnO + H 2
3) Неактивные (Au, Ag, Pt) — не реагируют.
IV. Вытеснение более активными металлами менее активных металлов из растворов их солей:
Cu + HgCl 2 → Hg+ CuCl 2
Fe+ CuSO 4 → Cu+ FeSO 4
В промышленности часто используют не чистые металлы, а их смеси - сплавы , в которых полезные свойства одного металла дополняются полезными свойствами другого. Так, медь обладает невысокой твердостью и малопригодна для изготовления деталей машин, сплавы же меди с цинком (латунь ) являются уже достаточно твердыми и широко используются в машиностроении. Алюминий обладает высокой пластичностью и достаточной легкостью (малой плотностью), но слишком мягок. На его основе готовят сплав с магнием, медью и марганцем — дуралюмин (дюраль), который, не теряя полезных свойств алюминия, приобретает высокую твердость и становится пригодным в авиастроении. Сплавы железа с углеродом (и добавками других металлов) — это широко известные чугун и сталь.
Металлы в свободном виде являются восстановителями. Однако реакционная способность некоторых металлов невелика из-за того, что они покрыты поверхностной оксидной пленкой , в разной степени устойчивой к действию таких химических реактивов, как вода, растворы кислот и щелочей.
Например, свинец всегда покрыт оксидной пленкой, для его перехода в раствор требуется не только воздействие реактива (например, разбавленной азотной кислоты), но и нагревание. Оксидная пленка на алюминии препятствует его реакции с водой, но под действием кислот и щелочей разрушается. Рыхлая оксидная пленка (ржавчина ), образующаяся на поверхности железа во влажном воздухе, не мешает дальнейшему окислению железа.
Под действием концентрированных кислот на металлах образуется устойчивая оксидная пленка. Это явление называется пассивацией . Так, в концентрированной серной кислоте пассивируются (и после этого не реагируют с кислотой) такие металлы, как Ве, Вi, Со, Fе, Мg и Nb, а в концентрированной азотной кислоте — металлы А1, Ве, Вi, Со, Сг, Fе, Nb, Ni, РЬ, Тh и U.
При взаимодействии с окислителями в кислых растворах большинство металлов переходит в катионы, заряд которых определяется устойчивой степенью окисления данного элемента в соединениях (Nа + , Са 2+ ,А1 3+ ,Fе 2+ и Fе 3+)
Восстановительная активность металлов в кислом растворе передается рядом напряжений. Большинство металлов переводится в раствор соляной и разбавленной серной кислотами, но Сu, Аg и Нg — только серной (концентрированной) и азотной кислотами, а Рt и Аи — «царской водкой».
Коррозия металлов
Нежелательным химическим свойством металлов является их , т. е. активное разрушение (окисление) при контакте с водой и под воздействием растворенного в ней кислорода (кислородная коррозия). Например, широко известна коррозия железных изделий в воде, в результате чего образуется ржавчина, и изделия рассыпаются в порошок.
Коррозия металлов протекает в воде также из-за присутствия растворенных газов СО 2 и SО 2 ; создается кислотная среда, и катионы Н + вытесняются активными металлами в виде водорода Н 2 (водородная коррозия ).
Особенно коррозионно-опасным может быть место контакта двух разнородных металлов (контактная коррозия). Между одним металлом, например Fе, и другим металлом, например Sn или Сu, помещенными в воду, возникает гальваническая пара. Поток электронов идет от более активного металла, стоящего левее в ряду напряжений (Ре), к менее активному металлу (Sn, Сu), и более активный металл разрушается (корродирует).
Именно из-за этого ржавеет луженая поверхность консервных банок (железо, покрытое оловом) при хранении во влажной атмосфере и небрежном обращении с ними (железо быстро разрушается после появления хотя бы небольшой царапины, допускающей контакт железа с влагой). Напротив, оцинкованная поверхность железного ведра долго не ржавеет, поскольку даже при наличии царапин корродирует не железо, а цинк (более активный металл, чем железо).
Сопротивление коррозии для данного металла усиливается при его покрытии более активным металлом или при их сплавлении ; так, покрытие железа хромом или изготовление сплава железа с хромом устраняет коррозию железа. Хромированное железо и сталь, содержащая хром (нержавеющая сталь ), имеют высокую коррозионную стойкость.
электрометаллургия , т. е. получение металлов электролизом расплавов (для наиболее активных металлов) или растворов солей;
пирометаллургия , т. е. восстановление металлов из руд при высокой температуре (например, получение железа в доменном процессе);
гидрометаллургия , т. е. выделение металлов из растворов их солей более активными металлами (например, получение меди из раствора СuSO 4 действием цинка, железа или алюминия).
В природе иногда встречаются самородные металлы (характерные примеры — Аg, Аu, Рt, Нg), но чаще металлы находятся в виде соединений (металлические руды ). По распространенности в земной коре металлы различны: от наиболее распространенных — Аl, Nа, Са, Fе, Мg, К, Тi) до самых редких — Вi, In, Аg, Аu, Рt, Rе.
Положение элементов-неметаллов в Периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева
· Элементы-неметаллы:
· s-элемент – водород;
· р-элементы 3 группы – бор;
· 4 группы – углерод и кремний;
· 5 группы – азот, фосфор и мышьяк,
· 6 группы – кислород, сера, селен и теллур
· 7 группы – фтор, хлор, бром, йод и астат.
Элементы 8 группы – инертные газы, занимают особое положение, они имеют полностью завершенный внешний электронный слой.
Химические элементы-неметаллы могут проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства, в зависимости от химического превращения, в котором они принимают участие.
Атомы самого электроотрицательного элемента – фтора – не способны отдавать электроны, он всегда проявляет только окислительные свойства, другие элементы могут проявлять и восстановительные свойства, хотя намного в меньшей степени, чем металлы. Наиболее сильными окислителями (принимают электроны) - являются фтор, кислород и хлор, преимущественно восстановительные свойства (отдают) проявляют водород, бор, углерод, кремний, фосфор, мышьяк и теллур. Промежуточные окислительно-восстановительные свойства имеют азот, сера, йод.
1. Взаимодействие с металлами:
2Na + Cl 2 = 2NaCl, Fe + S = FeS, 6Li + N 2 = 2Li 3 N, 2Ca + O 2 = 2CaO
в этих случаях неметаллы проявляют окислительные свойства, они принимают электроны, образуя отрицательно заряженные частицы.
2. Взаимодействие с другими неметаллами:
· взаимодействуя с водородом , большинство неметаллов проявляет окислительные свойства, образуя летучие водородные соединения – ковалентные гидриды:
3H 2 + N 2 = 2NH 3 , H 2 + Br 2 = 2HBr;
· взаимодействуя с кислородом , все неметаллы, кроме фтора, проявляют восстановительные свойства:
S + O 2 = SO 2 , 4P + 5O 2 = 2P 2 O 5 ;
· при взаимодействии с фтором фтор является окислителем, а кислород – восстановителем: 2F 2 + O 2 = 2OF 2 ;
· неметаллы взаимодействуют между собой , более электроотрицательный металл играет роль окислителя, менее электроотрицательный – роль восстановителя: S + 3F 2 = SF 6 , C + 2Cl 2 = CCl 4 .
Галогены (7 группа)
Химические свойства галогенов.
КИСЛОРОДСОДЕРЖАЩИЕ КИСЛОТЫ ХЛОРА
· Хлорноватистая кислота HCl +1 O соли – гипохлориты
Существует только в виде разбавленных водных растворов.
Получение Cl2 + H2O = HCl + HClO
Химические свойства
HClO - слабая кислота и сильный окислитель:
1) Разлагается на свету, выделяя атомарный кислород HClO = HCl + O
2) Со щелочами дает соли – гипохлориты HClO + KOH = KClO + H2O
3) Взаимодействует с галогеноводородами 2HI + HClO = I2 + HCl + H2O
Хлористая кислота HClO2 (HClO2 - слабая кислота и сильный окислитель; соли хлористой кислоты – хлориты)
Химические свойства
1.HClO2 + KOH = KClO2 + H2O
2. Неустойчива, при хранении разлагается 4HClO2 = HCl + HClO3 + 2ClO2 + H2O
Хлорноватая кислота HCl O3 (HClO3 - Сильная кислота и сильный окислитель; соли хлорноватой кислоты – хлораты)
KClO 3 - Бертоллетова соль ; ее получают при пропускании хлора через подогретый (40°C) раствор KOH:
3Cl 2 + 6KOH = 5KCl + KClO 3 + 3H 2 O
Бертоллетову соль используют в качестве окислителя; при нагревании она разлагается:
4KClO 3 = KCl + 3KClO 4 (без катализатора)
2KClO 3 = 2KCl + 3O 2 (катализатор MnO 2)
Хлорная кислота HClO4 (HClO4 - очень сильная кислота и очень сильный окислитель; соли хлорной кислоты – перхлораты )
Получение KClO4 + H2SO4 = KHSO4 + HClO4
Химические свойства
1) Взаимодействует со щелочами HClO4 + KOH = KClO4 + H2O
2) При нагревании хлорная кислота и ее соли разлагаются:
4HClO4 = 4ClO2 + 3O2 + 2H2O KClO4 = KCl + 2O2
Халькогены (элементы VIA группы)
Кислород, S, Se, Te, Po. Название халькогены означает «рождающие руды». Соединения серы: пирит, или железный колчедан – FeS2, киноварь – HgS, цинковая обманка – ZnS.
На внешнем энергетическом уровне у халькогенов 6 электронов. До завершения внешнего энергетического уровня атомам не хватает 2 электрона, поэтому они присоединяют электроны и проявляют в своих соединениях степень окисления -2.
Атомы серы, селена и теллура в своих соединениях с более электроотрицательными элементами проявляют положительные степени окисления +2, +4 и +6.
Кислород n=8 1s 2 2s 2 2p 4
Кислород входит в состав таких руд, как корунд – Al2O3, магнитный железняк, – Fe3O4, красный железняк – Fe2O3, бурый железняк - Fe2O3 ·
Кислород в соединении с фтором – OF2 проявляет степень окисления +2. Кислород входит в состав атмосферы, где на его долю приходится 21%.
Получение кислорода.
· В промышленности кислород получают из жидкого воздуха.
· Кислород можно получить и при разложении воды в специальном устройстве – электролизёре.
· В лаборатории используют пероксид водорода (Н2О2). Эта реакция идёт в присутствии катализатора – оксида марганца IV
· в лаборатории ещё используют реакцию разложения перманганата калия – KMnO 4 – «марганцовки».
· В лабораторных условиях кислород выделяется кислород при нагревании бертолетовой соли (хлората калия)
2KClO 3 = 2KCl + 3O 2 Катализатор - оксид марганца (MnO 2).
кислород существует в виде двух аллотропных модификаций –O 2 и О 3 .
Химические свойства
Кислород не взаимодействует с галогенами, благородными газами, золотом и платиной.
· Кислород энергично реагирует с металлами. Например, в реакции с литием, образуется оксид лития, в реакции с медью – оксид меди (II).
4Li + O 2 = 2Li 2 O 2Cu + O 2 = 2CuO
· Кислород реагирует с неметаллами.
S + O 2 = SO 2 4P + 5O 2 = 2P 2 O 5
Почти все реакции с кислородом экзотермические (то есть сопровождаются выделением теплоты). Исключение составляет реакция азота с кислородом, которая является эндотермической.
N 2 + O 2 ↔ 2NO – Q
· Кислород сложные вещества.
CH 4 + 2O 2 = CO 2 + 2H 2 O 2H 2 S + 3O 2 = 2SO 2 + 2H 2 O
СЕРА n=16 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4
Химические свойства металлов
- Металлы реагируют с неметаллами.
- Металлы, стоящие до водорода, реагируют с кислотами (кроме азотной и серной конц.) с выделением водорода
- Активные металлы реагируют с водой с образованием щелочи и выделением водорода.
- Металлы средней активности реагируют с водой при нагревании, образуя оксид металла и водород.
- Металлы, стоящие после водорода, с водой и растворами кислот (кроме азотной и серной конц.) не реагируют
- Более активные металлы вытесняют менее активные из растворов их солей.
- Галогены реагируют с водой и раствором щелочи.
- Активные галогены (кроме фтора) вытесняют менее активные галогены из растворов их солей.
- Галогены не реагируют с кислородом.
- Амфотерные металлы (Al, Be, Zn) реагируют с растворами щелочей и кислот.
- Магний реагирует с углекислым газом и оксидом кремния.
- Щелочные металлы (кроме лития) с кислородом образуют пероксиды.
Химические свойства неметаллов
- Неметаллы реагируют с металлами и друг с другом.
- Из неметаллов с водой реагируют только наиболее активные – фтор, хлор, бром и йод.
- Фтор, хлор, бром и йод реагируют со щелочами по той же схеме, что и с водой, только образуются не кислоты, а их соли, и реакции не обратимы, а протекают до конца.
Изучай химические свойства