Воскресенье, 17.12.2017, 05:22Главная | Регистрация | Вход

Вход

  Поиск

Новости биологии

Наш опрос

Каких материалов вы бы хотели больше увидеть на сайте?
Всего ответов: 822

  Статистика


Онлайн всего: 2
Гостей: 2
Пользователей: 0

Теория к ОГЭ и ЕГЭ
Главная » 2017 » Июнь » 25 » Блок 2. Неорганическая химия (часть 2)
22:16
Блок 2. Неорганическая химия (часть 2)
Блок 2. Неорганическая химия

2.2. Характерные химические свойства простых веществ – металлов: щелочных, щелочноземельных, алюминия; переходных металлов (меди, цинка, хрома, железа)


Щелочными элементами начинаются периоды периодической системы, поэтому их атомы имеют только по одному валентному электрону, у них наименьшие ионизационные потенциалы и наиболее отрицательные значения электродных потенциалов:
 
Элемент Li Na K Rb Cs
Валентные электроны 2s1 3s1 4s1 5s1 6s1
Электроотрицательность 1,0 0,9 0,8 0,8 0,7
Электродный потенциал, В  -3,05 -2,71 -2,93 -2,92 -2,92

Поэтому все щелочные металлы являются типичными металлами без признаков амфотерности. Среди всех металлов они являются наиболее сильными восстановителями. Отдавая единственный валентный электрон, их атомы легко превращаются в однозарядные катионы и образуют многочисленные ионные соединения только в одной степени окисления +1.
Очень бурно протекают реакции щелочных металлов с водой:
2Na + 2H2O = 2NaOH + H2
В кристаллизатор налили воды и добавили фенолфталеин (для определения NaOH) . Опустили горошину натрия. За счет выделения водорода она активно перемещается по воде, раствор окрашивается в малиновый цвет (образуется NaOH), выделяется много тепла и при большем количестве натрия может произойти взрыв водорода.
Из кислот - неокислителей щелочные металлы вытесняют водород:
2К + 2НСl = 2KCl + H2,
а кислоты-окислители восстанавливаются ими максимально:
8Na + 10HNO3 = 8NaNO3 + NH4NO3 + 3H2O
8K + 5H2SO4(конц) = 4K2SO4 + H2S↑ + 4H2O

При взаимодействии с избытком кислорода литий образует оксид лития Li2O, натрий - пероксид натрия Na2O2, а остальные щелочные металлы (К, Rb, Cs -- надпероксиды ЭО2).

Щелочноземельные металлы

Основные характеристики щелочноземельных металлов
 
Элемент Ca Sr Ba
Валентные электроны 4s2 5s2 6s2
Электродный потенциал, В -2,87 -2,89 -2,90

Строение валентных оболочек атомов этих элементов ns2, заряды ядер атомов на единицу больше, чем у щелочных элементов тех же периодов. Это приводит к уменьшению радиуса атомов и увеличению ионизационных потенциалов и, следовательно, к уменьшению их химической активности.
Щелочноземельные металлы химически очень активны. При комнатной температуре они медленно окисляются кислородом воздуха, а при нагревании сгорают с образованием оксидов.
Магний сгорает, излучая ослепительно-белый свет со значительной долей ультрафиолетовых лучей. Это раньше использовалось при фотографировании.
Магний нельзя гасить водой, так как может взорваться, выделяющийся при реакции магния с водой, водород.
На заводе по переработке вторичного сырья в Уолтон Хиллс, штат Огайо возник пожар. В здании было большое количество металлов, среди них - титан, сталь и магний. Пожарные, опасаясь, что огонь перекинется на соседнюю бензозаправку, решили залить горящее здание водой.
Результат не заставил себя ждать - произошел сильный взрыв, во все стороны разлетелись куски раскаленного добела магния. Ослепительное огненное облако поднялось на высоту 50 м. Однако пожарных это не остановило - они продолжили заливать здание, что вызвало новые взрывы магния. От жара огня начали плавиться стены здания. Таким образом, незнание пожарными химии магния привело к катастрофическим результатам.

Щелочноземельные металлы взаимодействуют с водой, вытесняя из нее водород и образуя щелочи Са(ОН)2, Sr(OH)2 и Ва(ОН)2.
При опускании кусочка кальция в воду начинает выделятся водород, который облепляет металл и он всплывает. Со временем происходит помутнение раствора образуется малорастворимый Са(ОН)2, что доказывает малиновое окрашивание, если добавить фенолфталеин.

С водородом, азотом и другими неметаллами они взаимодействуют с образованием соответствующих ионных гидридов, нитридов и т.д. Щелочноземельные металлы образуют множество обычных солей, но комплексных соединений эти элементы не образуют.

Алюминий – активный, легкий металл с температурой плавления 6600С. На воздухе он покрывается тончайшей пленкой оксида, которая защищает его от дальнейшего окисления и действия воды. Однако, при удалении защитной пленки и при нагревании алюминий энергично взаимодействует с кислородом, галогенами, серой, соединяется с азотом и углеродом.
Алюминий восстанавливает многие металлы из оксидов, этот метод получения металлов называется алюмотермией.
Алюминий взаимодействует с выделением водорода со всеми галогеноводородными кислотами и разбавленной серной кислотой:
2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2
2Al + 6H2SO4 = Al2(SO4)3 + 3H2
,
а с разбавленной азотной кислотой (концентрация 2-3М) - с образованием преимущественно нитрата аммония:
8Al + 30HNO3 = 8Al(NO3)3 + 3NH4NO3 + 9H2O
В концентрированных HNO3 и H2SO4 алюминий пассивируется, что позволяет хранить и транспортировать эти кислоты в емкостях из алюминия. Алюминий легко взаимодействует со щелочами, т.к. они растворяют оксидную пленку.
Во всех соединениях алюминий находится в степени окисления +3.

Все d-элементы являются металлами, т.к. внешние s-электроны слабо удерживаются атомами. Однако энергия межатомных связей в кристаллических решетках этих металлов обусловлена не только делокализованными s-электронами, но и дополнительными ковалентными связями между неспаренными электронами d-орбиталей. Поэтому d-металлы (кроме цинка, кадмия и ртути) прочны и тугоплавки, особенно находящиеся в средней части декад (Cr, Mo, W, Mn, Tc, Re).
При образовании соединений в химических связях используются s-электроны и все или часть d-электронов. Поэтому для d-элементов свойственны переменная валентность, разнообразие и широкие пределы изменения основно-кислотных и окислительно-восстановительных свойств соединений. С увеличением степени окисления элемента в его однотипных соединениях изменяется характер связи от ионной ко все более ковалентной. Поэтому, например, низшие оксиды и гидроксиды являются основными, а высшие - кислотными, низшие галогениды - ионные растворимые соли, а высшие - молекулярные, легколетучие гидролизующиеся вещества. С увеличением степени окисления возрастает окислительная и уменьшается восстановительная активность соединений.
Весьма характерно для d-элементов образование многочисленных и прочных комплексных соединений. В комплексных соединениях d-элементы образуют связи с лигандами по донорно-акцепторному механизму в качестве акцептора электронных пар.
В царской водке, концентрированной H2SO4 и азотной кислоте любой концентрации хром пассивируется, но он способен вытеснять водород из кислот-неокислителей с образованием CrCl2 и CrSO4. При значительном нагревании хром взаимодействует с концентрированными HNO3 и H2SO4, окисляясь до трехвалентного состояния:
Cr + 6HNO3 = Cr(NO3)3 + 3NO2↑ + 3H2O
Состояние +3 наиболее устойчиво для хрома; в этой степени окисления у него существует множество обычных и комплексных соединений, кристаллогидратов и квасцов.
СrCl3 – безводный; - кристаллогидрат
При нагревании железо реагирует со многими неметаллами. Например, при внесении порошка железа в пламя газовой горелки железо активно реагирует с кислородом.

Железо медленно окисляется атмосферным кислородом и влагой:
4Fe + 6H2O + 3O2 = 4Fe(OH)3
Этот процесс называется атмосферной коррозией.
Железо при обычных температурах взаимодействуют с кислотами-неокислителями с образованием солей (МеСl2, MeSO4) в степени окисления +2 и выделением водорода. В холодных концентрированных Н2SO4 и HNO3 металлы пассивируются, что позволяет концентрированную серную кислоту перевозить в железных цистернах; в разбавленной азотной кислоте железо окисляется до степени окисления +3.
Fe+4HNO3=Fe(NO3)3+NO↑+2H2O

Медь является неактивным металлом, не реагирует с кислотами-неокислителями, но реагирует с азотной и концентрированной серной кислотами.
Cu + 2H2SO4 = CuSO4 + SO2↑ + 2H2O
Cu + 4HNO3 = Cu(NO3)2 + 2NO2↑ + 2H2O

Для меди наиболее характерна степень окисления +2.
Пример. Какое уравнение соответствует реакции разбавленной азотной кислоты с медью
1) 3Cu + 8HNO3 = 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O
2) Cu + 2HNO3 = Cu(NO3)2 + H2
3) Cu + 2HNO3 = CuO + NO2 + H2O
4) Cu + HNO3 = CuO + NH2NO3 + H2O

В азотной кислоте окислителем является азот в степени окисления +5, поэтому в этой реакции водород не выделяется. CuO в реакции образоваться не может, так как обязательно прореагирует с азотной кислотой.
Чем активнее металл и разбавленнее азотная кислота, тем в большей степени она восстанавливается.
Медь неактивный металл, значит с разбавленной кислотой будет образовываться NO, а с концентрированной – NO2.

Цинк устойчив на воздухе благодаря покрывающей его оксидной пленке. Цинк активно вытесняет водород из кислот-неокислителей:
Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2
Цинк с щелочами активно реагирует, т.к. он является амфотерным металлом:
Zn + 2NaOH + 2H2O = Na2[Zn(OH)4] + H2
На гранулах цинка образуются пузырьки газа (водорода).
Цинк образует соединения только в степени окисления +2.
Категория: ЕГЭ по химии | Просмотров: 38 | Добавил: konechnoya | Рейтинг: 0.0/0
Лотоцкая Елена © 2017 | Используются технологии uCoz
Некоторые файлы и информация, находящиеся на данном сайте, были найдены в сети ИНТЕРНЕТ, как свободно распространяемые, присланы пользователями сайта или найдены в альтернативных источниках, также использованы собственные материалы. Автор сайта не претендует на авторство ВСЕХ материалов. Если Вы являетесь правообладателем той или иной продукции или информации, и условия, на которых она представлена на данном ресурсе, не соответствуют действительности, просьба немедленно сообщить с целью устранения правонарушения.
Каталог@Mail.ru - каталог ресурсов интернет Наш сайт в каталоге manyweb.ru Союз образовательных сайтов Каталог сайтов Всего.RU GlavBoard.ru Top 100: Учеба, образование и науки Rambler's Top100 "YandeG" - рейтинг сайтов 3500 разработок для учителя Metodichka.org Банк Интернет-портфолио учителей