WWW.DISSERS.RU

БЕСПЛАТНАЯ ЭЛЕКТРОННАЯ БИБЛИОТЕКА

   Добро пожаловать!


Pages:     | 1 | 2 || 4 | 5 |   ...   | 14 |

Эле- B C N O F мент/соединение Фториды BF3 CF4 NF3 OF2 F ОЭО 2-4 2,5-4 3-4 3,5-4 4- Оксиды B2O3 CO2 N2O5 O ОЭО 2-3,5 2,5- 3-3,5 3,53,5 3, Нитриды BN C3N4 N ОЭО 2-3 2,5- 3,03,0 3,Таким образом, тип связи во фторидах меняется от сильно полярной до неполярной ковалентной.

Об изменении типа химической связи в ряду оксидов можно также судить по значениям эффективных зарядов кислорода в соединениях:

СоединеB2O3 CO2 N2Oние/характеристика Эффективный заряд на атоме кислорода 0,24 0,11 0,Химическая природа Слабо- Средне- Сильнооксида кислотный кислотный кислотный По мере уменьшения отрицательного эффективного заряда атома кислорода ослабляются основные и нарастают кислотные свойства оксидов.

Для характеристики стабильности бинарных соединений можно использовать энергии Гиббса их образования, значения которых в пределах каждого периода по мере роста атомного номера элемента Э становится все менее отрицательным. Следовательно, стабильность хлоридов в том же направлении уменьшается.

Примерно такой же характер изменения G (в расчёте на один моль атомов электроотрицательного элемента) имеет место в случае остальных галогенидов: фториды, хлориды устойчивее бромидов. В свою очередь, бромиды устойчивее нитридов и сульфидов.

Соединения однотипных элементов проявляют общность свойств в различных реакциях, например, гидролиз бинарных соединений неметаллов протекает необратимо с образованием кислот:

BCl3 + 3HOH = H3BO3 + 3HCl;

B2O3 + 3HOH = 2H3BO3;

B2S3 + 6HOH = 2H3BO3 + 3H2S.

2.4.2. Соединения с водородом При взаимодействии водорода с неметаллами могут образовываться вещества как с полярными ковалентными связями (H2O, HCl, NH3), так и с неполярными ковалентными связями (PH3, H2Te). Все они, кроме воды, газы.

Изменение свойств водородных соединений неметаллов можно представить следующей схемой:

Период Группа III IV V VI VII Усиление основных свойств BH* NH3 HF бо- CH4** амми- H2O фторово2 рин метан ак вода дород SiH4* PH3 HCl * фос- H2S хлорово3 силан фин сероводород дород H2Se HBr AsH3 селеноводо- бромово4 арсин род дород H2Te HJ теллурово- йодоводо5 дород род Усиление кислотных свойств * неустойчивый, ** безразличный.

Усиление кислотных свойств Увеличение устойчивости соединений Водородные соединения галогенов, серы, селена и теллура образуют такой же формулы кислоты: HF, HCl, HBr, HJ, H2S, H2Se, H2Te.

Сильным восстановителем является сероводородная кислота. В растворе окисляется кислородом воздуха с выделением серы:

2H2S + O2 = 2H2O + S.

Сероводород также реагирует со многими другими окислителями:

3H2S + K2Cr2O7 + 4H2SO4 = S + K2SO4 + Cr2(SO4)3 + 7H2O;

3H2S + 4HClO3 = 3H2SO4 + 4HCl.

Кислотный характер свойственен силану SiH4. Он реагирует с щёлочами и другими основными соединениями. Воспламеняется на воздухе и сгорает с выделением большого количества теплоты:

SiH4 + 2KOH + H2O = K2SiO3+ 4H2;

SiH4 + 2O2 = SiO2 + 2H2O.

Аммиак горит в кислороде с образованием азота, а в присутствии катализатора окисляется до NO:

4NH3 + 3O2 = 2N2 + 6H2O;

4NH3 + 5O2 Pt 4NO + 6H2O.

Аммиак – сильный восстановитель. При нагревании с хлором, бромом, пероксидом водорода образуется свободный азот:

2NH3 + 3Cl2 = N2 + 6HCl;

2NH3 + 3H2O2 = N2 + 6H2O.

2.4.3. Другие бинарные соединения Галогениды При нагревании бора с галогенами получаются галогениды BHal3; BF3 образуется даже при комнатной t °.

Галогениды BF3 и BCl3 более удобно получать при нагревании по реакциям:

B2O3 + 3CaF2 + 3H2SO4 = 3CaSO4 + 2BF3 + 3H2O;

B2O3 + 3C + 3Cl2 = 2BCl3 + 3CO.

Углерод образует много соединений с галогенами, простейшие из них имеют состав CHal4. Только фторид CF4 получается при непосредственном взаимодействии углерода и фтора, с другими галогенами углерод не реагирует.

Для получения CCl4 используют реакцию CS2 + 3Cl2 = CCl4 + S2Cl2.

Кремний легко реагирует с галогенами, образуя галогениды SiHal4.

Наибольшее практическое значение имеют SiF4 и SiCl4, их получают по реакциям:

SiO2 + 2CaF2 + 2H2SO4 t SiF4 + 2CaSO4 + 2H2O;

SiO2 + 2C + 2Cl2 t SiCl4 + 2CO.

Фосфор очень активно взаимодействует с галогенами. При избытке фосфора образуются тригалогениды фосфора PHal3, при избытке галогенов – пентагалогениды фосфора PHal5.

Йодид PI5 не образуется из-за пространственных затруднений.

Только галогениды углерода при комнатной температуре не реагируют с водой. Остальные галогениды носят кислотный характер и необратимо гидролизуются с образованием кислот:

PHal5 + 4H2O = H3PO4 + 5HHal;

SiCl4 + 3H2O = H2SiO3 + 4HCl;

PI3 + 3H2O = H3PO4 + 3HI;

BBr3 + 3H2O = H3BO3 + 3HBr.

Фторид кремния гидролизуется с образованием комплекса:

SiF4 + H2O SiO2 · xH2O + HF;

2HF + SiF4 = H2[SiF6].

Кислотный характер галогенидов может подтвердить их взаимодействие с жидким аммиаком или фторидами:

BCl3 + 6NH3 = B(NH2)3 + 3NH4Cl;

SiF4 + 2KF = K2[SiF6].

Сульфиды Металлы и неметаллы, реагируя с серой, образуют сульфиды. Фосфор активно реагирует с серой при слабом нагревании. В зависимости от соотношения количеств фосфора и серы образуются сульфиды фосфора различного состава:

P4S3 P4S5 P4S7 P4S10.

Эти вещества воспламеняются и сгорают с образованием SO2 и P4O10.

При нагревании кремния с серой получается дисульфид SiS2. Это твёрдое вещество, структура его образована цепями из тетраэдров SiS4, связанных общими рёбрами.

Сульфиды неметаллов имеют кислотный характер и обычно гидролизуются необратимо с образованием соответствующих кислот:

SiS2 + 3H2O = H2SiO3 + 2H2S, P2S5 + 8H2O = 2H3PO4 +5H2S.

Они могут взаимодействовать с основными сульфидами:

CaS + SiS2 = CaSiS3.

Нитриды При высокой температуре азот окисляет многие металлы и неметаллы, образуя нитриды:

–3Mg + N2 = Mg3+2N2 ;

2B + N2 = 2B+3N–3;

3H2 + N2 = 2N–3H3+1.

Они могут иметь кислотный характер: Si3N4; P3N5; S4N4; Cl3N. Некоторые из них легко гидролизуются:

+Cl3 N–3 + 3H2O = 3H+1Cl+1O–2 + NH3.

Наиболее важный нитрид – аммиак – имеет явно выраженный основный характер при растворении в воде образует раствор гидроксида аммония:

+ NH3 + H2O = NH4 OH–.

Нитриды, в которых связь близка к ковалентной (BN, Si3N4 и др.), устойчивы к действию воды, а также кислот при комнатной t °.

Большинство нитридов – твёрдые, полимерные вещества: BN, Si3N4, PN4, P3N5. Они химически устойчивы. Так, нитрид кремния очень медленно реагирует с расплавом NaOH и с HF в горячем концентрированном растворе:

Si3N4 + 12NaOH = 3Na4SiO4 + 4NH3;

Si3N4 + 18HF = 2(NH4)2[SiF6] + H2 [SiF6].

Фосфиды При сильном нагревании фосфор взаимодействует с металлами, в результате получаются фосфиды. Наиболее активные металлы образуют солеподобные фосфиды, которые реагируют с водой с образованием фосфида водорода (фосфина) и гидроксида металла:

Mg3P2 + 5H2O = 3Mg(OH)2 + 2P–3H3+1.

Фосфин можно получить также при диспропорционировании фосфора в щелочной среде при нагревании:

2P4 + 3Ba(OH)2 + 6H2O = 3Ba(H2PO2)2 + 2P–3H3+1.

Фосфин – газ с неприятным запахом гнилой рыбы, мало растворим в воде и, в отличие от NH3, не реагирует с ней. Очень ядовит. С сильными кислотами образует соли фосфония значительно менее устойчивые, чем соли аммония. Фосфин – энергичный восстановитель, на воздухе он окисляется, конечный продукт окисления – фосфорная кислота H3PO4. Многие фосфиды d-элементов имеют нестехиометрический состав, они обычно не разлагаются водой, являются полупроводниками.

Карбиды Из карбидов металлов наибольшее значение имеют карбиды элементов подгруппы IIA.

Их получают в электропечах при взаимодействии оксидов с углём, например:

CaO + 3C = CaC2 + CO.

Металлы II A группы образуют карбиды различного состава и строения: Be2C; Mg2C3;

BeC2; MgC2; CaC2; SrC2; BaC2. Карбиды необратимо гидролизуются:

Be2C + 4H2O = 2Be(OH)2 + CH4 ;

Mg2C3 + 4H2O = 2Mg(OH)2 + CH3–CCH;

CaC2 + 2H2O = Ca(OH)2 + HCCH.

Аналогично карбиду бериллия гидролизуется и карбид алюминия:

Al4C3 + 12H2O = 4Al(OH)3 + 3CH4.

Таким образом, карбид Be2C – производное метана (в этом бериллий сходен с алюминием), Mg2C3 можно рассматривать как производное пропина, CaC2 – ацетилена. Кристаллическая решётка CaC2 аналогична решётке NaCl: в её узлах попеременно расположены атомы кальция и группы C2.

Карбид кремния SiC (карборунд) в больших количествах получают в электропечах при t 2300 °C: C + SiO2 = 2CО + SiC.

Карборунд – твёрдое, тугоплавкое вещество. Его кристаллическая решётка аналогична решётке алмаза. Так как связь Si-C слабее, чем C-C, то карборунд имеет меньшую твёрдость, чем алмаз. Он является полупроводником.

Карборунд интенсивно реагирует с расплавленными щёлочами в присутствии окислителей, выше 600 °C – реагирует с хлором, выше 1300 °C – подвергается высокотемпературному гидролизу:

SiC + 4NaOH + 2O2 = Na2SiO3 + Na2CO3 + 2H2O;

SiC + 2Cl2 = SiCl4 + C;

SiC + 2H2O = SiO2 + CH4.

Ковалентный карбид бора B4C – полимерное вещество. Характеризуется высокой твёрдостью, тугоплавкостью и химической инертностью.

2.5. ПРИМЕРЫ ЗАДАЧ С РЕШЕНИЯМИ Пример 1. Напишите уравнения реакций следующих превращений (число стадий должно быть минимальное):

H2SO4 (конц.) XXKOH, t KClO3 HCl (конц.) X1 H2C2O4 X XH2SO4 (конц.) Xгде Xi – вещества, содержащие хлор.

Ответ: превращения осуществляются по следующим реакциям:

KClO3 + 6HCl 3Cl2 + KCl + 3H2O;

(конц.) 3Cl2 + 6KOH t KClO3 + 5KCl + 3H2O;

3KClO3 + 3H2SO4 2ClO2 + 3KHSO4 + HClO4 + H2O;

(конц.) 2KClO3 + 2H2C2O4 2ClO2 + 2CO2 + 2H2O + K2C2O4;

KCl + H2SO4 (конц.) KHSO4 + HCl.

Пример 2. В четырёх пробирках находятся сухие соли CaCO3, NH4Cl, Pb(NO3)2, Na2S.

Используя минимальное число реагентов, проведите идентификацию каждого вещества. Напишите уравнения предложенных вами реакций.

Ответ: для идентификации солей растворим их в воде и определим реакцию среды, а также проведём их реакции с растворами NaOH и H2SO4:

Реактив H2O NaOH(р) H2SO4(р) В воде Белый осадок и бесCaCO3 - не растворим цветный газ Бесцветный газ с резким NH4Cl pH < 7 - запахом Pb(NO3)2 pH < 7 Белый осадок - Na2S pH > 7 - - В результате гидролиза среда растворов солей различна:

NH4Cl + H2O H+ + Cl– + NH3 · H2O (среда кислая);

– Pb(NO3)2 + H2O (PbOH)+ + H+ + 2NO3 (среда кислая);

Na2S + H2O 2Na+ + OH– + HS– (среда щелочная).

К пробам веществ, растворы которых имеют кислую среду, добавляем раствор NaOH:

NH4Cl + NaOH NaCl + NH3 + H2O;

Pb(NO3)2 + 2NaOH 2NaNO3 + Pb(OH)2.

К нерастворимой в воде соли CaCO3 добавляем раствор серной кислоты:

CaCO3 + H2SO4 CaSO4 + CO2 + H2O.

Пример 3. Определите pH 0,01 М раствора NH4Cl, если Kд(NH3 · H2O) = 1,8 · 10–5.

Ответ: Записываем уравнение кислотно-основного равновесия иона аммония в воде:

NH4+ + H2O NH3 + H3O+.

Соль образована слабым основанием и сильной кислотой, поэтому расчёт проводим по формулам:

KW 10-Kг = = = 0,56 · 10–9, Kосн 1,810-где Kг – константа гидролиза.

[H+] = KгСNH+ = 0,5610-9 0,01 = 2,37 · 10–6;

pH = –lg[H+] = –lg(2,37 · 10–6) = 6 – 0,37 = 5,63.

3. ГЕНЕТИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ Генетическую связь неорганических соединений можно представить следующей схемой:

Металлы Неметаллы (Cu), Ca H2 S Основные оксиды H2O Кислотные оксиды (CuO), CaO (SO3), SOОснования H2S Кислоты (Cu(OH)2), Ca(OH)2 (Бескислородные) (H2SO4), H2SO(Кислородные) Соли Основные Средние Кислые [Cu(OH)]2SO4 (CuS), CaS Ca(HSO3)(CuSO4), CaSOВ верхней части схемы помещены две группы простых веществ – металлы и неметаллы, а также водород, строение атома которого отличается от строения атомов других элементов.

На валентном слое атома водорода находится один электрон, как у щелочных металлов, в то же время до заполнения электронного слоя оболочки ближайшего инертного газа – гелия – ему недостаёт также одного электрона, что роднит его с галогенами.

Волнистая черта, отделяющая простые вещества от сложных, символизирует, что пересечение этой границы, т.е. любая реакция простых веществ со сложными, будет обязательно затрагивать валентные оболочки атомов в простых веществах, следовательно, любая реакция с участием простых веществ будет окислительно-восстановительной.

В левой части схемы под металлами помещены их типичные соединения – основные оксиды и основания, в правой части схемы помещены соединения, типичные для неметаллов, – кислотные оксиды и кислоты. Водород, помещённый в верхней части схемы, даёт очень специфический, идеально амфотерный оксид – воду, которая в комбинации с основными оксидами даёт основания, а с кислотами – кислоты. Водород в сочетании с неметаллами образует бескислородные кислоты. В нижней части схемы помещены соли, которые, с одной стороны, отвечают соединению металла с неметаллом, а с другой – комбинации основного оксида с кислотным.

Приведённая схема до некоторой степени отражает и возможности протекания химических реакций – как правило, в химическое взаимодействие вступают соединения, принадлежащие к разным половинам схемы. Так, основные оксиды реагируют с кислотными оксидами, кислотами и кислыми солями; кислоты реагируют с металлами, основными оксидами, основаниями, основными и средними солями. Конечно, схема не отражает все возможные реакции между неорганическими веществами, но она отражает основные типы реакций.

Необходимо отметить, что деление элементов на металлы и неметаллы весьма относительно и можно привести многочисленные доказательства этого факта. Молекулы щелочных металлов в газообразном состоянии двухатомны и имеют ковалентную связь в молекуле.

Металлические признаки присущи графиту, кремнию, йоду, существует "металлический" водород. Твёрдый водород кристаллизуется в гексагональной решётке, в узлах которой расположены молекулы H2, связанные слабыми межмолекулярными силами.

Относительность деления элементов на металлы и неметаллы просматривается довольно ясно и на уровне атомов. У металлов побочных подгрупп IV – VIII групп, к примеру, число внешних электронов, как у типичных металлов, равно 1-2. В то же время по числу валентных электронов, в качестве которых могут выступать и электроны предвнешнего уровня, эти элементы сближаются с неметаллами соответствующих групп.

Электронная конфигурация водорода и бора характерна для металлов, а они проявляют неметаллические свойства. С другой стороны, вещества, проявляющие металлические свойства (например, сурьма, висмут, полоний), имеют электронную конфигурацию, характерную для неметаллов.

Сравнение свойств металлов и неметаллов представлено в таблице.

Сравнение свойств металлов и неметаллов Химические элементы Признаки Фактические доказательства сравнения относительности признака металлы неметаллы 1. Особенности Sb и Bi; Po; B; Pb и Sn а) 1 – 3 е на внешнем слое; а) 4 и более е на внешнем слое;

строения атомов б) большой атомный радиус; б) небольшой атомный радиус;

в) ОЭО < 2 в) ОЭО > 2. Химическая Металлическая Ковалентная Ковалентные связи у некоторых связь металлов, например у Ge 3. Кристалличе- Металлические Атомные и молекулярные "Металлический" водород и ские решетки серое олово 4. Физические Твёрдые (кроме ртути), ков- Твёрдые, жидкий бром, газооб- Графит, кремний, йод, споры свойства кие, пластичные, электро- и разные, хрупкие, не проводят химиков по германию теплопроводные, имеют электрический ток или полупрометаллический блеск, обла- водники, большинство не имеют дают свойством металличе- металлического блеска, не облаского звона и т.д. дают металлическим звоном 5. Химические Только восстановители И окислители, и восстановители в Водородтермия свойства зависимости от положения в ряду в ОЭО 6. Сравнитель- Характеризуется электрохи- Характеризуется рядом относи- Ряд напряжений – это характеная химическая мическим рядом напряжений тельной электроотрицательности ристика металлов – простых активность металлов для реакций в вод- (ОЭО) веществ, а ряд ОЭО – характеных растворах ристика атомов 7. Соединения: Амфотерные оксиды и гидроксиды, кислотные оксиды и а) оксиды; а) основные; а) кислотные;

Pages:     | 1 | 2 || 4 | 5 |   ...   | 14 |






© 2011 www.dissers.ru - «Бесплатная электронная библиотека»

Материалы этого сайта размещены для ознакомления, все права принадлежат их авторам.
Если Вы не согласны с тем, что Ваш материал размещён на этом сайте, пожалуйста, напишите нам, мы в течении 1-2 рабочих дней удалим его.