Глава 11. Важнейшие классы неорганических соединений

↑

▷ Содержание

⇐ ПредыдущаяСтр 11 из 28Следующая ⇒

▷ Похожие статьи

Индивидуальные химические вещества принято делить на две группы: немногочисленную группу простых веществ (около 400) и очень мно­гочисленную группу сложных веществ.

Приведенная первичная классификация несовершенна. Так, в ней нет места для аммиака, соединений металлов с водородом, азотом, углеродом, фосфором и т.д., соединений неметаллов с другими неметаллами и т.д.

Все вещества делятся на простые и сложные. Простое вещество представляет собой гомоатомное химическое соединение. Сложные вещества состоят из двух или более элементов и по составу разделяются на бинарные (двухатомные) и многоэлементные соединения.

Все простые вещества подразделяются на металлы и неметаллы. Эта классификация основана на существенно различном характере физических и химических свойств веществ. Причины различий между металлами и неметаллами кроется в разном типе межатомного взаимодействия при образовании простых веществ. Преобладание вклада металлической связи приводит к металлическим свойствам простого вещества, а неметаллические свойства обусловлены преимущественно ковалентными взаимодействиями. Для образования ковалентной связи, свободно взаимодействующие атомы должны обладать достаточным числом валентных электронов. При дефиците валентных электронов осуществляется коллективное электронно-атомное взаимодействие, приводящее к возникновению металлических свойств.

Металлы и неметаллы различаются по физическим свойствам, которые проявляются у соответствующих простых веществ. Так, для металлов характерны высокая тепло- и электрическая проводимость, специфический металлический блеск, ковкость, пластичность и т. п. Физические свойства неметаллов существенно отличаются: они хрупкие, обладают низкой тепло- и электрической проводимостью и т. п. Различия между металлами и неметаллами проявляются в их химических свойствах: для металлов характерны оснóвные свойства оксидов и гидроксидов, восстановительное действие; для неметаллов – кислотный характер оксидов и гидроксидов, окислительная активность. Но деление химических элементов на металлы и неметаллы относительно, т. к. существуют амфотерные элементы.

К важнейшим бинарным соединениям относятся соединения элементов с кислородом (оксиды), галогенами (галогениды или галиды), азотом (нитриды), углеродом (карбиды), а также соединения металлов с водородом (гидриды), кремнием (силициды), бором (бориды). Названия бинарных соединений образуются из латинского корня более электроотрицательного элемента с окончанием - ид и русского названия менее отрицательного элемента в родительном падеже.

Многоэлементные соединения традиционно подразделяют на три класса: основания, кислоты и соли. В эту же классификацию обычно включают и комплексные соединения.

Ниже рассмотрим важнейшие классы неорганических соединений – оксиды, гидроксиды и соли.

Оксиды

Оксидами называют соединения, состоящие из двух элементов, одним из которых является кислород. Согласно современной международной номенклатуре любой оксид называется оксидом с указанием римскими цифрами степени окисления элемента, например: SO₂ – оксид серы (IV), SO₃ – ок­сид серы (VI), CrO – оксид хрома (II), Cr₂O₃ – оксид хрома (III), CrO₃ – оксид хрома (VI).

Наиболее важные несолеобразующие оксиды – СО, NO, H₂O₂, Na₂O₂.

Оснóвные оксиды – оксиды типичных металлов, им соответствуют гидроксиды, обладающие свойствами оснований.

Получение оснóвных оксидов.

2Mg + O₂ → 2MgO

Cu(OH)₂ → CuO + H₂O

BaCO₃ → BaO + СO₂

2Pb(NO₃)₂ → 2 PbO + 4NO₂ + O₂

Химические свойства основных оксидов.

Большинство оснóвных оксидов представляет собой твердые кристаллические вещества ионного характера, они обладают высокими температурами плавления и кипения.

Оснóвные оксиды при нагревании могут вступать в реакции с ки­слотными и амфотерными оксидами, с кислотами:

BaO + SiO₂ → Ba₂SiO₃

MgO + Al₂O₃ → Mg(AlO₂)₂

ZnO + H₂SO₄ → ZnSO₄ + H₂O

Оксиды щелочных и щелочноземельных металлов непосредст­венно реагируют с водой:

K₂O + H₂O→ 2KOH

СаО + Н₂О → Са(ОН)₂

Кислотные оксиды – ок­сиды неметаллов или переходных металлов в высоких степенях окисления

Получение кислотных оксидов.

4Р+5O₂ → 2 Р₂O₅

2ZnO + 3O₂ → 2ZnO + 2 SO₂

Na₂SiO₃ + 2HCl → 2NaCl + SiO₂ ↓ + H₂O

Химические свойства кислотных оксидов.

Большинство кислотных оксидов непосредственно взаимодейст­вует с водой с образованием кислот:

SO₃ + H₂O → H₂SO₄ CO₂ + H₂O → H₂CO₃

P₂O₅ + 3H₂O → 2H₃PO₄

Наиболее типичными для кислотных оксидов являются их реак­ции с оснóвными и амфотерными оксидами, с щелочами:

P₂O₅ + Al₂O₃ → 2AlPO₄

Ca(OH)₂ + CO₂ → CaCO₃↓ + H₂O

Амфотерные оксиды обладают двойственной природой: они одновременно способны к реакциям, в которые вступают как оснóв­ные, так и кислотные оксиды, т.е. реагируют и с кислотами, и со щелочами:

Al₂O₃ + 6HCl → 2AlCl₃ + 3H₂O

Al₂O₃ + 2NaOH + 3H₂O → 2Na[Al(OH)₄]

К числу амфотерных оксидов относятся оксид алюминия Al₂O₃, оксид хрома (III) Cr₂O₃, оксид бериллия ВеО, оксид цинка ZnO, оксид железа (III) Fe₂O₃ и ряд других. Идеально амфотерным оксидом является вода H₂O.

Основания (гидроксиды металлов)

Основанием называется соединение, образующее при диссоциации в водном растворе из отрицательных ионов только гидроксид-ионы ОН^–.

Гидроксиды металлов принято делить на две группы: раствори­мые в воде – щелочи [образованные щелочными LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH и щелочноземельными ме­таллами Ca(OH)₂, Sr(OH)₂, Ba(OH)₂ ] и нерастворимые в воде (все остальные гидроксиды металлов).

Получение оснований. Общим методом получения оснований является реакция обмена, с помощью которой могут быть получены как нерастворимые, так и растворимые основания:

CuSO₄ + 2KOH → Cu(OH)₂↓ + K₂SO₄

Щелочи в технике обычно получают электролизом водных рас­творов хлоридов:

2NaCl + 2Н₂O → 2NаОН + Н₂ + Сl₂

Щелочи могут быть также получены взаимодействием щелочных и щелочноземельных металлов или их оксидов с водой:

2Na + H₂O → 2NaOH + H₂↑ 2LiO + H₂O → 2LiOH

Гидроксиды серебра, ртути настолько легко распадаются, что при попытке их получения обменной реакцией вместо гидроксидов выпадают оксиды:

2AgNО₃ + 2КОН = Ag₂O↓ + Н₂О + 2KNO₃

Химические свойства оснований. Все нерастворимые в воде основания при нагревании разлагаются с образованием оксидов:

2Fe(OH)₃ → Fe₂O₃ + H₂O Ca(OH)₂ → CaO + H₂O

Наиболее характерной реакцией оснований является их взаимо­действие с кислотами – реакция нейтрализации. В нее вступают как щелочи, так и нерастворимые основания:

NаОН + НNО₃ → NаNО₃ + Н₂O

Cu(ОН)₂ + Н₂SO₄ → СuSO₄ + 2H₂O

Растворы ще­лочей способны реагировать с некоторыми неметаллами (галогенами, серой, белым фосфором, кремнием):

2NаОН + Сl₂ → NaCl + NaClO + Н₂O (на холоде)

6КОН + 3Сl₂ → 5КСl + КClO₃ + 3Н₂О (при нагревании),

6КОН + 3S → К₂SO₃ + 2К₂S + 3Н₂О

Нерастворимые основания не реагируют с металлами.

Концентрированные растворы щелочей при нагрева­нии взаимодействуют с некоторыми металлами (соединения которых обладают амфотерными свойствами):

2Аl + 2NаОН + 6Н₂О = 2Nа[Аl(ОН)₄] + 3Н₂↑

Zn + 2КОН + 2Н₂О = К₂[Zn(ОН)₄] + Н₂↑

Амфолиты – это гидроксиды, которые проявляют как основные, так и кислотные свойства – Сr(ОН)₃, Zn(OH)₂, Be(OH)₂, Аl(OН)₃ и др. Амфотерные гидроксиды способны реагировать как с кис­лотами, так и со щелочами. С кислотами они реагируют как основания, а со щелочами – как кислоты.

Кислоты

Кислотой называется соединение, образующее при диссоциации в водном растворе из положительных ионов только ионы водорода Н⁺ (по теории электролитической диссоциации Аррениуса). Согласно протонной теории кислот и оснований, предложенной И. Бренстедом, кислотой называют вещество, отщепляющее при данной реакции протоны, а основанием – вещество, способное принимать протоны.

Любая реакция отщепления протона выража­ется уравнением: кислота → основание + Н⁺

Г. Льюис предположил, что кислотно-основные взаимодействия совсем необязательно происходят с переносом протона. В определении ки­слот и оснований по Льюису основная роль отводится участию электронных пар в химическом взаимодействии.

Катионы, анионы или нейтральные молекулы, способные принять одну или несколько пар электронов, называют кислотами Льюиса.

Так, например, фторид алюминия AlF₃ – кислота, способная принимать электронную пару при взаимодействии с аммиаком:

AlF₃ +:NH₃ [AlF₃]:[NH₃]

Катионы, анионы или нейтральные молекулы, способные отда­вать электронные пары, называют основаниями Льюиса. В приведенном примере аммиак является основанием.

Поскольку сущест­вуют различные определения кислот, то их классификация и но­менклатура довольно условны.

По числу атомов водорода, способных к отщеплению в водном растворе, кислоты делят на одноосновные (например, HCl, HNO₃), двухосновные (Н₂СО₃, Н₂SO₄) и трехосновные (Н₃РO₄).

По составу кислоты делят на бескислородные (НBr, Н₂S) и ки­слородсодержащие (НСlO₄, Н₂CO₃).

Названия бескислородных кислот производятся от названия не­металла с прибавлением окончания -водородная:

Обычно названия кислородных кислот производятся от названия неметалла с прибавлением окончаний -ноя, -воя, если степень окис­ления неметалла равна номеру группы. По мере понижения степени окисления суффиксы меняются в следующем порядке: -оватая, -истая, -оватистая:

В ряду НСlO – НСlO₂ НСlO₃ НСlO₄ происходит усиление кислотных свойств с воз­растанием степени окисления центрального атома, т.к. уменьшается прочность связи О–Н (когда образуется новая связь кислорода с хлором, от атома хлора, а следовательно, и от первичной связи O–Сl оттягива­ется некоторая доля электронной плотности, в результате этого часть электронной плотности оттягивается и от связи О–Н, которая за счет этого ослабляется). Такая закономерность характерна для других элементов.

Получение кислот.

1. Бескислородные кислоты могут быть по­лучены при непосредственном соединении неметаллов с водородом:

Н₂ + Cl₂ → 2НСl

Н₂ + S Н₂S

2. Кислородсодержащие кислоты нередко могут быть получены при взаимодействии кислотных оксидов с водой.

SO₃ + H₂O → H₂SO₄

3. Как бескислородные, так и кислородсодержащие кислоты можно получить по реакциям обмена между солями и другими ки­слотами:

BaBr₂ + H₂SO₄ → BaSO₄↓ + 2HBr

CuSO₄ + H₂S → H₂SO₄ + CuS↓

AgNO₃ + HCl → AgCl↓ + HNO₃

4. В ряде случаев для получения кислот могут быть использова­ны окислительно-восстановительные реакции:

3Р + 5HNO₃ + 2Н₂О = 3Н₃РO₄ + 5NO↑

Химические свойства кислот можно разделить на две группы:

1) общие для всех кислот реакции, связанные с наличием в их растворах иона Н* (иона гидроксония Н₃О⁺);

2) специфические т.е. характерные для конкретных кислот.

К первому типу превращений кислот относятся реакции кислот с металлами, стоящими в ряду напряжений до водорода, например

Zn + 2HCl → ZnCl₂ + H₂

CuO + H₂SO₄ → CuSO₄ + H₂O

NaOH + HNO₃ → NaNO₃ + H₂O

Частным случаем кислотно-основного взаимодействия являются реакции кислот с индикаторами, приводящие к изменению окраски. Причины изменения окраски индикаторов связаны с изменением строения и вытекающим отсюда изменением светопоглощения.

Вторая группа реакций кислот связана со специфическими осо­бенностями различных кислот и подразделяется на два типа: реакции, приводящие к образованию нерастворимых солей, и окислительно-восстановительные превращения (качест­венные реакции).

Аg⁺ + Сl → AgCl↓ белый осадок

Ва²⁺ + SO₄^2– → ВаSO₄↓ белый осадок

3Аg⁺+РO₄^3– →Аg₃РO₄↓ желтый осадок

Другой большой подкласс специфических реакций кислот связан с их окислительно-восстановительными возможностями.

Бескислородные кислоты в водном растворе могут только окис­ляться:

2КМnO₄ + 16НСl = 5Сl₂ + 2КСl + 2МnСl₂ + 8Н₂О

Многие кислородсодержащие кислоты, в которых центральный атом имеет максимальную степень окисления прояв­ляют свойства сильных окислителей:

Cu + 2H₂SO₄(конц.) → CuSO₄ + SO₂ + 2H₂O

C + 2H₂SO₄(конц.) → CO₂ + SO₂ + 2H₂O

Cu + 4HNO₃(конц.) → Cu(NO₃)₂ + 2NO₂ + 2H₂O

Соли

Солями называются соединения, образующие при диссоциации в водном растворе положительно заряженные ионы металлов и отрицательно заряженные ионы кислотных остатков, а иногда, кроме них, ионы водорода Н⁺ и гидроксид-ионы ОН^–.

Соли принято делить на три группы: средние, кислые и основные:

- в средних солях все атомы во­дорода соответствующей кислоты замещены на атомы металла: хлорид натрия NaCl, сульфид железа (II) FeS, карбонат кальция СаСО₃, сульфат железа (III) Fe₂(SO)₃, перманганат калия КМnO₄, дихромат калия К₂Cr₂O₇.

По международной но­менклатуре атом водорода, входящий в состав кислой соли, обозна­чается приставкой гидро -, а группа ОН – приставкой гидрокси -.

- в кислых солях атомы во­дорода соответствующей кислоты замещены только частично: NaHS – гидросульфид натрия, NaHSO₃ – гидросульфит натрия.

- в основных солях группы ОН^– соответствующего основания частично замещены на ки­слотные остатки: Мg(ОН)Сl – гидроксихлорид магния, Аl(ОН)₂Сl – дигидроксихлорид алюминия.

Существуют также некоторые другие типы солей, например: двойные соли – СаСО₃∙МgСО₃ (доломит), КСl∙МаСl (сильвинит), КАl(SO₄)₂ (алюмокалиевые квасцы); смешанные соли – СаОСl₂ или Са(ОСl)Сl; ком­плексные соли, в состав которых входит комплексный ион, состоя­щий из центрального атома, связанного с несколькими лигандами – K₃[Fe(СN)₆] (крас­ная кровяная соль или гексацианоферрат (III) калия), [Ag(NH₃)₂]Сl хлорид диамминсеребра (I); гидратные соли, в которых содержатся молекулы кристаллизационной воды – CuSO₄∙5H₂O (пентагидрат сульфата меди (II) или медный купорос), Na₂SO₄∙10Н₂O глауберова соль.

Способы получения. Соли тесно свя­заны со всеми остальными классами неорганических соединений и могут быть получены практически из любого класса. Соли бескислородных кислот, кроме того, могут быть получе­ны при непосредственном взаимодействии металлов и неметаллов.

Химические свойства. Многие соли устойчивы при нагревании. Однако, соли аммония, а также некоторые соли малоактивных металлов, слабых кислот и кислот, в которых элементы проявляют высшие или низшие степени окисления, при нагревании разлагаются:

NH₄Cl → NH₃ + HCl NH₄NO₃ → N₂O + 2H₂O

CaCO₃ → CaO + CO₂ 2KNO₃ → 2KNO₂ + O₂

(NH₄)₂Cr₂O₇ → Cr₂O₃ + N₂ + 4H₂O 2KClO₃ → 2KCl + 3O₂

Соли могут реагировать с кислотами, солями или основаниями, а также проявлять окислительные и восстановительные свойства.

AgNO₃ + KBr → AgBr + KNO₃

CuCl₂ + ₂NaOH → Cu(OH)₂ + 2NaCl

Zn + CuSO₄ → ZnSO₄ + Cu

10FeSO₄ + 2KMnO₄ + 8H₂SO₄ → 5Fe₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + 2MnSO₄ + 8H₂O

Растворимость важнейших солей в воде:

- все соли HNO₃ и СН₃СООН растворимы;

- большинство солей HCl растворимы (кроме AgCl, CuCl, PbCl₂, Hg₂Cl₂);

- большинство солей H₂SO₄ растворимы (кроме BaSO₄, SrSO₄, PbSO₄; CaSO₄ малораствор-м);

- средние соли слабых и средних кислот (H₃PO₄, H₂SiO₃, HNO₂, H₂S, H₂CO₃ и др.) не растворимы, кроме солей NH₄⁺ и щелочных металлов (без Li);

- большинство кислых солей растворимы (кроме CaHPO₄; Ca(H₂PO₄)₂ малорастворим).

Глава 12. ЭЛЕМЕНТЫ I ГРУППЫ

IA-группа (щелочные металлы): литий Li 2s¹, натрий Na 3s¹ и элементы подгруппы калия – калий К 4s¹, рубидий Rb 5s¹, цезий Cs 6s¹, франций Fr 7s¹. По сравнению с элементами других подгрупп у них наиболее низкие первые энергии ионизации, а размеры атомов и ионов наибольшие. Они проявляют степень окисления +1. Для некоторых из них получены соединения, в которых элементы проявляют степень окисления –1, что определяется сродством атомов к электрону. Водород Н по электронной формуле 1s¹ формально относится к s- элементам и является аналогом типичных элементов I группы.

IB-группа (подгруппа меди): медь Сu 3d¹⁰4s¹, серебро Ag 4d¹⁰5s¹, золото Au 5d¹⁰6s¹.

Водород

Водород – первый элемент и один из двух представителей I периода Периодической системы. Атом водорода состоит из двух частиц – протона и электрона, между которыми существуют лишь силы притяжения. Водород и металлы IА-группы проявляют степень окисления +1, являются восстановителями и имеют сходство оптических спектров. Однако в состоянии однозарядного катиона Н⁺ (протона) водород не имеет аналогов. Кроме того, энергия ионизации атома водорода намного больше энергии ионизации атомов щелочных металлов.

С другой стороны, как у водорода, так и у галогенов не хватает одного электрона до завершения внешнего электронного слоя. Подобно галогенам, водород проявляет степень окисления –1 и окислительные свойства. Сходен водород с галогенами и по агрегатному состоянию, и по составу молекул Э₂. Но молекулярная орбиталь (МО) Н₂ не имеет ничего общего с таковыми молекул галогенов, в то же время МО Н₂ имеет определенное сходство с МО двухатомных молекул щелочных металлов, существующих в парообразном состоянии.

Водород – самый распространенный элемент Вселенной, составляет основную массу Солнца, звезд и других космических тел. На Земле по распространенности занимает 9-е место; в свободном состоянии встречается редко, и основная часть его входит в состав воды, глин, каменного и бурого угля, нефти и т. д., а также сложных веществ живых организмов.

Природный водород представляет собой смесь стабильных изотопов протия ¹Н (99,985%) и дейтерия ²H (²D), радиоактивного трития ³Н (³Т).

Простые вещества. Возможны молекулы легкого водорода – Н₂ (дипротий), тяжелого водорода – D_{2 ­}(дидейтерий), Т₂ (дитритий), HD (протодейтерий), НТ (прототритий), DТ (дейтеротритий).

Н₂ (диводород, дипротий) – бесцветный трудносжижаемый газ, очень мало растворяется в воде, лучше – в органических растворителях, хемосорбируется металлами (Fe, Ni, Pt, Pd). В обычных условиях сравнительно мало активен и непосредственно взаимодей­ствует лишь со фтором; при повышенных температурах реагирует с металлами, неметаллами, оксидами металлов. Особенно высока восстановительная способность у атомарного водорода Н⁰, образующегося при термическом разложении молекулярного водорода или в результате реакций непосредственно в зоне проведения восстановительного процесса.

Восстановительные свойства водород проявляет при взаимодействии с неметаллами, оксидами металлов, галогенидами:

Н₂⁰ + Cl₂ = 2Н⁺¹Cl; 2Н₂ + О₂ = 2Н₂О; СuО + Н₂ = Сu + Н₂О

В качестве окислителя водород взаимодействует с активными ме­таллами:

2Nа + Н₂⁰ = 2NаН^–1

Получение и применение водорода. В промышленности водород получают главным образом из природ­ных и попутных газов, продуктов газификации топлива и коксового газа. Производство водорода осно­вано на каталитических реакциях взаимодействия с водяным паром (конверсии) соответственно углеводородов (главным образом метана) и оксида углерода (II):

СН₄ + Н₂О = СО + 3Н₂ (кат. Ni, 800°С)

СО + Н₂О = СО₂ + Н₂ (кат. Fe, 550°С)

Важным способом получения водорода является выделение его из коксового газа и газов нефтепереработки путем глубокого охлаждения. Электролиз воды (электролитом обычно служит водный раствор щелочи) обеспечивает получение наиболее чистого водорода.

В лабораторных условиях водород обычно получают действием цинка на растворы серной или хлороводородной кислоты:

Zn + Н₂SO₄ = ZnSO₄ + Н₂↑

Водород используется в химической промышленности для синтеза аммиака, метанола, хлороводорода, для гидрогенизации твердого и жидкого топлива, жиров и т. д. В виде водяного газа (в смеси с СО) применяется как топливо. При горении водорода в кислороде возникает высокая температура (до 2600°С), позволяющая сваривать и разрезать тугоплавкие металлы, кварц и пр. Жидкий водород используют как одно из наиболее эффективных реактивных топлив.

Соединения водорода (–I). Соединения водорода с менее электроотрицательными элементами, в которых он отрицательно поляризован относятся к гидридам, т.е. в основном его соединения с металлами.

В простых солеобразных гидридах существует анион Н^–. Наиболее полярная связь наблюдается в гидридах активных металлов – щелочных и щелочно-земельных (например, КН, СаН₂). В химическом отно­шении ионные гидриды ведут себя как оснóвные соединения.

LiН + Н₂О = LiОН + Н_2­­↑

К ковалентным относятся гидриды менее электроотрицательных, чем сам водород, неметаллических элементов (например, гидриды состава SiH₄ и ВН₃). По химической природе гидриды неметаллов являются кислотными соединениями.

SiH₄ + 3Н₂О = Н₂SiO₃ + 4Н₂↑

При гидролизе оснóвные гидриды образуют щелочь, а кислотные – кислоту.

Многие переходные металлы образуют гидриды с преимущественно металлическим характером связи нестехиометрического состава. Идеализированный состав металлических гидридов чаще всего отвечает формулам: М⁺¹Н (VН, NbН, ТаН), М⁺²Н₂ (TiН₂, ZrH₂) и М⁺³Н₃ (UН₃, РаН₃).

Соединения водорода (I). Положительная поляризация атомов водорода наблюдается в его многочисленных соединениях с ковалентной связью. При обычных условиях – это газы (НCl, Н₂S, Н₃N), жид­кости (Н₂О, НF, НNO₃), твердые вещества (Н₃РO₄, Н₂SiO₃). Свойства этих соединений сильно зависят от природы электроотрицательного элемента.

Литий

Литий достаточно широко распространен в земной коре. Он входит в состав многих минералов, содержится в каменном угле, почвах, морской воде, а также в живых организмах. Наиболее ценны минералы – сподумен LiAl(SiО₃)₂, амблигонит LiAl(PО₄)F и лепидолит Li₂Al₂(SiО₃)₃(F,OH)₂.

Простое вещество. Li (литий) – серебристо-белый, мягкий, низкоплавкий щелочной металл самый легкий из металлов. Реакционноспособный; на воздухе покрывается оксидно-нитридной пленкой (Li₂О, Li₃N). Воспламенятся при умеренном нагревании (выше 200°С); окрашивает пламя газовой горелки в темно-красный цвет. Сильный восстановитель. По сравнению с натрием и собственно щелочными металлами (подгруппа калия) литий является химически менее активным металлом. В обычных условиях бурно реагирует со всеми галогенами. При нагревании непосредственно соединяется с серой, углем, водородом и другими неметаллами. Будучи накален, горит в СО₂. С металлами литий образует интерметаллические соединения. Кроме того, образует твердые растворы с Na, Al, Zn и с некоторыми другими металлами. Литий энергично разлагает воду, выделяя из нее водород, еще легче взаимодействует с кислотами.

2Li + Н₂О = 2LiОН + Н₂↑

2Li + 2НCl = 2LiСl + Н₂↑

3Li + 4НNO₃(разб.) = 2LiNO₃ + NO↑ + 2Н₂O

Литий хранят под слоем вазелина или парафина в запаянных сосудах.

Получение и применение. Литий получают при вакуум-термическом восстановлении сподумена или оксида лития в качестве восстановителя применяют кремний или алюминий.

2Li₂О + Si = 4Li + SiО₂

3Li₂О + 2Al = 6Li + A1₂О₃

При электролитическом восстановлении используют расплав эвтектической смеси LiCl-KCl.

Литий придает сплавам ряд ценных физико-химических свойств. Так, у сплавов алюминия с содержанием до 1% Li повышается механическая прочность и коррозионная стойкость, введение 2% Li в техническую медь значительно увеличивает ее электрическую проводимость и т. д. Важнейшей областью применения лития является атомная энергетика (в качестве теплоносителя в атомных реакторах). Его используют как источник получения трития (³Н).

Соединения лития (I). Бинарные соединения лития – бесцветные кристаллические вещества; являются солями или солеподобными соединениями. По химической природе, растворимости и характеру гидролиза они напоминают производные кальция и магния. Плохо растворимы LiF, Li₂CО₃, Li₃PО₄ и др.

Пероксидные соединения для лития малохарактерны. Однако для него известны пероксид Li₂О₂, персульфид Li₂S₂ и перкарбид Li₂C₂.

Оксид лития Li₂О – оснóвный оксид, получается взаимодействием простых веществ. Активно реагирует с водой, кислотами, кислотными и амфотерными оксидами.

Li₂О + Н₂О = 2LiOH

Li₂О + 2НCl(разб.) = 2LiCl + H₂О

Li₂О + CО₂ = Li₂CО₃

Гидроксид лития LiOH – сильное основание, но по растворимости и силе уступает гидроксидам остальных щелочных металлов, и в отличие от них, при накаливании LiOH разлагается:

2LiOH ↔ Li₂О + Н₂О (800-1000°С, в атмосфере Н₂)

LiOH получают электролизом водных растворов LiCl. Применяется как электролит в аккумуляторах.

При совместной кристаллизации или сплавлении солей лития с однотипными соединениями других щелочных металлов образуются эвтектические смеси (LiNО₃–KNО₃ и др.); реже образуются двойные соединения, например M⁺¹LiSО₄, Na₃Li(SО₄)₂∙6H₂О и твердые растворы.

Расплавы солей лития и их смесей являются неводными растворителями; в них растворяется большинство металлов. Эти растворы имеют интенсивную окраску и являются очень сильными восстановителями. Растворение металлов в расплавленных солях важно для многих электрометаллургических и металлотермических процессов, для рафинирования металлов, проведения различных синтезов.

Натрий

Натрий – один из наиболее распространенных элементов на Земле. Важнейшие минералы натрия: каменная соль или галит NaCl, мирабилит или глауберова соль Na₂SO₄∙10H₂О, криолит Na₃AlF₆, бура Na₂B₄O₇∙10H₂О и др.; входит в состав многих природных силикатов и алюмосиликатов. Соединения натрия содержатся в гидросфере (около 1,5∙10 т), в живых организмах (так, в крови человека ионы Na⁺ составляют 0,32%, в мышечной ткани – до 1,5%).

Простое вещество. Na (натрий) – серебристо-белый, легкий, очень мягкий, низкоплавкий щелочной металл. Весьма реакционноспособный; на воздухе покрывается оксидной пленкой (тускнеет), воспламеняется при умеренном нагревании. Устойчив в атмосфере аргона и азота (с азотом реагирует только при нагревании). Сильный восстановитель; энергично реагирует с водой, кислотами, неметаллами. С ртутью образует амальгаму (в отличие от чистого натрия, реакция с водой протекает спокойно). Окрашивает пламя газовой горелки в желтый цвет.

2Na + Н₂О = 2NaOH + Н₂↑

2Na + 2НCl(разб.) = 2NaCl + Н₂↑

2Na + 2NaOH(ж) = 2Na₂О + H₂↑

2Na + H₂ = 2NaH

2Na + Hal₂ = 2NaHal (комн., Hal = F, Cl; 150-200° C, Hal = Br, I)

2Na + NH₃(г) = 2NaNH₂ + H₂

Co многими металлами натрий образует интерметаллические соединения. Так, с оловом дает ряд соединений: NaSn₆, NaSn₄, NaSn₃, NaSn₂, NaSn, Na₂Sn, Na₃Sn и др.; с некоторыми металлами дает твердые растворы.

Натрий хранят в запаянных сосудах или под слоем керосина.

Получение и применение натрия. Натрий получают электролизом расплавленного NaCl и реже NaOH. При электролитическом восстановлении NaCl используют эвтектическую смесь, например, NaCl-KCl (температура плавления почти на 300°С ниже, чем температура плавления NaCl).

2NaCl(ж) = 2Na + Cl₂↑ (эл. ток)

Натрий используется в металлотермии, органическом синтезе, ядерных энергетических установках (в качестве теплоносителя), клапанах авиационных двигателей, химических производствах, где требуется равномерный обогрев в пределах 450-650° С.

Соединения натрия (I). Наиболее характерны ионные соединения кристаллического строения, отличающиеся тугоплавкостью, хорошо растворяются в воде. Труднорастворимы некоторые производные со сложными анионами, как гексагидроксостибат (V) Na[Sb(OH)₆]; мало растворим NaHCO₃ (в отличие от карбоната).

При взаимодействии с кислородом натрий (в отличие от лития) образует не оксид, а пероксид: 2Na + O₂ = Na₂O₂

Оксид натрия Na₂O получают восстановлением Na₂O₂ металлическим натрием. Известны также малостойкие озонид NaO₃ и надпероксид натрия NaO₂.

Из соединений натрия важное значение имеют его хлорид, гидроксид, карбонаты и многочисленные другие производные.

Хлорид натрия NaCl является основой для целого ряда важнейших производств, таких, как производство натрия, едкого натра, соды, хлора и др.

Гидроксид натрия (едкий натр, каустическая сода) NaOH – очень сильное основание. Применяется в разнообразных отраслях промышленности, главные из которых – производство мыл, красок, целлюлозы и др. Получают NaOH электролизом водных растворов NaCl и хи­мическими методами. Так, распространен известковый способ – взаимодействие раствора карбоната натрия (соды) с гидроксидом кальция (гашеной известью):

Na₂CO₃ + Са(ОН)₂ = 2NaOH + СаСO₃

Карбонаты натрия Na₂CO₃ (кальцинированная сода), Na₂СО₃∙10Н₂О (кристаллическая сода), NaHCO₃ (питьевая сода) используются в химической, мыловаренной, бумажной, текстильной, пищевой промышленности.

Подгруппа калия (калий, рубидий, цезий, франций)

Элементы подгруппы калия – наиболее типичные металлы. Для них наиболее характерны соединения с преимущественно ионным типом связи. Комплексообразование с неорганическими лигандами для К⁺, Rb⁺, Cs⁺ нехарактерно.

Наиболее важными минералами калия являются: сильвин КCl, сильвинит NaCl∙KCl, карналлит KCl∙MgCl₂∙6H₂О, каинит KCl∙MgSО₄∙3H₂О. Калий (вместе с натрием) входит в состав живых организмов и всех силикатных пород. Рубидий и цезий содержатся в минералах калия. Франций радиоактивен, стабильных изотопов не имеет (наиболее долгоживущий изотоп Fr с периодом полураспада 22 мин.).

Простые вещества. К (калий) – серебристо-белый, мягкий, низкоплавкий щелочной металл. Чрезвычайно реакционноспособный, сильнейший восстановитель; реагирует с О₂ воздуха, водой (идет воспламенение выделяющегося Н₂), разбавленными кислотами, неметаллами, аммиаком, сероводородом, расплавом гидроксида калия. Практически не реагирует с азотом (в отличие от лития и натрия). Образует интерметаллиды с Na, Tl, Sn, Pb и Bi. Окрашивает пламя газовой горелки в фиолетовый цвет.

Rb (рубидий) – белый, мягкий, весьма низкоплавкий щелочной металл. Чрезвычайно реакционноспособный; сильнейший восстановитель; энергично реагирует с О₂ воздуха, водой (идет воспламенение металла и выделяющегося Н₂), разбавленными кислотами, неметаллами, аммиаком, сероводородом. Не реагирует с азотом. Окрашивает пламя газовой горелки в фиолетовый цвет.

Cs (цезий) – белый (на срезе светло-желтый), мягкий, весьма низкоплавкий щелочной металл. Чрезвычайно реакционноспособный, сильнейший восстановитель; реагирует с О₂ воздуха, водой (идет воспламенение металла и выделяющегося Н₂), разбавленными кислотами, неметаллами, аммиаком, сероводородом. He реагирует с азотом. Окрашивает пламя газовой горелки в синий цвет.

Fr (франций) – белый, весьма легкоплавкий щелочной металл. Радиоактивен. Самый реакционноспособный из всех металлов, по химическому поведению подобен цезию. На воздухе покрывается оксидной пленкой. Сильный восстановитель; энергично реагирует с водой и кислотами, выделяя Н₂. Выделены соединения франция FrClО₄ и Fr₂[PtCl₆] методом осаждения с соответствующими малорастворимыми солями Rb и Cs.

Калий и его аналоги хранят в з

⇐ Предыдущая6789101112131415Следующая ⇒

Поделиться:

Познавательные статьи:



Где возникла философия и почему?

Относительная высота сжатой зоны бетона

Сущность проекции Гаусса-Крюгера и использование ее в геодезии

Тарифы на перевозку пассажиров