Свойства характерные для простого вещества. Вещества простые и сложные. Химические элементы. с неметаллами IV–VI групп

Элементарными частицами физической материи на нашей планете являются атомы. В свободном виде они могут существовать только при очень высоких температурах. В обычных условиях элементарные частицы стремятся к объединению между собой при помощи химических связей: ионной, металлической, ковалентной полярной или неполярной. Таким способом образуются вещества, примеры которых мы и рассмотрим в нашей статье.

Простые вещества

Процессы взаимодействия между собой атомов одного и того же химического элемента заканчиваются образованием химических веществ, называемых простыми. Так, уголь образован только атомами углерода, газ водород - атомами гидрогена, а жидкая ртуть состоит из частиц ртути. Понятие простое вещество не нужно отождествлять с понятием химического элемента. Например, углекислый газ состоит не из простых веществ углерода и кислорода, а из элементов карбона и оксигена. Условно соединения, состоящие из атомов одного и того же элемента, можно разделить на металлы и неметаллы. Рассмотрим некоторые примеры химических свойств таких простых веществ.

Металлы

Исходя из положения металлического элемента в периодической системе, можно выделить следующие группы: активные металлы, элементы главных подгрупп третьей - восьмой групп, металлы побочных подгрупп четвертой - седьмой групп, а также лантаноиды и актиноиды. Металлы - простые вещества, примеры которых мы приведем далее, имеют следующие общие свойства: тепло- и электропроводность, металлический блеск, пластичность и ковкость. Такие характеристики присущи железу, алюминию, меди и другим. С увеличением порядкового номера в периодах возрастают температуры кипения, плавления, а также твердость металлических элементов. Это объясняется сжатием их атомов, то есть уменьшением радиуса, а также накоплением электронов. Все параметры металлов обусловлены внутренним строением кристаллической решетки данных соединений. Ниже рассмотрим химические реакции, а также приведем примеры свойств веществ, относящихся к металлам.

Особенности химических реакций

Все металлы, имеющие степень окисления 0, проявляют только свойства восстановителей. Щелочные и щелочноземельные элементы взаимодействуют с водой с образованием химически агрессивных оснований - щелочей:

• 2Na+2H 2 0=2NaOH+H 2

Типичная реакция металлов - окисление. В результате соединения с атомами кислорода, возникают вещества класса оксидов:

• Zn+O 2 =ZnO

Это бинарные соединения, относящиеся к сложным веществам. Примерами основных окислов являются оксиды натрия Na 2 O, меди CuO, кальция CaO. Они способны ко взаимодействию с кислотами, в результате в продуктах обнаруживается соль и вода:

• MgO+2HCl=MgCl 2 +H 2 O

Вещества классов кислот, оснований, солей относятся к сложным соединениям и проявляют разнообразные химические свойства. Например, между гидроксидами и кислотами происходит реакция нейтрализации, приводящая к появлению соли и воды. Состав солей будет зависеть от концентрации реагентов: так, при избытке в реагирующей смеси кислоты, получаются кислые соли, например, NaHCO 3 - гидрокарбонат натрия, а высокая концентрация щелочи вызывает образование основных солей, таких как Al(OH) 2 Cl - дигидроксохлорид алюминия.

Неметаллы

Наиболее важные неметаллические элементы находятся в подгруппах азота, карбона, а также относятся к группам галогенов и халькогенов периодической системы. Приведем примеры веществ, относящихся к неметаллам: это сера, кислород, азот, хлор. Все их физические особенности противоположны свойствам металлов. Они не проводят электрический ток, плохо пропускают тепловые лучи, имеют низкую твердость. Взаимодействуя с кислородом, неметаллы образуют сложные соединения - кислотные оксиды. Последние, реагируя с кислотами, дают кислоты:

• H 2 O+CO 2 → H 2 CO 3

Типичная реакция, характерная для кислотных окислов - это взаимодействие со щелочами, приводящее к появлению соли и воды.

Химическая активность неметаллов в периоде усиливается, это связано с увеличением способности их атомов притягивать электроны от других химических элементов. В группах наблюдаем обратное явление: неметаллические свойства ослабевают вследствие раздувания объема атома за счет добавления новых энергетических уровней.

Итак, мы рассмотрели виды химических веществ, примеры, иллюстрирующие их свойства, положение в периодической системе.

Химические свойства основных классов неорганических соединений

Кислотные оксиды

1. Кислотный оксид + вода = кислота (исключение - SiO 2)
   SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4
   Cl 2 O 7 + H 2 O = 2HClO 4
2. Кислотный оксид + щелочь = соль + вода
   SO 2 + 2NaOH = Na 2 SO 3 + H 2 O
   P 2 O 5 + 6KOH = 2K 3 PO 4 + 3H 2 O
3. Кислотный оксид + основный оксид = соль
   CO 2 + BaO = BaCO 3
   SiO 2 + K 2 O = K 2 SiO 3

   Основные оксиды

   1. Основный оксид + вода = щелочь (в реакцию вступают оксиды щелочных и щелочноземельных металлов)
      CaO + H 2 O = Ca(OH) 2
      Na 2 O + H 2 O = 2NaOH
   2. Основный оксид + кислота = соль + вода
      CuO + 2HCl = CuCl 2 + H 2 O
      3K 2 O + 2H 3 PO 4 = 2K 3 PO 4 + 3H 2 O
   3. Основный оксид + кислотный оксид = соль
      MgO + CO 2 = MgCO 3
      Na 2 O + N 2 O 5 = 2NaNO 3

      Амфотерные оксиды

      1. Амфотерный оксид + кислота = соль + вода
         Al 2 O 3 + 6HCl = 2AlCl 3 + 3H 2 O
         ZnO + H 2 SO 4 = ZnSO 4 + H 2 O
      2. Амфотерный оксид + щелочь = соль (+ вода)
         ZnO + 2KOH = K 2 ZnO 2 + H 2 O (Правильнее: ZnO + 2KOH + H 2 O = K 2 )
         Al 2 O 3 + 2NaOH = 2NaAlO 2 + H 2 O (Правильнее: Al 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O = 2Na)
      3. Амфотерный оксид + кислотный оксид = соль
         ZnO + CO 2 = ZnCO 3
      4. Амфотерный оксид + основный оксид = соль (при сплавлении)
         ZnO + Na 2 O = Na 2 ZnO 2
         Al 2 O 3 + K 2 O = 2KAlO 2
         Cr 2 O 3 + CaO = Ca(CrO 2) 2

         Кислоты

         1. Кислота + основный оксид = соль + вода
            2HNO 3 + CuO = Cu(NO 3) 2 + H 2 O
            3H 2 SO 4 + Fe 2 O 3 = Fe 2 (SO 4) 3 + 3H 2 O
         2. Кислота + амфотерный оксид = соль + вода
            3H 2 SO 4 + Cr 2 O 3 = Cr 2 (SO 4) 3 + 3H 2 O
            2HBr + ZnO = ZnBr 2 + H 2 O
         3. Кислота + основание = соль + вода
            H 2 SiO 3 + 2KOH = K 2 SiO 3 + 2H 2 O
            2HBr + Ni(OH) 2 = NiBr 2 + 2H 2 O
         4. Кислота + амфотерный гидроксид = соль + вода
            3HCl + Cr(OH) 3 = CrCl 3 + 3H 2 O
            2HNO 3 + Zn(OH) 2 = Zn(NO 3) 2 + 2H 2 O
         5. Сильная кислота + соль слабой кислоты = слабая кислота + соль сильной кислоты
            2HBr + CaCO 3 = CaBr 2 + H 2 O + CO 2
            H 2 S + K 2 SiO 3 = K 2 S + H 2 SiO 3
         6. Кислота + металл (находящийся в ряду напряжений левее водорода) = соль + водород
            2HCl + Zn = ZnCl 2 + H 2
            H 2 SO 4 (разб.) + Fe = FeSO 4 + H 2
            Важно: кислоты-окислители (HNO 3 , конц. H 2 SO 4) реагируют с металлами по-другому.

         Амфотерные гидроксиды

         1. Амфотерный гидроксид + кислота = соль + вода
            2Al(OH) 3 + 3H 2 SO 4 = Al 2 (SO 4) 3 + 6H 2 O
            Be(OH) 2 + 2HCl = BeCl 2 + 2H 2 O
         2. Амфотерный гидроксид + щелочь = соль + вода (при сплавлении)
            Zn(OH) 2 + 2NaOH = Na 2 ZnO 2 + 2H 2 O
            Al(OH) 3 + NaOH = NaAlO 2 + 2H 2 O
         3. Амфотерный гидроксид + щелочь = соль (в водном растворе)
            Zn(OH) 2 + 2NaOH = Na 2
            Sn(OH) 2 + 2NaOH = Na 2
            Be(OH) 2 + 2NaOH = Na 2
            Al(OH) 3 + NaOH = Na
            Cr(OH) 3 + 3NaOH = Na 3

            Щелочи

            1. Щелочь + кислотный оксид = соль + вода
               Ba(OH) 2 + N 2 O 5 = Ba(NO 3) 2 + H 2 O
               2NaOH + CO 2 = Na 2 СO 3 + H 2 O
            2. Щелочь + кислота = соль + вода
               3KOH + H 3 PO 4 = K 3 PO 4 + 3H 2 O
               Bа(OH) 2 + 2HNO 3 = Ba(NO 3) 2 + 2H 2 O
            3. Щелочь + амфотерный оксид = соль + вода
               2NaOH + ZnO = Na 2 ZnO 2 + H 2 O (Правильнее: 2NaOH + ZnO + H 2 O = Na 2 )
            4. Щелочь + амфотерный гидроксид = соль (в водном растворе)
               2NaOH + Zn(OH) 2 = Na 2
               NaOH + Al(OH) 3 = Na
            5. Щелочь + растворимая соль = нерастворимое основание + соль
               Ca(OH) 2 + Cu(NO 3) 2 = Cu(OH) 2 + Ca(NO 3) 2
               3KOH + FeCl 3 = Fe(OH) 3 + 3KCl
            6. Щелочь + металл (Al, Zn) + вода = соль + водород
               2NaOH + Zn + 2H 2 O = Na 2 + H 2
               2KOH + 2Al + 6H 2 O = 2K + 3H 2

               Соли

               1. Соль слабой кислоты + сильная кислота = соль сильной кислоты + слабая кислота
                  Na 2 SiO 3 + 2HNO 3 = 2NaNO 3 + H 2 SiO 3
                  BaCO 3 + 2HCl = BaCl 2 + H 2 O + CO 2 (H 2 CO 3)
               2. Растворимая соль + растворимая соль = нерастворимая соль + соль
                  Pb(NO 3) 2 + K 2 S = PbS + 2KNO 3
                  СaCl 2 + Na 2 CO 3 = CaCO 3 + 2NaCl
               3. Растворимая соль + щелочь = соль + нерастворимое основание
                  Cu(NO 3) 2 + 2NaOH = 2NaNO 3 + Cu(OH) 2
                  2FeCl 3 + 3Ba(OH) 2 = 3BaCl 2 + 2Fe(OH) 3
               4. Растворимая соль металла (*) + металл (**) = соль металла (**) + металл (*)
                  Zn + CuSO 4 = ZnSO 4 + Cu
                  Cu + 2AgNO 3 = Cu(NO 3) 2 + 2Ag
                  Важно: 1) металл (**) должен находиться в ряду напряжений левее металла (*), 2) металл (**) НЕ должен реагировать с водой.

                  Возможно, вам также будут интересны другие разделы справочника по химии:

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.

1. Являясь активными окислителями, галогены реагируют с металлами. Особенно бурно проходят реакции металлов с фтором. Щелочные металлы реагируют с ним со взрывом. При нагревании галогены реагирует даже с золотом и платиной. В атмосфере фтора и хлора целый ряд металлов сгорает без предварительного нагревания. Напомним некоторые особенности этих взаимодействий. Железо и хром при реакции с фтором, хлором и бромом окисляются до трехвалентного катиона. Реакции с иодом уже требует значительного нагревания и приводит к образованию FeJ 2 и CrJ 2 . Некоторые металлы пассивируются в среде галогенов из-за образования защитной солевой пленки. В частности, медь вступает во взаимодействие с фтором только при высоких температурах вследствие образования пленки CuF 2 . Аналогично ведет себя никель. Газообразный фтор хранят и транспортируют в сосудах из монель-металла (сплав никеля с железом и марганцем). Реакция хлора с некоторыми металлами заторможена и сильно ускоряется следами воды, действующей в этих случаях как катализатор. Хорошо высушенный хлор, например, не реагирует с железом, поэтому сжиженный хлор хранят в стальных баллонах. Жидкое агрегатное состояние брома является причиной того, что с некоторыми металлами он реагирует активнее хлора, так как концентрация реагента, находящегося в жидкой фазе, выше концентрации в газе. Например, компактные алюминий и железо реагируют с бромом при комнатной температуре, а с хлором при нагревании.

2. С водородом фтор реагирует при комнатной температуре со взрывом, реакция идет с заметной скоростью даже при –252 0 С. Хлор реагирует только при ультрафиолетовом или солнечном облучении, так как реакция носит свободнорадикальный характер. Реакция с бромом проходит менее активно и уже требует нагревания, в связи с чем становится заметно обратимой из-за недостаточной термической устойчивости связи H-Br. Энергия связи H-J еще меньше, окислительная способность иода также заметно меньше, чем у остальных галогенов, поэтому равновесие реакции H 2 + J 2 = 2HJ при температурах, при которых скорость реакции не очень низкая, существенно смещено в сторону исходных веществ.

3. Сера и фосфор сгорают при взаимодействии с фтором, хлором и бромом. При этом с фтором образуются соединения, в которых эти элементы проявляют свою максимальную степень окисления: SF 6 и PF 5 . Продукты остальных реакций зависят от условий опыта – PCl 3 , PCl 5 , PBr 3 , PBr 5 , S 2 Cl 2 , S 2 Br 2 , SCl 2 .

4. С другими неметаллами галогены также реагируют с той или иной активностью. Исключение составляют кислород и азот, с которыми галогены непосредственно не реагируют. Оксиды галогенов различного строения, зависящего от условий, можно получить при их реакции с озоном.

5. Активность фтора так велика, что он способен вступать во взаимодействие даже с благородными газами (кроме He, Ne, Ar).

6. Взаимодействуя друг с другом, галогены образуют бинарные соединения различного состава, в которых более электроотрицательный галоген проявляет отрицательную степень окисления, а менее отрицательный – положительную. Например, ClF 5 , BrCl 3 , JF 7 , JCl.

Реакции со сложными веществами

1. Вода самовоспламеняется в атмосфере фтора, и реакция идет до полного израсходования фтора. В зависимости от температуры и других условий протекает целый ряд реакций: 3F 2 + 3H 2 O = F 2 O + 4HF + H 2 O 2 2F 2 + H 2 O = F 2 O + 2HF; с водяным паром со взрывом: 2F 2 + 2H 2 O = 4HF + O 2 3F 2 + 3H 2 O = 6HF + O 3 ; со льдом: F 2 + H 2 O = HOF + HF. Хлор, ограниченно растворяясь в воде (2 объема хлора (газа!) на 1 объем воды), обратимо реагирует с ней: Cl 2 + H 2 O = HCl + HClO. Бром ведет себя аналогично, но равновесие Br 2 + H 2 O = HBr + HBrO сильнее сдвинуто влево. Аналогичное равновесие для иода сдвинуто в сторону реагентов настолько, что можно сказать, что реакция не идет. В соответствии с вышесказанным существуют хлорная и бромная вода, но не существуют иодная и фторная. В то же время, в водном растворе иода в малых концентрациях обнаружен иодид-анион, появление которого объясняют образованием в растворе гидрата иода, способного диссоциировать на J +. H 2 O и J - . Равновесие диссоциации гидрата иода также сильно сдвинуто в сторону недиссоциированной формы.

2. Рассмотрим реакции галогенов с кислотами. Возможны окислительно-восстановительные реакции, в которых происходит обмен электронами между галогеном и элементом, входящим в состав кислоты. При этом хлор и бром чаще выступают как окислители, а иод как восстановитель. Приведем наиболее характерные реакции: J 2 + 10HNO 3 (конц) = 2HJO 3 + 10NO 2 + 4H 2 O 3J 2 + 10HNO 3 = 6HNO 3 + 10NO + 2H 2 O 2HBr + Cl 2 = 2HCl + Br 2 H 2 SO 3 (SO 2 + H 2 O) + Br 2 + H 2 O = 2HBr + H 2 SO 4 HCOOH + Cl 2 (Br 2) = CO 2 + 2HCl (HBr). Реакции со фтором ведут к деструкции.

3. При взаимодействии со щелочами галогены диспропорционируют, то есть одновременно увеличивают и уменьшают свою степень окисления. Хлор на холоду вступает в реакцию: Cl 2 + 2NaOH = NaCl + NaClO, а при нагревании – 3Cl 2 + 6NaOH = 5NaCl + NaClO 3 + 3H 2 O, т.к. гипохлорит-анион при нагревании в растворе диспропорционирует на хлорат и хлорид. Гипобромиты и гипоиодиты еще менее устойчивы, поэтому бром и иод при комнатной температуре уже дают броматы и иодаты. Например: 3J 2 + 6KOH = 5KJ + KJO 3 .Взаимодействие хлора на холоду с гидроксидом кальция приводит к образованию смешанной соли хлорида-гипохлорита кальция – хлорной извести: Cl 2 + Ca(OH) 2 = CaOCl 2 + H 2 O.

4. В отличие от большинства веществ, фтор взаимодействует при комнатной температуре с диоксидом кремния. Реакция катализируется следами воды. Так как SiO 2 является основной составной частью стекла, то фтор растворяет стекло в соответствии с реакцией: 2F 2 + SiO 2 = SiF 4 + O 2 .

5. При взаимодействии с солями, оксидами и другими бинарными соединениями возможны окислительно-восстановительные реакции, из которых следует отметить реакции вытеснения более активным (более электроотрицательным) галогеном менее активного из состава соли, например: 2KJ + Cl 2 = 2KCl + J 2 . Внешним признаком этой реакции является появление желтой (бурой при значительной концентрации) окраски молекулярного иода. При длительном пропускании хлора через раствор иодида калия окраска пропадает, так как иод окисляется дальше до HJO 3 , раствор которой бесцветен: J 2 + 5Cl 2 +6H 2 O = 10HCl + 2HJO 3 .

Соединения галогенов

1. Галогеноводороды – газообразные при обычных условиях вещества. Температура кипения фтороводорода +19 0 С (HCl -85 0 C, HBr -67 0 C, HJ -35 0 C). Она аномально велика вследствие образования очень прочных водородных связей в жидком фтороводороде. Из-за прочных водородных связей в жидком фтороводороде нет свободных ионов, и он не проводит электрический ток, являясь неэлектролитом. Во всех молекулах галогеноводородов имеются одинарные сильнополярные связи. При движении по группе сверху вниз полярность связи уменьшается, так как отрицательным концом диполя связи «водород-галоген» является галоген, а от фтора к иоду электроотрицательность существенно уменьшается. Но на прочности связи в большей степени сказывается увеличение длины связи, поэтому самая прочная в рассматриваемом ряду связь в молекуле HF, а самая слабая – в молекуле HJ. Все галогеноводороды хорошо растворяются в воде. При этом происходит ионизация и диссоциация. При диссоциации получается катион гидроксония, поэтому водные растворы галогеноводородов имеют свойства кислот. Хлороводородная (соляная), бромоводородная и иодоводородная – сильные кислоты. Самая сильная из них иодоводородная не только из-за более слабой связи в молекуле, но и из-за большей устойчивости иодид-иона, концентрация заряда в котором уменьшена вследствие большого размера. Фтороводородная (плавиковая) кислота является слабой из-за наличия водородных связей не только между молекулами фтороводорода, но и между молекулами фтороводорода и воды. Эти связи столь сильны, что в концентрированных растворах возможно образование кислых фторидов, хотя плавиковая кислота и является одноосновной: KOH + 2HF = KHF 2 . Кислый дифторид-анион имеет сильную водородную связь: . Плавиковая кислота также реагирует со стеклом, реакция в общем виде выглядит следующим образом: SiO 2 + 6HF = H 2 + 2H 2 O. Галогеноводородные кислоты проявляют все свойства кислот - неокислителей. Но т.к. многие металлы склонны к образованию ацидокомплексных анионов, они иногда реагируют с металлами, стоящими в ряду напряжения после водорода. Например, 2Cu + 4HI = 2H + H 2 . Фтороводород и хлороводород не окисляются концентрированной серной кислотой, поэтому их можно получить из сухих галогенидов, например ZnCl 2(тв) + H 2 SO 4(конц) = ZnSO 4 + 2HCl. Бромоводород и иодоводород в этих условиях окисляются: 2HBr + H 2 SO 4(конц) = Br 2 + SO 2 + 2H 2 O; 8HI + H 2 SO 4(конц) = 4I 2 + H 2 S + 4H 2 O. Для вытеснения их из состава солей используют абсолютную фосфорную кислоту, которая практически не проявляет окислительных свойств. Концентрированная азотная кислота окисляет хлороводород до хлора, который в момент выделения является очень сильным окислителем. Смесь концентрированных азотной и соляной кислот называется “царской водкой” и способна растворять золото и платину: Au + HNO 3 + 4HCl = H + NO + 2H 2 O. Хлороводород и концентрированная соляная кислота окисляются и другими сильными окислителями(MnO 2 , KMnO 4 , K 2 Cr 2 O 7). Эти реакции используются как лабораторные способы получения молекулярного хлора. Галогеноводороды могут быть также получены при гидролизе большинства галогенидов неметаллов. При получении HI на смесь иода с красным фосфором непосредственно воздействуют водой: 2P + 3I 2 + 6H 2 O = 2H 3 PO 3 + 6HI. Следует напомнить, что прямой синтез из простых веществ возможен только для HF и HCl.

2. Соли галогеноводородных кислот . Большинство солей растворимы. Малорастворимыми являются соли двухвалентного свинца и нерастворимыми – соли серебра. Взаимодействие катиона серебра и галогенид-ионов является качественной реакцией: AgF – растворим, AgCl – белый творожистый осадок, AgBr – бледно-жёлтый осадок, AgI – ярко-жёлтый осадок. Некоторые галогениды металлов, например, галогениды (кроме фторида) алюминия и ртути являются ковалентными соединениями. Хлорид алюминия способен возгоняться, растворимые галогениды ртути диссоциируют в воде ступенчато. Хлорид олова(IV) – жидкость.

3. Качественной реакцией на молекулярный иод является появление синего окрашивания с раствором крахмала .

4. Кислородные соединения галогенов . Фтор образует два соединения с кислородом: F 2 O – фторид кислорода – светло-желтый газ с t кип = -144,8°С; получается при быстром пропускании фтора через 2%-ный раствор едкого натра. Дифторид дикислорода – F 2 O 2 – светло-коричневый газ, при -57°С он переходит в вишнево-красную жидкость, а при -163°С превращается в оранжевое твердое вещество. Получается F 2 O 2 при взаимодействии простых веществ при охлаждении и действии электрического тлеющего разряда. Выше температуры кипения он уже является неустойчивым, выступает как сильнейший окислитель и фторирующий агент. Оксиды остальных галогенов – эндотермические соединения и неустойчивы. При комнатной температуре некоторые из них, например, Cl 2 O 7 , существуют только благодаря кинетической заторможенности процесса разложения. Оксид хлора (VII) – бесцветная жидкость с температурой кипения 83°С, которая разлагается со взрывом при нагревании до 120°С. Единственное экзотермическое соединение галогена и кислорода – J 2 O 5 . Это белое кристаллическое вещество, которое без взрыва разлагается на простые вещества при температуре выше 300°С. Его используют для обнаружения и количественного определения оксида углерода (II) в воздухе: J 2 O 5 + 5CO = J 2 + 5CO 2 .

5. Кислородсодержащие кислоты галогенов . Известны кислоты общей формулы НЭО х, в которых галогены проявляют нечетные положительные степени окисления. Для хлора это HClO – хлорноватистая кислота, слабая, неустойчивая. Разлагается согласно уравнению: HClO = HCl + O, причем кислород в момент выделения проявляет очень сильные окислительные свойства. Получается по реакции: 2Cl 2 + 2HgO + H 2 O = HgO . HgCl 2 ↓ + 2HClO, соли называются гипохлориты. HClO 2 – хлористая кислота, также является слабой и неустойчивой. Соли – хлориты. HClO 3 – хлорноватая кислота. Это уже кислота сильная, но устойчива только в разбавленных водных растворах. По окислительной способности несколько уступает хлористой кислоте. Соли –хлораты. Хлорная кислота – HClO 4 – одна из наиболее сильных неорганических кислот. Ее водные растворы устойчивы и безопасны при хранении, обычно используют 72%-ный раствор, который почти не проявляет окислительных свойств. Хлорная кислота существует в свободном виде как бесцветная сильно дымящая жидкость, способная взрываться при хранении или нагревании. Соли называются перхлораты. Таким образом, при увеличении количества атомов кислорода увеличивается сила кислородсодержащих кислот хлора и уменьшается их окислительная способность.Соответствующие кислоты брома и иода обладают похожими свойствами, но они гораздо менее устойчивы. Особенно в степенях окисления галогенов +1 и +3. Растворы бромноватистой кислоты устойчивы непродолжительное время только при 0°С. Бромноватая кислота во всем напоминает хлорноватую. Иодноватая кислота – бесцветные прозрачные кристаллы с t пл =110°С. Она получается при окислении иода концентрированной азотной кислотой, пероксидом водорода, озоном, хлором в воде: J 2 + 5H 2 O 2 = 2HJO 3 +4H 2 O Бромная кислота в отличие от хлорной является сильным окислителем и не выделена в свободном состоянии, что связано с явлением вторичной периодичности, в результате которого для брома невыгодно проявлять максимальную положительную степень окисления. Существует несколько иодных кислот: HJO 4 , H 5 JO 6 (ортоиодная), H 3 JO 5 (метаиодная). Наиболее устойчива H 5 JO 6 . Это бесцветное кристаллическое вещество с t пл =122°С, оно представляет собой кислоту средней силы и склонно к образованию кислых солей, так как основные равновесия в ее растворе следующие: H 5 JO 6 = H + + H 4 JO 6 - K=10 -3 H 4 JO 6 - = JO 4 - + 2H 2 O K=29 H 4 JO 6 - = H + + H 3 JO 6 - K=2 . 10 -7 . Подведем итоги. Сильными кислотами являются HClO 4 , HClO 3 , HBrO 4 , HBrO 3 , HJO 3 . Сильными окислительными свойствами обладают HClO, HClO 2 , HBrO, HBrO 4 , H 5 JO 6 .

6. Соли кислородсодержащих кислот более устойчивы, чем кислоты. Интересно, что для металлов подгруппы калия нерастворимы перхлораты и периодаты, а у рубидия еще хлораты, броматы и перброматы, хотя обычно у щелочных металлов все соли растворимые. Большинство солей при нагревании разлагается: KClO 4 = KCl + 2O 2 . Хлорат калия, который еще имеет название «бертолетова соль», при нагревании диспропорционирует: 4KClO 3 = KCl + 3KClO 4 Также ведет себя гипохлорит: 3KClO = 2KCl + KClO 3 Если соль содержит примеси, особенно оксидов металлов, разложение может частично пойти по другому пути: 2KClO 3 = 2KCl + 3O 2 . При использовании диоксида марганца в качестве катализатора этот путь становится основным.

7. Окислительно-восстановительные реакции оксогалогенатных анионов. Соли полностью диссоциируют в растворе. При этом получаются оксогалогенатные анионы – ЭО х - , которые при наличии отрицательного заряда являются более слабыми окислителями, чем молекулы кислоты. Например, хлорноватистая кислота может окислить собственную соль: 2HClO + NaClO = NaClO 3 + 2HCl. В растворе соли проявляют заметные окислительные свойства только в кислой среде. Стоит отметить реакции конпропорционирования: KClO 3 + 6HCl = 3Cl 2 +KCl + 3H 2 O KJO 3 + 5KJ + H 2 SO 4 = 3J 2 ↓ + 3K 2 SO 4 + 3H 2 O. При нагревании эти соли становятся сильными окислителями. Вся спичечная и пиротехническая промышленности основаны на реакциях бертолетовой соли, например: 2KClO 3 + 3S = 2KCl + 3SO 2 5KClO 3 + 6P = 5KCl + 3P 2 O 5 KClO 3 +2Al = Al 2 O 3 + KCl. Сложные равновесия приводят к тому, что кислородсодержащие кислоты галогенов и их соли, выступая в роли окислителей, чаще всего восстанавливаются до Hal -1 .

8. Способы получения галогенов. Фтор получается электролизом расплава гидрофторида калия (KHF 2). В промышленности хлор получают электролизом раствора хлорида натрия или соляной кислоты, по методу Дикона: 4HCl + O 2 = 2H 2 O + 2Cl 2 (при нагревании и использовании CuCl 2 в качестве катализатора), взаимодействием белильной извести с соляной кислотой. В лаборатории: взаимодействием концентрированной соляной кислоты с KMnO 4, K 2 Cr 2 O 7 или MnO 2 при нагревании. Бром получают вытеснением его хлором из состава бромида калия или натрия, а также окислением бромидов концентрированной серной кислотой. Все эти реакции уже обсуждались. Иод также может быть вытеснен хлором или бромом из состава иодида. Можно окислить иодид-анион диоксидом марганца в кислой среде. Так как иодид-анион окисляется легко, здесь возможны самые разнообразные реакции.

МЕДЬ.

Элемент с порядковым номерои 29, относительной атомной массой 63,545. Относится к семейству d-элементов. В периодической системе находится в IV периоде, I группе, побочной подгруппе. Строение внешнего электронного слоя: 3d 10 4s 1 . В основном состоянии d-подуровень заполнен, но он не является достаточно устойчивым, поэтому кроме степени окисления +1, которую можно предположить из электронного строения атома, медь проявляет степени окисления +2, даже +3 и очень редко +4. Радиус атома меди достаточно мал – 0,128 нм. Он даже меньше радиуса атома лития – 0,155 нм. Его единственный 4s-электрон, когда находится ближе к ядру, попадает под экран из законченной 3d 10 оболочки, что увеличивает его притяжение к ядру, а вместе с тем и потенциал ионизации. Поэтому медь является неактивным металлом, в ряду напряжения стоит после водорода.

Физические свойства. Медь – это мягкий металл красного цвета, пластичный, вязкий, легко растягивается в проволоку. Обладает высокой тепло- и электропроводностью, по которым уступает только золоту и серебру.

Химические свойства простого вещества. В сухом воздухе медь достаточно инертна, так как покрывается тонкой пленкой смеси CuO и Cu 2 O, которая придает поверхности более темный цвет и препятствует дальнейшему взаимодействию с кислородом воздуха. В присутствии значительных количеств влаги и углекислого газа идет коррозия, продуктом которой является карбонат гидроксомеди (II) зеленого цвета: 2Cu + H 2 O + CO 2 + O 2 = (CuO) 2 CO 3 .

За последние 200 лет человечество изучило свойства веществ лучше, чем за всю историю развития химии. Естественно, количество веществ так же стремительно растет, это связано, прежде всего, с освоением различных методов получения веществ.

В повседневной жизни мы сталкиваемся с множеством веществ. Среди них – вода, железо, алюминий, пластмасса, сода, соль и множество других. Вещества, существующие в природе, например, кислород и азот, содержащиеся в воздухе, вещества, растворенные в воде, и имеющие природное происхождение, называются природными веществами. Алюминия, цинка, ацетона, извести, мыла, аспирина, полиэтилена и многих других веществ в природе не существует.

Их получают в лаборатории, и производит промышленность. Искусственные вещества не встречаются в природе, их создают из природных веществ. Некоторые вещества, существующие в природе, можно получить и в химической лаборатории.

Так, при нагревании марганцовки выделяется кислород, а при нагревании мела – углекислый газ. Ученые научились превращать графит в алмаз, выращивают кристаллы рубина, сапфира и малахита. Итак, наряду с веществами природного происхождения существует огромное множество и искусственно созданных веществ, не встречающихся в природе.

Вещества, не встречающиеся в природе, производятся на различных предприятиях: фабриках, заводах, комбинатах и т.п.

В условиях исчерпания природных ресурсов нашей планеты, сейчас перед химиками стоит важная задача: разработать и внедрить методы, при помощи которых можно искусственно, в условиях лаборатории, или промышленного производства, получать вещества, являющиеся аналогами природных веществ. Например, запасы топливных ископаемых в природе на исходе.

Может настать тот момент, когда нефть и природный газ закончатся. Уже сейчас ведутся разработки новых видов топлива, которые были бы такими же эффективными, но не загрязняли окружающую среду. На сегодняшний день человечество научилось искусственно получать различные драгоценные камни, например, алмазы, изумруды, бериллы.

Агрегатное состояние вещества

Вещества могут существовать в нескольких агрегатных состояниях, три из которых вам известны: твердое, жидкое, газообразное. Например, вода в природе существует во всех трех агрегатных состояниях: твердом (в виде льда и снега), жидком (жидкая вода) и газообразном (водяной пар). Известны вещества, которые не могут существовать в обычных условиях во всех трех агрегатных состояниях. Например, таким веществом является углекислый газ. При комнатной температуре это газ без запаха и цвета. При температуре –79°С данное вещество «замерзает» и переходит в твердое агрегатное состояние. Бытовое (тривиальное) название такого вещества «сухой лед» . Такое название дано этому веществу из-за того, что «сухой лед» превращается в углекислый газ без плавления, то есть, без перехода в жидкое агрегатное состояние, которое присутствует, например, у воды.

Таким образом, можно сделать важный вывод. Вещество при переходе из одного агрегатного состояния в другое не превращается в другие вещества. Сам процесс некоего изменения, превращения, называется явлением.

Физические явления. Физические свойства веществ.

Явления, при которых вещества изменяют агрегатное состояние, но при этом не превращаются в другие вещества, называют физическими. Каждое индивидуальное вещество обладает определенными свойствами. Свойства веществ могут быть различными или сходными друг с другом. Каждое вещество описывают при помощи набора физических и химических свойств. Рассмотрим в качестве примера воду. Вода замерзает и превращается в лед при температуре 0°С, а закипает и превращается в пар при температуре +100°С. Данные явления относятся к физическим, так как вода не превратилась в другие вещества, происходит только изменение агрегатного состояния. Данные температуры замерзания и кипения – это физические свойства, характерные именно для воды.

Свойства веществ, которые определяют измерениями или визуально при отсутствии превращения одних веществ в другие, называют физическими

Испарение спирта, как и испарение воды – физические явления, вещества при этом изменяют агрегатное состояние. После проведения опыта можно убедиться, что спирт испаряется быстрее, чем вода – это физические свойства этих веществ.

К основным физическим свойствам веществ можно отнести следующие: агрегатное состояние, цвет, запах, растворимость в воде, плотность, температура кипения, температура плавления, теплопроводность, электропроводность. Такие физические свойства как цвет, запах, вкус, форма кристаллов, можно определить визуально, с помощью органов чувств, а плотность, электропроводность, температуру плавления и кипения определяют измерением. Сведения о физических свойствах многих веществ собраны в специальной литературе, например, в справочниках. Физические свойства вещества зависят от его агрегатного состояния. Например, плотность льда, воды и водяного пара различна.

Газообразный кислород бесцветный, а жидкий – голубой Знание физических свойств помогает «узнавать» немало веществ. Например, медь – единственный металл красного цвета. Соленый вкус имеет только поваренная соль. Иод – почти черное твердое вещество, которое при нагревании превращается в фиолетовый пар. В большинстве случаев для определения вещества нужно рассматривать несколько его свойств. В качестве примера охарактеризуем физические свойства воды:

• цвет – бесцветная (в небольшом объеме)
• запах – без запаха
• агрегатное состояние – при обычных условиях жидкость
• плотность – 1 г/мл,
• температура кипения – +100°С
• температура плавления – 0°С
• теплопроводность – низкая
• электропроводность – чистая вода электричество не проводит

Кристаллические и аморфные вещества

При описании физических свойств твердых веществ принято описывать структуру вещества. Если рассмотреть образец поваренной соли под увеличительным стеклом, можно заметить, что соль состоит из множества мельчайших кристаллов. В соляных месторождениях можно встретить и весьма крупные кристаллы. Кристаллы – твердые тела, имеющие форму правильных многогранников Кристаллы могут иметь различную форму и размер. Кристаллы некоторых веществ, таких как поваренная соль – хрупкие, их легко разрушить . Существуют кристаллы довольно твердые. Например, одним из самых твердых минералов считается алмаз. Если рассматривать кристаллы поваренной соли под микроскопом, можно заметить, что все они имеют похожее строение. Если же рассмотреть, например, частицы стекла, то все они будут иметь различное строение – такие вещества называют аморфными. К аморфным веществам относят стекло, крахмал, янтарь, пчелиный воск. Аморфные вещества – вещества, не имеющие кристаллического строения

Химические явления. Химическая реакция.

Если при физических явлениях вещества, как правило, лишь изменяют агрегатное состояние, то при химических явлениях происходит превращение одних веществ в другие вещества. Приведем несколько простых примеров: горение спички сопровождается обугливанием древесины и выделением газообразных веществ, то есть, происходит необратимое превращение древесины в другие вещества. Другой пример: со временем бронзовые скульптуры покрываются налетом зеленого цвета. Дело в том, что в состав бронзы входит медь. Этот металл медленно взаимодействует с кислородом, углекислым газом и влагой воздуха, в результате на поверхности скульптуры образуются новые вещества зеленого цвета Химические явления – явления превращений одних веществ в другие Процесс взаимодействия веществ с образованием новых веществ называют химической реакцией. Химические реакции происходят повсеместно вокруг нас. Химические реакции происходят и в нас самих. В нашем организме непрерывно происходят превращения множества веществ, вещества реагируют друг с другом, образуя продукты реакции. Таким образом, в химической реакции всегда есть реагирующие вещества, и вещества, образовавшиеся в результате реакции.

• Химическая реакция – процесс взаимодействия веществ, в результате которого образуются новые вещества с новыми свойствами
• Реагенты – вещества, вступающие в химическую реакцию
• Продукты – вещества, образовавшиеся в результате химической реакции

Химическая реакция изображается в общем виде схемой реакции РЕАГЕНТЫ -> ПРОДУКТЫ

• реагенты – исходные вещества, взятые для проведения реакции;
• продукты – новые вещества, образовавшиеся в результате протекания реакции.

Любые химические явления (реакции) сопровождаются определенными признаками, при помощи которых химические явления можно отличить от физических. К таким признакам можно отнести изменение окраски веществ, выделение газа, образование осадка, выделение тепла, излучение света.

Многие химические реакции сопровождаются выделением энергии в виде тепла и света. Как правило, такими явлениями сопровождаются реакции горения. В реакциях горения на воздухе вещества реагируют с кислородом, содержащимся в воздухе. Так, например, металл магний вспыхивает и горит на воздухе ярким слепящим пламенем. Именно поэтому вспышку магния использовали при создании фотографий в первой половине ХХ века. В некоторых случаях возможно выделение энергии в виде света, но без выделения тепла. Один из видов тихоокеанского планктона способен испускать ярко-голубой свет, хорошо заметный в темноте. Выделение энергии в виде света – результат химической реакции, которая протекает в организмах данного вида планктона.

Итог статьи:

• Существуют две большие группы веществ: вещества природного и искусственного происхождения
• В обычных условиях вещества могут находиться в трех агрегатных состояниях
• Свойства веществ, которые определяют измерениями или визуально при отсутствии превращения одних веществ в другие, называют физическими
• Кристаллы – твердые тела, имеющие форму правильных многогранников
• Аморфные вещества – вещества, не имеющие кристаллического строение
• Химические явления – явления превращений одних веществ в другие
• Реагенты – вещества, вступающие в химическую реакцию
• Продукты – вещества, образующиеся в результате химической реакции
• Химические реакции могут сопровождаться выделением газа, осадка, тепла, света; изменением окраски веществ
• Горение – сложный физико-химический процесс превращения исходных веществ в продукты сгорания в ходе химической реакции, сопровождающийся интенсивным выделением тепла и света (пламени)