Interakcja z substancjami prostymi. Właściwości chemiczne
Ogólne właściwości metali.
Obecność elektronów walencyjnych słabo związanych z jądrem determinuje ogólne właściwości chemiczne metali. W reakcjach chemicznych zawsze pełnią rolę reduktora, proste substancje metaliczne nigdy nie wykazują właściwości utleniających.
Pozyskiwanie metali:
- redukcja z tlenków węglem (C), tlenkiem węgla (CO), wodorem (H2) lub metalem bardziej aktywnym (Al, Ca, Mg);
- redukcja roztworów soli metalem bardziej aktywnym;
- elektroliza roztworów lub stopów związków metali - redukcja najbardziej aktywnych metali (alkalicznych, ziem alkalicznych i aluminium) za pomocą prądu elektrycznego.
W przyrodzie metale występują głównie w postaci związków, jedynie metale o niskiej aktywności występują w postaci substancji prostych (metale rodzime).
Właściwości chemiczne metali.
1. Interakcja z substancjami prostymi, niemetalami:
Większość metali można utlenić przez niemetale, takie jak halogeny, tlen, siarka i azot. Jednak większość tych reakcji wymaga wstępnego podgrzania. Następnie reakcja może przebiegać z uwolnieniem dużej ilości ciepła, co prowadzi do zapłonu metalu.
W temperaturze pokojowej reakcje są możliwe tylko pomiędzy najbardziej aktywnymi metalami (alkaliczne i ziem alkalicznych) i najbardziej aktywnymi niemetalami (halogeny, tlen). Metale alkaliczne (Na, K) reagują z tlenem tworząc nadtlenki i ponadtlenki (Na2O2, KO2).
a) oddziaływanie metali z wodą.
W temperaturze pokojowej metale alkaliczne i ziem alkalicznych oddziałują z wodą. W wyniku reakcji podstawienia powstają zasady (rozpuszczalna zasada) i wodór: Metal + H2O = Me(OH) + H2
Po podgrzaniu inne metale znajdujące się na lewo od wodoru w szeregu aktywności wchodzą w interakcję z wodą. Magnez reaguje z wrzącą wodą, aluminium – po specjalnej obróbce powierzchni, w wyniku czego powstają nierozpuszczalne zasady – wodorotlenek magnezu lub wodorotlenek glinu – i wydziela się wodór. Metale z szeregu aktywności od cynku (włącznie) do ołowiu (włącznie) oddziałują z parą wodną (tj. powyżej 100 C) i tworzą się tlenki odpowiednich metali oraz wodór.
Metale znajdujące się w szeregu aktywności po prawej stronie wodoru nie oddziałują z wodą.
b) oddziaływanie z tlenkami:
metale aktywne reagują poprzez reakcję podstawienia z tlenkami innych metali lub niemetali, redukując je do prostych substancji.
c) interakcja z kwasami:
Metale znajdujące się w szeregu aktywności na lewo od wodoru reagują z kwasami, uwalniając wodór i tworząc odpowiednią sól. Metale znajdujące się w szeregu aktywności po prawej stronie wodoru nie oddziałują z roztworami kwasów.
Szczególne miejsce zajmują reakcje metali z kwasami azotowymi i stężonymi kwasami siarkowymi. Wszystkie metale z wyjątkiem szlachetnych (złoto, platyna) mogą zostać utlenione przez te kwasy utleniające. W wyniku tych reakcji zawsze powstają odpowiednie sole, woda i produkt redukcji odpowiednio azotu lub siarki.
d) z alkaliami
Metale tworzące związki amfoteryczne (aluminium, beryl, cynk) mogą reagować ze stopami (w tym przypadku powstają średnie sole gliniany, berylany lub cynkany) lub roztworami alkalicznymi (w tym przypadku tworzą się odpowiednie sole złożone). Wszystkie reakcje będą wytwarzać wodór.
e) Zgodnie z pozycją metalu w szeregu aktywności możliwe są reakcje redukcji (wyparcia) mniej aktywnego metalu z roztworu jego soli przez inny, bardziej aktywny metal. W wyniku reakcji powstaje sól bardziej aktywnego metalu i prosta substancja - metal mniej aktywny.
Ogólne właściwości niemetali.
Niemetali jest znacznie mniej niż metali (22 pierwiastki). Jednak chemia niemetali jest znacznie bardziej złożona ze względu na większe zajęcie zewnętrznego poziomu energii ich atomów.
Właściwości fizyczne niemetali są bardziej zróżnicowane: wśród nich znajdują się substancje gazowe (fluor, chlor, tlen, azot, wodór), ciekłe (brom) i stałe, które znacznie różnią się od siebie temperaturą topnienia. Większość niemetali nie przewodzi prądu, ale krzem, grafit i german mają właściwości półprzewodnikowe.
Gazowe, ciekłe i niektóre stałe niemetale (jod) mają strukturę molekularną sieci krystalicznej, inne niemetale mają atomową sieć krystaliczną.
Fluor, chlor, brom, jod, tlen, azot i wodór w normalnych warunkach występują w postaci cząsteczek dwuatomowych.
Wiele pierwiastków niemetalicznych tworzy kilka alotropowych modyfikacji prostych substancji. Zatem tlen ma dwie modyfikacje alotropowe - tlen O2 i ozon O3, siarka ma trzy modyfikacje alotropowe - siarka rombowa, plastyczna i jednoskośna, fosfor ma trzy modyfikacje alotropowe - fosfor czerwony, biały i czarny, węgiel - sześć modyfikacji alotropowych - sadza, grafit, diament , karbyn, fuleren, grafen.
W przeciwieństwie do metali, które wykazują jedynie właściwości redukujące, niemetale w reakcjach z substancjami prostymi i złożonymi mogą działać zarówno jako środek redukujący, jak i utleniający. Ze względu na swoją aktywność niemetale zajmują określone miejsce w szeregu elektroujemności. Fluor jest uważany za najbardziej aktywny niemetal. Wykazuje jedynie właściwości utleniające. Na drugim miejscu pod względem aktywności znajduje się tlen, na trzecim azot, następnie halogeny i inne niemetale. Wodór ma najniższą elektroujemność spośród niemetali.
Właściwości chemiczne niemetali.
1. Interakcja z prostymi substancjami:
Niemetale oddziałują z metalami. W takich reakcjach metale działają jako środek redukujący, a niemetale jako środek utleniający. W wyniku reakcji złożonej powstają związki binarne - tlenki, nadtlenki, azotki, wodorki, sole kwasów beztlenowych.
W reakcjach niemetali ze sobą bardziej elektroujemny niemetal wykazuje właściwości utleniacza, a mniej elektroujemny wykazuje właściwości środka redukującego. W wyniku reakcji złożonej powstają związki binarne. Należy pamiętać, że niemetale mogą wykazywać w swoich związkach różne stopnie utlenienia.
2. Interakcja z substancjami złożonymi:
a) z wodą:
W normalnych warunkach z wodą oddziałują tylko halogeny.
b) z tlenkami metali i niemetali:
Wiele niemetali może reagować w wysokich temperaturach z tlenkami innych niemetali, redukując je do prostych substancji. Niemetale znajdujące się na lewo od siarki w szeregu elektroujemności mogą również oddziaływać z tlenkami metali, redukując metale do prostych substancji.
c) z kwasami:
Niektóre niemetale można utlenić stężonym kwasem siarkowym lub azotowym.
d) z alkaliami:
Pod wpływem zasad niektóre niemetale mogą ulegać dysmutacji, będąc zarówno utleniaczem, jak i reduktorem.
Np. w reakcji halogenów z roztworami alkalicznymi bez ogrzewania: Cl2 + 2NaOH = NaCl + NaClO + H2O lub z ogrzewaniem: 3Cl2 + 6NaOH = 5NaCl + NaClO3 + 3H2O.
d) z solami:
W przypadku interakcji są silnymi utleniaczami i wykazują właściwości redukujące.
Halogeny (z wyjątkiem fluoru) wchodzą w reakcje podstawienia z roztworami soli kwasów halogenowodorowych: bardziej aktywny halogen wypiera mniej aktywny halogen z roztworu soli.
Grupa IIA zawiera wyłącznie metale – Be (beryl), Mg (magnez), Ca (wapń), Sr (stront), Ba (bar) i Ra (rad). Właściwości chemiczne pierwszego przedstawiciela tej grupy, berylu, najbardziej różnią się od właściwości chemicznych pozostałych pierwiastków tej grupy. Jego właściwości chemiczne są pod wieloma względami nawet bardziej podobne do aluminium niż do innych metali z grupy IIA (tzw. „podobieństwo diagonalne”). Magnez w swoich właściwościach chemicznych również znacznie różni się od Ca, Sr, Ba i Ra, ale nadal ma z nimi znacznie bardziej podobne właściwości chemiczne niż beryl. Ze względu na znaczne podobieństwo właściwości chemicznych wapnia, strontu, baru i radu, łączy się je w jedną rodzinę zwaną ziemia alkaliczna metale.
Do grupy IIA należą wszystkie elementy S-elementy, tj. zawierają wszystkie swoje elektrony walencyjne S-podpoziom Zatem konfiguracja elektronowa zewnętrznej warstwy elektronowej wszystkich pierwiastków chemicznych z tej grupy ma postać ns 2 , Gdzie N– numer okresu, w którym znajduje się element.
Ze względu na specyfikę struktury elektronowej metali grupy IIA pierwiastki te oprócz zera mogą mieć tylko jeden stopień utlenienia równy +2. Proste substancje utworzone przez pierwiastki grupy IIA, biorąc udział w jakichkolwiek reakcjach chemicznych, są zdolne jedynie do utleniania, tj. oddaj elektrony:
Ja 0 – 2e — → Ja +2
Wapń, stront, bar i rad mają niezwykle wysoką reaktywność chemiczną. Tworzone przez nie proste substancje są bardzo silnymi środkami redukującymi. Magnez jest także silnym środkiem redukującym. Aktywność redukcyjna metali jest zgodna z ogólnymi prawami okresowego prawa D.I. Mendelejewa i wzrasta w dół podgrupy.
Interakcja z substancjami prostymi
z tlenem
Bez ogrzewania beryl i magnez nie reagują ani z tlenem atmosferycznym, ani z czystym tlenem, ponieważ są pokryte cienkimi filmami ochronnymi składającymi się odpowiednio z tlenków BeO i MgO. Ich przechowywanie nie wymaga specjalnych metod ochrony przed powietrzem i wilgocią, w przeciwieństwie do metali ziem alkalicznych, które przechowywane są pod warstwą obojętnej dla nich cieczy, najczęściej nafty.
Be, Mg, Ca, Sr po spaleniu w tlenie tworzą tlenki o składzie MeO i Ba - mieszaninę tlenku baru (BaO) i nadtlenku baru (BaO 2):
2Mg + O2 = 2MgO
2Ca + O2 = 2CaO
2Ba + O2 = 2BaO
Ba + O2 = BaO2
Należy zauważyć, że gdy metale ziem alkalicznych i magnez spalają się w powietrzu, zachodzi również uboczna reakcja tych metali z azotem z powietrza, w wyniku której oprócz związków metali z tlenem powstają azotki o ogólnym wzorze Me 3 N Tworzą się także 2.
z halogenami
Beryl reaguje z halogenami dopiero w wysokich temperaturach, a pozostałe metale z grupy IIA – już w temperaturze pokojowej:
Mg + I 2 = Mg I 2 – Jodek magnezu
Ca + Br 2 = CaBr 2 – bromek wapnia
Ba + Cl 2 = BaCl 2 – chlorek baru
z niemetalami z grup IV–VI
Wszystkie metale z grupy IIA reagują po ogrzaniu ze wszystkimi niemetalami z grup IV–VI, ale w zależności od pozycji metalu w grupie, a także aktywności niemetali, wymagany jest różny stopień ogrzewania. Ponieważ beryl jest najbardziej obojętny chemicznie spośród wszystkich metali grupy IIA, podczas przeprowadzania reakcji z niemetalami wymagane jest znaczne jego zastosowanie. O podwyższona temperatura.
Należy zauważyć, że w reakcji metali z węglem mogą powstawać węgliki o różnym charakterze. Istnieją węgliki należące do metanowców i powszechnie uważane za pochodne metanu, w których wszystkie atomy wodoru zastąpiono metalem. Podobnie jak metan zawierają węgiel na stopniu utlenienia -4, a gdy ulegają hydrolizie lub wchodzą w interakcję z kwasami nieutleniającymi, jednym z produktów jest metan. Istnieje również inny rodzaj węglików - acetylenki, które zawierają jon C 2 2-, będący w rzeczywistości fragmentem cząsteczki acetylenu. Węgliki, takie jak acetylenki, po hydrolizie lub interakcji z kwasami nieutleniającymi, tworzą acetylen jako jeden z produktów reakcji. Rodzaj węglika – metanowiec lub acetylenek – powstający w wyniku reakcji danego metalu z węglem, zależy od wielkości kationu metalu. Jony metali o małym promieniu zwykle tworzą metanidy, a większe jony tworzą acetylenki. W przypadku metali drugiej grupy metanowiec otrzymuje się w wyniku oddziaływania berylu z węglem:
Pozostałe metale z grupy II A tworzą acetylenki z węglem:
Z krzemem metale grupy IIA tworzą krzemki - związki typu Me 2 Si, z azotem - azotki (Me 3 N 2), z fosforem - fosforki (Me 3 P 2):
z wodorem
Wszystkie metale ziem alkalicznych reagują z wodorem po podgrzaniu. Aby magnez przereagował z wodorem, samo ogrzewanie, jak w przypadku metali ziem alkalicznych, nie wystarczy, oprócz wysokiej temperatury wymagane jest również podwyższone ciśnienie wodoru. Beryl w żadnych warunkach nie reaguje z wodorem.
Interakcja z substancjami złożonymi
z wodą
Wszystkie metale ziem alkalicznych aktywnie reagują z wodą, tworząc zasady (rozpuszczalne wodorotlenki metali) i wodór. Magnez reaguje z wodą tylko po zagotowaniu, ponieważ po podgrzaniu ochronny film tlenkowy MgO rozpuszcza się w wodzie. W przypadku berylu ochronna warstwa tlenku jest bardzo odporna: woda nie reaguje z nią ani podczas wrzenia, ani nawet w wysokich temperaturach:
z kwasami nieutleniającymi
Wszystkie metale z głównej podgrupy grupy II reagują z kwasami nieutleniającymi, ponieważ znajdują się w szeregu aktywności na lewo od wodoru. W tym przypadku powstaje sól odpowiedniego kwasu i wodoru. Przykłady reakcji:
Be + H 2 SO 4 (rozcieńczony) = BeSO 4 + H 2
Mg + 2HBr = MgBr2 + H2
Ca + 2CH 3 COOH = (CH 3 COO) 2 Ca + H 2
z kwasami utleniającymi
− rozcieńczony kwas azotowy
Wszystkie metale z grupy IIA reagują z rozcieńczonym kwasem azotowym. W tym przypadku produktami redukcji zamiast wodoru (jak w przypadku kwasów nieutleniających) są tlenki azotu, głównie tlenek azotu (I) (N 2 O), a w przypadku silnie rozcieńczonego kwasu azotowego – amon azotan (NH 4NO 3):
4Ca + 10HNO3 ( razb .) = 4Ca(NO 3) 2 + N 2 O + 5H 2 O
4Mg + 10HNO3 (bardzo niewyraźne)= 4Mg(NO 3) 2 + NH 4NO 3 + 3H 2 O
− stężony kwas azotowy
Stężony kwas azotowy w zwykłej (lub niskiej) temperaturze pasywuje beryl, tj. nie reaguje z tym. Podczas wrzenia reakcja jest możliwa i przebiega głównie zgodnie z równaniem:
Magnez i metale ziem alkalicznych reagują ze stężonym kwasem azotowym, tworząc szeroką gamę różnych produktów redukcji azotu.
− stężony kwas siarkowy
Beryl pasywuje się stężonym kwasem siarkowym, tj. nie reaguje z nim w normalnych warunkach, ale reakcja zachodzi podczas wrzenia i prowadzi do powstania siarczanu berylu, dwutlenku siarki i wody:
Be + 2H 2 SO 4 → BeSO 4 + SO 2 + 2H 2 O
Bar jest również pasywowany stężonym kwasem siarkowym w wyniku tworzenia nierozpuszczalnego siarczanu baru, ale reaguje z nim po podgrzaniu; siarczan baru rozpuszcza się po podgrzaniu w stężonym kwasie siarkowym w wyniku jego konwersji do wodorosiarczanu baru.
Pozostałe metale z grupy głównej IIA reagują ze stężonym kwasem siarkowym w każdych warunkach, także na zimno. Redukcja siarki może nastąpić do SO 2, H 2 S i S w zależności od aktywności metalu, temperatury reakcji i stężenia kwasu:
Mg + H2SO4 ( stęż. .) = MgSO4 + SO2 + H2O
3Mg + 4H2SO4 ( stęż. .) = 3MgSO4 + S↓ + 4H2O
4Ca + 5H2SO4 ( stęż. .) = 4CaSO4 +H2S + 4H2O
z alkaliami
Magnez i metale ziem alkalicznych nie oddziałują z alkaliami, a beryl łatwo reaguje podczas stapiania zarówno z roztworami alkalicznymi, jak i bezwodnymi zasadami. Ponadto, gdy reakcję prowadzi się w roztworze wodnym, w reakcji uczestniczy również woda, a produktami są tetrahydroksoberylany metali alkalicznych lub metali ziem alkalicznych oraz gazowy wodór:
Być + 2KOH + 2H 2 O = H 2 + K 2 - tetrahydroksoberylan potasu
Podczas przeprowadzania reakcji ze stałą zasadą podczas stapiania powstają berylany metali alkalicznych lub metali ziem alkalicznych i wodór
Be + 2KOH = H 2 + K 2 BeO 2 - berylan potasu
z tlenkami
Metale ziem alkalicznych, a także magnez, po podgrzaniu mogą redukować mniej aktywne metale i niektóre niemetale z ich tlenków, na przykład:
Metodę redukcji metali z ich tlenków za pomocą magnezu nazywa się magnezem.
Substancje nieorganiczne mogą być proste lub złożone. Substancje proste dzielą się na metale (K, Na, Li) i niemetale (O, Cl, P). Substancje złożone dzielą się na tlenki, wodorotlenki (zasady), sole i kwasy.
Tlenki
Tlenki- związek pierwiastka chemicznego (metalu lub niemetalu) z tlenem (stopień utlenienia -2), z tlenem związanym z pierwiastkiem mniej elektroujemnym.
Atrakcja:
1. Tlenki kwasowe- tlenki wykazujące właściwości kwasowe. Tworzą go niemetale i tlen. Przykłady: SO3, SO2, CO2, P2O5, N2O5.
2. Tlenki amfoteryczne- tlenki, które mogą wykazywać zarówno właściwości zasadowe, jak i kwasowe (właściwość ta nazywa się amfoterycznością). Przykłady: Al2O3, CrO3, ZnO, BeO, PbO.
3. Tlenki zasadowe- tlenki metali, w których metale wykazują stopień utlenienia +1 lub +2. Przykłady: K2O, MgO, CaO, BaO, Li2O, Na2O.
4. Tlenki nietworzące soli- praktycznie nie reagują, nie posiadają odpowiednich kwasów i wodorotlenków. Przykłady: CO, NO.
Właściwości chemiczne tlenków zasadowych
1. Interakcja z wodą
Reagują tylko tlenki metali alkalicznych i metali ziem alkalicznych, których wodorotlenki tworzą rozpuszczalną zasadę
tlenek zasadowy + woda → alkalia
K2O + H2O → 2KOH
CaO + H2O → Ca(OH)2
2. Interakcja z kwasem
tlenek zasadowy + kwas → sól + woda
MgO + H2SO4 → MgSO4 + H2O
Na2O + H2S(g) → 2NaHS + H2O
MgO(g) + HCl → Mg(OH)Cl
3. Oddziaływanie z tlenkami kwasowymi lub amfoterycznymi
tlenek zasadowy + tlenek kwasowy/amfoteryczny → sól
W tym przypadku metal obecny w tlenku zasadowym staje się kationem, a tlenek kwasowy/amfoteryczny staje się anionem (reszta kwasowa). Reakcje pomiędzy stałymi tlenkami zachodzą podczas ogrzewania. Zasadowe tlenki nierozpuszczalne w wodzie nie reagują z gazowymi tlenkami kwasowymi.
BaO + SiO2 (t) → BaSiO3
K2O + ZnO (t) → K2ZnO2
FeO + CO2 ≠
4. Oddziaływanie z wodorotlenkami amfoterycznymi
tlenek zasadowy + wodorotlenek amfoteryczny → sól + woda
Na2O + 2Al(OH)3 (t) → 2NaAlO2 + 3H2O
5. Rozkład w temperaturze tlenków metali szlachetnych i rtęci
2Ag2O (t) → 4Ag + O2
2HgO(t) → 2Hg + O2
6. Oddziaływanie z węglem (C) lub wodorem (H2) w wysokiej temperaturze.
Kiedy w ten sposób redukowane są tlenki metali alkalicznych, metali ziem alkalicznych i aluminium, uwalniany jest nie sam metal, ale jego węglik.
FeO + C (t) → Fe + CO
3Fe2O3 + C (t) → 2Fe3O4 + CO
CaO + 3C (t) → CaC2 + CO
CaO + 2H2 (t) → CaH2 + H2O
7. Metale aktywne redukują mniej aktywne metale z tlenków w wysokiej temperaturze
CuO + Zn (t) → ZnO + Cu
8. Tlen utlenia niższe tlenki do wyższych.
Tlenki metali alkalicznych i ziem alkalicznych zamieniają się w nadtlenki
4FeO + O2 (t) → 2Fe2O3
2BaO + O2 (t) → 2BaO2
2NaO + O2 (t) → 2Na2O2
Właściwości chemiczne tlenków kwasowych
1. Interakcja z wodą
tlenek kwasowy + woda → kwas
SO3+ H2O → H2SO4
SiO2 + H2O ≠
Niektóre tlenki nie mają odpowiednich kwasów, w takim przypadku zachodzi reakcja dysproporcjonowania
2NO2 + H2O → HNO3 + HNO2
3NO2 + H2O (t) → 2HNO3 + NO
2ClO2 + H2O → HClO3 + HClO2
6ClO2 + 3H2O (t) → 5HClO3 + HCl
W zależności od liczby cząsteczek wody przyłączonych do P2O5 powstają trzy różne kwasy – metafosforowy HPO3, pirofosforowy H4P2O7 lub ortofosforowy H3PO4.
P2O5 + H2O → 2HPO3
P2O5 + 2H2O → H4P2O7
P2O5 + 3H2O → 2H3PO4
Tlenek chromu odpowiada dwóm kwasom – chromowemu H2CrO4 i dichromowemu H2Cr2O7(III)
CrO3 + H2O → H2CrO4
2CrO3 + H2O → H2Cr2O7
2. Interakcja z bazami
tlenek kwasowy + zasada → sól + woda
Nierozpuszczalne tlenki kwasowe reagują tylko po stopieniu, natomiast rozpuszczalne tlenki reagują w normalnych warunkach.
SiO2 + 2NaOH (t) → Na2SiO3 + H2O
Gdy tlenku jest nadmiar, powstaje kwaśna sól.
CO2(g) + NaOH → NaHCO3
P2O5(g) + 2Ca(OH)2 → 2CaHPO4 + H2O
P2O5(g) + Ca(OH)2 + H2O → Ca(H2PO4)2
Kiedy występuje nadmiar zasady, tworzy się sól zasadowa
CO2 + 2Mg(OH)2(g) → (MgOH)2CO3 + H2O
Tlenki, które nie mają odpowiednich kwasów, ulegają reakcji dysproporcjonowania i tworzą dwie sole.
2NO2 + 2NaOH → NaNO3 + NaNO2 + H2O
2ClO2 + 2NaOH → NaClO3 + NaClO2 + H2O
CO2 reaguje z niektórymi wodorotlenkami amfoterycznymi (Be(OH)2, Zn(OH)2, Pb(OH)2, Cu(OH)2 tworząc zasadową sól i wodę.
CO2 + 2Be(OH)2 → (BeOH)2CO3↓ + H2O
CO2 + 2Cu(OH)2 → (CuOH)2CO3↓ + H2O
3. Oddziaływanie z tlenkiem zasadowym lub amfoterycznym
tlenek kwasowy + tlenek zasadowy/amfoteryczny → sól
Podczas stapiania zachodzą reakcje pomiędzy stałymi tlenkami. Amfoteryczne i nierozpuszczalne w wodzie tlenki zasadowe reagują tylko ze stałymi i ciekłymi tlenkami kwasowymi.
SiO2 + BaO (t) → BaSiO3
3SO3 + Al2O3 (t) → Al2(SO4)3
4. Interakcja z solą
kwasowy nielotny tlenek + sól (t) → sól + kwaśny lotny tlenek
SiO2 + CaCO3 (t) → CaSiO3 + CO2
P2O5 + Na2CO3 → 2Na3PO4 + 2CO2
5. Tlenki kwasowe nie reagują z kwasami, ale P2O5 reaguje z bezwodnymi kwasami zawierającymi tlen.
W tym przypadku powstaje HPO3 i bezwodnik odpowiedniego kwasu
P2O5 + 2HClO4 (bezwodny) → Cl2O7 + 2HPO3
P2O5 + 2HNO3 (bezwodny) → N2O5 + 2HPO3
6. Wchodzą w reakcje redoks.
1. Regeneracja
W wysokich temperaturach niektóre niemetale mogą redukować tlenki.
CO2 + C(t) → 2CO
SO3 + C → SO2 + CO
H2O + C (t) → H2 + CO
Termię magnezową często stosuje się do redukcji niemetali z ich tlenków.
CO2 + 2Mg → C + 2MgO
SiO2 + 2Mg (t) → Si + 2MgO
N2O + Mg(t) → N2 + MgO
2. Niższe tlenki przekształcają się w wyższe tlenki podczas reakcji z ozonem (lub tlenem) w wysokiej temperaturze w obecności katalizatora
NO + O3 → NO2 + O2
SO2 + O3 → SO3 + O2
2NO2 + O3 → N2O5 + O2
2CO + O2 (t) → 2CO2
2SO2 + O2 (t, kat) → 2SO3
P2O3 + O2 (t) → P2O5
2NO + O2 (t) → 2NO2
2N2O3 + O2 (t) → 2N2O4
3. Tlenki biorą także udział w innych reakcjach redoks
SO2 + NO2 → NO + SO3 4NO2 + O2 + 2H2O → 4HNO3
2SO2 + 2NO → N2 + 2SO3 2N2O5 → 4NO2 + O2
SO2 + 2H2S → 3S↓ + 2H2O 2NO2 (t) → 2NO + O2
2SO2 + O2 + 2H2O → 2H2SO4 3N2O + 2NH3 → 4N2 + 3H2O
2CO2 + 2Na2O2 → 2Na2CO3 + O2 10NO2 +8P → 5N2 + 4P2O5
N2O + 2Cu (t) → N2 + Cu2O
2NO + 4Cu(t) → N2 + 2Cu2O
N2O3 + 3Cu (t) → N2 + 3CuO
2NO2 + 4Cu (t) → N2 + 4CuO
N2O5 + 5Cu(t) → N2 + 5CuO
Właściwości chemiczne tlenków amfoterycznych
1. Nie wchodzić w interakcję z wodą
tlenek amfoteryczny + woda ≠
2. Interakcja z kwasami
tlenek amfoteryczny + kwas → sól + woda
Al2O3 + 3H2SO4 → Al2(SO4)3 + 3H2O
Kiedy tworzy się nadmiar kwasu wielozasadowego, powstaje sól kwasowa
Al2O3 + 6H3PO4(g) → 2Al(H2PO4)3 + 3H2O
Gdy tlenku jest nadmiar, powstaje sól zasadowa
ZnO(g) + HCl → Zn(OH)Cl
Podwójne tlenki tworzą dwie sole
Fe3O4 + 8HCl → FeCl2 + 2FeCl3 + 4H2O
3. Oddziaływanie z tlenkiem kwasowym
tlenek amfoteryczny + tlenek kwasowy → sól
Al2O3 + 3SO3 → Al2(SO4)3
4. Interakcja z alkaliami
tlenek amfoteryczny + zasada → sól + woda
Po stopieniu powstaje średnia sól i woda, a w roztworze - sól złożona
ZnO + 2NaOH(s) (t) → Na2ZnO2 + H2O
ZnO + 2NaOH + H2O → Na2
5. Oddziaływanie z tlenkiem zasadowym
tlenek amfoteryczny + tlenek zasadowy (t) → sól
ZnO + K2O (t) → K2ZnO2
6. Interakcja z solami
tlenek amfoteryczny + sól (t) → sól + lotny tlenek kwasowy
Tlenki amfoteryczne wypierają lotne tlenki kwasowe z ich soli podczas stapiania
Al2O3 + K2CO3 (t) → KAlO2 + CO2
Fe2O3 + Na2CO3 (t) → 2NaFeO2 + CO2
Właściwości chemiczne zasad
Zasady to substancje zawierające kation metalu i anion wodorotlenkowy. Zasady są rozpuszczalne (zasady - NaOH, KOH, Ba(OH)2) i nierozpuszczalne (Al2O3, Mg(OH)2).
1. Baza rozpuszczalna + wskaźnik → zmiana koloru
Po dodaniu wskaźnika do roztworu podstawowego zmienia się jego kolor:
Bezbarwna fenoloftaleina - szkarłatna
Fioletowy lakmus - niebieski
Pomarańcz metylowy - żółty
2. Interakcja z kwasem (reakcja neutralizacji)
zasada + kwas → sól + woda
W wyniku reakcji mogą powstać sole pośrednie, kwasowe lub zasadowe. Nadmiar kwasu wielozasadowego tworzy sól kwasową, a nadmiar zasady polikwasowej tworzy sól zasadową.
Mg(OH)2 + H2SO4 → MGSO4 + 2H2O
Mg(OH)2 + 2H2SO4 → MG(HSO4)2 + 2H2O
2Mg(OH)2 + H2SO4 → (MgOH)2SO4 + 2H2O
3. Oddziaływanie z tlenkami kwasowymi
zasada + tlenek kwasowy → sól + woda
6NH4OH + P2O5 → 2(NH4)3PO4 + 3H2O
4. Oddziaływanie zasady z wodorotlenkiem amfoterycznym
zasada + wodorotlenek amfoteryczny → sól + woda
W tej reakcji wodorotlenek amfoteryczny wykazuje właściwości kwasowe. Podczas reakcji w stopie otrzymuje się średnią sól i wodę, a w roztworze otrzymuje się sól złożoną. Wodorotlenki żelaza (III) i chromu (III) rozpuszczają się tylko w stężonych roztworach alkalicznych.
2KOH(s) + Zn(OH)2 (t) → K2ZnO2 + 2H2O
KOH + Al(OH)3 → K
3NaOH(stęż.) + Fe(OH)3 → Na3
5. Oddziaływanie z tlenkiem amfoterycznym
zasada + tlenek amfoteryczny → sól + woda
2NaOH(s) + Al2O3 (t) → 2NaAlO2 + H2O
6NaOH + Al2O3 + 3H2O → 2Na3
6. Interakcja z solą
Pomiędzy zasadą a solą zachodzi reakcja wymiany jonowej. Występuje tylko wtedy, gdy tworzy się osad lub gdy uwalnia się gaz (wraz z tworzeniem się NH4OH).
A. Oddziaływanie rozpuszczalnej zasady i rozpuszczalnej soli kwasu
rozpuszczalna zasada + rozpuszczalna sól kwasowa → średnia sól + woda
Jeśli sól i zasada są utworzone przez różne kationy, wówczas powstają dwie średnie sole. W przypadku kwaśnych soli amonowych nadmiar zasad prowadzi do powstania wodorotlenku amonu.
Ba(OH)2 + Ba(HCO3)2 → 2BaCO3↓ + 2H2O
2NaOH(g) + NH4HS → Na2S + NH4OH + H2O
B. Oddziaływanie rozpuszczalnej zasady z rozpuszczalnym półproduktem lub solą zasadową.
Możliwych jest kilka scenariuszy
rozpuszczalna zasada + rozpuszczalna sól pośrednia/zasadowa → sól nierozpuszczalna ↓ + zasada
→ sól + nierozpuszczalna zasada ↓
→ sól + słaby elektrolit NH4OH
→ reakcja nie zachodzi
Reakcje zachodzą pomiędzy rozpuszczalnymi zasadami a średnią solą tylko wtedy, gdy powstaje nierozpuszczalna sól lub nierozpuszczalna zasada lub słaby elektrolit NH4OH
Reakcja NaOH + KCl ≠ nie zachodzi
Jeżeli pierwotną sól utworzy się na bazie polikwasu, przy braku zasady, powstanie sól zasadowa
Gdy zasady działają na sole srebra i rtęci (II), to nie uwalniają się ich wodorotlenki, które rozpuszczają się w temperaturze 25°C, ale nierozpuszczalne tlenki Ag2O i HgO.
7. Rozkład w temperaturze
zasadowy wodorotlenek (t) → tlenek + woda
Ca(OH)2 (t) → CaO + H2O
NaOH(t)≠
Niektóre zasady (AgOH, Hg(OH)2 i NH4OH) rozkładają się nawet w temperaturze pokojowej
LiOH (t) → Li2O + H2O
NH4OH (25C) → NH3 + H2O
8. Oddziaływanie metali alkalicznych i metali przejściowych
alkalia + metal przejściowy → sól + H2
2Al + 2KOH + 6H2O → 2K +3H2
Zn + 2NaOH(s) (t) → Na2ZnO2 + H2
Zn + 2NaOH + 2H2O → Na2 + H2
9. Oddziaływanie z niemetalami
Alkalia oddziałują z niektórymi niemetalami - Si, S, P, F2, Cl2, Br2, I2. W tym przypadku często w wyniku dysproporcjonowania powstają dwie sole.
Si + 2KOH + H2O → K2SiO3 + 2H2
3S + 6KOH(t) → 2K2S + K2SO3 + 3H2O
Cl2 +2KOH(stęż.) → KCl + KClO + H2O (dla Br, I)
3Cl2 + 6KOH(stęż.) (t) → 5KCl + KClO3 +3H2O (dla Br, I)
Cl2 + Ca(OH)2 → CaOCl2 + H2O
4F2 + 6NaOH(dil) → 6NaF + OF2 + O2 + 3H2O
4P + 3NaOH + 3H2O → 3NaH2PO2 + PH3
Wodorotlenki o właściwościach redukujących można utleniać tlenem
4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O → 4Fe(OH)3 (=Cr)
Właściwości chemiczne kwasów
1. Zmień kolor wskaźnika
kwas rozpuszczalny + wskaźnik → zmiana koloru
Fiołek lakmusowy i oranż metylowy zmieniają kolor na czerwony, fenoloftaleina staje się przezroczysta
2. Oddziaływanie z zasadami (reakcja neutralizacji)
kwas + zasada → sól + woda
H2SO4 + Mg(OH)2 → MgSO4 + 2H2O
3. Oddziaływanie z tlenkiem zasadowym
kwas + tlenek zasadowy → sól + woda
2HCl + CuO → CuCl2 + H2O
4. Oddziaływanie z wodorotlenkami amfoterycznymi z utworzeniem soli średnich, kwaśnych lub zasadowych
kwas + wodorotlenek amfoteryczny → sól + woda
2HCl + Be(OH)2 → BeCl2 + 2H2O
H3PO4() + Zn(OH)2 → ZNHPO4 + 2H2O
HCl + Al(OH)3() → Al(OH)2Cl + H2O
5. Oddziaływanie z tlenkami amfoterycznymi
kwas + tlenek amfoteryczny → sól + woda
H2SO4 + ZnO → ZnSO4 + H2O
6. Interakcja z solami
Ogólny schemat reakcji: kwas + sól → sól + kwas
Zachodzi reakcja wymiany jonowej, która kończy się dopiero wtedy, gdy wytworzy się gaz lub wytrąci się osad.
Na przykład: HCl + AgNO3 → AgCl↓ + HNO3
2HBr + K2SiO3 → 2KBr + H2SiO3↓
A. Reakcja z solą bardziej lotnego lub słabszego kwasu z wytworzeniem gazu
HCl + NaHS → NaCl + H2S
B. Oddziaływanie mocnego kwasu i soli mocnego lub umiarkowanego kwasu, tworząc nierozpuszczalną sól
mocny kwas + sól mocnego/średniego kwasu → sól nierozpuszczalna + kwas
Nielotny kwas ortofosforowy wypiera mocne, ale lotne kwasy solny i azotowy z ich soli, pod warunkiem, że powstanie nierozpuszczalna sól
B. Oddziaływanie kwasu z zasadową solą tego samego kwasu
kwas1 + zasadowa sól kwasu1 → średnia sól + woda
HCl + Mg(OH)Cl → MgCl2 + H2O
D. Oddziaływanie kwasu wielozasadowego ze średnią lub kwaśną solą tego samego kwasu z utworzeniem kwaśnej soli tego samego kwasu zawierającej większą liczbę atomów wodoru
kwas wielozasadowy1 + średnia/kwaśna sól kwasu1 → kwaśna sól kwasu1
H3PO4 + Ca3(PO4)2 → 3CaHPO4
H3PO4 + CaHPO4 → Ca(H2PO4)2
E. Reakcja kwasu wodorosiarczkowego z solami Ag, Cu, Pb, Cd, Hg z utworzeniem nierozpuszczalnego siarczku
kwas H2S + sól Ag, Cu, Pb, Cd, Hg → Ag2S/CuS/PbS/CdS/HgS↓ + kwas
H2S + CuSO4 → CuS↓ + H2SO4
E. Oddziaływanie kwasu z solą średnią lub kompleksową z metalem amfoterycznym w anionie
a) w przypadku braku kwasu tworzy się średnia sól i wodorotlenek amfoteryczny
kwas + sól średnia/kompleksowa z metalem amfoterycznym w anionie → sól średnia + wodorotlenek amfoteryczny
b) w przypadku nadmiaru kwasu tworzą się dwie średnie sole i woda
kwas + sól średnia/kompleksowa z metalem amfoterycznym w anionie → sól średnia + sól średnia + woda
G. W niektórych przypadkach kwasy i sole wchodzą w reakcje redoks lub reakcje kompleksowania:
H2SO4(stęż.) i I‾/Br‾ (produkty H2S i I2/SO2 i Br2)
H2SO4(stęż.) i Fe² + (produkty SO2 i Fe³ +)
HNO3 rozcieńczony/stężony i Fe² + (produkty NO/NO2 i Fe³ +)
HNO3 rozcieńczony/stężony i SO3²‾/S²‾ (produkty NO/NO2 i SO4²‾/S lub SO4²‾)
HClconc i KMnO4/K2Cr2O7/KClO3 (produkty Cl2 i Mn² + /Cr² + /Cl‾)
3. Reakcja stężonego kwasu siarkowego ze stałą solą
Kwasy nielotne mogą wypierać kwasy lotne z ich soli stałych
7. Oddziaływanie kwasu z metalem
A. Oddziaływanie kwasu z metalami w szeregu przed lub za wodorem
kwas + metal do H2 → substancja rozpuszczona metalu na minimalnym stopniu utlenienia + H2
Fe + H2SO4(dil) → FeSO4 + H2
kwas + metal po reakcji H2 ≠ nie zachodzi
Cu + H2SO4(rozcieńczony) ≠
B. Reakcja stężonego kwasu siarkowego z metalami
H2SO4(conc) + Au, Pt, Ir, Rh, Ta ≠ reakcja nie zachodzi
H2SO4(stęż.) + metal alkaliczny/ziem alkalicznych i Mg/Zn → H2S/S/SO2 (w zależności od warunków) + siarczan metalu na maksymalnym stopniu utlenienia + H2O
Zn + 2H2SO4(stęż.) (t1) → ZnSO4 + SO2 + 2H2O
3Zn + 4H2SO4(stęż.) (t2>t1) → 3ZnSO4 + S↓ + 4H2O
4Zn + 5H2SO4(stęż.) (t3>t2) → 4ZnSO4 + H2S + 4H2O
H2SO4(stęż.) + inne metale → SO2 + siarczan metalu na maksymalnym stopniu utlenienia + H2O
Cu + 2H2SO4(stęż.) (t) → CuSO4 + SO2 + 2H2O
2Al + 6H2SO4(stęż.) (t) → Al2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O
B. Oddziaływanie stężonego kwasu azotowego z metalami
HNO3(conc) + Au, Pt, Ir, Rh, Ta, Os ≠ reakcja nie zachodzi
HNO3(stęż.) + Pt ≠
HNO3(stęż.) + metal alkaliczny/ziem alkalicznych → N2O + azotan metalu na maksymalnym stopniu utlenienia + H2O
4Ba + 10HNO3(stęż.) → 4Ba(NO3)2 + N2O + 5H2O
HNO3(stęż.) + inne metale w temperaturze → NO2 + azotan metalu w maksymalnym stopniu utlenienia + H2O
Ag + 2HNO3(stęż.) → AgNO3 + NO2 + H2O
Oddziałuje z Fe, Co, Ni, Cr i Al dopiero po podgrzaniu, ponieważ w normalnych warunkach metale te ulegają pasywacji kwasem azotowym - stają się odporne chemicznie
D. Oddziaływanie rozcieńczonego kwasu azotowego z metalami
HNO3(dil) + Au, Pt, Ir, Rh, Ta ≠ reakcja nie zachodzi
Metale bardzo pasywne (Au, Pt) można rozpuścić w wodzie królewskiej - mieszaninie jednej objętości stężonego kwasu azotowego z trzema objętościami stężonego kwasu solnego. Utleniaczem jest w nim chlor atomowy, który oddziela się od chlorku nitrozylu, który powstaje w wyniku reakcji: HNO3 + 3HCl → 2H2O + NOCl + Cl2
HNO3(dil) + metal alkaliczny/ziem alkalicznych → NH3(NH4NO3) + azotan metalu na maksymalnym stopniu utlenienia + H2O
NH3 przekształca się w NH4NO3 w nadmiarze kwasu azotowego
4Ca + 10HNO3(dil) → 4Ca(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O
HNO3(dil) + metal w zakresie napięć do H2 → NO/N2O/N2/NH3 (w zależności od warunków) + azotan metalu w maksymalnym stopniu utlenienia + H2O
Z innymi metalami w szeregu napięć przed wodorem i niemetalami, HNO3 (rozcieńczony) tworzy sól, wodę i głównie NO, ale w zależności od warunków może to być również N2O, N2 i NH3/NH4NO3 (im więcej rozcieńczony kwas, tym niższy stopień utlenienia azotu w uwolnionym produkcie gazowym)
3Zn + 8HNO3(dil) → 3Zn(NO3)2 + 2NO + 4H2O
4Zn + 10HNO3(dil) → 4Zn(NO3)2 + N2O + 5H2O
5Zn + 12HNO3(dil) → 5Zn(NO3)2 + N2 + 6H2O
4Zn + 10HNO3 (bardzo rozcieńczony) → 4Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O
HNO3(dil) + metal po H2 → NO + azotan metalu na maksymalnym stopniu utlenienia + H2O
W przypadku metali niskoreaktywnych po H2 rozpuszczony HNO3 tworzy sól, wodę i NO
3Cu + 8HNO3(dil) → 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O
8. Rozkład kwasów w temperaturze
kwas (t) → tlenek + woda
H2CO3 (t) → CO2 + H2O
H2SO3 (t) → SO2 + H2O
H2SiO3 (t) → SiO2 + H2O
2H3PO4 (t) → H4P2O7 + H2O
H4P2O7 (t) → 2HPO3 + H2O
4HNO3 (t) → 4NO2 + O2 + 2H2O
3HNO2 (t) → HNO3 + 2NO + H2O
2HNO2 (t) → NO2 + NO + H2O
3HCl (t) → 2HCl + HClO3
4H3PO3 (t) → 3H3PO4 + PH3
9. Oddziaływanie kwasu z niemetalami (reakcja redoks). W tym przypadku niemetal utlenia się do odpowiedniego kwasu, a kwas redukuje się do gazowego tlenku: H2SO4 (stężony) - do SO2; HNO3(stęż.) - do NO2; HNO3(dil) - do NO.
S + 2HNO3(rozcieńczony) → H2SO4 + 2NO
S + 6HNO3(stęż.) → H2SO4 + 6NO2 + 2H2O
S + 2H2SO4(stęż.) → 3SO2 + CO2 + 2H2O
C + 2H2SO4(stęż.) → 2SO2 + CO2 + 2H2O
C + 4HNO3(stęż.) → 4NO2 + CO2 + 2H2O
P + 5HNO3(dil) + 2H2O → 3H3PO4 + 5NO
P + 5HNO3(stęż.) → HPO3 + 5NO2 + 2H2O
H2S + G2 → 2HG + S↓ (z wyjątkiem F2)
H2SO3 + Г2 + H2O → 2HГ + H2SO4 (z wyjątkiem F2)
2H2S(aq) + O2 → 2H2O + 2S↓
2H2S + 3O2 → 2H2O + 2SO2 (spalanie)
2H2S + O2 (niewystarczające) → 2H2O + 2S↓
Bardziej aktywne halogeny wypierają mniej aktywne z kwasów NG (wyjątek: F2 reaguje z wodą, a nie z kwasem)
2HBr + Cl2 → 2HCl + Br2↓
2HI + Cl2 → 2HCl + I2↓
2HI + Br2 → 2HBr + I2↓
10. Reakcje redoks między kwasami
H2SO4(stęż.) 2HBr → Br2↓ + SO2 + 2H2O
H2SO4(stęż.) + 8HI → 4I2↓ + H2S + 4H2O
H2SO4(stęż.) + HCl ≠
H2SO4(stęż.) + H2S → S↓ + SO2 + 2H2O
3H2SO4(stęż.) + H2S → 4SO2 + 4H2O
H2SO3 + 2H2S → 3S↓ + 3H2O
2HNO3(stęż.) + H2S → S↓ + 2NO2 + 2H2O
2HNO3(stęż.) + SO2 → H2SO4 + 2NO2
6HNO3(stęż.) + HI → HIO3 + 6NO2 + 3H2O
2HNO3(stęż.) + 6HCl → 3Cl2 + 2NO + 4H2O
Właściwości chemiczne wodorotlenków amfoterycznych
1. Oddziaływanie z tlenkiem zasadowym
wodorotlenek amfoteryczny + tlenek zasadowy → sól + woda
2Al(OH)3 +Na2O (t) → 2NaAlO2 + 3H2O
2. Interakcja z tlenkiem amfoterycznym lub kwasowym
wodorotlenek amfoteryczny + tlenek amfoteryczny/kwasowy ≠ brak reakcji
Niektóre tlenki amfoteryczne (Be(OH)2, Zn(OH)2, Pb(OH)2) reagują z kwaśnym tlenkiem CO2, tworząc osad zasadowych soli i wody
2Be(OH)2 + CO2 → (BeOH)2CO3↓ + H2O
3. Interakcja z alkaliami
wodorotlenek amfoteryczny + zasada → sól + woda
Zn(OH)2 + 2KOH(s) (t) → K2ZnO2 + 2H2O
Zn(OH)2 + 2KOH → K2
4. Nie reagować z nierozpuszczalnymi zasadami i wodorotlenkami amfoterycznymi
wodorotlenek amfoteryczny + nierozpuszczalna zasada/wodorotlenek amfoteryczny ≠ brak reakcji
5. Interakcja z kwasami
wodorotlenek amfoteryczny + kwas → sól + woda
Al(OH)3 + 3HCl → AlCl3 + 3H2O
6. Nie reagować z solami
reakcja wodorotlenek amfoteryczny + sól ≠ nie zachodzi
7. Nie reaguj z metalami/niemetalami (substancjami prostymi)
reakcja wodorotlenek amfoteryczny + metal/niemetal ≠ nie zachodzi
8. Rozkład termiczny
wodorotlenek amfoteryczny (t) → tlenek amfoteryczny + woda
2Al(OH)3 (t) → Al2O3 + 3H2O
Zn(OH)2 (t) → ZnO + H2O
Ogólne informacje o solach
Wyobraźmy sobie, że mamy kwas i zasadę, przeprowadźmy między nimi reakcję zobojętniania i otrzymajmy kwas i sól.
NaOH + HCl → NaCl (chlorek sodu) + H2O
Okazuje się, że sól składa się z kationu metalu i anionu reszty kwasowej.
Sole to:
1. Kwaśne (z jednym lub dwoma kationami wodoru (to znaczy mają kwaśne (lub lekko kwaśne) środowisko) - KHCO3, NaHSO3).
2. Pożywka (mam kation metalu i anion reszty kwasowej, pożywkę należy oznaczyć pH-metrem - BaSO4, AgNO3).
3. Zasadowy (mają jon wodorotlenkowy, czyli środowisko zasadowe (lub słabo zasadowe) - Cu(OH)Cl, Ca(OH)Br).
Istnieją również sole podwójne, które po dysocjacji tworzą kationy dwóch metali (K).
Sole, z nielicznymi wyjątkami, są krystalicznymi ciałami stałymi o wysokiej temperaturze topnienia. Większość soli ma kolor biały (KNO3, NaCl, BaSO4 itp.). Niektóre sole są zabarwione (K2Cr2O7 – pomarańczowy, K2CrO4 – żółty, NiSO4 – zielony, CoCl3 – różowy, CuS – czarny). Ze względu na rozpuszczalność można je podzielić na rozpuszczalne, słabo rozpuszczalne i praktycznie nierozpuszczalne. Sole kwasowe z reguły są lepiej rozpuszczalne w wodzie niż odpowiadające im średnie sole, a sole zasadowe są mniej rozpuszczalne.
Właściwości chemiczne soli
1. Sól + woda
Kiedy wiele soli rozpuszcza się w wodzie, następuje ich częściowy lub całkowity rozkład - hydroliza. Niektóre sole tworzą krystaliczne hydraty. Kiedy średnie sole zawierające metal amfoteryczny w anionie zostaną rozpuszczone w wodzie, tworzą się sole złożone.
NaCl + H2O → NaOH + HCl
Na2ZnO2 + 2H2O = Na2
2. Sól + Tlenek zasadowy ≠ brak reakcji
3. Sól + tlenek amfoteryczny → (t) kwaśny lotny tlenek + sól
Tlenki amfoteryczne wypierają lotne tlenki kwasowe z ich soli podczas stapiania.
Al2O3 +K2CO3 → KAlO2 + CO2
Fe2O3 + Na2CO3 → 2NaFeO2 + CO2
4. Sól + kwaśny nielotny tlenek → kwaśny lotny tlenek + sól
Nielotne tlenki kwasowe wypierają lotne tlenki kwasowe z ich soli podczas stapiania.
SiO2 + CaCO3 → (t) CaSiO3 + CO2
P2O5 + Na2CO3 → (t) 2Na3PO4 + 3CO2
3SiO2 + Ca3(PO4)2 → (t) 3CaSiO3 + P2O5
5. Sól + zasada → zasada + sól
Reakcje pomiędzy solami i zasadami to reakcje wymiany jonowej. Dlatego w normalnych warunkach występują one tylko w roztworach (zarówno sól, jak i zasada muszą być rozpuszczalne) i tylko pod warunkiem, że w wyniku wymiany wytrąci się osad lub słaby elektrolit (H2O/NH4OH); w reakcjach tych nie powstają żadne produkty gazowe.
A. Rozpuszczalna zasada + rozpuszczalna sól kwasowa → średnia sól + woda
Jeśli sól i zasada są utworzone przez różne kationy, wówczas powstają dwie średnie sole; w przypadku kwaśnych soli amonowych nadmiar zasad prowadzi do powstania wodorotlenku amonu.
Ba(OH)2 + Ba(HCO3) → 2BaCO3 + 2H2O
2KOH + 2NaHCO3 → Na2CO3 + K2CO3 + 2H2O
2NaOH + 2NH4HS → Na2S + (NH4)2S + 2H2O
2NaOH(g) + NH4Hs → Na2S + NH4OH + H2O
B. Zasada rozpuszczalna + ośrodek rozpuszczalny/sól zasadowa → sól nierozpuszczalna ↓ + zasada
Rozpuszczalna zasada + środowisko rozpuszczalne/sól zasadowa → sól + nierozpuszczalna zasada↓
Rozpuszczalna zasada + rozpuszczalna sól pośrednia/zasadowa → sól + słaby elektrolit NH4OH
Rozpuszczalna zasada + rozpuszczalny półprodukt/sól zasadowa → brak reakcji
Reakcja pomiędzy rozpuszczalnymi zasadami a solą pośrednią/zasadową zachodzi tylko wtedy, gdy wymiana jonów skutkuje powstaniem nierozpuszczalnej soli lub nierozpuszczalnej zasady lub słabego elektrolitu NH4OH.
Ba(OH)2 + Na2SO4 → BaSO4↓ + 2NaOH
2NH4OH + CuCl2 → 2NH4Cl + Cu(OH)2↓
Ba(OH)2 + NH4Cl → BaCl2 + NH4OH
NaOH + KCl ≠
Jeżeli pierwotną sól utworzy się na bazie polikwasu, przy braku zasady, powstanie sól zasadowa.
NaOH(niewystarczający) + AlCl3 → Al(OH)Cl2 + NaCl
Kiedy zasady działają na sole srebra i rtęci (II), nie uwalniają się AgOH i Hg(OH)2, które rozkładają się w temperaturze pokojowej, ale nierozpuszczalne tlenki Ag2O i HgO.
2AgNO3 + 2NaOH → Ag2O↓ 2NaNO3 + H2O
Hg(NO3)2 + 2KOH → HgO↓ + 2KNO3 + H2O
6. Sól + wodorotlenek amfoteryczny → reakcja nie zachodzi
7. Sól + kwas → kwas + sól
Głównie. reakcje kwasów z solami są reakcjami wymiany jonowej, dlatego zachodzą w roztworach i tylko wtedy, gdy w ich wyniku powstaje sól nierozpuszczalna w kwasie lub słabszy i bardziej lotny kwas.
HCl + AgNO3 → AgCl↓ + HNO3
2HBr + K2SiO3 → 2KBr +H2SiO3↓
2HNO3 + Na2CO3 → 2NaNO3 + H2O + CO2
A. Kwas1 + sól bardziej lotnego/słabszego kwasu2 → sól kwasu1 + bardziej lotny/słabszy kwas2
Kwasy reagują z roztworami soli słabszych lub lotnych kwasów. Niezależnie od składu soli (średnia, kwaśna, zasadowa) z reguły powstaje sól średnia i słabszy lotny kwas.
2CH3COOH + Na2S → 2CH3COONa + H2S
HCl + NaHS → NaCl + H2S
B. Kwas mocny + sól mocnego/średniego kwasu → sól nierozpuszczalna ↓ + kwas
Silne kwasy reagują z roztworami soli innych mocnych kwasów, tworząc nierozpuszczalną sól. Nielotny H3PO4 (kwas średnio mocny) wypiera mocny, ale lotny chlorowodorek chlorowodorowy i kwas azotowy HNO3 z ich soli, pod warunkiem, że powstanie nierozpuszczalna sól.
H2SO4 + Ca(NO3)2 → CaSO4↓ + 2HNO3
2H3PO4 + 3CaCl2 → Ca3(PO4)2↓ + 6HCl
H3PO4 + 3AgNO3 → Ag3PO4↓ + 3HNO3
B. Kwas1 + zasadowa sól kwasu1 → średnia sól + woda
Kiedy kwas reaguje z zasadową solą tego samego kwasu, powstaje średnia sól i woda.
HCl + Mg(OH)Cl → MgCl2 + H2O
D. Kwas wielozasadowy1 + średnia/kwaśna sól kwasu1 → kwaśna sól kwasu1
Gdy kwas wielozasadowy działa na środkową sól tego samego kwasu, powstaje sól kwasowa, a gdy działa na sól kwasową, powstaje sól kwasowa zawierająca większą liczbę atomów wodoru.
H3PO4 + Ca3(PO4) → 3CaHPO4
H3PO4 + CaHPO4 → Ca(H2PO4)2
CO2 + H2O + CaCO3 → Ca(HCO3)2
E. Kwas H2S + sól Ag, Cu, Pb, Cd, Hg → Ag2S/CuS/PbS/CdS/HgS↓ + kwas
Słaby i lotny kwas wodorosiarczkowy H2S wypiera nawet mocne kwasy z roztworów soli Ag, Cu, Pb, Cd i Hg, tworząc wraz z nimi osady siarczkowe, nierozpuszczalne nie tylko w wodzie, ale także w powstałym kwasie.
H2S + CuSO4 → CuS↓ + H2SO4
E. Kwas + sól średnia/kompleksowa z amfoterycznym Me w anionie → sól średnia + wodorotlenek amfoteryczny↓
→ średnia sól + średnia sól + H2O
Kiedy kwas działa na sól średnią lub złożoną z metalem amfoterycznym w anionie, sól ulega zniszczeniu i tworzy się:
a) w przypadku braku kwasu - średnia sól i wodorotlenek amfoteryczny
b) w przypadku nadmiaru kwasu – dwie średnie sole i woda
2HCl(tydz.) + Na2ZnO2 → 2NaCl + Zn(OH)2↓
2HCl(tydz.) + Na2 → 2NaCl + Zn(OH)2↓ + 2H2O
4HCl(g) + Na2ZnO2 → 2NaCl + ZnCl2 + 2H2O
4HCl(g) + Na2 → 2NaCl + ZnCl2 + 4H2O
Należy pamiętać, że w niektórych przypadkach pomiędzy kwasami i solami zachodzą reakcje ORR, czyli kompleksowania. Zatem do OVR dołączają następujące osoby:
H2SO4 stęż. i I‾/Br‾ (produkty H2S oraz I2/SO2 i Br2)
H2SO4 stęż. i Fe²+ (Produkty SO2 i Fe3 + )
HNO3 rozcieńczony/stężony i Fe² + (NO/NO2 i produkty Fe 3 + )
HNO3 rozcieńczony/stężony i SO3²‾/S²‾ (produkty NO/NO2 i siarczanu/siarki lub siarczanu)
HCl stęż. i KMnO4/K2Cr2O7/KClO3 (produkty chlor (gaz) i Mn²+ /Cr³ + /Cl‾.
G. Reakcja zachodzi bez rozpuszczalnika
Kwas siarkowy stęż. + sól (sol.) → kwaśna/średnia sól + kwaśna
Kwasy nielotne mogą wypierać kwasy lotne z ich suchych soli. Najczęściej stosuje się oddziaływanie stężonego kwasu siarkowego z suchymi solami mocnych i słabych kwasów, w wyniku czego powstaje kwas i sól kwasowa lub średnia.
H2SO4(stęż.) + NaCl(s) → NaHSO4 + HCl
H2SO4(stęż.) + 2NaCl(s) → Na2SO4 + 2HCl
H2SO4(stęż.) + KNO3(s) → KHSO4 + HNO3
H2SO4(stęż.) + CaCO3(s) → CaSO4 + CO2 + H2O
8. Sól rozpuszczalna + sól rozpuszczalna → sól nierozpuszczalna ↓ + sól
Reakcje pomiędzy solami są reakcjami wymiany. Dlatego w normalnych warunkach występują tylko wtedy, gdy:
a) obie sole są rozpuszczalne w wodzie i przyjmują postać roztworów
b) w wyniku reakcji powstaje osad lub słaby elektrolit (ten ostatni zdarza się bardzo rzadko).
AgNO3 + NaCl → AgCl↓ + NaNO3
Jeżeli jedna z pierwotnych soli jest nierozpuszczalna, reakcja zachodzi dopiero wtedy, gdy w jej wyniku powstanie jeszcze bardziej nierozpuszczalna sól. Kryterium „nierozpuszczalności” jest wartość PR (produktu rozpuszczalności), jednak ponieważ jego badanie wykracza poza zakres kursu szkolnego, przypadki, gdy jedna z soli odczynnika jest nierozpuszczalna, nie są dalej rozważane.
Jeżeli w wyniku reakcji wymiany powstaje sól, która w wyniku hydrolizy ulega całkowitemu rozkładowi (w tabeli rozpuszczalności w miejscu takich soli widnieją kreski), wówczas produkty reakcji stają się produktami hydrolizy tej soli.
Al2(SO4)3 + K2S ≠ Al2S3↓ + K2SO4
Al2(SO4)3 + K2S + 6H2O → 2Al(OH)3↓ + 3H2S + K2SO4
FeCl3 + 6KCN → K3 + 3KCl
AgI + 2KCN → K + KI
AgBr + 2Na2S2O3 → Na3 + NaBr
Fe2(SO4)3 + 2KI → 2FeSO4 + I2 + K2SO4
NaCl + NaHSO4 → (t) Na2SO4 + HCl
Sole średnie czasami reagują ze sobą, tworząc sole złożone. OVR są możliwe pomiędzy solami. Niektóre sole reagują po stopieniu.
9. Sól metalu mniej aktywnego + metal bardziej aktywny → metal mniej aktywny ↓ + sól
Im bardziej aktywny metal wypiera mniej aktywny metal (stojący po prawej stronie szeregu napięcia) z roztworu jego soli, w tym przypadku powstaje nowa sól, a mniej aktywny metal uwalnia się w postaci wolnej (osiada na płycie aktywnego metalu). Wyjątkiem jest reakcja metali alkalicznych i ziem alkalicznych z wodą w roztworze.
Sole o właściwościach utleniających wchodzą w roztwory z metalami i wchodzą w inne reakcje redoks.
FeSO4 + Zn → Fe↓ + ZnSO4
ZnSO4 + Fe ≠
Hg(NO3)2 + Cu → Hg↓ + Cu(NO3)2
2FeCl3 + Fe → 3FeCl2
FeCl3 + Cu → FeCl2 + CuCl2
HgCl2 + Hg → Hg2Cl2
2CrCl3 + Zn → 2CrCl2 + ZnCl2
Metale mogą także wypierać się ze stopionych soli (reakcja przebiega bez dostępu powietrza). Należy pamiętać, że:
a) po stopieniu wiele soli ulega rozkładowi
b) szereg napięcia metali określa względną aktywność metali tylko w roztworach wodnych (na przykład Al w roztworach wodnych jest mniej aktywny niż metale ziem alkalicznych, a w stopach jest bardziej aktywny)
K + AlCl3(stop) →(t) 3KCl + Al
Mg + BeF2(stop) → (t) MgF2 + Be
2Al + 3CaCl2(stop) → (t) 2AlCl3 + 3Ca
10. Sól + niemetal
Reakcje soli z niemetalami są nieliczne. Są to reakcje redoks.
5KClO3 + 6P →(t) 5KCl + 3P2O5
2KClO3 + 3S →(t) 2KCl + 2SO2
2KClO3 + 3C →(t) 2KCl + 3CO2
Bardziej aktywne halogeny wypierają mniej aktywne z roztworów soli kwasów halogenowodorowych. Wyjątkiem jest fluor molekularny, który w roztworach reaguje nie z solą, ale z wodą.
2FeCl2 + Cl2 →(t) 2FeCl3
2NaNO2 + O2 → 2NaNO3
Na2SO3 + S →(t) Na2S2O3
BaSO4 + 2C →(t)BaS + 2CO2
2KClO3 + Br2 →(t) 2KBrO3 + Cl2 (ta sama reakcja jest charakterystyczna dla jodu)
2KI + Br2 → 2KBr + I2↓
2KBr + Cl2 → 2KCl + Br2↓
2NaI + Cl2 → 2NaCl + I2↓
11. Rozkład soli.
Sól →(t) produkty rozkładu termicznego
1. Sole kwasu azotowego
Produkty rozkładu termicznego azotanów zależą od położenia kationu metalu w szeregu naprężeń metalu.
MeNO3 → (t) (dla Me na lewo od Mg (bez Li)) MeNO2 + O2
MeNO3 → (t) (dla Me od Mg do Cu, a także Li) MeO + NO2 + O2
MeNO3 → (t) (dla Me na prawo od Cu) Me + NO2 + O2
(podczas rozkładu termicznego azotanu żelaza (II)/chromu (II) powstaje tlenek żelaza (III)/chromu (III).
2. Sole amonowe
Wszystkie sole amonowe rozkładają się pod wpływem ogrzewania. Najczęściej wydziela się amoniak NH3 i kwas lub produkty jego rozkładu.
NH4Cl →(t) NH3 + HCl (=NH4Br, NH4I, (NH4)2S)
(NH4)3PO4 →(t)3NH3 + H3PO4
(NH4)2HPO4 →(t)2NH3 + H3PO4
NH4H2PO4 →(t) NH3 + H3PO4
(NH4)2CO3 →(t) 2NH3 + CO2 + H2O
NH4HCO3 →(t) NH3 + CO2 + H2O
Czasami sole amonowe zawierające aniony utleniające rozkładają się po podgrzaniu, uwalniając N2, NO lub N2O.
(NH4)Cr2O7 →(t)N2 + Cr2O3 + 4H2O
NH4NO3 →(t)N2O + 2H2O
2NH4NO3 →(t)N2 + 2NO + 4H2O
NH4NO2 →(t)N2 + 2H2O
2NH4MnO4 →(t)N2 + 2MnO2 + 4H2O
3. Sole kwasu węglowego
Prawie wszystkie węglany rozkładają się na tlenek metalu i CO2. Węglany metali alkalicznych inne niż lit nie rozkładają się pod wpływem ogrzewania. Węglany srebra i rtęci rozkładają się na wolny metal.
MeCO3 →(t) MeO + CO2
2Ag2CO3 →(t) 4Ag + 2CO2 + O2
Wszystkie węglowodory rozkładają się do odpowiedniego węglanu.
MeHCO3 →(t) MeCO3 + CO2 + H2O
4. Sole kwasu siarkawego
Po podgrzaniu siarczyny są nieproporcjonalne, tworząc siarczki i siarczany. Siarczek (NH4)2S powstający podczas rozkładu (NH4)2SO3 natychmiast rozkłada się na NH3 i H2S.
MeSO3 →(t) MeS + MeSO4
(NH4)2SO3 →(t) 2NH3 + H2S + 3(NH4)2SO4
Wodorosiarczyny rozkładają się na siarczyny, SO2 i H2O.
MeHSO3 →(t) MeSO3 + SO2 +H2O
5. Sole kwasu siarkowego
Wiele siarczanów w temperaturze t > 700-800 C rozkłada się na tlenek metalu i SO3, który w tej temperaturze rozkłada się na SO2 i O2. Siarczany metali alkalicznych są odporne na ciepło. Siarczany srebra i rtęci rozkładają się na wolny metal. Wodorosiarczany rozkładają się najpierw na disiarczany, a następnie na siarczany.
2CaSO4 →(t) 2CaO + 2SO2 + O2
2Fe2(SO4)3 →(t) 2Fe2O3 + 6SO2 + 3O2
2FeSO4 →(t) Fe2O3 + SO3 + SO2
Ag2SO4 →(t) 2Ag + SO2 + O2
MeHSO4 →(t) MeS2O7 + H2O
MeS2O7 →(t) MeSO4 + SO3
6. Sole złożone
Hydroksokompleksy metali amfoterycznych rozkładają się głównie na sól średnią i wodę.
K →(t) KAlO2 + 2H2O
Na2 →(t) ZnO + 2NaOH + H2O
7. Sole zasadowe
Wiele zasadowych soli rozkłada się pod wpływem ogrzewania. Zasadowe sole kwasów beztlenowych rozkładają się na wodę i sole okso
Al(OH)2Br →(t) AlOBr + H2O
2AlOHCl2 →(t)Al2OCl4 + H2O
2MgOHCl →(t) Mg2OCl2 + H2O
Zasadowe sole kwasów zawierających tlen rozkładają się na tlenek metalu i produkty rozkładu termicznego odpowiedniego kwasu.
2AlOH(NO3)2 →(t) Al2O3 + NO2 + 3O2 + H2O
(CuOH)2CO3 →(t)2CuO + H2O + CO2
8. Przykłady rozkładu termicznego innych soli
4K2Cr2O7 →(t) 4K2CrO4 + 2Cr2O3 + 3O2
2KMnO4 →(t) K2MnO4 + MnO2 + O2
KClO4 →(t) KCl + O2
4KClO3 →(t)KCl + 3KClO4
2KClO3 →(t) 2KCl +3O2
2NaHS →(t)Na2S + H2S
2CaHPO4 →(t) Ca2P2O7 + H2O
Ca(H2PO4)2 →(t) Ca(PO3)2 +2H2O
2AgBr →(hν) 2Ag + Br2 (=AgI)
Większość prezentowanego materiału pochodzi z podręcznika N.E. Deryabiny. „Chemia. Główne klasy substancji nieorganicznych.” IPO „U Bramy Nikitskiego” Moskwa 2011.
Preparat chemiczny na raka i DPA
Wydanie kompleksowe
CZĘŚĆ I
CHEMIA OGÓLNA
CHEMIA ELEMENTÓW
HALOGENI
Proste substancje
Właściwości chemiczne fluoru
Fluor jest najsilniejszym utleniaczem występującym w przyrodzie. Nie reaguje bezpośrednio tylko z helem, neonem i argonem.
Podczas reakcji z metalami powstają fluorki, związki jonowe:
Fluor reaguje energicznie z wieloma niemetalami, nawet z niektórymi gazami obojętnymi:
Właściwości chemiczne chloru. Interakcja z substancjami złożonymi
Chlor jest silniejszym utleniaczem niż brom czy jod, więc chlor wypiera ciężkie halogeny z ich soli:
Rozpuszczając się w wodzie, chlor częściowo z nią reaguje, w wyniku czego powstają dwa kwasy: chlorek i podchloryn. W tym przypadku jeden atom chloru zwiększa stopień utlenienia, a drugi atom go zmniejsza. Takie reakcje nazywane są reakcjami dysproporcjonowania. Reakcje dysproporcjonowania to reakcje samoleczenia-samoutleniania, tj. reakcje, w których jeden pierwiastek wykazuje właściwości zarówno utleniacza, jak i środka redukującego. Podczas dysproporcjonowania powstają jednocześnie związki, w których pierwiastek jest w stanie bardziej utlenionym i zredukowanym w porównaniu do stanu pierwotnego. Stopień utlenienia atomu chloru w cząsteczce kwasu podchlorynowego wynosi +1:
Podobnie przebiega oddziaływanie chloru z roztworami alkalicznymi. W tym przypadku powstają dwie sole: chlorek i podchloryn.
Chlor oddziałuje z różnymi tlenkami:
Chlor utlenia niektóre sole, w których metal nie jest na maksymalnym stopniu utlenienia:
Chlor cząsteczkowy reaguje z wieloma związkami organicznymi. W obecności chlorku żelaza (III) jako katalizatora chlor reaguje z benzenem, tworząc chlorobenzen, a po napromieniowaniu światłem ta sama reakcja powoduje powstanie heksachlorocykloheksanu:
Właściwości chemiczne bromu i jodu
Obie substancje reagują z wodorem, fluorem i zasadami:
Jod utlenia się za pomocą różnych silnych utleniaczy:
Metody ekstrakcji substancji prostych
Ekstrakcja fluoru
Ponieważ fluor jest najsilniejszym utleniaczem chemicznym, nie da się go wyizolować na drodze reakcji chemicznych ze związków w postaci wolnej, dlatego też fluor ekstrahuje się metodą fizykochemiczną – elektrolizą.
Do ekstrakcji fluoru stosuje się elektrody stopione fluorku potasu i elektrody niklowe. Nikiel stosuje się ze względu na pasywację powierzchni metalu przez fluor w wyniku tworzenia się substancji nierozpuszczalnych
NiF2, dlatego same elektrody nie ulegają zniszczeniu przez uwalnianą na nich substancję:Ekstrakcja chloru
Chlor wytwarza się na skalę przemysłową poprzez elektrolizę roztworu chlorku sodu. W wyniku tego procesu powstaje również wodorotlenek sodu:
Chlor produkowany jest w małych ilościach w wyniku utleniania roztworu chlorowodoru różnymi metodami:
Chlor jest bardzo ważnym produktem przemysłu chemicznego.
Jej światowa produkcja sięga milionów ton.
Ekstrakty bromu i jodu
Do zastosowań przemysłowych brom i jod otrzymuje się w wyniku utleniania odpowiednio bromków i jodków. Do utleniania najczęściej stosuje się chlor cząsteczkowy, stężony kwas siarczanowy lub dwutlenek manganu:
Fluor i niektóre jego związki stosowane są jako utleniacz paliwa rakietowego. Duże ilości fluoru wykorzystuje się do ekstrakcji różnych czynników chłodniczych (freonów) oraz niektórych polimerów charakteryzujących się odpornością chemiczną i termiczną (teflon i inne). Fluor jest stosowany w technologii nuklearnej do oddzielania izotopów uranu.
Większość chloru wykorzystuje się do produkcji kwasu solnego, a także jako środek utleniający do produkcji innych halogenów. W przemyśle służy do wybielania tkanin i papieru. W większych ilościach niż fluor wykorzystywany jest do produkcji polimerów (PVC i innych) oraz czynników chłodniczych. Chlor służy do dezynfekcji wody pitnej. Jest również potrzebny do ekstrakcji niektórych rozpuszczalników, takich jak chloroform, chlorek metylenu i czterochlorek węgla. Wykorzystuje się go również do produkcji wielu substancji, takich jak chloran potasu (sól Bertholleta), wybielacze i wiele innych związków zawierających atomy chloru.
Brom i jod nie są wykorzystywane w przemyśle na taką skalę jak chlor czy fluor, jednak z roku na rok zużycie tych substancji wzrasta. Brom wykorzystuje się do produkcji różnych leków uspokajających. Jod wykorzystuje się do produkcji leków antyseptycznych. Związki bromu i jodu są szeroko stosowane w analizie ilościowej substancji. Niektóre metale oczyszcza się za pomocą jodu (proces ten nazywa się rafinacją jodu), np. tytan, wanad i inne.
1. Będąc aktywnymi utleniaczami, halogeny reagują z metalami. Reakcje metali z fluorem są szczególnie gwałtowne. Metale alkaliczne reagują z nim wybuchowo. Po podgrzaniu halogeny reagują nawet ze złotem i platyną. W atmosferze fluoru i chloru wiele metali pali się bez podgrzewania. Przypomnijmy niektóre cechy tych interakcji. Żelazo i chrom w reakcji z fluorem, chlorem i bromem utleniają się do trójwartościowego kationu. Reakcja z jodem wymaga już znacznego ogrzewania i prowadzi do powstania FeJ 2 i CrJ 2. Niektóre metale ulegają pasywacji w środowisku halogenowym w wyniku tworzenia ochronnego filmu solnego. W szczególności miedź oddziałuje z fluorem tylko w wysokich temperaturach z powodu tworzenia filmu CuF 2. Nikiel zachowuje się podobnie. Fluor gazowy jest magazynowany i transportowany w zbiornikach wykonanych z metalu monelowego (stopu niklu z żelazem i manganem). Reakcja chloru z niektórymi metalami jest hamowana i znacznie przyspieszana przez ślady wody, która działa w takich przypadkach jak katalizator. Na przykład dobrze wysuszony chlor nie reaguje z żelazem, dlatego skroplony chlor jest przechowywany w stalowych butlach. Ciekły stan bromu powoduje, że reaguje on z niektórymi metalami aktywniej niż chlor, ponieważ stężenie odczynnika w fazie ciekłej jest wyższe niż stężenie w gazie. Na przykład kompaktowe aluminium i żelazo reagują z bromem w temperaturze pokojowej i z chlorem po podgrzaniu.
2. Fluor reaguje wybuchowo z wodorem w temperaturze pokojowej, reakcja przebiega z zauważalną szybkością już w temperaturze –252 0 C. Chlor reaguje tylko pod wpływem promieniowania ultrafioletowego lub słonecznego, ponieważ reakcja ma charakter wolnorodnikowy. Reakcja z bromem jest mniej aktywna i wymaga ogrzewania, dlatego staje się zauważalnie odwracalna ze względu na niewystarczającą stabilność termiczną wiązania H-Br. Energia wiązania H-J jest jeszcze niższa, zdolność utleniająca jodu jest również zauważalnie niższa niż innych halogenów, dlatego równowaga reakcji H 2 + J 2 = 2HJ w temperaturach, w których szybkość reakcji nie jest bardzo mała, ulega znacznemu przesunięciu w stronę substancji wyjściowych.
3. Siarka i fosfor spalają się podczas interakcji z fluorem, chlorem i bromem. W tym przypadku powstają związki z fluorem, w których pierwiastki te wykazują maksymalny stopień utlenienia: SF 6 i PF 5. Produkty innych reakcji zależą od warunków eksperymentalnych - PCl 3, PCl 5, PBr 3, PBr 5, S 2 Cl 2, S 2 Br 2, SCl 2.
4. Halogeny reagują także z innymi niemetalami o różnej aktywności. Wyjątkiem są tlen i azot, z którymi halogeny nie reagują bezpośrednio. Tlenki halogenów o różnej strukturze, w zależności od warunków, można otrzymać w wyniku ich reakcji z ozonem.
5. Aktywność fluoru jest tak duża, że może on oddziaływać nawet z gazami szlachetnymi (z wyjątkiem He, Ne, Ar).
6. Oddziałując ze sobą halogeny tworzą związki binarne o różnym składzie, w którym bardziej elektroujemny halogen wykazuje ujemny stopień utlenienia, a mniej ujemny wykazuje dodatni stopień utlenienia. Na przykład ClF 5, BrCl 3, JF 7, JCl.
Reakcje z substancjami złożonymi
1. Woda zapala się samorzutnie w atmosferze fluoru i reakcja trwa aż do całkowitego zużycia fluoru. W zależności od temperatury i innych warunków zachodzi szereg reakcji: 3F 2 + 3H 2 O = F 2 O + 4HF + H 2 O 2 2F 2 + H 2 O = F 2 O + 2HF; z parą wodną z eksplozją: 2F 2 + 2H 2 O = 4HF + O 2 3F 2 + 3H 2 O = 6HF + O 3 ; z lodem: F2 + H2O = HOF + HF. Chlor, który rozpuszcza się w wodzie w ograniczonym stopniu (2 objętości chloru (gazu!) na 1 objętość wody), reaguje z nim odwracalnie: Cl 2 + H 2 O = HCl + HClO. Brom zachowuje się podobnie, ale równowaga Br 2 + H 2 O = HBr + HBrO jest przesunięta bardziej w lewo. Podobna równowaga dla jodu jest przesunięta w stronę reagentów na tyle, że można powiedzieć, że reakcja nie przebiega. Zgodnie z powyższym istnieje woda chlorowa i bromowa, natomiast nie ma wody jodowanej i fluorkowej. Jednocześnie w wodnym roztworze jodu w niskich stężeniach stwierdzono anion jodkowy, którego pojawienie się tłumaczy się tworzeniem się w roztworze hydratu jodu, zdolnego do dysocjacji do J +. H2O i J-. Równowaga dysocjacji hydratu jodu jest również silnie przesunięta w stronę formy niezdysocjowanej.
2. Rozważ reakcje halogenów z kwasami. Możliwe są reakcje redoks, w których następuje wymiana elektronów pomiędzy halogenem a pierwiastkiem wchodzącym w skład kwasu. W tym przypadku chlor i brom często działają jako środki utleniające, a jod jako środek redukujący. Oto najbardziej typowe reakcje: J 2 + 10HNO 3 (conc) = 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). Reakcje z fluorem prowadzą do zniszczenia.
3. Podczas interakcji z zasadami halogeny są nieproporcjonalne, to znaczy jednocześnie zwiększają i zmniejszają swój stopień utlenienia. Chlor reaguje na zimno: Cl 2 + 2NaOH = NaCl + NaClO, a po podgrzaniu - 3Cl 2 + 6NaOH = 5NaCl + NaClO 3 + 3H 2 O, ponieważ Anion podchlorynowy po ogrzaniu w roztworze dysproporcjonuje do chloranu i chlorku. Podbromity i podjodyty są jeszcze mniej stabilne, więc brom i jod w temperaturze pokojowej już dają bromiany i jodany. Na przykład: 3J 2 + 6KOH = 5KJ + KJO 3. Oddziaływanie chloru na zimno z wodorotlenkiem wapnia prowadzi do powstania mieszanej soli chlorku wapnia-podchlorynu - wybielacza: Cl 2 + Ca(OH) 2 = CaOCl 2 + H2O.
4. W przeciwieństwie do większości substancji fluor reaguje w temperaturze pokojowej z dwutlenkiem krzemu. Reakcja jest katalizowana przez śladowe ilości wody. Ponieważ SiO 2 jest głównym składnikiem szkła, fluor rozpuszcza szkło zgodnie z reakcją: 2F 2 + SiO 2 = SiF 4 + O 2.
5. Podczas interakcji z solami, tlenkami i innymi związkami binarnymi możliwe są reakcje redoks, z których na uwagę zasługują reakcje wyparcia mniej aktywnego ze składu soli przez bardziej aktywny (bardziej elektroujemny) halogen, np.: 2KJ + Cl2 = 2KCl + J2. Zewnętrzną oznaką tej reakcji jest pojawienie się żółtego (brązowego przy znacznym stężeniu) zabarwienia jodu cząsteczkowego. Kiedy chlor przepuszcza się przez roztwór jodku potasu przez długi czas, kolor znika, ponieważ jod jest dalej utleniany do HJO 3, którego roztwór jest bezbarwny: J 2 + 5Cl 2 + 6H 2 O = 10HCl + 2HJO 3 .
Związki halogenowe
1. Halogenowodory – substancje, które w normalnych warunkach mają charakter gazowy. Temperatura wrzenia fluorowodoru wynosi +19 0 C (HCl -85 0 C, HBr -67 0 C, HJ -35 0 C). Jest nienormalnie duży ze względu na tworzenie się bardzo silnych wiązań wodorowych w ciekłym fluorowodorze. Ze względu na silne wiązania wodorowe ciekły fluorowodór nie zawiera wolnych jonów i nie przewodzi prądu, będąc nieelektrolitem. Wszystkie cząsteczki halogenowodoru zawierają pojedyncze, silnie polarne wiązania. Podczas przemieszczania się przez grupę od góry do dołu polarność wiązania maleje, ponieważ ujemnym końcem dipola wiązania wodorowo-halogenowego jest halogen, a od fluoru do jodu elektroujemność znacznie maleje. Jednak na siłę wiązania duży wpływ ma wzrost długości wiązania, dlatego najsilniejsze wiązanie w rozważanym szeregu występuje w cząsteczce HF, a najsłabsze w cząsteczce HJ. Wszystkie halogenowodory są dobrze rozpuszczalne w wodzie. W tym przypadku następuje jonizacja i dysocjacja. Po dysocjacji otrzymuje się kation hydroniowy, dlatego wodne roztwory halogenowodorów mają właściwości kwasów. Kwasy chlorowodorowe (chlorowodorowe), bromowodorowe i jodowodorowe to mocne kwasy. Najsilniejszym z nich jest jodowodór, nie tylko ze względu na słabsze wiązanie w cząsteczce, ale także ze względu na większą stabilność jonu jodkowego, w którym stężenie ładunku jest zmniejszone ze względu na jego duży rozmiar. Kwas fluorowodorowy jest słaby ze względu na obecność wiązań wodorowych nie tylko między cząsteczkami fluorowodoru, ale także między cząsteczkami fluorowodoru i wody. Wiązania te są na tyle silne, że w stężonych roztworach możliwe jest tworzenie kwaśnych fluorków, chociaż kwas fluorowodorowy jest jednozasadowy: KOH + 2HF = KHF 2. Kwaśny anion difluorkowy ma silne wiązanie wodorowe: . Kwas fluorowodorowy reaguje również ze szkłem, ogólna reakcja jest następująca: SiO 2 + 6HF = H 2 + 2H 2 O. Kwasy fluorowodorowe wykazują wszystkie właściwości kwasów nieutleniających. Ale ponieważ Wiele metali ma tendencję do tworzenia anionów kompleksów kwasowych; czasami reagują z metalami o szeregu napięcia po wodorze. Na przykład 2Cu + 4HI = 2H + H2. Fluorowodór i chlorowodór nie są utleniane przez stężony kwas siarkowy, dlatego można je otrzymać z suchych halogenków, np. ZnCl 2 (s) + H 2 SO 4 (stęż.) = ZnSO 4 + 2HCl. Bromowodór i jodowodór utleniają się w następujących warunkach: 2HBr + H2SO4 (stęż.) = Br2 + SO2 + 2H2O; 8HI + H 2 SO 4 (stęż.) = 4I 2 + H 2 S + 4H 2 O. Aby wyprzeć je ze składu soli, stosuje się absolutny kwas fosforowy, który praktycznie nie wykazuje właściwości utleniających. Stężony kwas azotowy utlenia chlorowodór do chloru, który po uwolnieniu jest bardzo silnym utleniaczem. Mieszanina stężonych kwasów azotowego i solnego nazywana jest „aqua regia” i ma zdolność rozpuszczania złota i platyny: Au + HNO 3 + 4HCl = H + NO + 2H 2 O. Chlorowodór i stężony kwas solny są również utleniane przez inne silne środki utleniające (MnO 2, KMnO 4, K 2 Cr 2 O 7). Reakcje te są stosowane jako metody laboratoryjne do wytwarzania chloru cząsteczkowego. Halogenowodory można również wytwarzać przez hydrolizę większości halogenków niemetali. Przygotowując HI, mieszaninę jodu i czerwonego fosforu poddaje się bezpośredniemu działaniu wody: 2P + 3I 2 + 6H 2 O = 2H 3 PO 3 + 6HI. Należy pamiętać, że bezpośrednia synteza z prostych substancji jest możliwa tylko w przypadku HF i HCl.
2. Sole kwasów halogenowodorowych. Większość soli jest rozpuszczalna. Sole ołowiu dwuwartościowego są słabo rozpuszczalne, a sole srebra są nierozpuszczalne. Oddziaływanie kationu srebra z jonami halogenkowymi jest reakcją jakościową: AgF – rozpuszczalny, AgCl – biały zsiadły osad, AgBr – jasnożółty osad, AgI – jasnożółty osad. Niektóre halogenki metali, takie jak halogenki (z wyjątkiem fluorku) glinu i rtęci, są związkami kowalencyjnymi. Chlorek glinu jest zdolny do sublimacji; rozpuszczalne halogenki rtęci dysocjują w wodzie stopniowo. Chlorek cyny(IV) jest cieczą.
3. Jakościową reakcją na jod cząsteczkowy jest pojawienie się niebieskiego koloru w roztworze skrobi.
4. Związki tlenowe halogenów. Fluor tworzy z tlenem dwa związki: F 2 O – fluorotlenek tlenu – jasnożółty gaz o temperaturze wrzenia = -144,8°C; otrzymuje się przez szybkie przepuszczenie fluoru przez 2% roztwór wodorotlenku sodu. Difluorek ditlenku - F 2 O 2 - jest jasnobrązowym gazem, w temperaturze -57 ° C zmienia się w wiśniowoczerwoną ciecz, a w -163 ° C w pomarańczową substancję stałą. F 2 O 2 otrzymuje się w wyniku oddziaływania prostych substancji podczas chłodzenia i działania elektrycznego wyładowania jarzeniowego. Powyżej temperatury wrzenia jest już niestabilny i działa jako silny środek utleniający i fluorujący. Tlenki innych halogenów są związkami endotermicznymi i są niestabilne. W temperaturze pokojowej niektóre z nich, na przykład Cl 2 O 7, istnieją tylko dzięki kinetycznemu hamowaniu procesu rozkładu. Tlenek chloru (VII) jest bezbarwną cieczą o temperaturze wrzenia 83°C, która po podgrzaniu do 120°C rozkłada się wybuchowo. Jedynym egzotermicznym związkiem halogenu i tlenu jest J 2 O 5. Jest to biała, krystaliczna substancja, która w temperaturach powyżej 300°C rozkłada się na proste substancje bez wybuchu. Służy do wykrywania i oznaczania ilościowego tlenku węgla (II) w powietrzu: J 2 O 5 + 5CO = J 2 + 5CO 2.
5. Kwasy halogenowe zawierające tlen. Znane są kwasy o wzorze ogólnym NEO x, w których halogeny wykazują nieparzyste dodatnie stopnie utlenienia. W przypadku chloru jest to HClO – podchlorawy kwaśny, słaby, niestabilny. Rozkłada się według równania: HClO = HCl + O, a tlen w momencie uwolnienia wykazuje bardzo silne właściwości utleniające. Otrzymuje się go w reakcji: 2Cl 2 + 2HgO + H 2 O = HgO. HgCl 2 ↓ + 2HClO, nazywane są sole podchloryny. HClO2 – chlorek kwas jest również słaby i niestabilny. Sole – chloryny. HClO 3 – podchlorawy kwas. Jest to już mocny kwas, ale jest stabilny tylko w rozcieńczonych roztworach wodnych. Zdolność utleniająca jest nieco gorsza niż kwasu chlorawego. Sole – chlorany. Chlor kwas – HClO 4 – jeden z najsilniejszych kwasów nieorganicznych. Jego roztwory wodne są stabilne i bezpieczne podczas przechowywania, najczęściej stosuje się roztwór 72%, który nie wykazuje prawie żadnych właściwości utleniających. Kwas nadchlorowy występuje w postaci wolnej jako bezbarwna, silnie dymiąca ciecz, która może eksplodować podczas przechowywania lub podgrzewania. Sole nazywane są nadchlorany. Zatem wraz ze wzrostem liczby atomów tlenu wzrasta siła kwasów chlorowych zawierających tlen i maleje ich zdolność utleniająca.Odpowiadające kwasy bromowe i jodowe mają podobne właściwości, ale są znacznie mniej stabilne. Zwłaszcza na stopniach utlenienia halogenów +1 i +3. Rozwiązania bromowany kwasy są stabilne przez krótki czas tylko w temperaturze 0°C. Bromonowy kwas we wszystkim przypomina kwas nadchlorowy . Jod kwas – bezbarwne, przezroczyste kryształy o temperaturze topnienia =110°C. Otrzymuje się go przez utlenianie jodu stężonym kwasem azotowym, nadtlenkiem wodoru, ozonem, chlorem w wodzie: J 2 + 5H 2 O 2 = 2HJO 3 + 4H 2 O Brom kwas w odróżnieniu od kwasu nadchlorowego jest silnym utleniaczem i nie jest izolowany w stanie wolnym, co wiąże się ze zjawiskiem okresowości wtórnej, w wyniku czego niekorzystne jest, aby brom wykazywał maksymalnie dodatni stopień utlenienia. Istnieje kilka jod kwasy: HJO 4, H 5 JO 6 (ortojodowy), H 3 JO 5 (metodowy). Najbardziej stabilny jest H5JO6. Jest to bezbarwna, krystaliczna substancja o t pl = 122°C, jest kwasem o średniej mocy i ma skłonność do tworzenia kwaśnych soli, ponieważ główne równowagi w jej roztworze są następujące: 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. Podsumujmy. Mocne kwasy to HClO 4, HClO 3, HBrO 4, HBrO 3, HJO 3. HClO, HClO2, HBrO, HBrO4, H5JO6 mają silne właściwości utleniające.
6. Sole kwasów zawierających tlen bardziej stabilny niż kwasy. Co ciekawe, w przypadku metali z podgrupy potasu nadchlorany i nadjodany są nierozpuszczalne, a w przypadku rubidu występują również chlorany, bromiany i nadbromiany, chociaż zwykle wszystkie sole metali alkalicznych są rozpuszczalne. Większość soli rozkłada się po podgrzaniu: KClO 4 = KCl + 2O 2. Chloran potasu, zwany także „solą Bertholleta”, po podgrzaniu staje się nieproporcjonalny: 4KClO 3 = KCl + 3KClO 4 Podchloryn zachowuje się również: 3KClO = 2KCl + KClO 3 Jeśli sól zawiera zanieczyszczenia, zwłaszcza tlenki metali, rozkład może częściowo przebiegać inną drogą : 2KClO3 = 2KCl + 3O2. Gdy jako katalizator stosuje się dwutlenek manganu, ta ścieżka staje się główną.
7. Reakcje redoks anionów oksohalogenowych. Sole całkowicie dysocjują w roztworze. W ten sposób powstają aniony oksohalogenianowe – EO x – które w obecności ładunku ujemnego są słabszymi utleniaczami niż cząsteczki kwasu. Na przykład kwas podchlorawy może utleniać własną sól: 2HClO + NaClO = NaClO 3 + 2HCl. W roztworze sole wykazują zauważalne właściwości utleniające tylko w środowisku kwaśnym. Warto zwrócić uwagę na reakcje komparacji: 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. Po podgrzaniu sole te stają się silne środki utleniające. Cały przemysł zapałkowy i pirotechniczny opiera się na reakcjach soli Bertholleta, np.: 2KClO 3 + 3S = 2KCl + 3SO 2 5KClO 3 + 6P = 5KCl + 3P 2 O 5 KClO 3 + 2Al = Al 2 O 3 + KCl. Złożone równowagi prowadzą do tego, że zawierające tlen kwasy halogenów i ich sole, działające jako utleniacze, są najczęściej redukowane do Hal -1.
8. Metody wytwarzania halogenów. Fluor otrzymuje się przez elektrolizę stopionego wodorofluorku potasu (KHF 2). W przemyśle chlor otrzymuje się poprzez elektrolizę roztworu chlorku sodu lub kwasu solnego, zgodnie z metodą Deacona: 4HCl + O 2 = 2H 2 O + 2Cl 2 (po podgrzaniu i zastosowaniu CuCl 2 jako katalizatora), w reakcji bielenia wapno z kwasem solnym. W laboratorium: poprzez reakcję stężonego kwasu solnego z KMnO 4, K 2 Cr 2 O 7 lub MnO 2 po podgrzaniu. Brom otrzymuje się przez zastąpienie go chlorem z kompozycji bromku potasu lub sodu, a także przez utlenienie bromków stężonym kwasem siarkowym. Wszystkie te reakcje zostały już omówione. Jod można również zastąpić chlorem lub bromem z kompozycji jodkowej. Anion jodkowy można utlenić dwutlenkiem manganu w środowisku kwaśnym. Ponieważ anion jodkowy łatwo się utlenia, możliwe są tutaj różnorodne reakcje.
MIEDŹ.
Pierwiastek o liczbie atomowej 29 i względnej masie atomowej 63,545. Należy do rodziny pierwiastków d. W układzie okresowym znajduje się w okresie IV, grupa I, podgrupa wtórna. Struktura zewnętrznej warstwy elektronicznej: 3d 10 4s 1. W stanie podstawowym podpoziom d jest wypełniony, ale nie jest on wystarczająco stabilny, dlatego oprócz stopnia utlenienia +1, który można założyć na podstawie budowy elektronowej atomu, miedź wykazuje stopnie utlenienia +2, nawet +3 i bardzo rzadko +4. Promień atomu miedzi jest dość mały - 0,128 nm. Jest nawet mniejszy niż promień atomu litu - 0,155 nm. Jego jedyny elektron 4s, gdy znajduje się bliżej jądra, wpada pod ekran z gotowej powłoki 3d 10, co zwiększa jego przyciąganie do jądra, a tym samym potencjał jonizacji. Dlatego miedź jest metalem nieaktywnym i w szeregu napięciowym występuje po wodorze.
Właściwości fizyczne. Miedź jest miękkim, czerwonym metalem, ciągliwym, lepkim i łatwo rozciągającym się w drut. Ma wysoką przewodność cieplną i elektryczną, ustępując jedynie złotemu i srebrowi.
Właściwości chemiczne prostej substancji. W suchym powietrzu miedź jest dość obojętna, ponieważ pokryta jest cienką warstwą mieszaniny CuO i Cu 2 O, która nadaje powierzchni ciemniejszy kolor i zapobiega dalszej interakcji z tlenem z powietrza. W obecności znacznych ilości wilgoci i dwutlenku węgla następuje korozja, której produktem jest zielony węglan miedzi (II): 2Cu + H 2 O + CO 2 + O 2 = (CuO) 2 CO 3.
Ładowanie...