Основы неорганической химии

42

2. Элементы, взаимодействующие с водными растворами щелочей с выделением водорода:

а) все амфотерные элементы, например:

Be + 2NaOH + 2НгО -> Na2[Be(OH)4] + Н2

AI + 2NaOH + 10Н20 2Na[AI(0H)4(H20)2] + ЗН2 б) неметаллы (нагревание), например:

4В + 2NaOH + 5НгО -> Na4B20 7 + 6Н2

С + 2NaOH + Н20 -> Na2C03 + 2Н2

Si + 2NaOH + Н20 -» Na2Si03 + 2Н2

3.Элементы, реагирующие с расплавами щелочей, например:

К+ NaOH -► Na + КОН

Ва + 2NaOH -> 2Na + Ва(ОН)2

Ni + 2NaOH ->Н 2 + Na2Ni02

Ti + 4NaOH -> Na4Ti04 + H2 (Zr, Hf); 2AI + 6NaOH -> 3H2 + 2Na3AI03

2AI + 6NaOH -> 3H2 + 2NaAI02 + 2Na20

4. Элементы, реагирующие со щелочами в присутствии различных окислителей, например:

Ge + 2КОН + 2Н20 2-* K2[Ge(OH)6] 4V + 4NaOH + 502 -> 4NaV03 + 2НгО 2Мо + 4КОН + 302 -> 2К2Мо04 + 2Н20 Pt + 2NaOH + 2Н20 2 Na2Pt03 +3H20

d-элементы, как правило, реагируют со щелочами только в

присутствии окислителей (исключение - Sc, Ti, Y, La, Ni)

5. Элементы, диспропорционирующие в щелочах (элементы VI-VII групп и фосфор), например:

Р4 + 3NaOH + ЗН20 -» РН3 + 3NaH2P02

3S + 6NaOH -> 2Na2S + Na2S03+ 3H20 (то же Se,Te) CI2 + 2КОН -> KCI + КСЮ + H20 (то же Вг2,1 2) 3CI2 + 6КОН -> 5KCI + КСЮ 3+ ЗН20 (нагревание)

Отдельно необходимо выделить взаимодействие галогенов с основа­ ниями в присутствии щелочей, когда галогены играют роль окислителя.

43

Реакции идут при нагревании.

CI2 + Bi(OH)3 + ЗКОН н> КВЮз + 2KCI + ЗН20

Br2 + 2Fe(OH)3 + ЮКОН -> 2K2Fe04 + 6КВг + 8НгО

Основания при нагревании разлагаются; щелочи устойчивы к нагреванию за исключением LiOH

NaOH -» возгонка 2LiOH -» Li20 + Н20 Cu(OH)2—> CuO + H20

Некоторые основания неустойчивы и разлагаются при получении, на­ пример:

2AgOH -> Ag20 + Н20

2CuOH -н> Cu20 + HzO Hg(OH)2->HgO + н2о

2.4.3. Свойства кислот

Кислоты реагируют с основаниями, основными оксидами и основ­ ными солями, например:

H2S04 + Ва(ОН)2 BaS04 + 2НгО 2HCI + СаО -» СаС12 + Н20

(Са0Н)2С 0 3 +4HCI -> 2СаС12 + С02 + ЗН20

Отношение кислот к металлам зависит от многих факторов: положе­ ния металла в ряду напряжений, природы и концентрации кислоты, про­ дуктов, образующихся на поверхности металлов, и других факторов.

При взаимодействии разбавленных кислот (кроме азотной) с метал­ лами, стоящими в ряду напряжений до водорода, образуется соль, и выде­ ляется водород. На металлы, стоящие в ряду напряжений после водорода, эти кислоты не действуют, например:

Zn + H2S04(p.) —> ZnS04 + H2 Cu + HCI -» не реагирует

С малоактивными металлами (Au, Pt, W, Та) реагируют только кис­ лоты-окислители в присутствии комплексообразователей, например:

Au + ЗНШз + 4HCI H[AuCI4] + 3N02 + 3H20 W + 6HNO3 + 8HF -» H2[WF8] + 6NO2 + 6Н20 ЗТа + 5HN03+ 21HF ->■3H2[WF7] + 5NO + 10Н20

44

С неметаллами реагируют только концентрированные кислоты-окис­ лители (серная и азотная):

ЗР + 5HN0 3(к) + 2НгО -> ЗН3Ю 4 + 5NO Специфическим свойством азотной кислоты является ее ярко выра­

женная окислительная способность при любой концентрации, однако, чем концентрированней кислота, тем менее глубоко она восстанавливается. Сущность окисления различных веществ азотной кислотой заключается в том, что ион N0 3 , имеющий в своем составе N51' , в зависимости от усло­ вий может принимать от 1 до 8 электронов, образуя следующие соединения:

HNO3 -> N02 HNQ2 -> NO -» N20 -> N2 -> NH3 (NH4OH)

Аналогично ведет себя концентрированная серная кислота, восстанавли­ ваясь в следующей последовательности:

H2S04 -> S02 -> S ->H2S

Особенности взаимодействия металлов с H2S04(K) и HNO3 можно вы­ разить с помощью следующих схем.

Примерная схема восстановления азотной кислоты в зависимости от концентрации кислоты и активности металла

45

В концентрированной азотной кислоте на холоду пассивируют: Fe, Сг, AI, Be, Pb, Bi, Mn, Ni. Золото растворяется в селеновой кислоте

2Au + 6H2Se04 = Au2(Se04)3 + 3H2Se03 + 3H20

Влияние концентрации азотной кислоты на продукты ее восстановле­ ния наглядно показывает следующий пример:

tl <t2<t3

2.4.4. Свойства солей

Средние соли вступают во взаимодействие с кислотами, щелочами и с другими солями, например:

46

СаСОз + Н2С 0 3= Са(НСОз)2 FeCI3 + 3NaOH = Fe(OH)3 + 3NaCI

FeCI3 + 2NaOH = Fe(OH)2CI + 2NaCI CaCI2 + Na2C 0 3= СаСОз + 2NaCI

Поскольку кислые соли содержат ион водорода, то они проявляют свойства кислот и солей и реагируют с активными металлами, щелочами, основными солями, например:

Mg(HS04)2 + Mg = 2MgS04 + Н2

NaHS03 + NaOH = Na2S03 + H20 Са(НСОз)2 + СаО = 2CaC03 + H20

Основные соли содержат ион ОЕГ, поэтому проявляют свойства оснований и солей и реагируют с кислотами, кислотными оксидами, кис­ лыми солями, например:

АЮН(Шз)2 + HN03 = AI(N03)3 + Н20 2Fe0HS04 + S03 = Fe2(S04)3 + Н20

2Fe0HS04 + 2NaHS04 = Fe2(S04)3+ Na2S04 + 2H20

Термическая устойчивость солей

Карбонаты и гидроксиды щелочных металлов кроме соединений Li, термически устойчивы (возгоняются). Менее устойчивы гидрокарбонаты, нитраты и сульфаты, сульфиты, хлораты. Кислые соли при нагревании подвергаются поликонденсации. Термическая устойчивость сульфатов увеличивается с ростом активности металла, например:

2NaHC03 Na2C03 + Н20 + С 0 2 4LiN03 ->2Li20 + 4N02 + 0 2 2NaN03 -> 2NaN02 + 0 2 4Na2S03 —^ Na2S ■+*Na2S04 2NaHSCb -> Na2S20 5 + H20 2NaHS04 -* Na2S207 + H20

4КС10з — — > 3KCI04 + KCI

2KCIO3 — — » 2KCI + 302 NaH2P04 -> NaP03 + H20 2Na2HP04 -> Na4P20 7 + H20

2Na2EP04 + NaH2P04 -> Na5P3Oi0+ 2HaO 2Na2HTO4 + 2NaH2TO4 -> Na*P40 ,3 + 3H20

47

до 700°С

NH3+ NH4HSO4

(NH4)2S04

свыше 700°С

-*■ n h 3 + h 2s o 4

Продукты разложения нитратов зависят от активности металла.

Неактивные

металлы,

образующие

нестойкие

оксиды

* э + no2+ О2

ЭСЫОгЬ -> э о + NO + NOz 3HN02 -> HNO3+ 2NO + H20

4HNO3 -> 4NO2+ 2H20 + 0 2

Характерной особенностью солей аммония является их термическая

неустойчивость.

49

Вопросы для самоподготовки

I. Дайте название элементам, укажите металлы и неметаллы, высшую и низшую степени окисления:

1.Li, В, Si, Са, Be, F

2.Hg, Na, Вг, Ni, Mg, Zn

3.1, Cu, Cs, Cd, S, Те

4.Co, Fe, Cr, K, Ba, Cl

5.Sn, Ag, Bi, Rb, P, Se

6. Ge, Sr, C, As, Au, Sb

7. Ca, Br, Fe, Fb, O, Mn

8. Na, H, Sn, Zn, AI, Hg

9. Pt, S, K, Mg, Ni, Ge

2.Оксид натрия, оксид магния, оксид алюминия, оксид кремния (IV), оксид фосфора (V).

3.Оксид серы (VI), оксид серы (IV), оксид хлора (VII), оксид калия, оксид кальция.

4.Оксид марганца (II), оксид хрома (III), оксид цинка, оксид меди (II), оксид бария.

5.Оксид железа (III), оксид хрома (VI), оксид марганца (VI), оксид серы (IV),оксид иода (V).

6. Оксид свинца (IV), оксид свинца (II), оксид хлора (VII), оксид ба­

рия, оксид марганца (II).

7. Оксид кремния (IV), оксид железа (III), оксид калия, оксид олова (IV), оксид азота (I).

8. Оксид фосфора (III), оксид серы (VI), оксид цинка, оксид меди (II), оксид лития.

9. Оксид висмута (III), оксид бора (III), оксид бериллия, оксид мар­ ганца (VI), оксид стронция.

III. Напишите формулы кислот, приведите графические формулы,

укажите степень окисления центрального атома, дайте название кис­

лотного остатка:

1.Хлороводородной, циановодородной, сероводородной, серной,

азотной.

2.Азотистой, угольной, ортофосфорной, хлорноватистой, хлористой.

51

V. Укажите продукты разложения и приведите графические фор-

следующих веществ: