Неорганическая химия. Учебное пособие

В качестве примера цепной реакции можно привести реакцию синтеза хлористого водорода:

H2 + Cl2 = 2HCl

Эту реакцию провоцирует свет. Молекула хлора поглощает квант лучистой энергии hν и приходит в возбуждение, то есть атом в ней начинается энергично колебаться. Когда энергия колебаний превышает энергию связи, то происходит распад молекулы

(фотохимическая диссоциация):

Cl2 + hν = 2Cl

Cl∙ + H2 = HCl + H

H∙ + Cl2 = HCl + Cl

Обрыв цепи – окончание цепи, характеризующееся соударением двух активных частиц и одной неактивной результатом которой является образование молекулы и унос выделившейся энергии неактивной частицей.

Цепные реакции делятся на:

1)неразветвленные цепные реакции;

2)разветвленные цепные реакции.

Неразветвленная цепная реакция характеризуется тем, что при каждом элементарном взаимодействии один активный центр образует молекулу продукта реакции и один новый активный центр.

Разветвленная цепная реакция характеризуется тем, что по ходу взаимодействия свободного радикала с молекулой исходного реагента происходит образование нескольких новых активных центров, одни из которых дает начало новым активным центрам, а другие продолжают старую цепь.

Примером разветвленной цепной реакции может быть реакция образования воды из простых веществ:

H2 + O2 = ∙OH + ∙OH

OH + H2 = H2O + H

H∙ + O2 = ∙OH + O:

O: + H2 = ∙OH + H

Теория разветвленных цепных реакций была выдвинута Н.Н. Семеновым в 20-х

годах XX века при изучении кинетики разнообразных процессов.

Теория цепных реакций является научной основой для отраслей техники.

Ядерные цепные реакции тоже относятся к цепным процессам.

21

15. Общие свойства неметаллов

Исходя из положения неметаллов в периодической системе Менделеева, можно выявить свойства для них характерные. Можно определить количество электронов на внешнем энергетическом подуровне. Местоположение неметаллов в конце малых и больших периодов, число электронов на внешнем подуровне соответствует номеру группы. В периоде идет возрастание способности присоединять электроны, а в группе это свойство можно наблюдать по мере уменьшения радиуса (в периоде снизу вверх).

Для неметаллов характерно свойство присоединять электроны, проявлять окислительные свойства. Наиболее они выражены у элементов VI и VII групп. Самый сильный окислитель – фтор.

Окислительные свойства неметаллов возрастают в последовательности:

Si, B, H, P, C, S, I, N, Cl, O, F

Фтор никогда не проявляет восстановительных свойств. Другие неметаллы и вещества им соответствующие могут проявлять восстановительные свойства, но они слабее,

чем у металлов.

Восстановительная способность неметаллов увеличивается от кислорода к

кремнию в ряду: O, Cl, N, I, S, C, P, H, B, Si

Так, хлор напрямую не взаимодействует с кислородом, но можно получить оксиды хлора (Cl2O, ClO2, Cl2O7), в которых хлор проявляет положительную степень окисления.

Азот при высоких температурах вступает в реакцию с кислородом, выказывая восстановительные свойства: N2 + O2 = 2NO

Сера проявляет как окислительные, так и восстановительные свойства:

S + O2 = SO2 - окислительные свойства серы

S + H2 = H2S – восстановительные свойства серы

В нормальных условиях неметаллы:

1)газы (водород, фтор, хлор, кислород, азот и благородные газы);

2)жидкость (бром);

3)твердые вещества (все остальные).

Из-за разницы строения кристаллической решетки свойства неметаллов отличаются друг от друга.

C, B, Si – немолекулярное строение – атомная кристаллическая решетка.

F2, O2, Cl2, Br2, N2, I2, S8, P4 – молекулярное строение – молекулярная кристаллическая решетка.

22

Сводородом образуют летучие соединения – газы и жидкости.

Скислородом образуют - кислотные оксиды.

Атомы инертных газов содержат на внешнем уровне по 8 электронов (у гелия 2). До середины 20 века считалось, что такие атомы не способны ни отдавать электроны, ни принимать их, ни образовывать общие электронные пары. В 1962 г. был получен — тетрафторид ксенона XeF4, первое химическое соединение инертного газа.

16. Водород

Водород – (Н) –1-й элемент Периодической системы Менделеева – 1 и VII группа,

главная подгруппа, 1 период. На внешнем s1-подуровне имеется 1 валентный электрон и 1 s2-

подуровень свободный, отчего Н обладает двойной природой: в одних случаях он отдает электрон - восстановительные свойства, в других – принимает - окислительные свойства. Аr–

1,008; электронная конфигурация - 1s1. Н входит в состав всех органических соединений,

содержится в некоторых природных газах, составляет ½ массы Солнца.

Физические свойства: Н2 – бесцветный газ, без запаха, самый легкий из всех газов.

Химические свойства: связь в молекуле Н2 ковалентная неполярная. Энергия ионизации водорода высока, поэтому водород не образует ионных соединений. В обычных условиях молекула водорода очень устойчива – очень высокая энергия диссоциации и связи.

1) Соединения водорода с другими элементами носит ковалентный характер. В

соединениях Н всегда одновалентен, степень окисления с неметаллами +1, металлами -1.

При высокой температуре водород взаимодействует со щелочными и щелочно-земельными металлами, образуя гидриды:

2Li + Н2 = 2LiН Cа + Н2 = СаН2

Связь в гидридах частично ионная. С галогенами Н реагирует по-разному: со F на холоде со взрывом:

Н2 + F2 = 2НF

С Cl при нагревании или на свету реакция идет со взрывом по цепному механизму,

разлагая атомы на радикалы:

Cl2 + hv = Cl. + Cl. Н. + Cl2 = НCl + Cl. Cl. + Н2 = НCl + Н.

23

Реакция с Вr происходит при нагревании, с I при сильном нагревании и не полностью,

т.к. идет обратная реакция. H восстанавливает многие металлы из их оксидов:

CuО + Н2 = Cu + Н2О

Смногими неметаллами H образует газообразные соединения: СН4, SiH4 – силан, Н2S

–сероводород и др. Синтезом Н с N получают аммиак:

N2 + 3Н2 = 2NН3

Особо активен атомарный H. Он реагирует с кислородом без поджигания: 2Н. + О2 = Н2О2

Без нагревания восстанавливает многие неметаллы. С галогенами реагирует быстро,

даже в темноте.

Получение: в лаборатории Н получают: 1) в аппарате Кипа воздействием на него НСl или Н2SО4 с Zn:

Zn + 2НCl = ZnCl2 + Н2↑

2) электролизом воды с добавлением NаОН. В промышленности Н получают:

а) конверсией воды:

С + Н2О = СО + Н2↑ - водяной газ СО + [Н2] + Н2О = СО2 + Н2 + [Н2]

б) конверсией СН4:

СН4 + Н2О + 3Н2 + СО

в) кислородной конверсией

2СН4 +О2 = 4Н2 + 2СО

г) нагреванием СН4:

СН4 С + 2Н2 Атомарный Н получают путем диссоциации молекулы Н2 при высокой температуре:

Н2 Н + Н.

Применение: в химической промышленности - для синтеза NH3, HCl, получения некоторых органических веществ, угля и нефти; Н используют для охлаждения электрических генераторов.

24

17. Вода

Из оксидов водорода самым распространенным на Земле является вода.

Империческая формула – Н2О. Молекулярная масса – 18. Строение молекулы воды:

Молекулы воды имеют треугольную формулу: атомы водорода образуют с атомом кислорода угол, равный 104,3%. Вблизи атома кислорода образуется отрицательно заряженное поле, т.к. наибольшая электронная плотность сосредотачивается на атоме кислорода, а вблизи атомов водорода образуется положительно заряженное поле – молекула воды – диполь. Вследствие полярности молекулы воды ассоциируют, образуя водородные связи. Последние обуславливают все физические свойства воды.

Физические свойства: вода – бесцветная жидкость, без вкуса и запаха, плотность – 1

г/см3; температура замерзания - 0ºС (лед), - кипения - 100ºС (пар). При 100ºС и нормальном давлении водородные связи рвутся и вода переходит в газообразное состояние – пар. У воды плохая тепло – и – электропроводность, но хорошая растворимость.

Химические свойства: вода незначительно диссоциирует: Н2О Н+ + ОН-

В присутствии воды идет гидролиз солей – разложение их водой с образованием слабого электролита:

CuCl2 + 2H2O = Cu(OH)2↓ + 2HCl

Взаимодействует со многими основными оксидами, металлами: СаО + Н2О = Са(ОН)2

Nа2О + Н2О = 2NаОН Са + Н2О = Са(ОН)2 + Н2↑

2Al + 6Н2О = 2Al(ОН)3 + Н2↑

С кислотными оксидами:

СО2 + Н2О = Н2СО3 3Р2О5 + 3Н2О = 2Н3(РО3)3 4NО2 + Н2О + О2 = 4НNО3

Получение: вода образуется при горении водорода в кислороде: 2Н2 + О2 = 2Н2О

25

Эта реакция протекает мгновенно при 700ºС. Смесь двух объемов водорода и одного объема кислорода называется гремучей смесью. Методом перегонки получают чистую воду -

дистиллированную воду.

Нахождение в природе: вода составляет 2/3 поверхности земли. Природная вода не бывает чистой, т.к. в ней растворено огромное количество солей. Вода входит в состав многих кристаллогидратов: Nа2СО3 . 10Н2О ; CuSO4 . 5Н2О; MgSO4 . 7Н2О. Тяжелая вода

D2О отличается от обычной воды, образованной обычным водородом - протием наличием в ней второго изотопа водорода - D – дейтерия, Аr, которого - 2, следовательно, молекулярная масса тяжелой воды – 20. Плотность D2О = 1,1050 г/см3; температура кипения – 101,4ºС, -

замерзания – 3,8ºС. Химически менее активна. Применяется в качестве замедлителя нейтронов в ядерных реакторах. Она непригодна для жизненных процессов, т.к. изменяет скорость биохимических реакций. В обычной воде частично содержится тяжелая вода.

18. Перекись водорода

Пероксид или перекись водорода – кислородное соединение водорода (перекись).

Формула: Н2О2. Физические свойства: перекись водорода – бесцветная сиропообразная жидкость, плотность – 1,45 г/см3 относится к числу очень слабых, т.к. в очень малой степени диссоциирует:

по I ступени:

Н2О2 Н+ + ОН2- К1 дисс. = 2,6 . 10-12

по II ступени:

НО2- Н+ + (О2)2-

Химические свойства: при взаимодействии концентрированного раствора Н2О2 с

гидроксидами металлов образуются их пероксиды: Na2O2, CaO, MgO2 и др. Ва(ОН)2 + Н2О2 = ВаО2↓ + 2Н2О

Пероксиды или перекиси – это соли Н2О2, состоящие из положительно заряженных ионов металлов и отрицательно заряженных ионов О22-., электронное строение их аниона следующее:

Меn+ + 2−

n /2

Н2О2 проявляет окислительно-восстановительные свойства: окисляет вещества стандартный электронный потенциал которых (Еº) не превышает 1,776 В; восстанавливает вещества у которых Еº больше 0,682 В. окислительно-восстановительные свойства Н2О2

26

объясняется тем, что степень окисления -1 у атомов кислорода имеет промежуточное значение между степенями окисления -2 и 0. Более характерны для него окислительные свойства.

2 + H2O-2 = 3 + H2O2-;

2КI- + H2O-2 = I20 + 2 Н

Н2О2 здесь выступает окислителем.

2КMnO4 + 5H2O2 + 3H2SO4 = 2MnSO4 + 5O2 + K2SO4 + 8H2O

Ag2O + H2O2 = 2Ag + H2O + O2

В этих случаях пероксид водорода является восстановителем.

Соли H2O2 – пероксиды (перекиси) также обладают окислительно-восстановительными свойствами:

2КMnO4 + 5Na2O2 + 3H2SO4 = 2MnSO4 + 5O2 + K2SO4 + 5Na2SO4 + 8H2O

Здесь Na2O2 – восстановитель.

Получение: в промышленности H2O2 получают взаимодействием разбавленной серной кислотой с пероксидом бария ВаО2: H2SO4(разб.) + ВаО2 = ВаSO4 + H2O2, а также путем перегонки пергидроля в вакууме получается концентрированный пероксид водорода.

Пергидроль – 30%-ный водный раствор H2O2. Окислительная способность и безвредность его применения пероксида водорода дала возможность широкого использования его во многих отраслях народного хозяйства: в промышленности для отбеливания тканей, мехов; в

пищевой промышленности для консервирования продуктов; в сельском хозяйстве – для протравливания семян, в производстве ряда органических соединений, например, в

производстве глицерина: промежуточный продукт при получении глицерина – аллиловый спирт СН2 = СН – СН2ОН окисляют при помощи H2O в глицерин С3Н5(ОН)3, используется в ракетной технике как сильный окислитель. 3%-ный H2O2 применяется в фармацевтике в медицинских целях как дезинфицирующее средство.

19. Общая характеристика подгруппы галогенов

Галогены – элементы VII группы – фтор, хлор, бором, йод, астат (астат мало изучен в связи с его радиоактивностью) - галогены. Галогены – ярко выраженные неметаллы. Лишь йод в редких случаях обнаруживает некоторые свойства, схожие с металлами. В

невозбужденном состоянии атомы галогенов имеют общие электронную конфигурацию: ns2np5. Это значит, что галогены имеют 7 валентных электронов, кроме фтора.

27

F радиус атома увеличивается, энергия сродства электронов уменьшается;

Cl электроотрицательность снижается, неметаллические свойства уменьшаются;

Br металлические – увеличиваются;

I степень окисления от – 1 до +1, +3, +5, +7, кроме F.

Физические свойства галогенов: F2 – бесцветный, трудно сжижающейся газ; Cl2 –

желто-зеленый, легко сжижающейся газ с резким удушливым запахом; Br2 – жидкость красно-бурого цвета; I2 – кристаллическое вещество фиолетового цвета.

НF, Нcl,НBr, НI

Газообразные

Водные растворы галогеноводородов образуют кислоты. НF – фтороводородная

(плавиковая); НCl – хлороводородная (соляная); НBr – бромоводородная; НI –

йодоводородная. Силы кислот сверху вниз снижается. Плавиковая кислота является самой слабой в ряду галогеноводородных кислот, а йодоводородная – самой сильной. Это объясняется тем, что энергия связи Нг – сверху уменьшается. В том же направлении уменьшается и прочность молекулы НГ, что связано с ростом межъядерного расстояния.

Растворимость малорастворимых солей в воде тоже уменьшается:

АgCl, АgBr, АgI

белый, бледно-желтый, творожный желтый

Слева направо растворимость галогенидов уменьшается. АgF – хорошо растворим в воде! Все галогены в свободном состоянии – окислители. Сила их как окислителей снижается от фтора к йоду. В кристаллическом, жидком и газообразном состоянии все галогены существуют в виде отдельных молекул. Атомные радиусы возрастают в том же направлении, что приводит к повышению температуры плавления и кипения. Фтор диссоциирует на атомы лучше йода. Электродные потенциалы при переходе вниз по подгруппе галогенов снижаются. У фтора самый высокий электродный потенциал. Фтор – самый сильный окислитель. Любой вышестоящий свободный галоген вытеснит нижестоящий, находящийся в состоянии отрицательного однозарядного иона в растворе.

20. Хлор. Хлороводород и соляная кислота

Хлор (Cl) – стоит в 3 периоде, в VII группе главной подгруппы периодической системы, порядковый номер 17, атомная масса 35,453; относится к галогенам.

28

Физические свойства: газ желто-зеленого цвета с резким запахом. Плотность 3,214

г/л; температура плавления –101 °С; температура кипения –33,97 °С, При обычной температуре легко сжижается под давлением 0,6 МПа. Растворяясь в воде, образует хлорную воду желтоватого цвета. Хорошо растворим в органических растворителях, особенно в гексане (C6H14), в четыреххлористом углероде.

Химические свойства хлора: Электронная конфигурация: 1s22s22p63s22p5. На внешнем уровне 7 электронов. До завершения уровня нужен 1 электрон, который хлор принимает проявляя степень окисления -1. Существуют и положительные степени окисления хлора вплоть до + 7. Известны следующие оксиды хлора: Cl2O, ClO2, Cl2O6 и Cl2O7. Все они неустойчивы. Хлор - сильный окислитель. Он непосредственно реагирует с металлами и неметаллами:

2Na + Cl2 = 2NaCl2Р + 3С12 = 2РСl3

Реагирует с водородом При обычных условиях реакция идет медленно, при сильном нагревании или освещении со взрывом – по цепному механизму:

H2 + Cl2 = 2HCl

Хлор взаимодействует с растворами щелочей, образуя соль гипохлориты и хлориды:

Cl2 + 2NaOH = NaClO + NaCl + H2O

При пропускании хлора в раствор щелочи образуется смесь растворов хлорида и гипохлорита:

3Cl2 + 6KOH = KClO3 + 5KCl + 3H2O

Хлор - восстановитель:

Cl2 + 3F2 = 2ClF3

Взаимодействие водой:

Cl2 + H2O = HCl + HOCl = 2H+ + Cl- + OCl-

Хлор не взаимодействует непосредственно с углеродом, азотом и кислородом.

Получение: 2NaCl + F2 = 2NaF + Cl2

Электролиз: 2NaCl + 2H2O = Cl2 + H2 + 2NaOH

Нахождение в природе: содержится в составе минералов: галит (каменная соль),

сильвин, бишофит; морская вода содержит хлориды натрия, калия, магния и других элементов. Хлороводород HCl . Физические свойства: бесцветный газ, тяжелее воздуха,

хорошо растворим в воде с образованием соляной кислоты.

Получение: в лаборатории: NaCl + H2SO4(конц.) = HCl + NaHSO4

Впромышленности: сжигают водород в струе хлора. Далее хлороводород растворяют

вводе, и получают соляную кислоту (см. выше).

29

Химические свойства: соляная кислота - сильная, одноосновная, взаимодействует с металлами, стоящими в ряду напряжений до водорода: Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2

Как восстановитель реагирует с оксидами и гидроксидами многих металлов: MnO2 + 4HCl = MnCl2 + Cl2 + 2H2O

Соли соляной кислоты - хлориды, хорошо растворимы в воде. Образование творожистого осадка AgCl при взаимодействии ионов Сl- с ионами Ag+ применяется в качественном анализе.

21. Краткие сведения о фторе, броме и йоде

Фтор (F); бром (Br); йод (I) – относятся к группе галогенов. Стоят в 7 группе главной подгруппы периодической системы. Общая электронная формула: ns2np6.

Физические свойства: F2 – бесцветный, трудно сжижающейся газ; Br2 – жидкость красно-бурого цвета; легко испаряется, образуя красно-бурые пары; I2 – кристаллическое вещество фиолетового цвета со слабым металлическим блеско, при постепенном нагревании йод сублимируется, превращаясь в пар, минуя жидкое состояние. Бром и йод мало растворимы в воде, хорошо растворяются в органических растворителях – в бензине,

бензоле, спирте. Химические свойства: галогены ярко выраженные неметаллы. Фтор – F2 –

связь ковалентная неполярная обладает высокой химической активностью, за счет маленького радиуса атома, является сильнейшим окислителем. Фтор реагирует практически со всеми простыми и сложными веществами. Окисляет кислород, образуя фториды кислорода: ОF2 и О2F2. Вступает во взаимодействие даже с некоторыми инертными газами: 2F2 + Хе = ХеF4

Не реагирует фтор только с гелием, неоном и аргоном. Водородное соединение фтора – НF – фтороводород при растворении в воде образует плавиковую кислоту. Бром и йод тоже вступают в реакции со многими соединениями, особенно с металлами, которые сгорают в них и образуются соответствующие соли. Металлы при этом отдают электроны, а

галогены их принимают, являясь окислителями. При растворении в воде дает бромную воду.

Молекулы их также двухатомные, ковалентные неполярные, но они менее активны чем фтор,

что объясняется большим радиусом атома у брома и йода, чем у фтора. Все галогены – активные окислители, что проявляется при взаимодействии их с различными сложными веществами – смешивание сероводородной воды с раствором брома: Н2S2- + Br20 = S0 + 2НBr-

30