Химия. В 2 частях. Ч.II. Учебное пособие

3. Основные классы неорганических соединений

Получение

1. Средние соли

Основными способами получения средних солей являются реакции взаимодействия кислот с металлами, реакции взаимодействия оснований с кислотными или амфотерными оксидами и кислотами, взаимодействие кислот и основных или амфотерных оксидов, реакции взаимодействия кислотных и основных оксидов, а также реакции обмена между солями:

Mg + H2SO4 → MgSO4 + H2↑

Ag2O + 2HNO3 → 2AgNO3 + H2O

Cu(OH)2 + H2SO4 → CuSO4 + 2H2O

2KOH + ZnO → K2ZnO2 + H2O

2HNO3 + BeO → Be(NO3)2 + H2O

2KOH + SO2 → K2SO3 + H2O

CaO + SO3 → CaSO4

Ba(NO3)2 + MgSO4 → Mg(NO3)2 + BaSO4↓

2. Кислые соли

Основными способами получения кислых солей являются неполная нейтрализация кислот, действие избытка кислотных оксидов на основания, а также действие кислот на соли:

NaOH + H3PO4 → NaH2PO4 + H2O

Ca(OH)2 + 2CO2 → Ca(HCO3)2

CaCO3 + CO2 + H2O → Ca(HCO3)2

3. Основные соли

Основным способом получения основных солей является добавление небольшого количества щелочи к раствору средней соли либо действие солей слабых кислот на средние соли:

AlCl3 + 2NaOH → Al(OH)2Cl + 2NaCl

2MgCl2 + 2Na2CO3 + H2O → [Mg(OH)]2CO3↓ + CO2↑ + 2NaCl

81

Модуль IV. Неорганическая химия

Химические свойства

1. Взаимодействуют с кислотами:

Ba(NO3)2 + H2SO4 → BaSO4↓ + 2HNO3

AgNO3 + HCl → AgCl↓ + HNO3

3CaCl2 + 2H3PO4 → Ca3(PO4)2↓ + 6HCl 2. Взаимодействуют с основаниями:

NiSO4 + KOH → Ni(OH)2↓ + K2SO4

FeCl3 + 3NaOH → Fe(OH)3↓ + 3NaCl

CoCl2 + 2NaOH → Co(OH)2↓ + 2NaCl 3. Взаимодействуют с солями:

AgNO3 + KCl → AgCl↓ + KNO3

CaCl2 + Na2SO4 → CaSO4 + 2NaCl 4. Взаимодействуют с металлами:

CuSO4 + Fe → FeSO4 + Cu

NiCl2 + Zn → ZnCl2 + Ni

5. Диссоциация.

Все соли – сильные электролиты, поэтому на ионы они распадаются полностью. Ноестьплохорастворимыесоли, диссоциацияихбудетобратимой, так как в равновесии с ионами в растворе находится и твердая фаза:

Na2CO3 → 2Na+ + CO32–

NaHCO3 → Na+ + H+ + CO32–

Fe(OH)Cl → Fe2+ + OH– + Cl–

CaSO4 ↔ Ca2+ + SO42–

6. Термическая устойчивость.

Термическая устойчивость солей различна. Она зависит от устойчивости аниона и от природы катиона. Как правило, фосфаты и сульфаты термически устойчивы и плавятся без разложения. А вот карбонаты и нитраты обычноразлагаются. Крометого, солищелочныхищелочно-земельныхме- таллов термически устойчивы и плавятся без разложения.

CaCO3 → CaO + CO2↑

82

4. Металлы

2Cu(NO3)2 → 2CuO + 4NO2 + O2

CaSO4 → Ca2+ + SO42–

Ca(HCO3)2 → CaCO3↓ + CO2↑ + H2O

[Cu(OH)]2CO3 → 2CuO + CO2↑ + H2O

NH4Cl ↔ NH3 + HCl

Вопросы и упражнения

1.Составьте формулы кислых солей, которые образованы гидроксидом кальция и фосфорной кислотой.

2.Составьте формулу основной соли, которая образована гидроксидом железа (III) и соляной кислотой.

3.Запишите формулы следующих солей: сульфат никеля (II), нитрат марганца (II), карбонат железа (III), хлорид титана (IV).

4.Почему все соли являются сильными электролитами?

5.К какому виду относится соль состава Na2KPO4?

6.Какова формула поваренной соли?

7.Какая формула написана неверно: а) Сu3(PO4)2, б) Ca3PO4, в) H3PO4?

8.Закончите и расставьте коэффициенты в уравнениях реакций, если осу-

ществление таких реакций возможно:

Na2SO4 + KCl → CuSO4 + KOH → LiF + NaOH →

LiI + AgNO3 → Na2CO3 + HNO3 →

4. Металлы

Простые химические вещества можно разделить на металлы и неметаллы.

Металлы – это твердые (кроме ртути), пластичные вещества, ковкие, обладают характерным блеском, высокой прочностью, хорошо проводят тепло и электричество.

83

Модуль IV. Неорганическая химия

Типичной особенностью атомов неметаллов является то, что на внешнем энергетическом уровне у них неспаренных электронов больше, чем у атомов металлов, а значит, окислительные свойства у них выражены лучше. Неметаллы могут находиться в газообразном, жидком и твердом состоянии, они, так же как и металлы, способны проводить электричество, однако хуже, чем металлы. Разница заключается лишь в том, что с повышением температуры электропроводность у неметаллов возрастает, а у металлов уменьшается.

Из сказанного понятно, что четкой границы между металлами и неметаллами провести нельзя, хотя принято считать, что если провести диагональ от бора до астата в Периодической системе элементов, то весь нижний левый угол – это металлы, а правый верхний – неметаллы за исключением элементовпобочныхподгрупп. Такимобразом, можнозаключить, чтовПериодической системе к металлам относят все d- и f-элементы, все s-элемен- ты (кроме He и H) и все p-элементы левее и ниже границы бор – астат.

В простых веществах металлах имеет место металлическая химическая связь (особенности ее образования изложены в учебном пособии «Химия. Часть I»).

4.1. Физические свойства

Наличие свободно движущихся электронов в структуре металлов объясняет важнейшие физические свойства металлов: высокие значения электропроводности и теплопроводности, металлический блеск, пластичность.

Пластичность (способность вещества изменять форму под внешним воздействием и сохранять ее при удалении этого воздействия) объясняется наличием в кристаллической структуре металлов слоев, которые состоят из ионов металлов и атомов металлов. При внешнем воздействии эти слои могут смещаться друг относительно друга без разрыва связи между слоями.

Высокую электрическую проводимость металлов можно объяснить наличиемвструктуреметалловсвободныхэлектронов, которыеспособныперемещаться под действием электрического поля. При нагревании колебания электронов усиливаются, это затрудняет их движение и электрическая проводимость снижается.

Теплопроводность также обусловлена наличием свободных электронов в структуре металлов. Свободно движущиеся электроны в структуре ме-

84

4. Металлы

талла сталкиваются с ионами, которые находятся в узлах кристаллической решетки и между ними происходит обмен энергией. При повышении температуры свободные электроны поглощают энергию и передают ее ионам. Благодаря свободному движению электронов, тепло равномерно распределяется во всем объеме металла.

Электронный газ отражает практически все световые лучи, что приводит к наличию металлического блеска у металлов. Большинство металлов имеют серебристо-белый или серый цвет. Это связано с тем, что большинство металлов в равной степени рассеивают все лучи видимой части спектра. А вот золото и медь в большей степени поглощают лучи с короткой длиной волны (близкие к фиолетовой части спектра) и отражают лучи с большой длиной волны, поэтому и окрашены в желтый и красный цвета.

4.2. Основные типы кристаллических решеток металлов

Как уже было сказано, все металлы имеют кристаллическое строение. Различное расположение ионов и атомов в узлах решеток обусловливает различие видов металлических кристаллических решеток. Чаще всего образуются три вида кристаллических решеток:

1.Объемно-центрированная кубическая решетка

(ОЦК).

Атомы располагаются в вершинах и в центре объема, каждый атом окружен восемью соседними атомами. Такую решетку имеют: Na, K, Li, Ba, Cr, Mo, W, V.

2.Гранецентрированная кубическая решетка

(ГЦК).

Атомы металла расположены по вершинам и гранямкуба. Каждыйатомвэтомслучаеокружен12 соседними атомами. Такую решетку имеют: Cu, Al, Ni, Pb, Ca и др.

3.Гексагональная плотнейшая упаковка (ГПУ). В данном случае также каждый атом окружен

12 соседними атомами. Она встречается у Zn, Mg, Be, Ti, Cd.

85

Модуль IV. Неорганическая химия

4.3.Нахождение в природе

Всвободном (самородном) состоянии металлы в природе находятся в незначительных количествах. Как правило, это неактивные металлы, такие как золото, серебро, платина, медь. По большей же части металлы в природе находятся в виде соединений, обычно в виде различных солей, напри-

мер: NaCl, CaCO3, CuS, FeS2, Fe3O4 и др. Самым распространенным металлом в земной коре являетсяAl, следующие по распространенности – Fe, Ca, Na, K, Mg, Ti. Содержание остальных металлов незначительно, например,

вземной коре Cr всего лишь 0,3 %, Ni – 0,2 %, Cu – 0,01 %.

4.4.Получение металлов

Поскольку вприроде металлы встречаются преимущественно ввидесоединений, вкоторыхонинаходятсявположительнойстепениокисления, то необходимо их восстановление.

Рудыметалловпередвосстановлениемочищаютотпустойпороды(обогащение руд) и переводят в удобную для производства форму. Сульфидные рудыобычнопереводятвоксиды илирастворимые соли(прокаливанием на воздухе или обработкой кислотами, обычно серной). В целом технологии получения металлов достаточно сложны.

Вот наиболее широко применяемые способы:

1. Пирометаллургия – восстановление металлов из их руд при высокой температуре.

● Карботермия – это процесс восстановления металлов с помощью угля:

Cu2O + C → 2Cu + CO

Если руда содержит сульфид, ее обжигают, а потом восстанавливают: 2ZnS + 3O2 → 2ZnO + 2SO2

ZnO + C → Zn + CO

Или оксидом углерода:

Fe2O3 + 3CO → 3Fe + 3CO2

● Водородотермия – восстановление металлов из их руд при высокой температуре с помощью водорода. В промышленности так получают Mo,

86

4. Металлы

W и Re. В лаборатории этим способом можно получить также Cu, Pb, Bi, Fe, Co, Ni и другие металлы:

MoO3 + 3H2 → Mo + 3H2O↑ (при 900 °С)

CuO + H2 → Cu + H2O↑ (при 400 °С)

● Металлотермия – восстановление металлов из их руд при высокой температуре другими более активными металлами. В качестве восстановителей используют Al, Mg, Ca, Na, Si. Алюмотермически в промышленности получают V, Mn, Cr, W, лантаноиды и другие металлы и их сплавы. Этот способ применяют и в лаборатории.

Cr2O3 + 2Al → 2Cr + Al2O3

Используются также магниетермия (в промышленности – для получения Ti из TiCl4, для получения U, Nb, Zr); кальциетермия (для получения

Zr, Hf, Ti).

2. Гидрометаллургия – выделение металлов из растворов их солей более активными металлами. Этим способом вытесняются металлы, начиная с хрома и стоящие правее него в ряд напряжений металлов. Например, руда содержит оксид меди, ее растворяют в серной кислоте, а затем проводят реакцию замещения:

CuO + H2SO4 → CuSO4 + H2O

CuSO4 + Fe → FeSO4 + Cu↓

2AgNO3 + Cu → Cu(NO3)2 + 2Ag↓

3. Электрометаллургия – получение металлов электролизом расплавов или растворов их солей. Такой способ обычно применяют для получения очень активных металлов щелочных, щелочно-земельных, алюминия.

Электролиз расплава хлорида натрия: 2NaCl → Na + Cl2 К: Na+ + e → Na ¦ 2 А: 2Сl– – 2e → Cl2 ¦ 1

Суммарное уравнение: 2Na+ + 2Сl– → 2Na + Cl2

Электролизом растворов можно получить не очень активные металлы: ZnCl2 → Zn2+ + 2Cl−

87

Модуль IV. Неорганическая химия

K:Zn2+ + 2e → Zn ¦ 1

A:2Cl− – 2e → Cl2 ¦ 1

Суммарное уравнение: ZnCl2 → Zn + Cl2

Особое место в промышленности занимает алюминий, что связано с его физическими и химическими свойствами. Впервые металлический алюминий был получен немецким химиком Ф. Велером в 1821 г. Он предложил получать его восстановлением из хлорида алюминия металлическим калием при нагревании. В 1854 г. французский ученый Сент-Клер Девильпредложилэлектрохимическийспособполученияалюминия, восстанавливая натрием двойной хлорид алюминия-натрия. Современный рентабельный способ получения алюминия был изобретен американцем Ч. Холлом и французом П. Эру в 1886 г. Они предложили растворять глинозем в расплавленном криолите (Na3AlF6), а затем электролизом получать алюминий.

В расплаве оксид диссоциирует: Al2O3 → AlO+ + AlO2–

К: 3AlO+ + 3e → Al + A2O3 ¦ 4

А: 4AlO2– – 4e → 2Al2O3 + O2 ¦ 3

Суммарное уравнение: 2Al2O3 → 4Al + 3O2 Обсудим изменение атомных свойств.

ВглавныхподгруппахПериодическойсистемысверхувнизорбитальные

иметаллические радиусы (металлическим радиусом называют 1/2 кратчайшего межатомного расстояния в кристалле с металлической связью и КЧ = 12) атомов увеличиваются, энергии ионизации и электроотрицательность уменьшаются, а электродный потенциал смещается в отрицательную область. Таким образом, усиливаются восстановительные свойства простых веществ, гидроксиды становятся все более сильными основаниями, т. е. металлические свойства элементов возрастают.

4.5. Химические свойства

Металлы в свободном виде являются восстановителями. Это связано с тем, что атомы металлов имеют большие радиусы. В главных подгруппах Периодической системысверхувнизрадиусыатомовувеличиваются, азначит, электроныотдаватьстановитсявсепроще, ивосстановительныесвойс-

88

4. Металлы

тва простых веществ возрастают. Кроме того, в связи с увеличением радиуса атома усиливаются и основные свойства соответствующих гидроксидов. В периодах слева направо радиусы атомов уменьшаются, восстановительныесвойствапростыхвеществослабеваютиувеличивается кислотнаяприрода гидроксидов.

Реакционная способность некоторых металлов невелика из-за того, что они покрыты поверхностной оксидной пленкой, очень прочной и устойчивой к действию таких химических реактивов, как вода, растворы кислот

ищелочей.

I. Взаимодействие с простыми веществами

С кислородом взаимодействует при обычных условиях или нагревании большинство металлов, кроме благородных (Ag, Au, Pt). На поверхности некоторых металлов (Al, Cr, Ni) имеется прочная пленка оксида (Al2O3, Cr2O3, NiO), которая предохраняет их от дальнейшего окисления. Они устойчивы на воздухе. Реакция активных металлов с кислородом приводит к разным продуктам.

Литий, кальций и стронций сгорают в кислороде с образованием нормальных оксидов (где кислород находится в степени окисления –2), как и большинство других металлов:

4Li + O2 → 2Li2O

2Ca + O2 → 2CaO

2Sr + O2 → 2SrO

2Mg + O2 → 2MgO

Натрий, барий и радий окисляются с образованием пероксидов (где кислород находится в степени окисления –1), которые можно считать солями перекиси водорода H2O2:

2Na + O2 → Na2O2

Ba + O2 → BaO2

Ra + O2 → RaO2

Калий, рубидий и цезий в кислороде переходят в надпероксиды (где кислород находится в степени окисления –1/2):

K + O2 → KO2

Rb + O2 → RbO2

89

Модуль IV. Неорганическая химия

Cs + O2 → CsO2

С другими неметаллами простые вещества металлы образуют соли, как правило, в наиболее устойчивых для себя степенях окисления:

Cu + Cl2 (t) → CuCl2

Ca + Cl2 → CaCl2

Zn + S (t) → ZnS

Fe + S (t) → FeS

6Li + N2 → 2Li3N

3Mg + N2 (t) → Mg3N2

3Ca + 2P (t) → Ca3P2

3Li + P (t) → Li3 P

II. Взаимодействие со сложными веществами

1. С водой

Активные металлы (гидроксиды которых неплохо растворимы в воде) активно взаимодействуют с водой при комнатной температуре с выделением водорода:

2Na + 2Н2O → 2NaОН + Н2↑

Ca + 2Н2O → Ca(ОН)2 + Н2↑

Менее активные металлы взаимодействуют с водой при нагревании, образуя оксид или гидроксид:

Mg + 2Н2O (t) → Mg(ОН)2 + Н2↑

3Fe + 4H2O (t) → Fe3O4 + 4H2↑

2. С кислотами-неокислителями.

Для того чтобы определить будет ли металл взаимодействовать с такой кислотой или не будет, необходимо знать его положение в ряду напряжений металлов. Напомним, что электрохимический ряд напряжения передает восстановительнуюактивностьметалловвводномрастворе. Чемлевеерасположен металл в этом ряду, тем большими восстановительными свойствами он обладает, т. е. легче окисляется и переходит в виде катиона в раствор, но зато труднее восстанавливается из катиона в свободное состояние. Когда речь идет о кислотах-неокислителях, то окисляться металл должен катионом во-

90