Химия. Краткий курс для иностранных студентов. Учебное пособие

связывают ионы между собой и обусловливают основные свойства металлов (высокую тепло- и электропроводность, характерный «металлический блеск» – высокий коэффициент отражения и т. д.).

При построении кристалла атомы металлов достаточно легко отдают свои валентные электроны, превращаясь в положительно заряженные ионы, а в уже выстроенном кристалле непрерывно протекает два противоположных процесса – образование ионов металла из нейтральных атомов (Me – nē → Men+) и присоединение электронов к ионам металла с образованием нейтральных атомов (Men+ + nē → Me), т. е. в узлах кристаллической решетки попеременно находятся как нейтральные атомы, так и соответствующие ионы. Делокализованные электроны при этом могут достаточно свободно перемещаться по всей кристаллической решетке.

Весь набор физико-химических свойств металлов определяется особымстроениемихкристаллическойрешетки(рис.3)иналичием этих высокоподвижных делокализованных электронов внутри решетки.

Плотность металлов ρ меняется в широких пределах от ρ = = 0,53 г/см3 у лития до 22,6 г/см3 у осьмия (Os).

Температура плавления также меняется в очень широких пределах: –39 оС у ртути (Hg), 28,6 оС у цезия (Cs), 30 оС у галлия (Ga) (оба плавятся в руках), а самый тугоплавкий металл – вольфрам

(W) с Тпл. = 3410 оС.

Рис. 3. Основные виды кристаллической решетки металлов: кубическая объемно центрированная (слева), кубическая гранецентрированная (в центре) и гексагональная (справа)

31

Сильно различаются металлы и по твердости: самые твердые металлы–иридий(Ir),бериллий(Ве),вольфрам(W)ихром(Cr)– имеюттвердостьпошкалеМоосаоколо9(против10уалмаза).Самые мягкие – калий (К), рубидий (Rb), цезий (Cs) –легко режутся ножом.

Многим металлам свойственна пластичность – способность изменять форму при ударе, прокатываться в тонкие листы, вытягиватьсявпроволоку:так,врядуAu→ Ag→ Cu→ Pb→ Sn→ Zn → → Fe пластичность уменьшается.

Высокая электропроводность металлов, как уже упоминалось, определяется наличием большого количества слабо закрепленных электронов; при нагревании она слегка уменьшается, так как термические колебания ионов в узлах кристаллической решетки рассеивают направленное движение электронов. В ряду Ag → Cu → → Au → Al → Fe удельная электропроводность металлов уменьшается. Высокая теплопроводность металлов также при нагреванииуменьшается:засчетдвиженияделокализованныхэлектронов происходит быстрое выравнивание температуры в массе металла.

Металлическая связь так же, как и ионная, отличается нена-

правленностью.

В настоящий момент свойства металлов (а также полупроводников и диэлектриков) удовлетворительно описаны в рамках зон-

ной теории, в которой металлический кристалл рассматривается как гигантская молекула, состоящая из N атомов, в которой не только соседние, но и все атомы взаимодействуют друг с другом,

в результате чего молекулярные орбитали металла образуют почти непрерывную зону разрешенных энергий.

Межмолекулярные связи. Силы Ван-дер-Ваальса. Межмолеку-

лярные взаимодействия – взаимодействия молекул между собой, не приводящие к разрыву или образованию новых внутримолекулярных химических связей. В их основе, как и в основе химической связи, лежат электростатические взаимодействия. Среди них выделяют следующие.

Ориентационные взаимодействия, которые напрямую связаны с полярностьюмолекул:полярныемолекулы,обладающиепостоян-

32

ным дипольным моментом за счет электростатических сил, взаимодействуют друг с другом, образуя цепи или ассоциаты:

– +

Величина ориентационного взаимодействия зависит от величиныдипольногомоментамолекул,отрасстояниямеждучастицами и температуры: оно ослабевает как с ростом расстояния, так и

сростомтемпературы.Отэтоговидавзаимодействиязависятмногие свойства веществ, например температура кипения.

Индукционное взаимодействие возникает между полярными и

неполярными молекулами, например между HCl и Cl2. При этом полярная молекула индуцирует в неполярной молекуле наведенный дипольный момент, в результате чего между ними возникает диполь-дипольное взаимодействие. Энергия такого взаимодействия сильно зависит от дипольного момента полярной молекулы и поляризуемости неполярной.

Дисперсионное взаимодействие происходит за счет возникнове-

ния мгновенных диполей в различных молекулах, которые появляются самосогласованно. При движении электронов в молекулах возможно мгновенное возникновение ассиметрии распределения положительных и отрицательных зарядов. В результате в разных молекулах возникают мгновенно существующие (приблизи- тельно10–8с)разнонаправленныедиполи,из-заналичиякоторых молекулы могут как удерживаться вблизи друг друга, так и отталкиваться.

Водородная связь – еще один вид межмолекулярного (и внутримолекулярного) взаимодействия, наиболее сильный из перечисленных. Она образуется тогда, когда водород в молекуле связан

сэлементом, обладающим высокой электроотрицательностью (фтором, кислородом, хлором), и обусловлена тем, что сильное смещение общей электронной плотности в молекуле от водорода

33

к элементу с высокой электроотрицательностью превращает его в уникальную частицу – протон: (1) его размеры ничтожно малы и (2) он практически полностью лишен электрона.

Все это позволяет сильно поляризованному иону водорода вплотную приблизиться к электроотрицательному элементу из соседней молекулы и образовать довольно сильную межмолекулярную связь. Так, между молекулами HF длина водородной связи H – F ···· H – F соизмерима с длиной внутримолекулярной связи; для молекул воды примерно вдвое больше (0,177 нм против 0,099 соответственно, Е = 20 кДж/моль). Наличие межмолекулярной водородной связи повышает температуру кипения и плавления, отвечает за ассоциацию молекул, играет важную роль в строении органических веществ (например, белков).

5. КЛАССИФИКАЦИЯ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ

(CLASSIFICATION OF INORGANIC COMPOUNDS)

Сложные неорганические соединения мы можем разделить на несколько классов: оксиды, гидроксиды и соли (рис. 4). Кратко рассмотрим каждый из них.

Рис. 4. Взаимосвязь между сложными неорганическими соединениями

34

Оксиды. Оксидами называются сложные вещества, состоящие из двух элементов, одним из которых является кислород со степенью окисления –2.

По правилам международной номенклатуры названия оксидов образуются из слова «оксид» с добавлением названия элемента в родительном падеже и далее в скобках указывается степень окисления элемента, если у элемента их несколько. Например, NО – оксид азота (II); N2О3 – оксид азота (III); N2О5 – оксид азота (V).

По химическим свойствам оксиды делят на солеобразующие и несолеобразующие. К последним относят, например, оксид углерода (II) CO, оксид азота (I) N2O, оксид азота (II) NO, оксид кремния (II) SiO и некоторые другие. Различие между ними ясно из названия, но следует добавить, что каждому солеобразующему оксиду соответствует свой гидроксид, а несолеобразующему – нет.

Солеобразующие оксиды подразделяются на оснóвные, кислотные (или ангидриды) и амфотерные.

К оснóвным оксидам следует отнести оксиды металлов. В Периодической таблице металлы (элементы главных подгрупп) расположены в левой нижней части; кроме этого, все переходные и редкоземельные элементы (элементы побочных подгрупп) также являются металлами. Основными свойствами обладают оксиды металлов – элементов главных подгрупп и элементов побочных подгрупп в низших степенях окисления, например оксид натрия (Na2O), оксид меди (II) (СuО), оксид марганца (II) (MnO). Некоторые основные оксиды растворяются в воде с образованием ги-

дроксидов: Na2O + Н2О = 2NaOH.

Если основной оксид не растворяется в воде, то соответствующее ему основание получают косвенным путем, например через соль.Так,оксидмеди(II)нерастворяетсявводе,асоответствующее ему основание получают следующим образом: CuSO4+2NaOH =

=Сu(ОН)2 + Na2SO4.

Свойства осно`вных оксидов:

1.Каждому основному оксиду соответствует свой гидроксид

(основание): K2O + H2O = 2KOH.

35

2. Основные оксиды взаимодействуют с кислотами, образуя соль и воду:

СuО + H2SO4 = СuSO4 + H2O; CuSO4+2NaOH = Сu(ОН)2 ↓+ Na2SO4.

3.Основныеоксидывзаимодействуютскислотнымиоксидами, образуя соль: K2O + SO3 = К2SO4.

4.Оксиды с ярко выраженными основными свойствами (при нагревании) взаимодействуют с амфотерными оксидами, давая соль: Li2O + BeO = Li2BeO2.

5.Оксиды с ярко выраженными основными свойствами (при нагревании) взаимодействуют с амфотерными гидроксидами, да-

вая соль и воду: Li2O + Be(OH)2 = Li2BeO2 + H2O↑.

Кислотные оксиды (или ангидриды) образуют типичные не-

металлы во всех степенях окисления (неметаллы расположены в правой верхней части таблицы Менделеева, это элементы главных подгрупп) и металлы в высших степенях окисления +5, +6, +7, + 8

(СrО3, Мn2О7).

Основные свойства кислотных оксидов:

1. При растворении в воде эти оксиды образуют кислоту: SO3 +

Н2О = Н2SO4.

Если кислотный оксид не растворяется в воде, то соответствующая ему кислота получается косвенным путем – при взаимодействииеесолиссильнойкислотой:Na2SiO3 +2НС1=H2SiO3↓+2NaCl.

2.Кислотные оксиды реагируют с основаниями, образуя соль

иводу: SO2 + 2NaOH = Nа2SО3 + Н2O.

3.Кислотные оксиды при нагревании взаимодействуют с ос-

новными оксидами, образуя соли: SiО2 + FeO = FeSiО3.

4.Кислотныеоксидыпринагреваниивзаимодействуютсамфотерными оксидами, образуя соли: SO3 + BeO = ВеSO4.

5.Кислотные оксиды при нагревании взаимодействуют с амфотерными гидроксидами, образуя соль и воду: SO3 + Be(OH)2 =

=ВеSO4 + H2O↑.

Амфотерные оксиды – оксиды элементов главных подгрупп, лежащие по диагонали (из левого верхнего в правый нижний угол)

36

периодической таблицы (BeO, ZnO, Al2O3, SnO, PbO), а также оксиды элементов побочных подгрупп в промежуточных степенях окисления(Mn2O3,TiO2, Fe2O3, VO2).Этиоксидывзависимостиот условий проявляют осно́вные или кислотные свойства.

Свойства амфотерных оксидов:

1.Этиоксидывзаимодействуютскислотами,образуясольиво-

ду: ZnO + H2SO4 = ZnSO4 + Н2О.

2.При нагревании реагируют с основаниями, образуя соль и во-

ду: ZnO + 2NaOH = Na2ZnO2 + Н2О↑.

3.При нагревании реагируют с основными оксидами, образуя

соль: BeO + К2О = К2BeO2.

4.При нагревании реагируют с кислотными оксидами, образуя соль: SnO + SO3 = SnSO4.

5.Амфотерным оксидам соответствует амфотерный гидроксид:

ZnO + 2HCl = ZnCl2 + Н2О; ZnCl2 + 2NaOH = 2NaCl + Zn(OH)2↓.

Пероксиды.Вэтихсоединенияхатомыкислородасвязанымежду собой в пероксидную цепочку –O–O–. Примером наиболее важ-

ного пероксида является перекись водорода Н–О–О–Н (Н2О2). Образование пероксидов особенно характерно для щелочных

металлов. Из пероксидов металлов при нагревании можно получитьоксиды,действуянанихизбыткомметалла,например:Na2O2 +

+2Na = 2Na2O.

Пероксиды за счет присутствия кислорода в нехарактерной для него степени окисления –1 проявляют свойства и окислителей, и восстановителей (см. далее).

Гидроксиды. К гидроксидам относятся основания, амфотерные основания и кислородсодержащие кислоты.

Основания (гидроксиды с оснóвным характером) – химические со-

единения,содержащиеоднуилинесколькофункциональныхгидроксогрупп (ОН‒), связанных с атомом металла. Основания образуют металлы в низших степенях окисления +1 и +2, иногда +3. Названия оснований составляют из слова «гидроксид» и названия металла с указанием при необходимости его степени окисления: например, Fе(ОН)2 – гидроксид железа (II), Fе(ОН)3 – гидроксид железа (III). Носителем свойств основания является группа ОН‒, образующаяся

37

врезультатедиссоциации:RbОН Rb++ОН‒.Приэтомсилаоснований определяется количеством групп ОН‒ в растворе из-за диссоциации оснований: чем их в растворе больше, тем основание сильнее (см. далее). Большинство оснований в воде малорастворимы, за исключением хорошо растворимых в воде оснований (щелочей) – гидроксидов элементов I группы главной подгруппы периодической системы: LiОН, NaОН, KОН, RbОН и CsОН.

Свойства оснований:

1.При нагревании из них можно получить соответствующий оксид: Cа(OH)2 = CаО + H2O↑.

2.Основания реагируют с кислотными оксидами, давая соль

иводу: 2NaOH + SO2 = Na2SO3 + H2O.

3.Все основания могут реагировать с кислотами, давая соль

иводу: Cu(OH)2 + H2SO4 = CuSO4 + 2H2O.

4.Растворы щелочей взаимодействуют с растворами солей: 2NaOH + Pb(NO3)2 = Pb(OH)2↓ + 2NaNO3.

5.Щелочи могут взаимодействовать с амфотерными основаниями с образованием соли и воды:

2NaOH + Zn(ОН)2↓ = Na2ZnO2 + 2H2О↑ – при нагревании; 2NaOH + Zn(ОН)2↓ = Na2[Zn(ОН)4] – в растворе.

6.Щелочи реагируют с амфотерными оксидами (при нагрева-

нии), давая соль и воду: 2KОН + Al2O3 = 2KAlО2 + Н2О↑. Основания обладают и другими свойствами, о некоторых из

них написано далее.

Амфотерныеоснования(амфотерныегидроксиды)–гидроксиды,

которыевзависимостиотусловийпроявляютсвойствакаккислот, такиоснований.Этопроисходитиз-затого,чтовданныхсоедине- ниях энергии связи металл–кислород и кислород–водород близки по величине, в результате они способны диссоциировать и как кислоты, и как основания. Эти соединения принято записывать как обычные основания (с гидроксогруппой ОН‒: оксид бериллия

Be(OH)2, оксид цинка Zn(OH)2, оксид алюминия Al(OH)3, оксид свинца (II) Pb(OH)2 и т. д.), но можно записать иначе (например, бериллиеваякислотаН2ВеО2,цинковаякислотаН2ZnО2,ортоалюминиевая кислота Н3AlО3 и т. д.).

38

Свойства амфотерных гидроксидов:

1.При нагревании их можно перевести в соответствующие ок-

сиды: Zn(OH)2 = ZnO↑ + Н2О↑.

2.Такие гидроксиды реагируют с кислотами, в этом случае они ведутсебякакобычныеоснования,образуясольиводу:Zn(OH)2 +

+2HNO3 = Zn(NO3)2 + 2H2O.

3.Они же реагируют с кислотными оксидами (ведут себя так

же,какобычныеоснования),образуясольиводу:Zn(OH)2 + SO3= = ZnSO4+ H2O.

4.Амфотерные гидроксиды взаимодействуют с растворами щелочей, при этом они ведут себя как кислоты:

H2ZnO2 (или Zn(OH)2) + 2NaOH = Na2ZnO2 + 2H2O↑ – при нагреве;

H2ZnO2 + 2NaOH = Na2[Zn(ОН)4] – в растворе.

5.При нагревании они могут взаимодействовать с основными оксидами с ярко выраженными основными свойствами:

H2ZnO2 + К2О = К2ZnO2 + H2O↑.

Кислоты. Кислоты – это сложные химические соединения, состоящиеизионовводородаианиона,диссоциируютвводесобразованием ионов водорода (протона) и соответствующего аниона. При этом чем больше протонов в растворе кислоты, тем она сильнее: НС1 Н++С1‒. Если у кислоты несколько протонов, диссоциация протекает ступенчато: Н2SO4 H++ НSO4‒ 2H++ SO42‒ (см. далее).

Названия кислородсодержащих кислот производят от названия элемента с прибавлением окончаний «-ная», «-вая», если степеньокисленияегоравнаномеругруппы.Померепонижения степени окисления элемента в названии суффиксы меняются в следующем порядке: «-оватая», «-истая», «-оватистая». Например: HClO4 (Cl+7) – хлорная кислота; HClO3 (Cl+5) – хлорноватая кислота; HClO2 (Cl+3) – хлористая кислота; HClO (Cl+1) – хлорноватистая кислота.

Если оксид элемента с одной и той же степенью окисления образует несколько кислот, то к названию кислоты с меньшим содержанием атомов кислорода прибавляется приставка

39

«мета», при большем содержании кислорода – приставка «орто»: H2SiO3 (Si+4) – метакремниевая кислота; H4SiO4 (Si+4) – ортокремниевая кислота.

Свойства кислот:

1.Некоторыекислотылегкоотдаютводусобразованиемсвоего ангидрида: Н2СО3 → СО2↑ +Н2О.

2.Кислотыреагируютсоснованиями,даваясольиводу:2HNO3 +

+Cа(OH)2 = Са(NO3)2 + 2Н2О.

3.Кислоты реагируют с основными оксидами, образуя соль

иводу: 2HNO3 + CаO = Са(NO3)2 + 2Н2О.

4.Кислоты реагируют с амфотерными основаниями, образуя

соль и воду: 3HCl + Al(OH)3 = AlCl3 + 3Н2О.

5.Кислоты реагируют с амфотерными оксидами, образуя соль

иводу: 2HCl + SnO = SnCl2 + Н2О.

Взаимодействие кислот с металлами и неметаллами подробнее рассматривается в гл. 12.

Формулы и названия некоторых неорганических кислот и их солей представлены в табл. 1.

Соли. Соли – продукты взаимодействия кислот с основаниями. Различают средние, кислые, основные соли.

Средние соли – продукт полного замещения протонов кислоты ионами металлов. Растворимость солей лежит в очень широких пределах, и, если соль хорошо растворима, считается, что она диссоциирует сразу и нацело: AlCl3 Al3+ + 3Cl‒. Если средняя соль нерастворима (малорастворима) в воде, считаем, что она не диссоциирует вовсе.

Кислые соли образуются при неполной нейтрализации многоосновной кислоты основанием: LiOH + H2SO4 = LiНSO4 + Н2О.

В состав кислых солей кроме катионов металла и анионов вхо-

ный электролит, по второй диссоциация происходит в меньшей степени.

40