38

Н.П.Танцура

Периодическая система: некоторые теоретические сведения

Главными характеристиками вещества являются его кислотно-основные и окислительно-восстановительные свойства. Именно они определяют, с какими веществами в окружающей среде, химической или биохимической системе, технологической установке будет реагировать рассматриваемое вещество. В пособии уделено большое внимание рассмотрению кислотно-основных свойств веществ и закономерностям их изменения в периодической системе.

В периодической системы (ПС) можно выделить два полюса свойств элементов: металлические и неметаллические. К металлам относят элементы, атомы которых могут только отдавать электроны в химических процессах. При этом степень окисления металлов в образующихся соединениях положительна (+). Неметаллы - это вещества, атомы которых способны как присоединять, так и отдавать электроны, поэтому степени окисления у них могут быть положительными и отрицательными по знаку.

В восьми групповой периодической системе типичные металлы находятся в ее левой части, а неметаллы - в правой верхней части. При этом нарастание металлических свойств по главным подгруппам усиливается сверху вниз, так что самые активные металлы находятся в левом нижнем углу ПС( цезий,франций), а самые типичные неметаллы- в правом верхнем углу ПС (самый активный из них фтор – в переводе с греческого «разрушающий», атом этого элемента может только принимать электрон). Перечислим типичные неметаллы: H, B, C, N, O, F, Si, P, S, Cl, Br, I.

Большинство элементов в ПС (начиная главным образом с IV группы) имеет несколько степеней окисления в соединениях, правила определения максимальных и минимальных значений степеней окисления приведены ниже. Ограниченное количество элементов имеют одну степень окисления в соединениях, наиболее распространенные из них следующие: щелочные металлы и Ag- +1; Be, Mg, Ca, Ba, Sr, Zn, Cd, Hg- +2, Al, Ga - +3

Зная положение элементов IV – VIII групп в ПС, можно указать некоторые степени окисления, которые они могут проявлять в соединениях:

максимальная степень окисления любого элемента (+) =№ группы (у некоторых элементов, например, Fe, Co, Ni , соединения с такими степенями окисления не существуют). Укажем для примера максимальные степени окисления некоторых элементов: N (азот) – V группа ( +5); Сr(хром) – VI группа (+6); Cl и Mn –VII группа (+7). Формулы соответствующих оксидов : N₂O₅, CrO₃, Cl₂O₇, Mn₂O₇.

Минимальная степень окисления для металлов и неметаллов определяется следующим образом:

минимальная степень окисления металла (+) = +1, +2 (IV-VIII группа).

минимальная степень окисления неметалла (-) = № группы-8 (все неметаллы – р-элементы и разность представляет собой число электронов, необходимое для завершения внешнего энергетического уровня атома неметалла). Например, у таких металлов, как хром Cr (VI группа) и Mn (VII группа) минимальные степени окисления составляют +2 и им соответствуют оксиды CrO (неустойчив) и МnO. У неметаллов V группы (N и Р ) минимальная степень окисления составляет « -3» ( NH₃, РН₃). Неметаллы VII группы, например хлор Cl, имеет наименьшую степень окисления равную -1 (HCl).

Контрольное задание 1:

1. Укажите максимальную и минимальную степень окисления для следующих элементов: S, W, P, Pb. Запишите формулы соответствующих оксидов.

2. Укажите атомы неметаллов в периодической системе.

3. Определите степени окисления элементов в следующих соединениях:

Сr₂O₃, NO₂, Bi₂O₅, K₂O, Fe₂O₃.

Номенклатура неорганических соединений

Международный союз по теоретической и прикладной химии сформулировал общие правила для формирования названий химических соединений – так называемая систематическая международная номенклатура. Она является наиболее строгой, достаточно простой и универсальной; название неорганических соединений строится по следующим правилам:

- если соединение состоит только из двух элементов, то первый называют по - русски (на национальном языке страны), указывая приставками ( ди, три, тетра и т.д.) число его атомов. Второй элемент называют по латыни с суффиксом -ид (и соответствующими количественными приставками): например: NaCl - натрий хлорид, BaO - барий оксид, BN –бор нитрид, GaAs – галлий арсенид, N₂O –диазот оксид, СеO₂- церий диоксид, S₂O₃ -дисера триоксид. Аналогично называют гидроксиды металлов: Сa(OH)₂ –кальций дигидроксид ( ион ОН^- называют в неорганической химии гидроксид-ионом).

-если соединение состоит из трех и более элементов (например, кислородные кислоты, некоторые соли ), то кислотный остаток называют справа налево, указывая количество атомов кислорода – оксо, диоксо, триоксо и т.д., а затем по латыни элемент с суффиксом -ат (в скобках записывают римскими цифрами его степень окисления (при условии, элемент имеет несколько значений степеней окисления в соединениях), например:

-SiO₃^2- - триоксосиликат ион (метасиликат-ион – полусистематическая номенклатура,

использование которой допустимо);

-Na₂SiO₃- динатрий триоксосиликат или динатрий метасиликат;

-PO₄^3- -тетраоксофосфат(V) или ортофосфат- ион;

АLPO₄ –алюминий тетраоксофосфат(V) , или алюминий ортофосфат;

-СО₃^2- - триоксокарбонат-ион (карбонат- ион);

СaCO₃ кальций триоксокарбонат, кальций карбонат;

-РО₃^- –триоксофосфат (V) - ион или метафосфосфат- ион;

Zn(PO₃)₂ – цинк триоксофосфат(V) или цинк метафосфат.

В настоящее время в России наиболее широко распространена полусистематическая номенклатура (сведения о систематической общепринятой в мире номенклатуре в школьную программу до сих пор не входят). В технической, особенно старой литературе, часто встречается русская номенклатура, которая уже отменена, кроме того, некоторые соединения имеют тривиальные названия. В качестве примера ниже приведена таблица с названиями различных неорганических соединений.

Абитуриентам, поступившим в высшие учебные заведения необходимо так же знать групповые названия элементов:

щелочные металлы (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr); щелочно-земельные металлы (Ca, Sr, Ba, Ra); переходные элементы 3d- ряда (3d-элементы)- Sc……Zn; лантаноиды (редкоземельные элементы) – Сe ……Lu; актиноиды (трансурановые элементы) – Th………Lr ; платиноиды (элементы группы платины)- Ru, Rh, Pd, Os, Ir, Pt; халькогены – O, S, Se, Te; галогены – F, Cl, Br, I, At

Химическая номенклатура

Формула

соединения систематическая полусисте- русская тривиальная матическая

НСl водород хлорид хлорид водорода хлористый соляная кислота

водород (водный раствор)

Н₂SO₄ диводород серная кислота - -

тетраоксосульфат(VI) кислота

HNO₃ водород азотная - -

триоксонитрат (V) кислота

NaOH натрий гидроксид гидроокись едкий

гидроксид натрия натрия натр

Ca(OH)₂ кальций гидроксид гидроокись известковая

дигидроксид кальция кальция вода

NaHS натрий гидросульфид кислый -

водородсульфид натрия сернистый натрий

ZnOHCl цинк хлорид основной -

гидроксид гидроксоцинка хлористый цинк -

хлорид

CaHPO₄ кальций водород гидрофосфат кислый -

тетраоксофосфат(V) кальция двузамещенный

ортофосфорнокислый кальций

PH₃ фосфор гидрид - фосфин

тригидрид фосфора(III)

АlOHSO₃ алюминий сульфит основной -

гидроксид гидроксоалюминия двузамещенный

триоксосульфат(IV) сернистокислый

алюминий

Классификация неорганических соединений

Все неорганические соединения могут быть разделены на четыре основных класса: оксиды, гидроксиды, бескислородные кислоты и соли. Общая схема такой классификации представлена на рис 1. Эта классификация не является полной, так как в нее не входят различные менее часто встречающиеся бинарные (состоящие из двух элементов) соединения

(например, аммиак-NH₃, сероуглерод –CS₂и пр.) за исключением широко распространенного класса бинарных соединений- оксидов.

Оксиды +n -2

Соединения элементов с кислородом вида Э₂О_nназываются оксидами (степень окисления атома О в оксидах равна «-2»). Систематическая номенклатура оксидов: на первом месте указывают название элемента в именительном падеже с соответствующими греческими количественными приставками, далее - слово «оксид» также с соответствующими количественными приставками, например:SiO₂- кремний диоксид,Fe₂O₃- дижелезо триоксид ,P₂O₅- дифосфор пентоксид. Полусистематическая номенклатура: на первом месте записывают слово «оксид», за которым следует название элемента в родительном падеже с указанием римскими цифрами в скобках его степени окисления, например:

Fe₂O₃ – оксид железа (III);

FeO- оксид железа (II)

P₂O₃- оксид фосфора (III);

P₂O₅- оксид фосфора (V).

Na₂O – оксид натрия ( натрий имеет только одно значение степени окисления в соединениях, в таких случаях ее не указывают).

Устаревшая русская номенклатура в названиях оксидов оперировала словом «окись» с указанием количества атомов кислорода на один атом элемента, например: N₂O - полуокись азота, Fe₂O₃- полутороокись железа, CO₂ - двуокись углерода. Следует отметить, что в русской номенклатуре оксид элемента с низшей степенью окисления часто называли закисью элемента, а оксид того же элемента с высшей степенью окисления- окисью, например: Сu₂0- закись меди, CuO- окись меди.

Существуют соединения элементов с кислородом, которые не проявляют свойств оксидов (в этих соединениях атом кислорода имеет степень окисления, которая не равна «-2»). Например, Н₂О₂^-1- пероксид водорода (перокись водорода), проявляет свойства слабой кислоты,

Na₂O₂^-1 - пероксид натрия – соль.

Основные способы получения оксидов

1.Прямое взаимодействие элементов или сложных веществ с кислородом (как правило,окисление происходит при высоких температурах - горение):

2 Mg + O₂ = 2 MgO

C + O₂ = CO₂

УФ или катализатор

2 SO₂ + O₂ = 2 SO₃

СН₄ + 2 О₂ = 2 Н₂О + СО₂

2.Разложение некоторых солей, оснований и кислот:

CaCO₃ = CaO + CO₂

Mg(OH)₂ = MgO + H₂O

H₂CO₃ = CO₂ + H₂O

2 CuSO₄ = 2 CuO + 2 SO₂ + O₂

3.Образование оксидов некоторых неметаллов при взаимодействии азотной и серной кислоты с металлами и неметаллами:

С + 2 H₂SO₄к = CO₂ + 2 SO₂ + 2 H₂O

Cu + 4 HNO₃к = Cu(NO₃)₂ + 2 NO₂ + 2 H₂O

4. Взаимодействие солей неустойчивых кислот (H₂CO₃, H₂SО₄) c сильными кислотами или солей неустойчивых оснований со щелочами:

K₂CO₃ + 2 HCl = 2 KCl + H₂O + CO₂

2 AgNO₃ + 2 NaOH = Ag₂O + H₂O + 2 NaNO₃

Все оксиды подразделяют на соле- и несолеобразующие или безразличные оксиды (общая схема классификации оксидов приведена на схеме 2). Солеобразующие оксиды могут образовывать соли при многочисленных химических реакциях,например:

СаО + СО₂ = СаСО₃

Солеобразующим оксидам соответствуют гидроксиды, которые образуются при прямом взаимодействии оксидов с водой и их получают косвенным путем, например:

СаО + Н₂О = Са(ОН)₂

Na₂O + H₂O = 2NaOH

Al₂O₃ + H₂O ≠

Al₂O₃ + 6 HCl = 2 AlCl₃ + 3 H₂O

AlCl₃ +3 NaOH =Al(OH)₃  + 3 NaCl (косвенное получение Al(OH)₃)

SO₃ + H₂O = H₂SО₄

SiO₂ + H₂O ≠

SiO₂ + 2 NaOH = Na₂SiO₃ + H₂O

Na₂SiO₃ + 2 HCl = 2 NaCl + H₂SiO₃ (косвенное получение H₂SiO₃)

Солеобразующие оксиды подразделяют по свойствам на три группы: основные (ударение на втором слоге), кислотные и амфотерные.

Основные оксиды – это оксиды металлов с низкими степенями окисления, главным образом, +1,+2 (кроме некоторых амфотерных, например, ZnO, BeO и некоторые другие). К ним следует в первую очередь отнести оксиды щелочных и щелочноземельных металлов, а также оксиды других металлов с низкими степенями окисления (CuO, NiO, CoO, FeO, и т.д.). Следует отметить, что непосредственно взаимодействуют с водой оксиды наиболее активных металлов, а именно, щелочных и щелочноземельных (см. выше).

Доказательством основных свойств оксидов являются реакции:

КИСЛОТА

ОСНОВНОЙ ОКСИД + или ===> СОЛЬ + ( Н₂О )

КИСЛОТНЫЙ

ОКСИД

Например, FeO + 2 HCl = FeCl₂ + H₂O

Na₂O + CO₂ = Na₂CO₃

Кислотные оксиды (ангидриды кислот) характерны для неметаллов (см. перечень выше) с любой степенью окисления и металлов с высокими степенями окисления (от +5 до +8), например, СО₂, SO₂, N₂O₅, P₂O₅, Mn₂O₇, CrO₃, RuO₄.

Такие оксиды при прямом взаимодействии с водой или с помощью косвенных реакций образуют соответствующие кислородные кислоты. Следует отметить, что непосредственно взаимодействуют с водой почти все оксиды неметаллов, например, газообразные -SO₂, SO₃, CO_2, твердые - N₂O₅, P₂O₃ и P₂O₅ и жидкие (Cl₂O₇). Не растворяются в воде два оксида неметалла – B₂O₃ и SiO₂. Многие оксиды металлов в высших степенях окислениz растворяются в воде, например, CrO₃, некоторые из них неустойчивы (Mn₂O₇).

Однако независимо от растворимости оксидов в воде легко формально вывести формулу кислоты, соответствующей данному оксиду:

CrO₃ B₂O₃

+ H₂O + H₂O

H₂CrO₄ H₂B₂O₄ => HBO₂ (кратные индексы у всех атомов сокращаем).

Приведенные записи не являются химическими реакциями, они представляют собой формальный вывод формулы кислоты, которую желательно знать, т.к. в реакциях солеобразования с участием оксидов, проявляющих кислотные свойства, кислотный остаток соответствующей кислоты входит в состав соли. Приведенный вывод является формальным также по той причине, что многие реакции с участием оксидов протекают в безводной среде, например, в расплаве.

Доказательством кислотных свойств оксидов являются реакции:

ОСНОВАНИЕ

КИСЛОТНЫЙ + или ==> CОЛЬ + ( Н₂О )

ОКСИД ОСНОВНОЙ

+H₂O ОКСИД

к-та (формальный вывод) , кислотный остаток входит в состав соли.

Например, SO₂ + 2 NaOH = Na₂SO₃ + H₂O

Mn₂O₇ + Ca(OH)₂ = Ca(MnO₄)₂ + H₂O

+H₂O

H₂Mn₂O₈  HMnO₄ (формальный вывод), (MnO₄^-1 входит в состав соли).

Амфотерные оксиды проявляют кислотные и основные свойства в зависимости от того, с чем реагируют.

Следует запомнить достаточно часто встречающиеся металлы, оксиды которых обладают ярко выраженными амфотерными свойствами:

Be, Al, Zn, Sn, Pb, Cr (III)….

Этим металлам соответствуют амфотерные оксиды:

BeO, Al₂O₃, ZnO, SnO, SnO₂, PbO, PbO₂, Cr₂O₃

Многие металлы характеризуются набором степеней окисления в соединениях (как правило, начиная с IVгр.), при этом, с увеличением степени окисления данного металла в его оксидах и гидроксидах, наблюдается возрастание их кислотных свойств. Например, амфотерные оксиды SnO₂ и PbO₂ обладают более ярко выраженными кислотными свойствами, чем SnO и PbO. У такого важного с технической точки зрения металла, как хром, а так же у многих других металлов существуют оксиды и гидроксиды с различными кислотно-основными свойствами:

Cr

+2 +3 +6

CrO Cr₂O₃ CrO₃

основной амфотерный кислотный

Cr(OH)₂ Cr(OH)₃ H₂CrO₄

========================================>

кислотные свойства оксидов и гидроксидов возрастают

У всех металлов, для которых существуют подобные ряды оксидов, амфотерными свойствами обладают оксиды и гидроксиды с промежуточными степенями окисления металла. В воде амфотерные оксиды не растворяются.

Доказательством амфотерных свойств оксидов являются, по крайней мере, две противоположные реакции, которые позволяют подтвердить основные и кислотные свойства амфотерного оксида:

КИСЛОТА

или==========> СОЛЬ + ( Н₂О )

КИСЛОТНЫЙ

АМФОТЕРНЫЙ + ОКСИД

ОКСИД ОСНОВАНИЕ

или ========= CОЛЬ + (Н₂О )

ОСНОВНОЙ

ОКСИД

Рассмотрим пример:

ZnO + 2 HCl = ZnCl₂ + H₂O (1)

основн. св-ва

ZnO + 2 NaOH = Na₂ZnO₂ + H₂O (2)

кислот. св-ва

+ H₂O

H₂ZnO₂ – цинковая к-та (формальный вывод).

Как будет показано ниже, для растворов реакцию (2) более строго записывают в следующем виде:

ZnO + 2 NaOH + Н₂О = Na₂[Zn(OH)₄] тетрагидроксоцинкат натрия (комплексная соль)

Вывод: амфотерный оксид реагирует со щелочью как кислотный, а с кислотой - как основной, в обоих случаях образуются соли.В том случае, когда амфотерный оксид проявляет основные свойства, металл входит в состав образующейся соли в качестве катиона; при проявлении амфотерным оксидом кислотных свойств, металл входит в состав аниона соли.

БЕЗРАЗЛИЧНЫЕ (НЕСОЛЕОБРАЗУЮЩИЕ ) ОКСИДЫ

Число таких оксидов невелико, наиболее распространенные из них следующие: CO, N₂O, NO, NO₂.В приведенных выше реакциях солеобразования такие оксиды не участвуют.

ОБОБЩЕНИЕ:

1. Обратим внимание на взаимосвязь кислотно-основных свойств оксидов металлов и неметаллов с величинами их степеней окисления: у неметаллов в оксидах (см. перечень неметаллов выше) возможны следующие значения степеней окисления:

+1 +2 +3 +4 +5 +6 +7

Практически все оксиды неметаллов - кислотные (кроме нескольких безразличных).

Примеры: Cl₂O, B₂O₃, CO₂, N₂O₅, SO₃, Cl₂O₇ и т.д.

У металлов могут быть основные, амфотерные и кислотные оксиды и следующие степени окисления металлов в них:

+1 +2 +3 +4 +5 +6 +7 +8

________ ____________________

основн. оксиды кислотные оксиды

_______________

амфотерные оксиды

2. Реакции с участием оксидов: при изучении химических свойств оксидов часто возникают проблемы с записью продуктов реакций. В связи с этим рекомендуем внимательно изучить ниже приведенные схемы и выводы из них:

кислотный

основной оксид

оксид + или ========== соли

амфотерный

оксид

(кислотн. св-ва)

+ Н₂О

к-та - формальный вывод ф-лы кислоты, кислотный остаток

основной входит в состав полученной соли

кислотный оксид

оксид или =========== соли

+Н₂О амфотерный

ф-ла кислоты оксид (основные св-ва)

↓

(формальный вывод, кислотный остаток входит в состав полученной соли)

Таким образом основные оксиды могут реагировать с кислотными и амфотерными оксидами и гидроксидами, которые проявляют в таких реакциях кислотные свойства. Кислотные оксиды взаимодействуют с основными и амфотерными оксидами и гидроксидами, которые в этом случае проявляют основные свойства. В любом случае рекомендуем формально прибавить к оксиду, проявляющему кислотные свойства, молекулу воды, вывести формулу кислоты, определить вид и заряд кислотного остатка, который войдет в состав соли. Реакции с амфотерными гидроксидами будут приведены ниже. (Следует иметь в виду, что многие реакции с участием оксидов и гидроксидов практически не протекают в водных растворах из-за плохой растворимости веществ, но могут протекать в расплавах при высоких температурах, такие реакции наблюдаются в природных и технологических процессах).

Как следует из выше изложенного материала при изучении реакций с участием оксидов и гидроксидов важно знать их свойства. С учетом п.п. 1 и 2 обобщений можно предложить следующий алгоритм определения свойств оксидов:

1. Оксид Э₂О_n. Э - металл или неметалл (см. перечень стр. ). Если Э - неметалл  оксид кислотный (безразличные оксиды необходимо помнить).

2.Э-металл - оксид может быть основным, амфотерным и кислотным. Рекомендуем посмотреть перечень наиболее часто встречающихся амфотерных оксидов (если элемент не входит в приведенный перечень, но возникают сомнения относительно его свойств, можно посмотреть в учебнике степени окисления данного металла в соединениях, при наличии у него трех и более степеней окисления промежуточные оксиды будут амфотерными).

3.Оксид металла – неамфотерный, тогда:

ст.ок. Ме высокие ( > +5 ) ст.ок. Ме невысокие (<+2)

↓ ↓

оксид - кислотный; оксид - основной (амфотерные – исключены)

Рассмотрим примеры:

+2

FeO + N₂O₅ = Fe(NO₃)₂

кислотный

+H₂O

H₂N₂O₆ ==> HNO₃

2 NaOH + CrO₃ = 2 Na₂CrO₄ + H₂O

кислотный

+H₂O

H₂CrO₄- хромовая кислота

Ba(OH)₂ + Al₂O₃ = Ba(AlO₂)₂ + H₂O

амфот.(кислот.св-ва)

+ H₂O

H₂Al₂O₄==> HАlO₂ – метаалюминиевая кислота

Контрольное задание 2:

1. Приведите примеры солеобразующих и несолеобразующих оксидов. В чем состоит различие между ними?

2. Какие оксиды называются основными, кислотными и амфотерными? По каким свойствам оксиды можно отнести к той или иной группе?

3. Дайте названия следующим оксидам, используя все виды номенклатур:

Li₂O, BeO, FeO, Fe₂O₃, MnO, MnO₂, Mn₂O₇, WO₃, P₂O₅, CO, CO₂.

4. Даны оксиды: оксид кремния (IV), оксид магния, оксид свинца (II) и оксид хрома (VI), оксид хрома (III), оксид олова (IV), оксид бора. Определив свойства оксидов, записать возможные реакции с азотной кислотой HNO₃ и КОН.

5. Дописать реакции: оксид хлора (I) + оксид магния; оксид углерода (IV) + оксид алюминия; гидроксид калия + оксид берилия; гидроксид железа (III) + оксид азота (III); оксид алюминия + оксид натрия;

6. Даны оксиды: оксид серы (IV), оксид магния, оксид цинка и оксид марганца (VII). Какие пары оксидов могут взаимодействовать друг с другом, запишите реакции.

7.Укажите свойства оксидов: MnO, MnO₂, Mn₂O₇, запишите формулы соответствующих им гидроксидов.

8.Приведите примеры химических реакций, доказывающих амфотерный характер оксида хрома (III)₃.

9.Могут ли взаимодействовать между собой и почему следующие оксиды: ZnO и FeO, Na₂O и ZnO, N₂O₅ и MgO, Cl₂O₇ и СO₂, P₂O₅ и K₂O?. Напишите уравнения возможных реакций.

10.Каким образом, зная химические свойства оксидов, очистить FeO от примесей K₂O и ZnO (используйте воду, кислоту или щелочь)?

11.Какие из нижеперечисленных оксидов можно растворить в кислотах, а какие – в щелочах: Cs₂O, CaO, GeO₂, N₂O₃? Запишите уравнения cоответствующих реакций.

13.У какого оксида сильнее выражены кислотные свойства: SnO₂ или PbO₂?

14. Какие из приведенных оксидов растворяются в воде, запишите реакции: оксид бора, оксид алюминия, оксид азота (V ), оксид железа (II), оксид серы (IV ), оксид калия, оксид магния.