Усі хімічні елементи поділяють на метали і неметали залежно від будови та властивостей їх атомів. Також на метали та неметали класифікують утворювані елементами прості речовини, виходячи з їх фізичних та хімічних властивостей.

У періодичній системі хімічних елементів Д.І. Менделєєва неметали розташовані по діагоналі: бір – астат і над нею у головних підгрупах.

Для атомів металів характерні порівняно великі радіуси та невелика кількість електронів на зовнішньому рівні від 1 до 3 (виняток: германій, олово свинець – 4; сурма та вісмут – 5; полоній – 6 електронів).

Атомам неметалів, навпаки, властиві невеликі радіуси атомів та кількість електронів на зовнішньому рівні від 4 до 8 (виключення бору, у нього таких електронів – три).

Звідси прагнення атомів металів до віддачі зовнішніх електронів, тобто. відновлювальні властивості, а атомів неметалів – прагнення прийому відсутніх до стійкого восьмиелектронного рівня електронів, тобто. окисні властивості.

Метали

У металах – металевий зв'язок та металеві кристалічні грати. У вузлах ґрат знаходяться позитивно заряджені іони металів, пов'язані за допомогою узагальнених зовнішніх електронів, що належать всьому кристалу.

Це зумовлює всі найважливіші фізичні властивості металів: металевий блиск, електро- та теплопровідність, пластичність (здатність змінювати форму під зовнішнім впливом) та деякі інші, характерні для цього класу простих речовин.

Метали І групи головної підгрупи називають лужними металами.

Метали ІІ групи: кальцій, стронцій, барій – лужноземельні.

Хімічні властивості металів

У хімічних реакціях метали виявляють лише відновлювальні властивості, тобто. їх атоми віддають електрони, утворюючи у результаті позитивні іони.

1. Взаємодіють із неметалами:

а) киснем (з утворенням оксидів)

Лужні та лужноземельні метали окислюються легко за звичайних умов, тому їх зберігають під шаром вазелінової олії або гасу.

4Li + O 2 = 2Li 2 O

2 Ca + O 2 = 2 CaO

Зверніть увагу: при взаємодії натрію – утворюється пероксид, калію – надпероксид.

2Na + O 2 = Na 2 O 2 К + О2 = КО2

а оксиди отримують прожарюванням пероксиду з відповідним металом:

2Na + Na 2 O 2 = 2Na 2 O

Залізо, цинк, мідь та інші менш активні метали повільно окислюються на повітрі та активно при нагріванні.

3Fe + 2O 2 = Fe 3 O 4 (суміш двох оксидів: FeO та Fe 2 O 3)

2Zn + O 2 = 2ZnO

2Cu + O 2 = 2CuO

Золото та платинові метали не окислюються киснем повітря за жодних умов.

б) воднем (з утворенням гідридів)

2Na + H 2 = 2NaH

Ca + H 2 = CaH 2

в) хлором (з утворенням хлоридів)

2K + Cl 2 = 2KCl

Mg + Cl 2 = MgCl 2

2Al + 3Cl 2 =2AlCl 3

Зверніть увагу: при взаємодії заліза утворюється хлорид заліза (III):

2Fe + 3Cl 2 = 2FeCl 3

г) сірої (з утворенням сульфідів)

2Na + S = Na 2 S

Hg + S = HgS

2Al + 3S = Al 2 S 3

Зверніть увагу: при взаємодії заліза утворюється сульфід заліза (II):

Fe + S = FeS

д) азотом (з утворенням нітридів)

6K + N 2 = 2K 3 N

3Mg + N 2 = Mg 3 N 2

2Al + N 2 = 2AlN

2. Взаємодіють зі складними речовинами:

Необхідно пам'ятати, що за відновлювальною спроможністю метали розташовані в ряд, який називають електрохімічним рядом напруги або активності металів (витісний ряд Бекетова Н.Н.):

Li, K, Ba, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Co, Ni, Sn, Pb, (H2), Cu, Hg, Ag, Au, Pt

а) водою

Метали, розташовані в ряду до магнію, за звичайних умов витісняють водень із води, утворюючи розчинні основи – луги.

2Na + 2H 2 O = 2NaOH + H 2

Ba + H 2 O = Ba(OH) 2 + H 2

Магній взаємодіє з водою під час кип'ятіння.

Mg + 2H 2 O = Mg(OH) 2 + H 2

Алюміній при видаленні оксидної плівки бурхливо реагує із водою.

2Al + 6H 2 O = 2Al(OH) 3 + 3H 2

Інші метали, що стоять у ряду до водню, за певних умов теж можуть вступати в реакцію з водою з виділенням водню та утворенням оксидів.

3Fe + 4H 2 O = Fe 3 O 4 + 4H 2

б) розчинами кислот

(Крім концентрованої сірчаної кислоти та азотної кислоти будь-якої концентрації. Див. розділ «Окисно-відновні реакції».)

Зверніть увагу: не використовують для проведення реакцій нерозчинну кремнієву кислоту

Метали, що стоять у ряді від магнію до водню, витісняють водень із кислот.

Mg + 2HCl = MgCl 2 + H 2

Зверніть увагу: утворюються солі двовалентного заліза.

Fe + H 2 SO 4(розб.) = FeSO 4 + H 2

Утворення нерозчинної солі перешкоджає перебігу реакції. Наприклад, свинець практично не реагує із розчином сірчаної кислоти через утворення на поверхні нерозчинного сульфату свинцю.

Метали, що стоять у ряду після водню, не витісняють водень.

в) розчинами солей

Метали, що стоять у ряду до магнію і активно реагують із водою, не використовують для таких реакцій.

Для інших металів виконується правило:

Кожен метал витісняє з розчинів солей інші метали, розташовані в ряду правіше за нього, і сам може бути витіснений металами, розташованими лівіше за нього.

Cu + HgCl 2 = Hg + CuCl 2

Fe + CuSO 4 = FeSO 4 + Cu

Як і у випадку з розчинами кислот, утворення нерозчинної солі перешкоджає перебігу реакції.

г) розчинами лугів

Взаємодіють метали, гідроксиди яких є амфотерними.

Zn + 2NaOH + 2H 2 O = Na 2 + H 2

2Al + 2KOH + 6H 2 O = 2K + 3H 2

д) з органічними речовинами

Лужні метали зі спиртами та фенолом.

2C 2 H 5 OH + 2Na = 2C 2 H 5 ONa + H 2

2C 6 H 5 OH + 2Na = 2C 6 H 5 ONa + H 2

Метали беруть участь у реакціях з галогеналканами, які використовують для отримання нижчих циклоалканів та для синтезів, у ході яких відбувається ускладнення вуглецевого скелета молекули (реакція А.Вюрца):

CH 2 Cl-CH 2 -CH 2 Cl + Zn = C 3 H 6 (циклопропан) + ZnCl 2

2CH 2 Cl + 2Na = C 2 H 6 (етан) + 2NaCl

Неметали

У простих речовин атоми неметалів пов'язані ковалентним неполярним зв'язком. При цьому утворюються одинарні (у молекулах H 2 , F 2 , Cl 2 , Br 2 , I 2), подвійні (у молекулах О 2), потрійні (у молекулах N 2) ковалентні зв'язки.

Будова простих речовин – неметалів:

1. молекулярне

За звичайних умов більшість таких речовин є газами (Н 2 , N 2 , O 2 , O 3 , F 2 , Cl 2) або тверді речовини (I 2 , P 4 , S 8) і лише єдиний бром (Br 2) є рідиною. Всі ці речовини молекулярної будови, тому летючі. У твердому стані вони легкоплавки через слабку міжмолекулярну взаємодію, що утримує їх молекули в кристалі, і здатні до сублімації.

2. атомне

Ці речовини утворені кристалами, у вузлах яких знаходяться атоми: (Bn, Сn, Sin, Gen, Sen, Ten). Через велику міцність ковалентних зв'язків вони, як правило, мають високу твердість, і будь-які зміни, пов'язані з руйнуванням ковалентного зв'язкуу тому кристалах (плавлення, випаровування), відбуваються з великою витратою енергії. Багато таких речовин мають високі температури плавлення і кипіння, а летючість їх дуже мала.

Багато елементів – неметали утворюють кілька простих речовин – алотропних модифікацій. Алотропія може бути пов'язана з різним складом молекул: кисень О 2 та озон О 3 та з різною будовою кристалів: алотропними модифікаціями вуглецю є графіт, алмаз, карбін, фулерен. Елементи – неметали, що мають алотропні модифікації: вуглець, кремній, фосфор, миш'як, кисень, сірка, селен, телур.

Хімічні властивості неметалів

У атомів неметалів переважають окисні властивості, тобто здатність приєднувати електрони. Цю здатність характеризує значення електронегативності. У ряді неметалів

At, B, Te, H, As, I, Si, P, Se, C, S, Br, Cl, N, O, F

електронегативність зростає та посилюються окисні властивості.

Звідси випливає, що з простих речовин – неметалів будуть характерні як окисні, і відновлювальні властивості, крім фтору – найсильнішого окислювача.

1. Окисні властивості

а) у реакціях із металами (метали завжди відновники)

2Na + S = Na 2 S (сульфід натрію)

3Mg + N 2 = Mg 3 N 2 (нітрид магнію)

б) у реакціях з неметалами, розташованими ліворуч від даного, тобто з меншим значенням електронегативності. Наприклад, при взаємодії фосфору та сірки окислювачем буде сірка, оскільки фосфор має менше значення електронегативності:

2P + 5S = P 2 S 5 (сульфід фосфору V)

Більшість неметалів будуть окислювачами у реакціях з воднем:

H 2 + S = H 2 S

H 2 + Cl 2 = 2HCl

3H 2 + N 2 = 2NH 3

в) у реакціях із деякими складними речовинами

Окисник – кисень, реакції горіння

CH 4 + 2O 2 = CO 2 + 2H 2 O

2SO 2 + O 2 = 2SO 3

Окислювач – хлор

2FeCl 2 + Cl 2 = 2FeCl 3

2KI + Cl 2 = 2KCl + I 2

CH 4 + Cl 2 = CH 3 Cl + HCl

Ch 2 = CH 2 + Br 2 = CH 2 Br-CH 2 Br

2. Відновлювальні властивості

а) у реакціях із фтором

S + 3F 2 = SF 6

H 2 + F 2 = 2HF

Si + 2F 2 = SiF 4

б) у реакціях із киснем (крім фтору)

S + O 2 = SO 2

N 2 + O 2 = 2NO

4P + 5O 2 = 2P 2 O 5

C + O 2 = CO 2

в) у реакціях зі складними речовинами – окислювачами

H 2 + CuO = Cu + H 2 O

6P + 5KClO 3 = 5KCl + 3P 2 O 5

C + 4HNO 3 = CO 2 + 4NO 2 + 2H 2 O

H 2 C=O + H 2 = CH 3 OH

3. Реакції диспропорціонування: той самий неметал є і окислювачем і відновником

Cl 2 + H 2 O = HCl + HClO

3Cl 2 + 6KOH = 5KCl + KClO 3 + 3H 2 O

Навколишній світ матеріал. Матерія буває двох видів: речовина та поле. Об'єкт хімії – речовина (зокрема і впливом геть речовина різних полів – звукових, магнітних, електромагнітних та інших.)

Речовина - все, що має масу спокою (тобто характеризується наявністю маси тоді, коли не рухається). Так, хоча маса спокою одного електрона (маса електрона, що не рухається) дуже мала - близько 10 -27 г, але навіть один електрон - це речовина.

Речовина буває у трьох агрегатних станах – газоподібному, рідкому та твердому. Є ще один стан речовини – плазма (наприклад, плазма є у грозовій та кульовій блискавці), але у шкільному курсі хімію плазми майже не розглядають.

Речовини можуть бути чистими, дуже чистими (потрібними, наприклад для створення волоконної оптики), можуть містити помітні кількості домішок, можуть бути сумішами.

Усі речовини складаються з найдрібніших частинок – атомів. Речовини, що складаються з атомів одного виду(З атомів одного елемента), називають простими(наприклад, деревне вугілля, кисень, азот, срібло та ін.). Речовини, що містять пов'язані між собою атоми різних елементів, називають складними.

Якщо в речовині (наприклад, у повітрі) присутні два або більше простих речовин, та їх атоми не пов'язані між собою, його називають не складним, а сумішшю простих речовин. Число простих речовин порівняно невелике (близько п'ятисот), а число складних речовинвеличезне. На цей час відомі десятки мільйонів різних складних речовин.

Хімічні перетворення

Речовини здатні вступати між собою у взаємодію, причому з'являються нові речовини. Такі перетворення називають хімічними. Наприклад, проста речовина вугілля взаємодіє (хіміки говорять – реагує) з іншою простою речовиною – киснем, у результаті утворюється складна речовина – вуглекислий газ, у якому атоми вуглецю та кисню пов'язані між собою. Такі перетворення одних речовин на інші називають хімічними. Хімічні перетворення – це хімічні реакції.Так, при нагріванні цукру на повітрі складна солодка речовина – сахароза (з якої складається цукор) – перетворюється на просту речовину – вугілля та складну речовину – воду.

Хімія вивчає перетворення одних речовин на інші. Завдання хімії – з'ясувати, з якими саме речовинами може за цих умов взаємодіяти (реагувати) те чи інше речовина, що утворюється. Крім того, важливо з'ясувати, за яких умов може протікати те чи інше перетворення і можна отримати потрібну речовину.

Фізичні властивостіречовин

Кожна речовина характеризується сукупністю фізичних та хімічних властивостей. Фізичні властивості – це властивості, які можна охарактеризувати за допомогою фізичних приладів. Наприклад, за допомогою термометра можна визначити температуру плавлення та кипіння води. Фізичними методами можна охарактеризувати здатність речовини проводити електричний струм, Визначити щільність речовини, його твердість і т.д. При фізичних процесахречовини залишаються постійними за складом.

Фізичні властивості речовин поділяють на лічильні (ті, які можна охарактеризувати за допомогою тих чи інших фізичних приладів числом, наприклад, зазначенням щільності, температур плавлення та кипіння, розчинності у воді та ін.) та незліченні (ті, які охарактеризувати числом не можна або дуже важко - такі, як колір, запах, смак та ін.).

Хімічні властивості речовин

Хімічні властивості речовини – це сукупність відомостей про те, з якими іншими речовинами та за яких умов вступає у хімічні взаємодії дана речовина. Найважливішим завданням хімії є виявлення хімічних властивостей речовин.

У хімічних перетвореннях беруть участь найдрібніші частинки речовин – атоми. При хімічних перетвореннях з одних речовин утворюються інші речовини і вихідні речовини зникають, а замість них утворюються нові речовини (продукти реакції). А атоми привсіх хімічних перетвореннях зберігаються. Відбувається їхнє перегрупування, при хімічних перетвореннях старі зв'язки між атомами руйнуються і виникають нові зв'язки.

Хімічний елемент

Число різних речовин величезне (і у кожного їх своя сукупність фізичних і хімічних властивостей). Атомів, що відрізняються один від одного за найважливішими характеристиками, в навколишньому матеріальному світі порівняно невелика – близько ста. Кожен вид атомів відповідає свій хімічний елемент. Хімічний елемент - це сукупність атомів з однаковими або близькими характеристиками. У природі трапляється близько 90 різних хімічних елементів. На цей час фізики навчилися створювати нові, відсутні Землі види атомів. Такі атоми (і, відповідно, такі хімічні елементи) називають штучними (англійською – man-made elements). Штучно отриманих елементів до теперішнього часу синтезовано понад два десятки.

Кожен елемент має латинську назву та одно- або дво-літерний символ. У російськомовній хімічній літературі немає чітких правил вимови символів хімічних елементів. Одні вимовляють так: називають елемент російською (символи натрію, магнію та ін.), інші – за латинськими буквами (символи вуглецю, фосфору, сірки), треті – як звучить назва елемента латиною (залізо, срібло, золото, ртуть ). Символ елемента водню Н у нас прийнято вимовляти так, як цю букву вимовляють французькою.

Порівняння найважливіших характеристик хімічних елементів та простих речовин наведено у таблиці нижче. Одному елементу може відповідати кілька простих речовин (явище алотропії: вуглець, кисень та ін.), а може – і одна (аргон та ін. інертні гази).

Елементарними частинками фізичної матерії на планеті є атоми. У вільному вигляді вони можуть існувати лише за дуже високих температур. У звичайних умовах елементарні часткипрагнуть об'єднання між собою за допомогою хімічних зв'язків: іонного, металевого, ковалентного полярного або неполярного. Таким способом утворюються речовини, приклади яких ми розглянемо в нашій статті.

Прості речовини

Процеси взаємодії між собою атомів однієї й тієї ж хімічного елемента закінчуються утворенням хімічних речовин, званих простими. Так, вугілля утворене лише атомами вуглецю, газ водень - атомами гідрогену, а рідка ртуть складається з частинок ртуті. Поняття просту речовину не потрібно ототожнювати з поняттям хімічного елемента. Наприклад, вуглекислий газ складається не з простих речовин вуглецю та кисню, а з елементів карбону та оксигену. Умовно з'єднання, що складаються з атомів того самого елемента, можна розділити на метали і неметали. Розглянемо деякі приклади хімічних властивостей простих речовин.

Метали

Виходячи з положення металевого елемента в періодичній системі, можна виділити такі групи: активні метали, елементи головних підгруп третьої – восьмої груп, метали побічних підгруп четвертої – сьомої груп, а також лантаноїди та актиноїди. Метали - прості речовини, приклади яких ми наведемо далі, мають такі загальні властивості: тепло- та електропровідність, металевий блиск, пластичність та ковкість. Такі характеристики притаманні залізу, алюмінію, міді та іншим. Зі збільшенням порядкового номера у періодах зростають температури кипіння, плавлення, а також твердість металевих елементів. Це стисненням їх атомів, тобто зменшенням радіусу, і навіть накопиченням електронів. Усі параметри металів зумовлені внутрішньою будовоюкристалічних ґрат даних сполук. Нижче розглянемо хімічні реакції, а також наведемо приклади властивостей речовин, що належать до металів.

Особливості хімічних реакцій

Усі метали, мають ступінь окислення 0, виявляють лише властивості відновників. Лужні та лужноземельні елементи взаємодіють з водою з утворенням хімічно агресивних основ - лугів:

• 2Na+2H 2 0=2NaOH+H 2

Типова реакція металів – окиснення. В результаті сполуки з атомами кисню виникають речовини класу оксидів:

• Zn+O 2 =ZnO

Це бінарні сполуки, що належать до складних речовин. Прикладами основних оксидів є оксиди натрію Na 2 O, міді CuO, кальцію CaO. Вони здатні до взаємодії з кислотами, в результаті в продуктах виявляється сіль та вода:

• MgO+2HCl=MgCl 2 +H 2 O

Речовини класів кислот, основ, солей відносяться до складних сполук і виявляють різноманітні Хімічні властивості. Наприклад, між гідроксидами та кислотами відбувається реакція нейтралізації, що призводить до появи солі та води. Склад солей залежатиме від концентрації реагентів: так, при надлишку в реагує суміші кислоти, виходять кислі солі, наприклад, NaHCO 3 - гідрокарбонат натрію, а висока концентрація лугу викликає утворення основних солей, таких як Al(OH) 2 Cl - дигидроксохлорид алюмінію.

Неметали

Найважливіші неметалеві елементи перебувають у підгрупах азоту, карбону, і навіть ставляться до груп галогенів і халькогенів періодичної системи. Наведемо приклади речовин, що належать до неметал: це сірка, кисень, азот, хлор. Усі їх фізичні особливостіпротилежні властивостям металів. Вони не проводять електричного струму, погано пропускають теплові промені, мають низьку твердість. Взаємодіючи з киснем, неметали утворюють складні сполуки – кислотні оксиди. Останні, реагуючи з кислотами, дають кислоти:

• H 2 O+CO 2 → H 2 CO 3

Типова реакція, характерна для кислотних оксидів - це взаємодія з лугами, що призводить до появи солі та води.

Хімічна активність неметалів у періоді посилюється, це пов'язано зі збільшенням здатності їх атомів притягати електрони з інших хімічних елементів. У групах спостерігаємо протилежне явище: неметалеві властивості слабшають унаслідок роздування об'єму атома за рахунок додавання нових енергетичних рівнів.

Отже, ми розглянули види хімічних речовин, приклади, що ілюструють їх властивості, становище у періодичній системі.

1. Будучи активними окисниками, галогени реагують із металами. Особливо бурхливо проходять реакції металів із фтором. Лужні метали реагують із вибухом. При нагріванні галогени реагує навіть із золотом та платиною. В атмосфері фтору та хлору цілий ряд металів згорає без попереднього нагрівання. Нагадаємо деякі особливості цих взаємодій. Залізо та хром при реакції з фтором, хлором та бромом окислюються до тривалентного катіону. Реакції з йодом вже потребують значного нагрівання і призводять до утворення FeJ 2 і CrJ 2 . Деякі метали пасивуються серед галогенів через утворення захисної сольової плівки. Зокрема, мідь вступає у взаємодію з фтором лише за високих температур внаслідок утворення плівки CuF 2 . Аналогічно веде себе нікель. Газоподібний фтор зберігають і транспортують у судинах із монель-металу (сплав нікелю із залізом та марганцем). Реакція хлору з деякими металами загальмована і прискорюється слідами води, що діє в цих випадках як каталізатор. Добре висушений хлор, наприклад, не реагує із залізом, тому зріджений хлор зберігають у сталевих балонах. Рідке агрегатний станБром є причиною того, що з деякими металами він реагує активніше хлору, так як концентрація реагенту, що знаходиться в рідкій фазі, вище концентрації в газі. Наприклад, компактні алюміній та залізо реагують з бромом при кімнатній температурі, а з хлором при нагріванні.

2. З воднем фтор реагує при кімнатній температурі з вибухом, реакція йде з помітною швидкістю навіть при -252 0 С. Хлор реагує тільки при ультрафіолетовому або сонячному опроміненні, оскільки реакція має вільнорадикальний характер. Реакція з бромом проходить менш активно і вже вимагає нагрівання, тому стає помітно оборотною через недостатню термічну стійкість зв'язку H-Br. Енергія зв'язку H-Jще менше, окисна здатність йоду також помітно менше, ніж в інших галогенів, тому рівновага реакції H 2 + J 2 = 2HJ при температурах, при яких швидкість реакції не дуже низька, суттєво зміщено у бік вихідних речовин.

3. Сірка та фосфор згоряють при взаємодії з фтором, хлором та бромом. При цьому з фтором утворюються сполуки, в яких ці елементи виявляють свій максимальний ступінь окиснення: SF 6 та PF 5 . Продукти інших реакцій залежить від умов досвіду – PCl 3 , PCl 5 , PBr 3 , PBr 5 , S 2 Cl 2 , S 2 Br 2 , SCl 2 .

4. З іншими неметалами галогени також реагують із тією чи іншою активністю. Виняток становлять кисень та азот, з якими галогени безпосередньо не реагують. Оксиди галогенів різної будови, залежить від умов, можна отримати за її реакції з озоном.

5. Активність фтору така велика, що він здатний вступати у взаємодію навіть з благородними газами(крім He, Ne, Ar).

6. Взаємодіючи один з одним, галогени утворюють бінарні сполуки різного складу, в яких більш електронегативний галоген виявляє негативний ступінь окислення, а менш негативний – позитивний. Наприклад, ClF 5 BrCl 3 JF 7 JCl.

Реакції зі складними речовинами

1. Вода самозаймається в атмосфері фтору, і реакція йде до витрачання фтору. Залежно від температури та інших умов протікає ціла низка реакцій: 3F 2 + 3H 2 O = F 2 O + 4HF + H 2 O 2 2F 2 + H 2 O = F 2 O + 2HF; з водяною парою з вибухом: 2F 2 + 2H 2 O = 4HF + O 2 3F 2 + 3H 2 O = 6HF + O 3 ; з льодом: F2 + H2O = HOF + HF. Хлор, обмежено розчиняючись у воді (2 об'єми хлору (газу!) на 1 об'єм води), оборотно реагує з нею: Cl 2 + H 2 O = HCl + HClO. Бром поводиться аналогічно, але рівновага Br 2 + H 2 O = HBr + HBrO сильніше зсунута вліво. Аналогічна рівновага для йоду зрушена у бік реагентів настільки, що можна сказати, що реакція не йде. Відповідно до вищесказаного існують хлорна та бромна вода, але не існують йодна та фторна. У той же час, у водному розчині йоду в малих концентраціях виявлено йодід-аніон, поява якого пояснюють утворенням у розчині йоду гідрату, здатного дисоціювати на J +. H 2 O та J - . Рівновість дисоціації гідрату йоду також сильно зрушена у бік недисоційованої форми.

2. Розглянемо реакції галогенів із кислотами. Можливі окислювально-відновні реакції, в яких відбувається обмін електронами між галогеном та елементом, що входить до складу кислоти. При цьому хлор та бром частіше виступають як окислювачі, а йод як відновник. Наведемо найбільш характерні реакції: J 2 + 10HNO 3 (конц) = 2HJO 3 + 10NO 2 + 4H 2 O 3J 2 + 10HNO 3 = 6HNO 3 + 10NO + 2H 2 O 2HBr + Cl 2 = 2HCl + Br 2 H 2 (SO 2 + H 2 O) + Br 2 + H 2 O = 2HBr + H 2 SO 4 HCOOH + Cl 2 (Br 2) = CO 2 + 2HCl (HBr). Реакції із фтором ведуть до деструкції.

3. При взаємодії зі лугами галогени диспропорціонують, тобто одночасно збільшують та зменшують свій ступінь окиснення. Хлор на холоді входить у реакцію: Cl 2 + 2NaOH = NaCl + NaClO, а при нагріванні – 3Cl 2 + 6NaOH = 5NaCl + NaClO 3 + 3H 2 O, т.к. гіпохлорит-аніон при нагріванні в розчині диспропорціонує на хлорат та хлорид. Гіпоброміти та гіпоіодити ще менш стійкі, тому бром та йод при кімнатній температурі вже дають бромати та йодати. Наприклад: 3J 2 + 6KOH = 5KJ + KJO 3 .Взаємодія хлору на холоді з гідроксидом кальцію призводить до утворення змішаної солі хлориду-гіпохлориту кальцію – хлорного вапна: Cl 2 + Ca(OH) 2 = CaOCl 2 + H 2 O.

4. На відміну від більшості речовин, фтор взаємодіє за кімнатної температури з діоксидом кремнію. Реакція каталізується слідами води. Оскільки SiO 2 є основною складовою частиною скла, то фтор розчиняє скло відповідно до реакції: 2F 2 + SiO 2 = SiF 4 + O 2 .

5. При взаємодії з солями, оксидами та іншими бінарними сполуками можливі окисно-відновні реакції, з яких слід відзначити реакції витіснення активнішим (більше електронегативним) галогеном менш активного зі складу солі, наприклад: 2KJ + Cl 2 = 2KCl + J 2 . Зовнішньою ознакою цієї реакції є поява жовтого (бурого при значній концентрації) забарвлення молекулярного йоду. При тривалому пропусканні хлору через розчин іодиду калію забарвлення пропадає, так як йод окислюється далі до HJO 3 розчин якої безбарвний: J 2 + 5Cl 2 +6H 2 O = 10HCl + 2HJO 3 .

З'єднання галогенів

1. Галогеноводні – газоподібні за звичайних умов речовини. Температура кипіння фтороводню +19 0 С (HCl -85 0 C, HBr -67 0 C, HJ -35 0 C). Вона аномально велика внаслідок утворення дуже міцних водневих зв'язків у рідкому фтороводороді. Через міцні водневі зв'язки в рідкому фтороводороді немає вільних іонів, і він не проводить електричний струм, будучи неелектролітом. У всіх молекулах галогеноводів є одинарні сильнополярні зв'язки. При русі групою зверху вниз полярність зв'язку зменшується, оскільки негативним кінцем диполя зв'язку «водень-галоген» є галоген, як від фтору до йоду електронегативність істотно зменшується. Але на міцності зв'язку більшою мірою позначається збільшення довжини зв'язку, тому найміцніша у розглянутому ряду зв'язок у молекулі HF, а найслабша – у молекулі HJ. Усі галогеноводороди добре розчиняються у воді. При цьому відбувається іонізація та дисоціація. При дисоціації виходить катіон гідроксонію, тому водні розчини галогеноводородів мають властивості кислот. Хлороводнева (соляна), бромоводнева та йодоводородна – сильні кислоти. Найсильніша з них йодоводородна не тільки через слабкіший зв'язок у молекулі, але й через більшу стійкість йодид-іону, концентрація заряду в якому зменшена внаслідок великого розміру. Фтороводородна (плавикова) кислота є слабкою через наявність водневих зв'язків як між молекулами фтороводню, а й між молекулами фтороводню і води. Ці зв'язки настільки сильні, що в концентрованих розчинах можливе утворення кислих фторидів, хоча плавикова кислота є одноосновною: KOH + 2HF = KHF 2 . Кислий дифторид-аніон має сильний водневий зв'язок: . Плавикова кислота також реагує зі склом, реакція у загальному вигляді виглядає наступним чином: SiO 2 + 6HF = H 2 + 2H 2 O. Галогеноводородні кислоти виявляють усі властивості кислот – неокислювачів. Але т.к. багато металів схильні до утворення ацидокомплексних аніонів, вони іноді реагують з металами, що стоять у ряді напруги після водню. Наприклад, 2Cu + 4HI = 2H + H2. Фтороводород і хлороводень не окислюються концентрованою сірчаною кислотою, тому їх можна отримати із сухих галогенідів, наприклад ZnCl 2(тв) + H 2 SO 4(конц) = ZnSO 4 + 2HCl. Бромоводород та йодоводород у цих умовах окислюються: 2HBr + H 2 SO 4(конц) = Br 2 + SO 2 + 2H 2 O; 8HI + H 2 SO 4(конц) = 4I 2 + H 2 S + 4H 2 O. Для витіснення їх зі складу солей використовують абсолютну фосфорну кислоту, яка практично не виявляє окисних властивостей. Концентрована азотна кислота окислює хлороводень до хлору, який у момент виділення є дуже сильним окисником. Суміш концентрованих азотної та соляної кислот називається “царською горілкою” і здатна розчиняти золото та платину: Au + HNO 3 + 4HCl = H + NO + 2H 2 O. Хлороводень та концентрована соляна кислота окислюються та іншими сильними окислювачами (MnO 2 , KMnO 4 ) K 2 Cr 2 O 7). Ці реакції використовуються як лабораторні способи одержання молекулярного хлору. Галогеноводні можуть бути отримані при гідролізі більшості галогенідів неметалів. При отриманні HI на суміш йоду з червоним фосфором безпосередньо впливають водою: 2P + 3I 2 + 6H 2 O = 2H 3 PO 3 + 6HI. Слід нагадати, що прямий синтез із простих речовин можливий тільки для HF та HCl.

2. Солі галогеноводородних кислот. Більшість солей розчиняються. Малорозчинними є солі двовалентного свинцю та нерозчинними – солі срібла. Взаємодія катіону срібла та галогенід-іонів є якісною реакцією: AgF – розчинний, AgCl – білий сирний осад, AgBr – блідо-жовтий осад, AgI – яскраво-жовтий осад. Деякі галогеніди металів, наприклад, галогеніди (крім фториду) алюмінію та ртуті є ковалентними сполуками. Хлорид алюмінію здатний виганятися, розчинні галогеніди ртуті дисоціюють у воді східчасто. Хлорид олова (IV) – рідина.

3. Якісною реакцією на молекулярний йод є поява синього забарвлення із розчином крохмалю..

4. Кисневі сполуки галогенів. Фтор утворює два з'єднання з киснем: F 2 O - фторид кисню - світло-жовтий газ з t кіп = -144,8 ° С; виходить при швидкому пропусканні фтору через 2% розчин їдкого натру. Дифторид дикисню - F 2 O 2 - світло-коричневий газ, при -57 ° С він переходить у вишнево-червону рідину, а при -163 ° С перетворюється на помаранчеву тверду речовину. Виходить F 2 O 2 при взаємодії простих речовин при охолодженні та дії електричного розряду, що тліє. Вище температури кипіння він вже є нестійким, постає як найсильніший окисник і фторуючий агент. Оксиди інших галогенів – ендотермічні сполуки та нестійкі. При кімнатній температурі деякі з них, наприклад, Cl 2 O 7 існують тільки завдяки кінетичній загальмованості процесу розкладання. Оксид хлору (VII) – безбарвна рідина з температурою кипіння 83°С, яка розкладається із вибухом при нагріванні до 120°С. Єдине екзотермічне з'єднання галогену та кисню – J 2 O 5 . Це біла кристалічна речовина, яка без вибуху розкладається на прості речовини за температури вище 300°С. Його використовують для виявлення та кількісного визначення оксиду вуглецю (II) у повітрі: J 2 O 5 + 5CO = J 2 + 5CO 2 .

5. Кисневмісні кислоти галогенів. Відомі кислоти загальної формули НЕО х, у яких галогени виявляють непарні позитивні ступені окислення. Для хлору це HClO – хлорноватистакислота, слабка, нестійка. Розкладається відповідно до рівняння: HClO = HCl + O, причому кисень у момент виділення виявляє дуже сильні окисні властивості. Виходить за реакцією: 2Cl 2 + 2HgO + H 2 O = HgO . HgCl 2 ↓ + 2HClO, солі називаються гіпохлорити. HClO 2 – хлористакислота, також є слабкою та нестійкою. Солі – хлорити. HClO 3 – хлорнуватакислоти. Це вже сильна кислота, але стійка тільки в розведених водних розчинах. За окисною здатністю дещо поступається хлористою кислотою. Солі – хлорати. Хлорнакислота – HClO 4 – одна з найсильніших неорганічних кислот. Її водні розчини стійкі та безпечні при зберіганні, зазвичай використовують 72%-ний розчин, який майже не виявляє окисних властивостей. Хлорна кислота існує у вільному вигляді як безбарвна рідина, що сильно димить, здатна вибухати при зберіганні або нагріванні. Солі називаються перхлорати.Таким чином, при збільшенні кількості атомів кисню збільшується сила кисневмісних кислот хлору і зменшується їх окисна здатність. Відповідні кислоти брому та йоду мають схожі властивості, але вони набагато менш стійкі. Особливо в ступенях окиснення галогенів +1 та +3. Розчини бромноватистоїкислоти стійкі недовго лише при 0°С. Бромнуватакислота у всьому нагадує хлорнувату . Йоднакислота - прозорі безбарвні кристали з t пл =110°С. Вона виходить при окисленні йоду концентрованою азотною кислотою, пероксидом водню, озоном, хлором у воді: J 2 + 5H 2 O 2 = 2HJO 3 +4H 2 O Бромнакислота на відміну хлорної є сильним окислювачем і виділено у вільному стані, що з явищем вторинної періодичності, у результаті якого для брому невигідно виявляти максимальну позитивну ступінь окислення. Існує кілька йоднихкислот: HJO 4 , H 5 JO 6 (ортоїдна), H 3 JO 5 (метайодна). Найбільш стійка H5JO6. Це безбарвна кристалічна речовина з t пл =122°С, вона є кислотою середньої сили і схильна до утворення кислих солей, оскільки основні рівноваги в її розчині наступні: H 5 JO 6 = H + + H 4 JO 6 - K=10 -3 H 4 JO 6 - = JO 4 - + 2H 2 OK = 29 H 4 JO 6 - = H + + H 3 JO 6 - K = 2 . 10 -7. Підведемо підсумки. Сильними кислотами є HClO 4 HClO 3 HBRO 4 HBRO 3 HJO 3 . Сильні окислювальні властивості мають HClO, HClO 2 , HBrO, HBrO 4 , H 5 JO 6 .

6. Солі кисневмісних кислотстійкіші, ніж кислоти. Цікаво, що для металів підгрупи калію нерозчинні перхлорати та періодати, а у рубідії ще хлорати, бромати та пербромати, хоча зазвичай у лужних металів усі солі розчинні. Більшість солей під час нагрівання розкладається: KClO 4 = KCl + 2O 2 . Хлорат калію, який ще має назву «бертолетова сіль», при нагріванні диспропорціонує: 4KClO 3 = KCl + 3KClO 4 Також поводиться гіпохлорит: 3KClO = 2KCl + KClO 3 Якщо сіль містить домішки, особливо оксидів металів, розкладання може частково піти іншим шляхом : 2KClO 3 = 2KCl + 3O 2 . При використанні діоксиду марганцю як каталізатор цей шлях стає основним.

7. Окисно-відновні реакції оксогалогенатних аніонів.Солі повністю дисоціюють у розчині. У цьому виходять оксогалогенатные аніони – ЭО х - , які за наявності негативного заряду є слабкішими окислювачами, ніж молекули кислоти. Наприклад, хлорновата кислота може окислити власну сіль: 2HClO + NaClO = NaClO 3 + 2HCl. У розчині солі виявляють помітні окисні властивості лише у кислому середовищі. Варто відзначити реакції конпропорціонування: KClO 3 + 6HCl = 3Cl 2 +KCl + 3H 2 O KJO 3 + 5KJ + H 2 SO 4 = 3J 2 ↓ + 3K 2 SO 4 + 3H 2 O. При нагріванні ці солі стають сильними окислювачами. Вся сірникова та піротехнічна промисловості засновані на реакціях бертолетової солі, наприклад: 2KClO 3 + 3S = 2KCl + 3SO 2 5KClO 3 + 6P = 5KCl + 3P 2 O 5 KClO 3 +2Al = Al 2 O 3 + KCl. Складні рівноваги призводять до того, що кисневмісні кислоти галогенів та їх солі, виступаючи у ролі окислювачів, найчастіше відновлюються до Hal-1.

8. Способи одержання галогенів.Фтор виходить електролізом розплаву гідрофториду калію (KHF 2). У промисловості хлор отримують електролізом розчину хлориду натрію або соляної кислоти, за методом Дикона: 4HCl + O 2 = 2H 2 O + 2Cl 2 (при нагріванні та використанні CuCl 2 як каталізатор), взаємодією білильного вапна з соляною кислотою. У лабораторії: взаємодія концентрованої соляної кислоти з KMnO 4, K 2 Cr 2 O 7 або MnO 2 при нагріванні. Бром одержують витісненням його хлором зі складу броміду калію або натрію, а також окисленням бромідів концентрованою сірчаною кислотою. Усі ці реакції вже обговорювалися. Йод може бути витіснений хлором або бромом зі складу йодиду. Можна окислити йодід-аніон діоксидом марганцю в кислому середовищі. Оскільки іодид-аніон легко окислюється, тут можливі найрізноманітніші реакції.

МЕДЬ.

Елемент з порядковим номером 29, відносною атомною масою 63,545. Належить до сімейства d-елементів. У періодичній системі знаходиться у IV періоді, I групі, побічній підгрупі. Будова зовнішнього електронного шару: 3d 10 4s 1 . В основному стані d-підрівень заповнений, але він не є досить стійким, тому крім ступеня окиснення +1, яку можна припустити з електронної будови атома, мідь виявляє ступеня окиснення +2, навіть +3 і дуже рідко +4. Радіус атома міді досить малий – 0,128 нм. Він навіть менший за радіус атома літію – 0,155 нм. Його єдиний 4s-електрон, коли знаходиться ближче до ядра, потрапляє під екран із закінченої 3d 10 оболонки, що збільшує його тяжіння до ядра, а водночас і потенціал іонізації. Тому мідь є неактивним металом, у ряді напруги стоїть після водню.

Фізичні властивості. Мідь – це м'який метал червоного кольору, пластичний, в'язкий, легко розтягується у дріт. Має високу тепло- і електропровідність, за якими поступається тільки золоту і сріблу.

Хімічні властивості простої речовини. У сухому повітрі мідь досить інертна, так як покривається тонкою плівкою суміші CuO і Cu 2 O, яка надає поверхні темніший колір і перешкоджає подальшій взаємодії з киснем повітря. У присутності значних кількостей вологи та вуглекислого газу йде корозія, продуктом якої є карбонат гідроксомеді (II) зеленого кольору: 2Cu + H 2 O + CO 2 + O 2 = (CuO) 2 CO 3 .

IIA група містить лише метали – Be (берилій), Mg (магній), Ca (кальцій), Sr (стронцій), Ba (барій) та Ra (радій). Хімічні властивості першого представника цієї групи - берилію - найбільш сильно відрізняються від хімічних властивостей інших елементів цієї групи. Його хімічні властивості багато в чому навіть більше схожі на алюміній, ніж на інші метали IIA групи (так звану «діагональну подібність»). Магній же за хімічними властивостями теж помітно відрізняється від Ca, Sr, Ba і Ra, але має з ними набагато більше подібних хімічних властивостей, ніж з бериллієм. У зв'язку зі значною подібністю хімічних властивостей кальцію, стронцію, барію та радію їх об'єднують в одне сімейство, зване лужноземельними металами.

Всі елементи групи IIA відносяться до s-Елементів, тобто. містять усі свої валентні електрони на s-підрівні. Таким чином, електронна конфігураціязовнішнього електронного шару всіх хімічних елементів цієї групи має вигляд ns 2 , де n- Номер періоду, в якому знаходиться елемент.

Внаслідок особливостей електронної будови металів IIA групи, дані елементи, крім нуля, здатні мати лише один єдиний ступінь окиснення, що дорівнює +2. Прості речовини, утворені елементами IIA групи, за участю будь-яких хімічних реакціях здатні лише окислюватися, тобто. віддавати електрони:

Ме 0 – 2e — → Ме +2

Кальцій, стронцій, барій і радій мають дуже високу хімічну активність. Прості речовини, утворені ними є дуже сильними відновниками. Також сильним відновником є ​​магній. Відновлювальна активність металів підпорядковується загальним закономірностям періодичного закону Д.І. Менделєєва і збільшується вниз підгрупою.

Взаємодія з простими речовинами

з киснем

Без нагрівання берилій і магній не реагують ні з киснем повітря, ні з чистим киснем через те, що покриті тонкими захисними плівками, що складаються відповідно з оксидів BeO і MgO. Їх зберігання не вимагає будь-яких особливих способів захисту від повітря та вологи, на відміну від лужноземельних металів, які зберігають під шаром інертної по відношенню до них рідини, найчастіше гасу.

Be, Mg, Ca, Sr при горінні в кисні утворюють оксиди складу MeO, а Ba – суміш оксиду барію (BaO) та пероксиду барію (BaO 2):

2Mg + O 2 = 2MgO

2 Ca + O 2 = 2 CaO

2Ba + O 2 = 2BaO

Ba + O 2 = BaO 2

Слід зазначити, що при горінні лужноземельних металів і магнію на повітрі побічно протікає також реакція цих металів з азотом повітря, в результаті якої, крім сполук металів з киснем, утворюються нітриди з загальною формулою Me 3 N 2 .

з галогенами

Берилій реагує з галогенами лише за високих температур, інші метали IIA групи — вже за кімнатної температурі:

Мg + I 2 = MgI 2 - іодид магнію

Са + Br2 = СаBr2 - бромід кальцію

+ Cl 2 = Cl 2 - хлорид барію

з неметалами IV-VI груп

Всі метали IIA групи реагують при нагріванні з усіма неметалами IV-VI груп, але в залежності від положення металу в групі, а також активності неметалів потрібний різний ступінь нагрівання. Оскільки берилій є серед усіх металів IIA групи найбільш хімічно інертним, при проведенні його реакцій з неметалами потрібно суттєво б. пробільша температура.

Слід зазначити, що з реакції металів з вуглецем можуть утворюватися карбіди різної природи. Розрізняють карбіди, що відносяться до метанідів і умовно похідними метану, в якому всі атоми водню заміщені на метал. Вони так само, як і метан, містять вуглець у ступені окислення -4, і при їх гідроліз або взаємодії з кислотами-неокислювачами одним з продуктів є метан. Також існує інший тип карбідів - ацетиленіди, які містять іон C 2 2 - фактично є фрагментом молекули ацетилену. Карбіди типу ацетиленідів при гідролізі або взаємодії з кислотами-неокислювачами утворюють ацетилен як один із продуктів реакції. Те, який тип карбіду - метанід або ацетиленід - вийде при взаємодії того чи іншого металу з вуглецем, залежить від розміру катіону металу. З іонами металів, що мають малим значенням радіусу, утворюються, як правило, метаніди, з іонами більшого розміру – ацетиленіди. У разі металів другої групи метанід виходить при взаємодії берилію з вуглецем:

Інші метали II А групи утворюють з вуглецем ацетиленіди:

З кремнієм метали IIA групи утворюють силіциди – сполуки виду Me 2 Si, з азотом – нітриди (Me 3 N 2), фосфором – фосфіди (Me 3 P 2):

з воднем

Усі лужноземельні метали реагують під час нагрівання з воднем. Для того, щоб магній прореагував з воднем, одного нагріву, як у випадку з лужноземельними металами, недостатньо, потрібно, крім високої температури, також підвищений тиск водню. Берилій не реагує з воднем за жодних умов.

Взаємодія зі складними речовинами

з водою

Всі лужноземельні метали активно реагують з водою з утворенням лугів (розчинних гідроксидів металів) та водню. Магній реагує з водою лише при кип'ятінні через те, що при нагріванні у воді розчиняється захисна оксидна плівка MgO. У разі берилію захисна оксидна плівка дуже стійка: з ним вода не реагує ні при кип'ятінні, ні навіть за температури червоного гартування:

з кислотами-неокислювачами

Всі метали головної підгрупи II групи реагують з кислотами-неокислювачами, оскільки знаходяться в ряду активності лівіше за водень. При цьому утворюються сіль відповідної кислоти та водень. Приклади реакцій:

Ве + Н 2 SO 4(розб.) = BeSO 4 + H 2

Mg + 2HBr = MgBr 2 + H 2

Ca + 2CH 3 COOH = (CH 3 COO) 2 Ca + H 2

з кислотами-окислювачами

− розведеною азотною кислотою

З розведеною азотною кислотою реагують усі метали IIA групи. При цьому продуктами відновлення замість водню (як у разі кислот-неокислювачів) є оксиди азоту, переважно оксид азоту (I) (N 2 O), а у разі сильно розведеної азотної кислоти – нітрат амонію (NH 4 NO 3):

4Ca + 10HNO 3 ( розб .) = 4Ca(NO 3) 2 + N 2 O + 5H 2 O

4Mg + 10HNO 3 (сильно розб.)= 4Mg(NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O

− концентрованою азотною кислотою

Концентрована азотна кислота за нормальної (чи низької) температурі пасивує берилій, тобто. у реакцію з не вступає. При кип'ятінні реакція можлива і протікає переважно відповідно до рівняння:

Магній та лужноземельні метали реагують із концентрованою азотною кислотою з утворенням великого спектру різних продуктів відновлення азоту.

− концентрованою сірчаною кислотою

Берилій пасивується концентрованою сірчаною кислотою, тобто. не реагує з нею у звичайних умовах, проте реакція протікає при кип'ятінні і призводить до утворення сульфату берилію, діоксиду сірки та води:

Be + 2H 2 SO 4 → BeSO 4 + SO 2 + 2H 2 O

Барій також пасивується концентрованою сірчаною кислотою внаслідок утворення нерозчинного сульфату барію, але реагує з нею при нагріванні, сульфат барію розчиняється при нагріванні в концентрованій сірчаній кислоті завдяки його перетворенню на гідросульфат барію.

Інші метали головної IIA групи реагують із концентрованою сірчаною кислотою за будь-яких умов, у тому числі на холоді. Відновлення сірки може відбуватися до SO 2 , H 2 S і S залежно від активності металу, температури проведення реакції та концентрації кислоти:

Mg + H 2 SO 4 ( кінець .) = MgSO 4 + SO 2 + H 2 O

3Mg + 4H 2 SO 4 ( кінець .) = 3MgSO 4 + S↓ + 4H 2 O

4Ca + 5H 2 SO 4 ( кінець .) = 4CaSO 4 +H 2 S + 4H 2 O

з лугами

Магній та лужноземельні метали з лугами не взаємодіють, а берилій легко реагує як розчинами лугів, так і безводними лугами при сплавленні. При цьому при здійсненні реакції у водному розчині в реакції бере участь також і вода, а продуктами є тетрагідроксоберілати лужних або лужноземельних металів і газоподібний водень:

Be + 2KOH + 2H 2 O = H 2 + K 2 - тетрагідроксоберилату калію

При здійсненні реакції з твердим лугом при сплавленні утворюються берилати лужних або лужноземельних металів та водень

Be + 2KOH = H 2 + K 2 BeO 2 берилат калію

з оксидами

Лужноземельні метали, а також магній можуть відновлювати менш активні метали та деякі неметали з їх оксидів при нагріванні, наприклад:

Метод відновлення металів із їх оксидів магнієм називають магнієтермією.