Контрольные вопросы

1. Как расположены неметаллы в Периодической системе? Как меняют-ся их свойства в периодах и группах?

2. Напишите электронные формулы для атомов галогенов, серы, азота, фосфора, углерода и бора. Укажите степени окисления, характерные для них в соединениях.

3. Приведите примеры реакций получения неметаллов.

4. Какими физическими свойствами обладают неметаллы, каково строение молекул галогенов, халькогенов и т.д.?

5. Какими химическими свойствами обладают неметаллы? Приведите примеры реакций.

6. Исходя из величин электроотрицательности, укажите, как в приве-денном ряду F, Cl, Br, I изменяется способность атомов принимать элек-троны? Напишите электронные формулы этих элементов.

7. Приведите формулы высших оксидов и гидроксидов (кислот), отве-чающих элементам с ns²np⁵ валентными электронами. Как меняется сила кис-лот HЭ в ряду этих элементов?

8. Объясните механизм образования водородной связи в молекуле HF.

9. Напишите электронные формулы Р и Ві. Определите квантовые чис-ла всех валентных электронов атома фосфора. Определите суммарный спин ns²np³ электронов и объясните характерные степени окисления у р-элементов V группы.

10. Приведите общую электронную формулу валентных орбиталей р-элементов III группы. Укажите изменение электроотрицательности в этой группе.

11. Приведите формулы высших оксидов и гидроксидов (кислот), кото-рые отвечают элементам с ns²np¹ валентными электронами. Как меняются свойства гидроксидов в группе этих элементов?

12. Как изменяются кислотные и окислительные свойства кислород-содержащих кислот хлора в ряду: HClO, HClO₂, HClO₃, HClO₄? Дайте объяс-нение. Чем объясняется, что растворимость йода в воде увеличивается в при-сутствии KJ?

13. Назовите соединения серы, которые в химических реакциях явля-ются: а) только восстановителями; б) только окислителями; в) восстановите-лями и окислителями. Напишите уравнения реакций.

14. Напишите структурную формулу серной кислоты. Укажите харак-тер химических связей, тип гибридизации, координационное число серы в анионе.

15. Почему синтез аммиака NH₃ + 3H₂ 2NH₃ + Q проводят при повы-шенном давлении и температуре?

16. Составьте уравнения реакций получения азотной кислоты из азота воздуха.

17. Объясните причину различия в основности ортофосфорной, фос-фористой и фосфорноватистой кислот.

9.3 Общая характеристика металлов

Периодическая система элементов включает в себя только 22 неметал-ла, а все остальные элементы – металлы. К ним относятся s- и d-элементы (кроме водорода и гелия) и некоторые р-элементы (Al, Ga, In, Tl, Ge, Sn, Pb, Sb, Bi, Po). Следует обратить внимание на то, что большинство из металлов содержит на внешней электронной оболочке небольшое количество элек-тронов, поэтому характеризуется относительно малыми значениями потен-циалов ионизации. В связи с этим для металлов, в отличие от неметаллов, ха-рактерно образование катионов и катионных комплексов в низших степенях окисления (1÷4). В высших степенях окисления (5÷8) металлы проявляют кислотные свойства и образуют анионы и анионные комплексы. Таким обра-зом, металлы в большинстве случаев могут проявлять как основные, так и кислотные свойства, то есть относиться к амфотерным простым веществам. Среди всех металлов лишь s-элементы, кроме бериллия, проявляют только основные свойства и называются типическими, а все остальные металлы – амфотерные.

Низкие значения потенциалов ионизации и нулевое или отрицательное значение сродства к электрону определяют положительные степени окисле-ния металлов в соединениях. В связи с этим металлы в свободном состоянии являются восстановителями. Для реакции в водных растворах восстанови-тельная активность металла определяется величиной его стандартного элект-родного потенциала (Е⁰), положением в ряду напряжений металлов, состав-ленного исходя из общего уравнения Ме^п+ + пē → Ме. Наименьшее значение электродного потенциала (3,045 в) у лития, а наибольшее (+1,692 в) – у зо-лота, нулевое значение – у водорода.

В зависимости от положения в ряду напряжения можно выделить три группы металлов: 1) с Е⁰ <  2,3 в; 2) с  2,3 в < Е⁰ < 0; 3) с Е⁰ > 0. Металлы 1-й группы при обычных условиях реагируют с водой и кислотами, вытесняя из них водород. Они легко окисляются неметаллами и плохо восстанавливаются из соединений. Металлы 2-й группы могут вытеснять водород из воды и ще-лочей при нагревании, а из кислот – при обычных условиях, если  2,3 в < Е⁰ <  0,25 в. Если  0,25 в < Е⁰ < 0 в, то они с водой и щелочами не реагируют, а водород из кислот вытесняют при нагревании. Эти металлы относительно легко окисляются большинством неметаллов при нагревании и сравнительно легко могут быть получены восстановлением соединений. Металлы 3-й группы (Е⁰ > 0) водород из соединений не вытесняют, относительно плохо окисляются при нагревании, но легко восстанавливаются из соединений. Для растворения этих металлов используют кислородсодержащие кислоты-окислители, такие, как НNО₃ и Н₂SО₄ (концентрированная), а в ряде случаев – очень сильные окислители – «царская водка»; соляная кислота, насыщенная хлором; селеновая кислота.

Все металлы, проявляющие амфотерные свойства, независимо от их положения в ряду напряжения, могут растворяться в щелочной среде в присутствии окислителей с образованием анионных комплексов.

Типические металлы, к которым относятся щелочные и щелочнозе-мельные элементы, проявляют только основные свойства и являются силь-ными восстановителями, окисляясь до степени окисления +1 (щелочные металлы) и +2 (щелочноземельные металлы и Мg):

Mg + H₂SO_{4 (разб.)} = MgSO₄ + H₂;

2Na + H₂O = 2NaOH + H₂; Mg + H₂O = не реагирует;

5Ca + 12HNO_{3 (разб.)} = 5Са(NO₃)₂ + N₂ + 6H₂O;

4Mg + 5H₂SO_{4 (конц.)} = 4MgSO + H₂S + 4H₂O.

Со щелочами эти металлы не взаимодействуют, так как не проявляют кислотных свойств. При окислении на воздухе образуются Li₂O; Na₂O₂; K(Rb,Cs)O₂; ЭО (Э – щелочноземельный металл). При нагревании металлов с азотом, серой, галогенами и фосфором образуются нитриды, сульфиды, гало-гениды и фосфиды соответственно.

Оксиды типических металлов проявляют только основные свойства. Они легко взаимодействуют с водой с образованием щелочей (ЭОН и Э(ОН)₂), с кислотными оксидами и кислотами с образованием солей. Полу-чение металлов из оксидов крайне затруднено. Так, при восстановлении оксида натрия водородом образуется гидрид натрия.

Na₂O + H₂ = NaOH + NaH.

А для восстановления можно использовать металлы, стоящие в ряду напряжения левее получаемого металла.

Гидроксиды типических металлов (щёлочи) относятся к хорошо раст-воримым сильным электролитам, диссоциирующим в растворе практически полностью. Они легко взаимодействуют с кислотными оксидами и кислотами с образованием солей.

Ca(OH)₂ + 2H₂SO₄ = Ca(HSO₄)₂ + 2H₂O;

Mg(OH)₂ + H₂SO₄ = MgSO₄ + 2H₂O;

Ba(OH)₂ + SiO₂ = BaSiO₃ + H₂O;

NaOH + CO₂ = NaHCO₃; 2NaOH + CO₂ = Na₂CO₃ + H₂O.

В щелочах растворяются амфотерные металлы, а большинство неме-таллов диспропорционируют.

NaOH + Be + 2H₂O = Na₂[Be(OH)₄] + H₂;

2S + 6NaOH = Na₂SO₃ + 3Na₂S + 3H₂O.

При действии щелочей на соли образуются малорастворимые или пло-хо диссоциирующие основания.

FeCl₃ + 3NaOH = Fe(OH)₃ + 3NaCl;

(NH₄)₂CO₃ + 2KOH = K₂CO₃ + 2NH₃^.H₂O.

Основные свойства как простых веществ, так и их соединений возрас-тают в рядах Li – Fr, Mg – Ra.

Среди амфотерных металлов в первую очередь следует различать ме-таллы, стоящие в ряду напряжения до и после водорода, что определяет их восстановительную активность и условия растворения в кислотах и щелочах.

Be + 2H₂O = Be(OH)₂ + H₂;

Fe + 2HCl = FeCl₂ + H₂;

2Al + 2NaOH + 6H₂O = 2Na[Al(OH)₄] + 3H₂; до водорода;

Ag + 2HNO_{3 (конц.)} = AgNO₃ + NO₂ + H₂O;

Au + HNO₃ + 4HCl = H[AuCl₄] + NO + 2H₂O;

Pt + 2NaOH + 2NaNO₃ = Na₂PtO₃ + 2NaNO₂ + H₂O; после водорода.

Для большинства амфотерных металлов характерны несколько степе-ней окисления, причём в низших степенях окисления проявляются основные свойства, в высших – кислотные, а в промежуточных – амфотерные. Низшие степени окисления стабилизируются в кислой среде, а высшие – в щелочной:

Cr + 2HCl = CrCl₂ + H₂;

Cr + 3NaClO + 2NaOH = Na₂CrO₄ + 3NaCl + H₂O.

Низшие оксиды и гидроксиды этих металлов, проявляя основные свой-ства, взаимодействуют с кислотными оксидами и кислотами, а высшие окси-ды и гидроксиды (кислоты) – с основными оксидами и щелочами. Оксиды и гидроксиды в промежуточных степенях окисления имеют ярко выраженную амфотерность:

Cr₂O₃ + 2NaOH = 2NaCrO₂ + H₂O;

Cr₂O₃ + 6HNO₃ = 2Cr(NO₃)₃ + 3H₂O.

Большинство соединений, содержащих амфотерные металлы в высшей степени окисления, являются сильными окислителями (KMnO₄; K₂Cr₂O₇; NaBiO₃; PbO₂ и др.). У р-элементов в этом случае наибольшая активность наблюдается для металлов шестого периода, а у d-элементов – для металлов четвёртого периода.

Таким образом, в главных подгруппах сверху вниз возрастает склон-ность к низшим степеням окисления, а, значит, усиливаются основные и вос-становительные свойства. В побочных подгруппах стабилизируется высшая степень окисления, а, значит, возрастают кислотные свойства и ослабевает восстановительная активность.

Общие способы получения металлов

1. Реакциями восстановления из оксидов и солей:

Fe₂O₃ + 3CO = 2Fe + 3CO₂;

3NiO + 2Al = Al₂O₃ + 3Ni;

CuO + H₂ = Cu + H₂O;

CuSO₄ + Fe = Cu + FeSO₄.

2. Реакциями разложения различных соединений:

TiI₄ = Ti + 2I₂;

Cr(CO)₆ = Cr + 6CO;

BaO₂ = Ba + O₂.