Важнейшие классы неорганических соединений
Существует четыре важнейших класса неорганических соединений: оксиды, основания, кислоты и соли.
Оксиды – это сложные вещества, которые состоят из двух элементов, одним из которых является кислород. Одним оксидам соответствуют основания, а другим кислоты. Поэтому оксиды классифицируют на основные и кислотные. Но есть оксиды, которым соответствуют и основания, и кислоты, - амфотерные оксиды.
Основные: СаО - оксид кальция, СuO -оксид меди (II)
Кислотные: Р2О5 – оксид фосфора (V), SO3 – оксид серы (VI)
Амфотерные: ZnO – оксид цинка, Al2O3 – оксид алюминия
Оксиды, которым соответствуют основания, называют основными. Оксиды, которым соответствуют кислоты, называют кислотными.
Неметаллы образуют только кислотные оксиды. Металлы с валентностью меньше четырех образуют основные оксиды, а с валентностью больше четырех – кислотные оксиды. Хром (Cr) и марганец (Mn) образуют как основные, так и кислотные оксиды.
Способы получения оксидов. Оксиды образуются: 1) при горении простых и сложных веществ; 2) при разложении сложных веществ: а) нерастворимых оснований; б) кислот; в) солей. 1) 4Р + 5О2 = 2Р2О5, 2С2Н2 + 5О2 = 4СО2 + 2Н2О, 2) а) Сu(OH)2 = CuO + H2O, б) H2SO4 = SO3 + H2O, в) СаСО3 = СаО + СО2
2. Основания. Основаниями называют сложные вещества, в состав которых входят атомы металлов, соединенные с одной или несколькими группами атомов ОН.
По растворимости основания делятся: на растворимые (щелочи) – КОН, LiOH, NaOH; малорастворимые – Са(ОН)2; нерастворимые – Cu(OH)2, Fe(OH)3, Zn(OH)2.
Щелочи можно определить индикаторами: 1) фенол-фталеин – малиновый цвет, 2) метил-оранж – желтый цвет, 3) фиолетовый лакмус – синий цвет.
Получение оснований: 1. Активный металл + вода = щелочь + водород
2Li + 2HOH = 2LiOH + H2
2. Оксид активного металла + вода = щелочь СаО + НОН = Са(ОН)2
3. Электролиз растворов хлоридов активных металлов NaCl
4. Раствор соли + щелочь = нерастворимое основание + другая соль
3. Кислоты. Кислотами называют сложные вещества, состоящие из кислотных остатков и водорода, который может замещаться на атомы металлов.
Кислоты делятся на: а) бескислородные – H2S, HCl, HI; б) кислородсодержащие – H2SO4, HNO3, H3PO4.
По числу атомов водорода делятся на: а) одноосновные – HCl, HNO3; б) 2-х основные – H2S, Н2СО3; в) 3-х основные – Н3РО4, Н3ВО3.
Названия кислот: HCl –соляная кислота, H2S – сероводородная, H2SO4 – серная, H2SO3 – сернистая, Н2СО3 – угольная, H2SiO3 – кремневая, HNO3 – азотная, Н3РО4 – фосфорная.
Кислоты можно определить индикаторами: а) фиолетовый лакмус – красный цвет, б) метилоранж – розовый цвет.
Реакцию между кислотой и основанием, в результате которой образуются соль и вода, называют реакцией нейтрализации.
Важное свойство кислот – взаимодействие их с металлами, стоящими в ряду активности до водорода: Mg + Н2SO4= H2 + MgSO4.
Чтобы приготовить раствор кислоты или щелочи надо к воде добавить кислоту или щелочь. Способы получения кислот
1. Взаимодействие кислотных оксидов с водой: SO3 + H2O = H2SO4
2. Взаимодействие водорода с соответствующим неметаллом: Н2 + Cl2 = 2HCl
3. Взаимодействие кислот с солями: 2NaCl + H2SO4 = Na2SO4 + 2HCl
Соли – сложные вещества, состоящие из атомов металла и кислотного остатка.
Соли делятся на: 1) средние – NaCl, BaCl2, 2) кислые – NaHCO3, KHSO4, 3) основные – CuOHCl, MgOHNO3.
Название солей: 1) NaCl, KCl – хлориды, 2) KNO3, Ca(NO3)2 – нитраты, 3) Na2SO4, CaSO4 – сульфаты, 4) К3РО4, Са3(РО4)2 – фосфаты, 5) K2S, CaS – сульфиды, 6) Na2CO3, BaCO3 – карбонаты.
Получение солей
1. Са(ОН)2 + СО2 = СаСО3 + Н2O
2. Ca(OH)2 + H2SO4 = CaSO4 + 2H2O
3. Ca(OH)2 + Na2SO4 = 2NaOH + CaSO4
4. CaO + SO3 = CaSO4
5. CaO + 2HCl = CaCl2 + H2O
6. Zn + H2SO4 = ZnSO4 + H2
7. 2Na + Cl2 = 2NaCl
8. 2K + S = K2S
9. H2SO4 + 2KNO3 = K2SO4 + 2HNO3
10. Na2CO3 + Ba(NO3)2 = 2NaNO3 + BaCO3
11. CuSO4 + Fe = FeSO4 + Cu
Окислительно-восстановительные реакции
Окислительно-восстановительными называют реакции, протекающие с изменением степеней окисления элементов, образующих вещества, участвующие в реакции.
Степенью окисления называют условный заряд атомов химического элемента в соединении, вычисленный на основе предположения, что оно состоит только из простых ионов.
Для того чтобы рассчитать степень окисления, нужно воспользоваться следующими правилами:
1) Степень окисления (с.о.) кислорода всегда равна -2; в соединениях
2) с.о. водорода всегда равна +1; в соединениях
3) с.о. металлов всегда положительная, ее максимальное значение всегда равно номеру группы;
4) с.о. свободных атомов и атомов в простых веществах всегда равна 0;
5) суммарная степень окисления атомов всех элементов в соединении равна 0.
Fe2O3 + 2Al = 2Fe + Al2O3
Алюминий из нейтрального атома превратился в условный ион в степени окисления +3, т.е. отдал три электрона:
Al0 – 3e Al+3 окисление
восстановитель
Элементы или вещества, отдающие электроны, называются восстановителями. В ходе реакции они окисляются.
Условный ион железа в степени окисления +3 получил три электрона и превратился в нейтральный атом: Fe+3 + 3e Fe0 восстановление
окислитель
Элементы или вещества, принимающие электроны, называют окислителями. В ходе реакции они восстанавливаются.
Fe2O3 + Al Fe + Al2O3 окисление
Восстановление
Увеличение положительных зарядов происходит при дальнейшей отдаче электронов, уменьшение положительных зарядов присоединении электронов.
Электролиз. Электролизом называют окислительно-восстановительные реакции, протекающие на электродах при прохождении электрического тока через расплав или раствор электролита.
При плавлении электролиты распадаются на ионы. При пропускании электрического тока через расплав ионы направляются к противоположно заряженным электродам и разряжаются на них.
Рассмотрим электролиз расплава хлорида натрия. В расплаве эта соль диссоциирует:
NaCl = Na+ + Cl-
Катионы натрия направляются к катоду (отрицательному полюсу источника тока) и разряжаются на нем, т.е. восстанавливаются:
К Na+ + 1e Na0
Хлорид-анионы направляются к аноду (положительному полюсу источника тока) и разряжаются на нем, т.е. окисляются:
А 2Сl- - 2e Сl20.
Итоговое уравнение электролиза расплава хлорида натрия:
2NaCl (расплав) электролиз 2Na + Cl2
Второй тип электролиза, используемого в промышленности, - это электролиз растворов. В этом процессе приходится учитывать не только те ионы, на которые диссоциирует электролит, но также и ионы, образующиеся при очень незначительной диссоциации молекул воды: Н2О Н+ + ОН-.
На катод в этом случае отправятся ионы Na+ и Н+, на анод – Cl- и ОН-. На катоде происходит восстановление катионов водорода, на аноде – окисление хлорид анионов, а в растворе останутся катионы натрия и гидроксид-анионы. Суммарное уравнение рассмотренного процесса:
2 NaCl + 2 H2O электролиз 2 NaOH + H2 +Cl2
Следовательно, продуктами электролиза раствора хлорида натрия являются водород, хлор и гидроксид натрия.
Для определения продуктов электролиза водных растворов электролитов существуют следующие правила.
1. Процесс на катоде зависит не от материала катода, из которого он сделан, а от положения металла (катиона электролита) в электрохимическом ряду напряжений.
1. Если катион электролита расположен в ряду напряжений в начале ряда (по алюминий включительно), то на катоде идет процесс восстановления воды (выделяется водород Н2), Катионы металла не восстанавливаются, они остаются в растворе.
2. Если катион электролита находится в ряду напряжений между алюминием и водородом, то на катоде восстанавливаются одновременно и ионы металла, и молекулы воды.
3. Если катион электролита находится в ряду напряжений после водорода, то на катоде восстанавливаются катионы металла.
4. Если в растворе содержатся катионы разных металлов, то сначала восстанавливается катион металла, стоящего в ряду напряжений правее.
2. Процесс на аноде зависит от материала анода и от природы аниона.
1. Если анод растворяется (железо, цинк, медь, серебро и все металлы, которые окисляются в процессе электролиза), то окисляется металл анода, несмотря на природу аниона.
2. Если анод не растворяется (его называют инертным – графит, золото, платина), то:
а) при электролизе растворов солей бескислородных кислот (кроме фторидов) на аноде идет процесс окисления аниона;
б) при электролизе растворов солей кислородсодержащих кислот и фторидов на аноде идет процесс окисления воды (выделяется О2). Анионы не окисляются, они остаются в растворе;
в) анионы по их способности окисляться располагаются в следующем порядке:
I- Br- S2- Cl- OH- SO42- NO3- F-
Восстановительная активность
(способность отдавать электроны) уменьшается
В промышленности электролиз находит широкое применение:
- для получения щелочных, щелочноземельных металлов и алюминия;
- для получения галогенов, водорода и кислорода;
- для нанесения металлических покрытий на поверхность изделий – никелирование, хромирование, золочение (общее название таких процессов – гальваностегия);
- для изготовления рельефных металлических копий (гальванопластика);
- для очистки цветных металлов от примесей (рафинирование).
Электрохимический ряд напряжений металлов или ряд активности металлов:
K, Ca, Na, Mg, Al, Zn, Fe, Sn, Pb, (H2), Cu, Hg, Ag, Au
Металлы и неметаллы
Все металлы проявляют только восстановительные свойства. Т.к. металлы являются восстановителями, то они отдают свои электроны неметаллам, которые проявляют окислительные свойства. Металлы взаимодействуют с галогенами с образованием солей: Fe + S = FeS, 2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3.
При взаимодействии с кислородом металлы образуют оксиды: 2Mg + O2 = 2MgO. Алюминий сгорает ярким, ослепительным пламенем, а поэтому в порошке применяется в качестве компонентов зажигательных ракет, фейерверков, салютов, бенгальских огней и других пиротехнических средств: 4Al + 3O2 = 2Al2O3.
При обычных условиях энергично взаимодействуют с водой щелочные и щелочноземельные металлы, при этом образуются щелочь и водород:
2Са + 2Н2О = Са(ОН)2 + Н2.
Способность металлов взаимодействовать с растворами кислот вытекает из их положения в электрохимическом ряду напряжений.
Металлы, стоящие в ряду напряжений левее водорода, вытесняют его из растворов кислот, а стоящие правее – не вытесняют водород из растворов кислот:
Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2
Каждый металл вытесняет из растворов солей другие металлы, находящиеся правее него в ряду напряжений, и сам может быть вытеснен металлами, расположенными левее, например: Fe + CuSO4 = FeSO4 + Cu
Cu + HgCl2 = Hg + CuCl2
Получение металлов. Металлы находятся в природе как в свободном виде – самородные металлы, так и в виде различных соединений. В свободном состоянии в природе встречаются такие металлы, которые трудно окисляются кислородом воздуха, платина, золото, серебро, реже ртуть, медь.
Самородные металлы обычно содержаться в небольших количествах в виде зерен или вкраплений в горных породах. Изредка встречаются и довольно крупные куски металлов – самородки. Так, из найденных самый крупный самородок меди весил 420 т, серебра – 13,5 т, а золота – 112 кг.
Большинство металлов в природе существует в связанном состоянии в виде различных химических природных соединений – минералов. Минералы входят в состав горных пород и руд. Рудами называют содержащие минералы природные образования, в которых металлы находятся в количествах, пригодных в технологическом и экономическом отношении для получения металлов в промышленности.
По химическому составу минерала, входящего в руду, различают оксидные, сульфидные и др. руды.
Обычно перед получением металлов из руды ее предварительно о б о г а щ а ю т – отделяют пустую породу, примеси и т.д., в результате образуется к о н ц е н т р а т, служащий сырьем для металлургического производства.
Металлургия – это наука о методах и процессах производства металлов из руд и других металлосодержащих продуктов, о получении сплавов и обработке металлов. Такое же название имеет и важнейшая отрасль тяжелой промышленности, занимающаяся получением металлов и сплавов.
В зависимости от метода получения металла из руды (концентрата) существует несколько видов металллургических производств.
Пирометаллургия – методы переработки руд, основанные на химических реакциях, происходящих при высоких температурах.
Гидрометаллургия – методы получения металлов, основанные на химических реакциях, происходящих в растворах.
Электрометаллургия – методы получения металлов, основанные на электролизе, т.е. выделении металлов из растворов или расплавов их соединений при пропускании через них постоянного электрического тока.
Коррозия металлов. Коррозией называют самопроизвольное разрушение металлов и сплавов под влиянием окружающей среды. Коррозию металлов и сплавов (их окисление) вызывают такие компоненты окружающей среды, как вода, кислород, оксиды углерода и серы, содержащиеся в воздухе, водные растворы солей (морская соль, грунтовые воды). Эти компоненты непосредственно окисляют металл – происходит химическая коррозия.
Чаще всего коррозии подвергаются изделия из железа. Особенно сильно корродирует металл во влажном воздухе или в воде. Упрощенно этот процесс выражают с помощью следующего уравнения химической реакции:
Fe + 3O2 + 6H2O = 4Fe(OH)3
Химически чистое железо почти не корродирует. Техническое железо содержит различные примеси (в чугунах и сталях) ржавеет, т.к. одной из причин коррозии является наличие примесей в металле, его неоднородность.
Для борьбы с коррозией используют много способов:
1. Нанесение защитных покрытий на поверхности предохраняемого от коррозии металла, это масляные краски, эмали, лаки. Защищаемый от коррозии металл можно покрыть слоем другого металла: золота, серебра, хрома, никеля, олова, цинка и др. Один из самых старых способов – это лужение, или покрытие железного листа слоем олова. Такое железо называют белой жестью.
2. Использование нержавеющих сталей, содержащих спец.добавки, нержавейка (12% хрома и до 10% никеля
3. Создание контакта с более активным металлом – протектором. Например, для защиты стальных корпусов морских судов обычно используют цинк.
Неметаллы. Если для атомов металлов характерны сравнительно большие радиусы и небольшое число электронов на внешнем уровне (1 – 3), атомам неметаллов, наоборот, свойственны небольшие радиусы атомов и число электронов на внешнем энергетическом уровне от 4 до 8. Атомы металлов стремятся к отдаче внешних электронов, т.е. восстановительные свойства, а для атомов неметаллов – стремление к приему недостающих до восьмерки электронов, т.е. окислительные свойства. К неметаллам относят 22 элемента. Общих характерных свойств немного. Водород, кислород, озон, фтор, хлор, азот – газы при обычных условиях, бром – жидкость, а бор, углерод, кремний, фосфор, сера, селен, теллур, йод, астат – твердые вещества. Окраска неметаллов охватывает все цвета спектра. Температуры плавления неметаллов лежат в очень широком интервале. Разным строением кристаллических решеток объясняется и явление аллотропии.
Наиболее ярко окислительные свойства неметаллов проявляются в реакциях с металлами. S + Hg = HgS. 3H2 + N2 === 2NH3
Способность неметаллов проявлять те или другие свойства определяется их положением в ряду электроотрицательности:
F ---- O----- N ----- Cl ----- Br ----- S ------ C ----- H
Электроотрицательность уменьшается