Если у вас возникли сложности с курсовой, контрольной, дипломной, рефератом, отчетом по практике, научно-исследовательской и любой другой работой - мы готовы помочь.
Предоплата всего
Подписываем
13
2--Общие свойства металлов
2----- Физические свойства
3-----Химические свойства
4--Подгруппа N
4---- Свойства
5----Водородные соединения
5----Фосфин
7----Оксиды Азота
8----Оксиды фосфора
8----Азотная и азотистая кислота
9---Фосфорная, фосфористая и фосфорноватистая кислоты.
10—Подгруппа С
10—Свойства
11—Соединение С и Si
12—Бор
13—Соединение бора
16--Алюминий
17—Оксид
18—Гидроксид
18—Сульфид
19--Сульфат
К элементам - металлам относятся s - элементы I и II групп, все d- и f - элементы, а также p- элементы главных подгрупп: III (кроме бора), IV (Ge, Sn, Pb), V (Sb,Bi) и VI(Po). Наиболее типичные элементы – металлы расположены в начале периодов (начиная со второго).
|
атомная |
ионная |
металлическая |
Кристаллические решетки металлического типа содержат в узлах положительно заряженные ионы и нейтральные атомы; между ними передвигаются относительно свободные электроны.
Общие физические свойства
Объясняются особым строением кристаллической решетки - наличием свободных электронов ("электронного газа").
1) Пластичность - способность изменять форму при ударе, вытягиваться в проволоку, прокатываться в тонкие листы. В ряду ––Au,Ag,Cu,Sn,Pb,Zn,Fe - уменьшается.
2) Блеск, обычно серый цвет и непрозрачность. Это связано со взаимодействием свободных электронов с падающими на металл квантами света.
3) Электропроводность.
Объясняется направленным движением свободных электронов от отрицательного полюса к положительному под влиянием небольшой разности потенциалов. В ряду ––Ag,Cu,Al,Fe - уменьшается.
При нагревании электропроводность уменьшается, т.к. с повышением температуры усиливаются колебания атомов и ионов в узлах кристаллической решетки, что затрудняет направленное движение "электронного газа".
4) Теплопроводность. Закономерность та же. Обусловлена высокой подвижностью свободных электронов и колебательным движением атомов, благодаря чему происходит быстрое выравнивание температуры по массе металла. Наибольшая теплопроводность - у висмута и ртути.
5) Твердость. Самый твердый – хром (режет стекло); самые мягкие – щелочные металлы – калий, натрий, рубидий и цезий – режутся ножом.
6) Плотность. Она тем меньше, чем меньше атомная масса металла и чем больше радиус его атома (самый легкий - литий (r=0,53 г/см3); самый тяжелый – осмий (r=22,6 г/см3). Металлы, имеющие r < 5 г/см3 считаются "легкими металлами".
7) Температуры плавления и кипения. Самый легкоплавкий металл – ртуть (т.пл. = -39°C), самый тугоплавкий металл – вольфрам (t°пл. = 3390°C).
Металлы с t°пл. выше 1000°C считаются тугоплавкими, ниже – низкоплавкими.
Сильные восстановители: Me0 – nē = Men+
I. Реакции с неметаллами
1) С кислородом: 2) С серой: 3) С галогенами:
Hg0 + S = Hg+2 S 2Mg0 + O2 = 2Mg+2 O Ni + Cl2 –t°= Ni+2Cl2
4) С азотом: 5) С фосфором:
3Ca0 + N2 –t°= Ca3+2N2 3Ca0 + 2P –t°= Ca3P2
6) С водородом (реагируют только щелочные и щелочноземельные металлы):
2Li0 + H2 = 2Li+1H
Ca0 + H2 = Ca+2H2
II. Реакции с кислотами
1) Металлы, стоящие в электрохимическом ряду напряжений до H восстанавливают кислоты-неокислители до водорода:
Mg0 + 2HCl = Mg+2Cl2 + H20
2Al0+ 6HCl = 2AlCl3 + 3H20
6Na0 + 2H3PO4 = 2Na3+1PO4 + 3H2
III. Взаимодействие с водой
1) Активные (щелочные и щелочноземельные металлы) образуют растворимое основание и водород:
2Na0 + 2H2O = 2Na+1OH + H20
Ca0 + 2H2O = Ca+2(OH)2 + H20
2) Металлы средней активности окисляются водой при нагревании до оксида:
Zn0 + H2O –t°= Zn+2O + H02
3) Неактивные (Au, Ag, Pt) - не реагируют.
4) Вытеснение более активными металлами менее активных металлов из растворов их солей:
Cu0 + Hg+2Cl2 = Hg0 + Cu+2Cl2
Fe0 + Cu+2SO4 = Cu0 + Fe+2SO
Подгруппа N
N – 2 s2 p3
P – 3 s2 p3
As – 4 s2 p3
Sb – 5 s2 p3
Bi – 6 s2 p3
-3 0 +1 +3 +5
N все N все N,P,As
Свойства
|
C O2 2N + O2 = 2NO 4P + 5O2 = 2P2O5 4As + 3O2 = 2As2O3 4Bi + 3O2 = 2Bi2O3 |
C серой N + S ≠ (P, As ,Bi) + S = Э2S3 |
С металлами N + Me -800->Me3N2 (Li,Ca) (P,As,Bi) + Me = MeNx |
C H2O N + H2O ≠ P+H2O+NaOH=PH3+NaH2PO2 2As + 2NaOH +2 H2O = 2NaAs2 + 3H2O 2Sb + 3H2O(пар) = Sb2O3 + 3H2 8P + 12H2O(пар) = 5PH3 + 3H3PO4 |
Водородные соединения
Аммиак — важнейшее соединение азота. В обычных условиях это — бесцветный газ, легче воздуха, с резким запахом.
Промышленный способ получения аммиака основан на прямом взаимодействии водорода и азота:
Для получения аммиака в лаборатории используют действие сильных щелочей на соли аммония:
HCl(газ) + NH3(газ) = NH4Cl(тверд.)
2NH3 + 2Na = H2 + 2NaNH2 амид натрия
4HN3 + 3O2 = 2N2 + 6H2O
NH3 + O2 =кат= NO +H2O
Фосфи́н
РН3 — бесцветный, очень ядовитый, довольно неустойчивый газ .
Получение
Химические свойства
|
Восстановление: NO3− + 2H+ + 1e− = NO2 + H2O Окисление: PH3 + 4H2O − 8e− = PO43− + 11H+ |
|
Оксиды азота
|
N2O |
NO |
N2O3 |
N2O4 |
N2O5 |
|
|
Получение |
NH4NO3 =t(170)= N2O + H2O Чтобы не дать протекать ему слишком бурно, следует вовремя прекратить нагревание, так как при температурах более 300 °C нитрат аммония разлагается со взрывом. |
В лаборатории его обычно получают взаимодействием 30%-ной HNO3 с некоторыми металлами, например, с медью: 3Cu+8HNO3 = 3CU(NO3)2 + 2NO + 4H2O |
Рекомендуется капать 2HNO3(50%)+As2O3 = NO2 + NO + HAsO3 |
Cu+4HNO3(конц) = Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O |
2HNO3 + P2O5 = 2HPO3 + N2O5 |
|
Свойства |
- Не взаимодействует с H2O, c щелочами и кислотами. - Окислительные свойства N2O+H2=N2+H2O - Восстановительны 5N2O + 8KMnO4 + 7H2SO4 = 5Mn(NO3)2 + 3MnSO4 + 4K2SO4 + 7H2O - Разлагается при нагревании 2N2O = 2N2 + O2 |
- C O2 2NO+O2=2NO2 - C галогенами 2NO+Cl2=2NOCl - Окислительные свойства 2SO2+2NO = 2SO3 + N2 Токсичен |
C H2O N2O3+H2O=2HNO2 C Щелочами N2O3 + 2KOH = 2KNO2 + H2O |
C неметаллами (P,S,C) NO2 - окислитель 2NO2 + 2C = 2CO2+N2 10NO2+8P=4P2O5 + 5N2 Диспропорционирование 2NO2+H2O=HNO3 + HNO2 С H2O теплой 3NO2+H2O=2HNO3+NO C щелочами 2NO2+2KOH = KNO3 + KNO2 + H2O |
C H2O N2O5+H2O= 2HNO3 C щелочами N2O5+2NaOH= 2NaNO3+H2O |
|
P2O3 |
P2O5 |
|
Осторожным окислением белого фосфора закисью азота: P4+6N2O-550-625-> P4O6 + 6N2 |
Оксид фосфора(V) получают сжиганием фосфора 4P+5O2=2P2O5 |
|
C H2O горячей 6P4O6+24H2O = 8P + 15H3PO4 + PH3 C галогенами P4O6+6Cl2=4PCl3O+O2 |
C H2O P2O5+3H2O = 2H3PO4 |
|
HNO2 |
NHO3 |
|
Азотистую кислоту можно получить при растворении оксида азота (III) N2O3 в воде: N2O3 + H2O = 2HNO2 : |
Чистую азотную кислоту получил впервые Иоганн Рудольф Глаубер, действуя на селитру концентрированной серной кислотой: KNO3+H2SO4(конц) = KHSO4+HNO3 |
|
При нагревании раствора азотистая кислота распадается 3HNO2 = HNO3 + 2NO+ H2O Азотистая кислота проявляет как окислительные, так и восстановительные свойства. HNO2+H2O2=HNO3+H2O HNO2+Cl2+H2O=HNO3+2HCl 5HNO2+2HMnO4=2Mn(NO3)2 + HNO3+3H2 |
Разложение на свету С основаниями При кипении или под действием света частично разлагается: окисляет неметаллы |
|
H3PO4 |
H3PO3 |
H3PO2 |
|
|
Получение |
взаимодействием с водой оксида фосфора(V) 200c°, полученного сжиганием фосфора в кислороде: |
Получают фосфористую кислоту растворением P2O3 в холодной воде: P2O3 + 3 H2O → 2 H3PO3 |
2 стадии 1) P4(белый) + 3Ba(OH)2+6H2O=2PH3+3Ba(H2PO2)2 2) Ba(H2PO2)2+H2SO4=BaSO4+2H3PO2 |
|
Свойства |
.Отличительной реакцией ортофосфорной кислоты от других фосфорных кислот является реакция с нитратом серебра — образуется жёлтый осадок: Фосфаты Соли фосфорной кислоты называются фосфатами. Фосфорная кислота образует одно-, двух- и трехзамещенные соли. (дигидрофосфат натрия) (гидрофосфат натрия) (фосфат натрия) |
С O2 2H2(PHO3) + O2=H4P2O6+2H2O |
Подгруппа С
|
С |
Si |
Ge |
Sn |
Pb |
|
|
Свойства |
Восстановительные свойства 1) с кислородом C0 + O2 t°= CO2 2) со фтором С + 2F2 = CF4 3) с водяным паром C + H2O 1200°=С+2O + H2 4) с оксидами металлов C + 2CuO –t° 2Cu + C+4O2 5) с кислотами – окислителями: C+2H2SO4(конц.) = С+4O2 + 2SO2 + 2H2O С0 + 4HNO3(конц.) = С+4O2 + 4NO2 + 2H2O Окислительные свойства 6) с некоторыми металлами образует карбиды
4Al + 3C0 = Al4C3 Ca + 2C0 = CaC2-4 7) с водородом C + 2H2 = CH4 |
Как восстановитель
1) С кислородом Si + O2 t° Si+4O2 2) С фтором (без нагревания) Si + 2F2 = SiF4 3) С углеродом Si + C –t° Si+4C 4) С водородом не взаимодействует. 5) С кислотами не реагирует. Только в смеси азотной и плавиковой кислот: 3Si + 4HNO3 + 18HF = 3H2[SiF6] + 4NO + 8H2O 6) Со щелочами (при нагревании): Si + 2NaOH + H2O = Na2Si+4O3+ 2H2 Как окислитель: 7) С металлами (образуются силициды): Si +2Mg t° Mg2Si-4 |
C O2 Ge + O2 = >700= GeO2 C S Ge+S=1000=GeS C HF(200 c) Ge + 2HF = GeF2 + H2 C CO2 (700c) Ge+CO2=GeO+CO Со щелочами Ge+2NaOH(р)+2H2O = Na2GeO3+3H2O C кислотами NHO3(k)+Ge = GeO2+4NO2+2H2O Ge + 4H2SO4(k) = Ge(SO4)2 + 2SO2 + 4H2O 3Ge + 4HNO3(k) + 12HCl = 3GeCl4 + 4NO + 8H2O |
C O2 Sn + O2 = 200= SnO2 C I2 Sn + I2 =HCl(p) = SnI2 Со щелочами Sn + NaOH(р) + 2H2O( k,h)= Na[Sn(OH)3] + H2 Sn + 2NaOH(k) + 4H2O = Na2[Sn(OH)6] + 2H2 C кислотами HCl(k)+Sn = H[SnCl3] + H2 |
C O2(600c) 2Pb + O2 = 2PbO C HF(160c) Pb + 2HF = PbF2 + H2 |
Соединения углерода.
|
CO |
CO2 |
H2CO3 |
|
|
Угарный газ; бесцветный, без запаха, малорастворим в воде, растворим в органических растворителях, ядовит |
Углекислый газ, бесцветный, без запаха |
Кислота слабая, существует только в водном растворе:
CO2 + H2O « H2CO3 |
|
|
В промышленности C + O2 = CO2 CO2 + C = 2CO В лаборатории HCOOH(мурвьиная) = H2O + CO |
Обжиг известняка:
CaCO3 –t CaO + CO2 |
||
|
1) с кислородом 2C+2O + O2 = 2C+4O2
2) с оксидами металлов C+2O + CuO = Сu + C+4O2
|
При повышенной температуре может проявлять окислительные свойства
С+4O2 + 2Mg –t 2Mg+2O + C0 |
Соединения кремния
|
SiO2 |
Кремниевые кислотыH2SiO3 |
|
С основными оксидами: SiO2 + CaO CaSiO3 Со щелочами: SiO2 + 2NaOH = Na2SiO3 + H2O С водой не реагирует С солями SiO2 + CaCO3= CaSiO3 + CO2 SiO2 + K2CO3 = K2SiO3 + CO2 С плавиковой кислотой: SiO2 + 4HF = SiF4 + 2H2O |
Получение
Na2SiO3 + 2HCl = 2NaCl + H2SiO3¯
При нагревании разлагается: H2SiO3 –t° H2O + SiO2 |
БОР
1. Характерные степени окисления и важнейшие соединения. В большинстве соединений бор проявляет степень окисления +3.
2. Природные ресурсы. В свободном состоянии бор не встречается.
3. Получение.
1) Восстановление магнием или натрием
3Mg + B2O3 3MgO + 2B
2)Термическое разложение паров бромида бора на раскаленной (1000—1200 °C) вольфрамовой проволоке в присутствии водорода
4. Свойства. Бор известен в аморфной (коричневой) и кристаллической (черной) формах,. Кристаллическая решетка бора очень прочна, это проявляется в его высокой твердости.
Рис. 3.8. Структура кристаллического бора.
Решетка состоит из икосаэдров [В12], к.ч. 5, d(B – B) = 194 пм.
Бор – первый р-элемент в периодической системе элементов. Строение внешней электронной оболочки его атома в невозбужденном состоянии 2s22р1. Возбуждение переводит атом в состояние 2s12px12py1 и далее в sp2-гибридное валентное состояние, в котором орбитали расположены под углом 120.
Химические свойства
Химически бор довольно инертен и при комнатной температуре взаимодействует только со фтором:
2B + N2 = 2BN
B + 3HNO3(конц., гор.) = B(OH)3↓ + 3NO2↑
5. Соединения.
Карбид бора B4C.
Черные кристаллы.
Не растворяется в воде и кислотах.
Получают взаимодействием смеси бора (или В2О3 ) с углем в электрической печи(t>2000оС).
4B + C(графит) = B4C
Бораны
Бораны, бороводороды или гидриды бора – соединения бора с водородом общей формулы BnHm (где n = 2–20, m равно (n + 4) или (n + 6)).
Физические свойства
Бораны – ядовитые, бесцветные неустойчивые соединения с неприятным запахом.
Химические свойства
Бораны химически активны, на воздухе воспламеняются:
В2Н6 + 3О2 = В2О3 + 3Н2О.
Взаимодействуют с водой:
В2Н6 + 6H2O = 2H3ВО3 + 6Н2.
Образуют соединения, содержащие комплексные ионы, реакция происходит в эфире:
В2Н6 + 2LiH = 2Li[BH4].
Получить диборан можно следующими способами:
2BCl3 + 6H2 = В2Н6 + 6HCl
(температура 450°С, катализатор Cu-Al).
2BF3 + 6LiH = В2Н6 + 6LiF
(температура 35°С, эфир)
Молекулы боранов содержат мостиковые водородные связи.
В2Н6
В4Н10
Окружение всех атомов бора в молекуле В4Н10 близко к тетраэдрическому (sp3-гибридизация).
Гидридобораты
Кристаллические вещества. Это соли, анионом которых является прочный комплексный ион [ВН4]–. Они могут существовать некоторое время в водном растворе, их взаимодействие с водой с образованием солей борных кислот и водорода происходит очень медленно.
Известны тетрагидридобораты других металлов, например жидкий Al[BH4]3
Оксид бора В2O3
Получение
B2O3(аморфн.) + 3H2O = 2B(OH)3↓ ортоборная кислота
B2O3(аморфн.) + 8HF(конц.) = 2H[BF4] + 3H2O
борнометиловый эфир
Галогениды бора активно взаимодействуют с водой, при этом образуются две кислоты – борная и галогеноводородная:
Алюминий
Характерные степени окисления и важнейшие соединения.
В подавляющем большинстве Соединений алюминий проявляет степень окисления +3.
Практическое значение имеют соединения Аl2O3, AlCl3, Al2(SO4)3·18Н2O, (квасцы).
Природные ресурсы.
Содержание алюминия в земной коре составляет 8,8%. Это наиболее распространенный в природе металлический элемент. Алюминий входит в состав большого числа (более 250) минералов. Продуктом их разрушения является глина, состоящая преимущественно из каолинита Аl2O3·2SiO2·2Н2O. Обычно глина содержит примесь соединений железа, придающую ей бурый цвет. Иногда встречается белая глина, не содержащая этой примеси. Техническое название Аl2O3 глинозем.
Встречается чистый Аl2O3 – минерал корунд. Драгоценные камни – рубин и сапфир – это кристаллы корунда, окрашенные примесью оксида хрома (рубин) и оксидов титана и железа (сапфир).
Получение.
Алюминий получают электролизом раствора Аl2O3 в расплавленном криолите Na3[AlF6].
В лаборатории
AlCl3+3K → 3KCl + Al
(реакция протекает при нагревании без доступа воздуха)
Свойства
При нормальных условиях алюминий покрыт тонкой и прочной оксидной плёнкой и потому не реагирует с классическими окислителями: с H2O (t°);O2, HNO3 (без нагревания). Благодаря этому алюминий практически не подвержен коррозии.
Легко реагирует с простыми веществами:
4Al + 3O2 = 2Al2O3
2Al + 3Hal2 = 2AlHal3 (Hal = Cl, Br, I)
2Al + 3F2 = 2AlF3
2Al + 3S = Al2S3
2Al + N2 = 2AlN
4Al + 3С = Al4С3
2Al + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2
2Al + 2NaOH + 6H2O = 2Na[Al(OH)4] + 3H2
2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2
2Al + 3H2SO4(разб) = Al2(SO4)3 + 3H2
8Al + 15H2SO4(конц) = 4Al2(SO4)3 + 3H2S + 12H2O
Al + 6HNO3(конц) = Al(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O
8Al + 3Fe3O4 = 4Al2O3 + 9Fe
2Al + Cr2O3 = Al2O3 + 2Cr
Оксид алюминия
Бесцветные нерастворимые в воде кристаллы.
Он не растворяется в воде, не взаимодействует с растворами кислот и щелочей и может реагировать лишь с расплавленной щелочью.
Около 1000°С интенсивно взаимодействует со щелочами и карбонатами щелочных металлов с образованием алюминатов:
Al2O3 + 2KOH = 2KAlO2 + H2O;
Al2O3 + Na2CO3 = 2NaAlO2 + CO2.
Другие формы Al2O3 более активны, могут реагировать с растворами кислот и щелочей, Al2O3 взаимодействует лишь с горячими концентрированными растворами:
Al2O3 + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2O;
Al2O3 + 2NaOH + 7H2O = 2Na[Al(H2O)2(OH)4]
Получение
Оксид алюминия – природное соединение, может быть получен при термическом разложении гидроксидов алюминия:
2Al(OH)3 = Al2O3 + 3H2O;
Гидроксид алюминия
Физические свойства
Гидроксид алюминия Al(OH)3 – бесцветное твердое вещество, нерастворимое в воде. При нагревании выше 180°С разлагается.
Химические свойства
растворяется в кислотах и щелочах:
2Al(OH)3 + 6HCl = 2AlCl3 + 6H2O
Al(OH)3 + NaOH + 2H2O = Na[Al(H2O)2(OH)4].
Получение
Образуется при действии водного раствора аммиака на растворы солей алюминия:
AlCl3 + 3NH3 + 3H2O = Al(OH)3 + 3NH4Cl
Получают при взаимодействии солей алюминия с водными растворами щёлочи
Взаимодействие алюминия с расплавленной серой в отсутствие кислорода и влаги:
1. Взаимодействие с водой:
2. Взаимодействие с разбавленной HCl:
3. Взаимодействие с кислородом в воздухе (700-800 °C):
Сульфат Алюминия
Химические свойства
Сульфат алюминия разлагается при температурах от 770 до 860 °C:
Получение
Сульфат алюминия получают взаимодействием гидроксида алюминия с серной кислотой:
Также сульфат алюминия получают при соединении алюминия с серной кислотой: