630

личеством ионов водорода, способных замещаться на металл. Например: H2SO4 – двухосновная кислота, а HNO3, HCl, CH3COOH – одноосновные кислоты. Одноосновные кислоты имеют один кислотный остаток: HNO3 – кислотный остаток NO3-; многоосновные кислоты имеют несколько кислотных остатков: H3PO4 – 3 кислотных остатка - H2PO4-, HPO42-, PO43-. Отрицательный заряд кислотного остатка определяется в целом по числу замещенных ионов водорода. Благодаря этому многоосновные кислоты могут образовывать кислые соли.

Если от кислот отнять воду, получится ангидрид:

H2SO3 – H2O = SO2.

Ангидрид – это кислотный оксид, нейтральная молекула. Если к ангидриду добавить воду, получится кислота:

N2O5 + H2O = H2N2O6 = 2HNO3.

Бескислородные кислоты ангидридов не образуют.

Номенклатура кислот (см. с.16). Названия кислородных

кислот производятся от названия кислотообразующего элемента с прибавлением окончания: -ая, если элемент в высшей положительной степени окисления, соответствующей номеру группы. Если степень окисления центрального атома меньше - истая (если элемент образует несколько кислородсодержащих кислот, суффиксы меняются в следующей последовательности: -оватая, - истая, -оватистая).

HMn+7O4 – марганцовая кислота

Если элемент с одной и той же степенью окисления образует несколько кислородосодержащих кислот, то, в зависимости от количества молекул связанной воды, к названию добавляется префикс:

-мета – наименьшее число молекул связанной воды; -орто – наибольшее число молекул связанной воды.

H3PO4 – ортофосфорная кислота;

HPO3 – метафосфорная кислота.

12

Названия бескислородных кислот производятся от названия кислотообразующего элемента с окончанием о и прибавлением слова водородная:

HCl – хлороводородная кислота (соляная); HF – фтороводородная кислота (плавиковая); H2S – сероводородная кислота.

Получение кислот.

1. Бескислородные кислоты получают непосредственно взаимодействием неметалла с водородом с последующим растворением водородного соединения в воде:

Cl2 + H2 = 2HCl .

Раствор хлороводорода в воде – HCl – хлороводородная, или соляная кислота, имеет такую же формулу.

2. Большинство кислородных кислот получают при взаимодействии кислотных оксидов (ангидридов кислот) с водой:

SO3 + H2O = H2SO4; N2O5 + H2O = 2HNO3.

3. Любые кислоты (кроме серной) можно получить взаимодействием их соли с более сильной кислотой:

K2S+2HCl=H2S +2KCl; Na2SiO3+H2SO4=H2SiO3 +Na2SO4.

Химические свойства кислот

1. Взаимодействуют с металлами:

Zn + H2SO4 = ZnSO4 + H2 . 2. Взаимодействуют с основаниями:

Fe(OH)2 + H2SO4 = FeSO4 + 2H2O.

3. Взаимодействуют с основными оксидами:

CaO + 2HCl = CaCl2 + H2O.

4. Взаимодействуют с солями:

AqNO3 + HCl = AqCl + HNO3.

Амфотерные гидроксиды Амфотерные гидроксиды – сложные вещества, обладаю-

щие двойственными свойствами: основными и кислотными. Они реагируют с кислотами подобно основаниям и со щелочами подобно кислотам, образуя в обоих случаях соли.

Амфотерный гидроксид может быть основанием и кислотой:

13

Основные свойства: Zn(OH)2↓ + 2HCl = ZnCl2 + 2H2O.

раствор Кислотные свойства: Zn(OH)2↓ + 2NaOH = Na2ZnO2 + 2H2O.

тетрагидроксоцинкат натрия Кислотные свойства: H3AsO3 + 3NaOH = Na3AsO3 + 3H2O.

Основные свойства: H3AsO3 + 3HCl = AsCl3 + 3H2O.

↓↑

As(OH)3

Соли

Соли – сложные вещества, молекулы которых состоят из ионов металла (или основного остатка) и кислотного остатка.

В зависимости от состава различают следующие типы солей: средние (или нормальные), кислые и основные.

Любую соль можно представить как продукт взаимодействия основания с кислотой, т. е. продукт реакции нейтрализации.

Средние, или нормальные соли образуются в результате полного замещения водорода в кислоте на металл или гидрок-

сильных групп в основании на кислотный остаток:

Cu+2(OH)-2 + H+12SO42- = Cu2+SO42- +2H2O.

средняя соль

14

При составлении формулы средней соли суммарный заряд ионов металла должен быть равен суммарному заряду кислотных остатков с обратным знаком. В целом молекула должна иметь нулевой заряд. Алгебраическая сумма степеней окисления всех

атомов, входящих в состав соединения, равна нулю.

Ca+2CO3-2; Na+12SO4-2; Al+3(NO3)3-1; Fe+32(SO4)3-2; Fe+2Cl2-1.

Кислые соли образуются в результате неполного замещения водорода в кислоте на металл. Это происходит в том случае,

когда кислота берется в избытке:

Cu(OH)2 + 2H2SO4 = Cu+2 (HSO4) -12 + 2H2O.

избыток кислая соль Основные соли образуются в результате неполного заме-

щения гидроксильных групп в основании на кислотный остаток.

Это происходит в том случае, когда основание берется в избытке:

2Cu(OH)2 + H2SO4 = (CuOH)+12SO42-+ 2H2O.

избыток основная соль

Международная номенклатура солей. Название соли про-

исходит от латинского названия кислотообразующего элемента с окончанием:

ат – элемент в высшей степени окисления; ит – элемент в промежуточной положительной степени

окисления; ид- элемент в отрицательной степени окисления или соль

бескислородной кислоты.

Na2S+6O4 – сульфат натрия Na2S+4O3 – сульфит натрия Na2S-2 - сульфид натрия

При названии кислой соли присутствие ионов Н+ обозначают словом гидро:

NaHCO3 – гидрокарбoнат натрия NaH2PO4 – дигидрофосфат натрия Na2HPO4 – гидрофосфат натрия.

При названии основной соли присутствие ионов ОН- обозначают словом гидроксо:

(CuOH)2SO4 – сульфат гидроксомеди (II) [Al(OH)2]2SO4 – сульфат дигидроксоалюминия AlOHSO4 – сульфат гидроксоалюминия.

15

Получение солей. Для получения солей можно предложить от 5 до 10 способов согласно схеме (с. 18).

Свойства солей. Соли, за небольшим исключением, являются твердыми кристаллическими веществами. По растворитмости в воде их можно разделить на растворимые, мало растворимые и практически нерастворимые. Все соли азотной, уксусной

кислот растворимы в воде. Также растворимы соли ионов NH4+, K+ и Na+.

Химические свойства солей.

1. Взаимодействуют с металлами.

Согласно ряду активности металлов (ряд напряжений приложение табл. 4) каждый предыдущий металл вытесняет каждый последующий из растворов его солей. Особенно легко вытесняются малоактивные металлы:

Zn + Hq(NO3)2 = Hq + Zn(NO3)2 . 2. Взаимодействуют с кислотами:

CuSO4 + H2S = CuS + H2SO4,

CaCO3↓ +2 HCl = CaCl2 + H2CO3 CO2 + H2O. 3. Взаимодействуют с основаниями:

CuSO4 + 2NaOH = Cu(OH)2 + Na2SO4 . 4. Взаимодействуют с солями:

CaCl2 + Na2CO3 = CaCO3 + 2NaCl .

При составлении уравнений реакций, характеризующих химические свойства солей, следует руководствоваться таблицей растворимости (приложение табл. 1). При взаимодействии соли с кислотой может быть образование осадка, либо образование газа или образование слабого электролита:

CH3COONa + HCl = CH3COOH + NaCl.

сильная слабая кислота кислота

При взаимодействии с основаниями также может быть образование осадка, либо слабого растворимого основания NH4OH. Соли, нерастворимые в воде, с основаниями не взаимодействуют. Основания также должны быть растворимыми.

При взаимодействии соли с солью обе соли должны быть растворимы в воде, а продукт реакции нерастворим.

16

Номенклатура кислот и солей

ДВЕ СОЛИ

Схема взаимодействия и превращений неорганических веществ

18

2. СТРОЕНИЕ АТОМА. ПЕРИОДИЧЕСКАЯ СИСТЕМА ЭЛЕМЕНТОВ Д.И. МЕНДЕЛЕЕВА

ЛИТЕРАТУРА: [1-4]

Изучая эту тему, вы должны научиться писать электронные формулы атомов элементов и по положению элемента в периодической системе суметь предсказать свойства элемента и основных его соединений.

При рассмотрении изменения свойств элементов в периодической системе принято характеризовать изменение их металличности или неметалличности. Основным химическим свойством, отличающим металлы от неметаллов, является способность металлов отдавать элементов, а неметаллов как отдавать, так и принимать электроны. Металлы имеют только положительные степени окисления в своих соединениях и никогда электронов не принимают. Металличность элемента характеризуется легкостью отдачи им электронов. Неметалличность проявляется тем сильнее, чем труднее элементы отдают свои электроны и чем легче их присоединяют.

Металличность или неметалличность элемента в основном определяется взаимодействием внешних валентных электронов с ядром атома. Она зависит от таких характеристик атома, как число электронов на внешней оболочке, радиус атома и заряд ядра атома.

Вдоль периодов увеличивается число электронов на внешней оболочке атома, увеличивается заряд ядра и уменьшается радиус атома. Все это увеличивает притяжение валентных электронов к ядру и затрудняет их отрыв, поэтому металлические свойства в периодах слева направо ослабевают. Заметим, что в четных рядах больших периодов не происходит увеличение числа электронов на внешней оболочке. Ослабление металлических свойств слева направо здесь более постепенное, так как объясняется только увеличением заряда ядра и уменьшением радиуса атома.

В группах сверху вниз при неизменном количестве валентных электронов их притяжение к ядру ослабевает за счет увеличения радиуса атома (возрастает число электронных слоев). Это приводит к возрастанию металлических свойств сверху вниз. В то

19

же время, в этом же направлении увеличивается заряд ядра, что противоположным образом влияет на металличность. В главных подгруппах ослабление взаимодействия внешних электронов с ядром за счет увеличения радиуса атома преобладает над увеличением притяжения электрона за счет возрастания заряда ядра. В этих подгруппах сверху вниз металлические свойства усиливаются. В побочных подгруппах, где расположены элементы четных рядов больших периодов, практически не увеличивается радиус атома, так как застраиваются внутренние d- и f-подуровни, однако растет заряд ядра, поэтому в побочных подгруппах сверху вниз происходит ослабление металлических свойств элементов.

Отметим, что изменение характера окислительных или восстановительных свойств элементов соответствует изменению их неметалличности или металличности.

Свойства оксидов различных элементов принято определять в зависимости от кислотного, основного или амфотерного характера образуемых ими гидроксидов.

В общем случае, чем сильнее выражены неметаллические свойства элемента, тем сильнее проявляются кислотные свойства его гидроксида. Чем активнее металл, тем сильнее основание, которое он образует. Например, серная кислота (H2SO4) более сильная, чем селеновая H2SeO4 (сера и селен имеют одинаковые степени окисления, но сера – более активный неметалл); гидроксид железа (II) Fe (OH)2 более сильное основание, чем гидроксид никеля (II) Ni (OH)2 (железо – более активный металл).

Для одного и того же элемента с увеличением степени окисления кислотный характер его гидроксида увеличивается. Марганец – металл и проявляет положительные степени окисления: 2, 3, 4, 6, 7. Образуемые марганцем оксиды: MnO, Mn2O3, MnO2, MnO3 и Mn2O7. В этом ряду ослабевают основные свойства и усиливаются кислотные. Соответствующие этим оксидам гидроксиды имеют следующий характер: Mn(OH)2, Mn(OH)3 – основные свойства; Μn(ΟΗ)4- амфотерные; Н2MnO4, НMnO4 –кислотные. Μn(ΟΗ)4 является неустойчивым и разлагается на оксид марганца (ΙΙ) и воду

Μn(ΟΗ)4=ΜnΟ2+2Η2Ο.

20

Изложенные закономерности должны служить основой для самостоятельной характеристики любой группы или подгруппы периодической системы.

Характеристика элементов по их положению в периодической системе Д.И.Менделеева

Характеристики элемента включают определение его свойств (металл или неметалл), валентностей, степеней окисления, составление простейших соединений. При этом рекомендуется придерживаться следующего плана:

1. Исходя из положения элемента в периодической системе составить его электронную формулу. Следует помнить:

-общее количество электронов соответствует порядковому номеру элемента;

-количество энергетических уровней в атоме соответствует номеру периода; количество валентных электронов соответствует номеру группы;

-у элементов s- и p- семейств все валентные электроны располагаются на внешнем энергетическом уровне, у элементов d- семейства – на внешнем уровне не больше двух электронов, остальные валентные электроны – на d-подуровне предвнешнего энергетического уровня;

-по количеству внешних электронов определить металл или неметалл.

2.Составить электронно-структурную формулу расположения валентных электронов: для элементов s- и p-семейств рисовать внешний энергетический уровень, для d-элементов – внешний и d-подуровень предвнешнего энергетического уровня.

3.По количеству неспаренных валентных электронов определить валентность элемента в невозбужденном состоянии (min B). Необходимо помнить, что у d-элементов, в первую очередь, в образовании связи будут участвовать внешние электроны. Таким образом, минимальная валентность d-элементов определяется количеством электронов на s-подуровне внешнего энергетического уровня. Максимальная валентность d-элементов определяется

21