Оксид азота
реклама
Свойства элементов и простых веществ галогенов 1. Свойства химических элементов галогенов К галогенам относят фтор, хлор, бром, йод и астат. Они образуют VIIА-группу Периодической системы химических элементов. Рис. 1. Химические элементы-галогены и образованные ими простые вещества На внешнем электронном слое атомов галогенов находятся 7 электронов. Наименьший радиус атома среди всех галогенов имеет фтор, поэтому у него самая высокая (даже среди всех химических элементов) относительная электроотрицательность. По этой причине не существует веществ, в которых фтор имел бы положительную степень окисления, не говоря о высшей степени окисления, соответствующей номеру группы (+7). Для фтора возможны степени окисления только –1 и 0. Остальные галогены в соединении с более электроотрицательным кислородом могут образовывать вещества, в которых степень окисления их атомов положительна. Таким образом, для Cl, Br, I характерны степени окисления -1, 0, +1, +3, +5, +7. Содержание галогенов в земной коре снижается от фтора к астату. Причем, если фтор, бром и йод можно отнести к распространенным химическим элементам, то содержание астата в земной коре крайне мало. Галогены входят в состав многих минералов. Исключение составляет астат. Астат обнаружен в продуктах радиоактивного распада урана. Соли галогенов (галогениды) входят в состав морской воды. 2. Свойства простых веществ галогенов Молекулы простых веществ — галогенов состоят из двух атомов. Фтор F2 при нормальных условиях представляет собой светло-зелёный газ с очень резким запахом. Чрезвычайно ядовит. Хлор Cl2 — жёлто-зелёный газ с резким запахом. Ядовит . Во время Первой мировой войны армия Германии применила хлор как боевое отравляющее вещество. В результате многие тысячи солдат армий Антанты получили отравление. Хлор растворяется в воде. При нормальных условиях в одном объёме воды может раствориться до двух объёмов хлора. Раствор хлора в воде называется хлорной водой. Рис. 2. Взаимодействие хлора с водой Бром Br2 — красно-бурая жидкость с резким запахом. Пары брома ядовиты. Йод I2 — твёрдое вещество. При нормальных условиях представляет собой кристаллы тёмно-серого цвета с металлическим блеском, которые при нагревании легко переходят в газообразное состояние, практически минуя жидкое (возгоняются). Раствор йода (5%-ный) в спирте применяется в медицине для обеззараживания ран (йодная настойка). Свойства простого вещества астата практически не изучены, так как его атомы короткоживущие. Рассмотрим химические свойства галогенов. Галогены – типичные неметаллы. Они реагируют с металлами и водородом, выступая в роли окислителей. При взаимодействии галогенов с металлами образуются соли – галогениды. Например, при взаимодействии меди с хлором образуется хлорид меди(II): Cu + Cl2 = CuCl2 Кристаллический йод бурно реагирует с алюминием при добавлении капли воды (вода в данной реакции – катализатор): 2Al + 3I2 = 2AlI3 Рассмотрим реакции галогенов с водородом. Фтор реагирует с водородом со взрывом. В результате образуется фтороводород: F2 + H2 = 2HF + Q Водород может гореть в атмосфере хлора. Эта реакция интересна тем, что водород и хлор в темноте не взаимодействуют, но их смесь взрывается от вспышки света: H2 + Cl2 = 2HCl + Q Бром и иод с водородом реагируют не так энергично, как фтор и хлор. Окислительная способность галогенов в ряду F2 – Cl2 – Br2 – I2 убывает. Это закономерность могут подтвердить и другие экспериментальные факты. Более активный галоген может вытеснить менее активный из его соли. Например, фтор вытесняет хлор, бром, йод из соответствующих галогенидов: F2 + 2NaCl = 2NaF + Cl2 F2 + 2NaBr = 2NaF + Br2 F2 + 2NaI= 2NaF + I2 Хлор может вытеснять только бром и йод, а бром вытесняет из солей только йод. Химические свойства соединений галогенов Строение и свойства галогеноводородов В галогеноводородах и галогенидах галогены проявляют свою низшую степень окисления – -1. Галогеноводороды – это бесцветные соединения водорода с галогенами состава НГ (где «Г» – атом галогена). При н. у. HCl, HBr и HI – газообразные вещества, HF – легколетучая жидкость, температура кипения которой +19,5°С. Все эти вещества ядовиты и требуют очень осторожного обращения! Галогеноводороды хорошо растворяются в воде, а фтороводород смешивается с водой в любых соотношениях (т. е. неограниченно растворим). Водные растворы галогеноводородов являются кислотами. Сила этих кислот увеличивается сверху вниз, т. е. самая сильная кислота – иодоводородная, а самая слабая – фтороводородная (рис. 1). Рис. 1. Сравнение кислотных свойств галогеноводородных кислот Попробуем объяснить эту закономерность. Кислотные свойства галогеноводородных кислот будут тем больше, чем меньше прочность связи Н–Г. От HF к HI уменьшается степень перекрывания электронных облаков атомов водорода и галогена, а область перекрывания будет находиться на большем расстоянии от ядер атомов. Кроме того, электроотрицательность атомов галогенов сверху вниз по группе, т. е. от F к I, уменьшается. Поэтому в молекуле HF электронное облако атома водорода смещается в сторону атома галогена в большей степени. Это приводит к усилению связи между атомами (рис. 2). Запомним, фтороводородная кислота – слабая, остальные галогеноводородные кислоты – сильные, причем их сила увеличивается от HCl к HI. Рис. 2. Образование химической связи в молекулах галогеноводородов Плавиковая кислота Фтороводородная кислота имеет еще одно название – плавиковая кислота. Уникальным свойством плавиковой кислоты является способность растворять стекло. Поэтому плавиковую кислоту хранят не в стеклянной посуде, а в сосудах из пластика или в стеклянной посуде, покрытой слоем парафина. В пластиковый стакан наливаем раствор плавиковой кислоты. Помещаем в раствор тонкую стеклянную трубочку. Трубочка так тонка, что понадобится груз, чтобы зафиксировать момент ее растворения. Через некоторое время трубочка растворяется, и груз падает на дно стакана. Способность плавиковой кислоты растворять стекло объясняется тем, что фтороводород реагирует с оксидом кремния, входящим в состав стекла. В реакции образуется фторид кремния 4 HF + SiO2 = SiF4↑ + 2H2O. Плавиковая кислота используется для нанесения на стеклянные изделия рисунков, надписей, меток, а также для полировки стекла. Проведем опыт травления стекла фтороводородом. Получим фтороводород. Для этого в пластиковую кювету насыпаем немного фторида натрия. Затем приливаем концентрированную серную кислоту. Сразу же выделяется фтороводород. 2NaF + H2SO4 = Na2SO4 + 2HF↑ Закроем кювету крышкой, к которой прикреплена стеклянная пластина. Через пять минут откроем крышку. Извлечем стекло и промоем водой. Стекло стало матовым. Выделившийся фтороводород прореагировал с оксидом кремния, входящим в состав стекла. Этот процесс используется для получения матовых стекол. Соляная кислота В отличие от фтороводорода хлороводород ограниченно растворим в воде, но его растворимость достаточно высока – в 1 объеме воды при комнатной температуре растворяется около 450 объемов хлороводорода. Раствор хлороводорода в воде называется соляной, или хлороводородной кислотой. Концентрированная соляная кислота дымит на воздухе (рис. 3). Это сильная кислота. Для нее характерны все общие свойства кислот: изменение окраски индикаторов, взаимодействие с металлами, основными и амфотерными оксидами, основаниями, некоторыми солями. Рис. 3. «Дымящая» соляная кислота Галогениды металлов Соли галогеноводородных кислот называются галогенидами. Для распознавания растворимых в воде галогенидов, кроме фторидов, используют реакцию с нитратом серебра. В результате этого взаимодействия выпадает осадок нерастворимого галогенида серебра. Как различить растворы хлорида натрия NaCl, бромида натрия NaBr и иодида калия KI? Их можно распознать по цвету осадков, образующихся при действии нитрата серебра. Отливаем в три пробирки пробы растворов и добавляем раствор нитрата серебра AgNO3. Выпадают осадки разных цветов. В пробирке с раствором хлорида натрия образуется белый творожистый осадок хлорида серебра NaCl + AgNO3 = AgCl↓ + NaNO3 с раствором бромида натрия – желтоватый осадок бромида серебра NaBr + AgNO3 = AgBr↓ + NaNO3 с иодидом калия – желтый осадок иодида серебра KI + AgNO3 = AgI↓ + NaNO3. Галогениды серебра разлагаются на свету. Это свойство используется в фотографии. На фотопленке и фотобумаге изображение появляется вследствие разложения на свету бромида серебра. Сера. Сероводород и сульфиды Химический элемент сера Химический элемент сера расположен в VIА-группе, 3 периоде ПСХЭ. На внешнем электронном слое атома серы находится 6 электронов. Проявляя свойства окислителя при образовании веществ с металлами и водородом, сера приобретает степень окисления -2 (принимает 2 электрона). В составе кислородсодержащих соединений сера проявляет степени окисления +4 и +6. Таким образом, для серы характерны степени окисления -2; 0; +4; +6. В природе сера встречается в самородном состоянии и в составе минералов. Например, серу содержат свинцовый блеск (основной компонент – сульфид свинца PbS) и медный блеск (основной компонент – сульфид меди Cu2S). Аллотропные модификации серы Сера образует несколько простых веществ – аллотропных модификаций. Наиболее устойчива при комнатной температуре ромбическая сера (рис. 1). Это вещество состоит из молекул S8. Ромбическая сера желтого цвета и плавится при температуре +112,8°С. Рис. 1. Ромбическая модификация серы При нагревании ромбическая сера постепенно превращается в вязкую темно-коричневую массу. Это еще одна аллотропная модификация серы – пластическая сера. Пластическая сера состоит из линейных молекул серы Sn. Химические свойства серы Сера в химических реакциях с металлами и водородом играет роль окислителя. Ее степень окисления понижается от 0 до -2. В реакции с кислородом сера выступает в роли восстановителя, повышая свою степень окисления от 0 до +4. Рассмотрим примеры взаимодействий с участием серы. При взаимодействии серы с водородом образуется сероводород: S + H2 = H2S При взаимодействии цинка с серой образуется сульфид цинка: Zn + S = ZnS Сера сгорает в кислороде с образованием оксида серы (IV) (рис. 2): S + O2 = SO2 Рис. 2. Горение серы в кислороде Сероводород и сульфиды Рассмотрим свойства соединений серы со степенью окисления «-2». К таким соединениям относится сероводород и сульфиды – соли сероводородной кислоты. Сероводород – это газ с запахом тухлых яиц. Он горит на воздухе. Причем при недостатке и избытке кислорода горение протекает по-разному. В избытке кислорода сероводород сгорает с образованием оксида серы(IV) и воды: 2H2S + 3O2= 2SO2 + 2H2O. При недостатке кислорода происходит неполное сгорание сероводорода с выделением серы: 2H2S + O2= 2S + 2H2O. Сероводород хорошо растворяется в воде. Получающийся раствор является слабой сероводородной кислотой. Соли сероводородной кислоты называются сульфидами. Сероводородная кислота и растворимые в воде сульфиды вступают в реакции обмена. При взаимодействии сероводородной кислоты и хлорида меди (II) образуется нерастворимый сульфид меди (II) и соляная кислота: H2S + CuCl2=CuS + 2HCl. При взаимодействии сульфида калия с нитратом цинка в осадок выпадает сульфид цинка и образуется нитрат калия: K2S + Zn(NO3)2=ZnS + 2KNO3. Аммиак и соли аммония Получение и свойства аммиака При высокой температуре и высоком давлении в присутствии платинового катализатора азот реагирует с водородом с образованием аммиака: N2 +3H2=2NH3 +Q Эта реакция имеет большое практическое значение, так как аммиак используется для производства азотных удобрений. Рассмотрим свойства аммиака. Это бесцветный газ с резким запахом, хорошо растворяющийся в воде. Водный раствор аммиака называется нашатырным спиртом. Аммиак способен взаимодействовать с кислородом. При горении аммиака образуется азот и вода: 4NH3+3O2=2N2+6H2O Если для процесса окисления аммиака использовать катализатор – платину, то процесс ускоряется и образуется оксид азота (II) и вода: 4NH3+5O2=4NO+6H2O Аммиак способен взаимодействовать с хлороводородом. При этом образуется вещество, относящееся к классу солей – хлорид аммония (рис. 1): NH3+ HCl=NH4Cl Рис. 1. Реакция между аммиаком и хлороводородом Рассмотрим механизм данной реакции (рис. 2). При образовании ковалентной полярной связи с атомами водорода азот использует 3 электрона, а два электрона остаются свободными. К этим двум электронам притягивается атом водорода, имеющий частичный положительный заряд. В результате образуется катион аммония NH4+ и хлорид-анион. NH4Cl – соль, хлорид аммония. В этой реакции аммиак ведет себя как основание. Рис. 2. Схема реакции между аммиаком и хлороводородом Аммиак способен реагировать и с другими кислотами, растворимыми в воде. В результате таких реакций образуются соответствующие соли аммония. Распознавание солей аммония Соли аммония можно распознать с помощью характерной реакции – взаимодействия со щелочами. В результате этих реакций выделяется аммиак, который легко распознается по характерному запаху. Например, при взаимодействии хлорида аммония с гидроксидом натрия образуется хлорид натрия, аммиак и вода: NH4Cl+NaOH=NaCl+ NH3+ H2O Оксиды азота Особенности оксидов азота Химический элемент азот образует достаточно большое число оксидов, в составе которых его степень окисления меняется от +1 до +5. Все оксиды азота термически неустойчивы и при нагревании разлагаются с выделением кислорода. Именно поэтому оксиды азота обладают окислительными свойствами. Самый сильный окислитель из них – оксид азота (V). Все оксиды азота, за исключением оксида азота (I), ядовиты. N2O обладает наркотическим действием (другое его название – «веселящий газ») и используется при анестезии. По кислотно-основным свойствам оксиды азота характеризуются так: N2O и NO – несолеобразующие, N2O3, NO2 и N2O5 – солеобразующие, кислотные. Оксид азота (I) Оксид азота (I) N2O – термически нестоек, при температуре около 500°С разлагается на азот и кислород: 2N2O → 2N2 + O2. Поэтому он обладает окислительными свойствами. Например, оксид азота (I) окисляет медь, при этом образуются оксид меди (II) и молекулярный азот: N2O + Cu = CuO + N2. Получают веселящий газ прокаливанием нитрата аммония при 250 °С: NH4NO3 = 2H2O + N2O↑. Оксид азота(II) При каталитическом окислении аммиака кислородом образуется монооксид азота NO: 4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O. Это бесцветный газ. Оксид азота (II) – единственный оксид азота, который можно получить непосредственным синтезом из простых веществ: NO – несолеобразующий оксид. На воздухе при н. у. он самопроизвольно окисляется до оксида азота (IV) – бурого газа: 2NO + O2 = 2NO2 Как и все оксиды азота, монооксид азота обладает окислительными свойствами. Например, при взаимодействии магния с оксидом азота (II) образуются оксид магния и молекулярный азот: 2Mg + 2NO = 2MgO + N2 Кислотные оксиды азота Оксиду азота (III) соответствует азотистая кислота HNO2. При н. у. это темно-синяя жидкость, при растворении которой в воде образуется азотистая кислота: N2O3 + H2O ↔ 2HNO2 Взаимодействие оксида азота (III) со щелочами приводит к образованию нитритов – солей азотистой кислоты. Например, при взаимодействии оксид азота (III) с гидроксидом натрия образуются нитрит натрия и вода: N2O3+ 2NaОН = 2NaNO2 + H2O Диоксид азота NO2 имеет еще одно название – бурый газ. При растворении в воде он образует сразу две кислоты – азотную и азотистую: 2NO2 + Н2О= НNО2 + HNO3 При взаимодействии NO2 со щелочами образуются нитраты и нитриты. Например, при взаимодействии оксида азота (IV) с гидроксидом натрия образуются нитрат и нитрит натрия и вода: 2NO2 + 2NaOH= NaNO3 +NaNO2 + H2O Диоксид азота используется для производства азотной кислоты. В промышленности этот оксид получают окисление монооксида азота: 2NO + O2 = 2NO2 В лаборатории для получения оксида азота (IV) проводят взаимодействие меди с концентрированной азотной кислотой (рис. 1): Cu + 4HNO3(к) = Cu(NO3)2 + 2NO2+ 2H2O Рис. 1. Выделение бурого газа в результате взаимодействия меди с концентрированной азотной кислотой Оксид азота (V) представляет собой бесцветные кристаллы. Этот оксид можно получить путем окисления озоном диоксида азота: 2NO2 + O3 = N2O5 + O2 Оксиду азота (V) соответствует азотная кислота. Это типичный кислотный оксид. Он реагирует с водой с образованием азотной кислоты: N2O5+ Н2О= 2НNО3 а также вступает с реакции со щелочами с образованием нитратов: N2O5 + 2NaOH= 2NaNO3 + H2O Азотная кислота и ее соли Физические свойства азотной кислоты В зависимости от степени разбавления водой, т. е. от концентрации, физические свойства азотной кислоты будут различны. Безводная свежеполученная азотная кислота – бесцветная, похожая на воду жидкость с едким запахом, смешивающаяся с водой в любых соотношениях. При хранении под воздействием света или температуры азотная кислота частично разлагается с выделением оксида азота (IV) – бурого газа: 4HNO3 = 4NO2 + O2 + 2H2O Из-за выделяющегося кислорода тлеющая лучинка над нагретой азотной кислотой вспыхивает. Бурый газ растворяется в кислоте и окрашивает ее в желтый цвет. Вещества, содержащие белок, при попадании на них концентрированной азотной кислоты окрашиваются в желтый цвет. Поэтому на коже рук азотная кислота оставляет желтые пятна. Чтобы этого избежать, следует работать с концентрированной азотной кислотой в резиновых перчатках. Взаимодействие азотной кислоты с металлами Азотная кислота относится к сильным неорганическим кислотам. Поэтому для нее характерны все общие свойства кислот: изменение окраски индикаторов, взаимодействие с основными и амфотерными оксидами, основаниями и солями. Но азотная кислота – еще очень сильный окислитель, поэтому поособому реагирует с металлами. Характер взаимодействия азотной кислоты с металлами достаточно сложен. Эти окислительновосстановительные реакции не относятся к типу замещения, и состав продуктов таких реакций очень разнообразен. Причем, азотная кислота, даже разбавленная, способна взаимодействовать с металлами, стоящими в ряду активности левее водорода. Только золото, платина, осмий, иридий и тантал не взаимодействуют с азотной кислотой ни при каких условиях. Некоторые активные металлы, например алюминий, не реагируют с азотной кислотой из-за плотной оксидной пленки, образующейся на поверхности металла. Для того чтобы показать активность алюминия, опустим алюминиевую проволоку в раствор соляной кислоты. Алюминий энергично взаимодействует с соляной кислотой с выделением водорода. 2Al + 6HCl = 3H2↑ + 2AlCl3 Затем эту же проволоку опускаем в концентрированную азотную кислоту. Тотчас же на поверхности алюминия образуется тончайшая оксидная пленка, которая препятствует взаимодействию металла с кислотой. В большинстве реакций концентрированной азотной кислоты с металлами продуктом восстановления азотной кислоты будет оксид азота (IV). Например, при взаимодействии железа с концентрированной азотной кислотой при нагревании образуются нитрат железа (III), оксид азота (IV) и вода: Fe + 6HNO3 (конц.) = Fe(NO3)3 + 3NO2↑ + 3H2O Коэффициенты в подобных реакциях расставляют с помощью метода электронного баланса. Проведем эксперимент. Пронаблюдаем, как реагирует разбавленная и концентрированная азотная кислота с металлами. Приготовим две пробирки с раствором азотной кислоты. Положим в первую цинк, во вторую – медь. Цинк реагирует с сильно разбавленной азотной кислотой с выделением аммиака. 4Zn + 9HNO3 = NH3 ↑ + 4Zn(NO3)2 + 3H2O Влажная лакмусовая бумажка синеет у горлышка пробирки, указывая на присутствие аммиака. Медь реагирует с раствором азотной кислоты с выделением монооксида азота. 3Cu + 8HNO3 = NO ↑ + 3Cu(NO3)2+ 4H2O Концентрированная азотная кислота – еще более сильный окислитель. В пробирки с концентрированной азотной кислотой поместим цинк и медь. Цинк и медь бурно реагируют с концентрированной азотной кислотой с образованием растворимых солей и выделением бурого газа – диоксида азота (рис. 1). Zn + 4HNO3 = 2NO2↑ + 2H2O + Zn(NO3)2 Cu + 4HNO3 = 2NO2↑ + 2H2O + Cu(NO3)2 Рис. 1. Взаимодействие меди (слева) и цинка (справа) с концентрированной азотной кислотой При взаимодействии с большинством металлов концентрированная азотная кислота восстанавливается до диоксида азота. Нитраты Соли азотной кислоты называются нитратами. Кроме того, соли азотной кислоты со щелочными металлами, кальцием и ионом аммония называются селитрами. Например, NH4NO3 – аммиачная селитра. Все нитраты хорошо растворимы в воде и термически неустойчивы. Все они разлагаются при нагревании с выделением кислорода. Причем, в зависимости от катиона, продукты разложения могут различаться. При термическом разложении нитрата калия преимущественно образуются нитрит калия и кислород: 2KNO3 = 2KNO2 + O2↑ При термолизе нитрата меди (II) образуются оксид меди (II), диоксид азота и кислород: 2Cu(NO3)2 = 2CuO + 4NO2 + O2↑ Применение азотной кислоты Азотная кислота – многотоннажный продукт химической промышленности. Она находит широкое применение для получения красителей, взрывчатых веществ, азотных удобрений и лекарств. В лабораторной практике азотная кислота и особенно ее смесь с соляной (так называемая царская водка) используются для перевода в растворимое состояние металлов, не растворимых в других кислотах. Фосфор и его соединения Свойства химического элемента фосфора Химический элемент фосфор расположен в третьем периоде ПСХЭ, в VА группе. Поэтому в атоме фосфора на внешнем электронном слое находится 5 электронов. Радиус атома фосфора больше, чем у азота, т. к. число электронных слоев больше. Значит, внешние электроны ядро атома фосфора будет притягивать к себе слабее, чем ядро атома азота. И относительная электроотрицательность фосфора будет меньше, чем относительная электроотрицательность азота. Фосфор может проявлять степени окисления -3 (например, в фосфине РН3), 0 (в простом веществе Р4), +3 (в оксиде фосфора Р2О3) и +5 (в ортофосфорной кислоте Н3РО4). Нахождение в природе и аллотропные модификации фосфора В отличие от соседнего элемента по группе, азота, фосфор в природе в свободном виде не встречается, поскольку химически гораздо более активен. В природе элемент фосфор достаточно распространен, массовая доля фосфора в земной коре составляет 0,09 % (т. е. занимает 12-е место по распространенности). Важнейшие минералы фосфора – апатит и фосфорит, основу которых составляет фосфат кальция (рис. 1). Рис. 1. Минералы, содержащие фосфор: а – апатит, б – фосфорит Фосфор образует несколько аллотропных модификаций, важнейшими из которых являются белый фосфор, красный фосфор и черный фосфор (рис. 2). Рис. 2. Аллотропные модификации фосфора: белый (слева) и красный (справа) фосфор Свойства простых веществ, образованных фосфором Сравним строение и свойства перечисленных простых веществ. Белый фосфор – мягкое воскоподобное вещество белого или светло-желтого цвета. Это простое вещество имеет молекулярное строение. В узлах кристаллической решетки белого фосфора находятся молекулы состава Р4. Эта аллотропная модификация самая химически активная. Уже при 50°С белый фосфор самовоспламеняется на воздухе. При комнатной температуре он окисляется кислородом воздуха, в результате чего выделяется энергия в виде света. Белый фосфор – сильный яд. Красный фосфор встречался всем вам в повседневной жизни. Он входит в состав намазки спичечных коробков и спичечных головок, придавая им красный цвет. Красный фосфор образует атомную кристаллическую структуру и является неорганическим полимером. Он химически менее активен, чем белый фосфор. Эта аллотропная модификация не ядовита. При прокаливании без доступа воздуха красный фосфор переходит в газообразное состояние, охлаждение приводит к конденсации паров. В результате образуется белый фосфор. Черный фосфор тоже полимер, не ядовит, имеет слоистую атомную кристаллическую решетку, напоминающую кристаллическую решетку графита. Черный фосфор обладает электрической проводимостью, его химическая активность меньше, чем у белого фосфора. При горении фосфора образуется оксид фосфора (V): 4Р + 5О2 = 2Р2О5 При недостатке кислорода может образоваться другой оксид – оксид фосфора(III) – Р2О3, который постепенно окисляется на воздухе. Еще одним важным свойством фосфора как типичного неметалла является взаимодействие с металлами с образованием фосфидов. Например, красный фосфор при нагревании взаимодействует с активными металлами. Смешаем опилки кальция с порошком красного фосфора. Поместим смесь в стеклянную трубку. Нагреем смесь. Взаимодействие фосфора с кальцием сопровождается вспышками. Часть красного фосфора при нагревании и от теплоты протекающей реакции превращается в белый фосфор. Пары белого фосфора загораются при выходе из трубки. В результате реакции кальция с красным фосфором образуется фосфид кальция – твердое вещество светло-коричневого цвета. 3Ca + 2P = Ca3P2 Соединения фосфора Рассмотрим свойства основных соединений фосфора, в которых он проявляет степень окисления +5. Оксид фосфора (V) вам уже хорошо знаком. Это белый порошок, расплывающийся на воздухе вследствие поглощения паров воды. Поэтому его используют для очистки органических соединений от следов воды. При растворении в воде оксида фосфора (V) образуется фосфорная кислота. При этом сначала образуется метафосфорная кислота, после кипячения смеси – ортофосфорная: P2O5 + H2O = 2HPO3 HPO3 + H2O = H3PO4 Ортофосфорная кислота представляет собой белое кристаллическое вещество. В воде она ступенчато диссоциирует: В зависимости от числа атомов водорода, которые нейтрализуются щелочью, ортофосфорная кислота может образовать три вида солей: дигидрофосфаты (например, дигидрофосфат натрия NaH2PO4), гидрофосфаты (например, гидрофосфат калия K2HPO4) и ортофосфаты (например, фосфат кальция Ca3(PO4)2). Фосфорная кислота является кислотой средней силы, и для нее характерны все общие свойства кислот. Слабые растворы ортофосфорной кислоты добавляют в различные напитки. Фосфорная кислота является сырьем для производства минеральных удобрений: фосфорных и комплексных. Примером фосфорного удобрения может служить двойной суперфосфат Са(Н2РО4)2. А одним из комплексных удобрений является аммофоска – содержит так необходимые растению азот, фосфор и калий. Углерод и его соединения. 1. Свойства химического элемента углерода Углерод расположен в IVА подгруппе второго периода ПСХЭ. Заряд ядра атома углерода равен +6, на внешнем электронном слое у него 4 электрона: Значит, при образовании химической связи атом углерода может присоединять к себе до 4 электронов или отдавать до 4 электронов. Характерные степени окисления углерода: -4, 0, +2, +4. Высшая валентность углерода равна IV. 2. Нахождение в природе Углерод в природе встречается в виде простых веществ – графита и алмаза – и в составе минералов (карбонатов кальция, магния, железа и др.). В воздухе содержится оксид углерода (IV) – углекислый газ. Объемная доля углекислого газа в воздухе – около 0,03%. 3. Аллотропные модификации углерода Углерод образует несколько аллотропных модификаций: например, графит, алмаз, фуллерен, карбин. Фуллерены были открыты в 1985 г., их молекулы напоминают футбольные мячи (Рис. 1). Рис. 1. Структура молекулы фуллерена Графит и алмаз сильно отличаются по физическим свойствам. Такое различие объясняется разным строением их кристаллических решеток. Графит – темно-серое тугоплавкое вещество с металлическим блеском и низкой твердостью, проводит электрический ток. Кристаллическая решетка графита – атомная (Рис. 2). Рис. 2. Графит Алмаз – бесцветное тугоплавкое вещество, с самой высокой твердостью из всех природных веществ. В атомной кристаллической решетке алмаза все связи между атомами углерода – ковалентные неполярные, равные по длине и энергии. Такое строение объясняет высокую твердость и тугоплавкость этого минерала (Рис. 3). Рис. 3. Алмаз (бриллиант) 4. Химические свойства углерода Простые вещества, образованные углеродом – это типичные неметаллы. Рассмотрим их химические свойства на примере угля (Рис. 4). Рис. 4. Уголь Уголь горит в избытке кислорода с образованием углекислого газа (оксида углерода (IV)): С + О2 = СО2 При недостатке кислорода происходит неполное сгорание угля с образованием оксида углерода (II) – угарного газа: 2С + О2 = 2СО При взаимодействии угля с водородом образуется метан: С + 2Н2 = СН4. При спекании угля с кальцием или оксидом кальция образуется карбид кальция СаС2: Са + 2С = СаС2 СаО + 3С = СаС2 + СО Раскаленный уголь реагирует с водой с образованием водяного газа – смеси угарного газа и водорода: С + Н2О = СО + Н2 При нагревании уголь окисляется концентрированной серной кислотой, при этом образуются углекислый газ, оксид углерода (IV) и вода: С + 2H2SO4 = CO2 + 2SO2 + 2H2O. Неорганические соединения углерода 1. Оксид углерода (II) Оксид углерода (II), или, как его еще можно назвать, монооксид углерода, а также угарный газ – это несолеобразующий оксид. По своим физическим свойствам оксид углерода (II) – бесцветный газ, без запаха, плохо растворимый в воде. Угарным газом это вещество называют потому, что оно очень ядовито. Монооксид углерода образуется при неполном сгорании угля или органических веществ: 2С + О2 = 2СО. В лаборатории его легче всего получить, действуя на муравьиную кислоту концентрированной серной кислотой, которая связывает воду: H2SO4, t НСООН → СО↑ + Н2О Оксид углерода (II) – сильный восстановитель, его широко используют в металлургии для восстановления металлов из их оксидов: СО + CuO = Cu + CO2 В кислороде и на воздухе оксид углерода (II) горит голубоватым пламенем, выделяя много теплоты, при этом образуется оксид углерода (IV): 2СО + О2 = 2СО2 + 577 кДж 2. Оксид углерода (IV) Оксид углерода (IV), или диоксид углерода, а также углекислый газ является типично кислотным оксидом, в котором углерод находится в степени окисления +4. Этот оксид способен взаимодействовать с водой с образованием угольной кислоты, с основными оксидами и щелочами. Углекислый газ не имеет цвета и запаха, в 1,5 раза тяжелее воздуха и неплохо растворим в воде. Всем известная газированная вода – это раствор оксида углерода (IV) в воде. При обычной температуре и высоком давлении диоксид углерода сжижается. При его испарении поглощается так много теплоты, что часть оксида углерода (IV)превращается в снегообразную массу – «сухой лед» (Рис. 1). Рис. 1. Сухой лед Благодаря тому, что оксид углерода (IV) не поддерживает горения, им заполняют огнетушители. 3. Угольная кислота При растворении оксида углерода (IV) в воде образуется угольная кислота: СО2 + Н2О ↔ Н2СО3 Эта кислота относится к слабым кислотам и в водном растворе подвергается ступенчатой диссоциации: Для угольной кислоты характерно образование кислых солей. ОПЫТ 1. Пропустим через раствор гидроксида кальция углекислый газ, получаем нерастворимый карбонат кальция (Рис. 2). Ca(OH)2 + CO2 = CaCO3 ↓ + H2O Рис. 2. Карбонат кальция 4. Карбонаты и гидрокарбонаты Карбонаты – соли угольной кислоты, в которых замещены оба иона водорода. Когда замещен только один ион водорода, получаются гидрокарбонаты. Большинство карбонатов – нерастворимые соединения, все гидрокарбонаты – растворимые. Нерастворимыйкарбонат превращается в растворимый гидрокарбонат при пропускании через раствор с осадком углекислого газа. CaCO3 + CO2 + H2O ↔ Ca(HCO3)2 При нагревании раствора гидрокарбоната выделяется углекислый газ, и вновь образуется нерастворимый карбонат кальция. Ca(HCO3)2 = CaCO3↓ + CO2 + H2O Разложение гидрокарбонатов при небольшом нагревании нашло свое применение. Например, гидрокарбонат натрия (в быту он называется пищевой содой) начинает разлагаться уже при 50°С: 2NaHCO3 = Na2CO3 + H2O + CO2↑ Пищевую соду используют, например, при выпечке хлеба. При нагревании она разлагается с образованием диоксида углерода, благодаря чему хлеб становится пышным. Для всех солей угольной кислоты характерна обменная реакция с кислотами, признаком которой является выделение углекислого газа, так как в результате этой реакции образуется угольная кислота, которая сразу разлагается на воду и углекислый газ. Например, при взаимодействии карбоната кальция с соляной кислотой образуются хлорид кальция, вода и углекислый газ: СаСО3 + 2HCl = CaCl2 + H2O + CO2↑ Соединения кремния и их свойства Кремний как химический элемент Кремний как химический элемент. На внешнем слое в атоме кремния 4 электрона (рис. 1). Рис. 1. Электроны в атоме кремния Кремний – элемент третьего периода, а значит, радиус его атома больше, чем углерода. Отсюда следует, что внешние электроны кремния слабее притягиваются к ядру, и его относительная электроотрицательность будет меньше, чем углерода. Кремний может проявлять степень окисления -4 в соединениях с металлами. В большинстве остальных соединений кремний проявляет степень окисления +4 (рис. 2). Рис. 2. Степени окисления кремния Свойства простого вещества кремния Для кремния известны две аллотропные модификации. Наиболее устойчивая аллотропная модификация кремния имеет строение, подобное алмазу, т. е. атомное строение. Это тугоплавкое, твердое, но хрупкое вещество, черно-серого цвета (рис. 3). Рис. 3. Кремний Химические свойства кремния во многом подобны углероду. Для него характерны реакции с кислородом, галогенами и металлами. В отличие от углерода, кремний не взаимодействует с водородом. Его водородное соединение получают с помощью реакции между силицидом магния и соляной кислотой. Si + O2 = SiO2 Si + 2Cl2 = SiCl4 2Mg + Si = Mg2Si Mg2Si + 4HCl = 2MgCl2 + SiH4↑ Наиболее характерная степень окисления кремния +4. Рассмотрим свойства некоторых соединений кремния, в которых он проявляет степень окисления +4. Оксид кремния(IV) Оксид кремния (IV), или кремнезем – тугоплавкий, нелетучий, практически нерастворимый в воде. Специально приготовленный порошок оксида кремния (силикагель) используется в качестве адсорбента (рис. 4). Гранулированный силикагель используется для осушки воздуха. Рис. 4. Силикагель По своей структуре оксид кремния представляет собой неорганический полимер, в котором атомы кремния и кислорода, связанные между собой, образуют своеобразные цепочки, ленты и сетки. Этим и объясняется тугоплавкость и твердость оксида кремния. В природе встречаются многие разновидности кремнезема. Главным образом, это кварц, который известен в виде обычного песка или крупных кристаллов. Некоторые разновидности кварца имеют особые названия: горный хрусталь, аметист, дымчатый топаз, агат и яшма и другие. По химическим свойствам оксид кремния – кислотный оксид, а значит, он вступает в реакции со щелочами, при этом образуются силикаты. Например, при взаимодействии оксида кремния с избытком гидроксида калия образуются силикат калия и вода SiO2 + 2KOH = K2SiO3 + H2O При сплавлении он взаимодействует с основными оксидами, например с оксидом кальция: CaO + SiO2 = CaSiO3 В ряду специфических свойств оксида кремния следует отметить его растворение в плавиковой кислоте (поскольку оксид кремния является одной из составных частей любого стекла, эта реакция называется реакцией «травления стекла»): SiO2 + 4HF = SiF4 + 2H2O Оксид кремния не взаимодействует с водой, но ему соответствует кремниевая кислота H2SiO3. Кремниевая кислота Правильнее формулу кремниевой кислоты следует записывать так: SiO2*nH2O, т. к. она не имеет постоянного состава. Кремниевая кислота нестойкая и со временем разлагается на оксид кремния и воду: Н2SiO3 = SiO2 + H2O Соли кремниевой кислоты – силикаты. Большинство силикатов не растворяется в воде. Их строение в основном сходно со строением оксида кремния. Поэтому силикаты тоже тугоплавкие вещества. Так как кремниевая кислота – очень слабая, то из своих солей она вытесняется не только сильными кислотами, но и угольной кислотой, которая сильнее ее: Na2SiO3 + H2O + CO2 = Na2CO3 + H2SiO3↓ Силикатные материалы Классификация силикатных материалов Классификация силикатных материалов представлена на схеме 1: Схема 1. Классификация силикатных материалов Из природных силикатных материалов изготавливают облицовочную плитку и строительные блоки. Искусственные силикатные материалы – гораздо более распространенные строительные материалы. Сырьем для производства искусственных силикатных материалов служат такие природные минералы, как кварцевый песок, глина, полевой шпат, известняк. Также в качестве сырья используют и отходы различных производств (рис. 2): Рис. 2. Сырье для производства силикатных материалов Производство силикатных материалов составляют силикатную промышленность. Рассмотрим сущность производства цемента, керамики и стекла. Производство цемента Силикатным вяжущим средством является портландцемент, который в быту называют просто цементом. Состав цемента можно отразить с помощью следующей формулы: . Производство цемента включает две основные стадии: 1. производство клинкера; 2. измельчение клинкера. Основным сырьем для производства цемента являются глина, известняк и мел. В состав известняка и мела входит карбонат кальция (СаСО3). Глина – это алюмосиликат. При обжиге смеси мела, известняка и глины сначала происходит испарение воды, затем разлагаются карбонат кальция и примеси: На заключительной стадии происходит спекание оксидов кальция, алюминия и кремния, образуется однородная твердая масса – клинкер. При измельчении клинкера получается порошок, который и называется портландцементом. Процесс затвердевания цемента объясняется тем, что алюмосиликаты, входящие в его состав, реагируют с водой с образованием каменистой массы. При смешивании цемента с водой и речным песком получается цементный раствор. Смесь цементного раствора с гравием образует бетон. Бетонные сооружения получаются еще более прочными, если в бетон закладывают каркас из железных стержней. Такой строительный материал называется железобетоном. Производство керамики Основным сырьем для производства керамических изделий является глина. Изготовление этих изделий основано на свойстве глины при смешивании ее с небольшим количеством воды образовывать пластичную массу. Этой массе можно придать любую форму, которая сохраняется после ее высыхания и закрепляется посредством обжига при высокой температуре. Керамические изделия подразделяются на пористые – фаянс, кирпич, огнеупоры – и спекшиеся – фарфор. Изделия из фаянса и фарфора специально покрывают глазурью. Для этого после обжига на поверхность изделия наносят смесь кварцевого песка и полевого шпата, после чего проводят повторный обжиг. Часто перед покрытием глазурью на посуду наносят рисунок. Производство стекла Сырьем для производства обычного стекла служат чистый кварцевый песок, сода и известняк. Эти вещества тщательно перемешивают и подвергают сильному нагреванию (до 1500 °С). Образовавшиеся силикаты натрия и кальция спекают с избытком речного песка: Стекло не является индивидуальным веществом, это сплав нескольких веществ. Примерный состав обычного стекла можно выразить формулой . Если карбонат натрия заменить карбонатом калия, то получится более тугоплавкое стекло (химическое). Если в качестве сырья берут поташ (карбонат калия), оксид свинца (II) и речной песок, то получают хрустальное стекло. Это стекло сильно преломляет свет и поэтому применяется в оптике для линз и призм. Из него изготовляют также хрустальную посуду. Для получения цветных стекол к сырью добавляют оксиды различных металлов. При добавлении оксида кобальта (II) получают синее стекло. Оксид хрома (III) придает стеклу зеленый цвет, оксид меди (II) – сине-зеленый.