Свойства оксидов и кислот, оснований, металлов и неметаллов

Размещено на http://www.allbest.ru/

Размещено на http://www.allbest.ru/

Работа

по химии

Свойства оксидов и кислот, оснований, металлов и неметаллов

Крюковой виктории

1. ОКСИДЫ

Оксимд-- бинарное соединение химического элемента с кислородом в степени окисления ?2, в котором сам кислород связан только с менее электроотрицательным элементом. Химический элемент кислород по электроотрицательности второй после фтора, поэтому к оксидам относятся почти все соединения химических элементов с кислородом.

Несолеобразующие оксиды - это оксиды, которые не взаимодействуют с кислотами и основаниями и не образуют солей.

Несолеобразующие оксиды образованы атомами неметаллов. Их немного:

- N2O и NO (оксиды азота(I) и (II))

- CO (оксид углерода(II))

- SiO (оксид кремния(II))

и некоторые другие

Солеобразующие оксиды - это оксиды, которые взаимодействуют с кислотами или со щелочами с образованием соли и воды.

Солеобразующие оксиды разделяют на основные, кислотные и амфотерные.



1.1 Химические свойства

Основные оксиды

1. Основный оксид + cильная кислота > соль + вода

2. Сильноосновный оксид + вода > щелочь

3. Сильноосновный оксид + кислотный оксид > соль

4. Основный оксид + водород > металл + вода

Примечание: металл менее активный, чем алюминий.

Кислотные оксиды

1. Кислотный оксид + вода > кислота

Некоторые оксиды, например SiO2, с водой не вступают в реакцию, поэтому их кислоты получают косвенным путём.

2. Кислотный оксид + основный оксид > соль

3. Кислотный оксид + основание > соль + вода

Если кислотный оксид является ангидридом многоосновной кислоты, возможно образование кислых или средних солей:

4. Нелетучий оксид + соль1 > соль2 + летучий оксид

5. Ангидрид кислоты 1 + безводная кислородосодержащая кислота 2 > Ангидрид кислоты 2 + безводная кислородосодержащая кислота 1

Амфотерные оксиды

При взаимодействии с сильной кислотой или кислотным оксидом проявляют основные свойства:

При взаимодействии с сильным основанием или основным оксидом проявляют кислотные свойства: (в водном растворе)

1.2 Получение

1. Взаимодействие простых веществ (за исключением инертных газов, золота и платины) с кислородом:

При горении в кислороде щелочных металлов (кроме лития), а также стронция и бария образуются пероксиды и надпероксиды

2. Обжиг или горение бинарных соединений в кислороде

3. Термическое разложение солей

4. Термическое разложение оснований или кислот

5. Окисление низших оксидов в высшие и восстановление высших в низшие

6. Взаимодействие некоторых металлов с водой при высокой температуре

7. Взаимодействие солей с кислотными оксидами при сжигании кокса с выделением летучего оксида

8. Взаимодействие металлов с кислотами-окислителями

9. При действии водоотнимающих веществ на кислоты и соли

10. Взаимодействие солей слабых неустойчивых кислот с более сильными кислотами

При комнатной температуре большинство оксидов - твердые вещества (СаО, Fe2O3 и др.), некоторые-жидкости (Н2О, Сl2О7 и др.) и газы (NO, SO2 и др.). Химическая связь в оксидах - ионная и ионно-ковалентная. Температуры плавления и кипения оксидов понижаются с возрастанием в них доли ковалентной связи. Многим оксидам в твердом состоянии присущ полиморфизм. Некоторые оксиды элементов III, IV, V гр. (напр., В, Si, As, Р) образуют рентгеноаморфные стекла. Оксиды s- и p-элементов (напрbvth, MgO, Аl2О3, SiO2) - диэлектрики, оксиды переходных металлов (Fe, Сг и др.) часто обладают свойствами полупроводников. Некоторые оксиды - пьезоэлектрики (напр., кварц), ферромагнетики [оксидЫ Fe, Cr(IV) и др.]. Вследствие своей многочисленности, разнообразия свойств и доступности оксиды представляют исключительно важный класс неорганических веществ.

2. КИСЛОТЫ

Кисломты -- химические соединения, способные отдавать катион водорода (кислоты Бренстеда) либо соединения, способные принимать электронную пару с образованием ковалентной связи (кислоты Льюиса).

2.1 Классификация кислот

Кроме подразделения на кислоты Льюиса и кислоты Брёнстеда, последние принято классифицировать по различным формальным признакам:

По содержанию кислорода:

· бескислородные (HCl, H2S);

· кислородосодержащие (HNO3, H2SO4).

По количеству кислых атомов водорода:

· одноосновные (HNO3);

· двухосновные (H2SeO4);

· трёхосновные (H3PO4, H3BO3);

· многоосновные.

По силе

· Сильные -- диссоциируют практически полностью, константы диссоциации больше 1·10?3 (HNO3);

· Слабые -- константа диссоциации меньше 1·10?3 (уксусная кислота Kд= 1,7·10?5).

По устойчивости

· Устойчивые (H2SO4);

· Неустойчивые (H2CO3).

По принадлежности к классам химических соединений

· Неорганические (HBr);

· Органические (HCOOH,CH3COOH);

По летучести

· Летучие (HNO3,H2S, HCl);

· Нелетучие (H2SO4) ;

По растворимости в воде

· Растворимые (H2SO4);

· Нерастворимые (H2SiO3);

2.2 Химические свойства кислот

· Взаимодействие с основными оксидами с образованием соли и воды:

· Взаимодействие с амфотерными оксидами с образованием соли и воды:

· Взаимодействие со щелочами с образованием соли и воды (реакция нейтрализации):

· Взаимодействие с нерастворимыми основаниями с образованием соли и воды, если полученная соль растворима:

· Взаимодействие с солями, если выпадает осадок или выделяется газ:

· Сильные кислоты вытесняют более слабые из их солей: (в данном случае образуется неустойчивая угольная кислота H2CO3 , которая сразу же распадается на воду и углекислый газ)

· Металлы, стоящие в ряду активности до водорода, вытесняют его из раствора кислоты (кроме азотной кислоты HNO3 любой концентрации и концентрированной серной кислоты H2SO4), если образующаяся соль растворима:

· С азотной кислотой и концентрированной серной кислотами реакция идёт иначе:

· Для органических кислот характерна реакция этерификации (взаимодействие со спиртами с образованием сложного эфира и воды)

Серная, соляная, уксусная кислоты могут вызывать сильные ожоги, разрушать ткани. Поэтому при работе с кислотами необходимо соблюдать меры предосторожности. Если кислота попала на одежду или на поверхность тела, то её необходимо очень быстро смыть большим количеством проточной воды или нейтрализовать раствором аммиака (нашатырным спиртом). А если кислота попала на деревянную, металлическую или на другие поверхности, то ее нейтрализуют известью, мелом или содой. Кислоты необходимо хранить в хорошо укупоренной посуде в недоступном месте для детей, и обязательно на таре должна быть бирка с названием кислоты.

Соляная кислота хорошо растворяет металлы, в том числе цинк, олово, железо, но не взаимодействует с золотом, серебром и медью. Соляную кислоту можно смешивать с водой в любых соотношениях. Применяется для очистки от известкового налета раковин эмалированных и фаянсовых, унитазов, умывальников. Можно применять для очистки тканей от ржавых пятен, чернил (готовится слабый раствор кислоты). Соляная кислота разрушает ткани, изготовленные льна, хлопка, искусственного шелка. При попадании на кожу вызывает химические ожоги.

Серная кислота является более сильной кислотой чем соляная, концентрированная обугливает сахар, дерево, хлопок, шерсть и вызывает очень глубокие ожоги кожи. При приготовлении раствора серной кислоты необходимо следовать следующему правилу: Кислоту льют в воду тонкой струйкой по стенке стеклянной посуды, но не наоборот. Серную кислоту, за счет ее свойства поглощать большие количества воды, используют для осущения в зимнее время окон, предварительно поставив между рамами концентрированную серную кислоту в стакане, заполненив на 1/5 объема.

Серная кислота также применяется для приготовления аккумуляторной кислоты.

Азотная кислота в быту используется только в виде разбавленных растворов для чистки изделий, в первую очередь из благородных металлов.

Уксусная кислота применяется либо в виде столового уксуса, с концентрацией кислоты до 9% или в виде 80-процентной эссенции.

Разбавленная кислота не действует на металлы, ткани растительного и животного происхождения, покровы человека и животных. Уксус применяется в качестве приправы к блюдам для уменьшения жесткости воды, удаления фруктовых пятен с тканей.

Щавелевая кислота применяется для удаления пятен от чернил, краски, ржавчины. Кристаллическая кислота может вызвать ожоги слизистых оболочек ротовой полости, пищевода и желудка. Является ядовитым веществом.

Муравьиная кислота похожа на уксусную, но ядовита, вызывает очень сильные ожоги и раздражение кожи.

Лимонная кислота - кристаллическое бесцветное вещество, хорошо растворимое в воде и этиловом спирте. Используется для выведения всевозможных пятен: от вина, различных ягод, красок, ржавчины, чернил.

Борная кислота - кристаллическое вещество бесцветное, в медицине (борная мазь), в качестве микроудобрения и средства для борьбы с тараканами и домовыми муравьями.

3. ОСНОВАНИЯ

Основание -- это химическое соединение, способное образовывать ковалентную связь с протоном (основание Брёнстеда ) либо с вакантной орбиталью другого химического соединения (основание Льюиса ). В узком смысле под основаниями понимают основные гидроксиды -- сложные вещества, при диссоциации которых в водных растворах отщепляются только гидроксид-ионы OH.

Основания бывают однокислотные и многокислотные.

Однокислотные - основания, в формулах которых указан один гидроксид-ион: KOH, NaOH.

Многокислотные - основания, в формулах которых два и более гидроксид-ионов: Ca(OH)2.

Все основания - твердые вещества. Поэтому их разделяют не по агрегатному состоянию, а по растворимости в воде. По этому признаку основания подразделяют на две группы - растворимые и нерастворимые основания.

Растворимые (их называют щелочами). Такие основания образуют металлы главной подгруппы I группы - Li, Na, K, Rb, Cs, Fr (эти металлы называют щелочными), а также некоторые металлы главной подгруппы II группы - Ca, Sr, Ba (эти металлы называют щелочно-земельными).

Нерастворимые основания образуют все остальные металлы.



4. МЕТАЛЛЫ

Метамллы-- группа элементов, в виде простых веществ обладающих характерными металлическими свойствами, такими как высокие тепло- и электропроводность, положительный температурный коэффициент сопротивления, высокая пластичность и металлический блеск.

Из 118 химических элементов, открытых на данный момент (из них не все официально признаны), к металлам относят:

· 6 элементов в группе щелочных металлов,

· 6 в группе щёлочноземельных металлов,

· 38 в группе переходных металлов,

· 11 в группе лёгких металлов,

· 7 в группе полуметаллов,

· 14 в группе лантаноиды + лантан,

· 14 в группе актиноиды (физические свойства изучены не у всех элементов) + актиний, вне определённых групп бериллий и магний.

Таким образом, к металлам, возможно, относится 96 элементов из всех открытых. В астрофизике термин «металл» может иметь другое значение и обозначать все химические элементы тяжелее гелия.

4.1 Нахождение в природе

Бомльшая часть металлов присутствует в природе в виде руд и соединений. Они образуют оксиды, сульфиды, карбонаты и другие химические соединения. Для получения чистых металлов и дальнейшего их применения необходимо выделить их из руд и провести очистку. При необходимости проводят легирование и другую обработку металлов. Изучением этого занимается наука металлургия. Металлургия различает руды чёрных металлов (на основе железа) и цветных (в их состав не входит железо, всего около 70 элементов). Золото, серебро и платина относятся также к драгоценным (благородным) металлам. Кроме того, в малых количествах они присутствуют в морской воде, растениях, живых организмах (играя при этом важную роль).

Известно, что организм человека на 3 % состоит из металлов[3]. Больше всего в наших клетках кальция (в костях) и натрия, выступающего в роли электролита в межклеточной жидкости и цитоплазме. Магний накапливается в мышцах и нервной системе, медь -- в печени, железо -- в крови.

4.2 Характерные свойства металлов

· Металлический блеск (характерен не только для металлов: его имеют и неметаллы иод и углерод в виде графита)

· Хорошая электропроводность

· Возможность лёгкой механической обработки (см.: пластичность; однако некоторые металлы, например германий и висмут, непластичны)

· Высокая плотность (обычно металлы тяжелее неметаллов)

· Высокая температура плавления (исключения: ртуть, галлий и щелочные металлы)

· Большая теплопроводность

· В реакциях чаще всего являются восстановителями

4.3 Физические свойства металлов

Все металлы (кроме ртути и, условно, франция) при нормальных условиях находятся в твёрдом состоянии, однако обладают различной твёрдостью. Температуры плавления чистых металлов лежат в диапазоне от ?39 °C (ртуть) до 3410 °C (вольфрам). Температура плавления большинства металлов (за исключением щелочных) высока, однако некоторые «нормальные» металлы, например олово и свинец, можно расплавить на обычной электрической или газовой плите.

В зависимости от плотности, металлы делят на лёгкие (плотность 0,53 ? 5 г/см?) и тяжёлые (5 ? 22,5 г/см?). Самым лёгким металлом является литий (плотность 0.53 г/см?). Самый тяжёлый металл в настоящее время назвать невозможно, так как плотности осмия и иридия -- двух самых тяжёлых металлов -- почти равны (около 22.6 г/см? -- ровно в два раза выше плотности свинца), а вычислить их точную плотность крайне сложно: для этого нужно полностью очистить металлы, ведь любые примеси снижают их плотность.

Большинство металлов пластичны, то есть металлическую проволоку можно согнуть, и она не сломается. Это происходит из-за смещения слоёв атомов металлов без разрыва связи между ними. Самыми пластичными являются золото, серебро и медь. Из золота можно изготовить фольгу толщиной 0.003 мм, которую используют для золочения изделий. Однако не все металлы пластичны. Проволока из цинка или олова хрустит при сгибании; марганец и висмут при деформации вообще почти не сгибаются, а сразу ломаются. Пластичность зависит и от чистоты металла; так, очень чистый хром весьма пластичен, но, загрязнённый даже незначительными примесями, становится хрупким и более твёрдым. Некоторые металлы такие как золото, серебро, свинец, алюминий, осмий могут срастаться между собой, но на это может уйти десятки лет.

Все металлы хорошо проводят электрический ток; это обусловлено наличием в их кристаллических решётках подвижных электронов, перемещающихся под действием электрического поля. Серебро, медь и алюминий имеют наибольшую электропроводность; по этой причине последние два металла чаще всего используют в качестве материала для проводов. Очень высокую электропроводность имеет также натрий, в экспериментальной аппаратуре известны попытки применения натриевых токопроводов в форме тонкостенных труб из нержавеющей стали, заполненных натрием. Благодаря малому удельному весу натрия, при равном сопротивлении натриевые «провода» получаются значительно легче медных и даже несколько легче алюминиевых.

Высокая теплопроводность металлов также зависит от подвижности свободных электронов. Поэтому ряд теплопроводностей похож на ряд электропроводностей и лучшим проводником тепла, как и электричества, является серебро. Натрий также находит применение как хороший проводник тепла; широко известно, например, применение натрия в клапанах автомобильных двигателей для улучшения их охлаждения.

Цвет у большинства металлов примерно одинаковый -- светло-серый с голубоватым оттенком. Золото, медь и цезий соответственно жёлтого, красного и светло-жёлтого цвета.

4.4 Химические свойства металлов

На внешнем электронном уровне у большинства металлов небольшое количество электронов (1-3), поэтому они в большинстве реакций выступают как восстановители (то есть «отдают» свои электроны)

Реакции с простыми веществами

· С кислородом реагируют все металлы, кроме золота, платины. Реакция с серебром происходит при высоких температурах, но оксид серебра(II) практически не образуется, так как он термически неустойчив.

· Со средними и малоактивными металлами реакция происходит при нагревании

· С азотом реагируют только самые активные металлы, при комнатной температуре взаимодействует только литий, образуя нитриды:

При нагревании:

· С серой реагируют все металлы, кроме золота и платины:

Железо взаимодействует с серой при нагревании, образуя сульфид:

· С водородом реагируют только самые активные металлы, то есть металлы IA и IIA групп кроме Be. Реакции осуществляются при нагревании, при этом образуются гидриды. В реакциях металл выступает как восстановитель, степень окисления водорода ?1:

· С углеродом реагируют только наиболее активные металлы. При этом образуются ацетилениды или метаниды. Ацетилениды при взаимодействии с водой дают ацетилен, метаниды -- метан.

Взаимодействие кислот с металлами

С кислотами металлы реагируют по-разному. Металлы, стоящие в электрохимическом ряду активности металлов (ЭРАМ) до водорода, взаимодействуют практически со всеми кислотами.

Взаимодействие неокисляющих кислот с металлами, стоящими в электрическом ряду активности металлов до водорода

Происходит реакция замещения, которая также является окислительно-восстановительной. Окисляющие кислоты могут взаимодействовать и с металлами, стоящими в ЭРАМ после водорода.

4.5 Применение металлов

Конструкционные материалы

Металлы и их сплавы -- одни из главных конструкционных материалов современной цивилизации. Это определяется прежде всего их высокой прочностью, однородностью и непроницаемостью для жидкостей и газов. Кроме того, меняя рецептуру сплавов, можно менять их свойства в очень широких пределах.

Электротехнические материалы

Металлы используются как в качестве хороших проводников электричества (медь, алюминий), так и в качестве материалов с повышенным сопротивлением для резисторов и электронагревательных элементов (нихром и т. п.).

Инструментальные материалы

Металлы и их сплавы широко применяются для изготовления инструментов (их рабочей части). В основном это инструментальные стали и твёрдые сплавы. В качестве инструментальных материалов применяются также алмаз, нитрид бора, керамика.



5. НЕМЕТАЛЛЫ

Неметамллы -- химические элементы с типично неметаллическими свойствами, которые занимают правый верхний угол Периодической системы. Неметаллы - это химические элементы, для атомов которых характерна способность принимать электроны до завершения внешнего слоя благодаря наличию, как правило, на внешнем электронном слое четырех и более электронов и малому радиусу атомов по сравнению с атомами металлов.

Неметалл:

*крепко удерживает свои электроны

*легко ПРИНИМАЕТ чужие электроны

*имеет большую электроотрицательность.

Неметаллы могут как отдавать, так и ПРИНИМАТЬ электроны.

Поэтому неметаллы проявляют как ВЫСШУЮ ПОЛОЖИТЕЛЬНУЮ степень окисления (равную номеру группы), но и ОТРИЦАТЕЛЬНУЮ степень окисления.

5.1 Физические свойства

Элементы-неметаллы образуют простые вещества, которые при обычных условиях существуют в разных агрегатных состояниях: газы (благородные газы:He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn;водород H2, кислород O2, азот N2, фтор F2, хлор Cl2.), жидкость (бром Br2) , твердые вещества( йод I2, углерод C, кремний Si, сера S, фосфор P и др.). Атомы неметаллов образуют менее плотно упакованную структуру чем металлы, в которой между атомами существуют ковалентные связи. В кристаллической решетке неметаллов , как правило, нет свободных электронов. В связи с этим твердые вещества-неметаллы в отличие от металлов плохо проводят тепло и электричество, не обладают пластичностью.

5.2 Химические свойства

1. Окислительные свойства неметаллов проявляются при взаимодействии с металлами

4Al + 3C = Al4C3

2. Неметаллы играют роль окислителя при взаимодействии с водородом

H2 + F2 = 2HF

3 Любой неметалл выступает в роли окислителя в реакциях с теми металлами, которые имеют низкую ЭО

2P + 5S = P2S5

4. Окислительные свойства проявляются в реакциях с некоторыми сложными веществами

CH4 + 2O2 = CO2 + 2H2O

5. Неметаллы могут играть роль окислителя в реакциях со сложными веществами

2FeCl2 + Cl2 = 2FeCl3

6. Все неметаллы выступают в роли восстановителей при взаимодействии с кислородом

4P + 5O2 = 2P2O5

7. Многие неметаллы выступают в роли восстановителей в реакциях со сложными веществами-окислителями

S + 6HNO3 = H2SO4 + 6NO2 + 2H2O

8. Наиболее сильные восстановительные свойства имеют углерод и водород

ZnO + C = Zn + CO;

CuO + H2 = Cu + H2O

9. Существуют и такие реакции, в которых один и тот же неметалл является одновременно и окислителем, и восстановителем. Это реакции самоокисления-самовосстановления (диспропорционирования)

Cl2 + H2O =HCl + HClO

5.3 Взаимодействие с простыми веществами

1. Взаимодействие с металлами:

2Na + Cl2 = 2NaCl,

Fe + S = FeS,

6Li + N2 = 2Li3N,

2Ca + O2 = 2CaO

в этих случаях неметаллы проявляют окислительные свойства, они принимают электроны, образуя отрицательно заряженные частицы.

2. Взаимодействие с другими неметаллами:

· взаимодействуя с водородом, большинство неметаллов проявляет окислительные свойства, образуя летучие водородные соединения - ковалентные гидриды:

3H2 + N2 = 2NH3,

H2 + Br2 = 2HBr;

· взаимодействуя с кислородом, все неметаллы, кроме фтора, проявляют восстановительные свойства:

S + O2 = SO2,

4P + 5O2 = 2P2O5;

· при взаимодействии с фтором фтор является окислителем, а кислород - восстановителем:

2F2 + O2 = 2OF2;

· неметаллы взаимодействуют между собой, более электроотрицательный металл играет роль окислителя, менее электроотрицательный - роль восстановителя:

оксид основание кислота химический

S + 3F2 = SF6,

C + 2Cl2 = CCl4.

Размещено на Allbest.ru

...