В молекуле нормальной соли сумма валентностей атомов металла равна сумме валентностей кислотных остатков.
Кислые соли – это продукты неполного замещения атомов водорода в молекулах многоосновных кислот атомами металла.
Двухосновная кислота с любым металлом образует одну нормальную и одну кислую соль.
Трёхосновная соль с любым металлом образует одну нормальную и две кислые соли.
Приставка ди- используется, если в молекуле кислой соли с одним кислотным остатком связаны два атома водорода. Например: KH2PO4 – дигидрофосфат калия, Ca(H2PO4)2 – дигидрофосфат кальция.
Основные соли – это продукт неполного замещения гидроксильных групп в молекулах многокислотных оснований кислотными остатками.
Химические свойства солей | ||
Соль + | Me | Соль + Me |
Кислота концентрированная (соль должна содержать Me, который находиться левее в ряду активности Me) | Другая соль + другая кислота | |
MeOH (щёлочь) | Другая соль + Me(OH)n | |
Соль | Другая соль + другая соль | |
t | MeO + неMeO | |
+ H2O | Кристаллогидраты (при выпаривании раствора соли) |
Вопрос №13
Электролиз расплавов солей
Электролиз – это окислительно-восстановительные реакции, протекающие на электродах, если через раствор или расплав электролита пропускают постоянный электрический ток.
В теоретическом плане простейшим примером электролиза является электролиз расплавов.
Рассмотрим процесс электролиза расплава NaCl.
Под действием электрического поля катионы Na+ движутся к катоду и принимают от него электроны:
Na+ + e = Na0 – процесс восстановления.
Анионы Cl-- движутся к аноду и отдают электроны:
2Cl-- -- 2e = Cl20 – процесс окисления.
Суммарная реакция:
Na+ + e = Na0 2
2Cl-- -- 2e = Cl20 1
2Na+ + 2Cl-- = 2Na0 + Cl20
или:
На катоде выделяется металлический натрий, на аноде – газообразный хлор.
Эта реакция является окислительно-восстановительной; на катоде всегда идёт процесс восстановления, на аноде всегда идёт процесс окисления.
Сущность электролиза состоит в том, что за счёт электрической энергии осуществляется химическая реакция, которая не может протекать самопроизвольно.
Электролиз расплавов и электролиз растворов отличаются друг от друга.
В растворе соли кроме ионов металла и кислотного остатка присутствуют молекулы воды и ионы H+, OH— – продукты диссоциации H2O. Поэтому при рассмотрении реакций на электродах необходимо учитывать возможность участия молекул H2O в электролизе.
Применение электролиза.
Электролиз широко применяется при получении наиболее активных металлов (K, Na, Ca, Mg, Al), некоторых активных металлов (Cl2, F2), а также сложных веществ (NaOH, KOH, KClO3). Электролизом пользуются для покрытия металлических предметов никелем, хромом, цинком, оловом, золотом и так далее.
Вопрос №14
Металлы
В периодах и группах периодической системы Д. И. Менделеева существуют закономерности в изменении металлических и неметаллических свойств элементов, можно достаточно определённо указать положение элементов-металлов и элементов-неметаллов в периодической системе. Если провести диагональ от элемента бора B (порядковый номер 5) до элемента астата At (порядковый номер 85), то слева от этой диагонали в периодической системе все элементы являются металлами, а справа от неё элементы побочных подгрупп являются металлами, а элементы главных подгрупп – неметаллами. Элементы расположенные вблизи диагонали (например, Al, Ti, Ge, Sb, Te, As, Nb), обладают двойственными свойствами: в некоторых своих соединениях ведут себя как металлы; в некоторых – проявляют свойства неметаллов.
Все s-элементы (кроме H и He), d-элементы (все элементы побочных подгрупп) и f-элементы (лантаноиды и актиноиды) являются металлами. Среди p-элементов есть и металлы, и неметаллы, число элементов-металлов увеличивается с увеличением номера периода.
Деление на металлы и неметаллы объясняется различием в строении атомов. Рассмотрим, например, строение атомов третьего периода:
Элементы третьего периода: Na, Mg, Al, Si, P, S, Cl, Ar (аргон).
Радиус атома: 0.19; 0.16; 0.143; 0.134; 0.130; 0.104; 0.099.
Число электронов на внешнем слое: 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7.
Электроотрицательность: 0.9; 1.2; 1.5; 1.8; 2.1; 2.5; 3.0.
Любой гидроксид содержит гидроксидные группы – OH.
Слева направо:
а. Радиус атомов уменьшается;
б. Заряд ядра увеличивается;
в. Электроотрицательность увеличивается;
г. Число электронов на внешнем слое увеличивается;
д. Прочность связи внешних электронов с ядром увеличивается;
е. Способность атомов отдавать электроны уменьшается.
Поэтому:
Na, Mg, Al – металлы, а Si, P, S, Cl – неметаллы.
Атомы большинства металлов на внешнем электронном слое имеют от 1 до 3 электронов. Исключение: атомы германия Ge, олова Sn, свинца Pb на внешнем электронном слое имеют четыре электрона, атомы сурьмы Sb, висмута Bi – пять, атомы полония Po – шесть. Атомы металла имеют меньший заряд ядра и больший радиус (размер) по сравнению с атомами неметаллов данного периода. Потому прочность связи внешних электронов с ядром в атомах металлов небольшая. Атомы металлов легко отдают валентные электроны и превращаются в положительно заряженные ионы.
Простые вещества, которые образуют элементы-металлы, при обычных условиях являются твёрдыми веществами (кроме ртути). Кристаллическая решётка металлов образуется за счёт металлической связи. Имеющиеся между узлами кристаллической решётки свободные электроны могут переносить теплоту и электрический ток, что является причиной главных физических свойств металлов – высокой электро- и теплопроводности.
Металлическая связь образуется во всех металлах. Это связь, которую осуществляют относительно свободные электроны с положительными ионами металлов в кристаллической решётке. Атомы металла легко отдают валентные электроны и превращаются в положительные ионы. Относительно свободные электроны перемещаются между положительными ионами металла и между ними возникает металлическая связь, то есть электроны как бы цементируют положительные ионы металла в кристаллической решётке.
Атомы металлов более или менее легко отдают электроны, то есть окисляются.
Энергия, которая необходима для отрыва электрона от атома и превращение его в положительно заряженный ион называется энергией ионизации. Металлы характеризуются небольшими величинами энергий ионизации.
Атомы металлов не могут присоединять электроны. Поэтому металлы во всех химических реакциях являются восстановителями и в соединениях имеют только положительные степени окисления. Восстановительная активность различных металлов не одинакова. В периодах слева направо восстановительная активность уменьшается; в главных подгруппах сверху вниз – увеличивается. Восстановительная активность металлов в химических реакциях, которые протекают в водных растворах различных веществ, характеризуется положением металлов в электрохимическом ряду напряжений металлов.
Металлы являются восстановителями и вступают в химические реакции с различными окислителями.
Вопрос №15
Железо
В периодической системе находится в четвёртом периоде, в побочной подгруппе VIII группы.
Химический знак – Fe (феррум). Порядковый номер – 26, электронная формула 1s22s22p63s23p63d64s2.
Валентные электроны у атома железа находятся на последнем электронном слое (4s2) и предпоследнем (3d6). В химических реакциях железо может отдавать эти электроны и проявлять степени окисления +2, +3 и иногда +6.
Физические свойства
Чистое железо весьма пластичный металл серебристо-белого цвета. Плотность железа 7,87 г/см3, температура плавления 1539 C. В отличие от многих других металлов железо легко подвергается коррозии.
Железо реагирует с разбавленной серной и соляной кислотами, вытесняя из них водород:
Fe + 2HCl = FeCl2 + H2
Fe + H2SO4 = FeSO4 + H2
Fe0 + 2H+ = Fe2+ + H20
При обычной температуре железо не взаимодействует с концентрированной серной кислотой, так как пассивируется ею. При нагревании концентрированная H2SO4 окисляет железо до сульфата железа (III):
2Fe + 6H2SO4 = Fe2(SO4) +3SO2 + 6H2O
Разбавленная азотная кислота окисляет железо до нитрата железа (III).
Fe + 4HNO3 = Fe(NO3)3 + NO2 + 2H2O
Концентрированная азотная кислота пассивирует железо.
Из растворов солей железо вытесняет металлы, которые расположены правее его в электрохимическом ряду напряжений:
Fe + CuSO4 = FeSO4 + Cu, Fe0 + Cu2+ = Fe2+ + Cu0.
В реакциях железо является восстановителем. Однако при обычной температуре оно не взаимодействует даже с самыми активными окислителями (галогенами, кислородом, серой), но при нагревании становиться активным и реагирует с ними:
2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3 (хлорид железа (III))
3Fe + 2O2 = Fe3O4(FeO * Fe2O3) (оксид железа (II, III))
Fe + S = FeS (сульфид железа (II))
При очень высокой температуре железо реагирует с углеродом, кремнием и фосфором.
3Fe + С = Fe3C (карбид железа (цементит))
3Fe + Si = Fe3Si (силицид железа)
3Fe + 2P = Fe3P2 (фосфид железа (II))