книги / Неорганическая химия
..pdf2. |
Соли кислые, или гидросоли — содержат в кислотном |
ос** |
|||
татке |
атомы |
водорода, |
например: |
Са (Н2Р 0 4)2. |
|
|
Ыа2Н Р 0 4 |
Са(НС03)2; |
|
||
|
вторичный |
бикарбонат |
первичный |
|
|
|
|
ф осф ат |
кальция |
ф осф а т |
|
|
|
натрия |
|
кальция |
|
3. |
Основные соли — содержат в |
молекуле группы ОН, |
на |
||
пример: |
|
(Си0Н)2С 03, или СиС03.Си(0Н )а. |
|||
М§ОНС1 |
Ре0Н 304 |
||||
основной |
осн овн ое |
осн овн ая |
|
||
хлористый |
серн оки слое |
угл еки сл ая |
|
||
ыагний |
ж елезо |
|
медь |
|
окисное
4. Двойные соли — представляют комбинацию нескольких молекул различных по составу солей, содержащих при одном кис-* лотном остатке несколько разных металлов, например:
К2А13(ЗО^, или К25 0 4.А12(304)3,
сернокислый калий и алюминий
СаС03. М§С03,
углекислы й кальций н магний (д ол ом и т)
5. Соли смешанного состава — содержат при одном катионе два кислотных остатка, например:
СаС1 (ОС1).
хлорная и звесть
6. Комплексные соли — соединения нескольких молекул с об разованием сложных (комплексных) ионов (см. гл. XX), на-* пример:
К* [Ре (СЫ)в]; |
[Си ( Ш 3)4] 3 0 4; |
[А§ (ЫН3)2] С1. |
Названия солей обычно производят от названий соответст вующих кислот и металлов. Чаще всего применяются следующие названия:
соли, серной кислоты — сульфаты: |
Ыа2$0 4 — сульфат натрия; |
|
Са$04 — сульфат кальция; |
N82803 — сульфит натрия; |
|
соли сернистой кислоты—сульфиты: |
||
соли азотной кислоты — нитраты: |
№Ж)3 — нитрат |
натрия; |
ЫН4Ы03— нитрат аммония; |
№Ж)2~ нитрит |
натрия; |
соли азотистой кислоты—нитриты: |
||
соли фосфорной кислоты—фосфа |
Са3(Р04)з — фосфат кальция; |
|
ты: |
|
|
№ 2НР04 — вторичный фосфат натрия; |
N83003 — карбонат натрия; |
|
соли угольной кислоты — карбона |
||
ты: |
|
|
Са (НСОзЬ — бикарбонат кальция; |
N838103 — силикат натрия; |
|
соли кремневой кислоты -* силика |
||
ты: |
|
|
Са$Ю3 силикат кальция. |
|
|
132
Кромекислородных соединений, есть бескислородные кис лоты и их производные: соляная кислота НС1; фтористоводород ная НР; бромистоводородная НВг; йодистоводородная Ш ; се роводородная Нг5; цианистая НСЫ и др. Получены целые груп
пы соединений |
элементов |
с углеродом: карбиды СаС2, А12Сз, |
М^С2, 5Ю, \У2С, Ре3С и |
др.; с водородом — гидриды СаН2, |
|
ЫаН, ЫН и др.; |
с серой — сульфиды Ре5, Мп$, Си5, Н&5, 5п5 |
и др.; с кремнием — силициды Ре2$1, Ре51 и др.; с азотом — нит риды 1л3&, Ве31Ч2, Са3И2 и др.; с бором — бориды В4С, М^3В2;
бороводороды (бораны) |
В2Нб, В4Н 10 и др.; с фосфором — фос |
фиды Са3Р2, М^3Р2 и др. |
• |
Таким образом, главной характеристикой химических свойств элементов является, как отмечал еще Д. И. Менделеев, их кислот но-основные свойства. Эта характеристика,’ как было показано, охватывает все элементы, их окислы, гидраты и другие типы со единений. Любой элемент и соединение можно определить как основной, кислотный, амфотерный.
Рассмотренная химическая классификация неорганических веществ, издавна применяемая в химии, в настоящее время не мо жет быть всеобъемлющей, охватывающей все открываемые но вые свойства химических веществ. Уже в конце XIX в. швед ским химиком Аррениусом была предложена теория электро литической диссоциации (см. гл. XI, § 6), в которой к кис
лотам |
относились |
вещества, при |
диссоциации |
образующие |
|||
ионы Н+, |
к основаниям — вещества, образующие ионы ОН~, к |
||||||
солям — вещества, |
в растворах диссоциирующие |
на положи |
|||||
тельно |
заряженные |
ионы |
(катионы) |
и отрицательно заряжен |
|||
ные ионы |
(анионы). |
неводных |
растворов различных ве |
||||
Последующее |
изучение |
||||||
ществ |
показало, |
что характерные признаки кислот, оснований |
(кислотность, щелочность, отношение к индикаторам) наблюда ются и в таких растворах, в которых отсутствуют ионы водорода и гидроксила (растворы в бензоле, в аммиаке и др.). Все это вызвало возникновение новых теорий, которые пытаются более широко охватить химические процессы единой идеей. В настоящее время с точки зрения так называемой протолитической теории кислот и оснований, привлекшей к себе большое внимание, под кислотой понимается всякая частица,'способная отщеплять про тон, а под основанием — всякая частица, способная присоединять протон. Отсюда кислота и основание названы протолитами. Реак ция между кислотой и основанием по этой теории заключается в обмене протонами по схеме:
кислота (1)+оспование (2) |
основание (1)+ к и сл ота (2), напрнмере |
СНдСООН + |
Н20 ^ Н30 + -+- СНдСОО- . |
кислота (1) основание (2) кислота (2) основание (1)
Молекула воды, согласно указанной теории, также может иг рать роль и основания и кислоты:
Н20 + Н20 ^ Н 80 ++ |
О Н ". |
к и с л о т а (1) о с н о в а н и е (2) к и с л о т а |
(2) о с н о в а н и е (1) |
Новые теории о кислотах и основаниях еще находятся в ста дии развития, не являются общепринятыми, противоречивы и пока не могут служить руководящим учебно-методическим мате* риалом.
ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ
Окисление-восстановление — химическая реакция, в которой одни из участвующих веществ окисляются, другие восстанавли ваются. Окислительно-восстановительные реакции играют боль шую роль. Такие процессы, как дыхание, усвоение углекислого га за растениями, усвоение пищи животными и растительными орга низмами, гниение органических веществ, горение топлива, вы плавка металлов и многие другие, есть реакции окисления-вос становления.
Окисление раньше понимали как химическую реакцию соеди нения какого-либо вещества с кислородом, а восстановление — как реакцию отнятия кислорода (кислородная теория окислениявосстановления).
Кислородная теория окисления-восстановления, предложенная в конце XVIII в. А. Лавуазье, сыграла большую роль в химии. Однако с течением времени накопилось много фактов, которые не могли быть объяснены этой теорией, и в начале XX в. была созда на электронная теория окислительно-восстановительных процес сов.
В настоящее время химические реакции подразделяют на две резко различные группы: 1) реакции, не связанные с изменением валентности; 2) реакции, сопровождающиеся изменением валент ности реагирующих веществ. В реакциях первой группы происхо дит образование молекул новых веществ, вызванное лишь перегруп пировкой атомов в иные сочетания. Примером могут служить реак ции обменного разложения:
Ва (ЫОз)9+ На$04= Ва504 -}- 2НЫ03;
РЬ (Ы03)2+ 2КЛ= РЬЛа + 2К Ш 3;
ИааО + 2НС1 = 2ЫаС1 + НаО;
2пО + Н2$ 0 4= 2п504 + На0 .
В реакциях второй группы происходит перезарядка некоторых атомов или ионов. При этом от одних атомов или ионов отходят электроны — увеличивается положительный или уменьшается от рицательный заряд; к другим атомам или ионам присоединяются электроны — уменьшается положительный или увеличивается от рицательный заряд. Например:
2Ыа« + С1а = 2Ыа С1:
+2 - 2
Ре° -}- $°=Ре5;
2А1° + ЗВг2 = 2А1Вгз;
+ 2 —1 |
+ 2 - 1 |
+ 4 - 1 |
+ 1 -1 |
5пС1а+ |
2Н§С1а = |
5пС14+ |
2НбС1. |
Таким образом, 'к окислительно-восстановительным реакциям относят такие, в которых происходит перемещение электронов от одних атомов или ионов к другим. Если атомы или ионы теряют
электроны, то это процесс окисления, если же они приобретают электроны — процесс восстановления. Вещество, атомы и ионы которого присоединяют электроны, называют окислителем, а ве щество, отдающее электроны,.— восстановителем. Общее число электронов, отданных Восстановителем, всегда равно общему чис лу электронов, приобретенных окислителем. Отсюда легко можно найти коэффициенты при окислителе и восстановителе в уравне ниях окислительно-восстановительных реакций.
В уравнениях окислительно-восстановительных процессов за ряды частиц принято обозначать цифрами со знаками плюс или минус; цифра с плюсом означает количество потерянных (+ ) элект ронов, цифра с минусом -— приобретенных (—). Так, выражение
+ 2
2п2'1 (или 2п) означает,, что, атом цинка потерял два электрона, а
О2-—что атом кислорода приобрел два электрона* Для обозначь ния валентности атомов, входящих в состав молекул и ионов, знак
+4 |
—2 |
+7 |
—2 |
и цифру ставят над атомами. Например, Мп |
Оа |
(Мп |
0 4)~1 |
означают, что атом марганца в двуокиси марганца четырехвален
тен, а в анионе (МпО^ "1семивалентен.
Методику составления уравнений окислительно-восстановитель ных реакций поясним на конкретных примерах.
Простейший пример окислительно-восстановительного процес са — получение водорода из растворов кислот под действием метал лов. Атомы металлов, отдавая электроны, служат восстановителя ми, а ионы водорода, приобретая электроны, — окислителями. Рассмотрим реакцию взаимодействия серной кислоты с цинком:
2п + Н25 0 4 = 2п804 -|- На.
Та же реакция в ионном виде:
2п° 4~ 2Н+1 = 2п+2 |
. |
Чтобы определить коэффициенты при восстановителе и окислите ле, составим вспомогательную электронную схему:
2п« — 2 е - 2 п +2 |
1 |
Н+1 + 1е-*Н» |
2 |
2п° — восстановитель; Н+! — окислитель; |
е — электрон; цифры |
справа от вертикальной черты показывают, какие коэффициенты должны стоять перед восстановителем и окислителем.
Из схемы видно, что электронейтральный атом цинка отдал два электрона и превратился в положительный' двухзарядный ион цинка, а положительный однозарядный ион водорода принял один электрон и превратился, в электронейтральный атом водорода.
В более сложных окислительно-восстановительных реакциях целесообразно вначале писать формулы окислителя и восстанови теля, а затем формулы других веществ; которые необходимы для протекания данной реакций (кислота, щелочь или вода). Напри мер, при взаимодействии КМп04 с Н2$ в кислой среде образуются сульфат калия, сульфат марганца, вода и сера. Уравнение будет иметь вид:
КМп04 + Н23 + Н2504 К2804 + Мп504 + НаО + 5°.
Из уравнения видно, что валентность марганца изменилась от
+ 7 до +2. Следовательно, Мп+7 — окислитель и в процессе реак ции присоединяет пять электронов. Валентность серы изменилась от —2 до 0. Следовательно, ион серы из сероводорода — восстано витель, отдает два электрона.
Чтобы найти основные коэффициенты уравнения, составляем
электронную схему: |
|
Мп+7 -|- Ье —*•Мп+2 |
2 |
8“ 2 — 2е 5° |
5 |
Подставляем в уравнение реакции коэффициенты 2 и: 5 .перед соответствующими веществами:
2КМп0 4 + 5На8 + Н250 4 - Ка504 + 2Мп504 + НаО 4- 58. Необходимое количество молекул серной кислоты, определяю^ в последнюю очередь по кислотным остаткам 804“ 2 в правой ' части уравнения — в данном Случае три. Поэтому в левой части урав нения надо поставить три молекулы. На804. Следует помнить,
что во всех случаях коэффициенты для молекул веществ, обусло вливающих характер среды (кислота, щелочь, вода), подбирают в последнюю очередь.
Итак,, в окончательном виде уравнение вместе со вспомогатель ной электронной схемой будет иметь вид:
2КМп0 4 + 5Н25 + |
ЗН2504 = |
= К2504 + 2Мп$0 4 + |
8Н20 + 55 |
Мп+7 + 5е -*• Мп+2 2 |
|
5 - 2 - 2 е - + 5° |
5 |
Справа от вертикальной черты при вспомогательной схеме ука заны коэффициенты для окислителя КМп04 и восстановителя НдЗ.
Практически Нет необходимости переписывать уравнение реак ции несколько раз — можно все операции произвести последова тельно с одним и тем же уравнением. Признаком правильности взятых коэффициентов является равенство числа атомов каждого элемента в обеих частях уравнения.
В кислой среде двухвалентное (закисное) железо окисляется семивалентным марганцем в трехвалентное (окисное) железо. Рас суждая, как в предыдущем примере, эту реакцию в конечном виде записываем так:
2КМп04 +10 Ре504 + 8Н2504 = = Ка504 + 2Мп504 + 8НаО+ 5Реа (50^
Мп+7 |
+ 5<?-> Мп+2 |
1 |
2 |
Ре+2 |
— 1е — Ре+3 |
5 |
10 |
Если число электронов, теряемых восстановителей и приобре таемых окислителем, нечетное, а в результате реакции должно
получиться четное число |
атомов, то коэффициенты удваивают, |
как показано в уравнении |
окисления сульфата железа. |
Для получения свободного хлора в лабораторных условиях ис пользуют реакцию окисления ионов хлора соляной кислоты до свободного хлора. Здесь, кроме основной окислительной реакции, ионы хлора расходуются также на солеобразование. Таким обра зом, часть соляной кислоты окисляется, а часть участвует в солеобразовании. Эту неокисляющуюся часть кислоты, перед тем как писать уравнение в окончательном виде, целесообразно предвари тельно показать отдельно (тогда легче подбирать основные коэф фициенты). Например, получение хлора из соляной кислоты окис лением ее перманганатом калия можно записать в следующем виде:
2 КМп04 + 10 НС1 + 6 НС1 = 2 КС1 + |
2 МпС1а + 8 НаО + 5 С1а |
|
Мп+7 + 5е - М п +2 |
1 |
2 |
С1-1 — 1е -*• 01° |
5 |
10 |
Как видно из уравнения, марганец в кислой .среде из семива лентного переходит в двухвалентный, а ион хлора, теряя один электрон, окисляется до свободного хлора. Так. как образующиеся молекулы, хлора состоят из двух атомов, основные коэффициенты должны быть кратны двум. В данном уравнении коэффициенты при окислителе и восстановителе должны быть удвоены, иначе в правой части уравнения нельзя будет записать хлор в молекуляр ной форме.
Окончательный вид уравнения:
2КМпО, + 16НС1 = 2КС1 + 2МпС1в +
+ 8Н20 + 5С12.
При взаимодействии хромовокислого, калия с соляной кисло той шестивалентный'хром, принимая, три электрона, восстанавли вается в трехвалентный,, а ион хлора, теряя один электрон,, окис ляется в свободный хлор. Эта окислительно-восстановительная реакция записывается так:
2КаСг04 + 6НС1 +.10НС1 = 4КС12СгС13 4 - 8НаО -{- ЗС1а
'Сг+0 Зе Сг+3 |
1 |
2 |
С Г 1— \е-* С1° |
3 |
6 |
или
2КаСг04 + 16НС1 = 4КС1 + 2СгС13 + 8НаО + ЗС12.
На скорость и направление окислительно-восстановительных реакций оказывает влияние рядфакторов: природа реагирующих веществ (электронное строение), концентрация, температура, ката лизаторы и среда, в которой протекает реакция.
" В зависимости от среды (кислая, щелочная или нейтральная) процесс окисления-восстановления может" протекать по-разному; В некоторых случаях реакцйя среды обусловливает даже измене
ние.направления процесса. Например: |
|
|
|
. в нейтральной и слабощелочной |
среде |
||
А520 3 + 2 32 + 2 Н аО ^ |
; |
А з А + |
4 Н Г |
*—■.-----—----------------------, |
— |
■■ |
в кислой среде
Регулируя реакцию среды, можно обеспечить течение процес са . в желательном направлении,
Реакции, при которых переход электронов происходит между атомами одной и той же молекулы, называют внутримолекулярны ми окислительно-восстановительными реакциями:
1) 2Н§0^2НЕ + Оа
Н§+2 + 2<?-*Нё° 2 О -2 — 2е -> О0 2
2)2КС103 = 21СС14-302
СГ ^ б е - С Г 1 2
О” 2 — 2е О0 6
В ряде случаев восстановителем и окислителем может быть один и тот же элемент, но различной валентности, например:
1) 5КЛ + КЛ03 + |
ЗН25 0 4 = ЗЛ3 + |
ЗКа5 0 4 + ЗН20 . |
||
Л” 1-—- 1-е — Л° |
5 |
|
||
Л+5+ 5 е - Л° |
1 |
|
||
2) 2Н25 + 502 = 35 + |
2Н20 |
|||
5-2 |
— 2е |
5° |
4 |
2 |
5"н |
4е |
5° |
2 |
1 |
В рядах периодической системы, как правило, каждый преды
дущий элемент — восстановитель по |
отношению к |
последующим |
элементам, при этом типичные металлы являются |
сильными вос |
|
становителями. Так же закономерно |
изменяются |
окислительные |
свойства элементов и в главных подгруппах периодической систе мы. Например, в подгруппе галогенов самый сильный окислитель — фтор; вниз от него окислительные свойства элементов убывают, так что йод — самый слабый окислитель.
Один и тот же элемент в зависимости от условий может играть роль или окислителя или восстановителя.
К наиболее распространенным окислителям относятся: кисло род, двуокись марганца, двуокись свинца, перманганат калия, галогены, азотная кислота и ее соли, хромпик, концентрирован ная серная кислота и др. Наиболее распространенными восстано вителями являются: углерод, окись углерода, водород, металлы, сероводород и др.
При пропускании постоянного электрического тока через рас творы или расплавы электролитов на катоде происходят реакции восстановления (электровосстановления), а на аноде реакция оки сления (электроокисление). В этом процессе с катода электроны переходят на восстанавливающийся ион, т. е. происходит реакция
восстановления; у анода происходит обратный |
процесс — отдача |
||
электронов окисляющимся ионом |
аноду — реакция |
окисления. |
|
Так, при электролизе соляной кислоты на электродах |
протекают |
||
следующие реакции: |
|
|
|
2Н+> + 2е Н® |
2С Г 1— 2е |
С1° |
|
на катоде— восстановление |
на аноде— окисление |
Реакции окисления-восстановления широко используются в почвенных и агрохимических анализах, например для определе ния белкового азота и также калия в растениях, органического вещества и кальция в почве.
В промышленности реакции окисления-восстановления широко используют для получения многочисленных и разнообразных про дуктов: азотной кислоты— окислением аммиака; серной кисло ты — окислением серы и сернистого газа; фосфорной кислоты — окислением фосфора; чугуна — восстановлением окислов железа углем; маргарина — путем гидрогенизации жидких жиров. Мно гие металлы получают путем электролитического восстановления из их соединений, например алюминий из окиси алюминия.