Получение. При нормальных условиях алюминий покрыт тонкой и прочной оксидной плёнкой и потому не реагирует с классическими окислителями: с H2O (t°);O2

Химические свойства.

При нормальных условиях алюминий покрыт тонкой и прочной оксидной плёнкой и потому не реагирует с классическими окислителями: с H₂O (t°);O₂, HNO₃ (без нагревания). Благодаря этому алюминий практически не подвержен коррозии и потому широко востребован современной индустрией. Однако при разрушении оксидной плёнки (например, при контакте с растворами солей аммония NH₄⁺, горячими щелочами или в результате амальгамирования), алюминий выступает как активный металл-восстановитель.

Легко реагирует с простыми веществами:

• с кислородом, образуя оксид алюминия:

4Al + 3O₂ = 2Al₂O₃

• с галогенами (кроме фтора), образуя хлорид, бромид или иодид алюминия:

2Al + 3Hal₂ = 2AlHal₃ (Hal = Cl, Br, I)

• с другими неметаллами реагирует при нагревании:

- с фтором, образуя фторид алюминия:

2Al + 3F₂ = 2AlF₃

- с серой, образуя сульфид алюминия:

2Al + 3S = Al₂S₃

- с азотом, образуя нитрид алюминия:

2Al + N₂ = 2AlN

- с углеродом, образуя карбид алюминия:

4Al + 3С = Al₄С₃

Со сложными веществами:

- с водой (после удаления защитной оксидной пленки, например, амальгамированием или растворами горячей щёлочи):

2Al + 6H₂O = 2Al(OH)₃ + 3H_2­

- со щелочами (с образованием тетрагидроксоалюминатов и других алюминатов):

2Al + 2NaOH + 6H₂O = 2Na[Al(OH)₄] + 3H_2­

2(NaOH•H₂O) + 2Al = 2NaAlO₂ + 3H₂

- Легко растворяется в соляной и разбавленной серной кислотах:

2Al + 6HCl = 2AlCl₃ + 3H_2­

2Al + 3H₂SO₄(разб) = Al₂(SO₄)₃ + 3H₂

- При нагревании растворяется в кислотах — окислителях, образующих растворимые соли алюминия:

2Al + 6H₂SO₄(конц) = Al₂(SO₄)₃ + 3SO₂ + 6H₂O

Al + 6HNO₃(конц) = Al(NO₃)₃ + 3NO_2­ + 3H₂O

- восстанавливает металлы из их оксидов (алюминотермия):

8Al + 3Fe₃O₄ = 4Al₂O₃ + 9Fe

2Al + Cr₂O₃ = Al₂O₃ + 2Cr

Одна красивая, но, вероятно, неправдоподобная легенда из «Historia naturalis» гласит, что однажды к римскому императору Тиберию (42 год до н. э. — 37 год н. э.) пришёл ювелир с металли­ческой, небьющейся обеденной тарелкой, изготовленной, якобы из глинозёма — Al₂O₃. Тарелка была очень светлой и блестела, как серебро. По всем признакам она должна быть алюминиевой. При этом ювелир утверждал, что только он и боги знают, как получить этот металл из глины. Тиберий, опа­саясь, что металл из легкодоступной глины может обесценить золото и серебро, приказал на всякий случай отрубить чело­веку голову. Очевидно, данная легенда весьма сомнительна, так как самородный алюминий в природе не встречается в силу своей высокой активности и во времена Рим­ской империи не могло быть технических средств, которые позволили бы извлечь алюми­ний из глинозёма.

Лишь почти через 2000 лет после Тиберия — в 1825 году, датский физик Ханс Христиан Эрстед получил несколько миллиграммов металлического алюминия, а в 1827 году Фридрих Вёлер смог выделить крупинки алюминия, которые, однако, на воздухе немедленно покрывались тончайшей пленкой оксида алюминия.

До конца XIX века алюминий в промышленных масштабах не производился.

Только в 1854 году Анри Сент-Клер Девиль (его исследования финансировал Наполеон III, рассчитывая, что алюминий пригодится его армии) изобрёл первый способ промышленного производства алюминия, основанный на вытеснении алюминия металлическим натрием из двойного хлорида натрия и алюминия NaCl·AlCl₃. В 1855 году был получен первый слиток металла массой 6—8 кг. За 36 лет применения, с 1855 по 1890 год, способом Сент-Клер Девиля было получено 200 тонн металлического алюминия. В 1856 году он же получил алюминий электролизом расплава хлорида натрия-алюминия. В 1885 году, основываясь на технологии, предложенной русским ученым Николаем Бекетовым, был построен завод по производству алюминия в немецком городе Гмелингеме. Технология Бекетова мало чем отличалась от способа Девиля, но была проще и заключалась во взаимодействии между криолитом (Na₃AlF₆) и магнием. За пять лет на этом заводе было получено около 58 т алюминия — более четверти всего мирового производства металла химическим путем в период с 1854 по 1890 год.

Вопросы для закрепления:

1. Где в периодической системе расположены металлы?

2. Сколько электронов на последнем энергетическом уровне может быть у металлов?

3. Как называются элементы первой группы?

4. Кем был открыт алюминий?

5. Почему элементы второй группы называются щелочно-земельными элементами?

6. Почему элементы первой группы хранят под керосином?

7. Как получают металлы второй группы в промышленности?

8. Почему алюминий при обычных условиях не реагирует с типичными окислителями?

9. Чем обуславливается жесткость воды?

10. Какой вред приносит жесткость воды?

11. Где применяются щелочные металлы?

Лекция № 10: Общая характеристика неметаллов. Элементы 4-6 групп, их сравнительная характеристика.

Элементы с неметаллическими свойствами находятся в IIIA-VIIA - группах Периодической системы:

Период IIIA IVA VA VIA VIIA

2 B C N O F

3 Si P S Cl

4 As Se Br

5 Te I

6 At

Обычно среди неметаллов рассматривают также водород Н, хотя это не совсем точно, поскольку водороду присущи как неметаллические, так и металлические химические свойства.

Общая электронная формула атомов неметаллов ns²np1−5, этому соответствует большое разнообразие степеней окисления неметаллов в соединениях. Характерной особенностью неметаллов является большее (по сравнению с металлами) число электронов на внешнем энергетическом уровне их атомов. Это определяет их большую способность к присоединению дополнительных электронов и проявлению высокой окислительной активности. Вот почему значения электроотрицательности у них велики. Отсюда многообразие в химических свойствах и способах получения неметаллов. Другая характерная особенность неметаллов - стремление образовывать ковалентные связи с атомами других неметаллов и амфотерных элементов. Поэтому и простые вещества и соединения неметаллов имеют ковалентное строение.

В свободном виде встречаются газообразные вещества - F₂, Cl₂, O₂, N₂ и Н₂, твердые - I₂, At, S, Te, P, As, C, Si и В, при комнатной температуре известен один жидкий неметалл - бром Br₂.

Нередко для неметаллов наблюдается аллотропия, например у кислорода (О₂ и О₃) и углерода (графит, алмаз, карбин, фуллерен).

В природе встречаются самородные неметаллы - N₂ и O₂ (в воздухе), сера (в земной коре), но чаще неметаллы в природе находятся в химически связанном виде. В первую очередь это вода и растворенные в ней соли, затем - минералы и горные породы (например, различные силикаты, алюмосиликаты, фосфаты, бораты, сульфаты и карбонаты).

По распространенности в земной коре неметаллы занимают самые различные места: от трех самых распространенных элементов (O, Si, H) до весьма редких (As, Se, I, Te).

По мере заполнения наружной электронной оболочки число электронов на внешнем слое у неметаллов растет, а радиус уменьшается, поэтому они в большей степени стремятся присоединять электроны. В связи с этим неметаллы характеризуются более высокими значениями энергии ионизации, сродства к электрону и электроотрицательности по сравнению с атомами металлов и поэтому у них преобладают окислительные свойства, т.е. способность атомов присоединять электроны. Особенно ярко окислительные свойства выражены у атомов неметаллов 6 и 7 групп второго и третьего периодов. Самый сильный окислитель – фтор. Он окисляет даже воду и некоторые благородные газы:

2 F₂ + 2 H₂O = 4HF + O₂

2 F₂ + Xe = XeF₄

Окислительные свойства неметаллов зависят от численного значения

электроотрицательности атома и увеличиваются в следующем порядке:

Si, B, H, P, C, S, I, Br, N, Cl, O, F

Такая же закономерность в изменении окислительных свойств характерна и для простых веществ соответствующих элементов. Ее можно наблюдать на примере реакций с водородом:

3 H₂ + N₂ = 2 NH₃ (t, катализатор);

H₂ + Cl₂ = 2 HCl (при освещении – hυ);

H₂ + F₂ = 2 HF (в темноте - взрыв);

Восстановительные свойства у атомов неметаллов выражены довольно

слабо и возрастают от кислорода к кремнию:

Si, B, H, P, C, S, I, Br, N, Cl, О

Cl₂ + O₂ ≠;

N₂ + O₂ = 2 NO (только при высокой t);

S + O₂ = SO₂ (при н.у.)

Соли сероводородной кислоты подвергаются гидролизу, соли соляной кислоты гидролизу не подвергаются:

Na₂S + H₂O <=> NaHS + NaOH; (рН > 7)

NaCl + H₂O ≠ (рН = 7)

В группе с увеличением заряда ядра кислотные свойства и восстанови-

тельные свойства водородных соединений неметаллов увеличиваются:

HCl + H₂SO₄(конц). ≠

2 HBr + H₂SO₄(конц.) = Br₂ + SO₂ + 2 H₂O

8 HI + H₂SO₄(конц.) = 4 I₂ + H₂S + 4 H₂O

Кислородные соединения неметаллов проявляют кислотные свойства.

Неметаллы при взаимодействии с кислородом (прямом или косвенном) обра-

зуют кислотные оксиды, гидроксиды которых проявляют кислотные свой-

ства: НеМе (Э) → кислотный оксид (ЭхОу) → гидроксид – кислота (НхЭОу)

S + O₂ = SO₂; SO₂ + H₂O = H₂SO₃

SO₂ + Na₂O = Na₂SO₃; SO₂ + 2NaOH = Na₂SO₃ + H₂O

Кислотные свойства оксидов и гидроксидов в периоде увеличиваются, а в

группе уменьшаются.: SiO₂ – P₂O₅ – SO₃ – Cl₂O₇

H₂SiO₃ – H₃PO₄ – H₂SO₄ – HClO₄

Биологическая роль химических элементов в организме человека чрезвы-

чайно разнообразна и важна. Основу живых систем составляют только

шесть элементов: углерод, водород, кислород, азот, фосфор, сера. И все эти

элементы относятся к неметаллам. На долю перечисленных неметаллов в

организме человека приходится 97,4%. Для этих элементов характерным является то, что они способны образовывать разнообразные связи, этим и обуславливается большое число биомолекул, существующих в живых организмах. Кроме того, углерод, водород, кислород, азот, фосфор и сера относятся к макроэлементам, т.е. элементам, содержание которых в организме выше 10-2 %.

К микроэлементам, содержание которых в организме находится в пределах от 10-3 до10-5 %, из неметаллов относятся иод, мышьяк, фтор, бром. По значимости для жизнедеятельности элементы делятся на группы. К жизненно необходимым

или незаменимым элементам относится ряд металлов (Ca, K, Na, Mg, Mn,

Cu, Co, Fe, Zn, Mo, V) и следующие неметаллы: Н, О, N, P, S, Cl, C, I. Их

дефицит приводит к нарушению нормальной жизнедеятельности человека.

Кроме того, в организме человека постоянно находятся следующие неме-

таллы: Br, F, B, Si, As, Se. Элементы, необходимые для построения и жизне-

деятельности различных клеток и организмов, называют биогенными элементами.

Вопросы для закрепления темы:

1. Где расположены неметаллы в периодической системе?

2. Как изменяются свойства у неметаллов в периоде?

3. Как изменяются свойства неметаллов в группе?

4. Какова роль неметаллов в жизнедеятельности человека?

5. Какие химические свойства характерны для неметаллов?

6. Какие способы получения неметаллов вы знаете?

7. Какие физические свойства характерны для неметаллов?

8. Что называется аллотропией?

Лекция № 11: Галогены. Свойства. Применение. Неорганические вещества и охрана окружающей среды.

Элементы, входящие в VII группу периодической системы, делятся на две подгруппы: главную — подгруппу галогенов — и побочную — подгруппу марганца. В эту же группу помещают и водород, хотя его атом имеет на внешнем, валентном, уровне единственный электрон и его следовало бы поместить в I группу. Однако водород имеет очень мало общего как с элементами основой подгруппы — щелочными металлами, так и с элементами побочной подгруппы — медью, серебром и золотом. В то же время он, как и галогены, присоединяя в реакциях с активными металлами электрон, образует гидриды, имеющие некоторое сходство с галогенидами. К подгруппе галогенов относятся фтор, хлор, бром, иод и астат. Первые четыре элемента встречаются в природе, последний получен искусственно и поэтому изучен значительно меньше остальных галогенов. Слово «галоген» означает солеобразующий. Это название элементы подгруппы получили благодаря легкости, с которой они реагируют со многими металлами, образуя соли. Все галогены имеют структуру внешней электронной оболочки s²p⁵. Поэтому они легко принимают электрон, образуя устойчивую благородногазовую электронную оболочку (s²р⁶). Наименьший радиус атома в подгруппе — у фтора, у остальных он увеличивается в ряду F < Cl < Br < I < Аt и составляет соответственно 133; 181; 196; 220 и 270 пм. В

таком же порядке уменьшается сродство атомов элементов к электрону. Галогены — очень активные элементы. Они могут отнимать, электроны не только у атомов, которые их легко отдают, но и у ионов и даже вытеснять другие галогены, менее активные, из их соединений. Например, фтор вытесняет хлор из хлоридов, хлор - бром из бромидов, а бром — иод из иодидов.

Из всех галогенов только фтор, находящийся во II периоде, не имеет незаполненного d-уровня. По этой причине он не может иметь больше одного неспаренного электрона и проявляет валентность только -1. В атомах других галогенов d-уровень не заполнен, что дает им возможность иметь различное количество неспаренных электронов и проявлять валентность -1, +1, +3, +5 и +7, наблюдающуюся в кислородных соединениях хлора, брома и иода.

Хлор. Хлор был открыт шведским химиком К. В. Шееле в 1774 г.

Нахождение в природе. Из-за высокой активности хлор в свободном состоянии в природе не встречается. Широко известны его природные соединения — хлориды щелочных и щелочноземельных металлов, наиболее распространенными из которых являются каменная (поваренная) соль NаС1, сильвинит — смесь хлоридов калия и натрия — и карналлит КС1·МgC1₂·6Н₂О. Как примеси к названным минералам встречаются хлориды других металлов. Значительное количество хлоридов различиях металлов содержится в морской воде.

Физические свойства. При обычных условиях хлор — газ желто-зеленого цвета с резким запахом, ядовит. Он в 2,5 раза тяжелее воздуха. В 1 объеме воды при 20 °С растворяется около 2 объемов хлора. Такой раствор называется хлорной водой. При атмосферном давлении хлор при -34 °С переходит в жидкое состояние, а при -101 °С затвердевает. При комнатной температуре он переходит в жидкое состоянии только при давлении 600 кПа (6 атм). Хлор хорошо растворим во многих органических растворителях, особенно в тетрахлориде углерода, с которым не взаимодействует.

Химические свойства. На внешнем электронном уровне атома хлора находятся 7 электронов (s²p⁵), поэтому он легко присоединяет электрон, образуя анион Сl^-. Благодаря наличию незаполненного d-уровня в атоме хлора могут появляться 1, 3, 5 и 7 неспаренных электронов, поэтому в кислородсодержащих соединениях он может иметь степень окисления +1, +3, +5 и +7.

В отсутствие влаги хлор довольно инертен, но в присутствии даже следов влаги активность его резко возрастает. 0н хорошо взаимодействует с металлами:

2 Fе + 3 С1₂ = 2 FеС1₃ (хлорид железа (III)

Cu + С1₂ = СuС1₂ (хлорид меди (II)

и многими неметаллами:

Н₂ + С1₂ = 2 НСl (хлороводород)

2 S + С1₂ = S₂Cl₂ (хлорид серы (1))

Si + 2 С1₂ = SiС1₄ (хлорид кремния. (IV))

2 Р + 5 С1₂ = 2 РС1₅ (хлорид фосфора (V))

С кислородом, углеродом и азотом хлор в непосредственное взаимодействие не вступает.

При растворении хлора в воде образуется две кислоты: хлороводородная, или соляная, и хлорноватистая:

С1₂ + Н₂О = НСl + НСlO

При взаимодействии хлора с холодными растворами щелочей образуются соответствующие соли этих кислот:

С1₂ + 2 NaOН = NaС1 + NaClО + Н₂О

Полученные растворы называются жавелевой водой, которая, как и хлорная вода, обладает сильными окислительными свойствами благодаря наличию иона ClO^- и применяется для отбеливания тканей и бумаги. С горячими растворами щелочей хлор образует соответствующие соли соляной и хлорноватой кислот:

3 С1₂ + 6 NаОН = 5 NаСl + NаС1O₃ + 3 Н₂О

3 С1₂ + 6 КОН = 5 КСl + КС1O₃ + 3 Н₂О

Образовавшийся хлорат калия называется бертолетовой солью.

При нагревании хлор легко взаимодействует со многими органическими веществами. В предельных и ароматических углеводородах он замещает водород, образуя хлорорганическое соединение и хлороводород, а к непредельным присоединяется по месту двойной или тройной связи. При очень высокой температуре хлор полностью отбирает водород у углерода. При этом образуются хлороводород и сажа. Поэтому высокотемпературное хлорирование углеводородов всегда сопровождается сажеобразованием.

Хлор — сильный окислитель, поэтому легко взаимодействует со сложными веществами, в состав которых входят элементы, способные окисляться до более высокого валентного состояния.

2 FеС1₂ + С1₂ = 2 FеС1₃

Н₂SO₃ + С1₂ + Н₂О = Н₂SО₄ + 2 НСl

Получение. В лабораторных условиях хлор получают действием концентрированной соляной кислоты на различные окислители, например диоксид марганца (при нагревании), перманганат калия или бертолетову соль:

МпО₂ + 4 НСl = МпС1₂ + С1₂ + 2 Н₂О

2 КМпО₄ + 16 НСl = 2 КС1 + 2 МnС1₂ + 5 С1₂ + 8 Н₂О

КС1O₃ + 6 НСl = КС1 + 3 С1₂ + 3 Н₂О

В промышленности хлор получают электролизом растворов, или расплавов хлоридов щелочных металлов. При электролизе расплава хлорида щелочного металла на катоде выделяется щелочной металл, а на аноде — хлор:

2 Nа⁺ + 2е^- = 2 Nа

2 Сl^- - 2е^- = Сl₂

В растворе хлорид щелочного металла диссоциирует на ионы:

NаС1 Û Na⁺ + С1^-

Вода как слабый электролит также диссоциирует на ионы:

Н₂О Û Н⁺ + OH^-

При пропускании электрического тока через такой раствор на катоде из двух катионов — Nа⁺ и Н⁺ — разряжается катион менее активного водорода, а на аноде из двух анионов — ОН^- и Сl^-— хлорид-ион:

2 Н⁺+ 2 е^-= Н₂

2 Сl -2 е^- = С1₂

По мере протекания электролиза в катодном пространстве накапливаются ионы ОН^- и образуется едкий натр. Так как хлор может реагировать со шелочью катодное и анодное пространства разделено полупроницаемой диафрагмой из асбеста.

Применение. Ежегодное мировое потребление хлора превышает 1 млн. т. Он используется для отбеливания бумаги и тканей, обеззараживания питьевой воды, производства различных. ядохимикатов, соляной кислоты, хлорорганических веществ и растворителей, а также в лабораторной практике.

Хлорная, или белильная, известь СаОСl₂, или СаСl(СlO), образуется при взаимодействии хлора с порошкообразным гидроксидом кальция — пушенкой:

Са(ОН)₂ + Сl₂ = Cl-O-Ca-Cl + H₂O

Хлорная известь применяется как отбеливающее и дезинфицирующее вещество.

Хлорноватая кислота НСlO₃ образуется при действии на ее соли —

х л о р а т ы — серной кислоты. Это очень неустойчивая кислота, очень сильный окислитель. Хлораты применяются для производства взрывчатых веществ, а также получения кислорода в лабораторных условиях и солей хлорной —кислоты — п е р х л о р а т о в. При нагревании бертолетовой соли в присутствии диоксида марганца МпО₂, играющего роль катализатора, выделяется кислород. Если же нагревать хлорат калия без катализатора, то он разлагается с образованием калиевых солей хлороводородной и хлорной кислот:

2 КСlО₃ = 2 КСl + 3 O₂

4 КСlO₃ = КСl + 3 КСlO₄

При обработке перхлоратов концентрированной серной кислотой можно получить хлорную кислоту:

КСlO₄ + Н₂SO₄ = КНSO₄ + НСlO₄

Это самая сильная кислота. Она наиболее устойчива из всех кислород содержащих кислот хлора, однако безводная кислота при нагревании, встряхивании или контакте с восстановителями может разлагаться со взрывом.)

Дата добавления: 2014-01-07