Все химические свойства. Химические, физические свойства веществ

IIA группа содержит только металлы – Be (бериллий), Mg (магний), Ca (кальций), Sr (стронций), Ba (барий) и Ra (радий). Химические свойства первого представителя этой группы — бериллия — наиболее сильно отличаются от химических свойств остальных элементов данной группы. Его химические свойства во многом даже более схожи с алюминием, чем с остальными металлами IIA группы (так называемое «диагональное сходство»). Магний же по химическим свойствами тоже заметно отличается от Ca, Sr, Ba и Ra, но все же имеет с ними намного больше сходных химических свойств, чем с бериллием. В связи со значительным сходством химических свойств кальция, стронция, бария и радия их объединяют в одно семейство, называемое щелочноземельными металлами .

Все элементы IIA группы относятся к s -элементам, т.е. содержат все свои валентные электроны на s -подуровне. Таким образом, электронная конфигурация внешнего электронного слоя всех химических элементов данной группы имеет вид ns 2 , где n – номер периода, в котором находится элемент.

Вследствие особенностей электронного строения металлов IIA группы, данные элементы, помимо нуля, способны иметь только одну единственную степень окисления, равную +2. Простые вещества, образованные элементами IIA группы, при участии в любых химических реакциях способны только окисляться, т.е. отдавать электроны:

Ме 0 – 2e — → Ме +2

Кальций, стронций, барий и радий обладают крайне высокой химической активностью. Простые вещества, образованные ими, являются очень сильными восстановителями. Также сильным восстановителем является магний. Восстановительная активность металлов подчиняется общим закономерностям периодического закона Д.И. Менделеева и увеличивается вниз по подгруппе.

Взаимодействие с простыми веществами

с кислородом

Без нагревания бериллий и магний не реагируют ни с кислородом воздуха, ни с чистым кислородом ввиду того, что покрыты тонкими защитными пленками, состоящими соответственно из оксидов BeO и MgO. Их хранение не требует каких-либо особых способов защиты от воздуха и влаги, в отличие от щелочноземельных металлов, которые хранят под слоем инертной по отношению к ним жидкости, чаще всего керосина.

Be, Mg, Ca, Sr при горении в кислороде образуют оксиды состава MeO, а Ba – смесь оксида бария (BaO) и пероксида бария (BaO 2):

2Mg + O 2 = 2MgO

2Ca + O 2 = 2CaO

2Ba + O 2 = 2BaO

Ba + O 2 = BaO 2

Следует отметить, что при горении щелочноземельных металлов и магния на воздухе побочно протекает также реакция этих металлов с азотом воздуха, в результате которой, помимо соединений металлов с кислородом, образуются также нитриды c общей формулой Me 3 N 2 .

с галогенами

Бериллий реагирует с галогенами только при высоких температурах, а остальные металлы IIA группы — уже при комнатной температуре:

Мg + I 2 = MgI 2 – иодид магния

Са + Br 2 = СаBr 2 – бромид кальция

Ва + Cl 2 = ВаCl 2 – хлорид бария

с неметаллами IV–VI групп

Все металлы IIA группы реагируют при нагревании со всеми неметаллами IV–VI групп, но в зависимости от положения металла в группе, а также активности неметаллов требуется различная степень нагрева. Поскольку бериллий является среди всех металлов IIA группы наиболее химически инертным, при проведении его реакций с неметаллами требуется существенно бо льшая температура.

Следует отметить, что при реакции металлов с углеродом могут образовываться карбиды разной природы. Различают карбиды, относящиеся к метанидам и условно считающимися производными метана, в котором все атомы водорода замещены на металл. Они так же, как и метан, содержат углерод в степени окисления -4, и при их гидролизе или взаимодействии с кислотами-неокислителями одним из продуктов является метан. Также существует другой тип карбидов – ацетилениды, которые содержат ион C 2 2- , фактически являющийся фрагментом молекулы ацетилена. Карбиды типа ацетиленидов при гидролизе или взаимодействии с кислотами-неокислителями образуют ацетилен как один из продуктов реакции. То, какой тип карбида – метанид или ацетиленид — получится при взаимодействии того или иного металла с углеродом, зависит от размера катиона металла. С ионами металлов, обладающих малым значением радиуса, образуются, как правило, метаниды, с ионами более крупного размера – ацетилениды. В случае металлов второй группы метанид получается при взаимодействии бериллия с углеродом:

Остальные металлы II А группы образуют с углеродом ацетилениды:

С кремнием металлы IIA группы образуют силициды — соединения вида Me 2 Si, с азотом – нитриды (Me 3 N 2), фосфором – фосфиды (Me 3 P 2):

с водородом

Все щелочноземельные металлы реагируют при нагревании с водородом. Для того чтобы магний прореагировал с водородом, одного нагрева, как в случае со щелочноземельными металлами, недостаточно, требуется, помимо высокой температуры, также и повышенное давление водорода. Бериллий не реагирует с водородом ни при каких условиях.

Взаимодействие со сложными веществами

с водой

Все щелочноземельные металлы активно реагируют с водой с образованием щелочей (растворимых гидроксидов металлов) и водорода. Магний реагирует с водой лишь при кипячении вследствие того, что при нагревании в воде растворяется защитная оксидная пленка MgO. В случае бериллия защитная оксидная пленка очень стойкая: с ним вода не реагирует ни при кипячении, ни даже при температуре красного каления:

c кислотами-неокислителями

Все металлы главной подгруппы II группы реагируют с кислотами-неокислителями, поскольку находятся в ряду активности левее водорода. При этом образуются соль соответствующей кислоты и водород. Примеры реакций:

Ве + Н 2 SO 4(разб.) = BeSO 4 + H 2

Mg + 2HBr = MgBr 2 + H 2

Ca + 2CH 3 COOH = (CH 3 COO) 2 Ca + H 2

c кислотами-окислителями

− разбавленной азотной кислотой

С разбавленной азотной кислотой реагируют все металлы IIA группы. При этом продуктами восстановления вместо водорода (как в случае кислот-неокислителей) являются оксиды азота, преимущественно оксид азота (I) (N 2 O), а в случае сильно разбавленной азотной кислоты – нитрат аммония (NH 4 NO 3):

4Ca + 10HNO 3( разб .) = 4Ca(NO 3) 2 + N 2 O + 5H 2 O

4Mg + 10HNO 3(сильно разб.) = 4Mg(NO 3) 2 + NН 4 NO 3 + 3H 2 O

− концентрированной азотной кислотой

Концентрированная азотная кислота при обычной (или низкой) температуре пассивирует бериллий, т.е. в реакцию с ним не вступает. При кипячении реакция возможна и протекает преимущественно в соответствии с уравнением:

Магний и щелочноземельные металлы реагируют с концентрированной азотной кислотой с образованием большого спектра различных продуктов восстановления азота.

− концентрированной серной кислотой

Бериллий пассивируется концентрированной серной кислотой, т.е. не реагирует с ней в обычных условиях, однако реакция протекает при кипячении и приводит к образованию сульфата бериллия, диоксида серы и воды:

Be + 2H 2 SO 4 → BeSO 4 + SO 2 + 2H 2 O

Барий также пассивируется концентрированной серной кислотой вследствие образования нерастворимого сульфата бария, но реагирует с ней при нагревании, сульфат бария растворяется при нагревании в концентрированной серной кислоте благодаря его превращению в гидросульфат бария.

Остальные металлы главной IIA группы реагируют с концентрированной серной кислотой при любых условиях, в том числе на холоду. Восстановление серы может происходить до SO 2 , H 2 S и S в зависимости от активности металла, температуры проведения реакции и концентрации кислоты:

Mg + H 2 SO 4( конц .) = MgSO 4 + SO 2 + H 2 O

3Mg + 4H 2 SO 4( конц .) = 3MgSO 4 + S↓ + 4H 2 O

4Ca + 5H 2 SO 4( конц .) = 4CaSO 4 +H 2 S + 4H 2 O

с щелочами

Магний и щелочноземельные металлы со щелочами не взаимодействуют, а бериллий легко реагирует как растворами щелочей, так и с безводными щелочами при сплавлении. При этом при осуществлении реакции в водном растворе в реакции участвует также и вода, а продуктами являются тетрагидроксобериллаты щелочных или щелочноземельных металлов и газообразный водород:

Be + 2KOH + 2H 2 O = H 2 + K 2 — тетрагидроксобериллат калия

При осуществлении реакции с твердой щелочью при сплавлении образуются бериллаты щелочных или щелочноземельных металлов и водород

Be + 2KOH = H 2 + K 2 BeO 2 — бериллат калия

с оксидами

Щелочноземельные металлы, а также магний могут восстанавливать менее активные металлы и некоторые неметаллы из их оксидов при нагревании, например:

Метод восстановления металлов из их оксидов магнием называют магниетермией.

Если в периодической таблице элементов Д.И.Менделеева провести диагональ от бериллия к астату, то слева внизу по диагонали будут находиться элементы-металлы (к ним же относятся элементы побочных подгрупп, выделены синим цветом), а справа вверху – элементы-неметаллы (выделены желтым цветом). Элементы, расположенные вблизи диагонали – полуметаллы или металлоиды (B, Si, Ge, Sb и др.), обладают двойственным характером (выделены розовым цветом).

Как видно из рисунка, подавляющее большинство элементов являются металлами.

По своей химической природе металлы – это химические элементы, атомы которых отдают электроны с внешнего или предвнешнего энергетического уровней, образуя при этом положительно заряженные ионы.

Практически все металлы имеют сравнительно большие радиусы и малое число электронов (от 1 до 3) на внешнем энергетическом уровне. Для металлов характерны низкие значения электроотрицательности и восстановительные свойства.

Наиболее типичные металлы расположены в начале периодов (начиная со второго), далее слева направо металлические свойства ослабевают. В группе сверху вниз металлические свойства усиливаются, т.к увеличивается радиус атомов (за счет увеличения числа энергетических уровней). Это приводит к уменьшению электроотрицательности (способности притягивать электроны) элементов и усилению восстановительных свойств (способность отдавать электроны другим атомам в химических реакциях).

Типичными металлами являются s-элементы (элементы IА-группы от Li до Fr. элементы ПА-группы от Мg до Rа). Общая электронная формула их атомов ns 1-2 . Для них характерны степени окисления + I и +II соответственно.

Небольшое число электронов (1-2) на внешнем энергетическом уровне атомов типичных металлов предполагает легкую потерю этих электронов и проявление сильных восстановительных свойств, что отражают низкие значения электроотрицательности. Отсюда вытекает ограниченность химических свойств и способов получения типичных металлов.

Характерной особенностью типичных металлов является стремление их атомов образовывать катионы и ионные химические связи с атомами неметаллов. Соединения типичных металлов с неметаллами — это ионные кристаллы «катион металлаанион неметалла», например К + Вг — , Сa 2+ О 2-. Катионы типичных металлов входят также в состав соединений со сложными анионами — гидроксидов и солей, например Мg 2+ (OН —) 2 , (Li +)2СO 3 2-.

Металлы А-групп, образующие диагональ амфотерности в Периодической системе Ве-Аl-Gе-Sb-Ро, а также примыкающие к ним металлы (Gа, In, Тl, Sn, Рb, Вi) не проявляют типично металлических свойств. Общая электронная формула их атомов ns 2 np 0-4 предполагает большее разнообразие степеней окисления, большую способность удерживать собственные электроны, постепенное понижение их восстановительной способности и появление окислительной способности, особенно в высоких степенях окисления (характерные примеры — соединения Тl III , Рb IV , Вi v). Подобное химическое поведение характерно и для большинства (d-элементов, т. е. элементов Б-групп Периодической системы (типичные примеры — амфотерные элементы Сr и Zn).

Это проявление двойственности (амфотерности) свойств, одновременно металлических (основных) и неметаллических, обусловлено характером химической связи. В твердом состоянии соединения нетипичных металлов с неметаллами содержат преимущественно ковалентные связи (но менее прочные, чем связи между неметаллами). В растворе эти связи легко разрываются, а соединения диссоциируют на ионы (полностью или частично). Например, металл галлий состоит из молекул Ga 2 , в твердом состоянии хлориды алюминия и ртути (II) АlСl 3 и НgСl 2 содержат сильно ковалентные связи, но в растворе АlСl 3 диссоциирует почти полностью, а НgСl 2 — в очень малой степени (да и то на ионы НgСl + и Сl —).

Общие физические свойства металлов

Благодаря наличию свободных электронов («электронного газа») в кристаллической решетке все металлы проявляют следующие характерные общие свойства:

1) Пластичность — способность легко менять форму, вытягиваться в проволоку, прокатываться в тонкие листы.

2) Металлический блеск и непрозрачность. Это связано со взаимодействием свободных электронов с падающими на металл светом.

3) Электропроводность . Объясняется направленным движением свободных электронов от отрицательного полюса к положительному под влиянием небольшой разности потенциалов. При нагревании электропроводность уменьшается, т.к. с повышением температуры усиливаются колебания атомов и ионов в узлах кристаллической решетки, что затрудняет направленное движение «электронного газа».

4) Теплопроводность. Обусловлена высокой подвижностью свободных электронов, благодаря чему происходит быстрое выравнивание температуры по массе металла. Наибольшая теплопроводность — у висмута и ртути.

5) Твердость. Самый твердый – хром (режет стекло); самые мягкие – щелочные металлы – калий, натрий, рубидий и цезий – режутся ножом.

6) Плотность. Она тем меньше, чем меньше атомная масса металла и больше радиус атома. Самый легкий — литий (ρ=0,53 г/см3); самый тяжелый – осмий (ρ=22,6 г/см3). Металлы, имеющие плотность менее 5 г/см3 считаются «легкими металлами».

7) Температуры плавления и кипения. Самый легкоплавкий металл – ртуть (т.пл. = -39°C), самый тугоплавкий металл – вольфрам (t°пл. = 3390°C). Металлы с t°пл. выше 1000°C считаются тугоплавкими, ниже – низкоплавкими.

Общие химические свойства металлов

Сильные восстановители: Me 0 – nē → Me n +

Ряд напряжений характеризует сравнительную активность металлов в окислительно-восстановительных реакциях в водных растворах.

I. Реакции металлов с неметаллами

1) С кислородом:
2Mg + O 2 → 2MgO

2) С серой:
Hg + S → HgS

3) С галогенами:
Ni + Cl 2 – t° → NiCl 2

4) С азотом:
3Ca + N 2 – t° → Ca 3 N 2

5) С фосфором:
3Ca + 2P – t° → Ca 3 P 2

6) С водородом (реагируют только щелочные и щелочноземельные металлы):
2Li + H 2 → 2LiH

Ca + H 2 → CaH 2

II. Реакции металлов с кислотами

1) Металлы, стоящие в электрохимическом ряду напряжений до H восстанавливают кислоты-неокислители до водорода:

Mg + 2HCl → MgCl 2 + H 2

2Al+ 6HCl → 2AlCl 3 + 3H 2

6Na + 2H 3 PO 4 → 2Na 3 PO 4 + 3H 2 ­

2) С кислотами-окислителями:

При взаимодействии азотной кислоты любой концентрации и концентрированной серной с металлами водород никогда не выделяется!

Zn + 2H 2 SO 4(К) → ZnSO 4 + SO 2 + 2H 2 O

4Zn + 5H 2 SO 4(К) → 4ZnSO 4 + H 2 S + 4H 2 O

3Zn + 4H 2 SO 4(К) → 3ZnSO 4 + S + 4H 2 O

2H 2 SO 4(к) + Сu → Сu SO 4 + SO 2 + 2H 2 O

10HNO 3 + 4Mg → 4Mg(NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O

4HNO 3 (к) + Сu → Сu (NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

III. Взаимодействие металлов с водой

1) Активные (щелочные и щелочноземельные металлы) образуют растворимое основание (щелочь) и водород:

2Na + 2H 2 O → 2NaOH + H 2

Ca+ 2H 2 O → Ca(OH) 2 + H 2

2) Металлы средней активности окисляются водой при нагревании до оксида:

Zn + H 2 O – t° → ZnO + H 2 ­

3) Неактивные (Au, Ag, Pt) — не реагируют.

IV. Вытеснение более активными металлами менее активных металлов из растворов их солей:

Cu + HgCl 2 → Hg+ CuCl 2

Fe+ CuSO 4 → Cu+ FeSO 4

В промышленности часто используют не чистые металлы, а их смеси - сплавы , в которых полезные свойства одного металла дополняются полезными свойствами другого. Так, медь обладает невысокой твердостью и малопригодна для изготовления деталей машин, сплавы же меди с цинком (латунь ) являются уже достаточно твердыми и широко используются в машиностроении. Алюминий обладает высокой пластичностью и достаточной легкостью (малой плотностью), но слишком мягок. На его основе готовят сплав с магнием, медью и марганцем — дуралюмин (дюраль), который, не теряя полезных свойств алюминия, приобретает высокую твердость и становится пригодным в авиастроении. Сплавы железа с углеродом (и добавками других металлов) — это широко известные чугун и сталь.

Металлы в свободном виде являются восстановителями. Однако реакционная способность некоторых металлов невелика из-за того, что они покрыты поверхностной оксидной пленкой , в разной степени устойчивой к действию таких химических реактивов, как вода, растворы кислот и щелочей.

Например, свинец всегда покрыт оксидной пленкой, для его перехода в раствор требуется не только воздействие реактива (например, разбавленной азотной кислоты), но и нагревание. Оксидная пленка на алюминии препятствует его реакции с водой, но под действием кислот и щелочей разрушается. Рыхлая оксидная пленка (ржавчина ), образующаяся на поверхности железа во влажном воздухе, не мешает дальнейшему окислению железа.

Под действием концентрированных кислот на металлах образуется устойчивая оксидная пленка. Это явление называется пассивацией . Так, в концентрированной серной кислоте пассивируются (и после этого не реагируют с кислотой) такие металлы, как Ве, Вi, Со, Fе, Мg и Nb, а в концентрированной азотной кислоте — металлы А1, Ве, Вi, Со, Сг, Fе, Nb, Ni, РЬ, Тh и U.

При взаимодействии с окислителями в кислых растворах большинство металлов переходит в катионы, заряд которых определяется устойчивой степенью окисления данного элемента в соединениях (Nа + , Са 2+ ,А1 3+ ,Fе 2+ и Fе 3+)

Восстановительная активность металлов в кислом растворе передается рядом напряжений. Большинство металлов переводится в раствор соляной и разбавленной серной кислотами, но Сu, Аg и Нg — только серной (концентрированной) и азотной кислотами, а Рt и Аи — «царской водкой».

Коррозия металлов

Нежелательным химическим свойством металлов является их , т. е. активное разрушение (окисление) при контакте с водой и под воздействием растворенного в ней кислорода (кислородная коррозия). Например, широко известна коррозия железных изделий в воде, в результате чего образуется ржавчина, и изделия рассыпаются в порошок.

Коррозия металлов протекает в воде также из-за присутствия растворенных газов СО 2 и SО 2 ; создается кислотная среда, и катионы Н + вытесняются активными металлами в виде водорода Н 2 (водородная коррозия ).

Особенно коррозионно-опасным может быть место контакта двух разнородных металлов (контактная коррозия). Между одним металлом, например Fе, и другим металлом, например Sn или Сu, помещенными в воду, возникает гальваническая пара. Поток электронов идет от более активного металла, стоящего левее в ряду напряжений (Ре), к менее активному металлу (Sn, Сu), и более активный металл разрушается (корродирует).

Именно из-за этого ржавеет луженая поверхность консервных банок (железо, покрытое оловом) при хранении во влажной атмосфере и небрежном обращении с ними (железо быстро разрушается после появления хотя бы небольшой царапины, допускающей контакт железа с влагой). Напротив, оцинкованная поверхность железного ведра долго не ржавеет, поскольку даже при наличии царапин корродирует не железо, а цинк (более активный металл, чем железо).

Сопротивление коррозии для данного металла усиливается при его покрытии более активным металлом или при их сплавлении ; так, покрытие железа хромом или изготовление сплава железа с хромом устраняет коррозию железа. Хромированное железо и сталь, содержащая хром (нержавеющая сталь ), имеют высокую коррозионную стойкость.

электрометаллургия , т. е. получение металлов электролизом расплавов (для наиболее активных металлов) или растворов солей;

пирометаллургия , т. е. восстановление металлов из руд при высокой температуре (например, получение железа в доменном процессе);

гидрометаллургия , т. е. выделение металлов из растворов их солей более активными металлами (например, получение меди из раствора СuSO 4 действием цинка, железа или алюминия).

В природе иногда встречаются самородные металлы (характерные примеры — Аg, Аu, Рt, Нg), но чаще металлы находятся в виде соединений (металлические руды ). По распространенности в земной коре металлы различны: от наиболее распространенных — Аl, Nа, Са, Fе, Мg, К, Тi) до самых редких — Вi, In, Аg, Аu, Рt, Rе.

Химические свойства вещества зависят не только от того, из каких химических элементов оно состоит, но и от структуры молекул вещества (структурная изомерия) и от пространственной конфигурации молекул (конформация , стереоизомерия). Как правило, вещества, имеющие одинаковый состав и структуру, имеют и одинаковые химические свойства, за исключением реакций с веществами другой пространственной конфигурации. Это различие особенно важно в биохимии , например, способность белка к реакции с другими биологически активными веществами может зависеть от способа его сворачивания .

Примеры химических свойств

См. также

Примечания

Wikimedia Foundation . 2010 .

Смотреть что такое "Химические свойства" в других словарях:

Химические свойства - – определяют способность материала к химическим превращениям при контакте с веществами внешней среды (в том числе агрессивной), к сохранению состава и структуры в условиях инертной окружающей среды, химическому взаимодействию компонентов… …

химические свойства - — EN chemical property Properties of a substance depending on the arrangement of the atoms in the molecule, e.g. bio availability, degradability, persistence, etc. (Source: RRDA)… …

химические свойства - – совокупность электромагнитных взаимодействий между химическими элементами, приводящих к образованию равновесных устойчивых систем (молекул, ионов, радикалов). Словарь по аналитической химии … Химические термины

химические свойства - cheminės savybės statusas T sritis automatika atitikmenys: angl. chemical properties vok. chemische Eigenschaften, f rus. химические свойства, n pranc. propriétés chimiques, f … Automatikos terminų žodynas

Химические свойства спиртов это химические реакции спиртов во взаимодействии с другими веществами. Они определяются в основном наличием гидроксильной группы и строением углеводородной цепи, а также их взаимным влиянием: Чем больше… … Википедия

Физико-химические свойства - – характеризуют влияние физического состояния материала на протекание определенных химических процессов (например, степень дисперсности материала влияет на кинетику химических реакций). [Косых, А. В. Искусственные и природные строительные… … Энциклопедия терминов, определений и пояснений строительных материалов

Физико-химические свойства огнеупорного сырья - [огнеупора] –совокупность химического и/или зернового состава огнеупорного сырья [огнеупора], его термомеханических и теплофизических свойств, определяющих область применения. [ГОСТ Р 52918 2008] Рубрика термина: Сырье Рубрики энциклопедии … Энциклопедия терминов, определений и пояснений строительных материалов

Значимость предмета статьи поставлена под сомнение. Пожалуйста, покажите в статье значимость её предмета, добавив в неё доказательства значимости по частным критериям значимости или, в случае если частные критерии значимости для… … Википедия

физические и химические свойства - fizikinės ir cheminės savybės statusas T sritis automatika atitikmenys: angl. physicochemical properties vok. physikalish chemische Eigenschaften, f rus. физические и химические свойства, n pranc. propriétés physico chimiques, f … Automatikos terminų žodynas

физико-химические свойства - — [А.С.Гольдберг. Англо русский энергетический словарь. 2006 г.] Тематики энергетика в целом EN physicochemical properties … Справочник технического переводчика

Книги

• Физико-химические свойства полупроводниковых веществ. Справочник , . В справочнике систематизированы основные свойства чистых неорганических кристаллических, а также некоторых стеклообразных веществ элементарных, двойных, тройных и более сложных…

За последние 200 лет человечество изучило свойства веществ лучше, чем за всю историю развития химии. Естественно, количество веществ так же стремительно растет, это связано, прежде всего, с освоением различных методов получения веществ.

В повседневной жизни мы сталкиваемся с множеством веществ. Среди них – вода, железо, алюминий, пластмасса, сода, соль и множество других. Вещества, существующие в природе, например, кислород и азот, содержащиеся в воздухе, вещества, растворенные в воде, и имеющие природное происхождение, называются природными веществами. Алюминия, цинка, ацетона, извести, мыла, аспирина, полиэтилена и многих других веществ в природе не существует.

Их получают в лаборатории, и производит промышленность. Искусственные вещества не встречаются в природе, их создают из природных веществ. Некоторые вещества, существующие в природе, можно получить и в химической лаборатории.

Так, при нагревании марганцовки выделяется кислород, а при нагревании мела – углекислый газ. Ученые научились превращать графит в алмаз, выращивают кристаллы рубина, сапфира и малахита. Итак, наряду с веществами природного происхождения существует огромное множество и искусственно созданных веществ, не встречающихся в природе.

Вещества, не встречающиеся в природе, производятся на различных предприятиях: фабриках, заводах, комбинатах и т.п.

В условиях исчерпания природных ресурсов нашей планеты, сейчас перед химиками стоит важная задача: разработать и внедрить методы, при помощи которых можно искусственно, в условиях лаборатории, или промышленного производства, получать вещества, являющиеся аналогами природных веществ. Например, запасы топливных ископаемых в природе на исходе.

Может настать тот момент, когда нефть и природный газ закончатся. Уже сейчас ведутся разработки новых видов топлива, которые были бы такими же эффективными, но не загрязняли окружающую среду. На сегодняшний день человечество научилось искусственно получать различные драгоценные камни, например, алмазы, изумруды, бериллы.

Агрегатное состояние вещества

Вещества могут существовать в нескольких агрегатных состояниях, три из которых вам известны: твердое, жидкое, газообразное. Например, вода в природе существует во всех трех агрегатных состояниях: твердом (в виде льда и снега), жидком (жидкая вода) и газообразном (водяной пар). Известны вещества, которые не могут существовать в обычных условиях во всех трех агрегатных состояниях. Например, таким веществом является углекислый газ. При комнатной температуре это газ без запаха и цвета. При температуре –79°С данное вещество «замерзает» и переходит в твердое агрегатное состояние. Бытовое (тривиальное) название такого вещества «сухой лед» . Такое название дано этому веществу из-за того, что «сухой лед» превращается в углекислый газ без плавления, то есть, без перехода в жидкое агрегатное состояние, которое присутствует, например, у воды.

Таким образом, можно сделать важный вывод. Вещество при переходе из одного агрегатного состояния в другое не превращается в другие вещества. Сам процесс некоего изменения, превращения, называется явлением.

Физические явления. Физические свойства веществ.

Явления, при которых вещества изменяют агрегатное состояние, но при этом не превращаются в другие вещества, называют физическими. Каждое индивидуальное вещество обладает определенными свойствами. Свойства веществ могут быть различными или сходными друг с другом. Каждое вещество описывают при помощи набора физических и химических свойств. Рассмотрим в качестве примера воду. Вода замерзает и превращается в лед при температуре 0°С, а закипает и превращается в пар при температуре +100°С. Данные явления относятся к физическим, так как вода не превратилась в другие вещества, происходит только изменение агрегатного состояния. Данные температуры замерзания и кипения – это физические свойства, характерные именно для воды.

Свойства веществ, которые определяют измерениями или визуально при отсутствии превращения одних веществ в другие, называют физическими

Испарение спирта, как и испарение воды – физические явления, вещества при этом изменяют агрегатное состояние. После проведения опыта можно убедиться, что спирт испаряется быстрее, чем вода – это физические свойства этих веществ.

К основным физическим свойствам веществ можно отнести следующие: агрегатное состояние, цвет, запах, растворимость в воде, плотность, температура кипения, температура плавления, теплопроводность, электропроводность. Такие физические свойства как цвет, запах, вкус, форма кристаллов, можно определить визуально, с помощью органов чувств, а плотность, электропроводность, температуру плавления и кипения определяют измерением. Сведения о физических свойствах многих веществ собраны в специальной литературе, например, в справочниках. Физические свойства вещества зависят от его агрегатного состояния. Например, плотность льда, воды и водяного пара различна.

Газообразный кислород бесцветный, а жидкий – голубой Знание физических свойств помогает «узнавать» немало веществ. Например, медь – единственный металл красного цвета. Соленый вкус имеет только поваренная соль. Иод – почти черное твердое вещество, которое при нагревании превращается в фиолетовый пар. В большинстве случаев для определения вещества нужно рассматривать несколько его свойств. В качестве примера охарактеризуем физические свойства воды:

• цвет – бесцветная (в небольшом объеме)
• запах – без запаха
• агрегатное состояние – при обычных условиях жидкость
• плотность – 1 г/мл,
• температура кипения – +100°С
• температура плавления – 0°С
• теплопроводность – низкая
• электропроводность – чистая вода электричество не проводит

Кристаллические и аморфные вещества

При описании физических свойств твердых веществ принято описывать структуру вещества. Если рассмотреть образец поваренной соли под увеличительным стеклом, можно заметить, что соль состоит из множества мельчайших кристаллов. В соляных месторождениях можно встретить и весьма крупные кристаллы. Кристаллы – твердые тела, имеющие форму правильных многогранников Кристаллы могут иметь различную форму и размер. Кристаллы некоторых веществ, таких как поваренная соль – хрупкие, их легко разрушить . Существуют кристаллы довольно твердые. Например, одним из самых твердых минералов считается алмаз. Если рассматривать кристаллы поваренной соли под микроскопом, можно заметить, что все они имеют похожее строение. Если же рассмотреть, например, частицы стекла, то все они будут иметь различное строение – такие вещества называют аморфными. К аморфным веществам относят стекло, крахмал, янтарь, пчелиный воск. Аморфные вещества – вещества, не имеющие кристаллического строения

Химические явления. Химическая реакция.

Если при физических явлениях вещества, как правило, лишь изменяют агрегатное состояние, то при химических явлениях происходит превращение одних веществ в другие вещества. Приведем несколько простых примеров: горение спички сопровождается обугливанием древесины и выделением газообразных веществ, то есть, происходит необратимое превращение древесины в другие вещества. Другой пример: со временем бронзовые скульптуры покрываются налетом зеленого цвета. Дело в том, что в состав бронзы входит медь. Этот металл медленно взаимодействует с кислородом, углекислым газом и влагой воздуха, в результате на поверхности скульптуры образуются новые вещества зеленого цвета Химические явления – явления превращений одних веществ в другие Процесс взаимодействия веществ с образованием новых веществ называют химической реакцией. Химические реакции происходят повсеместно вокруг нас. Химические реакции происходят и в нас самих. В нашем организме непрерывно происходят превращения множества веществ, вещества реагируют друг с другом, образуя продукты реакции. Таким образом, в химической реакции всегда есть реагирующие вещества, и вещества, образовавшиеся в результате реакции.

• Химическая реакция – процесс взаимодействия веществ, в результате которого образуются новые вещества с новыми свойствами
• Реагенты – вещества, вступающие в химическую реакцию
• Продукты – вещества, образовавшиеся в результате химической реакции

Химическая реакция изображается в общем виде схемой реакции РЕАГЕНТЫ -> ПРОДУКТЫ

• реагенты – исходные вещества, взятые для проведения реакции;
• продукты – новые вещества, образовавшиеся в результате протекания реакции.

Любые химические явления (реакции) сопровождаются определенными признаками, при помощи которых химические явления можно отличить от физических. К таким признакам можно отнести изменение окраски веществ, выделение газа, образование осадка, выделение тепла, излучение света.

Многие химические реакции сопровождаются выделением энергии в виде тепла и света. Как правило, такими явлениями сопровождаются реакции горения. В реакциях горения на воздухе вещества реагируют с кислородом, содержащимся в воздухе. Так, например, металл магний вспыхивает и горит на воздухе ярким слепящим пламенем. Именно поэтому вспышку магния использовали при создании фотографий в первой половине ХХ века. В некоторых случаях возможно выделение энергии в виде света, но без выделения тепла. Один из видов тихоокеанского планктона способен испускать ярко-голубой свет, хорошо заметный в темноте. Выделение энергии в виде света – результат химической реакции, которая протекает в организмах данного вида планктона.

Итог статьи:

• Существуют две большие группы веществ: вещества природного и искусственного происхождения
• В обычных условиях вещества могут находиться в трех агрегатных состояниях
• Свойства веществ, которые определяют измерениями или визуально при отсутствии превращения одних веществ в другие, называют физическими
• Кристаллы – твердые тела, имеющие форму правильных многогранников
• Аморфные вещества – вещества, не имеющие кристаллического строение
• Химические явления – явления превращений одних веществ в другие
• Реагенты – вещества, вступающие в химическую реакцию
• Продукты – вещества, образующиеся в результате химической реакции
• Химические реакции могут сопровождаться выделением газа, осадка, тепла, света; изменением окраски веществ
• Горение – сложный физико-химический процесс превращения исходных веществ в продукты сгорания в ходе химической реакции, сопровождающийся интенсивным выделением тепла и света (пламени)

Бог дал человеку железо, а черт подсунул ржавчину.

Поговорка

Изменение свойств в декадах. Поскольку для d-элементов характерныположительные ст.ок., то в виде простых веществ они проявляют восстановительные свойства, которые в водных растворах характеризуются значением редокс-потенциалом E . 0 В декадах слева направо его значение, коррелируя с величиной I 1 ,растет , но при переходе к марганцу и к подгруппе цинка, несмотря на резкое увеличение I 1 , снижается из-за уменьшения значения I 2 и понижения энергии кристаллической решетки при переходе к данным металлам (от расположенных левее их в периодической таблице).

В компактном состоянии при об.у. даже М первой декады, имеющие отрицательные значения E (0 от Sc до Mn E 0 < −0,90 B), с водой не реагируют вследствие образованияпассивирующих оксидных пленок на их поверхности. Однако при температуре красного каления и менее активные металлы (железо, никель, аналоги ванадия и титана) вытесняют водород из воды. Реакционная способность М также резко возрастает при переведении их вмелкодисперсное состояние, например, порошки марганца и хрома взаимодействуют с водой при об.у. (с образованием MnO 2 и Cr 2 O 3).

Из разбавленных растворов кислот вытесняют водород все металлы первой декады, для которых E 0 < 0, кроме ванадия. Наиболее активные М: цинк и марганец – растворяются даже в уксусной кислоте, а медь (в ряду напряжений стоит правее водорода) лишь в т.н. кислотах-окислителях. При указанных взаимодействиях только Sc и Тi образуют соединения в ст.ок. (+3), остальные – в (+2), хотя хром(II) и (гораздо медленнее) железо(II) на воздухе затем окисляются до (+3).

Аномальная пассивность ванадия (E 0 = −1,20 В) в разбавленных кислотах объясняетсяособой плотностью его оксидной пленки. Она растворяется лишь в HF или концентрированной HNO , 3 с которыми и реагирует данный металл:

V + HNO 3 = HVO 3 + NO.

Другие активные М в зависимости отрастворимости их оксидной пленки в концентрированной азотной кислоте или реагируют с ней, восстанавливая азот до (-3) (это цинк, марганец и подгруппа скандия), или пассивируются ею за счет утолщения оксидной пленки, как, например, Cr 124 .

Пассивацию можно провести и искусственно. Так, обработка хрома (находящегося в ряду напряжений между цинком и железом) концентрированной азотной кислотой повышает его потенциал с –0,56 В до +1,2 В, т.е. делает Cr почти таким же благородным, как Pt. (Особенно легко дезактивируется хром в составе нержавеющей стали и других сплавов 125 .) Концентрированные H 2 SO 4 и HNO 3 пассивируют и железо.

Кобальт и никель сходны с Fe по химической активности из-за близости радиусов атомов (поэтому объединяются в семейство железа ). Однако, если с разбавленными HCl и H 2 SO 4 железо реагирует при об.у., то Co и Ni при нагревании. Кроме того, они дезактивируются азотной кислотой в меньшей степени, чем железо, вследствие большей растворимости их оксидов в данной кислоте.

Отметим, что для элементов второй и третьей декад характер изменения величины E 0 сохраняется примерно таким же, как в первой.

Изменения свойств в подгруппах. Значение I 1 в d-подгруппах, в основном,растет и повышается прочность связей в решетке М (сравните т.пл.). Как следствие (в отличие от главных подгрупп и подгруппы Sc) величина E 0 становится более положительной, и реакционная способность металловуменьшается .

Так, в IБ подгруппе, если медь растворяется в концентрированной серной кислоте при об.у., то серебро лишь при t > 160 0 C. Однако серебро, как и медь, прикомнатной температуре взаимодействует с азотной кислотой, а золото –только с «царской водкой» (а также с селеновой кислотой (см. выше) и с хлорной водой в присутствии HCl).

Во IIБ подгруппе Zn растворим даже в уксусной кислоте, Cd – в HCl, a Hg (E 0 > 0) лишь в HNO (3 при недостатке кислоты окисление идет до Hg , 2 2 + а при избытке – до Hg). 2 +

Аналогично в VIIБ подгруппе – Mn реагирует и с CH COOH 3 , а Tc и Rе (значения их

Е 0: 0,47 В и 0,37 В соответственно), при об.у. растворяются лишь в кислотах-окислителях, например, в азотной (продукты NO и HЭO 4).

В VIIIБ подгруппе металлы семейства железа все взаимодействуют с разбавленными кислотами. А их аналоги, т.е. платиновые металлы (E 0 > 0) окисляются лишь вжестких условиях, причем, близость их радиусов обусловливает большоесходство в химическом поведении, но есть иразличия .

Так, наиболее активный из них – палладий – относится к кислотам, как и серебро; а родий и иридий, в отличие от остальных, не растворяются даже в «царской водке» 126 . Они реагируют с раствором хлорида натрия, насыщенным хлором, при температуре красного каления за счет образованияустойчивых комплексов Na 3 [ЭCl 6 ]. Однако в виде черни эти металлы легко взаимодействуют с горячей серной кислотой и даже с хлороводородной в присутствии кислорода. Отметим, что в этих условиях осмий за счет большого сродства к кислороду (?) растворяется и в компактном виде.

В IV, V и VI побочных подгруппах у М второй и третьей декад E 0 < 0 , но за счет влиянияплотной оксидной пленки на их поверхности они реагируют с кислотами только в жестких условиях. Так, Zr и Hf растворимы лишь в кислотах-комплексантах: в горячей серной кислоте (продукт – H 2 [Э(SO 4) ] 3) и во фтороводородной (H 4 [ЭF 8 ]); молибден взаимодействует только с кислотами-окислителями при нагревании, а вольфрам, ниобий и тантал – лишь со смесью HF и HNO (3 продукты NO и H 2 WF 8 или H 2 ЭF 7 соответственно).

Итак, независимо от того, есть наложение кинетического фактора (пассивирующей пленки) или нет, активность d-металлов по отношению к кислотам в подгруппах снижается. Исключение , как уже отмечалось, составляетподгруппа скандия , в которой нет влияния f-сжатия и характер изменения значений радиуса атома, I 1 и E 0 тот же, что и в главных подгруппах. Как следствие, лантан (в отличие от скандия и иттрия, растворимых при об.у. лишь в кислотах) взаимодействует даже с водой:

La + H 2 O→ La(OH) 3 + H 2 .

Отношение d-металлов к щелочам. Наиболее устойчиво к щелочи серебро 127 , а наименее – цинк: окисляется дажераствором щелочи, восстанавливая водород воды и образуя комплекс 128 − . Остальные d-металлы, если склонны к существованию в анионной форме, реагируют со щелочами (или содой)при сплавлении , например:

Ti⎫ ⎧Na 2 TiO 3 ⎬ + NaOH→ H 2 + ⎨ .

⎭ ⎩Na 3 VO 4

В случае других необходимо наличие окислителя :

Cr + NaNO 3 + NaOH→ Na 2 CrO 4 + NaNO 2 ,

O 2 + Na 2 CO 3 → Na 2 WO 4 + CO 2 .

Причем W и Мо взаимодействуют со щелочью активнее, чем Cr, т.к. их поверхность в ходе реакции покрывается более кислотным оксидом (ЭO), 3 чем в случае хрома (Cr 2 O 3).

Взаимодействие d-металлов с простыми веществами. Коррозия. При комнатных условиях лишь фтор окисляет большинство d-металлов, кроме благородных (но реакции с Cu, Ni, Fe (как и с Pb, Al) ограничиваются образованием защитных пленок фторидов). Кроме того, при об.у. золото взаимодействует с бромом, а ртуть – с иодом и серой за счет образования термодинамически оченьустойчивых продуктов: AuBr , 3 HgI 2 и HgS (см. раздел «Галогены»).

На воздухе в мелкодисперсном состоянии достаточно активные металлы (Ti, Cr, Mn, Fe, Co, Ni) пирофорны 2 (т.е. загораются при пересыпании на воздухе), но в компактном виде большинство М устойчиво за счет пассивации. Особенноплотные поверхностные пленки образуют металлы подгруппы ванадия и титана, поэтому они обладают высокой коррозионной стойкостью (даже в морской воде).

Другие металлы не так устойчивы. Под действием компонентов воздуха (каких?) медленно идет коррозия цинка и меди (с образованием Э 2 (OH) 2 CO 3); темнеет даже серебро, покрываясь сульфидом (под совокупным воздействием O 2 , H 2 O и H 2 S ; какова роль каждого из них?).

Особенно быстро корродирует железо. Правда, в сухой атмосфере его окисление протекает лишь до формирования плотной пассивирующей пленки FeO. Зато в присутствии влаги продукт, полученный по реакции:

Fe + H 2 O→ FeO+ H 2 ,

окисляется кислородом, активированным молекулами H 2 O , до Fe 2 O 3 . При этом вода, сорбированная поверхностью металла, частично растворяя в себе продукты окисления,препятствует формированиюплотной структуры оксида, вследствие чего коррозия железа идетвглубь .

Добавление щелочи снижает окислительный потенциал кислорода, и поэтому процесс идет в меньшей степени. Отметим, что очень чистое железо, хорошо адсорбирующее водород и таким образом пассивирующее свою поверхность, не окисляется.

Техническое железо для защиты от коррозии окрашивают или подвергают лужению, цинкованию, хромированию, никелированию, азотированию (покрытие из Fe 4 N), цементированию (Fe C 3) и другим методам обработки. В частности,остекловывание поверхности металла с помощью лазера в 12 раз повышает коррозионную устойчивость, но при нагревании М выше 200 0 С этот эффект теряется. Более надежный, но дорогой способ борьбы с окислением железа на воздухе – получение нержавеющей стали (18% Cr и 9% Ni).

Однако коррозия – это медленный процесс, а достаточно быстро d-металлы реагируют с неметаллами лишьпри нагревании , даже наиболее активные М подгруппы скандия (окисляясь до (+3)). (Онако от Sc к La активность взаимодействия увеличивается (?), и лантан, например, в хлоре загораетсяпри об.у. )

В случае менее реакционноспособных (?) металлов подгруппы титана требуется большее нагревание (выше 150 0 С). При этом Hf переходит в Hf + 4 , а Ti и Zr могут образовывать продукты внизшей ст.ок.: Ti 2 O 3 , ZrCl 2 и др. Однако они - сильные восстановители, особенно в случае Zr (?) – окисляются на воздухе или дисмутируют:

ZrCl 2 → Zr+ ZrCl 4 .

С еще менее активными металлами подгруппы ванадия реакции идут при t > 400 0 C, причем с образованием продуктов только в высшей ст.ок. (+5).

При переходе к подгруппе хрома реакционная способность М растет (за счет большей летучести оксидов), но от Cr к W снижается (?). Так, хром взаимодействует со всеми Г 2 , молибден не реагирует с I 2 , а вольфрам – и с Br 2 . Причем окисление хрома идет до (+3), а его аналогов - до (+6). (Отметим, что WF – 6 самый тяжелый газ при н.у.)

Аналогичные закономерности наблюдаются и в других подгруппах d-металлов. Так, технеций и рений с иодом не взаимодействуют, а с остальными галогенами - лишь при t > 400 0 C , образуя ЭГ 7 . В то же время марганец окисляется при небольшом нагревании

даже серой и до ст.ок. (+2).

Медь реагирует с влажным хлором при об.у., серебро - при небольшом нагревании, а золото – лишь при t> 200 0 C. Кислород при нагревании действует только на медь (продукт CuO, при более высоких температурах – Cu 2 O (?)), а серебро окисляется (в отличие от золота) озоном (до AgO).

Цинк горит и в CO 2 , а ртуть при об.у. даже оксидной пленкой не покрывается. При нагревании до 300 0 C она образует смесь оксидов HgO и Hg 2 O, которые при t> 400 0 C отщепляют O, переходя в Hg, в то время как температура разложения оксида кадмия равна 1813 0 С, а ZnO – 1950 0 C.

Наиболее химически устойчивы платиновые металлы и золото, но при достаточном нагревании они реагируют почти со всеми неметаллами (Г 2 , O 2 , S, P, As), хотя и с разной активностью иселективностью ; а именно: в периодах слева направо устойчивость к O 2 и F 2 растет, а к Cl 2 и S снижается (в соответствии с электронным строением атомов элементов (?)).

Так, если фтор реагирует с платиной лишь при t > 400 0 C, то хлор – при 250 0 C (продукт PtCl 2). Или если рассматривать взаимодействие с кислородом: осмий в виде черни окисляется на воздухе при об.у. (до OsO 4), рутений – при небольшом нагревании, а остальные – при температуре красного каления. Продукты: IrO 2 , PdO, PtO 2 , Rh 2 O 3 .

(При более сильном нагревании эти оксиды разлагаются, причем, если реакция:

PtO 2 → Pt+ O 2

идет при 500 0 С, то разложение:

RuO 2 → Ru+ O 2

происходит лишь, когда t > 1300 0 C).

Аналогичное увеличение устойчивости металла к кислороду наблюдается и при переходе от железа к никелю (см. табл. 14).

Таблица 14. Характеристика взаимодействия металлов семейства железа с кислородом

Образование твердых растворов. Особенность d-металлов - склонность их за счет большого разнообразия ст.ок. и валентных состояний к формированию соединенийнестехиометрического состава: интерметаллидов (AlNi и др.) или металлидов (Fe S 3 , VN, LaB , ZrC 6 и др.). А такжетвердых растворов , в частности, раствороввнедрения газов. Так, металлы подгруппы скандия и титана поглощают водород при об.у. до состава: ЭH 2 и ЭH (3 при нагревании растворимость Н 2 снижается).

Особым сродством к водороду обладают никель и палладий (1 V Pd растворяет 1000 V H 2), являющиеся поэтому катализаторами реакцийгидрирования . А, например, платина преимущественно сорбирует O 2 (до 700 V) и поэтому используется как катализатор процессов, протекающих с участием кислорода:окисления NH 3 до NO , SO 2 до SO , 3 для дожигания выхлопных газов автомобилей (при этом, в часности, NO превращается в N 2 , а CO – в CO 2) и др.

Механизм каталитического действия указанных металлов в том, что, как предполагают, растворяющиеся в М газы атомизируются . Так, водород, выделяющийся при нагревании его раствора в металле, является более сильным восстановителем, чем молекулярный.

Кроме того, например, палладий при поглощении H 2 до определенного предела сохраняет металлические свойства, но теряет парамагнетизм. Значит, хотя бы часть атомов водорода отдает свои валентные электроны в зону проводимости металла.

Есть также данные о частичном образовании гидрид-ионов, например, при растворении водорода в железе. Получены и т.н. нетрадиционные гидриды, в которых молекулы H 2 координированы как целое на атоме d-металла. (Они служат моделями при изучении интермедиатов, возникающих в ходе катализа.)