32) Реакция ионного обмена — одна из видов химической реакции, характеризующаяся выделением в продукты реакции воды, газа или осадка.

Пример реакций ионного обмена.

Напишите уравнения реакций между растворами хлорида железа (III) и гидроксида натрия в молекулярной и ионной формах.

Разобьем решение задачи на четыре этапа.

1. Запишем уравнение реакции в молекулярной форме:

FeCl + 3NaOH = Fe(OH)₃ + 3NaCl

2. Перепишем это уравнение, изобразив хорошо диссоциирующие вещества в виде молекул:

Fe^З+ + 3Cl^- + 3Nа⁺ + 3ОН^- = Fе(ОН)₃↓ + 3Nа⁺ + 3Cl^-

Это ионное уравнение реакции.

3.  Исключим из обеих частей ионного уравнения одинаковые ионы, т.е. ионы, не участвующие в реакции (они подчеркнуты):

Fe³⁺ + 3Cl^- + 3Na^- + 3ОН^- = Fе(ОН)₃↓ + 3Na⁺+ 3Cl^-.

4. Запишем уравнение реакции в окончательном виде:

Fe³⁺ + 3ОН^- = Fe(OH)₃↓

Это сокращенное ионное уравнение реакции. Как видно из этого уравнения, сущность реакции сводится к взаимодействию ионов Fe³⁺ и ОН^-, в результате чего образуется осадок Fе(ОН)₃. При этом вовсе не имеет значения, в состав каких электролитов входили эти ионы до их взаимодействия.

33) Гидролиз солей.

Взаимодействие солей с водой, в результате которого образуются кислота (или кислая соль), и основание (или основная соль), называется гидролизом солей.

Рассмотрим гидролиз солей следующих основных типов:

1. Соли сильного основания и сильной кислоты (например, KBr, NаNО₃) при растворении в воде не гидролизуются, и рас­твор соли имеет нейтральную реакцию.

2. Соли сильного основания и cлабой кислоты, например KClO, Nа₂СО₃, СН₃СООNа, NаСN, Nа₂S, К₂SiO₃. Запишем уравнение гидролиза ацетата натрия:

СН₃СООNа + Н₂О   СН₃СООН +NaОН

В результате реакции образовался слабый электролит — уксусная кислота. В ионном виде этот процесс можно записать так:

СН₃СОО^- + Н₂О   СН₃СООН + ОН^-

Таким образом, раствор СН₃СООNа проявляет щелочную реакцию. При растворении солей многоосновных кислот гидролиз протекает ступенчато, например:

Nа₂S + Н₂О   NaНS + NаОН

или в ионной форме                      

S^2- + Н₂О   НS^- + ОН^-.  (1)

Процесс (1) отражает гидролиз Nа₂S по первой ступени. Чтобы гидролиз прошел полностью, как правило, увеличивают температуру процесса:

НS^- + Н₂О   Н₂S + ОН^-.

Таким образом, при растворении в воде соли сильного основания и слабой кислоты раствор приобретает щелочную реакцию вследствие гидролиза.

3.  Соли слабого основания и сильной кислоты,  например Аl₂(SО₄)₃, FеСl₂, СuВr₂, NН₄Сl.

Рассмотрим гидролиз хлорида магния (II):

MgCl₂ + H₂O   Mg(OH)Cl + HCl.            (2)

В ионном виде этот процесс можно записать так:

      Mg²⁺ + H₂O  Mg (OH)⁺ + H⁺.              (3)

По второй ступени гидролиз протекает следующим образом:

Mg (ОН)⁺ + Н₂О   Mg (ОН)₂↓ + Н⁺ .               (4)

Из реакций (2) — (3) ясно, что в результате гидролиза cолей слабого основания и сильной кислоты раствор приобретает кислую реакцию.

4. Соли слабого основания и слабой кислоты, например Аl₂S₃, Cr₂S₃, СН₃СООNН₄, (NН₄)₂СО₃. При растворении в воде таких cолей образуются малодиссоциирующие кислота и основание:

СН₃СООNН₄ + Н₂О   СН₃СООН + NН₄ОН,

или в ионном виде:

СН₃СОO^- + NН₄⁺ +Н₂О   СН₃СООН + NН₄ОН.

Реакция среды в растворах подобных солей зависит от отно­сительной силы кислоты и основания. Другими словами, водные растворы таких солей могут иметь нейтральную,кислую или ще­лочную реакцию в зависимости от констант диссоциации обра­зующихся кислот и оснований.

Так, при гидролизе СН3СООNН₄ реакция раствора будет сла­бощелочной, поскольку константа диссоциации гидроксида ам­мония (К = 6,3∙10^-5) несколько больше константы диссоциации уксусной кислоты (К= 1,75∙10^-5).

34-36 (Маша Костомарова)

37. Третья группа периодической системы охватывает очень большое число химических элементов, т. К. в ее состав, кроме элементов главной побочной подгрупп, входят элементы с порядковым номерами 90-103 (актиноиды). Мы рассмотрим лантаноиды и актиноиды вместе с элементами подгрупп.

ГЛАВНАЯ ПОДГРУППА ТРЕТЬЕЙ ГРУППЫ

Элементы главной подгруппы третьей группы - бор, алюминий, галлий, индий и таллий – характеризуются наличием трех электронов в наружном слое атома. Второй снаружи электронный слой атома бора содержит два электрона, атома алюминия – восемь, галлия, индия и таллия – по 18 электронов.

Металлические свойства рассматриваемых элементов выражены слабее, чем у соответствующих элементов главных подгрупп второй и соответственно 1 группы, а у бора преобладают неМе св-ва. В соединениях они проявляют степень окисленности +3. Однако с возрастанием атомной массы появляются и более низкие степени окисленности. Для последнего элемента подгруппы – таллия – наиболее устойчивы соединения, а которых его степень окисленности равна +1.

С увеличением порядкового номера металлические св-ва рассматриваемых элементов, как и в других главных подгруппах, заметно усиливаются. Так, оксид бора имеет кислотный хар-р . оксиды алюминия, галлия и индия – амфотерные, а оксид таллия (III) имеет основный характер.

217. Бор (Borum). Бор сравнительно мало распространен в природе; общее содержание его в земной коре сост-ет около 10 в -3 степени % (масс).

К главным природным соединениям бора относятся борная кис-та Н3ВО3 и соли борных кислот, из которых наиболее известна бура Na2 B4O7▪10 H2O.

Хотя бор расположен в третьей группе периодической системы, он по своим наиболее сходен не с другими элементами этой подгруппы, а с элементами 4 группы – кремнием. В этом проявляется «диагональное сходство», уже отмечавшееся при рассмотрении бериллия. Так, бор, подобно кремнию , образует слабые кислоты , не проявляющих амфотерных свойств, тогда как Al(OH)3 – амфотерное основание.

Свободный бор получают восстановлением борного ангидрида В2О3 магнием. При этом бор выделяется в виде амфотерного порошка, загрязненного примесями. Чистый кристаллический бор получают термическим разложением или восстановлением его галогенидов, а так же разложением водородных соединений бора. Он имеет черный цвет и среди простых веществ по твердости уступает только алмазу.

Природный бор состоит из 2-х стабильных изотопов:    19,9% и    80,1%. Первый из них сильно поглощает медленные нейтроны. Поэтому бор и его соединения применяются в ядерной технике. Из них изготовляют регулирующие стержни реакторов, а так же используют их в качстве материалов, защищающих от нейронного облучения.

В металлургии бор применяется как добавка к стали и к некоторым цветным сплавам. Присадка очень небольших количеств бора уменьшает размер зерна, что приводит к улучшению механических свойств сплавов. Применяется также поверхностное насыщение стальных изделий бором – борирование, повышающее твердость и стойкость против коррозии.

При комнатной температуре бор соединяется только с фтором, на воздухе он не окисляется. Если нагреть амфотерный бор до 700 ◦С, то он загорается и горит красноватым пламенем, превращаясь в оксид при этом выделяется большое количество теплоты:

4В + 3О2 = 2ВО3 + 2508 кДж

При высокой температуре бор соединяется со многими Ме, образуя бориды, например борид магния Mg3B2.

Наибольшее практическое значение имеют кислородные соединения бора.

Оксид бора, или борный ангидрид, В2О может быть получен или путем непосредственного соединения бора с кислородом, или прокаливанием борной кислоты. Это бесцветная хрупкая стекловидная масса, плавящаяся при температуре около 300 ◦С. Борный енгидрид очень огнестоек и не восстанавливается углем даже при белом калении. В воде он растворяется с образованием борной кислоты и выделением теплоты:

В2О3 + 3Н2О = 2Н3ВО 3 + 76, 5 кДж

218. Алюминий (Aiuminium). Алюминий – самый распространенный в земной коре Ме.  (3-е место среди всех элемен­тов; 8% состава земной коры). В виде свободного металла в при­роде не встречается; входит в состав глиноземов (Аl₂О₃), бокситов (Аl₂О₃ • xН₂О). Кроме того, алюминий обнаруживается в виде силикатов в таких породах, как глины, слюды и полевые шпаты.

Получение алюминия – сложный процесс, сопряженный с большими трудностями. Основное исходное вещество – оксид алюминия – не проводит ток и имеет очень высокую температуру плавления (около 2050◦С) поэтому электролизу подвергают расплавленную смесь криолита Na3[AlF6] и оксида алюминия.

Особенность алюминия заключается в том, что по сравнению с бором заключается в существовании свободных d-подуровней во внешнем электронном слое его атомов. Благодаря этому координационное число алюминия в его соединениях может ровняться не только 4, как у бора, но и 6.

Алюминий – серебристо-белый металл. Он легко вытягивается в проволоку и прокатывается в тонкие листы.

При комнатной температуре алюминий не изменяется на воздухе, но лишь потому, что его поверхность покрыта тонкой пленкой оксида, обладающей очень сильным защитным действием. Уничтожение этой пленки, например, амальгамирования алюминия вызывает быстрое окисление металла, сопровождающееся заметным разогреванием.

При действии на алюминий водных растворов щелочей слой оксида растворяется, причем образуются алюминаты - соли, содержащие алюминий в составе аниона:

Аl₂О₃ + ₂NаОН + 3Н₂О = 2Na[Аl(ОН)₄] 

Алюминий, лишенный защитной пленки, взаимодействуют с водой, вытесняя из нее водород:

2Аl + 6Н₂О = Аl(ОН)3 + 3Н₂↑

Оксид алюминия Аl₂О_3, называемый также глиноземом, встречается в природе в кристаллическом виде, образуя минерал корунд. Корунд обладает очень высокой твердостью. Его прозрачные кристаллы, окрашенные примесями в красный или синий цвет, представляют собой драгоценные камни – рубин и сапфир.

Гидроксид алюминия Аl(ОН)3 выпадает в виде студенистого осадка при действии щелочей на растворы

38

Общая характеристика элементов главной подгруппы IV группы

 

Углерод, кремний, германий, олово и свинец составляют главную подгруппу IV группы. Внешние энергетические уровни р-элементов IV группы содержат по четыре электрона (конфигурация ns2np2), из которых два спаренных s-электрона и два неспаренных р-электрона. В невозбужденном состоянии элементы этой подгруппы проявляют валентность, равную двум. При переходе в возбужденное состояние, сопровождающееся переходом одного из s-электронов внешнего уровня в свободную ячейку р-подуровня того же уровня, все электроны наружного слоя становятся неспаренными, и валентность при этом возрастает до 4.

 

Энергия, затрачиваемая для перехода электрона, с избытком компенсируется энергией, выделяющейся при образовании четырех связей. В соединениях элементы подгруппы углерода проявляют степень окисления +4 или -4, а также +2, причем последняя с увеличением заряда ядра становится более характерной. Для углерода, кремния и германия наиболее типичная степень окисления +4, для свинца — +2. Степень окисления -4 в последовательности С — Pb становится все менее характерной. Элементы подгруппы углерода образуют оксиды общей формулы RO2 и RO, а водородные соединения формулы — RH4. Гидраты высших оксидов углерода и кремния обладают кислотными свойствами, гидраты остальных элементов амфотерны, причем кислотные свойства сильнее выражены у гидратов германия, а основные — у гидратов свинца. От углерода к свинцу уменьшает-ся прочность водородных соединений RH4: CH4 — прочное вещество, а PbH4 в свободном виде не выделено. При переходе от углерода к свинцу радиусы нейтральных атомов возрастают, а энергия ионизации уменьшается, поэтому от углерода к свинцу убывают неметаллические свойства, а металлические возрастают. Неметаллами являются углерод и кремний (см. табл. 24).

39.

Общая характеристика элементов главной подгруппы V группы (подгруппы азота)

 

Таблица. Электронное строение и физические свойства

 

Поряд- ковый №	Элемент	Относит. атомная масса	Электронная конфигурация	Атомный радиус, нм	ПИ эВ	ЭО	Степени окисления	t°пл. °С	t°кип. °С	r г/см^3
7	Азот (N)	14,01	[He] 2s^22p^3	0,075	14,5	3,0	-3, -2, -1, +1, +2, +3, +4, +5	-210	-196
15	Фосфор (P)	30,97	[Ne] 3s^23p^3	0,110	10,5	2,1	-3, +1, +3,  +5	44,1	280	1,83
33	Мышьяк (As)	74,92	[Ar] 3d^104s^24p^3	0,121	9,8	2,0	-3, +3, +5	613		5,7
51	Сурьма (Sb)	121,75	[Kr] 4d^105s^25p^3	0,141	8,6	1,9	-3, +3, +4, +5	630,7	1750	6,68
83	Висмут (Bi)	208,98	[Xe] 4f^145d^106s^26p^3	0,152	7,8	1,9	+3, +5	271,3	1560	9,78

 

В ряду  –N – P – As – Sb – Bi ® увеличиваются размеры атомов, ослабляется притяжение валентных электронов к ядру, ослабляются неметаллические свойства, возрастают металлические свойства, ЭО уменьшается.

 

N, P - типичные неметаллы

As, Sb - проявляют неметаллические и металлические свойства

Bi - типичный металл

P, As и Bi существуют в твердом состоянии в нескольких модификациях.