ВУЗ: Не указан
Категория: Не указан
Дисциплина: Не указана
Добавлен: 15.04.2021
Просмотров: 1841
Скачиваний: 4
Рис
. 19.
Область
существования
амфотерных
оксидов
для
элементов
-
металлов
Амфотерные
свойства
оксидов
В
отличие
от
гидроксидов
многие
амфотерные
оксиды
(ZnO, Al
2
O
3
,
Cr
2
O
3
и
т
.
д
.),
особенно
прокаленные
,
обладают
малой
реакционной
способ
-
ностью
–
проявляют
амфотерность
только
в
жестких
условиях
,
при
сплав
-
лении
:
Al
2
O
3
+ 2NaOH
(
безвод
.)
→
2NaAlO
2
+ H
2
O
Al
2
O
3
+ 3K
2
S
2
O
7(
безв
.)
→
Al
2
(SO
3
)
3
+ 3K
2
SO
4
Водородные
соединения
Классификация
•
Солеобразные
гидриды
:
гидриды
щелочных
и
щелочно
-
земельных
металлов
(LiH, NaH, …, CaH
2
);
•
Полимерные
и
димерные
гидриды
:
водородные
соединения
легких
элементов
IIA
и
IIIA-
групп
((BeH
2
)
x
, (MgH
2
)
x
, (AlH
3
)
x
, B
2
H
6
, Ga
2
H
6
);
•
Металлоподобные
гидриды
:
фазы
внедрения
на
основе
переходных
металлов
с
дефектной
d-
оболочкой
(MeH
1–x
, MeH
2–x
, MeH
3–x
);
•
Летучие
водородные
соединения
(
характеристические
соединения
):
Молекулярные
водородные
соединения
элементов
(IVA–VIIA-
групп
)
•
Э
IV
H
4
(CH
4
, SiH
4
, …)
•
Э
V
H
3
(NH
3
, PH
3
, …)
•
Э
VI
H
2
(H
2
O, H
2
S, …)
•
Э
VII
H (HF, HCl, …)
Особенности
номенклатуры
.
Относительная
электроотрицательность
водорода
равна
2,1.
По
это
-
му
признаку
он
занимает
среднее
положение
между
наиболее
и
наименее
26
электроотрицательными
элементами
.
Поэтому
с
менее
электроотрицатель
-
ными
элементами
водород
выступает
в
качестве
анионообразователя
,
с
бо
-
лее
электроотрицательными
–
в
роли
катионообразователя
.
Таким
образом
,
гидрид
–
бинарное
соединение
водорода
с
менее
электроотрицательным
элементом
(
степень
окисления
равна
–1).
Существуют
солеобразные
и
по
-
лимерные
гидриды
элементов
IA-IIIA-
групп
.
Металлоподобные
фазы
вне
-
дрения
являются
гидридами
условно
(
водород
здесь
не
анионообразова
-
тель
,
говорить
о
степени
окисления
бессмысленно
).
Для
элементов
IV-
группы
: CH
4
→
H
4
C –
это
карбид
водорода
(
ОЭО
(
С
) = 2,6).
Однако
, SiH
4
–
это
гидрид
кремния
(
ОЭО
(Si) = 1,9), GeH
4
–
гидрид
германия
(
ОЭО
(Ge) =
2,0), SnH
4
–
гидрид
олова
(
ОЭО
(Sn) = 1,8).
Для
присвоения
названия
ис
-
пользуется
единообразная
тривиальная
номенклатура
и
формально
степень
окисления
: C
(–4)
H
4
(+1)
–
метан
; Si
(–4)
H
4
(+1)
–
силан
; Ge
(–4)
H
4
(+1)
–
герман
; Sn
(–
4)
H
4
(+1)
–
станнан
.
Для
элементов
V-
группы
: NH
3
→
H
3
N –
нитрид
водорода
(
ОЭО
(N) =
3,0).
Однако
, PH
3
–
гидрид
фосфора
,
фосфид
водорода
(
ОЭО
(P) = 2,1),
AsH
3
–
гидрид
мышьяка
, SbH
3
–
гидрид
сурьмы
, BiH
3
–
гидрид
висмута
.
Построение
названий
аналогично
элементам
IVA-
группы
: N
(–3)
H
3
(+1)
–
ам
-
миак
(
аммин
); P
(–3)
H
3
(+1)
–
фосфин
; As
(–3)
H
3
(+1)
–
арсин
;
Sb
(–3)
H
3
(+1)
–
стибин
; Bi
(–3)
H
3
(+1)
–
висмутин
.
Многие
переходные
металлы
образуют
гидриды
с
преимущественно
металлическим
характером
связи
и
они
являются
фазами
внедрения
.
От
-
ношение
d-
металлов
к
водороду
схематично
представлено
на
рисунке
20.
Рис
. 20.
Отношение
d-
металлов
к
водороду
27
Рис
. 21.
Изменение
температур
плавления
в
изо
-
рядах
характеристических
водород
-
ных
соединений
.
На
рисунке
21
представлены
изменения
температур
плавления
в
ря
-
дах
характеристических
водородных
соединений
элементов
IV
А
– VII
А
-
групп
.
Водородные
соединения
первых
элементов
V
А
– VII
А
-
групп
(NH
3
,
H
2
O, HF)
заметно
отличаются
от
своих
более
тяжёлых
аналогов
,
что
связа
-
но
с
образованием
водородных
связей
.
Характер
диссоциации
в
водных
растворах
.
Полярность
связей
в
молекулах
летучих
гидридов
возрастает
при
пе
-
реходе
от
элементов
IVA
группы
к
элементам
VIIA
группы
и
уменьшается
в
пределах
каждой
группы
сверху
вниз
.
Соответственно
изменяется
отно
-
шение
к
воде
,
а
также
кислотно
-
основные
свойства
продуктов
.
Чем
менее
прочна
или
более
полярна
связь
,
тем
легче
происходит
электролитическая
ионизация
по
этой
связи
в
водных
растворах
.
Преимущественно
ковалентные
соединения
IVA
группы
плохо
рас
-
творимы
в
воде
и
хорошо
–
в
неполярных
органических
растворителях
.
В
растворе
они
медленно
гидролизуются
с
образованием
гидроксокомплек
-
сов
и
выделением
водорода
.
Взаимодействие
между
CH
4
и
H
2
O
не
проис
-
ходит
.
Соединения
элементов
VA
группы
хорошо
растворимы
в
воде
и
про
-
дукты
взаимодействия
диссоциируют
по
основному
типу
:
28
NH
3
+ H
2
O
R
NH
4
+
+ OH
–
(
раствор
–
основание
)
Дальше
–
для
элементов
VI
А
группы
:
H
2
O + H
2
O
R
H
3
O
+
+ OH
–
(
идеальный
амфолит
)
Более
полярные
H
2
S, H
2
Se
и
H
2
Te
при
растворении
в
воде
диссоции
-
руют
по
кислотному
типу
:
29
H
2
S
→
H
2
Se
→
H
2
Te
Сила
кислот
в
данном
ряду
увеличивается
.
Галогеноводороды
,
как
более
полярные
соединения
,
ещё
лучше
рас
-
творимы
в
воде
,
причём
их
водные
растворы
являются
уже
сильными
ки
-
слотами
(
кроме
HF).
H
2
O + HF
R
H
3
O
+
+ F
–
(
раствор
–
кислота
)
Сила
кислот
возрастает
в
ряду
HCl
→
HBr
→
HI
,
несмотря
на
то
,
что
полярность
падает
.
Однако
в
этом
же
направлении
падает
и
прочность
связи
.
Галогениды
Ни
один
из
галогенов
ни
с
одним
из
элементов
Периодической
Сис
-
темы
не
образует
металлоподобных
фаз
.
По
отношению
к
галогенам
все
элементы
выступают
как
катионообразователи
,
максимальное
количество
атомов
галогена
на
формульную
единицу
часто
соответствует
номеру
группы
,
т
.
е
.
максимальной
валентности
последнего
.
В
ряду
F – Cl – Br – I
максимальная
валентность
элемента
по
галогену
уменьшается
: SF
6
есть
,
а
SCl
6
не
существует
;
есть
PF
5
, PCl
5
,
но
есть
лишь
PBr
3
и
PI
3
.
Для
галогенов
характерно
образование
соединений
,
отвечающих
промежуточным
степеням
окисления
элементов
.
Повышение
температуры
способствует
термической
диссоциации
,
что
приводит
к
понижению
сте
-
пени
окисления
катионообразователя
:
Галогены
также
следует
отнести
к
характеристическим
соединениям
элементов
,
т
.
к
.
в
них
чётко
прослеживается
взаимосвязь
между
положени
-
ем
элемента
в
Периодической
Системе
,
характерными
для
него
степенями
окисления
и
их
сравнительной
устойчивостью
в
различных
условиях
.
Га
-
логениды
даже
более
универсальны
и
дают
больше
информации
о
химиче
-
ской
природе
элемента
,
нежели
оксиды
и
водородные
соединения
,
т
.
к
.
они
все
подчиняются
правилу
формальной
валентности
.
Структуры
галогенидов
делятся
на
два
основных
типа
:
ионные
и
ко
-
валентные
.
Последние
в
свою
очередь
–
на
координационные
и
молеку
-
лярные
(
и
псевдомолекулярные
–
слоистые
и
цепные
).
Условная
граница
между
этими
двумя
типами
–
диагональная
граница
между
металлами
и
неметаллами
.
Ионные
структуры
образуются
в
случае
,
когда
степень
окис
-
ления
элемента
не
выше
+2
и
элемент
располагается
слева
от
границы
.
Ти
-
пичные
структуры
– NaCl, CsCl, CaF
2
.
Когда
разность
электроотрицатель
-
ностей
недостаточна
для
возникновения
ионных
соединений
,
наблюдаются
координационные
структуры
сфалерита
(CuBr, CuI),
вюрцита
(AgI)
и
рути
-
ла
(ZnF
2
),
реже
–
слоистые
структуры
(HgBr
2
, HgI
2
).
Если
степень
окисле
-
ния
+1
существует
для
неметаллического
элемента
,
галогениды
образуют
молекулярные
структуры
: S
2
Cl
2
, SCl
2
.
При
более
высоких
степенях
окис
-
ления
катионообразователя
образуются
псевдомолекулярные
и
молекуляр
-
ные
структуры
.
Ионные
кристаллы
обнаруживаю
тенденцию к
уменьшению
температуры
плавления
при
переходе
от
фторидов
к
иодидам
,
что
связано
с
уменьшением
прочности
связи
за
счёт
уве
-
личения
радиуса
анионооб
-
разователя
(
рис
. 22).
NaF; 995
о
С
NaCl; 800
о
С
NaBr; 750
о
С
NaI; 662
о
С
600
650
700
750
800
850
900
950
1000
1050
Т
пл
,
о
С
т
Рис
. 22.
Температуры
плавления
30