ВУЗ: Не указан
Категория: Не указан
Дисциплина: Не указана
Добавлен: 15.04.2021
Просмотров: 1838
Скачиваний: 4
ствия
.
Кислотный
характер
очевиден
при
взаимодействии
с
соединениями
,
обладающими
основной
функцией
,
и
наоборот
.
Поэтому
амфотерность
–
универсальное
свойство
гидроксидов
.
Например
,
гидроксиды
меди
(II)
и
марганца
(II)
проявляют
преимущественно
основный
характер
,
но
в
жёст
-
ких
условиях
могут
проявлять
кислотную
функцию
:
Cu(OH)
2
+ 2NaOH = Na
2
[Cu(OH)
4
]
Mn(OH)
2
+ 2OH
–
= [Mn(OH)
6
]
4
–
С
другой
стороны
,
даже
для
безводной
азотной
кислоты
возможны
два
типа
диссоциации
:
H
3
O
+
+ NO
3
–
+ N
2
O
5
R
3HNO
3
R
H
3
O
+
+ 2NO
3
–
+ NO
2
+
кислотная
основная
Основная
функция
проявляет
при
взаимодействии
с
HClO
4
и
H
2
SO
4
:
HNO
3
+ 2HClO
4
= H
3
O
+
+ NO
2
+
+ 2ClO
4
–
HNO
3
+ 2H
2
SO
4
= H
3
O
+
+ NO
2
+
+ 2HSO
4
–
При
это
образуются
перхлорат
нитроила
NO
2
ClO
4
и
гидросульфат
нитроила
NO
2
HSO
4
.
Оксиды
типичных
неметаллов
с
водой
образуют
сильные
кислоты
,
диссоциирующих
с
образованием
оксоанионов
:
SO
3
+ H
2
O
R
SO
4
2–
+ 2H
+
SO
2
+ H
2
O
R
HSO
3
2–
+ 2H
+
Амфотерные
с
преобладанием
кислотных
свойств
легко
образуют
с
водой
гидроксоанионы
в
щелочной
среде
:
GeO
2
+ 2H
2
O + 2OH
–
= [Ge(OH)
6
]
2–
Напротив
,
диссоциация
амфотерных
гидроксидов
с
преобладанием
основных
свойств
приводит
к
образованию
гидроксокатионов
(
основных
солей
)
в
кислой
среде
:
Zn(OH)
2
+ H
+
= Zn(OH)
+
+ H
2
O
Если
кислотные
и
основные
свойства
выражены
примерно
в
одина
-
ковой
степени
,
то
возможно
взаимодействие
по
обоим
схемам
:
3OH
–
[Ga(OH)
6
]
3–
41
Ga(OH)
2
+
+ H
2
O
H
+
Ga(OH)
3
→
Диссоциация
слабоосновных
гидроксидов
протекает
с
образованием
гидроксо
-
катионов
и
гидроксид
-
ионов
:
Fe(OH)
2
R
Fe(OH)
+
+ OH
–
Гидроксиды
типичных
металлов
обладают
сильно
основным
харак
-
тером
,
в
водных
растворах
образуют
гидратированные
простые
катионы
(
аквакомплексы
)
и
анионы
ОН
-
:
NaOH + aq
R
Na
+
·aq + OH
–
Для
многих
переходных
металлов
в
высоких
степенях
окисления
ха
-
рактерно
образование
не
только
гидроксокатионов
,
но
и
оксо
-
катионов
:
ZrO(OH)
2
+ 2H
+
= ZrO
2+
+ 2H
2
O
«
Ил
-
катионы
»: TiO
2+
(
титанил
), UO
2+
(
уранил
), SO
2+
(
тионил
), SO
2
2+
(
сульфурил
), SbO
+
(
антимонил
).
Отсюда
видно
,
что
такие
соединения
обра
-
зуют
также
и
р
-
элементы
.
4.5.
Окислительно
-
восстановительные
свойства
гидрокисдов
На
примере
гидроксидов
можно
оценить
относительную
стабиль
-
ность
различных
степеней
окисления
элемента
,
взаимные
переходы
между
ними
,
т
.
е
.
рассмотреть
окислительно
-
восстановительную
активность
в
раз
-
личных
степенях
окисления
.
Специфика
обусловлена
тем
,
что
взаимодей
-
ствия
протекают
в
водных
растворах
.
Вода
является
активным
участником
окислительно
-
восстановительного
процесса
,
она
может
окисляться
до
ки
-
слорода
и
восстанавливаться
до
водорода
.
Потенциал
водородного
элек
-
трода
:
2H
+
+ 2e
R
H
2
↑
равен
нулю
только
в
стандартных
условиях
,
т
.
е
.
при
активности
ионов
во
-
дорода
,
равной
1
моль
/
л
,
что
соответствует
рН
=0.
В
общем
случае
E =
0,059
= –0,059pH.
С
увеличение
рН
потенциал
смещается
в
отрица
-
тельную
сторону
.
Устойчивость
окислителей
и
восстановителей
в
водной
среде
зависит
от
их
редокс
-
потенциала
.
Очень
сильные
восстановители
восстанавливают
воду
,
поэтому
реакции
с
участием
,
например
,
гидридов
проводят
в
неводных
средах
.
Сильные
окислители
способны
окислить
во
-
ду
:
lg
H
a
+
H
2
O + F
2
= 2HF + O
Окислительно
-
восстановителная
активность
гидроксидов
зависит
от
степени
окисления
элемента
.
В
общем
случае
с
увеличением
степени
окис
-
ления
растёт
способность
к
окислительному
действию
(
редокс
потенциал
становится
более
положительным
).
Характерной
особенностью
некоторых
соединений
в
промежуточных
степенях
окисления
элемента
является
способность
к
реакциям
диспро
-
порционирования
:
42
1
1
1
5
3
5
7
3
4
3HOCl
2HCl HClO
4HClO
3HClO
HCl
+
−
+
+
+
−
⎯⎯
→
+
⎯⎯
→
+
Соли
,
хотя
и
более
стабильны
,
чем
кислоты
,
тоже
подвержены
дис
-
пропорционированию
.
Склонность
к
реакциям
диспропорционирования
–
важный
классификационный
признак
,
т
.
к
.
свидетельствует
о
нестабильно
-
43
сти
соответствующих
степеней
окисления
и
повышенной
склонности
их
к
окислительно
-
восстановительному
распаду
.
I
I
Г
Г
Р
Р
У
У
П
П
П
П
А
А
П
П
Е
Е
Р
Р
И
И
О
О
Д
Д
И
И
Ч
Ч
Е
Е
С
С
К
К
О
О
Й
Й
С
С
И
И
С
С
Т
Т
Е
Е
М
М
Ы
Ы
Глава
5. IA-
ГРУППА
5.1.
Особенности
химии
лития
Химия
лития
отлична
от
других
щелочных
металлов
(
малый
размер
атома
лития
→
высокая
поверхностная
плотность
заряда
).
По
многим
свойствам
химия
лития
оказывается
гораздо
ближе
химии
магния
(
диаго
-
нальная
аналогия
).
1.
Литий
образует
устойчивый
гидрид
LiH, t
разл
= 850 °
С
(NaH
разлага
-
ется
при
420 °
С
,
КН
-
при
400 °
С
, RbH -
при
360 °
С
, CsH -
при
390
°
С
).
2.
Литий
—
единственный
из
щелочных
металлов
,
дающий
устойчивый
нитрид
Li
3
N.
3.
Литий
реагирует
с
углем
,
образуя
карбиды
Li
2
C
2
, Li
4
C
3
.
4.
Гидроксид
лития
при
температуре
выше
600 °
С
начинает
разлагаться
на
оксид
и
воду
(
гидроксиды
щелочных
металлов
не
разлагаются
при
на
-
гревании
).
5.
При
сгорании
на
воздухе
литий
образует
оксид
Li
2
О
.
6.
Литий
не
образует
квасцов
.
7.
Карбонат
лития
при
нагревании
( >800°
С
)
разлагается
.
8.
Гидроксид
,
карбонат
,
ортофосфат
и
фторид
малорастворимы
в
воде
.
9.
Хлорид
,
бромид
,
иодид
и
перхлорат
лития
растворимы
в
этаноле
.
10.
Литий
образует
более
устойчивые
комплексы
,
чем
остальные
металлы
IA
группы
.
Во
многих
соединениях
лития
химиче
-
ская
связь
носит
частично
ковалентный
характер
. LiOH·H
2
O –
в
твёрдом
виде
со
-
стоит
из
димеров
Li
2
(OH)
2
.
Сходные
диме
-
ры
преобладают
и
в
парах
LiOH
при
800
о
С
.
Рис
. 26.
Строение
LiOH·H
2
O
5.2.
Щелочные
металлы
Нахождение
в
природе
Содержание
Na (2,27
масс
. %)
и
К
(1,84
масс
. %).
Из
минералов
наи
-
более
распространены
:
каменная
соль
(NaCl),
мирабилит
Na
2
SO
4
·10H
2
O,
сильвин
KCl,
сильвинит
KCl·NaCl,
карналлит
KCl·MgCl
2
·6H
2
O.
Li (1,8·10
-3
масс
. %), Rb (7,8·10
-3
масс
.%), Cs (2,6·10
-4
масс
. %) –
ред
-
кие
и
рассеянные
элементы
. Rb
в
минералах
сопутствует
K. Li
и
Cs
входят
в
состав
силикатов
и
алюмосиликатов
,
важнейший
минерал
Li –
сподумен
44
LiAl(SiO
3
)
2
(
образует
самые
большие
в
мире
кристаллы
,
до
нескольких
метров
).
Для
Cs
известен
минерал
поллуцит
CsAl[Si
2
O
6
].
Получение
Li
–
электролиз
расплава
LiCl,
образующегося
при
переработке
спо
-
думена
;
Na
–
электролиз
расплава
NaCl, c
добавлением
CaCl
2
;
K
–
действие
паров
Na
на
расплав
KOH
или
KCl,
образуется
сплав
Na-K
→
разделяют
перегонкой
;
Метод
Грейсхейма
(
сплавление
)
2KF + CaC
2
î
1000 Ñ
⎯⎯⎯→
CaF
2
+ 2C + 2K
2RbCl + Ca
î
700 800 Ñ
−
⎯⎯⎯⎯→
CaCl
2
+ 2Rb
↑
2Cs
2
CO
3
+ Zr
î
650 Ñ
⎯⎯⎯→
ZrO
2
+ 2CO
2
↑
+ 4Cs
Очистка
щелочных
металлов
–
возгонка
в
вакууме
.
Химические
свойства
Разлагают
H
2
O
и
C
2
H
5
OH:
Na + H
2
O = NaOH + H
2
↑
Li
с
H
2
O
реагирует
спокойно
, Na –
с
разогревом
, K –
с
воспламене
-
нием
, Cs
и
Rb
воспламеняется
даже
при
взаимодействии
со
льдом
:
Na + C
2
H
5
OH = C
2
H
5
O
-
+ Na
+
+ H
2
↑
С
водородом
образуют
гидриды
:
2Na + H
2
o
t C
⎯⎯⎯
→
2NaH
Гидриды
щелочных
металлов
солеобразны
,
имеют
ионный
характер
связи
и
структуру
типа
NaCl.
Взаимодействуют
с
водой
с
выделением
во
-
дорода
:
MeH + H
2
O
→
MeOH + H
2
↑
H
-1
+ H
+1
→
H
2
↑
конпропорционирование
-
Легко
окисляются
кислородом
,
галогенами
;
-
Галогениды
имеют
ионные
решетки
,
структуры
типа
NaCl
и
KCl;
-
При
непосредственном
взаимодействии
компонентов
в
вакууме
об
-
разуются
сульфиды
Me
2
S.
Также
образуют
полисульфиды
.
-
Фосфиды
получают
прямым
синтезом
из
элементов
или
действием
белого
фосфора
на
раствор
металла
в
жидком
аммиаке
.
Для
Na
и
К
–
фос
-
фиды
Me
3
P, Me
2
P
5
.
Для
Rb
и
Cs
наиболее
характерны
Me
2
P
5
;
-
Взаимодействие
с
ацетиленом
при
нагревании
– Me
2
C
2
–
ацетиле
-
ниды
.
Термическая
стойкость
растёт
в
ряду
: Li
2
C
2
→
Na
2
C
2
→
Cs
2
C
2
→
Rb
2
C
2
→
K
2
C
2
;
-
С
азотом
легко
реагирует
лишь
литий
.
Щелочные
металлы
взаимо
-
действуют
с
азотом
в
виде
паров
под
действием
тихого
электрического
разряда
.
45