Низшая степень окисления Ti (как у большинства d-элементов) +2. Оксид TiО имеет основный характер, гидроксид Ti(OH)2 образует соли только с кислотами, например, TiSO4 или TiCl2.
войства элементов, определяемые строением внешних электронных слоев атомов, закономерно изменяются по периодам и группам Периодической системы. При этом сходство электронных структур порождает сходство свойств элементов-аналогов, но не тождественность этих свойств. Поэтому при переходе от одного элемента к другому в
группах |
подгруппах наблюдается не простое повторение свойств, а их |
закономерное зменен е. В частности, химическое поведение атомов |
|
элементов проявляется в х способности терять и приобретать электроны, |
|
С |
|
т.е. в |
способности к ок слению и восстановлению. |
Кол чественной мерой способности атома терять электроны является энерг я он зации I, а мерой способности их приобретать – энергия сродства к электрону Е. Характер изменения этих величин при переходе от одного пер ода к другому повторяется, причем в основе этих
их
изменен й леж т зменение электронной конфигурации атома. Так, завершенные электронные слои, соответствующие атомам инертных газов, обнаруживают повышенную устойчивость и повышенное значение потенциалов ионизации в пределах периода. В то же время наименьшими значениями энергии ионизации о ладают s-элементы первой группы (Li,
Na, K, Rb, Cs). |
Д |
|
||||
Электроотрицательность является мерой способности атома |
||||||
данного элементабАоттягивать на себя электроны по сравнению с атомами |
||||||
других элементов в соединении. Согласно одному из определений, |
||||||
электроотрицательность атома может быть рассчитана как полусумма его |
||||||
энергии ионизации и сродства к электрону. |
И |
|||||
В |
периодах |
наблюдается |
||||
общая |
тенденция |
роста |
||||
электроотрицательности элемента, а в подгруппах – ее снижение. Наименьшими значениями электроотрицательности обладают s-элементы I группы, а наибольшими – р-элементы VII группы.
Вещества бывают простыми и сложными. Простые вещества – это вещества, молекулы которых состоят из атомов одного элемента. В химических реакциях они не могут разлагаться с образованием других веществ. Простые вещества делятся на металлы и неметаллы. Резкой границы между металлами и неметаллами нет, т.к. есть простые вещества, проявляющие двойственные свойства. Простые вещества образованы за счет ковалентной неполярной или металлической связи.
6
Аллотропия – это способность некоторых химических элементов образовывать несколько простых веществ, различающихся по строению и, следовательно, по свойствам. Например,
– алмаз, графит, карбин;
|
O – кислород, озон; |
С |
|
|
S – сера ромбическая, моноклинная, пластическая; |
|
P – фосфор белый, красный, чёрный. |
|
Явлен е аллотроп вызывается двумя причинами: |
|
1) разл чным ч слом атомов в молекуле, например кислород O2 и |
|
графит |
озон O3; |
|
|
2) образован ем различных кристаллических форм, например алмаз |
и |
. |
|
ложные вещества или химические соединения – это вещества, |
|
бА |
молекулы которых состоят из атомов различных химических элементов. В химическ х реакц ях они разлагаются с образованием нескольких других веществ. Сложные вещества делятся на оксиды, основания, кислоты, соли.
Окс ды – это соед нения, состоящие из двух элементов, один из которых к слород. Все оксиды подразделяются на солеобразующие и несолеобразующие. Несолео разующих оксидов немного: СО, NO, N2O и др.
Солеобразующие оксиды подразделяются на основные, кислотные, амфотерные. Основные оксиды о разуют катионы металлов в степени окисления +1, +2 (Nа2O, СаО). Кислотные оксиды образуют неметаллы, а также металлы в степени окисления +5, +6, +7 (V2O5, WO3, Mn2O7). Основным оксидам соответствуют основания, кислотным – кислоты [1, 2].
Химические свойства основных и кислотных оксидов представлены
в табл. 1. |
И |
||
|
|
Таблица 1 |
|
|
Химические Дсвойства оксидов |
||
|
Основные оксиды |
Кислотные оксиды |
|
|
1. Взаимодействие с водой |
|
|
|
Na2O + H2O = 2 NaOH |
SO2 + H2O = H2SO3 |
|
|
2. Взаимодействие с кислотами |
|
|
|
Na2O + H2SO4 = Na2SO4 + H2O |
WO3 + HCl ≠ |
|
|
3. Взаимодействие с кислотными оксидами |
|
|
|
MgO + CO2 = MgCO3 |
Re2O7 + SO3 ≠ |
|
|
4. Взаимодействие с основаниями |
|
|
|
CaO + KOH ≠ |
SO2 + 2 NaOH = Na2SO3 + H2O |
|
|
5. Взаимодействие с основными оксидами |
|
|
|
MgO + Ba(OH)2 ≠ |
СО2 + СаО = СаСО3 |
|
7
Амфотерными называются такие оксиды, которые в зависимости от условий проявляют основные или кислотные свойства. К ним относятся: ZnO, BeO, SnO, PbO, Al2O3, Cr2O3, Fe2O3, SnO2, PbO2 и др.
Амфотерные оксиды реагируют с кислотами и основаниями, но не реагируют с водой:
ZnO + 2 HCl = ZnCl2 + H2O;
С |
t |
ZnO + 2 NaOH → Na2ZnO2 + H2O; |
|
ZnO + 2 NaOH + Н2О → Na2[Zn(OH)4]; |
|
ZnO + Н2О ≠ . |
|
|
|
Окс ды получают следующими способами: |
|
1. Вза модейств ем простых веществ с кислородом: |
|
бА |
|
|
2 Mg + О2 = 2 MgO; |
иS + О2 = SO2. |
|
2. Разложен ем сложных веществ: а) разложением оснований:
t
Ва(ОН)2 → ВаО + Н2О;
б) разложением кислот:
Н2СО3 = Н2О + СО2 ↑;
4 НNO3 = 4 NO2 + 2 H2O + O2;
в) разложением солей: |
t Д |
|
|
|
И |
СаСО3 → СаО + СО2 ↑;
2 Pb(NO3)2 = 2 PbO + 4 NO2 + O2.
3. Взаимодействием кислот, обладающих окислительными свойствами с металлами:
Cu + 4 HNO3 (K) = Cu(NO3)2 + 2 NO2 + 2 H2O.
8
Кислоты – это вещества, состоящие из водорода, способного замещаться на металл, и кислотного остатка: HCl, HNO3, H2CO3, H2S. Все кислоты делятся на кислородсодержащие и бескислородные; сильные и слабые; одноосновные, двух- и трехосновные. Единственной твердой
кислотой является кремниевая кислота H2SiO3. СКислоты обладают следующими химическими свойствами:
1. Кислоты взаимодействуют с металлами, стоящими в ряду напряжен я до водорода с выделением свободного водорода:
реагируютZn + H2SО4 = ZnSО4 + H2 ↑.
2. К слоты, являющиеся сильными окислителями (HNO3, H2SО4), практ чески со всеми металлами, но при этом выделяется не
водород, а окс д неметалла:
Zn + 4 HNO3 (КОНЦ) = Zn(NO3)2 + 2 NO2 + 2 H2О.
3.К слоты вза модействуют с основными и амфотерными оксидами
собразованием соли и воды:
|
бА |
|
CuO + H2SО4 = CuSО4 + H2O; |
|
Al2O3 + H2SО4 = Al2(SО4)3 + H2O. |
Кислоты не взаимодействуют с кислотными оксидами: |
|
|
СО2 + H2SО4 ≠ . |
|
И |
4. Кислоты взаимодействуют с основаниями с образованием соли и |
|
воды: |
Д |
Cu(OН)2 + H2SО4 = CuSО4 + 2 H2O.
5. Кислоты взаимодействуют с солями с образованием соли и кислоты:
Ва(NO3)2 + H2SО4 = ВаSО4 ↓ + 2 HNO3 .
Получение кислот:
- при растворении ангидридов в воде:
SО3 + Н2О = H2SО4;
GrO3 + Н2О = H2GrO4;
9
- при взаимодействии солей с другими кислотами:
ВаСl2 + H2SО4 = BaSО4 ↓ + 2 HCl; Na2SiО3 + 2 HCl = NaCl + H2SiО3↓;
С |
и неметалла с последующим растворением |
- при соединении Н2 |
|
продукта в воде, при этом образуются бескислородные кислоты: |
|
|
Н2 + Cl2 = 2 HCl. |
Основан я – это вещества, состоящие из металла и одновалентных гидроксидонов ОН-: NaOH, Mg(OH)2, Al(OH)3.
Раствор мые в воде основания называются щелочами. Их образуют
металлы I, II групп главных подгрупп. |
|
|
Получают основан я: |
|
|
- |
вза модейств и щелочных и щелочно-земельных металлов с |
|
при |
|
|
водой: |
2 Na + 2 H2O = 2 NaOH + H2 ↑; |
|
|
||
- при взаимодействии основных оксидов с водой: |
||
|
Na2О + H2O = 2 NaOH; |
|
- при взаимодействии солей |
со щелочами с образованием |
|
|
бА |
|
нерастворимых оснований: |
|
|
|
NiSO4 + 2 NaOH = Na2SO4 + Ni(OH)2 ↓. |
|
|
Основания обладают следующимиДхимическими свойствами: |
|
1. Основания взаимодействуют с кислотными и амфотерными |
||
оксидами с образованием соли и воды: |
|
|
|
2 NaOH + СО2 |
= Na2СО3 + Н2О; |
|
|
И |
NaOH +ZnO = Na2ZnO2 + H2O.
Основания не взаимодействуют с основными оксидами: NaOH +СаO ≠.
10