1. Являясь активными окислителями, галогены реагируют с металлами. Особенно бурно проходят реакции металлов с фтором. Щелочные металлы реагируют с ним со взрывом. При нагревании галогены реагирует даже с золотом и платиной. В атмосфере фтора и хлора целый ряд металлов сгорает без предварительного нагревания. Напомним некоторые особенности этих взаимодействий. Железо и хром при реакции с фтором, хлором и бромом окисляются до трехвалентного катиона. Реакции с иодом уже требует значительного нагревания и приводит к образованию FeJ 2 и CrJ 2 . Некоторые металлы пассивируются в среде галогенов из-за образования защитной солевой пленки. В частности, медь вступает во взаимодействие с фтором только при высоких температурах вследствие образования пленки CuF 2 . Аналогично ведет себя никель. Газообразный фтор хранят и транспортируют в сосудах из монель-металла (сплав никеля с железом и марганцем). Реакция хлора с некоторыми металлами заторможена и сильно ускоряется следами воды, действующей в этих случаях как катализатор. Хорошо высушенный хлор, например, не реагирует с железом, поэтому сжиженный хлор хранят в стальных баллонах. Жидкое агрегатное состояние брома является причиной того, что с некоторыми металлами он реагирует активнее хлора, так как концентрация реагента, находящегося в жидкой фазе, выше концентрации в газе. Например, компактные алюминий и железо реагируют с бромом при комнатной температуре, а с хлором при нагревании.

2. С водородом фтор реагирует при комнатной температуре со взрывом, реакция идет с заметной скоростью даже при –252 0 С. Хлор реагирует только при ультрафиолетовом или солнечном облучении, так как реакция носит свободнорадикальный характер. Реакция с бромом проходит менее активно и уже требует нагревания, в связи с чем становится заметно обратимой из-за недостаточной термической устойчивости связи H-Br. Энергия связи H-J еще меньше, окислительная способность иода также заметно меньше, чем у остальных галогенов, поэтому равновесие реакции H 2 + J 2 = 2HJ при температурах, при которых скорость реакции не очень низкая, существенно смещено в сторону исходных веществ.

3. Сера и фосфор сгорают при взаимодействии с фтором, хлором и бромом. При этом с фтором образуются соединения, в которых эти элементы проявляют свою максимальную степень окисления: SF 6 и PF 5 . Продукты остальных реакций зависят от условий опыта – PCl 3 , PCl 5 , PBr 3 , PBr 5 , S 2 Cl 2 , S 2 Br 2 , SCl 2 .

4. С другими неметаллами галогены также реагируют с той или иной активностью. Исключение составляют кислород и азот, с которыми галогены непосредственно не реагируют. Оксиды галогенов различного строения, зависящего от условий, можно получить при их реакции с озоном.

5. Активность фтора так велика, что он способен вступать во взаимодействие даже с благородными газами (кроме He, Ne, Ar).

6. Взаимодействуя друг с другом, галогены образуют бинарные соединения различного состава, в которых более электроотрицательный галоген проявляет отрицательную степень окисления, а менее отрицательный – положительную. Например, ClF 5 , BrCl 3 , JF 7 , JCl.

Реакции со сложными веществами

1. Вода самовоспламеняется в атмосфере фтора, и реакция идет до полного израсходования фтора. В зависимости от температуры и других условий протекает целый ряд реакций: 3F 2 + 3H 2 O = F 2 O + 4HF + H 2 O 2 2F 2 + H 2 O = F 2 O + 2HF; с водяным паром со взрывом: 2F 2 + 2H 2 O = 4HF + O 2 3F 2 + 3H 2 O = 6HF + O 3 ; со льдом: F 2 + H 2 O = HOF + HF. Хлор, ограниченно растворяясь в воде (2 объема хлора (газа!) на 1 объем воды), обратимо реагирует с ней: Cl 2 + H 2 O = HCl + HClO. Бром ведет себя аналогично, но равновесие Br 2 + H 2 O = HBr + HBrO сильнее сдвинуто влево. Аналогичное равновесие для иода сдвинуто в сторону реагентов настолько, что можно сказать, что реакция не идет. В соответствии с вышесказанным существуют хлорная и бромная вода, но не существуют иодная и фторная. В то же время, в водном растворе иода в малых концентрациях обнаружен иодид-анион, появление которого объясняют образованием в растворе гидрата иода, способного диссоциировать на J +. H 2 O и J - . Равновесие диссоциации гидрата иода также сильно сдвинуто в сторону недиссоциированной формы.

2. Рассмотрим реакции галогенов с кислотами. Возможны окислительно-восстановительные реакции, в которых происходит обмен электронами между галогеном и элементом, входящим в состав кислоты. При этом хлор и бром чаще выступают как окислители, а иод как восстановитель. Приведем наиболее характерные реакции: J 2 + 10HNO 3 (конц) = 2HJO 3 + 10NO 2 + 4H 2 O 3J 2 + 10HNO 3 = 6HNO 3 + 10NO + 2H 2 O 2HBr + Cl 2 = 2HCl + Br 2 H 2 SO 3 (SO 2 + H 2 O) + Br 2 + H 2 O = 2HBr + H 2 SO 4 HCOOH + Cl 2 (Br 2) = CO 2 + 2HCl (HBr). Реакции со фтором ведут к деструкции.

3. При взаимодействии со щелочами галогены диспропорционируют, то есть одновременно увеличивают и уменьшают свою степень окисления. Хлор на холоду вступает в реакцию: Cl 2 + 2NaOH = NaCl + NaClO, а при нагревании – 3Cl 2 + 6NaOH = 5NaCl + NaClO 3 + 3H 2 O, т.к. гипохлорит-анион при нагревании в растворе диспропорционирует на хлорат и хлорид. Гипобромиты и гипоиодиты еще менее устойчивы, поэтому бром и иод при комнатной температуре уже дают броматы и иодаты. Например: 3J 2 + 6KOH = 5KJ + KJO 3 .Взаимодействие хлора на холоду с гидроксидом кальция приводит к образованию смешанной соли хлорида-гипохлорита кальция – хлорной извести: Cl 2 + Ca(OH) 2 = CaOCl 2 + H 2 O.

4. В отличие от большинства веществ, фтор взаимодействует при комнатной температуре с диоксидом кремния. Реакция катализируется следами воды. Так как SiO 2 является основной составной частью стекла, то фтор растворяет стекло в соответствии с реакцией: 2F 2 + SiO 2 = SiF 4 + O 2 .

5. При взаимодействии с солями, оксидами и другими бинарными соединениями возможны окислительно-восстановительные реакции, из которых следует отметить реакции вытеснения более активным (более электроотрицательным) галогеном менее активного из состава соли, например: 2KJ + Cl 2 = 2KCl + J 2 . Внешним признаком этой реакции является появление желтой (бурой при значительной концентрации) окраски молекулярного иода. При длительном пропускании хлора через раствор иодида калия окраска пропадает, так как иод окисляется дальше до HJO 3 , раствор которой бесцветен: J 2 + 5Cl 2 +6H 2 O = 10HCl + 2HJO 3 .

Соединения галогенов

1. Галогеноводороды – газообразные при обычных условиях вещества. Температура кипения фтороводорода +19 0 С (HCl -85 0 C, HBr -67 0 C, HJ -35 0 C). Она аномально велика вследствие образования очень прочных водородных связей в жидком фтороводороде. Из-за прочных водородных связей в жидком фтороводороде нет свободных ионов, и он не проводит электрический ток, являясь неэлектролитом. Во всех молекулах галогеноводородов имеются одинарные сильнополярные связи. При движении по группе сверху вниз полярность связи уменьшается, так как отрицательным концом диполя связи «водород-галоген» является галоген, а от фтора к иоду электроотрицательность существенно уменьшается. Но на прочности связи в большей степени сказывается увеличение длины связи, поэтому самая прочная в рассматриваемом ряду связь в молекуле HF, а самая слабая – в молекуле HJ. Все галогеноводороды хорошо растворяются в воде. При этом происходит ионизация и диссоциация. При диссоциации получается катион гидроксония, поэтому водные растворы галогеноводородов имеют свойства кислот. Хлороводородная (соляная), бромоводородная и иодоводородная – сильные кислоты. Самая сильная из них иодоводородная не только из-за более слабой связи в молекуле, но и из-за большей устойчивости иодид-иона, концентрация заряда в котором уменьшена вследствие большого размера. Фтороводородная (плавиковая) кислота является слабой из-за наличия водородных связей не только между молекулами фтороводорода, но и между молекулами фтороводорода и воды. Эти связи столь сильны, что в концентрированных растворах возможно образование кислых фторидов, хотя плавиковая кислота и является одноосновной: KOH + 2HF = KHF 2 . Кислый дифторид-анион имеет сильную водородную связь: . Плавиковая кислота также реагирует со стеклом, реакция в общем виде выглядит следующим образом: SiO 2 + 6HF = H 2 + 2H 2 O. Галогеноводородные кислоты проявляют все свойства кислот - неокислителей. Но т.к. многие металлы склонны к образованию ацидокомплексных анионов, они иногда реагируют с металлами, стоящими в ряду напряжения после водорода. Например, 2Cu + 4HI = 2H + H 2 . Фтороводород и хлороводород не окисляются концентрированной серной кислотой, поэтому их можно получить из сухих галогенидов, например ZnCl 2(тв) + H 2 SO 4(конц) = ZnSO 4 + 2HCl. Бромоводород и иодоводород в этих условиях окисляются: 2HBr + H 2 SO 4(конц) = Br 2 + SO 2 + 2H 2 O; 8HI + H 2 SO 4(конц) = 4I 2 + H 2 S + 4H 2 O. Для вытеснения их из состава солей используют абсолютную фосфорную кислоту, которая практически не проявляет окислительных свойств. Концентрированная азотная кислота окисляет хлороводород до хлора, который в момент выделения является очень сильным окислителем. Смесь концентрированных азотной и соляной кислот называется “царской водкой” и способна растворять золото и платину: Au + HNO 3 + 4HCl = H + NO + 2H 2 O. Хлороводород и концентрированная соляная кислота окисляются и другими сильными окислителями(MnO 2 , KMnO 4 , K 2 Cr 2 O 7). Эти реакции используются как лабораторные способы получения молекулярного хлора. Галогеноводороды могут быть также получены при гидролизе большинства галогенидов неметаллов. При получении HI на смесь иода с красным фосфором непосредственно воздействуют водой: 2P + 3I 2 + 6H 2 O = 2H 3 PO 3 + 6HI. Следует напомнить, что прямой синтез из простых веществ возможен только для HF и HCl.

2. Соли галогеноводородных кислот . Большинство солей растворимы. Малорастворимыми являются соли двухвалентного свинца и нерастворимыми – соли серебра. Взаимодействие катиона серебра и галогенид-ионов является качественной реакцией: AgF – растворим, AgCl – белый творожистый осадок, AgBr – бледно-жёлтый осадок, AgI – ярко-жёлтый осадок. Некоторые галогениды металлов, например, галогениды (кроме фторида) алюминия и ртути являются ковалентными соединениями. Хлорид алюминия способен возгоняться, растворимые галогениды ртути диссоциируют в воде ступенчато. Хлорид олова(IV) – жидкость.

3. Качественной реакцией на молекулярный иод является появление синего окрашивания с раствором крахмала .

4. Кислородные соединения галогенов . Фтор образует два соединения с кислородом: F 2 O – фторид кислорода – светло-желтый газ с t кип = -144,8°С; получается при быстром пропускании фтора через 2%-ный раствор едкого натра. Дифторид дикислорода – F 2 O 2 – светло-коричневый газ, при -57°С он переходит в вишнево-красную жидкость, а при -163°С превращается в оранжевое твердое вещество. Получается F 2 O 2 при взаимодействии простых веществ при охлаждении и действии электрического тлеющего разряда. Выше температуры кипения он уже является неустойчивым, выступает как сильнейший окислитель и фторирующий агент. Оксиды остальных галогенов – эндотермические соединения и неустойчивы. При комнатной температуре некоторые из них, например, Cl 2 O 7 , существуют только благодаря кинетической заторможенности процесса разложения. Оксид хлора (VII) – бесцветная жидкость с температурой кипения 83°С, которая разлагается со взрывом при нагревании до 120°С. Единственное экзотермическое соединение галогена и кислорода – J 2 O 5 . Это белое кристаллическое вещество, которое без взрыва разлагается на простые вещества при температуре выше 300°С. Его используют для обнаружения и количественного определения оксида углерода (II) в воздухе: J 2 O 5 + 5CO = J 2 + 5CO 2 .

5. Кислородсодержащие кислоты галогенов . Известны кислоты общей формулы НЭО х, в которых галогены проявляют нечетные положительные степени окисления. Для хлора это HClO – хлорноватистая кислота, слабая, неустойчивая. Разлагается согласно уравнению: HClO = HCl + O, причем кислород в момент выделения проявляет очень сильные окислительные свойства. Получается по реакции: 2Cl 2 + 2HgO + H 2 O = HgO . HgCl 2 ↓ + 2HClO, соли называются гипохлориты. HClO 2 – хлористая кислота, также является слабой и неустойчивой. Соли – хлориты. HClO 3 – хлорноватая кислота. Это уже кислота сильная, но устойчива только в разбавленных водных растворах. По окислительной способности несколько уступает хлористой кислоте. Соли –хлораты. Хлорная кислота – HClO 4 – одна из наиболее сильных неорганических кислот. Ее водные растворы устойчивы и безопасны при хранении, обычно используют 72%-ный раствор, который почти не проявляет окислительных свойств. Хлорная кислота существует в свободном виде как бесцветная сильно дымящая жидкость, способная взрываться при хранении или нагревании. Соли называются перхлораты. Таким образом, при увеличении количества атомов кислорода увеличивается сила кислородсодержащих кислот хлора и уменьшается их окислительная способность.Соответствующие кислоты брома и иода обладают похожими свойствами, но они гораздо менее устойчивы. Особенно в степенях окисления галогенов +1 и +3. Растворы бромноватистой кислоты устойчивы непродолжительное время только при 0°С. Бромноватая кислота во всем напоминает хлорноватую. Иодноватая кислота – бесцветные прозрачные кристаллы с t пл =110°С. Она получается при окислении иода концентрированной азотной кислотой, пероксидом водорода, озоном, хлором в воде: J 2 + 5H 2 O 2 = 2HJO 3 +4H 2 O Бромная кислота в отличие от хлорной является сильным окислителем и не выделена в свободном состоянии, что связано с явлением вторичной периодичности, в результате которого для брома невыгодно проявлять максимальную положительную степень окисления. Существует несколько иодных кислот: HJO 4 , H 5 JO 6 (ортоиодная), H 3 JO 5 (метаиодная). Наиболее устойчива H 5 JO 6 . Это бесцветное кристаллическое вещество с t пл =122°С, оно представляет собой кислоту средней силы и склонно к образованию кислых солей, так как основные равновесия в ее растворе следующие: H 5 JO 6 = H + + H 4 JO 6 - K=10 -3 H 4 JO 6 - = JO 4 - + 2H 2 O K=29 H 4 JO 6 - = H + + H 3 JO 6 - K=2 . 10 -7 . Подведем итоги. Сильными кислотами являются HClO 4 , HClO 3 , HBrO 4 , HBrO 3 , HJO 3 . Сильными окислительными свойствами обладают HClO, HClO 2 , HBrO, HBrO 4 , H 5 JO 6 .

6. Соли кислородсодержащих кислот более устойчивы, чем кислоты. Интересно, что для металлов подгруппы калия нерастворимы перхлораты и периодаты, а у рубидия еще хлораты, броматы и перброматы, хотя обычно у щелочных металлов все соли растворимые. Большинство солей при нагревании разлагается: KClO 4 = KCl + 2O 2 . Хлорат калия, который еще имеет название «бертолетова соль», при нагревании диспропорционирует: 4KClO 3 = KCl + 3KClO 4 Также ведет себя гипохлорит: 3KClO = 2KCl + KClO 3 Если соль содержит примеси, особенно оксидов металлов, разложение может частично пойти по другому пути: 2KClO 3 = 2KCl + 3O 2 . При использовании диоксида марганца в качестве катализатора этот путь становится основным.

7. Окислительно-восстановительные реакции оксогалогенатных анионов. Соли полностью диссоциируют в растворе. При этом получаются оксогалогенатные анионы – ЭО х - , которые при наличии отрицательного заряда являются более слабыми окислителями, чем молекулы кислоты. Например, хлорноватистая кислота может окислить собственную соль: 2HClO + NaClO = NaClO 3 + 2HCl. В растворе соли проявляют заметные окислительные свойства только в кислой среде. Стоит отметить реакции конпропорционирования: KClO 3 + 6HCl = 3Cl 2 +KCl + 3H 2 O KJO 3 + 5KJ + H 2 SO 4 = 3J 2 ↓ + 3K 2 SO 4 + 3H 2 O. При нагревании эти соли становятся сильными окислителями. Вся спичечная и пиротехническая промышленности основаны на реакциях бертолетовой соли, например: 2KClO 3 + 3S = 2KCl + 3SO 2 5KClO 3 + 6P = 5KCl + 3P 2 O 5 KClO 3 +2Al = Al 2 O 3 + KCl. Сложные равновесия приводят к тому, что кислородсодержащие кислоты галогенов и их соли, выступая в роли окислителей, чаще всего восстанавливаются до Hal -1 .

8. Способы получения галогенов. Фтор получается электролизом расплава гидрофторида калия (KHF 2). В промышленности хлор получают электролизом раствора хлорида натрия или соляной кислоты, по методу Дикона: 4HCl + O 2 = 2H 2 O + 2Cl 2 (при нагревании и использовании CuCl 2 в качестве катализатора), взаимодействием белильной извести с соляной кислотой. В лаборатории: взаимодействием концентрированной соляной кислоты с KMnO 4, K 2 Cr 2 O 7 или MnO 2 при нагревании. Бром получают вытеснением его хлором из состава бромида калия или натрия, а также окислением бромидов концентрированной серной кислотой. Все эти реакции уже обсуждались. Иод также может быть вытеснен хлором или бромом из состава иодида. Можно окислить иодид-анион диоксидом марганца в кислой среде. Так как иодид-анион окисляется легко, здесь возможны самые разнообразные реакции.

МЕДЬ.

Элемент с порядковым номерои 29, относительной атомной массой 63,545. Относится к семейству d-элементов. В периодической системе находится в IV периоде, I группе, побочной подгруппе. Строение внешнего электронного слоя: 3d 10 4s 1 . В основном состоянии d-подуровень заполнен, но он не является достаточно устойчивым, поэтому кроме степени окисления +1, которую можно предположить из электронного строения атома, медь проявляет степени окисления +2, даже +3 и очень редко +4. Радиус атома меди достаточно мал – 0,128 нм. Он даже меньше радиуса атома лития – 0,155 нм. Его единственный 4s-электрон, когда находится ближе к ядру, попадает под экран из законченной 3d 10 оболочки, что увеличивает его притяжение к ядру, а вместе с тем и потенциал ионизации. Поэтому медь является неактивным металлом, в ряду напряжения стоит после водорода.

Физические свойства. Медь – это мягкий металл красного цвета, пластичный, вязкий, легко растягивается в проволоку. Обладает высокой тепло- и электропроводностью, по которым уступает только золоту и серебру.

Химические свойства простого вещества. В сухом воздухе медь достаточно инертна, так как покрывается тонкой пленкой смеси CuO и Cu 2 O, которая придает поверхности более темный цвет и препятствует дальнейшему взаимодействию с кислородом воздуха. В присутствии значительных количеств влаги и углекислого газа идет коррозия, продуктом которой является карбонат гидроксомеди (II) зеленого цвета: 2Cu + H 2 O + CO 2 + O 2 = (CuO) 2 CO 3 .

На сегодняшний день существует около 2,5 миллионов разнообразных соединений как природного происхождения, так и синтезированных искусственно человеком. Все они очень разные, часть из них - незаменимые участники биологических процессов, происходящих в живых организмах. Отличают соединения друг от друга свойства веществ. Характеристики и то, что еще позволяет идентифицировать ту или иную химическую молекулу, рассмотрим далее.

Что такое вещество?

Если давать определение этому понятию, то нужно указать на его связь с физическими телами. Ведь веществом принято считать именно то, из чего состоят эти тела. Так, стекло, железо, сера, дерево - это вещества. Примеры можно приводить бесконечно. Проще понять следующее: рассматриваемым термином обозначают все существующее в мире многообразие различных сочетаний молекул, а также простых одноатомных частиц.

Таким образом, вода, спирт, кислоты, щелочи, белки, углеводы, соль, сахар, песок, глина, алмаз, газы и прочее - это все и есть вещества. Примеры позволяют более четко уловить суть этого понятия.

Физическое тело - это продукт, который создается природой или человеком на основе различных соединений. Например, стакан - это тело, которое состоит из стекла, а лист бумаги - это тело, которое представляет собой обработанную целлюлозу или древесину.

Конечно, все молекулы разные. То, что лежит в основе их отличия, называется их свойствами - физическими, органолептическими и химическими. Определяются они при помощи специальных методов, которые у каждой науки свои. Это могут быть и математические, аналитические, экспериментальные, инструментальные способы, и еще множество самых разнообразных. Например, наука химия использует для каждого вещества, вернее, для его идентификации, свой реагент. Он подбирается на основании особенностей строения молекулы и прогнозирования химических свойств. Затем проверяется экспериментально, утверждается и закрепляется в теоретической базе.

Классификация веществ

В основу деления соединений на группы может быть положено множество разных признаков. Например, агрегатное состояние. Все они могут быть по этому фактору четырех видов:

• плазма;
• жидкость;
• кристаллическое вещество (твердое).

Если брать за основу более "глубокий" признак, то все вещества можно разделить на:

• органические - в основе цепочки и циклы из атомов углерода и водорода;
• неорганические - все остальные.

По элементному составу, который отражают формулы веществ, все они бывают:

• простые - из одного вида химического атома;
• сложные - два и больше разных типов элементов.

В свою очередь, простые делятся на металлы и неметаллы. Сложные имеют множество классов: соли, основания, кислоты, оксиды, сложные эфиры, углеводороды, спирты, нуклеиновые кислоты и так далее.

Разные виды формул соединений

Что является наглядным, то есть графическим, отображением соединений? Конечно, это формулы веществ. Они бывают разными. В зависимости от вида заключенная в них информация о молекуле тоже отличается. Так, существуют такие варианты:

1. Эмпирическая, или молекулярная. Отражает количественный и качественный состав вещества. Она включает в себя символы входящих в состав элементов и индекс в нижнем левом углу у него, показывающий количество данного атома в составе молекулы. Например, Н 2 О, Na 2 SO 4 , AL 2 (SO 4) 3 .
2. Электронно-графическая. Такая формула показывает количество валентных электронов у каждого элемента, входящего в состав соединения. Поэтому по такому варианту уже можно предсказать некоторые химические и веществ.
3. В органической химии принято использовать полные и сокращенные Они отражают порядок связи атомов в молекулах, кроме того, четко указывают на принадлежность вещества к тому или иному классу соединений. А это позволяет с точностью определить конкретный тип молекулы и спрогнозировать все характерные для нее взаимодействия.

Поэтому химическая символика и правильно составленные формулы соединений - важнейшая часть работы со всеми известными веществами. Это которые должен знать каждый школьник, изучающий химию.

Физические свойства

Очень важной характеристикой являются проявляемые физические свойства веществ. Что относится именно к этой группе?

1. Агрегатное состояние при различных условиях, в том числе при стандартных.
2. Температуры кипения, плавления, замерзания, испарения.
3. Органолептические характеристики: цвет, запах, вкус.
4. Растворимость в воде и других растворителях (органических, например).
5. Плотность и текучесть, вязкость.
6. Электро- и теплопроводность, теплоемкость.
7. Электрическая проницаемость.
8. Радиоактивность.
9. Абсорбция и эмиссия.
10. Индуктивность.

Также есть ряд показателей, которые очень важны для полного списка, отражающего свойства веществ. Однако они находятся между физическими и химическими. Это:

• тип кристаллической решетки;
• электроотрицательность;
• твердость и хрупкость;
• ковкость и пластичность;
• испаряемость или летучесть;
• биологическое воздействие на живые организмы (отравляющее, удушающее, нервнопаралитическое, нейтральное, благоприятное и прочее).

Часто эти показатели упоминаются именно тогда, когда рассматриваются уже непосредственно химические свойства веществ. Однако можно указать их и в разделе физических, что ошибкой не будет.

Химические свойства веществ

К данной группе относятся все возможные виды взаимодействий рассматриваемой молекулы с другими простыми и сложными веществами. То есть это непосредственно химические реакции. Для каждого вида соединения они строго специфичны. Однако выделяют общие групповые свойства для целого класса веществ.

Например, все кислоты способны реагировать с металлами согласно их положению в электрохимическом ряду напряжений металлов. Также для всех характерны реакции нейтрализации с щелочами, взаимодействие с нерастворимыми основаниями. Однако концентрированная серная и азотная кислоты особые, так как продукты их взаимодействия с металлами отличаются от полученных в результате реакций с другими представителями класса.

Химических свойств очень много у каждого вещества. Их количество определяется активностью соединения, то есть способностью реагировать с другими компонентами. Есть высокореакционноспособные, есть практически инертные. Это строго индивидуальный показатель.

Простые вещества

К таковым относятся те, что состоят из одного вида атомов, но разного их количества. Например, S 8, O 2, O 3, Au, N 2, P 4, CL 2, Ar и прочие.

Химические свойства простых веществ сводятся к взаимодействию с:

• металлами;
• неметаллами;
• водой;
• кислотами;
• щелочами и амфотерными гидроксидами;
• органическими соединениями;
• солями;
• оксидами;
• пероксидами и ангидридами и прочими молекулами.

Опять же следует указать, что это узко специфичная характеристика для каждого конкретного случая. Поэтому физические и химические свойства простых веществ рассматриваются индивидуально.

Сложные вещества

К данной группе относятся такие соединения, молекулы которых образованы двумя и более разными химическими элементами. Количество каждого из них может быть разным. Для понимания приведем несколько простых примеров:

• H 3 PO 4 ;
• K 3 ;
• Cu(OH) 2 ;
• AL 2 O 3 и прочие.

Так как все они относятся к разным классам веществ, выделить общие физические и химические характеристики для всех невозможно. Это специфичные свойства, своеобразные и индивидуальные в каждом конкретном случае.

Неорганические вещества

Их на сегодняшний день насчитывается свыше 500 тысяч. Встречаются как простые, так и сложные. Всего можно выделить несколько основных которые представляют все их многообразие.

1. Простые вещества металлы.
2. Оксиды.
3. Простые вещества неметаллы.
4. Благородные или инертные газы.
5. Пероксиды.
6. Ангидриды.
7. Летучие водородные соединения.
8. Гидриды.
9. Соли.
10. Кислоты.
11. Основания.
12. Амфотерные соединения.

Любой представитель каждого из классов имеет свой набор физико-химических свойств, позволяющих отличить его среди других соединений и идентифицировать.

Свойства органических веществ

Органика - это такой раздел химии, который занимается изучением соединений, отличных от неорганических, и их свойств. В основе их строения лежат атомы углерода, способные соединяться друг с другом в различные структуры:

• линейные и разветвленные цепи;
• циклы;
• ароматические кольца;
• гетероциклы.

Живые организмы состоят как раз из таких соединений, ведь основа жизни - это белки, жиры и углеводы. Все они - представители Поэтому и свойства их особенные. Однако в любом случае, независимо от того, о какой молекуле идет речь, все равно для нее будет характерен определенный набор физико-химических свойств, которые мы уже упоминали раньше.

Что такое живое вещество?

Живым называется вещество, из которого сложена вся биомасса нашей планеты. То есть те организмы, которые составляют жизнь на ней:

• бактерии и вирусы;
• простейшие;
• растения;
• животные;
• грибы;
• люди.

Так как основная часть соединений в составе живого существа - органические, то именно их и можно отнести к группе живого вещества. Однако не все. Только те, без которых невозможно существование представителей живой биосферы. Это белки, нуклеиновые кислоты, гормоны, витамины, жиры, углеводы, аминокислоты и прочие. Термин "живое вещество" был введен Вернадским, основателем учения о биосфере планеты.

Свойства живого вещества:

• обладание энергией с возможностью ее преобразования;
• саморегуляция;
• произвольное движение;
• чередование поколений;
• чрезвычайное разнообразие.

Кристаллы и металлические вещества

Кристаллическими называют все соединения, имеющие определенный тип строения пространственной решетки. Существуют соединения с атомной, молекулярной или металлической кристаллической решеткой. В зависимости от типа отличаются и свойства Типичными твердыми соединениями, имеющими вид мелко- или крупнодисперсных кристалликов, являются различные соли.

Также существуют и простые вещества с подобной структурой, например, алмаз или графит, драгоценные и полудрагоценные камни, минералы, горные породы. Основные свойства их:

• твердость;
• хрупкость;
• средние температуры плавления и кипения.

Однако, как и всегда, каждая характеристика не может подходить для всех.

Вещества проявляют металлы, их сплавы. Для них можно выделить набор общих характеристик:

• ковкость и пластичность;
• высокие температуры кипения, плавления;
• электро- и теплопроводность;
• металлический блеск.

Основания (гидроксиды) – сложные вещества, молекулы которых в своём составе имеют одну или несколько гидрокси-групп OH. Чаще всего основания состоят из атома металла и группы OH. Например, NaOH – гидроксид натрия, Ca(OH) 2 – гидроксид кальция и др.

Существует основание – гидроксид аммония, в котором гидрокси-группа присоединена не к металлу, а к иону NH 4 + (катиону аммония). Гидроксид аммония образуется при растворении аммиака в воде (реакции присоединения воды к аммиаку):

NH 3 + H 2 O = NH 4 OH (гидроксид аммония).

Валентность гирокси-группы – 1. Число гидроксильных групп в молекуле основания зависит от валентности металла и равно ей. Например, NaOH, LiOH, Al (OH) 3 , Ca(OH) 2 , Fe(OH) 3 и т.д.

Все основания – твёрдые вещества, которые имеют различную окраску. Некоторые основания хорошо растворимы в воде (NaOH, KOH и др.). Однако большинство из них в воде не растворяются.

Растворимые в воде основания называются щелочами. Растворы щелочей «мыльные», скользкие на ощупь и довольно едкие. К щелочам относят гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов (KOH, LiOH, RbOH, NaOH, CsOH, Ca(OH) 2 , Sr(OH) 2 , Ba(OH) 2 и др.). Остальные являются нерастворимыми.

Нерастворимые основания – это амфотерные гидроксиды, которые при взаимодействии с кислотами выступают как основания, а со щёлочью ведут себя, как кислоты.

Разные основания отличаются разной способностью отщеплять гидрокси-группы, поэтому признаку они делятся на сильные и слабые основания.

Сильные основания в водных растворах легко отдают свои гидрокси-группы, а слабые – нет.

Химические свойства оснований

Химические свойства оснований характеризуются отношением их к кислотам, ангидридам кислот и солям.

1. Действуют на индикаторы . Индикаторы меняют свою окраску в зависимости от взаимодействия с разными химическими веществами. В нейтральных растворах – они имеют одну окраску, в растворах кислот – другую. При взаимодействии с основаниями они меняют свою окраску: индикатор метиловый оранжевый окрашивается в жёлтый цвет, индикатор лакмус – в синий цвет, а фенолфталеин становится цвета фуксии.

2. Взаимодействуют с кислотными оксидами с образованием соли и воды:

2NaOH + SiO 2 → Na 2 SiO 3 + H 2 O.

3. Вступают в реакцию с кислотами, образуя соль и воду. Реакция взаимодействия основания с кислотой называется реакцией нейтрализации, так как после её окончания среда становится нейтральной:

2KOH + H 2 SO 4 → K 2 SO 4 + 2H 2 O.

4. Реагируют с солями, образуя новые соль и основание:

2NaOH + CuSO 4 → Cu(OH) 2 + Na 2 SO 4.

5. Способны при нагревании разлагаться на воду и основной оксид:

Cu(OH) 2 = CuO + H 2 O.

Остались вопросы? Хотите знать больше об основаниях?
Чтобы получить помощь репетитора – зарегистрируйтесь .
Первый урок – бесплатно!

сайт, при полном или частичном копировании материала ссылка на первоисточник обязательна.

Окружающий мир материален. Материя бывает двух видов: вещество и поле. Объект химии – вещество (в том числе и влияние на вещество различных полей – звуковых, магнитных, электромагнитных и др.)

Вещество - все, что имеет массу покоя (т.е. характеризуется наличием массы тогда, когда не движется) . Так, хотя масса покоя одного электрона (масса не движущегося электрона) очень мала – около 10 -27 г, но даже один электрон – это вещество.

Вещество бывает в трех агрегатных состояниях – газообразном, жидком и твердом. Есть еще одно состояние вещества – плазма (например, плазма есть в грозовой и шаровой молнии), но в школьном курсе химию плазмы почти не рассматривают.

Вещества могут быть чистыми, очень чистыми (нужными, например, для создания волоконной оптики), могут содержать заметные количества примесей, могут быть смесями.

Все вещества состоят из мельчайших частиц – атомов. Вещества, состоящие из атомов одного вида (из атомов одного элемента), называют простыми (например, древесный уголь, кислород, азот, серебро и др.). Вещества, которые содержат связанные между собой атомы разных элементов, называют сложными.

Если в веществе (например, в воздухе) присутствуют два или большее число простых веществ, и их атомы не связаны между собой, то его называют не сложным, а смесью простых веществ. Число простых веществ сравнительно невелико (около пятисот), а число сложных веществ огромно. К настоящему времени известны десятки миллионов разных сложных веществ.

Химические превращения

Вещества способны вступать между собой во взаимодействие, причем возникают новые вещества. Такие превращения называют химическими . Например, простое вещество уголь взаимодействует (химики говорят – реагирует) с другим простым веществом – кислородом, в результате образуется сложное вещество – углекислый газ, в котором атомы углерода и кислорода связаны между собой. Такие превращения одних веществ в другие называют химическими. Химические превращения – это химические реакции. Так, при нагревании сахара на воздухе сложное сладкое вещество – сахароза (из которого состоит сахар) – превращается в простое вещество – уголь и сложное вещество – воду.

Химия изучает превращения одних веществ в другие. Задача химии – выяснить, с какими именно веществами может при данных условиях взаимодействовать (реагировать) то или иное вещество, что при этом образуется. Кроме того, важно выяснить, при каких именно условиях может протекать то или иное превращение и можно получить нужное вещество.

Физические свойства веществ

Каждое вещество характеризуется совокупностью физических и химических свойств. Физические свойства – это свойства, которые можно охарактеризовать с помощью физических приборов . Например, с помощью термометра можно определить температуру плавления и кипения воды. Физическими методами можно охарактеризовать способность вещества проводить электрический ток, определить плотность вещества, его твердость и т.д. При физических процессах вещества остаются неизменными по составу.

Физические свойства веществ подразделяют на счислимые (те, которые можно охарактеризовать с помощью тех или иных физических приборов числом, например, указанием плотности, температур плавления и кипения, растворимости в воде и др.) и несчислимые (те, которые охарактеризовать числом нельзя или очень трудно – такие, как цвет, запах, вкус и др.).

Химические свойства веществ

Химические свойства вещества – это совокупность сведений о том, с какими другими веществами и при каких условиях вступает в химические взаимодействия данное вещество . Важнейшая задача химии – выявление химических свойств веществ.

В химических превращениях участвуют мельчайшие частицы веществ – атомы. При химических превращениях из одних веществ образуются другие вещества, и исходные вещества исчезают, а вместо них образуются новые вещества (продукты реакции). А атомы при всех химических превращениях сохраняются . Происходит их перегруппировка, при химических превращениях старые связи между атомами разрушаются и возникают новые связи.

Химический элемент

Число различных веществ огромно (и у каждого из них своя совокупность физических и химических свойств). Атомов, отличающихся друг от друга по важнейшим характеристикам, в окружающем нас материальном мире сравнительно невелико – около ста. Каждому виду атомов отвечает свой химический элемент. Химический элемент – это совокупность атомов с одинаковыми или близкими характеристиками . В природе встречается около 90 различных химических элементов. К настоящему времени физики научились создавать новые, отсутствующие на Земле виды атомов. Такие атомы (и, соответственно, такие химические элементы) называют искусственными (по-английски – man-made elements). Искусственно полученных элементов к настоящему времени синтезировано более двух десятков.

Каждый элемент имеет латинское название и одно- или двух-буквенный символ. В русскоязычной химической литературе нет четких правил произношения символов химических элементов. Одни произносят так: называют элемент по-русски (символы натрия, магния и др.), другие – по латинским буквам (символы углерода, фосфора, серы), третьи – как звучит название элемента по-латыни (железо, серебро, золото, ртуть). Символ элемента водорода Н у нас принято произносить так, как эту букву произносят по-французски.

Сравнение важнейших характеристик химических элементов и простых веществ приведено в таблице ниже. Одному элементу может отвечать несколько простых веществ (явление аллотропии: углерод, кислород и др.), а может – и одно (аргон и др. инертные газы).

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.