Закономерности распространения химических элементов в космосе и на Земле вначале были установлены чисто эмпирически. Было подмечено, что:
Распространенность быстро падает от элементов с низкими атомными номерами (примерно до номера 30), а затем, для более тяжелых элементов остается приблизительно постоянной.
Только десять элементов – H, He, C, N, O, Ne, Mg, Si, S, Fe, атомные номера которых меньше 27, характеризуются высокой распространенностью; из них водород резко преобладает над остальными.
Элементы с четными порядковыми номерами более распространены, чем нечетные (закон Оддо - Гаркинса).
Уточнения к закону Оддо-Гаркинса впоследствии сформулировали А.Е. Ферсман и другие геохимики, но основная суть его остаётся неизменной. Истоки закономерностей – в строении атомных ядер. Первоначально геохимики предполагали, что это может быть как-то связано с различной степенью устойчивости атомных ядер различных элементов. Сейчас признаётся, что это отражает механизм термоядерного синтеза в космических условиях.
Установленные закономерности показывают, что абсолютная распространенность элементов зависит в большей степени от свойств ядра, чем от химических свойств элемента и связана со стабильностью ядер.
А.Е. Ферсман заметил, что все химические элементы можно подразделить на 4 группы с порядковыми номерами, выражающимися формулами:
4q 4q+3 4q+2 4q+1,
которые составляют 86,19%,12,74%, 0,05%- и 0,02% по массе соответственно
Элемент однозначно характеризуется числом протонов в ядре, но число нейтронов может колебаться. В результате элемент может иметь несколько изотопов, различающихся по массовому числу или атомному весу и стабильностью, но практически неотличимых по химическим свойствам. С другой стороны, существуют изобары, которые являются разными элементами, но имеют одинаковое число нейтронов.
Ядра, содержащие 2, 8, 20, 28, 50, 82, 126 протонов или нейтронов особенно устойчивы. Эти числа называются магическими. Наиболее устойчивы дважды магические ядра, содержащие магическое число и протонов и нейтронов – 4He, 16O, 40Ca. В земной коре элементы с магическими ядрами обладают достаточно высокой распространенностью (за исключением гелия).
Обобщая все данные о распространённости химических элементов и их поведении в геохимических процессах, В.М. Гольдшмидт сформулировал основной закон геохимии:
Содержания химических элементов зависят от строения их атомного ядра, а их миграция – от строения электронных оболочек, определяющих химические свойства элементов. Для геохимии в равной мере важны оба этих аспекта.
Одним из основных законов геохимии является закон Ферсмана-Гольдшмидта, который можно сформулировать следующим образом: Геохимия элемента в земной коре определяется как химическими свойствами, так и величиной кларка.
Основные классы неорганических соединений
Неорганические вещества классифицируются по составу и по химическим свойствам. По составу неорганические вещества делятся на бинарные – состоящие только из двух элементов, и многоэлементные – состоящие из нескольких элементов. Бинарные соединения классифицируются по неметаллу, например CaH2, NaH – гидриды, CaS, FeS – сульфиды, СаС2, Al4C3 – карбиды и т. д. Многоэлементные соединения классифицируются по общему элементу, чаще всего кислороду, например: NaNO3, H2SO4, KClO4 – кислородсодержащие.
Далее будут рассмотрены четыре важнейших класса неорганических соединений: оксиды, гидроксиды металлов, (гидроксиды неметаллов относятся, как правило, к кислотам) кислоты, соли.
Оксиды
Оксидами называются бинарные соединения, содержащие кислород в степени окисления -2.
По химическим свойствам оксиды делятся на солеобразующие и несолеобразующие. Солеобразующие, в свою очередь, делятся на основные, кислотные и амфотерные.
Основные оксиды взаимодействуют с кислотами с образованием соли и воды, например:
CuO + 2HCl = CuCl2 + H2O
MnO + H2SO4 = MnSO4 + H2O
В состав основных оксидов входят металлы главных подргрупп I и II групп Периодической системы (кроме бериллия), а также переходные металлы в низших степенях окисления, например СаО, К2О, MnO, FeO, CrO.
Основные оксиды, образованные щелочными и щелочноземельными металлами взаимодействуют с водой с образованием щелочей:
Na2O + H2O = 2NaOH
CaO + H2O = Ca(OH)2
Кислотными оксидами называются оксиды, взаимодействующие со щелочами с образованием соли и воды, например:
SO2 + 2KOH = K2SO3 + H2O
CO2 + 2NaOH = Na2CO3 + H2O
В состав кислотных оксидов входят неметаллы или переходные металлы в высших степенях окисления, например: P2O5, SiO2, CrO3, Mn2O7.
Кислотные оксиды (кроме SiO2) взаимодействуют с водой:
SO3 + H2O = H2SO4
P2O5 + 3H2O = 2H3PO4
Амфотерные оксиды в зависимости от условий проявляют свойства основных или кислотных оксидов, т.е. образуют соли как с кислотами, так и с основаниями, например:
Cr2O3 + 6HCl = 2CrCl3 + 3H2O
Cr2O3 + 2NaOH = 2NaCrO2 + H2O
В состав амфотерных оксидов входят переходные металлы в промежуточных степенях окисления, металлы главной подгруппы III группы, например Cr2O3, Al2O3, MnO2. К амфотерным оксидам относятся также BeO, ZnO и PbO2. Амфотерные оксиды с водой не взаимодействуют.
Несолеобразующие оксиды не дают реакций, характерных для солеобразующих оксидов. К ним относятся: NO, N2O, SiO, CO. Несолеобразующие оксиды могут реагировать с кислотами или щелочами, но при этом не образуются продукты, характерные для солеобразующих оксидов, например при 150oС и 1,5 Мпа СО реагирует с гидроксидом натрия с образованием соли – формиата натрия:
СО + NaOH = HCOONa
Однако вода в этой реакции никогда не образуется, поэтому СО относят к несолеобразующим оксидам.
Оксиды можно получить следующими основными способами:
1. из простых веществ:
2Cu + O2 = CuO
S + O2 = SO2
2. окислением сложных веществ:
4FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2
CH4 + 2O2 = CO2 + 2H2O
6MnO + O2 = 2Mn3O4
3. термическим разложением оксидов, гидроксидов, кислородсодержащих солей и кислот:
3MnO2 = Mn3O4 + O2
2Fe(OH)3 = Fe2O3 + 3H2O
2Cu(NO3)2 = 2CuO + 4NO2 + O2
H2SiO3 = SiO2 + H2O
Гидроксиды
Гидроксидами металлов называются вещества, содержащие ион металла и одну или несколько гидроксильных групп.
Гидроксиды делятся на основные (основания) и амфотерные. Основные гидроксиды, в свою очередь, делятся на сильные основания – щелочи, и слабые основания. В состав щелочей входят катионы щелочных и щелочноземельных металлов, например КОН, NaOH, Ca(OH)2, Ba(OH)2. Слабыми основаниями являются гидроксиды переходных металлов в низших степенях окисления, например Fe(OH)2, Mn(OH)2, Cu(OH)2.
Число гидроксильных групп в основании называется кислотностью основания.
Амфотерные гидроксиды включают в свой состав катионы металлов III группы Периодической системы, катионы переходных металлов в промежуточных степенях окисления, например Al(OH)3, Cr(OH)3, Fe(OH)3. К амфотерным также относятся Be(OH)2, Zn(OH)2.
Основные гидроксиды реагируют с кислотами с образованием соли и воды, например:
Сu(OH)2 + H2SO4 = CuSO4 + 2H2O
Щелочи реагируют с кислотными и амфотерными оксидами:
Ca(OH)2 + CO2 = CaCO3 + H2O
2NaOH + Fe2O3 = 2NaFeO2 + H2O
Амфотерные гидроксиды реагируют и с кислотами (в этом случае они ведут себя как основания), и со щелочами (как кислоты), например:
Al(OH)3 + 3NaOH = Na3[Al(OH)6]
Al(OH)3 + 3HCl = AlCl3 + 3H2O
Cлабые основания и амфотерные гидроксиды при нагревании разлагаются:
Cu(OH)2 = CuO + H2O
2Fe(OH)3 = Fe2O3 + 3H2O
Для получения слабых оснований и амфотерных гидроксидов используют реакцию их вытеснения из солей щелочами:
CuCl2 + 3NaOH = Cu(OH)2 + 3NaCl
Fe2(SO4)3 + 6KOH = Fe(OH)3 + 3K2SO4
Щелочи можно получить взаимодействием металла с водой:
2Na + 2H2O = 2NaOH + H2
соответствующего оксида с водой:
СаО + Н2О = Са(ОН)2
или электролизом водного раствора соли соотвествующего металла:
2KCl + 2H2O = 2KOH + H2 + Cl2
Кислоты
Кислоты реагируют с основаниями (а также с основными и амфотерными оксидами и гидроксидами) с образованием солей. Например:
HCl + NaOH = NaCl + H2O
H2SO4 + Fe(OH)2 = FeSO4 + 2H2O
2HNO3 + ZnO = Zn(NO3)2 + H2O
Кислоты классифицуируются по следующим признакам:
по силе (как электролиты) - на сильные (например HCl, HNO3, H2SO4) и слабые (H2S, HNO2, HCN и т.д.)
по наличию кислорода в составе кислоты - на кислородные (HClO3, H3PO4) и бескислородные (HCN, H2S). При этом элемент, входящий в состав кислородной кислоты называется кислотообразующим.
основности (т.е. по числу атомов водорода в молекуле кислоты, способных замещаться на металл) на одноосновные (HCl, HNO3), двухосновные (H2SO3, H2S), трехосновные (H3PO4) и т.д.
по окислительным свойствам - на обычные кислоты, у которых в окислительно-восстановительных реакциях, например с металлами, восстанавливаются ионы водорода (например, HCl), и кислоты-окислители, у которых происходит восстановление кислотообразующего элемента (например, HNO3).
Кислоты имеют общие химические свойства:
Взаимодейcтвуют с металлами. Обычные кислоты (неокислители) взаимодействуют с металлами, стоящими в ряду напряжений левее водорода:
Fe + 2HCl = FeCl2 + H2
Zn + H2SO4(разб) = ZnSO4 + H2
Кислоты окислители могут реагировать как с металлами, расположенными в ряду напряжений левее водорода, например:
Zn + HNO3(разб) = Zn(NO3)2 + H2O + N2
Так и правее его:
Ag + HNO3(конц) = AgNO3 + H2O + NO2
Соли
Соли можно рассматривать как продукт взаимодействия основания и кислоты. При этом может происходить как полное, так и неполное замещение ионов водорода в кислоте катионами металла (или аммония) или гидроксильных групп в основании кислотными остатками.
Соли, не содержащие ионов водорода или гидроксильных групп, называются средними, например NaCl, CuSO4, Ca3(PO4)2.
Соли, содержащие ионы водорода – кислые, например: KH2PO4 – дигидрофосфат калия, NaHCO3 – гидрокарбонат натрия.
Соли, содержащие ионы гидроксила, называются основными: Mg(OH)Cl – гидроксихлорид магния, (CuOH)2CO3 – гидроксикарбонат меди (II).
Соли, содержащие два катиона, называются двойными: Fe(NH4)2(SO4)212H2O – двойной сульфат железа(II)-аммония (соль мора), KCr(SO4)212H2O – двойной сульфат хрома (III) - калия (хромокалиевые квасцы).