Щелочные металлы, особенно натрий и калий, образуют множество солей разных кислот. Их соли хорошо растворимы в воде и являются сильными электролитами. Водород, который тоже находится в первой группе, иногда называют газообразным металлом, так как многие его свойства сходны с металлическими. Так, например, он активно реагирует с неметаллами:
С другой стороны, водород по многим химическим свойствам сходен с неметаллами XVII группы (галогенами), так как существует в виде двухатомной молекулы и вступает в реакцию с металлами: 2Na + Н2 → 2NaH
Поэтому водород часто помещают как в группе I, так и в группе XVII. Щелочноземельные металлы второй группы, - бериллий, магний, кальций, стронций и барий (радий является радиоактивным элементном), - менее активны, чем металлы первой группы. Они реагируют с водой только при высокой температуре (с водяным паром) по схеме:
Оксиды этих металлов (за исключением оксида бериллия) реагируют с водой с образованием сильных оснований:
СаО + Н2О → Са(ОН)2 (гашение извести);
Оксиды щелочноземельных металлов реагируют с кислотами, то есть носят основной характер; оксид бериллия растворяется также и в сильных кислотах, то есть является амфотерным соединением.
Гидроксид бериллия Be(OH)2 также проявляет не только основные, но и кислотные свойства, реагируя с сильными основаниями с образованием бериллатов:
Сульфаты и карбонаты щелочноземельных металлов мало растворимы в воде, однако их кислые соли (См. Лекцию 15) хорошо растворяются. Присутствие в воде солей магния и кальция делает воду жѐсткой, так как даже при незначительном содержании в воде ионов кальция и магния в моющих средствах (растворимых натриевых и калиевых солях жирных карбоновых кислот) образуются нерастворимые кальциевые и магниевые соли, оседающие в виде белого налѐта. Природные воды делаются жѐсткими при растворении карбонатов щелочноземельных металлов, которые содержатся в известняках, в присутствии избытка диоксида углерода:
Свойства р-элементов:
К р-элементам относятся элементы XIII - XVIII групп Периодической системы. По свойствам большая часть р-элементов относится к активным неметаллам. Наиболее активными неметаллами являются элементы XVII группы фтор, хлор, бром и йод (астат является радиоактивным элементом), которые называются галогенами, или галоидами (солеобразующими) за их свойство реагировать с металлами с образованием солей:
Ярко выраженные неметаллические свойства галогенов объясняются тем, что до октета им не хватает всего одного электрона, вследствие чего эти элементы обладают высоким сродством к электрону. Все галогены реагируют с водородом с образованием соответствующих газообразных галогеноводородов HF, HCl, HBr и HI, растворы которых в воде являются сильными кислотами. Всем галогенам, кроме фтора, присуща переменная валентность, что объясняется распариванием электронов с уровня 3р на уровень 3d. Эти элементы могут быть I, II, III, V и VII-валентными. Вследствие этого многие соединения галогенов проявляют окислительно-восстановительные свойства (См. Лекцию 15). Известны кислородсодержащие кислоты галогенов для всех валентных состояний. Наиболее важным для практического применения является хлор. Его применяют для обеззараживания воды, отбеливания тканей и бумаги и в иных целях. В промышленности хлор получают методом электролиза раствора хлорида натрия, а в лабораторной практике – окислением соляной кислоты HCl соединениями марганца: MnO2 + 4HCl → MnCl2 + Cl2 + 2H2O;
При пропускании хлора в горячий раствор щелочи образуется хлорат и хлорид калия:
В ряду кислородных кислот хлора HOCl (хлорноватистая) HClO2 (хлористая), HClO3 (хлорноватая) HClO4 (хлорная) кислотные свойства усиливаются, а окислительные свойства ослабевают. При переходе от XVII группы к XVI, XV, XIV и XIII группам неметаллические свойства рэлементов постепенно ослабевают. Кислород, р-элемент XVI группы, является самым распространѐнным в природе. Все элементы, кроме инертных газов, реагируют с кислородом с образованием оксидов. В соединениях кислород всегда двухвалентен. В пероксидах, например, в пероксиде водорода Н2О2 или натрия Na2O2, атомы кислорода образуют «кислородные мостики» -О-О-. Такая связь непрочна, поэтому пероксиды неустойчивы и часто разлагаются со взрывом. Остальные рэлементы XVI группы, сера, селен и теллур (полоний является радиоактивным элементом) обладают переменной валентностью II, IV и VI. Серу, селен и теллур иногда называют «халькогенами» («рождающими медь») поскольку они обычно присутствуют в медных рудах. Оксиды этих элементов имеют кислотный характер. Например, при растворении оксидов серы в воде образуются кислоты:
SO2 + H2O → Н2SO3 (сернистая кислота);
SO3 + H2O → H2SO4 (серная кислота)
Поэтому диоксид серы SO2 и триоксид серы SO3 называют соответственно сернистым и серным ангидридами («лишѐнными воды кислотами»). При реакции кислотных оксидов со щелочами образуются соли:
Сера образует и другие кислоты, сероводородную H2S, серноватистую, или тиосерную, H2S2O3, пиросерную H2S2O7, надсерную H2S2O8 и другие. Эти кислоты, как и сернистая кислота, нестойки и не существуют в свободном виде, однако их соли (сульфиты, сульфиды, тиосульфаты, пиросульфаты, персульфаты) очень устойчивы и широко используются.
Металлические руды часто являются сульфидами металлов, например, ZnS, SnS, Bi2S3.
Азот, самый распространѐнный в природе р-элемент XV группы c электронной формулой 1s22s22p3 обладает уникальными химическими свойствами. Для него характерны валентности I, II, III, IV и V.
Одновалентное состояние атома азота (например, в соединении N2O) объясняется спиновой теорией валентности, выдвинутой Лондоном в 1928 году. В соответствии с этой теорией, при образовании химической связи спины валентных электронов пределах одного подуровня могут взаимно компенсироваться. Так, у азота компенсируются спины двух из трѐх 2р-электронов. Пятивалентное состояние можно объяснить участие в связи, помимо трѐх неспаренных 2р-электронов, «неподеленной» пары 2s-электронов. Возникновение двухвалентного и четырѐхвалентного состояния, например, в молекулах NO и NO2, объясняют тем, что в этих молекулах фактически реализуется трѐхвалентное или пятивалентное состояние, но при этом один из валентных электронов азота остаѐтся неспаренным.
В воздухе содержится 75,6% молекулярного азота N2. Реакция синтеза аммиака из азота воздуха с образованием аммиака по схеме:
называется реакцией связывания азота. При растворении аммиака в воде образуется гидроксид аммония, со свойствами слабого основания: NH3 + H2O → NH4OH
Реагируя с кислотами, гидроксид аммония образует соли аммония:
Из кислородных соединений азота наибольшее применение находит азотная кислота HNO3. При реакции еѐ с металлами образуются различные соединения азота:
Продуктами реакции, в зависимости от активности металла и концентрации азотной кислоты, могут быть также диоксид азота NO2, закись азота N2O и аммиак NH3. Соли азотной кислоты, нитраты, находят широкое применение. При нагревании нитраты разлагаются, причѐм продукты разложения зависят от активности входящего в состав соли металла. Соли металлов активнее магния разлагаются с образованием солей азотистой кислоты, нитритов, и кислорода; соли менее активных металлов (от магния до меди) образуют оксиды, а металлы, менее активные, чем медь, выделяются в свободном виде:
Смесь концентрированной азотной и хлористоводородной кислот в отношении 1:3 называется «царской водкой»:
Царская водка растворяет даже золото и платину; активным действующим началом этой смеси являются хлористый нитрозил NOCl и хлор в момент выделения. Со многими металлами азот образует нитриды, которые чаще всего получают накаливанием металла в среде аммиака:
Для фосфора, мышьяка, сурьмы и висмута характерны валентности III и V. Примеры соединений фосфора – фосфин PH3, фосфорный ангидрид P2O5, ортофосфорная кислота H3PO4, отрофосфат натрия Na3PO4. При взаимодействии фосфорного ангидрида с водой можно получить метафосфорную кислоту HPO3, пирофосфорную кислоту H4P2O7 или ортофосфорную кислоту H3PO4, которую часто называют просто фосфорной. Эту кислоту можно получить при взаимодействии фосфора с азотной кислотой в водном растворе: