ПЛАН РАССМОТРЕНИЯ ХИМИИ ЭЛЕМЕНТОВ Строение атома и положение в периодической системе. Электронная структура, валентные электроны, основное и возбужденное состояния, изменение свойств элементов в группе. Характерные степени окисления. Окислительно- восстановительные свойства. Типы гибридизации, координационные числа. Способность к образованию комплексных соединений.

Водорот Самандаров Шавкат РРМ

Строение атомов и положение в периодической системе s-Элементы – Н, Не, а также элементы IA и IIA подгрупп периодической системы. Валентные электроны в атомах s-элементов – ns 1 и ns 2. Сильные восстановители (M - ē M + ; E 0 « 0), слабые окислители. Сравнительная активность элементов в группах.

ВОДОРОД И ЕГО СВОЙСТВА Неметалл 1s 0 : H + (H 2 O, сходство со щелочными металлами) 1s 1 1s 2 : H - (LiH, сходство с галогенами)

ВОДОРОД И ЕГО СВОЙСТВА Элемент Энергия ионизации, к Дж/моль Водород 1310 Литий 520 Натрий 500

ВОДОРОД И ЕГО СВОЙСТВА Элемент Сродство к электрону, к Дж/моль Водород-72 Фтор-333 Хлор-364

ВОДОРОД И ЕГО СВОЙСТВА Физические свойстваН2Н2 D2D2 MrMr 2,0164,028 Т пл, 0 С-259,2-254,5 Т кип, 0 С-252,6-249,4

ВОДОРОД И ЕГО СВОЙСТВА В природе Самый распространенный во Вселенной; на Земле – 9- й по распространенности. В свободном состоянии - на высоте более 100 км, в вулканических газах, в составе природного газа и нефти. В связанном состоянии – Н 2 О, нефть, газ(метан), органические соединения.

ВОДОРОД И ЕГО СВОЙСТВА Получение Промышленность: а) электролиз раствора NaCl; б) H 2 O + C H 2 + CO (~ С) «водяной газ» CО + H 2 O(пар) H 2 + CO 2 (~450 0 С, Fe 2 O 3 )

ВОДОРОД И ЕГО СВОЙСТВА Получение в) H 2 O + CН 4 3H 2 + CO (~ С, Ni) «синтез- газ» CО + H 2 O(пар) H 2 + CO 2 (~450 0 С, Fe 2 O 3 ) г) органические синтезы (каталитическое окисление метана 2CН 4 + О 2 4H 2 + 2CO; крекинг и риформинг углеводородов).

ВОДОРОД И ЕГО СВОЙСТВА Получение Лаборатория: Zn + 2HCl ZnCl 2 + H 2 (Аппарат Киппа).

Химические свойства Энергия связи в молекуле Н 2 велика, поэтому молекулярный водород малоактивен. При обычной температуре Н 2 реагирует только с F 2 (даже в темноте) и Cl 2 (при освещении). При повышенной температуре Н 2 реагирует со многими веществами.

Химические свойства 1) 2H 2 + O 2 2H 2 O H = - 68 ккал/моль - цепная реакция; горение - V(H 2 ) : V(O 2 ) = 2:1 - "гремучая смесь" 2) Восстановитель CuO + H 2 = Cu + H 2 O CO + 2H 2 CH 3 OН СН 2 =СН 2 + H 2 СН 3 -СН 3 3) Окислитель 2Li + H 2 2LiH

НЕКОТОРЫЕ СОЕДИНЕНИЯ H 2 O 2 Получают по реакции BaO 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 + H 2 O 2 Вступает в реакции 3 типов: - без изменения пероксидной группировки Ba(OH) 2 + H 2 O 2 = BaO 2 + 2HOH

НЕКОТОРЫЕ СОЕДИНЕНИЯ - в качестве окислителя: PbS + 4H 2 O 2 = PbSO 4 + 4H 2 O - в качестве восстановителя: 2KMnO 4 + 5H 2 O H 2 SO 4 = 2MnSO 4 + O 2 + K 2 SO 4 + 8H 2 O Разложение: 2H 2 O 2 2H 2 O + О 2

Применение

ЩЕЛОЧНЫЕ МЕТАЛЛЫ

Элементы IА группы – щелочные металлы Свойства простых веществ LiNaKRbCs Температура плавления, 0 С ,428,4 Температура кипения, 0 С Радиус атома, пм ( м) Радиус иона Э +, пм Плотность, г/см 3 0,530,970,861,531,88 Продукт горения в O 2 Li 2 ONa 2 O 2 KO 2 RbO 2 CsO 2

В природе Встречаются только в связанном состоянии (почему?): хлориды, сульфаты, карбонаты, силикаты и т.д. KCl NaCl - сильвинит KCl MgCl 2 6H 2 O - карналлит NaCl - каменная соль, галит Na 2 SO 4 - глауберова соль Na 3 AlF 6 - криолит Na 2 B 4 O 7 10H 2 O - бура

Химические свойства простых веществ В соединениях проявляют степень окисления +1. Окисляются кислородом воздуха (хранят под слоем керосина) 4Li + O 2 2Li 2 O При горении: 4Li + O 2 2Li 2 O 2Na + O 2 Na 2 O 2 K + O 2 KO 2 (RbO 2, CsO 2 ) Na 2 O 2 + 2HOH 2NaOH + H 2 O 2 Пероксид натрия используют для регенерации воздуха в замкнутых помещениях: Na 2 O 2 + CO 2 Na 2 CO 3 + O 2

Химические свойства простых веществ 2) Окисление другими неметаллами: 2Na + Сl 2 2NaCl 2Na + H 2 2NaH 3) Взаимодействие с водой 2K + 2H 2 O 2KOH + H 2 +Q (при этом H 2 загорается: 2H 2 + O 2 2H 2 O) 4) Реакции с кислотами (идут со взрывом): 2Li + H 2 SO 4 Li 2 SO 4 + H 2

Химические свойства простых веществ 5) Окрашивают пламя: Li + - в красный цвет; Na + - в желтый цвет; K + - в бледно-фиолетовый. 6) С металлами щелочные металлы образуют интерметаллические соединения или растворы (сплавы). Например: 24% Na + 76% K дают сплав с температурой плавления 12,6 0 С.

Свойства соединений Соединения с кислородом. Э 2 О – типичные основные оксиды: · 1) Реагируют с кислотами и амфотерными оксидами с образованием солей 2) Реагируют с водой: Э 2 О + HOH 2ЭOН (щелочи). Na 2 O 2 - см. выше. ЭО 2 (Э = K, Rb, Cs) - сильные окислители. · Разлагаются водой: 2KO 2 + 2H 2 O 2KOH + H 2 O 2 + O 2

Свойства соединений Соединения с водородом. Гидриды ЭН -1 - солеобразные вещества. 1) Сильные восстановители. Например, LiAlH 4, который получают по реакции LiH + AlH 3 Li[AlH 4 ], применяют в органических синтезах в качестве восстановителя. · 2) реагируют с водой: KH + HOH KOH + H 2

Свойства соединений Основания Гидроксиды ЭОН - растворимы в воде(щелочи), сильные электролиты. NaOH Na + + OH - ( = 1) Проявляют все свойства щелочей (реакции с кислотными и амфотерными оксидами; кислотами; солями; амфотерными гидроксидами).

Свойства соединений Соли Практически все соли хорошо растворимы в воде (хуже других – соли Li); Соли слабых кислот гидролизуются (рН > 7) Na 2 CO 3 + HOH NaHCO 3 + NaOH. Наибольшее значение имеют: · NaCl - поваренная соль (человек использует 5-10 кг/год); · NaNO 3, KNO 3 - удобрения, селитры; · Na 2 CO 3 - сода кальцинированная, Na 2 CO 3 10H 2 O - кристаллическая сода; · NaHCO 3 - питьевая сода; · Na 2 SO 4 10H 2 O – глауберова соль.

s-ЭЛЕМЕНТЫ II ГРУППЫ

В ПРИРОДЕ

Химические свойства Проявляют в соединениях степень окисления +2

Химические свойства Бериллий. Ве, ВеО, Ве(ОН) 2 - проявляют амфотерные свойства. ВеСl 2 + 2NaOH Be(OH) 2 + 2NaCl Be(OH) 2 + 2HCl ВеСl 2 + 2H 2 O Be(OH) 2 + 2NaOH Na 2 [Be(OH) 4 ]

Химические свойства Магний Mg - сильный восстановитель 2Mg + O 2 2MgO (основной) MgO + H 2 O Mg(OH) 2 Mg + CO 2 MgO + C

Химические свойства Кальций, стронций, барий и радий (Ca, Sr, Ba, Ra) CaO + H 2 O Сa(OH) 2 Ca(OH) 2 + CO 2 CaCO 3 + H 2 O Ca(OH) 2 + H 2 O + CO 2 Ca(HCO 3 ) 2.

Жесткость воды Присутствие в воде солей кальция и магния (HCO 3 -, Cl -, SO 4 2- …) определяют жесткость воды. Временная жесткость определяется наличием в воде растворимых гидрокарбонатов кальция и магния. Способы устранения временной жесткости воды: 1) Э(HCO 3 ) 2 ЭСО 3 + Н 2 О + СО 2 Э(HCO 3 ) 2 + Са(ОН) 2 2СаСО 3 + 2Н 2 О

Жесткость воды Постоянная жесткость определяется наличием в воде растворимых хлоридов, сульфатов, нитратов и других солей кальция и магния. Способы устранения постоянной жесткости воды: 1) Э 2+ + Na 2 CO 3 ЭCO 3 + 2Na + 2) Ионно-обменные смолы

Жесткость воды Общая жесткость воды Ж общая = Ж пост. + Ж вр. [Ж] = мг-экв/л = 1000 N(жест.воды)

Жесткость воды Вычислить временную жесткость воды, зная, что на реакцию с ионами НСО 3 -, содержащимися в 100 мл этой воды, потребовалось 5 мл 0,1 н раствора HCl. Дано: V(HCl) = 5 мл; N(HCl) = 0,1 н; V(жH 2 O) = 100 мл. Найти Ж вр - ? Решение: N (жH 2 O) = = = (экв/л) Ж вр = 1000 N(жН 2 О) = 5 (мг-экв/л)