- •13 Пс элементов. Структура пс. Варианты пс. Групповая, типовая, электронная аналогия. Кайносимметрия.
- •14 Квантово-механическая модель атома. Атомные орбитали. Квантовые числа.
- •16 Водород. Уникальное положение водорода в Пер.Сис.
- •4. Химич св-ва.
- •17 Галогены.Общая хар-ка элем-в 7а группы. Природные соединения, получение, физ и хим св-ва, основные соединения и их св-ва, применение простых, сложных в-в.
4. Химич св-ва.
В хим реак водород может быть как восстановителем, так и окислителем. Выступать восстановителем для водорода более характерно.
• Взаимодействие с простыми веществами
• С кислородом (в присутствии катализатора — или при поджигании):
2Н2 + 02 →2Н20 + Q
Смесь двух объемов Н2 и 1объема 02 называется “гремучим газом” и при поджигании взрывается.
• С хлором (при поджигании или при облучении перевод хлора в активное состояние): Н2 +CI2→2HCI
С серой (при нагревании 300°C):
Н2 +S→ Н2 S
С фтором (в обычных условиях)
Н2+F2→2НF
С активными металлами (Н2окислитель)
2Na + Н2→2NaH
•Реакции со сложными в-вами • С большинством оксидов металлов (при нагревании):
CuO + Н2→Cu + Н2O
• С угарным газом (при нагревании, повышенном давлении и в присутствии катализатора):
2Н2 + СО → СН3ОН
• реакции гидрирования органических в-в (в присут катал - Ni)
СН2=СН-СН3+ Н2→СН3-СН2-СН3
5. Гидриды и летучие водородные соединения. Формально к соединениям водорода со степенью окисления -1 относятся и комплексные гидриды, например боро- и алюмогидриды лития Li[BH4] и Li[AlH4] (тетрагидроборат и тетрагидроалюминат лития). Способность образовывать комплексные анионы характерна для координационно-ненасыщенных простых гидридов бора, алюминия и других sр-металлов III группы ПС. Боро- и алюмогидриды щелочных и щелочно-земельных металлов плавятся без заметного разложения, хорошо растворяются во многих органических pacтворителях. В воде они также разлагаются с выделением водорода. Комплексные гидриды металлов получают обменным разложением их галогенидов с боро- и алюмогидридами щелочных металлов Водород в соединениях с неметаллами поляризован положительно. Поскольку он сам является неметаллом, эти соединения сравнительно малополярны. Т. о., соединения водорода со степенью окисления + 1 - малополярные ковалентные вещества. Они летучи т.к. между молекулами действует водородная связь.
6. Получение водорода. Конверсионный метод получения водорода основан на каталитических реакциях взаимодействия водяного пара с метаном (главный компонент природного газа), а затем с монооксидом углерода (продукт реакции):
СН4+Н2О→СО+3Н2, ∆Н0298=206,2 кДж (8000 С катал-р Ni)
СО+ Н2О→ СО2+Н2, ∆Н0298= -41,2 кДж (5000 С катал-р Fe)
Эндотермичность процесса конверсии метана можно частично восполнить энергией, выделяющейся при неполном его окислении. Для проведения такого процесса природный газ смешивается с водяным паром и кислородом, а реакция протекает по схеме
СН4+ О2 + Н2О→3СО+7Н2 (8500 С катал-р Ni)
Важным способом получения водорода является выделение его из коксового газа и газов нефтепереработки путем глубокого охлаждения. При этом в газообразном состоянии остается только водород, а все остальные компоненты исходной газовой смеси конденсируются. Электролиз воды обеспечивает получение наиболее чистого водорода. Электролитом обычно служит водный раствор щелочи, применение же серной кислоты нерационально из-за быстрого коррозионного разрушения стальной аппаратуры. Этим способом целесообразно получать водород в районах с дешевой электроэнергией.
В лабораторных условиях водород обычно получают действием цинка на соляную или серную кислоту.(взаимод мет стоящих в ряду актив до H2 с к\тами неокислителями)
Mg+H2SO4(разб) →MgSO4+H2↑
18 Кислород – 8-й элемент Периодической таблицы (заряд ядра 8), химический символ – O, относительная атомная масса (атомный вес) 16. Валентность кислорода в соединениях равна двум, наиболее распространенная степень окисления -2. Молекула кислорода О2 , молекулярная масса (молекулярный вес) 32 а.е.м. Молярная масса 32 г/моль. Природный кислород состоит из трех стабильных изотопов: 16O, 17O, 18O. Кислород входит в состав ДНК и многих органических соединений, белков. Содержится в мышечной ткани, костной ткани и крови человека. О2 заним первое место по распространенности в земной коре. В связанном виде кислород обнаружен на многих планетах солнечной системы, входит в состав более чем 1400 минералов, В морской воде в связанном и растворенном виде содержится – 85%. Физ св-ва: Кислород – газ без цвета, вкуса и запаха. Жидкий кислород – жидкость светло-голубого цвета, притягиваемая магнитом, а твердый – кристаллы синего цвета с кубической кристаллической решеткой. Во всех агрегатных состояниях кислород парамагнитен. Магнитные свойства кислорода указывают на наличие в молекуле кислорода двух неспаренных электронов. Эти электроны размещаются на разрыхляющихся молекулярных p-обриталях. Это делает эго молекулу бирадикалом. Энергия атомнизации кислорода намного меньше, чем у азота. Это одна из причин большой реакционной способности кислорода. Хим. Св-ва: соединениях кислород проявляет степень окисления –2, изредка +1 и +2. 1. С большинством простых веществ он реагирует непосредственно, за искл галогенов, благородных газов, платины и золота. Большинство простых и сложных веществ сгорают в кислороде ярким пламенем: 2Mg + O2 = MgO + Q + hv, 4P + 5O2 = 2P2O5 + hv, аммиак горит в кислороде зеленоватым пламенем: 4NH3 + 3O2 = 2N2 + 6H2O. . В продуктах горения калия, рубидия и цезия содержатся в основном надпероксиды:
Некоторые металлы, хром, алюминий и другие образуют на поверхности пленку оксида, препятствующую дальнейшему окислению.
2.Под действием кислорода растворы гидроксидов некоторых переходных металлов переходят в нерастворимые соединения, выпадают в осадок: O2 + 4Fe(OH)2(суспензия) = 4FeO(OH) + 2H2O, O2 + 4Cr(OH)2 + 2H2O = 4Cr(OH)3.
Кислород ускоряет взаимодействие с металлами кислот: O2 + H2SO4 + Pb = PbSO4 + H2O2.
Под действием кислорода растворы некоторых веществ в кислотах и щелочах образуют комплексы:O2 + 4H2O + 2TiCl3 + 2HCl = H2O2 + 2H2[TiCl4(OH)2]
3.При пропускании через кислород электрических разрядов молекулярный кислород переходит в более активный атомарный: O2 = 2O. Атомарный кислород способен соединятся в аллотропную модификацию кислорода озон: 3O2 = 2O3.
Озон образуется в атмосфере при электрических разрядах. Озоновый слой в стратосфере толщиной в несколько сантиметров поглощает ультрафиолетовое излучение. Озон представляет собой газ светло-синего цвета, с характерным резким запахом, растворимый в воде. Хим. Св-ва: .Озон является сильнейшим окислителем, окисляет даже золото и платину, и уступает только фтору и фториду кислорода. Действующее начало озона, атомарный кислород: 2KI + O3 + H2O = I2 + 2KOH + O2. Индикатором на озон служит бумага, пропитанная раствором иодида калия и крахмала, которая синеет в его присутствии. Черный сульфид свинца переходит в белый сульфат в атмосфере озона: PbS + 2O3 = PbSO4 + O2. При приливании к озону аммиака образуется белый дым нитрита аммония. Озон способен чернить серебро, переводя металл в оксид.
2.Иногда молекула озона полностью вступает в реакцию: 3SO2 + O3 =3SO3, Na2S + O3 = Na2SO3.
3.Со щелочами озон образует озониды, которые обычно окрашены в красный цвет:
4KOH + 4O3 = 4KO3 + O2 + 2H2O.
4.При озонировании непредельных углеводородов, образуюшиеся озониды разлагаясь под действием воды, образуют перекись водорода альдегид и кетон, зная их, можно легко идентифицировать и установить строение углеводорода.
Лаб.способ получения О2: 2H2O (NaOH, электролиз) = 2H2 + O2, 2H2O2 (MnO2 или hv)= 2H2O + O2, 2KMnO4 (200° C) = MnO2 + K2MnO4 + O2,
В настоящее время в промышленности кислород получают из воздуха. Основным промышленным способом получения кислорода, является криогенная ректификация. Кислород образует пероксиды со степенью окисления −1. Надпероксиды имеют степень окисления −1/2, то есть один электрон на два атома кислорода (ион O2 −). Получают взаимодействием пероксидов с кислородом при повышенных давлении и температуре:
Калий K, рубидий Rb и цезий Cs реагируют с кислородом с образованием надпероксидов: Озониды содержат ион O3 − со степенью окисления −1/3. Получают действием озона на гидроксиды щелочных металлов: