1-21 (1016104), страница 3

Просмтор этого файла доступен только зарегистрированным пользователям. Но у нас супер быстрая регистрация: достаточно только электронной почты!

Текст из файла (страница 3)

10. Общая характеристика, получение, физические и химические св-ва s-металлов IA и IIA групп: взаимодействие s-металлов с простыми (кислородом, водородом и др.) и сложными веществами. Применение в технике.

Элементы главных подгрупп IA и IIA – самые активные типичные металлы. Металлы I группы называют щелочными, так как они реагируют с водой, образуя щелочи. Металлы II группы, за исключением бериллия и магния, называют щелочноземельными.
Металлы I группы — мягкие и имеют небольшую плотность по сравнению с другими. Литий, натрий и калий легче воды и плавают на ее поверхности, реагируя с ней.
Металлы II группы тверже и плотнее щелочных. Низкие значения температур плавления и кипения s- металлов объясняются сравнительно слабыми металлическими связями в кристаллических решетках этих металлов. Получение: Получение щелочных и щелочноземельных металлов в свободном виде возможно только путем электролиза расплава их галогенидов или гидроксидов.
Химические свойства щелочных металлов:

1. Взаимодействие с неметаллами
Из-за высоких восстановительных свойств щелочные металлы бурно реагируют с галогенами с образованием соответствующего галогенида. При нагревании реагируют с серой, фосфором и водородом с образованием сульфидов, гидридов, фосфидов:
2Na + Cl2→ 2NaCl
2Na + S → (t) Na2S
2Na + H2 → (t) 2NaH
3Na + P → (t) Na3P
Литий – это единственный металл, который реагирует с азотом уже при комнатной температуре: 6Li + N2 = 2Li3N, образующийся нитрид лития подвергается необратимому гидролизу:
Li3N + 3H2O → 3LiOH + NH3↑

2. Взаимодействие с кислородом
Только с литием сразу образуется оксид лития: 4Li + О2 = 2Li2О, а при взаимодействии кислорода с натрием образуется пероксид натрия:
2Na + О2 = Na2О2.
При горении всех остальных металлов образуются надпероксиды: К + О2 = КО2

3. Взаимодействие с водой
По реакции с водой можно наглядно увидеть, как изменяется активность этих металлов в группе сверху вниз. Литий и натрий спокойно взаимодействуют с водой, калий – со вспышкой, а цезий – уже с взрывом: 2Li + 2H2O → 2LiOH + H2↑ 4. Взаимодействие с кислотами – сильными окислителями:
8K + 10HNO3 (конц) → 8KNO3+N2O +5H2O
8Na + 5H2SO4 (конц) → 4Na2SO4 + H2S↑ + 4H2O
Химические свойства щелочноземельных металлов:

1. Взаимодействие с неметаллами
Сa + Cl2→ 2СaCl2
Сa + S → (t) СaS
Сa + H2 → (t) СaH2
3Сa + 2P → (t) Сa3 P2-

2. Взаимодействие с кислородом
2Сa + O2 → 2CaO

3. Взаимодействие с водой
Sr + 2H2O → Sr(OH)2 + H2↑, но взаимодействие более спокойное, чем с щелочными металлами.

4. Взаимодействие с кислотами – сильными окислителями
4Sr + 5HNO3 (конц) → 4Sr(NO3)2 + N2O+4H2O
4Ca + 10H2SO4 (конц) → 4CaSO4 + H2S↑ + 5H2O

11. Жесткость воды. Виды жесткости. Единицы измерения жесткости. Методы устранения жесткости воды.

Жёсткость воды — совокупность химических и физических свойств воды, связанных с содержанием в ней растворённых солей щёлочноземельных металлов, главным образом, кальция и магния (так называемых «солей жёсткости»).

Различают карбонатную (временную)

жёсткость, обусловленную гидрокарбонатами кальция и магния Са(НСО3)2; Mg(НСО3)2. Она отвечает той части содержащихся в воде катионов Ca2+ ,Mg2+ ,Fe2+, которая эквивалентна содержащимся в ней анионам HCO₃^— и CO₃^2—.

Некарбонатную (постоянную) жёсткость,

вызванную присутствием других солей, не выделяющихся при кипячении воды: в основном, сульфатов, хлоридов, силикатов и нитратов Са и Mg

(CaSO4, CaCl2, MgSO4, MgCl2), она отвечает той части содержащихся в воде катионов Ca2+,Mg2+ ,Fe2+, которая эквивалентна содержащимся в ней анионам Cl^—, SO4^2—, NO^3—и др.
Общую жесткость (сумма временной и постоянной).

Единицы измерения жёсткости:

Концентрация в воде катионов кальция и магния. СИ: моль на кубический метр(моль/м³). На практике: градусы жёсткости и миллиграмм-эквиваленты на литр (мг-экв/л). 1 °Ж соответствует концентрации щелочноземельного

элемента, численно равной 1/2 его миллимоля на литр (1 °Ж = 1 мг-экв/л).

Методы устранения жесткости:

а) Термическая обработка:

нагревание воды до 70-80°С или кипячение. (2)2 + нагр. = 3 ⬇ + 2⬆ + 2

б) Химическая обработка (реагентный способ):
устранение как временной, так и постоянной жёсткости путём обработки воды специальными реагентами (Ca(OH)2, CaO, Na2CO3, различные фосфаты натрия), образующими с катионами жёсткости малорастворимые соединения H(карб/временная):
(2)2 + ()2 = 23 ⬇ + 22
Ca(HCO3)2+CaO=2CaCO3 ↓+H2O
H(некарб/пост.):
34 + 234 = 3(4)⬇ + 2⬆ + 324
4 + 23. = 3 ⬇ + 24
в) Ионный обмен:

данный способ позволяет не только уменьшить жёсткость воды, но и осуществить её глубокую отчистку (обессоливание). Основан на способности некоторых веществ, нерастворимых в воде, стехиометрически обменивать свои ионы на ионы внешней среды.

12. d-Металлы. Положение d-металлов в периодической таблице. Зависимость изменения физических свойств d-металлов от их электронного строения. Общие химические свойства d-металлов: взаимодействие с кислородом, водой, кислотами и щелочами. Зависимость кислотно-основных и окислительно-восстановительных свойств соединений d-металлов от степени окисления d-металла.
d-элементы - группа атомов в периодической таблице элементов , в электронной оболочке которых валентные электроны с наивысшей энергией занимают d-орбиталь. d-элементы располагаются в 4, 5, 6 и 7 периоде Периодической таблицы в 3, 4, 5, 6, 7, 8, 1, 2 побочной подгруппе. d-элементы называют переходными элементами, так как в атомах этих элементов последние электроны размещаются не на внешнем энергетическом уровне, а как бы «переходят» на внутренний предшествующий уровень.
D-элементы бразуют 3 переходных ряда-в 4,5,6 периодах. Первый переходной ряд включает 10 элементов от скандия до цинка. Характеризуется внутренней застройкой d-орбиталей. Орбиталь 4-s заполняется раньше, чем 3-d, т.к. имеет меньшую энергию (правило Клечковского). D элементы: ранние (только неспраенные d-e), поздние (спаренные и неспаренные d-e), s-образные (d-орбитали заполнены полностью, а s нет. Напр: золото, серебро, медь).

d-элементы характеризуются высокими температурами плавления и кипения.

Физические свойства: У d-элементов лишь небольшая часть валентных электронов делокализована по всему кристаллу (тогда как у щелочных и щелочноземельных металлов валентные электроны полностью отданы в коллективное пользование). Остальные d-электроны участвуют в образовании направленных ковалентных связей между соседними атомами. Таким образом, эти элементы в кристаллическом состоянии обладают не чисто металлической связью, а ковалентно-металлической. Поэтому все они твердые(кроме Hg) и тугоплавкие (за исключением Zn, Cd) металлы.

Электроотрицательность и энергии ионизации металлов первого переходного ряда возрастают в направлении от хрома к цинку. Металлические свойства элементов первого переходного ряда постепенно ослабевают в указанном направлении. Такое изменение их свойств проявляется и в последовательном возрастании окислительно-восстановительных потенциалов с переходом от отрицательных к положительным значениям.

Химические свойства: переменные состояния окисления; способность к образованию комплексных ионов; образование окрашенных соединений.

1. С водой:

Mn+2H₂O=Mn(OH)2+H2 (при нагревании)

1. C кислородом (все, но устойчивость различна):

Mn + O₂ = MnO₂

1. Кислотами. В ряду активность водорода-вытесняют его. С кислотами-окислителями водород не выделяется (обе реакции при нагреве)

Mn + 2HCl = MnCl2 + H2 ( 0 (2+/)=-1, 19 B)

Mn + 8HNO3 = 3Mn(NO3)2 + 2NO2 + 4H2O,
Mn + 2H2SO4(конц.)= MnSO4 + SO2 + 2H2O.

1. Щелочами. Щелочи-плохие окислители, поэтому реакции проводятся только в экстремальных условиях. Выделяется водород.

2Mn + 2NaOH + 2H₂O = 2 Na(Mn(OH)₂) + H₂

Для d-элементов характерен большой набор валентных состояний и, как следствие этого, изменение кислотно-основных и окислительно-восстановительных свойств в широких пределах. Соединения, в которых d-электроны находятся в промежуточных степенях окисления, проявляют амфотерные свойства и окислительно-восстановительную двойственность.

1. Общая характеристика физических и химических свойств р-элементов IIIА группы. Алюминий. С увеличением атомной массы усиливается металлический характер элементов.

В основном состоянии атомы элементов 3-ей группы имеют конфигурацию ns²np¹ с одним неспаренным электроном и двумя вакантными р-орбиталями. В соединениях, как правило, атомы находятся в состоянии sp2 - или sp3 – гибридизации с одной вакантной р-или sp3 -гибридной орбиталью. Участие этой орбитали в донорно-акцепторном взаимодействии позволяет увеличиваться координационному числу (КЧ) атомов до четырех. Начиная с Al, в атомах появляются d-орбитали. С их участием КЧ может повышаться до 6, что особенно характерно для тяжелых элементов Ga, In, Tl. Координационная ненасыщенность атомов, образующих 3 связи, и наличие низких по энергии вакантных орбиталей приводит к тому, что, за исключением бора, в простых веществах элементов осуществляется металлическая связь.

В (бор) отличается по свойствам от остальных элементов и похож на углерод и кремний. Остальные элементы — легкоплавкие металлы, In (Индий) и Тl (Таллий) — мягкие. Все элементы группы трехвалентны, но с увеличением атомного номера более характерной становится валентность 1. В ряду В—Аl—Gа—In—Тl уменьшается кислотность

и увеличивается основность гидроксидов R(ОН)3 (чем больше степень окисления у металла в основании, тем слабее у него будут основные свойства).

Алюминий - представитель р-металлов, широко применяемого на практике, самый распространенный металл на Земле (3-е

место среди всех элементов {первые два: кислород и кремний}). В виде свободного металла в природе не встречается; входит в состав глиноземов, бокситов.

Физические свойства: Алюминий в свободном виде — серебристо-белый металл, обладающий высокой тепло- и электропроводностью, имеет невысокую плотность — втрое меньше, чем у железа или меди, прочный металл.

Химические свойства:

1. Поверхность алюминия обычно покрыта прочной пленкой оксида Аl2О3, которая предохраняет его от взаимодействия с окружающей средой. Если эту пленку удаляют, то металл может энергично реагировать с водой и окислять на воздухе:
4Al + 3O2 = 2Al2O3. 2Аl + 6Н2О = 2Аl(ОН)3 + ЗН2↑.

2. В виде стружек или порошка ярко горит на воздухе, выделяя большое количество теплоты: 2Аl + 3/2O2 = Аl2О3 + 1676 кДж

3. При комнатной температуре активно реагирует со всеми галогенами (галогены — энергичные окислители, к галогенам относятся фтор F, хлор Cl, бром Br, иод I, астат At, а также (формально) искусственный элемент Теннесин Ts), образуя галогениды.

4. Реакции с кислотами:
а) Легко растворяется в соляной кислоте любой концентрации: 2Аl + 6НСl = 2АlСl3 + ЗН2↑. Концентрированные серная и азотная кислоты на холоде не действуют на алюминий.
б) При нагревании алюминий способен восстанавливать эти кислоты без выделения водорода:
2Аl + 6Н2SО4(конц) = Аl2(SО4)3 + 3SО2 + 6Н2О,
Аl + 6НNO3(конц) = Аl(NO3)3 + 3NO2 + 3Н2О

в) В разбавленной серной кислоте алюминий растворяется с выделением водорода:
2Аl + 3Н2SО4 = Аl2(SО4)3 + 3Н2.

г) В разбавленной азотной кислоте реакция идет с выделением оксида азота (II):
Аl + 4HNО3 = Аl(NО3)3 + NO + 2Н2О.

5. Алюминий растворяется в растворах щелочей:

2Аl + 2NаОН + 6Н2О = 2Na[Аl(ОН)4] + 3Н2↑

Получение. Металлический алюминий получают электролизом раствора глинозема Al2O3 в расплавленном криолите Na2AlF6 при 970°С: Al2O3 = Al³⁺ + AlO3^3-

К: Al³⁺ +3е^- → Al⁰
А: 4AlO3^3- - 12е^-→ 2Al2O3 + 3O2.
2Al2O3 → 4Al + 3O2.
Жидкий алюминий собирается на дне электролизера.

Характеристики

Список файлов ответов (шпаргалок)