авторефераты диссертаций БЕСПЛАТНАЯ БИБЛИОТЕКА РОССИИ

КОНФЕРЕНЦИИ, КНИГИ, ПОСОБИЯ, НАУЧНЫЕ ИЗДАНИЯ

<< ГЛАВНАЯ
АГРОИНЖЕНЕРИЯ
АСТРОНОМИЯ
БЕЗОПАСНОСТЬ
БИОЛОГИЯ
ЗЕМЛЯ
ИНФОРМАТИКА
ИСКУССТВОВЕДЕНИЕ
ИСТОРИЯ
КУЛЬТУРОЛОГИЯ
МАШИНОСТРОЕНИЕ
МЕДИЦИНА
МЕТАЛЛУРГИЯ
МЕХАНИКА
ПЕДАГОГИКА
ПОЛИТИКА
ПРИБОРОСТРОЕНИЕ
ПРОДОВОЛЬСТВИЕ
ПСИХОЛОГИЯ
РАДИОТЕХНИКА
СЕЛЬСКОЕ ХОЗЯЙСТВО
СОЦИОЛОГИЯ
СТРОИТЕЛЬСТВО
ТЕХНИЧЕСКИЕ НАУКИ
ТРАНСПОРТ
ФАРМАЦЕВТИКА
ФИЗИКА
ФИЗИОЛОГИЯ
ФИЛОЛОГИЯ
ФИЛОСОФИЯ
ХИМИЯ
ЭКОНОМИКА
ЭЛЕКТРОТЕХНИКА
ЭНЕРГЕТИКА
ЮРИСПРУДЕНЦИЯ
ЯЗЫКОЗНАНИЕ
РАЗНОЕ
КОНТАКТЫ


Pages:   || 2 | 3 | 4 | 5 |
-- [ Страница 1 ] --

Неорганическая

химия

курс лекций-презентаций

Содержание

Введение

Глава 1. Обзор свойств неметаллов

Глава 2. Водород

Глава 3.

Галогены

Глава 4. Элементы VIA группы. Халькогены

4.1 Кислород

4.2 Сера

Глава 5. Элементы VA группы. Подгруппа азота

5.1 Азот

5.2 Фосфор

Глава 6. Элементы IVA группы. Подгруппа углерода

6.1 Углерод

6.2 Кремний

Глава 7. Обзор свойств металлов

Глава 8. Элементы I группы

8.1 Щелочные металлы 8.2 Подгруппа меди Глава 9. Элементы II группы 9.1 Щелочно-земельные металлы 9.2 Жесткость воды 9.3 Подгруппа цинка Глава 10. Элементы IIIА группы. Алюминий Глава 11. Переходные элементы 11.1 Характеристика переходных элементов 11.2 Подгруппа титана 11.3 Подгруппа ванадия 11.4 Подгруппа хрома 11. 5 Подгруппа марганца.

Глава 12. Элементы VIIIВ группы 12.1 Семейство железа 12.2 Характеристика платиновых металлов Глава13. Примеры решения задач Заключение Список литературы ВВЕДЕНИЕ Химия является общетеоретической дисциплиной. Нет ни одной отрасли производства, не связанной с применением химии.

Знание основных химических законов, владение техникой химических расчетов, понимание возможностей, предоставляемых химией, позволяет значительно ускорить получение нужного результата в различных сферах инженерной и научной деятельности.

Химия знакомит будущего специалиста с конкретными проявлениями вещества, дает возможность с помощью лабораторного эксперимента изучить вещество и узнать его свойства.

Химия закладывает теоретические основы для понимания сложной и многообразной картины химических явлений.

Без знания химии невозможно решение технологических, экологических, сырьевых и энергетических проблем.

Общая характеристика подгруппы азота Подгруппу азота составляют пять элементов:

азот, фосфор, мышьяк, сурьма и висмут.

Они имеют общее название — пниктогены.

Атомы пниктогенов на внешнем энергетическом уров-не имеют по 5 электронов в состоянии …s2р3.

Поэтому высшая степень окисления этих элементов равна +5, низшая –3.

Характерна также степень окисления +3.

Все они р-элементы.

Общая характеристика подгруппы азота С водородом элементы подгруппы азота образуют соединения типа RН3:

NН3, РН3, АsН3, SbН3, ВiH3.

Эти соединения в водных растворах не являются кислотами, не образуют ионов водорода.

С кислородом элементы подгруппы азота образуют оксиды общей формулы R203 и R2О5, которым соответствуют кислородные кислоты типа НR02 и НR03.

По отношению к кислороду, сере, фтору, хлору элементы подгруппы азота наряду со степенью окисления +5 проявляют и степень окисления +3.

Последняя более характерна для висмута.

Подгруппа азота Физические и химические свойства элементов подгруппы азота изменяются с увеличением порядкового номера в той же последовательности, которая наблюдалась в ранее рассмотренных группах.

Но так как неметаллические свойства выражены у азота слабее, чем у кислорода и тем более фтора, то ослабление этих свойств при переходе к следующим элементам влечет за собой появление и нарастание металлических свойств.

Металлических свойств заметны уже у мышьяка.

Сурьма приблизительно в равной степени обладает теми и другими свойствами.

У висмута металлические свойства преобладают над неметаллическими.

Азот. Нахождение в природе Азот в природе встречается главным образом в свободном состоянии.

В воздухе объемная доля его составляет 78,09%, а массовая доля — 75,6 %.

Соединения азота в небольших количествах содержатся в почве.

Азот входит в состав белковых веществ и многих естественных органических соединений.

Общее содержание азота в земной коре 0,01%.

Азот. Получение В технике азот получают из жидкого воздуха.

Воздух – это смесь газов, главным образом азота и кислорода.

Сухой воздух у поверхности Земли содержит (в объемных долях) азота 78,09 %.

Воздух переводят в жидкое состояние, а затем испарением отделяют азот от менее летучего кислорода (температура кипения азота —195,8°С, кислорода —183° С).

Получаемый таким образом азот содержит примеси инертных элементов (преимущественно аргона).

Азот. Получение Чистый азот можно получить в лабораторных условиях, разлагая при нагревании нитрит аммония:

NH 4 NO 3 t N 2 +2H 2 O.

В больших количествах азот употребляется для получения аммиака.

Широко используется при наполнении электроламп (создание инертной среды).

Им азотируют поверхность стальных изделий (придание большей твердости).

Азот. Физические свойства Азот – газ без цвета, запаха и вкуса, легче воздуха.

Растворимость в воде меньше, чем у кислорода.

При 20° С в 1 л воды растворяется 15,4 мл азота.

Поэтому относительное содержание кислорода по отношению к азоту в воздухе, растворенном в воде, будет большим, чем в атмосферном.

Природный азот состоит из двух стабильных изотопов с массовыми числами 14 (99,64%) и 15 (0,36%).

Азот. Химические свойства Поскольку на внешнем энергетическом уровне атома азота находится электронов, то он проявляет степени окисления –3 и +5, а также +4, +3, +2, +1, –1 и –2.

Молекула азота состоит из двух атомов.

Химическая связь в ней ковалентная неполярная и очень прочная, так как атомы удерживаются одной связью и двумя связями.

Азот. Химические свойства В образовании молекулы азота N участвуют три общие пары электронов – связь кратная (тройная).

B’= 2 2 7 N 1s 2s 2 p 2p 2s NN N N + Азот. Химические свойства Длина связи в молекуле N2 – 0,109 нм, энергия связи большая: – 946 кДж/моль.

Этим объясняется малая реакционная способность азота при обычной температуре.

Для химического взаимодействия азота с другими элементами надо разрушить молекулу N2 на атомы, на что затрачивается довольно большое количество энергии: N2=2N, H = 946 кДж/моль.

Поэтому азот становится реакционноспособным лишь при повышенных температурах.

При высокой температуре азот соединяется с металлами, образуя нитриды:

3Ca + N 2 = Ca 3 N 2 нитрид кальция, 2Al + N 2 = 2AlN нитрид алюминия.

Азот. Химические свойства При комнатной температуре азот непосредственно соединяется с литием:

6Li + N 2 = 2Li3 N.

С водородом азот соединяется в присутствии катализатора при высоких давлении и температуре:

N 2 + 3Н 2 2 NН 3.

При температуре электрической дуги он соединяется с кислородом:

N 2 + О 2 2 NО.

Аммиак. Получение Азот образует с водородом несколько соединений, из которых важнейшим является аммиак.

Схема молекулы:

-3 + + Н + N 3 НNН + Н В лабораторных условиях аммиак получают слабым нагреванием смеси хлорида аммония с гидроксидом кальция:

2 NH 4 Cl + Ca (OH) 2 = CaCl 2 + 2 NH 3 +2H 2 O.

Образующийся аммиак высушивают негашеной известью СаО.

Аммиак. Получение Основным промышленным способом получения аммиака является синтез его из азота и водорода:

N 2 + 3Н 2 2 NН 3, r Н = - 46, 2 кДж/моль.

Реакция протекает только в присутствии катализатора – металлического железа с добавками оксида алюминия и оксида калия при 450-400оС и давлении, которое выдерживает материал аппаратуры, – до 100 МПа.

Для более полного использования исходных веществ образовавшийся аммиак сжижают под воздействием низких температур, а непрореагировавшую часть азотоводородной смеси вновь направляют в реактор, используют метод циркуляции.

Благодаря такой циркуляции использование азотоводородной смеси доводят до 95%.

Аммиак. Физические свойства Аммиак – бесцветный газ с характерным резким запахом, почти в два раза легче воздуха.

При увеличении давления или охлаждении он легко сжижается в бесцветную жидкость.

Аммиак очень хорошо растворяется в воде (при 20°С в 1 объеме воды растворяется до 700 объемов NН3).

Раствор аммиака в воде называется аммиачной водой или нашатырным спиртом.

При кипячении растворенный аммиак улетучивается из раствора.

Аммиак. Химические свойства При растворении аммиака в воде помимо +гидратов частично образуются ионы аммония NH 4 и гидроксид-ионы:

+ NH 3 + H 2 O NH 4 OH NH + OH.

Гидроксид-ионы обусловливают щелочную реакцию раствора.

Равновесие реакции смещено влево и большая часть аммиака содержится в растворе в виде молекул NН3.

Тем не менее принято водный раствор аммиака обозначать формулой NH4ОН и называть гидроксидом аммония.

Щелочную реакцию раствора аммиака объяснять как результат диссоциации молекул NH4ОН.

NH4ОН – слабый электролит.

Аммиак. Химические свойства В различных соединениях катион аммония аналогичен катиону одновалентного металла, образуя соли с анионами кислот :

хлорид аммония NН4Сl, сульфат аммония (NН4)2S04 и т. д.

Важное химическое свойство аммиака — его взаимодействие с кислотами с образованием солей аммония.

В этом случае к молекуле аммиака присоединяется ион водорода кислоты, образуя ион аммония, входящий в состав соли:

NH 3 + HCl = NH 4 Cl, NH 3 + H 3 PO 4 = NH 4 H 2 PO 4.

Из приведенных примеров следует, что для аммиака характерны реакции присоединения протона.

Аммиак. Химические свойства Аммиак сгорает в кислороде и в воздухе (предварительно подогретом) с образованием азота и воды:

4 NH 3 + 3O 2 = 2 N 2 +6H 2 O.

В присутствии катализатора (платины, оксида хрома (III)) реакция протекает с образованием оксида азота (II) и воды:

4 NH 3 + 5O 2 = 4 NО +6H 2 O.

Эта реакция называется каталитическим окислением аммиака.

Аммиак проявляет только восстановительные свойства, так как имеет низкую степень окисления –3.

При нагревании он восстанавливает оксид меди (II), а сам окисляется до свободного азота:

- 1 2 N 6 e = N 2 восстановитель, 3CuO + 2 NH 3 = 3Cu + N 2 +3H 2 O. + 3 Cu + 2 e = Cu окислитель.

Аммиак. Применение Физические и химические свойства аммиака обусловили его широкое применение.

Большие количества аммиака расходуются:

для получения азотной кислоты, азотсодержащих солей, мочевины, соды по аммиачному методу.

На легком сжижении и последующем испарении с поглощением теплоты основано его применение в холодильном деле.

Жидкий аммиак и его водные растворы применяют как жидкие удобрения.

Соли аммония Соли аммония состоят из катиона аммония и аниона кислоты.

Их получают при взаимодействии аммиака или его водных растворов с кислотами:

2 NH 3 + H 2SO 4 = ( NH 4 ) 2 SO 4 или NH 3 + H + = NH 4.

+ NH 4 ОН + HNO3 = NH 4 NO 3 + H 2 O или NH 4 OH + H + = NH 4 + H 2 O.

+ Соли аммония проявляют общие свойства солей, т. ё.

взаимодействуют со щелочами, кислотами и другими солями:

NH 4 Cl + NaOH = NaCl + NH 4 OH ( NH 3 + H 2 O), 2 NH 4 Cl ( к ) + H 2SO 4 = ( NH 4 ) 2 SO 4 + 2HCl, ( NH 4 ) 2 SO 4 + BaCl2 = BaSO 4 + 2 NH 4 Cl.

Соли аммония Все аммонийные соли при нагревании разлагаются:

( NH 4 ) 2 СO 3 t 2 NH 3 + H 2 O + CO 2, NH 4 NO 2 t N 2 +2H 2 O, NH 4 Сl t NH 3 + HCl.

Аммонийные соли хорошо растворимы в воде.

В водных растворах они подвергаются гидролизу.

Поэтому растворы солей аммония и сильных кислот имеют кислую реакцию:

NH + + Н 2 О NН 4 ОН + H +.

Полагая, что существование недиссоциированных молекул NН4ОН мало вероятно, уравнение гидролиза соли аммония можно написать так:

NH + + Н 2 О NН 3 + H 3О +.

Соли аммония Очень важным свойством солей аммония является их взаимодействие со щелочами.

Этой реакцией обнаруживают соли аммония (аммоний ион) по запаху выделяющегося аммиака или по появлению синего окрашивания влажной красной лакмусовой бумажки:

+ NH + ОН NН 3 + H 2 О.

Для этого в пробирку с испытуемой солью или раствором вводят раствор щелочи и смесь осторожно нагревают.

В присутствии аммоний-ионов выделяется аммиак.

Оксиды азота. Оксид азота (I) Азот образует шесть кислородных соединений: N2О, NО, N2О3, NО2, N2О4, N2О5.

При непосредственном соединении азота с кислородом образуется только оксид азота (II) N0.

Остальные оксиды получаются косвенным путем.

N20 и NO – несолеобразующие оксиды, остальные – солеобразующие.

Оксид азота (I) N2О получается термическим разложением нитрата аммония:

NH 4 NO3 t N 2 О +2H 2 O.

Это бесцветный газ со слабым запахом и сладковатым вкусом.

Возбуждающе действует на нервную систему, поэтому раньше его называли «веселящим газом».

Используется в медицине для общей анестезии.

Оксиды азота. Оксид азота (II) NО — бесцветный газ, плохо растворимый в воде (его можно собирать в цилиндре над водой).

Оксид азота (II) обладает замечательным свойством:

непосредственно соединяется с кислородом воздуха, образуя бурый газ — оксид азота (IV):

2 NО + О 2 = 2 NО 2.

В лабораторных условиях оксид азота (II) получают при взаимодействии разбавленной азотной кислоты и меди:

3Cu + 8HNО 3 разб = 3Cu ( NO 3 ) 2 + 2 NО +4H 2 O.

2+ 3 Cu 2e = Cu, окисление, +5 + 2 N + 3e = N, восстановление.

Оксид азота (II) получают также окислением аммиака кислородом воздуха в присутствии катализатора платины.

Оксиды азота. Оксид азота (III) Оксид азота (III) N2O3 – сине-зеленая жидкость, которая при –2° С разлагается на NO и NO2, а при охлаждении из них вновь образуется N2O3 :

N2O3 NO + NO2.

N2O3 — ангидрид азотистой кислоты HNO2.

Оксиды азота. Оксид азота (IV) Оксид азота (IV) NO2 — газ бурого цвета, сильный окислитель.

В лабораторных условиях NO2 получают при взаимодействии концентрированной азотной кислоты и меди:

Cu + 4HNО 3конц. = Cu ( NO 3 ) 2 + 2 NО +2H 2 O.

Cu 2 e = Cu 2+, окисление, +5 + 2 N+ e =N, восстановление, или при прокаливании кристаллического свинца:

2Pb( NО 3 ) 2 t 2PbO + 4 NO 2 + О 2.

Как отмечалось, оксид азота (IV) также образуется из оксида азота (II) при соединении его с кислородом.

Оксид азота (IV) подвергается полимеризации (точнее, димеризации), образуя бесцветную жидкость — димер оксида азота (IV): 2 NО 2 N 2 O 4.

Оксиды азота. Оксид азота (IV) Если жидкий N2O4 вылить в ледяную воду, то:

2 N 2 О 4 + Н 2 О = 2НNO3 + N 2 O 3.

N2O3 сообщает раствору интенсивный сине-зеленый цвет.

Если взять воду комнатной температуры, то N2O реагирует с ней аналогично оксиду азота (IV):

+4 + N 2 О 4 + Н 2 О Н N O 3 + НNO 2.

В избытке кислорода образуется только азотная кислота:

2 N 2 О 4 + 2Н 2 О + О 2 = 4НNO3.

Оксиды азота. Оксид азота (V) Оксид азота (V) N205 – бесцветное кристаллическое вещество, распадающееся уже при комнатной температуре с выделением кислорода:

2 N 2 О 5 = О 2 + NO 2.

Поэтому N205 – сильный окислитель.

Многие органические вещества при соприкосновении с ним воспламеняются.

N205 – ангидрид азотной кислоты.

Из всех оксидов азота наибольшее значение имеют оксиды азота (II) и азота (IV) как промежуточные продукты в производстве азотной кислоты.

Азотная кислота. Получение В лабораторных условиях азотную кислоту получают из ее солей действием концентрированной серной кислоты:

КNО 3 + Н 2SО 4 = НNO 3 + KHSO 4.

В промышленности ее получают каталитическим окислением аммиака.

Весь процесс получения азотной кислоты можно разбить на три этапа:

1) окисление аммиака на платиновом катализаторе до NО:

4 NH 3 + 5O 2 = 4 NО +6H 2 O.

2) окисление кислородом воздуха NО до NО2:

2 NО + О 2 = 2 NО 2.

3) поглощение водой в, присутствии избытка кислорода: 2 NО + 2Н О + О = 4НNO.

2 2 2 Азотная кислота. Получение Исходные продукты – аммиак и воздух – тщательно очищают от вредных примесей, отравляющих катализатор (сероводород, пыль, масла и т.п.).

Образующаяся кислота является разбавленной 40 – 60%.

Концентрированную азотную кислоту (96 – 98%-ную) получают перегонкой разбавленной кислоты в смеси с концентрированной серной кислотой.

Разбавленную азотную кислоту хранят и перевозят в таре из хромистой стали, концентрированную – в алюминиевой таре.

Небольшие количества хранят в стеклянных бутылях.

Азотная кислота.

Физические свойства Азотная кислота — бесцветная жидкость с едким запахом.

Очень гигроскопична.

Смешивается с водой в любых отношениях.

Кипит при 86°С.

Азотная кислота. Химические свойства Важнейшее химическое свойство азотной кислоты состоит в том, что она является сильным окислителем.

Она взаимодействует почти со всеми металлами.

При этом водород не выделяется, он окисляется, образуя воду.

Кислота же в зависимости от концентрации и активности металла может восстанавливаться до различных соединений (смотрите тему «Взаимодействие металлов с кислотами и щелочами»).

Следует иметь в виду, что концентрированная азотная кислота при обыкновенной температуре не взаимодействует с алюминием, хромом и железом.

Она переводит их в пассивное состояние.

Поэтому ее хранят и перевозят в таре, изготовленной из этих металлов.

Азотная кислота. Химические войства Азотная кислота не реагирует с Рt, Rh, Ir, Та, Аu.

Платина и золото растворяются в «царской водке»

– смеси 3-ех объемов концентрированной соляной кислоты и 1-ого объема концентрированной азотной кислоты.

Азотная кислота взаимодействует со многими неметаллами, окисляя их до соответствующих кислот:

S + 2HNО3 = Н2SО4 + 2NO, P + 5HNО3 + 2H2O = 3Н3PО4 + 5NO, B + 3HNО3 = 3Н3BО3 + 3NO2.

Азотная кислота также взаимодействует с органическими соединениями, нитрованием которых получают взрывчатые вещества, органические красители, лекарства.

Азотная кислота. Применение Азотная кислота – один из важнейших продуктов основной химической промышленности.

Большие количества ее расходуется на приготовление:

азотных удобрений, взрывчатых веществ, лекарственных веществ, красителей, пластических масс, искусственных волокон и других материалов.

Соли азотной кислоты Соли азотной кислоты называются нитратами.

Нитраты натрия, калия, аммония и кальция называются селитрами:

NaNO3 – натриевая селитра, KNO3 – калиевая селитра, NH4NO3 – аммиачная селитра, Са(NO3)2 – кальциевая селитра.

Селитры используются как минеральные азотные удобрения.

KNO3 применяется для приготовления черного пороха (смесь 75% KNO3, 15% С и 10% S).

Из NH4NO3, порошка алюминия и угля изготовляется взрывчатое вещество – аммонал.

Соли азотной кислоты Соли азотной кислоты при нагревании разлагаются.

Продукты разложения зависят от положения металла соли в ряду стандартных электродных потенциалов:

MeNО 2 + NО 2 + O 2, левее Mg Me( NО 3 ) 2 Mg Cu MeО + NО 2 + O 2, правее Me + NО 2 + O 2.

Cu Cоли металлов, стоящих в ряду левее Мg, при разложении образуют нитриты и кислород;

от Мg до Си – оксид металла, NO2 и кислород;

после Сu – свободный металл, NO2 и кислород.

Все соли азотной кислоты растворимы в воде.

Азотные удобрения Неорганические и органические вещества, применяемые как источник азотного питания растений для повышения их урожайности, называются азотными удобрениями.

Они делятся на три группы:

1) минеральные удобрения: селитры, соли аммония, жидкий аммиак, аммиачная вода, синтетическая мочевина и др.;

2) органические удобрения: навоз, компост, птичий помет и др.;

3) зеленые удобрения: люпин, сераделла и др.

Органические азотные удобрения помимо азота содержат и другие элементы, необходимые для, питания растений.

Вопросы Назвать элементы подгруппы азота и изобразить графические электронные формулы азота и фосфора.

Каковы физические и химические свойства азота?

Объяснить особенности строения молекулы аммиака.

Описать физические и химические свойства аммиака.

Какие молекулы и ионы присутствуют в водном растворе аммиака?

Как получают аммиак в лабораторных условиях,в технике?

Как получить соли аммония? Написать примеры уравнений реакций их получения.

Каковы химические свойства солей аммония?

Как обнаружить в растворе аммоний-ион?

Вопросы Где применяются аммиак и соли аммония?

Как очистить оксид азота (II) от примеси оксида азота (IV)?

Какие химические процессы протекают при получении азотной кислоты из аммиака?

Каковы химические свойства азотной кислоты?

Объяснить валентность азота в азотной кислоте.

Написать ее структурную формулу.

В каком количестве нитрата аммония содержится столько же азота, сколько его содержится в 17 кг нитрата натрия? (Ответ: 8 кг.) Общая характеристика подгруппы бора Главную подгруппу III группы (подгруппы бора) составляют элементы бор, алюминий, галий, индий и таллий.

Все они относятся к р-элементам.

Их атомы на внешнем энергетическом уровне содержат по три электрона …s2р1-состояний, чем объясняется сходство в ряде свойств.

В химических соединениях эти элементы проявляют степень окисления, равную +3 (бор также и –3), хотя для таллия более устойчивой является степень окисления +1.

Металлические свойства элементов подгруппы бора выражены значительно слабее, чем у элементов подгруппы бериллия.

Так, элемент бор, у атомов которого электроны расположены на двух энергетических уровнях, относится к неметаллам.

Общая характеристика подгруппы бора Внутри подгруппы с возрастанием заряда ядра (а следовательно, и числа энергетических уровней) металлические свойства усиливаются.

Алюминий – уже металл, но не типичный.

Его гидроксид обладает амфотерными свойствами.

У таллия более сильно выражены металлические свойства, а в степени окисления +1 он близок к металлам I группы.

Все элементы подгруппы бора образуют оксиды типа R2O3 (R – элемент).

Им отвечают гидроксиды состава R(OH)3.

Исключая бор, в водных растворах элементы могут находиться в виде гидратированных ионов R3+.

Из металлов главной подгруппы III группы наибольшее значение имеет алюминий.

Алюминий Запишем электронно-графическую формулу атома алюминия в нормальном состоянии:

В' = Al 1s 2 s 2 p 3s 3 p 2 2 6 2 3р 3s Возбужденное состояние:

В' = Al 1s 2 s 2 p 3s 3 p * 2 2 6 1 3р 3s Степень окисления алюминия +3 :

Нахождение в природе Среди металлов по распространенности в природе алюминию принадлежит первое место.

Содержание алюминия в земной коре составляет 8,8% по массе.

Важнейшие природные соединения алюминия:

алюмосиликаты, бокситы, корунд, криолит.

Нахождение в природе Алюмосиликаты составляют основную массу земной коры.

Их можно рассматривать как соли, образованные оксидами алюминия, кремния, щелочных и щелочноземельных металлов.

Алюмосиликат состава Nа2О·А12О3·2SiО2 и К20·А1203·2 Si02 — нефелин.

Нефелин – важнейшая алюминиевая руда.

Крупные залежи нефелина находятся на Кольском полуострове и в Красноярском крае.

Нахождение в природе При выветривании многих алюмосиликатов образуется глина: А12О3·2SiО2·2Н20.

Бокситы — горная порода, состоящая из гидратированного оксида алюминия и оксидов железа, которые придают им красный цвет.

Содержат от 30 до 60% А1203.

Именно из бокситов получают алюминий.

Месторождения боксита имеются на Урале, в Ленинградской области, в Башкирии, Казахстане, Сибири и т.д.

Нахождение в природе Корунд — минерал состава А1203, обладает большой твердостью, применяется как абразивный материал.

Криолит — минерал состава А1F3·ЗNaF или Na3AlF6.

Применяется в металлургии алюминия.

В настоящее время приготавливается криолит искусственным путем.

Получение В промышленности алюминий получают электролизом оксида алюминия.

Чистый А1203, свободный от воды, оксидов железа, и диоксида кремния, получают из боксита или нефелина и растворяют в расплавленном криолите Na3AlF6 с добавкой фторида кальция СаF2.

Получение 3+ расплав Al2O3 Al + AlO. Процессы на электродах:

3+ 2 () К : Al + 3е = Al, в ие.

1 (+ ) А : 2 AlО3 6е = О2 + Al2О3, о ие.

3+ 2 Al + 2 AlО3 = 2 Al + О2 + Al2О3.

Катодом являются угольные блоки в основании электролизера.

Получение Кислород, выделяющийся на угольном аноде, окисляет его до СО и СО2.

С + О2 СО, СО + О2 СО2.

Материал анода быстро расходуется и его заменяют.

Условия электролиза: Т1000° С, сила тока 60 000 А, напряжение 4 – 6 В.

Получение алюминия требует большого расхода электроэнергии.

Физические свойства Алюминий — серебристо-белый металл, легкий, но механически прочный.

Поверхность алюминия покрыта оксидной пленкой, предохраняющей металл от дальнейшего окисления.

Пленка прочная, твердая и гибкая, не отстает при растягивании, сжатии, закручивании и изгибе, придает поверхности матовый вид.

Физические свойства Алюминий обладает хорошей электропроводностью и теплопроводностью, но уступает меди.

Легко поддается обработке:

прокатывается в фольгу, вытягивается в тонкую проволоку, отливается.

Легко образует сплавы.

При 600°С алюминий становится хрупким и его можно истолочь в зерна или в порошок (алюминиевая пудра).

Физические свойства Природный алюминий состоит из одного изотопа 13 Al.

Для алюминия:

температура плавления – Т пл = 660 0 С ;

плотность – = 2,7 г / см ;

стандартный электродный потенциал: Al 3+ = 1.66 B.

Al Химические свойства 1. Отношение к кислороду.

Если очистить оксидную пленку, то алюминий окисляется кислородом воздуха: Al + О2 Al2O3.

2. Отношение к воде.

Алюминий вытесняет водород из воды:

Al + Н 2О Al2O3 + H 2.

t Химические свойства 3. При нагревании алюминий реагирует с галогенами, а при высокой температуре – с серой, азотом, углем и образует хлориды, сульфиды, нитриды и карбиды:

Al + Cl2 AlCl3, Al + S Al2 S 3, t Al + N 2 AlN, Al + С Al4С3.

Химические свойства 4. Отношение к щелочам.

При сплавлении:

Al + KOH + H 2O KAlO2 + H 2.

t В растворе:

Al + KOH + H 2O K [ Al (OH ) 4 ] + H 2.

t 2 Al 3e + 4OH = [ Al (OH ) 4 ], о ие, 3 2 H 2O + 2е = Н 2 +2OH в ие.

В алюминиевой посуде или таре нельзя хранить щелочные растворы.

Химические свойства 5. Отношение к кислотам.

При обыкновенной температуре алюминий практически не взаимодействует с концентрированной и сильно разбавленной азотной кислотой в результате образования защитной оксидной пленки.

Поэтому HNO3 хранят и перевозят в алюминиевой таре.

Химические свойства Однако он растворяется в соляной и серной кислотах:

Al + HСl AlCl3 + H 2, Al + H 2 SO 4 разб. Al2 ( SO4 ) 3 + H 2.

Концентрированная серная кислота при комнатной температуре пассивирует алюминий, но при нагревании:

+ S + H 2O + Al2 ( SO4 )3.

Аl + H 2 S O 4 конц.

t Таблица. Взаимодействие металлов с кислотами Ca Na Mg Al Mn Cr Zn Fe Co Ni Sn Pb H Sb Bi Cu Hg Ag Au НNO3 конц NO Н2SO4 конц SO Н2S S НNO3 разб NH4+ N2 N2O NO Применение 1. Алюминий крылатый металл:

самолет на 2/3 состоит из алюминия и его сплавов, а авиационный мотор на 1/4 из сплавов алюминия.

2. Алюминий идет на изготовление кабелей и проводов.

3. Из него изготовляют детали аппаратов и тару для азотной кислоты, корпуса автобусов, троллейбусов и вагонов.

Применение 4. В пищевой промышленности:

делают алюминиевую фольгу;

алюминиевую посуду.

5. Порошок алюминия применяется в качестве серебристой краски.

6. Алюминий применяют в металлургии – восстановление металлов из их оксидов методом алюминотермии (Сr, Mn, Ti, Zr, V и др.).

Применение 7. Алюминотермию применяют также для сварки рельсов и деталей стального литья.

Для этого используют термит – смесь эквивалентных количеств порошка алюминия и железной окалины Fe3O4.

Fe3O4 + Al Al2O3 + Fe, H = 3300 кДж.

+ 2 Fe+ 6e = 2 Fe восстановление 3 + Fe+ 2e = Fe + 4 2 Al 6e = 2 Al, окисление.

Применение Реакция протекает очень быстро, выделяется большое количество теплоты, а температура смеси достигает 3500°С.

Выделяющейся теплоты достаточно для полного расплавления железа.

8. Алюминием насыщают поверхности стальных или чугунных изделий с целью защиты изделия от окисления при сильном нагревании.

Этот процесс называют алитированием.

Соединения алюминия Оксид алюминия.

Cr2O3 (старое название глинозем) – вещество белого цвета, тугоплавкое, обладает высокой твердостью.

В природе встречается в виде корунда и различных его разновидностей.

Если бесцветные кристаллы корунда окрашены примесями в синий цвет, то они называются сапфирами, в фиолетовый – аметистами, в красный — рубинами.

Cоединения алюминия Кристаллы рубина с примесями Cr2O используются в квантовых генераторах.

Из рубина делают детали точных приборов – камни в часах, рубиновые звезды.

Корунд – абразивный материал.

Получение Al2O3: Аl + O2 t Al2O3.

Al (OН ) 3 Al2O3 + H 2O.

t Al2O3– амфотерный оксид.

Al2O3 + HCl AlCl3 + H 2O.

Al2O3 + NaOH NaAlO2 + H 2O.

сплавление Al2O3 + NaOH Na[ Al (OH ) 4 ].

в растворе Cоединения алюминия Al(OН)3 – белое твердое вещество, нерастворимое в воде.

Al(OН)3 получают:

AlCl3 + NaOH Al (OH ) 3 + NaCl.

Al(OН)3 – типичный амфотерный гидроксид.

Al (OН ) 3 + H 2 SO4 Al2 ( SO4 ) 3 + H 2O.

Al (OН ) 3 + NaOH Na[ Al (OH ) 4 ].

в растворе Al (OН ) 3 + NaOH NaAlO2 + Н 2О.

сплавление Cоединения алюминия Наибольшее применение находят соли алюминия:

AlСl3 – как катализатор в органическом синтезе;

Al2(SO4)3 ·18 H2O – для очистки воды и в приготовлении некоторых сортов бумаги;

КAl(SO4)2 ·12 H2O – алюмокалиевые квасцы применяют для дубления кож, в красильном деле для протравливания х/б тканей (основано на гидролизе соли, см. тему «Хром»).

Водород.

Место в периодической системе Водород занимает первое место в периодической системе (Z= 1). Он имеет простейшее строение атома: 1 Н 1s 1s В одних условиях водород проявляет металлические свойства (отдает электрон).

В других — неметаллические (принимает электрон).

Однако по свойствам он имеет больше сходства с галогенами, чем со щелочными металлами.

Поэтому водород помещают в VII группу периодической системы элементов Д. И.

Менделеева, а в I группе символ водорода заключают в скобки.

Водород.

Нахождение в природе Водород широко распространен в природе:

содержится в воде, во всех органических соединениях, в свободном виде – в некоторых природных газах.

Содержание его в земной коре достигает 0,15% ее массы (с учетом гидросферы 1%).

Водород составляет половину массы Солнца.

В природе водород встречается в виде двух изотопов – протия (99,98%) и дейтерия (0,02%).

Поэтому в обычной воде содержатся небольшие количества тяжелой воды.

Водород. Получение В лабораторных условиях водород получают:

1. взаимодействием металла (цинка) с растворами соляной или серной кислот (реакция проводится в аппарате Киппа):

Zn + 2H + = Zn 2+ + H 2.

2. Электролизом воды:

K () : 2 H 2O + 2e = H 2 +2OH, в ие A (+ ) :2H 2 O 4 e = O 2 +4H +, о ие 4 H 2O + 2 H 2O = 2 H 2 + 4OH + O2 +4 H +.

На катоде выделяется 2 объема водорода, на аноде – 1 объем кислорода.

Водород. Получение В промышленности водород получают несколькими способами.

1. Электролизом водных растворов КС1 или NаС1 как побочный продукт:

Процессы на электродах:

р р NaCl(Na+, Cl, Н2О).

+ K() : Na, H2O : 2H2O + 2e H2 +2OH, в ие Cl, H2O : 2Cl 2e = Cl2, о ие A(+) : 2H2O + 2Cl = H2 +2OH + Cl2.

эл з 2K2SO4 р р + 6H2O 4KOH + 2H2 +O2 +2H2SO4.

Водород. Получение 2. Конверсионным способом (конверсия превращение).

Сначала получают водяной газ, пропуская пары воды через раскаленный кокс при 1000oС C + H 2 O = CO + H 2.

Затем оксид углерода (II) окисляют в оксид углерода (IV), пропуская смесь водяного газа с избытком паров воды над нагретым до 400 – 450° С катализатором Fе203:

CО + (H 2 ) + Н 2 О = CO 2 + H 2 + (Н 2 ).

Образующий оксид углерода (IV) поглощается водой.

Этим способом получают cвыше 50% промышленного водорода.

Водород. Получение 3. Конверсией метана с вoдяным паром CН 4 + 2H 2 O = CO 2 + 4H 2.

Реакция протекает при 1300°С в присутствии никелевого катализатора.

Этот метод позволяет использовать природные газы и получать самый дешевый водород.

4. Нагреванием метана до 350°С в присутствии железного или никелевого катализатора:

5. Глубоким охлаждением (до –196° С) коксового газа.

При таком охлаждении все газообразные вещества, кроме водорода, конденсируются.

Водород. Физические свойства Водород – газ без цвета, вкуса и запаха, в 14,4 раза легче воздуха – это самый легкий газ.

Мало растворим в воде (в 1 л воды при 20°С растворяется 18 мл водорода).

При –252,8° С и атмосферном давлении переходит в жидкое состояние.

Жидкий водород бесцветен.

Кроме водорода с массовым числом 1 существуют изотопы с массовыми числами 2 и 3 – дейтерий D и тритий Т.

Водород. Химические свойства В соединениях водород всегда одновалентен.

Для него характерна степень окисления +1, но в гидридах металлов она равна –1.

Молекула водорода состоит из двух атомов:

1 Н Н НН 1 Н 1s + В’= 1s Энергия связи составляет 436 кДж/моль, что объясняет сравнительно небольшую активность молекулярного водорода при комнатной температуре.

Водород. Химические свойства Со многими неметаллами водород образует газообразные соединения типа RН4, RН3, RН2, RН.

Водород горит в кислороде с выделением большого количества теплоты.

Температура водородно-кислородного пламени достигает 3000° С.

Смесь двух объемов водорода и одного объема кислорода называется гремучим газом.

При поджигании такая смесь дает сильный взрыв.

При горении водорода в кислороде, и при взрыве гремучей смеси образуется вода:

2Н 2 + О 2 2Н 2 О.

В этой реакции водород окисляется кислородом:

водород – восстановитель, кислород – окислитель.

Водород. Химические свойства При работе с водородом необходимо соблюдать большую осторожность: предварительно проверять герметичность аппаратуры, а также чистоту водорода перед его поджиганием.

Водород при высокой температуре соединяется со щелочными и щелочноземельными металлами, образуя белые кристаллические вещества – гидриды металлов: (LiH, NаН, КН, СаН2 и др.).

В этих соединениях металл имеет положительную степень окисления, водород – отрицательную.

Если гидрид металла расплавить и подвергнуть электролизу, то водород будет выделяться на аноде, металл на катоде.

Отрицательно заряженный ион водорода имеет завершенный энергетический уровень, как у атома гелия.

Водород. Химические свойства Гидриды металлов легко разлагаются водой с образованием соответствующего гидроксида металла и водорода:

CaH 2 + 2H 2 O = Ca (OH) 2 + 2H 2.

Повышенной реакционной способностью обладает атомарный водород.

Атомарный водород при комнатной температуре восстанавливает оксиды металлов, взаимодействует с кислородом, серой и фосфором.

Горелка, работающая на атомарном водороде, создает температуру выше 4000° С.

Высокая температура обусловлена протеканием экзотермической реакции:

H + H = 2H 2, r H = 436 кДж.

Водород. Химические свойства При нагревании водород восстанавливает многие металлы из их оксидов:

CuO + H 2 = Cu + H 2 O.

+ Сu + 2 e = Cu, восстановление, H 2 2 е = 2H +, окисление.

В этой реакции водород отдает один электрон (молекула водорода – два электрона), он — восстановитель.

Однако атом водорода может принимать один электрон (молекула — два электрона):

H + е = H, восстановление.

Это происходит, например, при образовании гидридов металлов. В этом случае водород – окислитель.

Водород. Применение Применение водорода основано на его физических и химических свойствах.

Как легкий газ он используется для наполнения аэростатов и дирижаблей (в смеси с гелием).

Применяют водород для получения высоких температур: кислородно-водородным пламенем режут и сваривают металлы.

Он используется для получения металлов (молибдена, вольфрама и др.) из их оксидов.

В химической промышленности:

для получения аммиака из азота воздуха;

искусственного жидкого топлива из угля.

В пищевой промышленности – для гидрогенизации жиров.

Изотопы водорода – дейтерий и тритий – применяются в атомной энергетике (термоядерное горючее).

Пероксид водорода Пероксид (перекись) водорода представляет собой бесцветную сиропообразную жидкость плотностью 1,45 г/см3, затвердевающую при – 0,48°С.

Это очень непрочное вещество, способное разлагаться со взрывом на воду и кислород, причем выделяется большое количество теплоты:

2Н 2 О 2 ( ж ) = 2Н 2 О ( ж ) + О 2, r Н = 197,5 кДж.

Водные растворы пероксида водорода более устойчивы.

В прохладном месте они могут сохраняться довольно долго.

Пергидроль – раствор, который поступает в продажу, и содержит 30% Н2О2.

В нем, а также в высококонцентрированных растворах пероксида водорода содержатся стабилизирующие добавки.

Пероксид водорода В промышленности пероксид водорода получают в основном электрохимическими методами, например, анодным окислением растворов серной кислоты или гидросульфата аммония с последующим гидролизом образующейся при этом пероксодвусерной кислоты H2S208: 2H SO 2 e = H S O + 2H +, 2 4 22 H 2S2 O8 + 2H 2 O = 2H 2SO 4 + H 2 O.

Пероксид водорода – очень слабая двухосновная кислота распадается в незначительной степени на Н 2 О 2 Н + + НО,1 ступень, ионы: НО Н + + О 2, 2 ступень.

2 Диссоциация по второй ступени практически не протекает.

Пероксид водорода Однако при связывании ионов водорода (например, при введении в раствор щелочи) диссоциация по второй ступени происходит.

С некоторыми основаниями пероксид водорода реагирует непосредственно, образуя соли.

Так, при действии пероксида водорода на водный раствор гидроксида бария выпадает осадок бариевой соли пероксида водорода:

Н 2 О 2 + Ва (ОН) 2 = ВаО2 +2Н 2 О.

Соли пероксида водорода называются пероксидами или перекисями.

Они состоят из положительно заряженных ионов металла и отрицательно заряженных ионов О2–.

Пероксид водорода Степень окисленности кислорода в пероксиде водорода равна –1, т. е. имеет промежуточное значение между степенью окисленности кислорода в воде –2 и в молекулярном кислороде (0).

Поэтому пероксид водорода обладает свойствами как окислителя, так и восстановителя, проявляет окислительно восстановительную двойственность.

Все же для него более характерны окислительные свойства, так как стандартный потенциал электрохимической системы Н 2 О 2 + 2Н + + 2 е = 2Н 2 О, в которой Н202 выступает как окислитель, равен 1,776 В, в то время как стандартный потенциал электрохимической системы + Н 2 О 2 2 е = О 2 + 2Н, в которой пероксид водорода является восстановителем, равен 0,682 В.

Пероксид водорода Примеры реакций, в которых Н202 окислитель:

KNO 2 + H 2 O 2 = KNO3 + H 2 O, 2KI + H 2 O 2 = I 2 + 2KOH.

Реакции, в которых Н202 восстановитель:

2KMnO 4 + 5H 2 O 2 + 3H 2SO 4 = 2MnSO 4 + 5O 2 + K 2SO 4 + 8H 2 O.

Ag 2 O + H 2 O 2 = 2Ag + O 2 + H 2 O.

Пероксид водорода.

Применение Применение пероксида водорода связано с его окислительной способностью и с безвредностью продукта его восстановления (Н2О). Его используют:

для отбеливания тканей и мехов, применяют в медицине (3% раствор – дезинфицирующее средство), в пищевой промышленности (при консервировании пищевых продуктов), в сельском хозяйстве для протравливания семян, в производстве ряда органических соединений, полимеров, пористых материалов.

Пероксид водорода.

Применение как сильный окислитель используется в ракетной технике, для обновления старых картин, написанных масляными красками и потемневших от времени вследствие превращения свинцовых белил в черный сульфид свинца под действием содержащихся в воздухе следов сероводорода.

При промывании таких картин пероксидом водорода сульфид свинца окисляется в белый сульфат свинца:

PbS + 4H 2 O 2 = PbSO 4 + 4H 2 O.

Вода Вода – оксид водорода – одно из наиболее распространенных и важных веществ.

Поверхность Земли, занятая водой, в 2,5 раза больше поверхности суши.

Чистая вода в природе отсутствует, она всегда содержит примеси.

Получают чистую воду методом перегонки.

Перегнанная вода называется дистилированной.

Состав воды (по массе): 11,19% водорода и 88,81 % кислорода.

Вода. Физические свойства Чистая вода прозрачна, не имеет запаха и вкуса.

Наибольшую плотность она имеет при 4°С (1 г/см3).

Плотность льда меньше плотности жидкой воды, поэтому лед всплывает на поверхность.

Вода замерзает при 0° С и кипит при 100°С при давлении 101 325 Па.

Она плохо проводит теплоту.

Чистая вода очень плохо проводит электричество.

Вода – хороший растворитель.

Молекула воды имеет угловую форму.

Атомы образуют угол, равный 104,5°.

Вода. Физические свойства Молекула воды – диполь: та часть ее, где находится водород, заряжена положительно, а часть, где находится кислород, отрицательно.

Благодаря полярности молекул воды электролиты в ней диссоциируют на ионы.

В жидкой воде наряду с обычными молекулами Н2О содержатся ассоциированные, т. е. соединенные в более сложные агрегаты – (Н2О)х.

Причина ассоциации – образование водородных связей.

Вода. Физические свойства Наличием водородных связей между молекулами воды объясняются аномалии ее физических свойств:

максимальная плотность при 4° С, высокая температура кипения в ряду Н2О – Н2S – Н2Sе – Н2Те, аномально большая теплоемкость (4,18 Дж/(гК)).

С повышением температуры водородные связи разрываются, и полный разрыв их наступает при переходе воды в пар.

Вода. Xимические свойства Вода – реакционноспособное вещество.

При обычных условиях она взаимодействует со многими основными и кислотными оксидами, а также со щелочными и щелочноземельными металлами:

H 2 O + K 2 O = 2KOH;

2H 2 O + 2Rb = 2RbOH + H 2 ;

H 2 O + SO 3 = H 2SO 4 ;

2H 2 O + Ca = Ca (OH) 2 + H 2.

Вода образует многочисленные соединения – гидраты (кристаллогидраты):

H 2 O + Н 2SO 4 = H 2SO Н 2 О;

H 2 O + NaOH = NaOH H 2 O;

Вода. Xимические свойства 10H 2 O + Na 2 CO 3 = Na 2 CO 3 10Н 2 О;

5H 2 O + CuSO 4 = CuSO 4 5H 2 O.

Очевидно, соединения, связывающие воду, могут служить в качестве осушителей.

Из других осушающих веществ следует указать Р2О5, СаО, ВаО, металлический Nа (они тоже химически взаимодействуют с водой), а также силикагель.

К важным химическим свойствам воды относится ее способность вступать в реакции гидролитического разложения.

Тяжелая вода Вода, содержащая тяжелый водород, называется тяжелой водой (обозначается формулой D2O).

По физическим свойствам она отличается от обычной воды.

Все химические реакции с тяжелой водой протекают немного медленнее, чем с обычной водой.

Поэтому она накапливается в электролизере при длительном электролизе обычной воды.

Тяжелая вода применяется в качестве замедлителя нейтронов в ядерных реакторах.

Общая характеристика галогенов В подгруппу галогенов входят фтор, хлор, бром, иод и астат (астат – радиоактивный элемент, мало изучен).

Атомы галогенов имеют на внешнем энергетическом уровне по электронов в состоянии …s2р5.

Этим объясняется общность их свойств.

Стремясь завершить внешний уровень, они присоединяют по одному электрону, проявляя степень окисления, равную –1.

Такую степень окисления галогены имеют в соединениях с водородом и металлами.

Однако атомы галогенов, кроме фтора, могут проявлять и положительную степень окисления: +1, +3, +5, +7.

Такое значение степеней окисления объясняется электронным строением внешних энергетических уровней атомов галогенов.

Общая характеристика галогенов Будучи наиболее электроотрицательным элементом, фтор может только принимать один электрон на 2р-подуровень.

В’= 2 2 9 F 1s 2 s 2 p 2p 2s У него один неспаренный электрон, поэтому фтор бывает только одновалентным, а его степень окисления всегда –1.

Необходимо учитывать особенности фтора и его соединений.

Общая характеристика галогенов У атома хлора один неспаренный электрон на Зр-подуровне и он в обычном (невозбужденном) состоянии одновалентен.

Но поскольку хлор находится в III периоде, то у него имеется еще пять орбиталей (ячеек) Зd-подуровня:

2 2 6 2 Cl 1s 2 s 2 p 3s 3 p В’= 3d 3p 3s Общая характеристика галогенов У атома хлора в возбужденном состоянии электроны с Зр- и 3s подуровней переходят на Зd-подуровень (на схеме показано стрелками).

Разъединение электронов, находящихся в одной ячейке, увеличивает валентность на две единицы.

*** 2 2 6 1 3 Cl 1s 2 s 2 p 3s 3 p 3d В’= 3d 3p 3s Хлор и его аналоги, кроме фтора, могут проявлять лишь нечетную переменную валентность 1, 3, 5, 7 и соответствующие положительные степени окисления.

Общая характеристика галогенов Водные растворы водородных соединений галогенов являются кислотами: НF – фтороводородная (плавиковая), НСl – соляная, НВг – бромоводородная, НI– иодоводородная.

Следует иметь в виду, что галогены помимо общих свойств имеют и различия.

Это особенно характерно для фтора и его соединений.

Так, плавиковая кислота НF – слабая кислота;

НСl, НВг, HI – сильные кислоты.

Причем сила их возрастает с ростом заряда ядра атома.

Растворимость малорастворимых солей уменьшается в ряду АgСl, АgВг, АgI.

В отличие от них АgF хорошо растворим в воде.

Фтор проявляет степень окисления только –1 (он прочнее всех удерживает электроны).

Общая характеристика галогенов Фтор иначе взаимодействует с водой, чем хлор.

Он разлагает воду с образованием фтороводорода, фторида кислорода (II), пероксида водорода, кислорода и озона:

F2 + H 2 O = 2HF + O, O 2 + F2 = OF2, 3О = О 3.

H 2O + O = H 2O 2, 2О = О 2, Уравнение реакции взаимодействия хлора с водой приведено далее.

Реакционная способность галогенов падает в ряду F2, Сl2, Вг2, I2.

Поэтому предыдущий галоген вытесняет последующий из его соединений с водородом и металлами. В этом случае активность F2 Сl2 Вг2 I2.

Закономерно изменяются физические свойства галогенов с ростом порядкового номера:

фтор – трудно сжижающийся газ, хлор – легко сжижающийся газ, бром – жидкость, йод – твердое вещество.

Хлор. Нахождение в природе В свободном состоянии хлор встречается только в вулканических газах.

В природе широко распространены его соединения. Важнейшие из них:

хлорид натрия NаСl, хлорид калия КСl, хлорид магния МgСl26Н2O, сильвинит КСlNaCl, карналлит КСl MgСl2 6Н2O, каинит МgSO4КС1ЗН2O и др.

Соединения хлора содержатся в водах океанов, морей и озер.

В небольших количествах они имеются в растительных и животных организмах.

Хлор составляет 0,05% массы земной коры.

Хлор. Получение В лабораторных условиях хлор получают из соляной кислоты при взаимодействии ее с оксидом марганца (IV).

Реакция протекает при нагревании:

4HCl + MnO 2 = Cl 2 + MnCl 2 + 2H 2 O.

1 MnO 2 + 2е + 4Н + = Mn 2+ + 2H 2 O, восстановление, 1 2Cl 2 е = Cl 2, окисление.

Это окислительно-восстановительная реакция.

Хлорид-ион – восстановитель, МnO2 – окислитель.

Вместо окислителя МnO2 можно применить перманганат калия КМnO4.

Тогда реакция протекает при обычной температуре, без нагревания:

16HCl + 2КMnO 4 = Cl 2 + MnCl 2 + 2КСl + 8H 2 O.

+ 2+ 2 MnO 4 + 5е + 4Н = Mn + 4H 2 O, восстановление, 5 2Cl 2 е = Cl 2, окисление.

Хлор. Получение В промышленности хлор получают электролизом концентрированного раствора хлорида натрия.

+ р р NaCl ( Na, Cl, Н 2О).

Процессы на электродах:

+ K () :Na, H 2O : 2 H 2O + 2e H 2 +2OH, в ие A(+ ) :Cl, H 2O : 2Cl 2e = Cl 2, о ие 2 H 2O + 2Cl = H 2 +2OH + Cl. Хлор. Получение Хлор выделяется на аноде.

На катоде выделяется водород.

В катодном пространстве в растворе остается гидроксид натрия:

+ К : Na + OH = NaOH.

Молекулярное уравнение электролиза:

2 NaCl р р + 2 H 2O эл з 2 NaOH + H 2 +Cl2.

Хлор. Физические свойства Хлор – ядовитый газ желто-зеленого цвета с резким запахом.

Тяжелее воздуха в 2,5 раза.

При 20° С в 1 объеме воды растворяется 2,3 объема хлора.

Раствор хлора в воде называется хлорной водой.

Хлор хорошо растворяется в органических растворителях.

Вдыхание хлора вызывает раздражение дыхательных путей, а вдыхание больших количеств приводит к смерти.

В природном хлоре содержатся два изотопа:

35 Cl (75,4 %) и Сl (24,6 %).

17 Хлор. Химические свойства Для завершения внешнего энергетического уровня атому хлора недостает одного электрона.


Принимая электрон, он проявляет степень окисления, равную –1.

Кроме того, отдавая электроны, он может проявлять степень окисления +1, +3, +5 и +7.

Молекула хлора состоит из двух атомов.

Характер связи ковалентный неполярный:

Сl Сl Сl Сl + Хлор. Химические свойства Сильные окислительные свойства хлор проявляет при взаимодействии с металлами.

При этом атомы металла отдают электроны, а молекулы хлора их принимают:

Cu + Cl 2 = CuCl 2.

Cu + 2 е = Cu 2+, окисление, Cl 2 + 2 е = 2Cl восстановление.

Хлор взаимодействует также со многими неметаллами:

2Р + 3Cl 2 = 2РCl 3.

2Р + 5Cl 2 = 2РCl 5.

Своеобразно реагирует хлор с водородом.

В темноте смесь хлора с водородом не взаимодействует.

Однако при сильном освещении реакция протекает со взрывом c образованием хлороводорода:

Н 2 + Cl 2 = 2НCl.

Хлор. Химические свойства У органических соединений хлор отнимает водород, а углерод остается в свободном виде.

Поэтому такие вещества, как скипидар, парафин горят в нем с выделением большого количества копоти и хлороводорода.

Хлор замещает водород в предельных углеводородах и присоединяется к непредельным соединениям:

СН 4 + Cl 2 = СН 3Сl + НCl.

С 2 Н 4 + Cl 2 = С 2 Н 4 Сl 2.

Хлор вытесняет бром и иод из их соединений с водородом и металлами:

Cl 2 + 2KBr = Br2 + 2KCl.

Хлор взаимодействует с водой с образованием двух кислот – соляной (сильная кислота) и хлорноватистой (слабая кислота).

Хлор. Химические свойства Реакция обратима:

Cl 2 + Н 2 О HCl + HClO.

или в ионной форме:

Cl 2 + Н 2 О H + + Сl + HClO.

Хлорноватистая кислота – очень сильный окислитель.

Отбеливающие свойства хлора в присутствии влаги (воды) объясняются образованием хлорноватистой кислоты.

Сухой хлор не отбеливает.

Важно отметить, что хлор непосредственно не взаимодействует с кислородом, азотом и углеродом (их соединения получаются косвенным путем).

В отсутствие влаги хлор не реагирует с железом.

Это дает возможность хранить его в стальных баллонах и цистернах.

Хлор. Применение Хлор применяется:

для обеззараживания питьевой воды (хлорирование воды), для отбеливания тканей, для отбеливания бумажной массы, для получения соляной кислоты, получения хлорной извести, различных химических соединений, содержащих хлор.

Хлороводород и соляная кислота Хлороводород – одно из важнейших соединений хлора.

Это бесцветный газ с резким запахом.

При вдыхании раздражает дыхательные пути и вызывает удушье.

В 1,3 раза тяжелее воздуха.

Во влажном воздухе «дымит», т. е. с водяными парами воздуха образует мельчайшие капельки тумана.

При 0° С в 1 объеме воды растворяется около 500 объемов хлороводорода.

Водный раствор хлороводорода называется хлороводородной или соляной кислотой.

В лабораторных условиях хлороводород получают при взаимодействии хлорида натрия с концентрированной серной кислотой.

Хлороводород и соляная кислота При слабом нагревании образуются хлороводород и кислая соль (гидросульфат натрия):

NaCl + H 2SO 4 = HCl + NaHSO 4.

При сильном нагревании образуются хлороводород и средняя соль (сульфат натрия):

2 NaCl + H 2SO 4 = 2HCl + Na 2SO 4.

Хлороводород можно получить горением водорода в хлоре:

Cl 2 + H 2 = 2HCl.

Эти реакции лежат в основе способов получения соляной кислоты в промышленности.

Первый способ называется сульфатным (основан на реакции взаимодействия между NaCl и концентрированной Н2SO4), второй – синтетическим (основан на реакции горения водорода в хлоре).

В обоих случаях получающийся хлороводород поглощается водой в специальных поглотительных башнях.

Соляная кислота Соляная кислота – бесцветная жидкость.

Концентрированная содержит до 37% хлороводорода и во влажном воздухе «дымит».

Будучи сильной кислотой, она обладает всеми свойствами кислот.

Многие металлы, основные оксиды, основания, некоторые соли и газы взаимодействуют с соляной кислотой:

CuO + 2HCl = CuCl 2 + H 2 O, Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2, AgNO3 + HCl = AgCl + HNO 3, Al(OH) 3 + 3HCl = AlCl3 + 3H 2 O, NН 3 + HCl = NH 4 Cl.

Хранят и перевозят соляную кислоту в гуммированных цистернах и бочках, т. е. в сосудах, внутренняя поверхность которых покрыта кислотостойкой резиной, а также в стеклянных бутылях и полиэтиленовых сосудах.

Соляная кислота. применение Соляная кислота применяется:

для получения ее солей, для травления металлов, в пищевой промышленности, в медицине.

Как реагент используется во всех химических лабораториях.

Соли соляной кислоты Важнейшие соли соляной кислоты :

NaCl – хлорид натрия:

является необходимой частью пищи, служит сырьем для получения гидроксида нария, хлора, соляной кислоты, соды и др., используется для консервирования пищевых продуктов.

КСl – хлорид калия – ценное калийное удобрение.

ZnCl2– хлорид цинка – им пропитывают древесину для предохранения от гниения, применяется при паянии для устранения пленки оксида с поверхности металла.

ВаСl2 – хлорид бария – ядовитое вещество, применя ется для борьбы с вредителями сельского хозяйства.

Соли соляной кислоты СаСl2 – хлорид кальция (безводный) широко применяется для осушки газов (при этом образуется кристаллогидрат соли СаСl26Н2O) и в медицине;

АlСl3 — хлорид алюминия используется как катализатор при органических синтезах;

HgCl2 – хлорид ртути (II), или сулема – сильный яд, очень разбавленныю растворы соли применяются как сильнодействующие дезинфицирующие средства, используется для протравливания семян, дубления кожи, в органическом синтезе;

АgСl – хлорид серебра, малорастворимая соль, используется в фотографии.

Качественная реакция на хлорид-ион Большинство солей соляной кислоты хорошо растворимы в воде.

Практически нерастворимы хлориды серебра АgСl, ртути (I) Нg2Сl2 и меди (I) СиСl.

Малорастворим хлорид свинца (II) РbСl2, но он хорошо растворим в горячей воде.

Эти свойства хлоридов используют в качественном анализе.

Нитрат серебра АgNО3 является реагентом на соляную кислоту и ее соли, точнее ион серебра – реагент на хлорид-ион.

Это означает, что если к соляной кислоте или раствору соли, содержащему хлорид-ион, добавить раствор соли, содержащий ион серебра, то выпадает белый творожистый осадок хлорида серебра АgСl, нерастворимый в азотной кислоте.

По этому признаку определяют присутствие в растворе хлорид-ионов.

Кислородные соединения хлора Хлор с кислородом непосредственно не взаимодействует.

Его соединения с кислородом получают косвенным путем.

Важнейшие из них:

оксид хлора (I) Сl2O — газ буро-желтого цвета, легко распадающийся со взрывом:

2Сl 2 О = 2C 2 + O 2.

оксид хлора (VII) Сl2O7 — маслянистая жидкость, легко взрывающаяся при сильном нагревании и при ударе.

Наибольшее значение имеют соли кислородных кислот хлора. Ключом к пониманию кислородных соединений хлора служит реакция взаимодействия хлора с водой.

Равновесие реакции Сl 2 + Н 2 O НCl + HClO (а ) легко сместить вправо, добавив щелочь.

В этом случае щелочь будет реагировать с двумя образовавшимися кислотами:

НCl + HClO + 2KOH = KCl + KClO + 2H 2 O.

Кислородные соединения хлора Суммируем обе эти реакции :

Сl 2 + Н 2 O НCl + HClO НCl + HClO + 2KOH = KCl + KClO + 2H 2 O Cl 2 + 2KOH = KCl + KClO + H 2 O (б ) или в ионной форме:

Cl 2 + 2OH = Cl + ClO + H 2 O.

Соли хлорноватистой кислоты называют гипохлоритами.

В результате взаимодействия хлора с раствором щелочи при комнатной температуре получается водный раствор, содержащий гипохлорит калия и хлорид калия, называемый жавелевой водой.

Жавелевая вода, как и хлорная вода, употребляется для отбеливания хлопчатобумажных тканей и бумаги.

При этом угольная кислота, образующаяся из воды и оксида углерода (IV) воздуха, вытесняет из гипохлорита калия хлорноватистую кислоту:

КСlO + H 2 O + CO 2 = KHCO 3 + HClO.

Кислородные соединения хлора Гипохлориты — очень сильные окислители.

Механизм окисляющего и дезинфицирующего действия хлорноватистой кислоты и ее солей объясняют наличием хлора со степенью окисления +1, проявляющим себя в этих процессах активным окислителем:

+1 + Сl+ 2 e = Cl.

Cl+ e = Cl и При пропускании хлора через раствор щелочи, нагретый до 100° С, процесс (б) протекает с образованием хлоратов (солей хлорноватой кислоты НСlO3):

3Сl 2 + 6КОН = 3КCl + 3КClO + 3Н 2 О 3КClO = 2KCl + KClO 3Cl 2 + 6KOH = 5KCl + KClO3 + 3H 2 O (в) Или в ионной форме:

3Cl 2 + 6OH = 5Cl + ClO3 + 3H 2 O.

Кислородные соединения хлора При нагревании до 400° С в отсутствии катализатора из хлоратов образуются перхлораты (соли хлорной кислоты НСlO4):

4КClO3 = KCl + 3KClO 4.

В присутствии катализатора (МnO2) процесс протекает по уравнению:

2КClO3 = 2KCl + 3O 2.

Таким образом, соли кислородных кислот хлора получают взаимодействием хлора со щелочью.

Известны также соли хлористой кислоты НСlO2.

Сила кислородных кислот хлора возрастает с ростом степени окисления центрального атома:

HClO 4 HClO3 HClO 2 HClO.

Cила кислот возрастает с ростом степени окисления хлора НСlO4 – самая сильная из всех известных кислот.

В той же последовательности прочность связи водорода уменьшается.

Кислородные соединения хлора Если хлор взаимодействует с гидроксидом кальция Са(ОН)2, который берется в виде порошка – пушонки, то образуется хлорная, или белильная известь – рыхлый белый порошок с запахом хлора.

Она состоит главным образом из гипохлорита кальция Са(СlO) и хлорида кальция:

2Сl 2 + 2Са (ОН) 2 = СаCl 2 + Са (ClO 2 ) + 2Н 2 О.

Хлорная известь — сильный окислитель и применяется:

для отбеливания хлопчатобумажных тканей, бумаги;


хлорирования воды, дезинфекции;

для дегазации местности, зараженной стойкими отравляющими веществами.

Белящие и дезинфицирующие свойства хлорной извести аналогичны свойствам жавелевой и хлорной воды:

угольная кислота вытесняет из гипохлорита кальция хлорноватистую кислоту, которая и производит окисляющее действие.

Фтор Фтор – ядовитый светло-зеленый газ.

Молекула его двухатомна с неполярной ковалентной связью (F2).

Получают фтор электролизом его расплавленных соединений.

Это сильнейший окислитель, окисляющий даже некоторые благородные газы:

2F2 + Хе = ХеF4.

Непосредственно он не взаимодействует только с гелием, неоном и аргоном.

Фтор широко применяется в синтезе полимерных материалов – фторопластов, обладающих высокой химической стойкостью, а также в качестве окислителя ракетного топлива.

Фтороводород растворяется в воде, образуя плавиковую кислоту НF.

Фтор и бром Важная особенность этой кислоты – взаимодействие с оксидом кремния (IV):

SiO 2 + 4HF = SiF4 + 2H 2 O.

Поэтому ее хранят, в сосудах из парафина, каучука, полиэтилена или свинца, так как она разъедает стекло.

Плавиковая кислота применяется для удаления песка с металлического литья и травления стекла.

Бром – тяжелая красно-бурая жидкость. Пары брома ядовиты.

При попадании брома на кожу образуются сильные ожоги.

Бром и йод Иод – черно-фиолетовое твердое вещество.

Молекулы брома и йода двухатомны с неполярной ковалентной связью: Вг2 и I2.

Растворимость их в воде небольшая.

При этом образуются соответственно бромная и йодная вода (аналогия с хлорной водой).

Однако они хорошо растворяются в органических растворителях – спирте, бензоле, бензине, хлороформе.

При нагревании йод образует фиолетовые пары, которые при охлаждении снова превращаются в кристаллы.

Происходит возгонка йода, т. е. испарение твердого вещества и образование кристаллов из паров, минуя жидкое состояние.

Бром и йод Валентные электроны у брома …5s25p5, у йода …6s26p5.

Отсюда следует, что по химическим свойствам бром и йод аналогичны хлору, только менее реакционноспособны.

Бром и йод – сильные окислители.

Их окислительная способность используется при различных синтезах и анализах веществ.

Большие количества брома и йода идут на приготовление лекарств.

Вопросы и задачи Как получить хлор, бром и йод в лабораторных условиях?

Написать уравнения соответствующих реакций.

Каковы химические свойства фтора, хлора, брома и йода?

Где применяются галогены?

Что такое хлорная вода и как ее можно получить?

Почему хлорную воду надо защищать от действия света?

Как получить хлороводород и соляную кислоту?

Написать формулы кислородных кислот хлора и назвать их.

Какой состав имеет хлорная известь? Где ее применяют?

С помощью каких реакций можно различить растворы КСl, КВг, КI?

Вопросы и задачи Какой объем xлороводорода, взятый при нормальных условиях, необходим для нейтрализации растворов, содержащих 20 г гидроксида калия? (Ответ: 8 л.) Сколько миллилитров 2 М раствора соляной кислоты окислилось оксидом марганца (IV), если известно, что выделенный при этом хлор может вытеснить из раствора йодида калия 25,4 г йода? (Ответ: 200 мл.) Для синтеза хлoроводорода были пропущены через раствор йодида калия 100 мл газовой смеси (из хлора и водорода). При этом выделилось 0,508 г йода.

Определить состав взятой смеси в объемных долях (%).

(Ответ: 44,8% С12 и 55,2% Н2.) 20. Как провести следующие превращения веществ:

НС1 Сl2 NaCl АgСl АgI.

Жесткость воды Растворимые соли кальция и магния обусловливают жесткость воды.

В природе чистая вода не встречается, она всегда содержит примеси каких-либо веществ.

Взаимодействуя с солями, содержащимися в земной коре, она приобретает определенную жесткость.

Жесткость воды – совокупность свойств, обусловленных содержанием в воде ионов Са2+ и Mg2+.

Если концентрация этих ионов велика, то воду называют жесткой, если мала – мягкой.

Именно эти ионы придают специфические свойства природным водам.

При стирке белья жесткая вода не только ухудшает качество стираемых тканей, но и приводит к повышенным затратам мыла, которое расходуется на связывание ионов Са2+ и Mg2+:

Жесткость воды 2С17 Н 35СОО + Са 2+ = (С17 Н 35СОО) 2 Са, 2С17 Н 35СОО + Mg 2+ = (С17 Н 35СОО) 2 Mg.

и пена образуется лишь после полного осаждения этих ионов.

Правда, некоторые синтетические моющие средства хорошо моют в жесткой воде, так как кальциевые и магниевые соли этих веществ легко растворяются в воде.

В жесткой воде с трудом развариваются пищевые продукты, а сваренные в ней овощи невкусны.

Очень плохо заваривается чай и вкус его теряется.

В то же время в санитарно-гигиеническом отношении эти ионы не представляют опасности.

Правда, при большом содержании ионов (как в море и океане) вода горьковата на вкус и вызывает послабляющее действие на кишечник человека.

Жесткость воды Жесткая вода непригодна для использования в паровых котлах:

растворенные в ней соли при кипячении образуют на стенках котлов слой накипи, который плохо проводит теплоту.

Это приводит к перерасходу топлива, к преждевременному износу котлов, а иногда, в результате перегрева котлов, и к аварии.

Образуется и накипь в чайниках.

Наконец, жесткая вода вредна для металлических конструкций, трубопроводов, кожухов охлаждаемых машин.

Ионы Са2+ обусловливают кальциевую жесткость, а ионы Mg2+ – магниевую жесткость.

Общая жесткость складывается из кальциевой и магниевой, т. е.

из суммарной концентрации в воде ионов Са2+ и Mg2+.

Жесткость воды По отношению к процессам умягчения воды различают жесткость карбонатную и некарбонатную.

Карбонатной называется жесткость, вызванная присутствием той части ионов Са2+ и Mg2+, которая эквивалентна содержащимся в воде гидрокарбонат-ионам НСО3.

Иными словами, карбонатная жесткость вызвана присутствием гидрокарбонатов кальция и магния.

При кипячении гидрокарбонаты разрушаются, образующиеся при этом малорастворимые карбонаты выпадают в осадок и общая жесткость воды уменьшается на величину карбонатной жесткости.

Поэтому карбонатную жесткость называют также временной жесткостью.

При кипячении ионы Са2+ осаждаются в виде карбоната:

Са 2+ + 2НСО 3 = СаСО 3 + Н 2 О + СО 2.

Жесткость воды а ионы Mg2+ – в виде основного карбоната или в виде гидроксида магния (при рН10,3):

2Mg 2+ + 2HCO 3 + 2OH = = (MgOH) 2 CO 3 + CO 2 + H 2 O.

(гидроксид-ионы образуются за счет взаимодействия гидрокарбонат-ионов с водой:

HCO 3 + H 2 О = H 2 CO 3 + OH и равновесие при нагревании смещается вправо).

Остальная часть жесткости, сохраняющаяся после кипячения воды, называется некарбонатной.

Она определяется содержанием в воде кальциевых и магниевых солей сильных кислот, главным образом сульфатов и хлоридов.

При кипячении эти соли не удаляются, а поэтому некарбонатную жесткость называют также постоянной жесткостью.

Жесткость воды Рассмотрим количественную характеристику жесткости воды.

Степень жесткости воды выражается суммой миллиэквивалентов (мэкв) ионов Са2+ и Mg2+, содержащихся в 1 л воды.

Так как 1 мэкв жесткости отвечает содержанию 20.04 мг/л ионов Са2+ или 12,16 мг/л ионов Mg2+, то согласно определению общую жесткость воды Ж (в мэкв/л) можно вычислить по формуле:

[Ca 2+ ] Mg 2+ Ж= +, 20,4 12, где [Са2+ ] и [Mg2+] – концентрации ионов, мг/л.

Жесткость воды По величине жесткости природную воду различают:

очень мягкую – с жесткостью до 1,5 мэкв/л;

мягкую – от 1,5 до 4 мэкв/л;

средней жесткости – от 4 до 8 мэкв/л;

жесткую – от 8 до 12 мэкв/л;

очень жесткую – свыше 12 мэкв/л.

Особенно большой жесткостью отличается вода морей и океанов.

Так, например, кальциевая жесткость воды в Чёрном море составляет 12 мэкв/л, магниевая – 53,5 мэкв/л и общая – 65.5 мэкв/л.

В океанах же средняя кальциевая жесткость равняется 22,5 мэкв/л, магниевая – 108 мэкв/л и общая –130,5 мэкв/л.

Жесткость воды Жесткость воды хозяйственно-питьевых водопроводов не должна превышать 7 мэкв/л.

Очень часто жесткую воду перед употреблением умягчают.

Карбонатную жесткость можно устранить добавлением гашеной извести:

Са 2+ + 2HCO 3 + 2OH = 2CaCO 3 +2H 2 O, Mg 2+ + 2HCO 3 + 2Ca 2+ + 4OH = 2CaCO 3 + Mg (OH) 2 + 2H 2 O.

При одновременном добавлении извести и соды можно избавиться от карбонатной и некарбонатной жесткости (известково-содовый способ).

Жесткость воды Карбонатная жесткость при этом устраняется известью а некарбонатная – содой:

Са 2+ + СО 3 = СаСО 3, Mg 2+ + CO 3 = MgCO 3, 2 MgCO 3 + Ca 2+ + 2OH = Mg (OH) 2 +CaCO 3.

Применяются и другие способы устранения жесткости воды, среди которых один из наиболее современных основан на применении катионитов (катионитный способ).

Имеются твердые вещества, которые содержат в своем составе подвижные ионы, способные обмениваться на ионы внешней среды.

Они получили название ионитов.

Жесткость воды Распространены ионообменные смолы (иониты), получаемые на основе синтетических полимеров.

Иониты делятся на две группы:

одни из них обменивают свои катионы на катионы среды и называются катионитами;

другие обменивают анионы и называются анионитами.

Иониты не растворяются в растворах солей, кислот и щелочей.

Катиониты имеют вид черных или темно-бурых зерен диаметром от 0,5 до 2 мм (КУ-1, КУ-2, СБС и др.), аниониты – зернистые вещества белого, розового или коричневого цвета (АВ-16, АВ-17, АН-2Ф и др.).

Жесткость воды Для устранения жесткости воды применяют катиониты – синтетические ионообменные смолы и алюмосиликаты:

Na 2 [Al2Si 2 O8 nH 2 O].

Их состав условно можно выразить общей формулой Na2R, где Na+ – весьма подвижный катион и R2- – частица катионита, несущая отрицательный заряд.

Так, в приведенном примере R 2 = [Al2Si 2 O8 nH 2 O]2.

Если пропускать воду через слой катионита, то ионы натрия будут обмениваться на ионы кальция и магния.

Схематически эти процессы можно выразить уравнениями:

Са 2+ + Na 2 R = 2 Na + + CaR, Mg 2+ + Na 2 R = 2 Na + + MgR.

Жесткость воды Таким образом, ионы кальция и магния переходят из раствора в катионит, а ионы натрия – из катионита в раствор, жесткость воды при этом устраняется.

После использования большей части ионов натрия катиониты обычно регенерируют.

Для этого их выдерживают в растворе хлорида натрия, при участии которого происходит обратный процесс: ионы натрия замещают в катионите ионы кальция и магния, которые переходят в раствор:

СаR + 2 Na + = Na 2 R + Ca 2+, + 2+ MgR + 2 Na = Na 2 R + Mg.

Регенерированный катионит снова может быть использован для умягчения новых порций жесткой воды.

Общая характеристика подгруппы кислорода Кислород и сера – это элементы главной подгруппы VI группы, называемой подгруппой кислорода.

К ней также относятся селен, теллур и полоний (полоний — радиоактивный элемент).

Элементы О, S, Sе, Те имеют общее название – халькогены.

У атомов халькогенов на внешнем энергетическом уровне по электронов в состоянии …s2р4.

Этим объясняется сходство их химических свойств.

Присоединяя по два электрона, они превращаются в двухзарядные ионы.

Все халькогены в соединениях с водородом и металлами проявляют степень окисления –2, а в соединениях с кислородом и другими активными неметаллами – обычно +4 и +6.

Общая характеристика подгруппы кислорода Для кислорода не типична степень окисления, равная номеру группы.

Он проявляет степень окисления обычно –2 и в соединении с фтором +2.

Такие значения степеней окисления вытекают из электронного строения внешних энергетических уровней атомов кислорода и серы:

В'= 2 2 8 О 1s 2s 2 p 2p 2s В'= 2 2 6 2 16 S 1s 2s 2 р 3s 3p 3p 3s Общая характеристика подгруппы кислорода У атома кислорода на 2р-подуровне два неспаренных электрона.

Его электроны не могут разъединяться при отсутствии d-подуровня на внешнем (втором) уровне, при отсутствии свободных квантовых ячеек.

Поэтому валентность кислорода всегда равна двум, а наиболее характерные степени окисления – 2 и +2 (например, в Н2О и ОF2).

Такая же валентность и степени окисления у атома серы в невозбужденном состоянии.

Общая характеристика подгруппы кислорода При переходе в возбужденное состояние, например при нагревании, у атома серы сначала разъединяются 3р-, а затем 3s -электроны.

** 2 2 6 1 3 S 1s 2s 2p 3s 3p 3d В’= 3d 3p 3s Число неспаренных электронов, а следовательно, и валентность в первом случае будут равны четырем (SO2), а во втором – шести (SO3).

Общая характеристика подгруппы кислорода Очевидно, четные валентности 2, 4, 6 будут иметь аналоги серы – селен, теллур и полоний, а их степени окисления будут равны –2, +2, +4 и +6.

Водородные соединения элементов подгруппы кислорода соответствуют формуле Н2R (R — символ элемента) : Н20, Н2S, Н2Sе, Н2Те.

Они называются хальководородами.

При растворении их в воде образуются кислоты (формулы те же).

Сила этих кислот возрастает с ростом порядкового номера элемента.

Вода, диссоциирующая на ионы Н+ и ОН-, является амфотерным электролитом.

Общая характеристика подгруппы кислорода Сера, селен и теллур образуют одинаковые формы соединений с кислородом: R02 и R03.

Им соответствуют кислоты состава Н2R03 и Н2R04.

С ростом порядкового номера элемента сила этих кислот убывает.

Кислоты типа Н2RО4 проявляют окислительные свойства, а типа Н2RO3 – как окислительные, так и восстановительные, причем первые в большей степени.

Закономерно изменяются свойства простых веществ: с увеличением заряда ядра ослабевают неметаллические и возрастают металлические свойства.

Так, кислород – неметалл, а теллур, хотя и является неметаллом, имеет металлический блеск и проводит электричество.

Кислород.

Нахождение в природе Кислород — самый распространенный элемент.

Он составляет 47,2% от массы земной коры.

В воздухе кислорода содержится 20,95% по объему, или 23,15% по массе.

Кислород входит в состав:

воды, горных пород, многих минералов и солей, содержится в белках, жирах и углеводах, из которых состоят организмы.

Кислород. Получение В лабораторных условиях кислород получают либо электролизом водного раствора гидроксида натрия (электроды никелевые), либо разложением при нагревании хлората калия или перманганата калия.

Разложение хлората калия значительно ускоряется в присутствии катализатора – оксида марганца (IV):

2KClO3 t 2KCl + 3O 2.

Очень чистый кислород получается при разложении перманганата калия:

2KMnO 4 t K 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2.

В промышленности кислород получают из жидкого воздуха.

Он получается также при производстве водорода электролизом воды.

Кислород хранят и перевозят в стальных баллонах под давлением 15 МПа (мегапаскаль).

Кислород. Физические свойства Кислород – газ без цвета, вкуса и запаха, немного тяжелее воздуха.

В воде мало растворим (в 1 л воды при 20° С растворяется 31 мл кислорода).

При –183° С и атмосферном давлении кислород переходит в жидкое состояние.

Жидкий кислород имеет голубоватый цвет, притягивается магнитом.

Природный кислород содержит три изотопа:

О (99,76 %), 17 О (0,04 % ) и 18 О (0,20 %).

8 8 Кислород. Химические свойства Для завершения внешнего энергетического уровня атому кислорода не хватает двух электронов.

Энергично принимая их, кислород проявляет степень окисления, равную –2.

В соединении кислорода с фтором ОF2 общая электронная пара смещена к фтору как к более электроотрицательному элементу.

В этом случае степень окисления кислорода равна +2, а фтора –1.

Молекула кислорода O2 состоит из двух атомов.

Химическая связь в ней – ковалентная.

Молекула озона О3 состоит из трех атомов кислорода.

Озон — это аллотропическая модификация элемента кислорода.

Кислород. Химические свойства Хотя кислород и озон образованы одним и тем же элементом, свойства их различны.

Озон – газ с характерным запахом.

Разрушает органические вещества, окисляет многие металлы, в том числе золото и платину.

Озон – более сильный окислитель, чем кислород. Например, из раствора иодида калия он выделяет иод в то время как с кислородом эта реакция не протекает.

2KI + O 3 + H 2 O = I 2 + 2KOH + O 2.

2I 2е = I 2, окисление, О 3 + 2 е = О 2 + О, восстановление.

Озон производит отбеливающее и дезинфицирующее действие.

Кислород. Химические свойства Важнейшее химическое свойство кислорода – способность образовывать оксиды со всеми элементами (для первых трех инертных элементов они не получены).

При этом с большинством веществ он реагирует непосредственно, особенно при повышенных температурах.

2Са+О2=2СаО.

Например:

Кислород не взаимодействует непосредственно с галогенами, золотом и платиной.

Их оксиды получаются косвенным путем.

Сложные вещества при определенных условиях также взаимодействуют с кислородом.

При этом образуются оксиды, а в некоторых случаях – оксиды и простые вещества:

2С 2 Н 2 + 5О 2 = 4СО 2 + 2Н 2 О, 4 NH 3 + 3O 2 = 6H 2 O + 2 N 2.

Кислород – окислитель По величине относительной электроотрицательности кислород является вторым элементом.

Поэтому в химических реакциях как с простыми, так и со сложными веществами он проявляет себя окислителем, так как принимает от них электроны.

Схематически это можно записать так:

О 2 + 4 е = 2 О, восстановление.

С другой стороны, кальций, углерод со степенью окисления –1 и азот со степенью окисления – отдают электроны, поэтому Са, С2Н2 и NH3 являются восстановителями.

Горение, ржавление, гниение и дыхание протекают при участии кислорода.

Это окислительно-восстановительные процессы.

Интенсификация процессов Процессы окисления протекают интенсивнее в кислороде, чем на воздухе.

Это подтверждают простые опыты: горение в кислороде угля, серы, стальной проволоки.

Для ускорения процессов окисления вместо воздуха применяют кислород или воздух, обогащенный кислородом.

Он используется для интенсификации окислительных процессов в химической промышленности (производство азотной и серной кислот, искусственного жидкого топлива, смазочных масел и других веществ).

Интенсификация процессов Кислород – эффективное средство интенсификации металлургических процессов.

При продувании в доменную печь воздуха, обогащенного кислородом, значительно повышается температура пламени, в результате, чего ускоряется процесс плавки и увеличивается производительность печи.

Еще больший эффект дает полная или частичная замена воздуха кислородом в сталеплавильном производстве – мартеновском и бессемеровском процессах.

Она приводит не только к интенсификации этих процессов, но и к улучшению качества получаемых сталей.

Успешно применяется обогащенный кислородом воздух (до 60% О2) в цветной металлургии (окисление сульфидных руд цинка, меди и других металлов).

Кислород. Применение В большом количестве расходует кислород металлургическая промышленность.

Кислород применяется для получения высоких температур.

Температура кислородно-ацетиленового пламени достигает 3500° С, кислородно-водородного – 3000° С.

В медицине кислород применяется для облегчения дыхания больных (кислородные подушки и палатки).



Pages:   || 2 | 3 | 4 | 5 |
 





 
© 2013 www.libed.ru - «Бесплатная библиотека научно-практических конференций»

Материалы этого сайта размещены для ознакомления, все права принадлежат их авторам.
Если Вы не согласны с тем, что Ваш материал размещён на этом сайте, пожалуйста, напишите нам, мы в течении 1-2 рабочих дней удалим его.