Билет 11. Положение металлов в периодической системе химических элементов д.И.Менделеева. Физические свойства . Металлическая связь. Ряд напряжений металлов. Характерные химические свойства.

Элементы, образующие простые вещества — металлы, занимают левую нижнюю часть периодической системы (для наглядности можно сказать, что они расположены влево от диагонали, соединяющей Be и At(не включительно)), также к ним относятся элементы побочных (Б) подгрупп. Для атомов металлов характерно небольшое число электронов на внешнем уровне. Так, у натрия на внешнем уровне расположен 1 электрон, у магния — 2, у алюминия — 3 электрона. Эти электроны сравнительно слабо связаны с ядром, что обуславливает характерные физические свойства металлов: электрическую проводимость, хорошую теплопроводность, ковкость, пластичность. Металлы также отличает характерный металлический блеск. В химических реакциях металлы выступают в роли восстановителей: 1. При взаимодействии с кислородом металлы образуют оксиды, например, магний сгорает с образованием оксида магния: 2Mg + O2 = 2MgO Наиболее активные металлы (щелочные) при горении на воздухе образуют пероксиды: 2Na + O2 = Na2O2 (пероксид натрия) 2. Активные металлы, например, натрий, реагируют с водой с образованием гидроксидов: 2Na + 2HOH = 2NaOH + H2↑ или оксидов, как магний при нагревании: Mg + H2O = MgO + H2↑ 3. Металлы, расположенные в электрохимическом ряду напряжений левее водорода (Н), вытесняют водород из кислот (кроме азотной). Так, цинк реагирует с соляной кислотой с образованием хлорида цинка и водорода: Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2↑ Металлы, в том числе правее водорода, за исключением золота и платины, реагируют с азотной кислотой, с образованием различных соединений азота.

Билет 12. Общая характеристика щелочных металлов: строение атомов и свойства простых веществ (в сравнении). Основные соединения: оксиды, пероксиды, гидроксиды, соли - их представители и их значение в природе и жизни человека.

Щелочные металлы — это элементы 1-й группы периодической таблицы химических элементов (по устаревшей классификации — элементы главной подгруппы I группы): литий Li, натрий Na, калий K, рубидий Rb, цезий Cs, франций Fr, и унуненний Uue. При растворении щелочных металлов в воде образуются растворимые гидроксиды, называемые щёлочами.

В Периодической системе они следуют сразу за инертными газами, поэтому особенность строения атомов щелочных металлов заключается в том, что они содержат один электрон на внешнем энергетическом уровне: их электронная конфигурация ns¹. Очевидно, что валентные электроны щелочных металлов могут быть легко удалены, потому что атому энергетически выгодно отдать электрон и приобрести конфигурацию инертного газа. Поэтому для всех щелочных металлов характерны восстановительные свойства. Это подтверждают низкие значения их потенциалов ионизации (потенциал ионизации атома цезия — один из самых низких) и электроотрицательности (ЭО).

Все металлы этой подгруппы имеют серебристо-белый цвет (кроме серебристо-жёлтого цезия), они очень мягкие, их можно резать скальпелем. Литий, натрий и калий легче воды и плавают на её поверхности, реагируя с ней.

Оксиды щелочных металлов обладают всеми свойствами, присущими основным оксидам: они реагируют с водой, кислотными оксидами и кислотами:

Пероксиды и надпероксиды проявляют свойства сильных окислителей:

Пероксиды и надпероксиды интенсивно взаимодействуют с водой, образуя гидроксиды:

Билеты 13. Общая характеристика элементов II-ой группы главной подгруппы периодической системы. Кальций и его соединения. Жесткость воды и способы ее устранения. Общая характеристика неметаллов главной подгруппы VI группы, строение их атомов, валентные возможности атомов, характерные соединения. Химические свойства серы.

Рассмотрим урок химии 12 — Элементы главной подгруппы II-й группы периодической таблицы, свойства. Кальций, его соединения в природе. Жесткость воды и способы ее устранения.

Главную подгруппу второй группы  периодической системы составляют: бериллий, магний, щелочноземельные металлы (кальций, стронций, барий) и радий.

1) Общая электронная конфигурация внешнего энергетического уровня – ns²; 2) с увеличением радиуса атома уменьшается энергия ионизации; 3) с возрастанием порядкового номера отдача электронов облегчается, что приводит к закономерному возрастанию металлических свойств, которые более ярко проявляются у щелочноземельных металлов.

Бериллий, магний, кальций получают в основном электролизом расплавов их хлоридов в смеси с NaCl (Be), KCl (Mg, Ca) и CaF₂ (Ca). Применяется также восстановление оксидов и фторидов металлов алюминием, магнием, углеродом, кремнием:

4ЭО + 2Al → ЭО·Al₂O₃ + 3Э (Э – Ca, Sr, Ba),

BeF₂ + Mg → MgF₂ + Be,

MgO + C → CO + Mg,

 2MgO + 2CaO + Si → 2CaO·SiO₂ + 2Mg

Металлы группы 2А – сильные восстановители. Они довольно легко реагируют с большинством неметаллов; уже при обычных условиях интенсивно разлагают воду (кроме Be и Mg); легко растворяются в кислотах; Be реагирует и с кислотами, и со щелочами, образуя аква- и гидроксокомплексы. Химическая активность повышается от Be к Ra. По химическим свойствам Be существенно отличается от остальных элементов группы. Mg также во многих отношениях отличается от щелочноземельных металлов.

Физические и химические свойства. В свободном состоянии  серебристо-белые вещества, более твердые, чем щелочные металлы.

По химической активности уступают лишь щелочным металлам.

Реагируют с неметаллами:

Ca + S → CaS ;                               3Ca + N₂→ Ca₃N₂

с водой (кроме берилия):

Ca + 2H₂O → Ca(OH)₂ + H₂↑

с кислотами:

Be + 2HCl → BeCl₂+H₂↑  4Mg + 10HNO_3(p) → 4Mg(NO₃)₂ + N₂O + 5H₂O,

Магний взаимодействует с водой лишь при нагревании. Берилий взаимодействует и с растворами щелочей:

Be + 2KOH + 2H₂O → K₂[Be(OH)₄] + H₂↑

Кальций, его соединения в природе. Мел, мрамор, известняк -CaCO₃, фосфорит — Ca₃(PO₄)₂, гипс — CaSO₄∙2H₂O.

Жесткость воды и способы ее устранения. Вода, содержащая ионы кальция или магния, называется жесткой. Карбонатная жесткость (временная) вызвана присутствием в растворе гидрокарбонатов кальция и магния, а некарбонатная (постоянная) – присутствием хлоридов и сульфатов.

Устранение жесткости воды  сводится к удалению из раствора ионов кальция и магния. Этого можно достичь:

1. Кипячением:

Сa(HCO₃)₂ → CaCO₃↓ + CO₂↑ + H₂O

2. Добавлением известкового молока:

Сa(HCO₃)₂  + Ca(OH)₂ → 2CaCO₃↓ + 2H₂O

3. Добавлением соды:

Сa(HCO₃)₂  + Na₂CO₃ → CaCO₃↓ + 2NaHCO₃

CaCl₂ + Na₂CO₃ → CaCO₃↓ + 2NaCl

4. Пропусканием через катионообменную смолу:

CaCl₂ + Na₂R → CaR + 2NaCl      R-частица катионита, несущая отрицательный заряд [Al₂Si₂O₈ ∙ nH₂O]^2–

Для устранения временной жесткости годятся все четыре перечисленные способа, а  для постоянной – только два последних.

Карбонатная и некарбонатная жесткости в сумме образуют общую жесткость воды.

Билет 14. Общая характеристика неметаллов главной подгруппы V группы, строение их атомов, валентные возможности атомов, характерные соединения. Химические свойства азота и фосфора.

• Оксиды:

NO (+2) - несолеобразующий

N2O (+1) - несолеобразующий

N2O3 (+3)

NO2 (+4)

N2O5 (+5)

• Кислоты:

HNO2

HNO3

• Соли:

NaNO3 – Натриевая селитра

KNO3 – Калиевая селитра

Ca(NO3)2 – Кальциевая селитра

NH4NO3 – Аммиачная селитра

Фосфор:

С металлами и неметаллами – фосфиды. Самовоспламеняющиеся на воздухе, образуя P2O5.

H3PO4 – Ортофосфорная кислота (Фосфорная)

H3PO3 – Фосфористая кислота

HPO3 – Метафосфорная кислота

- Средняя соль – PO4

- Кислая соль – HPO4, H2PO4

В БИЛЕТЕ 14 НЕ ВЕСЬ ОТВЕТ! ОСОБО НЕ ЗАЦИКЛИВАЙТЕСЬ НА НЫНЕШНИЙ ОТВЕТ!

Билет 15. Общая характеристика неметаллов главной подгруппы IV группы, строение их атомов, валентные возможности атомов, характерные соединения (на примере углерода).

Положение в периодической системе: углерод находится во 2 периоде, IV группе, главной (А) подгруппе. Атомный номер углерода 6, следовательно, заряд атома равен + 6, число электронов 6. Два электронных уровня (равно периоду), на внешнем уровне 4 электрона (равно номеру группы для главных подгрупп). Схема расположения электронов по уровням: 6C ) ) 2 4 Ядро атома углерода 12C содержит 6 протонов (равно заряду ядра) и 6 нейтронов (атомная масса минус число протонов: 12 − 6 = 6). Углерод как простое вещество образует две аллотропные модификации: графит и алмаз. Алмаз — прозрачные бесцветные кристаллы. У алмаза атомная кристаллическая решетка. Каждый атом в кристаллической решетке алмаза соединен ковалентными связями с четырьмя соседними атомами, так что кристалл алмаза поэтому сравнивают с единой молекулой. Атомные кристаллические решетки обладают большой прочностью: алмаз — самое твердое из природных веществ. Мелкие алмазы используют для бурения горных пород, в стеклорезах. Алмазный порошок используется для шлифовки драгоценных камней. Огранённые алмазы называются бриллиантами. Графит — темно-серое вещество со слабым металлическим блеском. Кристалл графита состоит из слоев, в которых атомы связаны ковалентными связями. Связь между слоями обладает свойствами металлической связи (т.е. электроны принадлежат всем атомам). Поэтому графит проводит электрический ток. Слои графита слабо связаны: расслаиваются и скользят относительно друг друга, поэтому графит применяется в простых карандашах и в графитовой смазке. Сажу, древесный уголь, кокс рассматривают как аморфную (состоящую из мелких частиц) разновидность графита. Сажа используется как наполнитель для черной резины, получения черной краски. Древесный уголь в виде порошка применяется в противогазах, таблетках и фильтрах для воды, т.к. поглощает, адсорбирует на своей поверхности различные примеси, вредные вещества. Кокс в металлургии применяется для выплавки чугуна. Угольные (графитовые) стержни применяются в качестве электродов. Углеродом образованы также графен, лонсдейлит, карбин, фуллерит. Графит сгорает в кислороде с образованием оксида углерода (IV), или углекислого газа: C + O2 = CO2 При высокой температуре этот оксид реагирует с раскаленным углем, получается оксид углерода (II) — угарный газ: CO2 + C = 2CO Угарный газ горит голубоватым пламенем: 2CO + O2 = 2CO2 Угарный газ чрезвычайно ядовит, так как соединяется с гемоглобином крови, делая невозможным перенос кровью кислорода. Отравление вызывает головную боль, нередко смерть. При отравлении угарным газом необходимо дышать свежим воздухом, лучше кислородом, чтобы вывести оксид углерода (II) из крови. Следует помнить, что угарный газ не задерживается обычным угольным противогазом!!! Углекислый газ необходим растениям для фотосинтеза. Считается одним из «главных виновников» парникового эффекта, способствующего потеплению климата. Замороженный углекислый газ — сухой лёд — при нагревании испаряется, минуя жидкую фазу и поглощая много тепла, поэтому используется в тележках с мороженым и т.п. для сохранения низкой температуры. Оба этих оксида являются кислотными, т.е. реагируют со щелочами с образованием солей. Углекислый газ реагирует с известью, получается карбонат кальция: CO2 + Ca(OH)2 = CaCO3 + H2O Оксид углерода (II) иногда относят к несолеобразующим оксидам, но он реагирует при нагревании с гидроксидом натрия с образованием соли — формиата натрия: CO + NaOH = HCOONa (эти реакции не для запоминания! Изучаются в 10–11 классах) Ему соответствует муравьиная кислота HCOOH, и он может быть получен из нее при нагревании с концентрированной серной кислотой (отнимает воду): HCOOH = CO↑ + H2O Углекислому газу соответствует угольная кислота H2CO3 — слабая, существует только в растворе. Ее соли — карбонаты. Карбонат кальция широко встречается в природе в виде мела, известняка, мрамора. Применяется в строительстве: известняк в виде щебня и для кладки стен, мел как наполнитель, мрамор для облицовки зданий, станций метрополитена. Обжигом мела и известняка получают жженую известь CaO: CaCO3 = CaO + CO2↑ Карбонат натрия Na2CO3 — сода — обладает щелочной реакцией раствора. Применяется для стирки, смягчения жёсткой воды. Гидрокарбонат натрия NaHCO3 — питьевая сода — для мытья посуды, нейтрализации кислоты, попавшей на кожу. В составе теста в качестве разрыхлителя. Питьевая сода разлагается при нагревании с выделением углекислого газа, но лучше добавлять к соде лимонную кислоту: NaHCO3 + H+ = Na+ + H2O + CO2↑