- •Лекция 1 Тема: основные химические понятия и законы. Цель: Ознакомить студентов с оснровными законами и понятиями, лежащими в основе химии.
- •Химия как наука и ее задачи.
- •Важнейшие законы, лежащие в основе химии.
- •Основные понятия химии
- •Закон Авогадро.
- •Уравнение состояния газа. Уравнение Менделеева-Клапейрона.
- •Лекция 2
- •2.Образование атомной кристаллической решетки
- •Лекция 3. Тема: Классификация неорганических соединений. Цель: Ознакомить студентов с разнообразием, строением и свойствами неорганических соединений
- •Кислота основание основание кислота
- •Лекция 4
- •Лекция 5
- •Лекция 6
- •2.Энергия активации. Энтропия активации
- •3.Факторы, влияющие на скорость гомо- и гетерогенных химических реакций. Катализ.
- •Лекция 7
- •2.Изменение энтропии в химическом процессе. Энергия Гиббса
- •Лекция 8
- •2. Коллигативные свойства растворов
- •3.Сильные и слабые электролиты
- •4. Растворы электролитов
- •5. Процесс диссоциации
- •6. Константа диссоциации. Смещение ионного равновесия
- •7. Особенности воды как электролита. Ионное произведение воды . РН раствора. Буферные растворы
- •8. Гидролиз солей. Расчёт концентрации ионов водорода в растворах
- •Лекция 9
- •2.Окислители и восстановители
- •1)Окислители
- •2)Восстановители
- •3)Окислительно-восстановительная двойственность
- •3.Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций
- •1.Метод электронного баланса.
- •2.Метод полуреакций, или ионно-электронный метод.
- •Электрохимические процессы
- •2.Направление протекания овр
- •3.Электролиз
- •4.Законы электролиза
- •5.Применение электролиза
- •Лекция 10
- •2.Атомно-молекулярное учение. Основные химические понятия и определения
- •3.Строение атома
- •4. Квантовые числа. Правила заполнения электронных орбиталей
- •Периодический закон и периодическая система элементов д. И. Менделеева.
- •2.Свойства атомов
- •Лекция 11
- •2.Типы химической связи
- •3.Гибридизация атомных орбиталей
- •4.Метод валентных связей
- •Лекция 12
- •Комплексные соединения, их строение и номенклатура. Химическая связь в комплексных соединениях.
- •Устойчивость комплексных ионов. Константа нестойкости. Комплексные химические соединения.
- •Лекция 13
- •2. Водород
- •3. Вода
- •4. Пероксид водорода
- •5. Элементы viiа группы
- •6. Элементы viа группы
- •Общая характеристика элементов vа, ivа групп
- •1. Элементы vа группы.
- •2.Элементы ivа группы.
- •Характеристика металлов
- •1. Строение металлов.
- •2. Физические свойства металлов.
- •3. Химические свойства металлов.
- •Уменьшение химической активности нейтральных атомов
- •Уменьшение способности ионов к присоединению электронов
- •Характеристика элементов второй группы периодической системы
- •Стеарат натрия стеарат кальция
- •Сода осаждает кальций и магний тоже в виде карбонатов:
- •Характеристика элементов третей группы периодической системы
Лекция 13
Тема: ОБЗОР СВОЙСТВ ЭЛЕМЕНТОВ.
ВОДОРОД. ВОДА. ПЕРОКСИД ВОДОРОДА.
ЭЛЕМЕНТЫ VIIА,VIА ГРУПП
Цель: Ознакомить студентов с общей характеристикой и особенностями неметеллов. Рассмотреть строение, свойства, способы получения кислорода, водорода, пероксида водорода, галогенов и халькогенов.
1. Общие свойства неметаллов.
2. Водород.
3. Вода.
4. Пероксид водорода.
5. Элементы VIIА группы.
6. Элементы VIА группы.
1. Общие свойства неметаллов
Элементы с неметаллическими свойствами находятся в IIIА – VIIIА группах Периодической системы.
Период |
Группы элементов | |||||
IIIА |
IVА |
VА |
VIА |
VIIА |
VIIIА | |
1 |
|
|
|
|
|
He |
2 |
B |
C |
N |
O |
F |
Ne |
3 |
|
Si |
P |
S |
Cl |
Ar |
4 |
|
|
As |
Se |
Br |
Kr |
5 |
|
|
|
Te |
I |
Xe |
6 |
|
|
|
|
At |
Rn |
Обычно среди неметаллов рассматривают также водород, хотя это не совсем точно, поскольку водороду присущи как неметаллические, так и металлические химические свойства.
Общая электронная формула атомов неметаллов ns2np1-5, этому соответствует большое разнообразие степеней окисления неметаллов в соединениях.
Характерной особенностью неметаллов является большее (по сравнению с металлами) число электронов на внешнем энергетическом уровне их атомов. Это определяет их большую способность к присоединению дополнительных электронов и проявлению высокой окислительной активности. Вот почему значения электроотрицательности у них велики. Отсюда многообразие химических свойств и способов получения неметаллов.
Другая характерная особенность неметаллов – стремление образовывать ковалентные связи с атомами других неметаллов и амфотерных элементов. Поэтому простые вещества и соединения неметаллов имеют ковалентное строение.
В свободном виде встречаются газообразные вещества – фтор, хлор, азот, водород, твердые – йод, астат, сера, селен, теллур, фосфор, мышьяк, углерод, кремний и бор, при комнатной температуре известен один жидкий неметалл – бром. Нередко для неметаллов наблюдается аллотропия, например, у кислорода (О2 и О3) и углерода (графит, алмаз, карбин, фуллерен).
В природе встречаются самородные неметаллы – азот и кислород (в воздухе), сера (в земной коре), но чаще неметаллы в природе находятся в химически связанном виде. В первую очередь, это вода и растворенные в ней соли, минералы и горные породы, например, различные силикаты, алюмосиликаты, фосфаты и бораты. По распространенности в земной коре неметаллы занимают самые различные места: от трех самых распространенных элементов – кислород, кремний, водород до весьма редких – астат, селен, йод, теллур.
2. Водород
Водород – перевод с лат.Hydrogenium (Н), от греч. хидор (вода) и генес (род, происхождение).
Открыт Х.Кавендишем (Англия) в 1766. При действии разбавленной серной кислоты на цинк он наблюдал выделение газа – «горючего воздуха». Кавендиш обстоятельно исследовал физико-химические свойства этого газа: он обнаружил, что водород очень легкий (значительно легче воздуха) и продуктом его сгорания на воздухе является вода. В 1783-1785 гг. А.-Л. Де-Лавуазье и Ж.-Б. Мёнье-де-ла-Плас осуществили опыты по синтезу воды при сгорании водорода в кислороде над ртутью (2Н2 + О2 = Н2О) и восстановлению раскаленного оксида железа (III) водородом (Fe2O3 + 3H2 = 2Fe + 3H2O), а также опыт по разложению водяного пара нагретым железом (2Fe + 3H2O = Fe2O3 + 3H2). Позже Дэви (Англия) провел разложение жидкой воды электролизом:
2H2O = 2H2↑ (катод) + О2↑(анод)
1.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.
2. Получение.
В лабораторных условиях водород получают следующими способами.
1. взаимодействием металла (цинка) с растворами соляной и серной кислот (реакция проводится в аппарате Кипа):
Zn + 2H+ = Zn2+ + H2↑
2. Электролизом воды. Для увеличения электрической проводимости воды к ней добавляют электролит, например NaOH, H2SO4 или Na2SO4 . На катоде образуется 2 объема водорода, на аноде – 1 объем кислорода. Схема электролиза:
2H2O = 2H2↑ (катод) + О2↑(анод)
В промышленности водород получают также несколькими способами.
1. Электролизом водных растворов KCl или NaCl, как побочный продукт.
2. Конверсионным способом (конверсия – превращение). Сначала получают водяной газ, пропуская пары воды через раскаленный кокс при 1000°С:
С + Н2О = СО + Н2
Затем оксид углерода (II) окисляют в оксид углерода (IV),пропуская смесь водяного газа с избытком паров воды над нагретым до 400 – 450°С катализатором Fe2O3 :
СО + (Н2) + Н2О = СО2 + 4Н 2
Образующийся оксид углерода (IV) поглощается водой. Этим способом получают свыше 50% промышленного водорода.
3. Конверсией метана с водяным паром:
СН4 + 2Н2О = СО2 + 4Н2
Реакция протекает в присутствии никелевого катализатора при 1300°С. Этот метод позволяет использовать природные газы и получать самый дешевый водород.
4. Нагреванием метана до 350°С в присутствии железного или никелевого катализатора:
СН4 = С + 2Н2
5. Глубоким охлаждением (до – 196°С ) коксового газа. При таком охлаждении все газообразные вещества, кроме водорода, конденсируются.
3.Физические свойства.
Самый легкий газ без запаха и вкуса, и цвета. Мало растворим в воде (в 1л воды при 20°С растворяется 18 мл водорода). При температуре -252,8°С и атмосферном давлении переходит в жидкое состояние. Жидкий водород бесцветен. Термически устойчивый до 2000°С. Плотность твердого водорода равна 0,08 г/см3, это самое легкое твердое вещество. Для водорода известны три изотопа: 11Н – протий H, 12Н – дейтерий D и 13Н – тритий Т. Первые два встречаются в природе, третий получен искусственно.
4. Химические свойства.
Положение водорода в периодической системе не однозначно. В пользу помещения водорода в начале подгруппы щелочных металлов существуют следующие аргументы:
1)водород, как и щелочные металлы, проявляет в большинстве соединений СО = +1;
2)водород обладает ярко выраженными восстановительными свойствами;
3)для водорода и металлов характерны реакции взаимного вытеснения.
Сходство водорода и галогенов:
1)атом водорода может принять электрон;
2)как и галогены (легкие), водород при нормальных условиях находится в газообразном состоянии, и молекула состоит из двух атомов;
3)водород в соединениях замещается галогенами (органические реакции).
В соединениях водород всегда одновалентен. Для него характерна степень окисления +1, но в гидридах металлов она равна -1. Молекула водорода состоит из двух атомов. Возникновение связи между ними объясняется образованием обобщенной пары электронов:
Н:Н или Н2
Благодаря этому обобщению электронов молекула водорода более энергетически устойчива, чем его отдельные атомы. Чтобы разорвать 1 моль молекулы водорода на атомы, необходимо затратить 436 кДж.
Этим объясняется сравнительно небольшая активность молекулярного водорода при обычной температуре.
Для водорода характерен особый вид аллотропии, связанный с различной ориентацией ядерных спинов в молекуле водорода. В молекулах ортоводорода ядерные спины направлены одинаково, у параводорода – противоположно друг другу.
При комнатной температуре водород представляет равновесную смесь орто- (~75%) и пара-формы (~25%). Разделить их можно путем адсорбции на активном угле при температуре жидкого азота. Активный уголь катализирует превращение ортоводорода в параводород.
а) С простыми веществами.
1. Со многими неметаллами водород образует газообразные соединения типа RH4, RH3 ,RH2 ,RH.
Смесь водорода с кислородом (гремучий газ) весьма опасна, при поджигании она сгорает с большой силой. Температура пламени достигает 3000°С.
2H2 + О2 = 2H2O
! При работе с водородом необходимо соблюдать большую осторожность: предварительно проверять герметичность аппаратуры, а также чистоту водорода перед его поджиганием.
Реакции с другими неметаллами:
H2 + Cl2 = 2HCl (сгорание)
H2 + S = H2S (150-200°С)
3H2 + N2 ↔ 2NH3 (500°С, р, кат. Fe Pt)
2. При высокой температуре водород соединяется с щелочными и щелочно-земельными металлами, образуя белые кристаллические вещества – гидриды металлов (LiH, NaH, KH, CaH2 и др.). Гидриды металлов легко разлагаются водой с образованием соответствующей щелочи и водорода:
CaH2 + Н2О = Ca(ОH)2 + 2Н2↑
3. Повышенной восстановительной способностью обладает атомарный водород Н (водород in statu nascendi , лат. – в момент возникновения), который получают непосредственно в зоне проводимой реакции (время жизни Н 0,5с); например, гранулы магния вносят в подкисленный раствор перманганата калия, протекают реакции:
~ образование атомарного водорода:
Mg + 2H+ = Mg2+ + 2H
~ восстановление перманганат-иона атомарным водородом:
5H + 3H+ + MnO4- = Mn2+ + 4H2O
Другой пример – восстановление нитробензола в анилин (реакция Зинина):
А)Fe + 2H+ = Fe2+ + 2H
Б)C6H5NO2 + 6H = C6H5NH2 + 2H2O
Получить атомарный водород можно также пропусканием водорода Н2 над никелевым катализатором: Н2 = 2Н
Атомарный водород легко восстанавливает при комнатной температуре весьма устойчивые соединения, например:
2H (Zn, разб. HCl ) + KNO3 = KNO2 + H2O
2H (Zn, разб. HCl ) + O2 = H2O2
Аналогично протекают реакции с использованием амфигенов в щелочной среде:
А)Zn +2OH-+ 2H2O = [Zn(OH)4]2- + 2H
Б)8H + KNO3 = NH3 + KOH +2H2O
б) Со сложными веществами.
При нагревании водород восстанавливает многие металлы из их оксидов:
CuO + H2 = Cu + H2O
в) Характерной особенностью водорода является способность растворяться в металлах, особенно в палладии, никеле, платине. При этом происходит распад молекул водорода на атомы и ионизация последних. В результате образуются твердые фазы с металлической проводимостью, содержащие Н+ (электроны атомов Н, подобно валентным электронам металла, делокализованы).
г) Качественная реакция.
Сгорание собранного в пробирку водорода с «хлопком» («гремучая» смесь с воздухом при содержании водорода 4-74% по объему).
5.Применение.
Водород в больших количествах применяется в химической промышленности (синтез аммиака, метанола и других веществ), в пищевой промышленности (производство маргарина), в металлургии для получения железа прямым восстановлением железной руды.
Жидкий водород используется в ракетной технике. Тяжелая вода является весьма эффективным замедлителем нейтронов в ядерных реакторах. Дейтерий широко применяют в научных исследованиях. Водород является универсальным источником энергии, получаемой при непосредственном его сжигании, а также может быть использован в топливных элементах. При сгорании водорода образуется только вода и атмосфера остается чистой.