Malashonok_Neorganicheskaya_himia

Все соединения щелочных металлов имеют ионный характер. Практически

все соли растворимы в воде.

Физические свойства оксидов щелочных металлов. Оксиды – твердые вещества. Li2O, Na2O, K2O – белые; Rb2O – желтый; Cs2O – оранжевый.

Способы получения оксидов щелочных металлов:

1) Li2O получают прямым взаимодействием простых веществ, или разложением гидроксида:

4Li + O2 → 2Li2O 2LiOH → Li2O + H2O

2) оксиды других щелочных металлов (например, Na2O, K2O) получают нагреванием металлов до относительно невысоких температур при недостатке кислорода:

4Na + O2 2 Na2O,

а также взаимодействием металлов с их пероксидами или надпероксидами без

1) промышленный способ – электролиз водных растворов хлоридов:

2NaCl + 2H2O 2NaOH + H2 + Cl2

2) лабораторный способ – взаимодействие солей со щелочами, если в результате образуется осадок:

91

Na2CO3 + Ca(OH)2 → 2NaOH + CaCO3

Щелочи также получаются при растворении щелочных металлов или их окси-

Физические свойства гидроксидов щелочных металлов

Гидроксиды – белые, кристаллические вещества, гигроскопичны; хорошо растворимы в воде (с выделением тепла). В водных растворах нацело диссоциированы.

Химические свойства гидроксидов щелочных металлов:

92

Основные области применения щелочных металлов и их соединений:

93

94

ЛЕКЦИЯ 18

ВОДОРОД

Водород – первый элемент периодической системы элементов.

В природе водород встречается в виде трёх изотопов, которые имеют индивидуальные названия:

Катион H+ (и ядро) самого распространённого изотопа водорода протия 1H

– протон.

Атом водорода состоит из ядра и одного электрона. Электронная конфигурация 1s1. Электронно-графическая схема:

1Н 1s ↑

На внешнем электронном уровне атома 1 неспаренный электрон. Водород можно отнести к элементам I А группы, так как у водорода, как и у щелочных металлов, на последнем энергетическом уровне находится один электрон и наиболее характерна степень окисления +1. Но водород можно отнести и к элементам VII А группы, так как до завершения энергетического уровня ему не хватает одного электрона и он так же, как и галогены, может проявлять степень окисления, равную –1 .

Свойства атома водорода:

Как видно из представленных данных, значение энергии ионизации для водорода ближе к значениям энергий ионизации для галогенов (для фтора – 1681,1 кДж/моль), чем для щелочных металлов (для натрия – 495,8 кДж/моль). Значение относительной электроотрицательности водорода промежуточное между значениями относительной электроотрицательности металлов и неметаллов. Поэтому водород в химических реакциях может выступать как окислитель (с менее электроотрицательными элементами), так и восстановитель (с более электроотрицательными элементами). Однако окислительные свойства водорода из-за небольшого значения энергии сродства к электрону (≈ 73 кДж/моль) выражены менее ярко, чем восстановительные. Поэтому обра-

95

зование гидрид-иона Н– наблюдается только при взаимодействии водорода с

наиболее активными металлами – щелочными и щелочноземельными. Распространение в природе. Водород – самый распространённый элемент

во Вселенной (~92% всех атомов). Массовая доля водорода в земной коре составляет 1% – это десятый по распространённости элемент. Однако его роль в природе определяется не массой, а числом атомов, доля которых среди остальных элементов составляет 17 % (второе место после кислорода, доля атомов которого равна ~52%). Поэтому значение водорода в химических процессах, происходящих на Земле, очень велико. Практически весь водород на Земле находится в виде соединений; лишь в очень незначительном количестве водород в виде простого вещества содержится в атмосфере (0,00005 % по объёму).

Водород входит в состав практически всех органических веществ и присутствует во всех живых клетках. В живых клетках по числу атомов на водород

приходится почти 50 %.

Простое вещество водород (H2) – лёгкий газ без цвета, вкуса и запаха. Устойчив к нагреванию до 2000° С. В смеси с воздухом или кислородом горюч и взрывоопасен. Нетоксичен. Легче воздуха. Плохо растворим в воде. Растворим в этаноле и ряде металлов: Fe, Ni, Pt, Pd. Основные физические характеристики

Химические свойства водорода. Молекулы водорода Н2 довольно прочны, и для того, чтобы водород мог вступить в реакцию, должна быть затрачена большая энергия. Поэтому при обычных температурах водород реагирует только с очень активными металлами, и с единственным неметаллом – фтором. С большинством металлов и неметаллов водород реагирует при повышенной температуре или при другом воздействии, например, при освещении. В химических реакциях водород может быть как восстановителем (что для него более характерно), так и окислителем.

I. Реакции с простыми веществами

Водород взаимодействует как восстановитель:

1) с галогенами, образуя галогеноводороды. Со фтором реакция протекает со взрывом в темноте и при любой температуре:

F2 + H2 → 2HF.

С хлором реакция протекает при поджигании или при облучении ультрафиолетом:

Cl2 + H2 2HCl.

2) с кислородом при поджигании или внесении в водороднокислородную смесь платинового (Pt) катализатора:

О2 + 2Н2 2Н2О.

96

3) с азотом при повышенном давлении и нагривании в присутствии катализаротов (реакция обратима):

N2 + 3H2 2NH3. 4) с серой при нагревании (реакция обратима):

S + H2 Н2S

5) с сажей взаимодействует при сильном нагревании:

C + 2H2 CH4

Водород взаимодействует как окислитель только с активными (щелочными и щелочноземельными) металлами. В результате образуются гидриды:

2Na + H2 2NaH–1 (гидрид натрия)

Ca + Н2 СаН2 (гидрид кальция)

Гидриды – солеобразные, твёрдые вещества. Они являются сильными восстановителями, так как степень окисления –1 не характерна для водорода. Гидриды разлагаются водой и кислотами:

CaH2 + 2H2O → Ca(OH)2 + 2H2↑

CaH2 + 2HCl → CaCl2 + 2H2↑

II. Реакции со сложными веществами.

В реакциях со сложными веществами для водорода характерны восстано-

вительные свойства.

1) При высокой температуре водород может восстанавливать боль-

шинство оксидов металлов:

CuO + Н2 Cu + Н2O

Fe2O3 + 3H2 2Fe + 3H2O

Водород может восстановить из оксидов только те металлы, которые в электрохимическом ряду расположены правее Zn.

2)Восстанавливает некоторые соли и бинарные соединения неметал-

лов:

SiCl4 + 2H2 Si + 4HCl

2FeCl3(р-р) + H2(газ) 2FeCl2(р-р) + 2HCl(р-р)

2CuCl2(р-р) + H2(газ) Cu↓ + 2HCl(р-р)

3) Молекулярный водород применяется в органическом синтезе для восстановления органических соединений (реакции гидрирования):

СH2═CH2 + H2 СH3─CH3

Качественная реакция на водород – сгорание с "хлопком" собранного в

пробирку газа.

Получение водорода.

97

Водород легче воздуха в 14,5 раза. Поэтому при получении то при его получении H2 в лаборатории его необходимо собирать в пробирку, расположенную вверх дном (рис. 6.1).

а) б)

Рис. 6.1. Способы собирания водорода: а) вытеснением воздуха; б) вытеснением воды.

Применение водорода. Производство водорода занимает одно из первых мест в общем производстве газов. Основные области применения водорода:

1)Промышленный синтез NH3, HCl, CH3OH.

2)Восстановление редких и особо чистых металлов из оксидов (W, Mo, ино-

гда Cu, Fe и др.).

98

3)Гидрирование органических соединений (в частности, гидрогенизация растительных масел в твёрдые жиры).

4)Переработка тяжелых остатков нефти в более ценное моторное топливо; очистка нефти от соединений серы.

5)Сварка и резка металлов водородно– кислородным пламенем (температура до 4000°C) .

6)В качестве экологически чистого топлива, ракетного топлива, в термо-

ядерных реакциях.

Водородные соединения неметаллов. Кислотно-основные свойства водо-

родных соединений неметаллов изменяются по периоду и группе следующим образом:

кислотность

Щелочная среда: NH3 + HOH NH3·H2O

Возрастание кислотности водородных соединений слева направо по периоду объясняется возрастанием полярности связи Э─Н, а по группе сверху вниз – увеличением длины связи.

Все бескислородные кислоты получают при растворении соответствующих газов в воде. Растворы этих кислот не бывают 100%. Например, предельная концентрация хлороводорода (НСl) равна 37–40%.

99

ЛЕКЦИЯ 19

ОБЩАЯ ХАРАКТЕРИСТИКА d-ЭЛЕМЕНТОВ d-элементы называют главными переходными элементами. Они характе-

ризуются внутренней застройкой d-орбиталей, так как s-орбиталь их внешней оболочки заполнена уже до заполнения d-орбитали. Химические свойства этих элементов определяются участием в реакциях электронов обеих указанных оболочек.

d-Элементы образуют три переходных ряда — в 4-м, 5-м и 6-м периодах соответственно. Первый переходный ряд включает 10 элементов, от скандия до цинка. Он характеризуется внутренней застройкой 3d-орбиталей. Здесь следует отметить две аномалии: хром и медь имеют на 4s-орбиталях всего по одному электрону. Дело в том, что полузаполненные или заполненные d-подоболочки обладают большей устойчивостью, чем частично заполненные. В атоме хрома на каждой из пяти 3d-орбиталей, образующих 3d-подоболочку, имеется по одному электрону. Такая подоболочка является полузаполненной. В атоме меди на каждой из пяти 3d-орбиталей находится по паре электронов (аналогичным образом объясняется аномалия серебра).

Все d-элементы являются металлами. Большинство из них имеет характерный металлический блеск. По сравнению с s-металлами их прочность в целом значительно выше. В частности, для них характерны свойства: высокий предел прочности на разрыв; тягучесть; ковкость (их можно расплющить уда-

рами в листы).

Электронные конфигурации элементов четвертого периода от скан-

↑ ↑

Внутренняя Внешняя застройка оболочка

d-элементы и их соединения обладают рядом характерных свойств: переменные состояния окисления; способность к образованию комплексных ионов; образование окрашенных соединений.

Цинк не относят к числу переходных элементов. Его физические и химические свойства не позволяют относить его к переходным металлам. В частно-

100