│ Министерство образования и науки РФ

Федеральное государственное бюджетное образовательное учреждение высшего профессионального образования

Кубанский государственный технологический университет

Кафедра неорганической химии

БОКОВИКОВА Т.Н., МРЧЕНКО Л. А.

ХИМИЯ ЭЛЕМЕНТОВ

(конспект лекций)

Утверждено Редакционно-издательским советом университета в качестве учебного пособия

Краснодар

2011

УДК 541 (075)

Химия элементов/ Конспект лекций : Т.Н. Боковикова, Марченко Л.А.; Кубан. гос. технол. ун-т .- Краснодар: Изд. Куб.ГТУ, 2011.- 58 с.

Содержит конспект лекций по химии элементов. Учебное пособие состав-лено на основе государственного образовательного стандарта направления 206100.

Блиогр. назв. 8

Печатается по разрешению Редакционно-издательского совета Кубанского государственного технологического университета

Рецензенты: д-р хим. наук, проф. Доценко С.П.

канд. хим. наук, доц. Найденов Ю.В.

Содержание

1. Предисловие …………………………………………………………

2. Введение………………………………………………………………

3. Лекция 1. Элементы У11 группы главной подгруппы……………

4. Лекция 2. Элементы У1 группы главной подгруппы …………….

5. Лекция 3. Элементы У группы главной подгруппы. Азот………

6. Лекция 4. Элементы У группы главной подгруппы. Фосфор,

подгруппа мышьяка ………………………………………………..

7. Лекция 5 . Элементы У111 группы побочной подгруппы.

Семейство железа…………………………………………………….

8. Лекция 6 . Элементы У11 группы побочной подгруппы …………

9. Лекция 7 . Элементы У1 группы побочной подгруппы ………….

10. Лекция 8 . Элементы 11 группы побочной подгруппы ………….

11. Лекция 9 . Элементы 1 группы побочной подгруппы ………….

Лекция 1 Химия р-элементов.

Общие закономерности.

Р- элементы -это элементы главных подгрупп III - VIII групп. У р-элеме-нтов валентными являются электроны и орбитали внешнего энергетического уровня. Число внешних электронов равно номеру группы. В периодах с ростом атом-ного номера элемента эффективные атомные радиусы уменьшаются, энергия ионизации, сродства к электрону, электроотрицательность увеличива-ются. В группах с с ростом атомного номера элемента эффективные атомные радиусы увеличиваются, энергия ионизации, сродства к электрону, электро-отрицательность уменьшаются. Однако, не всегда свойства элементов изме-няются монотонно, в характере изменения свойств по периоду проявляется внутренняя периодичность, а в группе - вторичная периодичность. Так, энергия ионизации бериллия больше, чем у бора, азота больше, чем кислорода, что можно объяснить с помощью представлений об экранировании ядра. Эффект экранирования ядра обусловлен электронами внутренних слоев, которые заслоняя ядро, ослабляют притяжение к нему внешнего электрона. Явление вторичной периодичности можно объяснить исходя из представлений о проникновению электронов к ядру, так как в соответствии с квантово-волновой теорией любой электрон некоторое время может находится в области близкой к ядру. Эффект проникновения увеличивает связь внешних электронов с ядром, поэтому при переходе от Si к Ge, от Pb Sn энергия ионизации не уменьшается, а увеличивается.

У р-элементов валентными являются электроны внешнего энергетического уровня. При участии в образовании связи всех валентных электронов элемент проявляет высшую степень окисления, которая равна номеру группы. Энергетически более стабильны соединения, в которых элементы нечетных групп проявляют нечетные степени окисления, а четных групп – четные степени окисления. При переходе от III к VIII группе высшая степень окисления элемента становится все менее устойчивой, что объясняется увеличением энергетического различия между s- и p- орбиталями внешнего слоя атома, а, следовательно, и уменьшением возможности участия в образовании химической связи ns² –электронов. При этом энергетическое различие между ns и nр- уровнями для элементов 4-го периода выше, чем для

3-го и 5-го. Особенно велико различие между энергиями 6 s и 6р, поэтому для р-элементов 6 периода высшая степень окисления неустойчива.

Элементы главной подгруппы VII группы

В данную подгруппу входят : фтор, хлор, бром, йод и астат.

В ряду : F CI Br I At

Эффективный атомный радиус увеличивается

Энергия сродства к электрону, энергия ионозации, электроотрицательность уменьшаются

Неметаллические свойства и окислительная способность уменьшаются

Элементы VII группы в невозбужденном состоянии имеют электронную конфигурацию ns²nр⁵ :

Э⁰…ns²nр⁵;

При возбуждении (кроме фтора ) элементы подгруппы проявляют ковалентность, равную III, V и VII :

Фтор проявляет степени окисления -1 и 0 , для остальных элементов подгруппы возможны степени окисления : -I , 0, +1, +3,+4, +5 и +7.

Распространение в природе. Наиболее распространенные соединения фтора – флюорит CaF₂ , криолит Na₃AlF₆_, фторапатит 3Ca(PO₄)₂ 2CaF₂. Хлор содержится в океанской воде, в виде каменной соли NaCl, сильвинита NaCl·KCl и карналлита KMgCl₃·6H₂O. Бром и иод самостоятельных месторождений не образуют, их добывают из буровых и подземных вод, кроме этого иод добывают из золы морских водорослей. Распространенность галогенов в природе уменьшается от фтора к иоду.

Получение. В лаборатории хлор, бром и йод получают по реакциям :

MnO₂ + 4HCI = MnCI₂ + CI₂ + 2H₂O ;

Cl₂ + 2КBr = Br₂ + 2КCl

Cl_{2 +} 2К J = J_{2 +} 2КCl.

Фтор в промышленности получают исключительно электролизом расплава KF·2HF ( в водном растворе это невозможно , так как фтор реагирует с водой с выделением кислорода). 2F₂ + 2H₂O = 2HF+O₂ .

Хлор получают электролизом растворов или расплавов солей: 2NaCl +2H₂O → 2NaOH +2H₂ + Cl₂ 2NaCl 2Na + Cl₂.

Бром и йод получают окисляя в водных растворах ионы Br^- и J, хлором, напри-мер: 2NaJ + Cl₂ = J₂⁰↓ + 2NaCl.