1)Подгруппа лития. Общая характеристика элементов. Нахождение в природе, способы получения. Свойства: взаимодействием с кислородом, галогенами, водой и водородом. В периодической системе всего 14 s -элементов (включая водород и гелий). Это элементы I А и II А групп. Элементы I А группы – щелочные металлы Li, Na, K, Rb, Cs, Fr. Все они имеют на внешнем электронном уровне атома по одному электрону ns¹, сильно удаленному от ядра, с низким потенциалом ионизации. Всегда проявляют степень окисления +1. Сверху вниз в подгруппе возрастает радиус атома элементов за счет возникновения новых электронных уровней.

В группах по мере увеличения числа энергетических уровнейатомные радиусы растут. Переход нейтрального атома в катион , сопровождается уменьшением радиуса поскольку в катионе заряд ядра удерживает меньшее число электронов. Очевидно, с возрастанием заряда ионный радиус катиона будет падать.

Энергия ионизации – это та энергия, которую необходимо затратить на отрыв внешнего электрона у невозбужденного атома. Строение внешних оболочек ns¹, поэтому они имеют низкие энергии ионизации, уменьшающиеся при переходе по подгруппе сверху вниз. Связь электрона с ядром ослабевает при этом за счет увеличения радиуса атома и экранирования заряда ядра предшествующими внешнему электрону оболочками, увеличивается расстояние электрона от ядра и энергия ионизации уменьшается. Металлический литий – самый сильный восстановитель, а ион Li⁺ самый слабый окислитель.

С увеличением порядкового номера, уменьшается относительная электроотрицательность (ОЭО).

Все щелочные металлы образуют одинаковую кристаллическую структуру. У щелочных металлов тип металлической

От Li к Cs увеличиваются размеры атомов и межъядерные расстояния в кристаллических решетках. Так как химическая связь большей длины является менее прочной, то по мере роста межъядерного расстояния уменьшается прочность кристаллических решеток, поэтому снижаются температуры плавления и кипения. Щелочные металлы активно окисляются кислородом воздуха при обычной температуре, поэтому их хранят под слоем керосина или бензина.

4Э + О₂ = 2Э₂О

Взаимодействуют с другими окислителями (галогенами, серой, фосфором), образуя соединения LiCl, Li₂S, Li₃P, NaBr, Na₂S.

С азотом взаимодействует только литий при обычной температуре.

6Li + N ₂ = 2Li₃N

Нагревая щелочной литий в струе газообразного водорода получают гидрид.

2Li + Н₂ = 2LiH^-.

С кислородом образуют оксиды, пероксиды, надпероксиды, озониды.

4Li + O₂ → 2Li₂O – оксид лития

2Na + O₂ → Na₂O₂ – пероксид натрия

K + O₂ → KO₂ – надпероксид (супероксид калия)

Пероксиды содержат диамагнитный ион О₂^2-, надпероксиды– парамагнитный ион О₂^-.

Оксиды Na и K могут получиться при недостатке кислорода. Элементы могут образовывать озониды по реакции с озоном:

K + O₃ → KO₃

KOH + O₃ → KO₃ + O₂ + H₂O Оксиды щелочных металлов Ме₂О – кристаллические термически устойчивые вещества, при взаимодействии с водой образуют щелочи.

Ме₂О + Н₂О = 2МеОH

Ме₂O + H₂O → 2MeOH лабораторные способы

2Na + 2H₂O → 2NaOH + H₂↑ получения щелочей Получение Li:

1. В промышленности – электролизом расплавов солей:

2LiCl 2Li + Cl₂

Расплав

K ( -) Li⁺ + 1e →Li⁰

A (+) 2Cl^- - 2e →Cl₂

Электролизом водных растворов щелочных металлов их получить нельзя.

2. Остальные металлы получают в основном:

а) металлотермией из расплавов солей или оксидов;

LiCl + Na Li + NaCl

CsCl + Na Cs + NaCl

2)Оксиды, пероксиды, надпероксиды. Гидроксиды: их свойства и методы получения/

Гидроксиды щелочных металлов МеОН – твердые кристаллические вещества, легкоплавки, хорошо растворяются в воде с выделением тепла (кроме LiOH), полностью диссоциируют на ионы, сила оснований растет от Li к Fr.

ЭОH  Э⁺ + OH^-

Более активно реагируют с водой непосредственно щелочные металлы. Интенсивность взаимодействия с водой увеличивается в ряду Li - Cs, Rb и Cs реагируют с Н₂О со взрывом. Все растворимы в воде – щелочи.

LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, FrOH реакционная способность увеличивается

1. реакция нейтрализации:

NaOH + HCl → NaCl + H₂O

2. c кислотными оксидами:

NaOH + CO₂ → NaHCO₃

2NaOH + CO₂ → Na₂CO₃ + H₂O

1. с амфотерными оксидами:

2NaOH + BeO + H₂O → Na₂[Be(OH)₄]

2. с неметаллами:

Сl₂ + KOH → KCl + KClO + H₂O

холодная

Сl₂ + KOH → KCl + KClO₃ + H₂O

горячая

3S + 6NaOH → 2Na₂S + Na₂SO₃ + 3H₂O

3. с амфотерными металлами:

2Al + 2NaOH + 6H₂O → 2Na[Al(OH)₄] + 3H₂

4. с солями:

2AlCl₃ + 6NaOH_{(недост.)} → 2Al(OH)₃ + 6NaCl

AlCl₃ +4NaOH_{(избыт.)} → Na[Al(OH)₄] + 3NaCl

5. с амфотерными гидроксидами:

Zn(OH)₂ + 2NaOH → Na₂[Zn(OH)₄]

С кислородом образуют оксиды, пероксиды, надпероксиды, озониды.

4Li + O₂ → 2Li₂O – оксид лития

2Na + O₂ → Na₂O₂ – пероксид натрия

K + O₂ → KO₂ – надпероксид (супероксид калия)

Пероксиды содержат диамагнитный ион О₂^2-, надпероксиды– парамагнитный ион О₂^-.

Все озониды, пероксиды, надпероксиды сильные окислители и разлагаются водой.

KO₂ + H₂O → KOH + O₂ + H₂O₂

KO₂ + H₂O_{(теплая)} → KOH + O₂

КО₃ + H₂O → KOH + O₂

Причем разложение может идти как обменное взаимодействие.

Na₂O₂ + 2H₂O → 2NaOH + H₂O₂

3)Соли, щелочных металлов. Свойства и их применений. Промышленные способы получения соды.

При получении солей щелочных металлов в случае натрия и калия обычно исходят из встречающихся в природе хлоридов. В случае лития из природных соединений, как правило, изготовляют прежде всего карбонат, который сравнительно легко получается в чистом виде вследствие своей плохой растворимости; Щелочные металлы — чрезвычайно легкие металлы. Калий и натрий легче воды; литий плавает в керосине; литий самый легкий среди всех твердых при обычной температуре элементов. Щелочные металлы имеют серебристо-белый металлический блеск, за исключением цезия, который в чистом состоянии — золотисто-желтый. Наиболее твердый из них — литий — обладает твердостью. Щелочные металлы разлагают воду. При этом, литий при взаимодействии с водой не плавится, в отличие от натрия, а калий реагируя с водой воспламеняется. Рубидий и цезий еще более активно реагируют с водой, которые при доступе кислорода воспламеняются, даже в отсутствие воды, в тот час как другие щелочные металлы в токе кислорода или на сухом воздухе воспламеняются только при нагревании. При горении лития образуется оксид лития Li2О, который имеет не большии примеси перекиси Металлический натрий используют в качестве исходного продукта при производстве перекиси натрия (моющее средство), Металлический калий также иногда употребляют в лаборатории. Кроме того, калий и прежде всего цезий применяют в фотоэлементах. Некоторые соли лития принимают как лечебное средство от подагры. Минеральные воды, употребляемые для борьбы с этой болезнью, в качестве действующей составной части содержат соли лития. Получение соды по методу Сольве

Исходные вещества NH₃, CO₂, NaCl,

вначале получают CO₂

CaCO₃ CaO + CO₂

В теплый насыщенный раствор NaCl пропускают аммиак, а затем углекислый газ, вначале образуется NH₄HCO₃

1) ,

далее он вступает в обменную реакцию с NaCl

2) .

Из 4-х солей наименее растворим в воде NaHCO₃, который выпадает в осадок, затем при нагревании

3) .

8)Карбонаты и гидрокарбонаты. Жесткость воды и способы ее устранения. Особенности магния и его соединений.

В природных водах содержатся соли кальция, например, благодаря растворимости гипса CaSO₄2H₂O. В присутствии СО₂ растворяются в воде карбонаты кальция и магния

Вода, в которой много растворимых солей Ca и Mg считается жесткой. Жесткость воды выражается числом миллиэквивалентов ионов Са²⁺ и Mg⁺², содержащихся в 1 л Н₂О.

Только растворимые соли Ca и Mg обуславливают жесткость воды. Различают временную и постоянную жесткость воды. Временная (карбонатная) жесткость воды связана с наличием в воде растворимых гидрокарбонатов Ca и Mg. Ее устраняют нагреванием (кипячением).

или добавлением известковой воды, фосфатов

, или

3Ca(HCO₃)₂ + 2Na₃PO₄ = Ca₃(PO₄)₂↓ + 3Na₂CO₃ + 3H₂O + 3CO₂↑

Устранить жесткость – значит получить нерастворимые соли. При этом образуется накипь СаСO₃ и MgCO₃. Накипь плохо проводит тепло, вызывает увеличение расхода топлива.

Постоянная жесткость обусловлена наличием в растворе Са и Mg-солей сильных кислот – сульфатов, хлоридов. Кипячением она не устраняется. Постоянная жесткость удаляется добавлением соды и извести

MgSO₄ + Ca(OH)₂ = Mg(OH)₂ + Ca SO₄

Общая жесткость – сумма временной и постоянной жесткости.

Общую жесткость можно удалить действием соды и известкового молока (содово-известковый способ).

. Все это химические способы устранения жесткости.

МАГНИЙ химический элемент IIА группы третьего периода периодической системы Менделеева, атомный номер 12, атомная масса 24,305. Электронная конфигурация нейтрального атома 1s22s2p63s2, согласно которой магний в стабильных соединениях двухвалентен (степень окисления +2). Простое вещество магний — легкий, серебристо-белый блестящий металл. При горении: 2Mg + O2 = 2MgO.

Он реагирует с различными кислотами: MgO + 2HNO3 = Mg(NO3)2 + H2O. При нагревании магний вступает во взаимодействие с серой, давая сульфид магния: Mg + S = MgS. Металлический магний при комнатной температуре реагирует с галогенами, например, с бромом: Mg + Br2 = MgBr2. Одновременно с оксидом образуется и нитрид магния Mg3N2: 3Mg + N2 = Mg3N2.

76)Оксиды и гидроксиды элементов подгруппы цинка.Свойства, получение; соли, общая характеристика солей, растворимость, гидролиз, получение и свойства. Комплексные соединения. Цинк и его соединения

Цинк - металл серебристо-белого цвета. В соединениях проявляет только одну степень окисления +2; соединения цинка неокрашены. растворяется в разбавленных кислотах и щелочах

Zn + 2НCl = ZnCl2 + H2 ­

Zn + H2SO4(разб) = ZnSO4 + H2 ­

Zn + 2NaOH + 2H2O=Na2[Zn(OH)4] + H2- Цинк - сильный восстановитель и вытесняет менее активные металлы Zn + CuSO4 = ZnSO4 + Cu Оксид цинка проявляет амфотерный характер, растворяясь как в кислотах, так и в растворах щелочей:

ZnO + H2SO4 = ZnSO4 + H2O

ZnO + 2NaOH + H2O = Na2[Zn(OH)4] Гидроксид цинка также проявляет амфотерные свойства. Он нерастворим в воде, но растворяется в кислотах и щелочах;

Zn(OH)2 + 2HCl = ZnCl2 + 2H2O

Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2[Zn(OH)4]

Ион Zn2+ является энергичным комплексообразователем с координационным числом 4. В отличие от гидроксида алюминия гидроксид цинка растворяется в водном растворе аммиака:

Zn(OH)2 + 2NH3 = [Zn(NH3)4](OH)2 Кадмий и его соединения Кадмий - белый, блестящий, мягкий, ковкий металл; очень мало растворяется в неокисляющих кислотах, хорошо растворяется в разбавленной HNO3 Кадмий образует только один ряд соединений, где он двухвалентен. Ион Сd 2+ - бесцветен.

Оксид кадмия СdО (коричневого цвета) и гидроксид кадмия Сd(ОН)2 (белого цвета) проявляют основной характер, растворяясь только в кислотах.

CdO + 2HCl = CdCl2 + H2O

(CdO + 2H+ = Cd2+ + H2O)

Cd(OH)2 + 2HCl =CdCl2 + 2H2O

(Cd(OH)2 + 2H+ = Cd 2+ + 2H2O) Гидроксид кадмия растворяется в водном растворе аммиака:

Cd(OH)2 + 4NH3 = [Cd(NH3)4](OH)2 Ртуть и ее соединения Ртуть - серебристо-белый, блестящий, единственный жидкий при комнатной температуре металл; обладает низкой электропроводностью На воздухе проявляет устойчивость. Реагирует с серой и галогенами:

Hg + S = HgS

Hg + Br2 = HgBr2 Ртуть легко растворяется в концентрированной азотной кислоте – образуется нитрат ртути (II):

Hg + 4HNO3 = Hg(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O

При растворении ртути в разбавленной азотной кислоте образуется нитрат ртути (I),

6Hg + 8HNO3 = 3Hg2(NO3)2 + 2NO + 4H2O При растворении ртути в горячей концентрированной серной кислоте в зависимости от избытка ртути или кислоты образуются соли одновалентной или двухвалентной ртути:

Hg + 2H2SO4 = HgSO4 + SO2 + 2H2O

2Hg + 2H2SO4 = Hg2SO4 + SO2 + 2H2O

Ртуть растворяется в царской водке:

3Hg + 2HNO3 + 6HCl = 3HgCl2 + 2NO + 4H2O Галогениды ртути (II)

Получение

Hg + Br2 = HgBr2

HgO + 2HCl(сулема) = HgCl2 + H2O

Сулему также получают растворением ртути в царской водке.

Химические свойства:

HgI2 + 2KI = K2[HgI4](реактив Несслера) Сульфат ртути (II) и нитрат ртути (II). Получают растворением ртути или оксида ртути (II) в концентрированных серной или азотной кислотах соответственно.

Hg + 2H2SO4(горячая,конц.) = HgSO4 + SO2 + 2H2O

HgO + H2SO4 = HgSO4 + H2O3Hg + 8HNO3(конц.) = 3Hg(NO3)2 + 2NO + 4H2O

HgO + 2HNO3 = Hg(NO3)2 + H2O

Более активные металлы легко вытесняют ртуть из ее солей:

Cu + Hg(NO3)2 = Cu(NO3)2 + Hg

77)Соединения ртути (I), получение, устойчивость, реакции диспропорционирования; соли ртути (I), каломель. Красный оксид ртути получают нагреванием ртути до 350 °C или пиролизом нитрата ртути.

2Hg + O2 → 2HgO

2Hg(NO3)2 → 2HgO + 4NO2↑ + O2↑

Жёлтый оксид получают осаждением солей ртути(II) щелочами, например:

HgS + 2NaOH → HgO + Na2S + H2O↑ Ртутные руды содержащие ртуть подвергают окислительному обжигу

HgS + O 2 = Hg + SO 2 Соединения в зависимости от условий проявляют окислительные и восстановительные свойства:

под действием окислителей соединения легко переходят в производные Hg2+:

Hg2Cl2 + Cl2 = 2HgCl2;

при воздействии восстановителей соединения восстанавливаются до металлической ртути:

Hg2Cl2 + SO2 + 2H2O = H2SO4 + Hg + 2HCl.

Соединения ртути (I) склонны к диспропорционированию с выделением свободной ртути и образованием соединений ртути (II):

= Hg + Hg2+.

По этой причине невозможно получить по обменным реакциям Hg2S, Hg2(CN)2. Более устойчивы Hg2Cl2, Hg2SO4.

Практическое значение имеет хлорид ртути (I) Hg2Cl2 – каломель. Её получают по обменной реакции:

Hg2(NO3)2 + 2NaCl = Hg2Cl2 + 2NaNO3.Хлорид ртути(I) Hg2Cl2 (каломель) – тяжелый белый порошок без вкуса, без запаха, нерастворим в воде, медленно разлагается на свету. Он реагирует с гидроксидом аммония, образуя свободную ртуть в виде высокодисперсного черного порошка. Каломель используется как слабительное, диуретик, антисептик. В промышленности ее используют для производства бенгальских огней и художественного фарфора. В научных лабораториях часто применяется каломельный электрод.

78)Общая характеристика f – элементов. Лантаноиды и актиноиды. Лантаноидное сжатие и его влияние на свойства d-элементов. Лантаноиды. Семейство из 14 элементов (4f-элементы), следующих за La, общий символ Ln. Электронные конфигурации Ln отражают внутреннюю периодичность, проявляющуюся в некоторых свойствах Ln3+, у которых 4f-орбитали заполняются сначала по одному (подсемейство церия: Ce – Gd), а потом по второму электрону (подсемейство тербия: Tb – Lu). Уменьшение атомных и ионных радиусов приводит к лантаноидному сжатию, вследствие которого элементы, следующие за Lu, по своим свойствам оказываются очень похожими на своих предшественников по группам (Zr и Hf, Nb и Ta, Mo и W, Tc и Re). Cеребристо-белые металлы, тускнеющие во влажном воздухе, при нагревании разлагают воду, взаимодействуют со всеми кислотами (кроме H3PO4 и HF), образуя преимущественно ионы Ln3+, другие степени окисления свойственны Ce, Pr, Tb, Dy (4+), Sm, Eu, Tm, Yb (2+). С H, B, C, N, O, халькогенами, галогенами образуют вполне устойчивые соединения. По химическим свойствам достаточно схожи, разделяют ионообменной хроматографией и экстракцией. Разделенные Ln3+ используют для получения химических соединений с нужными люминесцентными, спектроскопическими и магнитными свойствами, изготовления неодимовых стекол (лазеры), люминесцентных преобразователей (приборы ночного видения), изготовления постоянных магнитов (SmCo5). Основная доля используется в виде смесей металлов или оксидов и других соединений с природным содержанием Ln для изготовления катализаторов, легирующих добавок в металлургии, полировочных паст, аккумуляторов газообразного водорода (LnNi5)

Актиноиды. Семейство из 14 элементов, следующих за Ac, (5f-семейство), общий символ An. Первые три – Th, Pa, U – встречаются в природе, Делятся на два подсемейства Th – Cm (цискюриды) и Bk – Lr (транскюриды). Первое подсемейство во многом отличается от соответствующих лантаноидов, проявляя помимо An3+ и более высокие степени окисления An4+ (Th, Pa, Am, Cm), An4+, 5+, 6+ (U, Np, Pu) и даже Pu7+. Второе подсемейство по химическим свойствам ближе к соответствующим лантаноидам, хотя для менделевия известны соединения Md1+, а для лоуренсия – Lr4+.

Лантаноидное сжатие — химический термин, используемый для описания явления уменьшения ионных радиусов химических элементов, входящих в группу лантаноидов ,которое приводит к меньшим, по сравнению с ожидаемыми, величинам ионных радиусов последующих элементов, начиная с гафний. Гафний и последующие за ним как раз таки и есть d-элементы VI периода.

Благодаря эффекту лантаноидного сжатия радиусы атомов d - элементов, находящихся в одной группе, но в разных периодах ( 5 - м и 6 - м), практически остаются одинаковыми, что приводит к такому сходству между ними, за которое их иногда называют элементами-близнецами

70)Оксиды и гидроксиды железа, их свойства и получение; соли комплексные соединения. Железо находится в побочной подгруппе VIII группы Периодической системы. Строение электронной оболочки атома: 3d64s2.

1s22s22p63s23p63d64s2

Атомы железа проявляют степень окисления +2 и +3.

Железо является одним из самых распространенных элементов в природе, массовая доля в земной коре - 5,1%. Железо входит в состав большинства горных пород. Основными железными рудами являются магнитный железняк, бурый железняк и красный железняк.

Свойства. Железо - серебристо-белый металл. На воздухе подвергается коррозии, покрываясь ржавчиной. Чистое железо достаточно мягкое и пластичное. Температура плавления 1539°С. В интервале температур 910-1390°С железо образует кубическую гранецентрированную решетку. Железо является достаточно хим.активным металлом. 1. Взаимодействие с неметаллами. При нагревание железо реагирует с многими неметаллами:

Fe + S = FeS

2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3

2. Взаимодействие с водой. Железо взаимодействует с водой лишь при высоких температурах (свыше 700°С):

3Fe + 4H2O = Fe3O4 + 4H

3. Взаимодействие с кислотами. Железо растворяется в хлороводородной и разбавленной серной кислотах, образуя соли железа (II) и водород:

Fe + H2SO4 = FeSO4 + H2

В достаточно концентрированной серной кислоте реакция просекает по уравнению:

Fe + 2H2SO4 = FeSO4 + SO2 + 2H2O

В серной кислоте очень высокой концентрации железо пассивирует. С разбавленной азотной кислотой железо взаимодействует. Продукты взаимодействия в зависимости от концентрации кислоты могут быть различными. В концентрированной азотной кислоте железо пассивирует.

4. Взаимодействие с солями. Железо может вытеснять некоторые металлы из растворов их солей:

Fe + CuSO4 = FeSO4 + Cu

5. Взаимодействие с оксидом углерода (II). Железо, взаимодействуя с этим оксидом, образует пентокарбонил железа:

Fe + 5CO = [Fe(CO)5]

Оксид железа (II) и гидроксид железа (II) - вещества основного характера, легко взаимодействуют с кислотами:

Fe(OH)2 + H2SO4 = FeSO4 + 2H2O

Оксид железа (II) можно получить, восстанавливая оксид железа (III) водородом:

Fe2O3 + H2 = 2FeO + H2O

Гидроксид железа (II) образуется при действии щелочей на растворы солей железа (II):

FeSO4 + 2NaOH = Fe(OH)2? + Na2SO4

Реакция должна протекать без доступа воздуха. В противном случае гидроксид железа (II) окисляется до гидроксида железа (III). Оксид и гидроксид железа (III) проявляют амфотерные свойства, они взаимодействуют с кислотами и с щелочами:

Fe2O3 + 6HCl = 2FeCl3 + 3H2O

Fe(OH)3 + 3KOH = K3[Fe(OH)6]

Fe2O3 + 2KFeO2 + H2O

Соли железа (II) под действием окислителей проявляют восстановительные свойства. Соли железа (III) - слабые окислители.

Железо и его соединения имеют большое значение для народного хозяйства. Сплавы железа с углеродом и другими веществами - стали являются основными конструкционными материалами. В хим. промышленности железо используют как катализатор.