8. Загальна характеристика з-елементів II-а групи. Знаходження в природі, одержання, використання і властивості.

Металлы II группы, за исключением бериллия и магния,наз щелочноземельными.Франций,завершающий Iгруппу,и радий,завершающий IIгруппу,являются радиоактивными.Металлы II группы тверже и плотнее щелочных.Низкие значения температур плавления и кипения s-металлов объясняются сравнительно слабыми металлическими связями в кристаллических решетках этих металлов.Температуры плавления и кипения во II группе в отличие от щелочных металлов изменяются несистематически,что объясняется неодинаковой кристаллической структурой у металлов этой группы.В главную подгруппу II группы входят:бериллий(Be),магний(Mg),кальций(Са),стронций(Sr),барий(Ва), радий(Ra).Из них кальций,стронций,барий относятся к семейству щелочноземельных металлов.Это s-элементы.В виде простых веществ типичные металлы.На внешнем уровне имеют по два электрона.Отдавая их,они проявляют в соединениях степень окисления +2.В окислительно-восстановительных реакциях все металлы подгруппы ведут себя как сильные восстановители,однако несколько более слабые,чем щелочные металлы.Это объясняется тем,что атомы металлов IIгруппы имеют меньшие атомные радиусы,чем атомы соответствующих щелочных металлов,расположенных в тех же периодах.Это связано с некоторым сжатием электронных оболочек,так как s-подуровень внешнего электронного слоя у них завершен,поэтому электроны ими удерживаются сильнее.С ростом порядкового номера элемента отдача электронов облегчается,и поэтому металлические свойства закономерно возрастают:Be+O₂=ВеО

Кальций, стронций и барий разлагают воду уже при обычной температуре с образованием соответствующих гидроксидов и выделением водорода: R+2H₂O=R(OH)₂+H₂

Гидроксиды щелочноземельных металлов малорастворимы в воде, их растворимость возрастает от Са(ОН)₂ к Ва(ОН)₂.

Бериллий с водой не взаимодействует,т.к. образующаяся в первый момент пленка малорастворимого гидроксида бериллия пассивирует металл.Гидроксид бериллия Ве(ОН)₂ имеет амфотерный характер.Однако свойства Ве(ОН) ₂,как основания выражены гораздо отчетливее кислотных.Магний реагирует с водой лишь при нагревании:Mg+2Н2O=Mg(OH)₂+H₂

2. 9. Вплив температури на швидкість хімічних реакцій. Емпіричне правило Вант-Гоффа. Температурний коефіцієнт швидкості реакції.

Швидкість хімічних реакцій в більшості випадків з нагріванням підвмщується.Вона дуже чутлива до змін температури.Так,якщо здійснювати синтез Н₂О при t=20^oC,навіть на 15%,практично не можливо;при t=500^oC,необхідно всього 50хв.;а при t=700^oC,реакція проходить миттєво.

Правило Вант-Гоффа—емпіричне правило,яке дозволяє в першому наближенні оцінити вплив температури на швидкість протікання хімічної реакіцї в невеликому температурному інтервалі(зазвичай від 0°C до 100°C).Я.Г. Вант-Гофф на основі багатьох експериментів сформулював наступне правило:При збільшенні температури на кожні 10 градусів,константа швидкості гомогенної елементарної реакції збільшується в 2-4рази.Правило описується наступним рівнянням:v₂=v₁∙y^(T₂^-T₁^)/10 ,де v₂-швидкість реакції при температуріT₂,v₁-швидкість реакції при температурі T₁,y-температурний коефіцієнт реакції(наприклад,якщо y=2,то швидкість реакції буде збільшуватись в 2рази при збільшенні t=10^oC).Правило Вант-Гоффа має обмежену область застосування.Багато реакцій йому не підкоряються,наприклад реакції,що відбуваються при високих температурах,дуже швидкі та дуже повільні реакції.Правилу Вант-Гоффа також не підкоряються реакції,в яких приймають участь великі молекули,наприклад білки в біологічних системах.Температурну залежність швидкості реакції більш коректно описує рівняння Арреніуса.З рівняння Вант-Гоффа температурний коефіцієнт вираховується за формулою: y=(v_2/ v₁)^10/(T₂^-T₁⁾

10. Періодичний закон. Періодична система елементів. Структура періодичної системи.

Періодичний закон-властивості простих тіл,а також форми і властивості сполук елементів перебувають в періодичній залежності від величини атомних ваг(мас)елементів. Періодичний закон не можна звести до короткої формули.Зміст його слід вважати наступними положеннями:

1)Всі види речовин складаються з хімічних елементів-різних типів атомів.

2)Хімічні елементи можна розмістити в ряд,у якому кожний елемент характеризується тільки йому властивим протонним числом,і в якому всі елементи перебувають у тісному взаємозв’язку і взаємозалежності.

3)Знаючи місце хімічного елемента в природному ряду,можна описати його властивості,визначити валентність,атомну масу,передбачити синтез нових сполук,до складу яких входимуть,ті чи інші елементи.

4)Зі збільшенням протонних чисел хімічних елементів,їхні властивості змінюються періодично.Через певне число номерів(не завжди одне і те ж саме)повторюються валентності елементів,загальні формули їхніх сполук тощо.

5)Подібні елементи,крім періодично віддалених,можуть розміщуватись поряд.Знаючи послідовність розподілу елементів і характер подібності між ними,можна передбачити існування нових елементів,прогнозувати їх властивості.

6)Періодичний закон конкретизовано виражений у вигляді періодичної системи елементів.

Періодична системахімічних елементів-конкретизований (табличний)вираз періодичного закону.Хімічні елементи по структурі незбуджених атомів діляться на природні сукупності,що відображають в періодичній системі в виді вертикальних і горизонтальних рядів,періодів і груп.Період-це ряд хімічних елементів,розміщений за зростанням їхніх протонних чиселі який розпочинається з лужного металу і закінчується інертним газом.Є 7 періодів:один-найменший(H і He),двамалих(по 8елементів),два великих(по 18елементів),шостий-найбільший(32елементи),а останній-незакінченний.Групи –ряд(вертикальний стовпчик)подібних елементів,що належать до різних періодів.Кожна група є ніби природною родиною елементів.Всього-8груп.Кожна група складається з 2 підгруп:головної і побічної.Це можна пояснити тим,що елементи,які входять до данної з двох рядів(парного і непарного)одного і того самого періоду,не цілком подібні за своїми властивостями.

11. Гібридизація атомних орбіталей. Типи гібридизації та стехіометрія молекул.

Гібридизація-це зміна вихідних форм електронних хмар і утворення нових хмар,інших форм,в результаті взаємозмін.Типи гібридизації:

1)лінійна(s+p) (BeCl₂,ZnCl₂,CO₂)

2)трикутна(s+p+p) (BF₃)

3)тетраедична(s+p+p+p) (CH₄,NH₄)

4)тригональна бі-піраміда(d+s+p+p+p)

5)октаедр(d+d+s+p+p+p)

6)пентагональна бі-піраміда(d+d+d+s+p+p+p)

12. Елемент в збудженому стані має електронну конфігурацію: [Аг] 4з¹4р¹. Напишіть його електронну формулу в не збудженому стані. В якій групі та в якому періоді знаходиться цей елемент? Охарактеризуйте стисло хімічні властивості цього елементу.

[Ar]4s¹4p¹-збуджений стан.

[Ar]4s²-незбуджений стан.

Група-2; Період-4. Елемент №20-Ca(кальцій)

Типовий лужно-земельний метал.Енергійно взаємодіє з активними неметалами вже при звичайних умовах.Навіть при негативних температурах взаємодіє з водою та розчиняється в ній.При нагріванні Са взаємодіє з іншими металами утворюючи сплави,до складу яких входять різні інтерметалічні сполуки.

13. Елемент в основному стані має електронну конфігурацію: [№] 35²3р⁴. Визначити положення елементу в Періодичній системі. Охарактеризуйте хімічні властивості цього елементу.

Сульфур.Знаходиться в 3-му періоді та в 6-ій групі.Високонегативний елемент,проявляє кислотні властивості в водневих та кисневих сполуках.Більшість сульфуровмісних солей малорозчинні в воді.16 по хімічній поширеності елемент в земній корі.При кімнатній t^oреагує з F,Cl й коцентрованними кислотами-окисниками(HNO₃,H₂SO₄)проявляє відновні властивості.На повітрі горить утворюючи сірчистий ангідрид-безбарвний газ з різким запахом.При взаємодії з металами утворює сульфіди.При нагріванні реагує з:O₂,Si,P₂,H₂.При нагріванні розчиняється в лугах.

14. Поняття о швидкості хімічної реакції. Фактори, які визначають швидкість хімічної реакції. Константа швидкості. Закон діючих мас (ЗДМ).

Швидкість реакції відповідає числу елементарних актів взаємодії,що відбуваються за одиницю часу:для гомогенних реакцій-в одиниці об’єму,для гетерогенних-на одиниці площі поверхні поділуфаз.Швидкість реакції характеризується зміною концетрацій будь-якої з реагуючих речовин,або кінцевих продуктів реакції за одиницю часу.Швидкість хімічних реакцій,крім природи реагуючих речовин v~K[A][B],де [A]і[B]-молярні концетрації вихідних речовин,K-коефіцієнт пропорційності,що називається константою швидкості реакції. Константа швидкості реакції відповідає швидкості реакції,за концентрації реагуючих речовин,що дорівнюють 1моль/л.Закон діючих мас-швидкість хімічної реакції за сталої температури прямопропорційна добутку реагуючих речовин у степенях,що дорівнюють їхнім стехіометричним коефіцієнтам.v= K[A]^a[B]^b[C]^c…

15. Розчини сильних електролітів. Іонна сила, активність іонїз. коефіцієнт активності.

1)d=n_{дис..мол..}/n_{заг..мол*}100% d=1-сильний електроліт, d<1-слабкий електроліт. Сильний електроліт-це речовина,молекули якої в розчині повністю розпадаються на іони.Дисоціація-це розщеплення молекул електроліту на йони,під впливом молекул полярного розчинника.

2)Активність йонів-це величина,у разі підставлення якої замість концентрації іонів у рівняння закону дії мас,останнє стає справедливим за будь-яких розчинів електролітів. a=fc,де f-коефіцієнт активності,що вносить поправку на взаємодію данного йона з навколишнім середовищем.

3)Іонна сила-це напівсума добутку квадратів зарядів іонів на їх концентрацію.

16. Закони Рауля. Тиск пари над розчином. Підвищення температури кипіння та зниження температури замерзання розчинів.

1)Закон Рауля:відносне зниження тиску насиченої пари розчинника над розчином,дорівнює мольній частці розчиненої речовини(N). р_о-р₁/р_о=N₂

2)Тиск насиченої пари над розчином дорівнює добутку його тиску над чистим розчинником,на мольну частку розчинника.Під час розчинення в рідині будь-якої нелеткої речовини тиск пари над цією рідиною знижується: р_о-р₁/р_о= ∆р/р_о;де р_о-тиск пари над чистим розчином;р₁-тиск пари над розчином;∆р-зниження тиску пари над розчином;∆р/р_о-відносне зниження тиску пари над розчином.Тиск насиченої пари над розчином дорівнює добутку його тиску над чистим на мольну частку розчинника:∆р=р_о∙m/M/N; M=р_о∙m/∆рN;де m-маса розчиненої речовини(г); N-число молів розчинення(дорівнює відношенню маси розчинника m₁ до його молярної маси M₁,тобто N=m₁/M₁₎

3)Температура замерзання рідини-є температура,за якої тиск насиченої пари над її рідинною фазою стає таким,що дорівнює тиску пари її твердою фазою..Температура кипіння рідини-це температура,за якою тиск її насиченої пари стає таким,що дорівнює зовнішньому тиску.Якщо тиск пари розчинника внаслідок розчинення в ньому речовини знизився,то для встановлення рівноваги в системі рідина-пара,треба підвищити температуру розчину.Температура замерзання розчину відповідає моменту виділення з нього першого кристала твердої фази(кристалізація розчина).Внаслідок кристалізації розчинника концентрація розчину зростає.Зростання концетрації розчину в свою чергу,спричиняє,де більше зниження температури замерзання.Отже розчин замерзає і кипить не за певної температури,а в деякому інтервалі температур.

17. Кисневі "сполуки азоту. Азотна кислота. її одержання, властивості^-використання.

Нітроген з оксигеном утворює шість оксидів:N₂О,NO,N₂O₃,NО₂,N₂O₅,в яких виявляє ступені окиснення відповідно:+1,+2,+3,+4,+5.

1)Оксид нітрогену(I) N₂О-несолетворний оксид,термодинамічно нестійка сполука,безбарний газ,солодкуватий на смак,має приємний запах.Вдихання великої кількості N₂О викликає стан,подібний до сп’яніння,звідси його інша назва-«веселящий газ».

2) Оксид нітрогену(II) NO-безбарвний газ,отруйний,важко зріджується.Термодинамічно постійна сполука.Оксид нітрогену(II)-окисно-відновною двоїсністю,однак переважаючою є відновна функція

3)Оксид нітрогену(IV) NО₂-газ бурого кольору,отруйний,має неприємний запах,легко зріджується у рідину червонуватого кольору.При підвищенній температурі NО₂-сильний окисник(у ньому згоряютьС,S,Р).У кислотно-основних перетвореннях оксид нітрогену(IV) поводить себе,як кислотний оксид,він добре розчиняється у воді,з утворенням нітратної і нітритної кислот. NО₂ може бути,окисником,так і відновником,але для нього більш характерною є окиснювальна функція.

4)Триоксонітрат(V) водню HNO₃-він же й нітратна кислота,при звичайних умовах-безбарвна рідина.Власне іонізація рідиною HNO₃-незначна.З водою змішується в будь-яких співвідношеннях.Його розчини-сильна кислота,яка називається азотною.Вона має сильновиражені окислювальні властивості.Кислота руйнує рослинні та тваринні тканини,окиснює майже всі метали та неметали.Утворення тих,чи інших продуктів взаємодії залежить від концентрації HNO₃.В лабораторіях азотну кислоту отримують дією концентрованої сірчаної кослоти на нітрат натрію: H₂SO₄+NаNO₃––2HNO₃+NаSO₄.Промислове виробництво HNO₃ відбувається по стадіям:окиснення NH₃ у NO,киснем повітря на Рt каталізатор: 4NH₃+5О₂=4NO+6H₂O.Окиснення NO у NО₂ : 2NO+О₂=2NО₂.Та взаємодія останньго з водою: 2NО₂+H₂O––HNO₃+HNO₂ 3 HNO₂= HNO₃+2NО₂+H₂O.

5)Велике значення мають нітрити,як добрива(особливо калійна і нітритни селітра).Азотна кислота застосовується для отримання мінеральних добрив,вибухових речовин,органічнихбарвників,пластичних мас та в інших різноманітних виробництвах.

18. Загальна характеристика s- елементів 1-А групи. Знаходження в природі, одержання, використання і властивості.

Металлы I группы—мягкие и имеют небольшую плотность по сравнению с другими.Литий,натрий и калий легче воды и плавают на ее поверхности,реагируя с ней.При обычных условиях s-металлы находятся в кристаллическом состоянии.Все металлы I группы имеют объемноцентрированную кубическую упаковку.Бериллий и магний имеют гексагональную плотную упаковку (ГПУ),кальций и стронций—гранецентрированную кубическую упаковку (ГКУ),барий—ОЦКУ.Металлические связи образуются делокализованными валентными электронами,удерживающими вместе положительные ионы атомов металла.Чем больше металлический радиус в каждой из групп,тем более «тонким слоем» распределены делокализованные электроны по положительным ионам и тем слабее связь.Этим и объясняются низкие температуры плавления и кипения для металлов I и II групп.Применяемое к элементам ряда Li-Cs название щелочные металлы связано с тем, что их гидроксиды являются сильными щелочами.Натрий и калий относятся к наиболее распространенным элементам, составляя соответственно 2,0 и 1,1% от общего числа атомов земной коры.Соединения натрия имеют огромное значение для жизни.Достаточно напомнить хотя бы то,что человек потребляет ее ежегодно в среднем 5кг NaCl.Подобным же образом для растений необходимы соли калия.В связи с этим около 90 % всех добываемых калийных соединений употребляется для удобрения почв.Остальные 10 %,равно как и громадные количества различных соединений натрия,используются в промышленности.Лишь сравнительно небольшое по объему применение находит пока производные лития и весьма ограниченное—соединение Rb и Cs.Натрий у животных сосредоточен преимущественно в тканевых соках (лимфе крови),а калий—в самих тканях.Особенно богаты калием некоторые внутренние органы—печень,селезёнка и др.В целом взрослые животные организмы содержат обычно несколько больше калия,чем натрия (по массе).Напротив, в зародышах животных натрия гораздо больше,чем калия,причем соотношение между обоими элементами приближается к характерному для морской воды.Это можно рассматривать,как непосредственное доказательство происхождения наземных животных из морских организмов.Выработка металлических калия и лития несравненно меньше,чем натрия.Литий получают электролизом расплава LiCl+KСl,а калий—действием паров натрия на расплав КСl,поступающий противотоком к ним в специальных дистиллированных колоннах(из верхней части которых выходят пары калия).Рубидий и цезий в больших масштабах почти не добываются.Для получения небольших количеств этих металлов удобно пользоваться нагреванием в вакууме их хлоридов с металлическим кальцием.При отсутствии воздуха литий и его аналоги представляют собой серебристо-белые (за исключением желтоватого цезия)вещества с более или менее сильным металлическим блеском.Все щелочные металлы характеризуются небольшими плотностями,малой твёрдостью,низкими температурами плавления и кипения и хорошей электропроводностью.