З предмету: Хімія І семестр 1. Основні типи хімічного зв’язку

МІНІСТЕРСТВО ОСВІТИ І НАУКИ, МОЛОДІ ТА СПОРТУ УКРАЇНИ

ОДЕСЬКИЙ ТЕХНІЧНИЙ КОЛЕДЖ

ОДЕСЬКОЇ НАЦІОНАЛЬНОЇ АКАДЕМІЇ ХАРЧОВИХ ТЕХНОЛОГІЙ

 

Методичні вказівки

для самостійного вивчення матеріалу

з предмету: “Хімія”

для студентів І курсу всіх спеціальностей

І семестр

 

 

Одеса - 2011

Виконавець: Девятьярова Л.І., викладач коледжу, голова облметодоб’єднання викладачів хімії

Методичний посібник розроблений для виконання самостійних робіт з предмету «Загальна хімія» для студентів І курсу всіх спеціальностей. У даному посібнику розглядаються такі теми:

1. Основні типи хімічного зв’язку.

2. Загальні відомості про неметали та їх сполуки. Колообіг неметалів.

3. Явище алотропії. Мінеральні добрива. Будівельні матеріали.

4. Корозія металів. Лужні та лужноземельні елементи. Біологічна роль елементів.

5. Алюміній, його сполуки, застосування. Ферум, як представник металічних елементів побічних груп, його сполуки.

Також після кожної теми входять: завдання для самостійної роботи, які допомагають закріпити краще теоретичний матеріал. Що надає можливість більш поглиблено вивчити даний курс предмету.

 

 

Розроблена для допомоги викладачам та студентам

 

 

МІНІСТЕРСТВО ОСВІТИ І НАУКИ, МОЛОДІ ТА СПОРТУ УКРАЇНИ

ОДЕСЬКИЙ ТЕХНІЧНИЙ КОЛЕДЖ

ОДЕСЬКОЇ НАЦІОНАЛЬНОЇ АКАДЕМІЇ ХАРЧОВИХ ТЕХНОЛОГІЙ

 

ЗАТВЕРДЖУЮ

Заст. директора з НР

___________В.І.Уманська

“____“___________2011 р.

 

Методичні вказівки

для самостійного вивчення матеріалу

з предмету: “Хімія”

для студентів І курсу всіх спеціальностей

І семестр

 

Автор: Девятьярова Л.І.

 

РОЗГЛЯНУТО ТА СХВАЛЕНО

Предметною комісією хімічних дисциплін

Протокол №_________________________

Від “___“_____________________2011 р.

Голова комісії _____________ Швець Л.І.

 

Одеса - 2011

 

ЗМІСТ

 

1. Основні типи хімічного зв’язку. …………………………………………….. 5

2. Загальні відомості про неметали та їх сполуки. Колообіг неметалів……….9

3. Явище алотропії. Мінеральні добрива. Будівельні матеріали…………….38

4. Корозія металів. Лужні та лужноземельні елементи. …………………….41

Біологічна роль елементів.

5. Алюміній, його сполуки, застосування. ……………………………………..46

Ферум, як представник металічних елементів побічних груп,

його сполуки, застосування.

 

Самостійна робота № 1

Тема: Основні типи хімічного зв’язку

Під хімічним зв’язком слід розуміти усі види взаємодії між атомами, які забезпечують стійке існування дво- і багатоатомних сполук.

Згідно з сучасним уявленням хімічний зв’язок здійснюється валентними електронами: у s - і p – елементів електронами орбіта лей останнього рівня, у d – орбіта лей передзовнішнього рівнів. Залежно від характеру розподілу електронної густини речовині розрізняють три основні типи хімічного зв’язку: ковалентний, іонний, металічний. Крім того, між молекулами виникає водневий зв'язок, а також міжмолекулярна взаємодія (Ван-дер-Ваальсова взаємодія).

Хімічний зв'язок є наслідком електростатичної взаємодії негативно заряджених електронів і позитивно заряджених ядер.

 

Основні параметри хімічного зв’язку

Мірою міцності хімічного зв’язку між атомами є енергія зв’язку. Енергія зв’язку позначають Е, одиниця виміру кДж/моль. Вона визначає кількість… Величину зворотну величині зв’язку називають енергією дисоціації зв’язку. ЇЇ… Міцність хімічного зв’язку залежить від ступеня перекривання електронних хмар: чим більша область перекривання, тим…

Ковалентний зв'язок

Н + Н = Н2 ∆Н = -436 кДж/моль   Молекула водню складається з чотирьох мікрочастинок: двох ядер і двох електронів. Ядро вільного атома Гідрогену оточує…

Ковалентний неполярний та полярний зв'язок.

Іонний зв'язок

Механізм утворення іонного зв’язку розглядають на прикладі утворення молекули хлориду натрію. Атоми хлору і натрію з електронними конфігураціями… Na - e- = Na+ CI + e- = CI-

Металічний зв'язок

Характерні властивості металів пов’язані з їх внутрішньою будовою. У кристалах типових металів зв'язок між частинками визначається наявністю в… Електропровідність металів свідчить про те, що будь-яка частина електронів… Наприклад, літій кристалізується в кубічній об’ємноцентровій решітці. У ній кожний атом літію оточений вісьмома…

Водневий зв'язок

Водневий зв'язок, подібно до інших хімічних зв’язків, утворюється лише при безпосередньому контакті між молекулами. Механізм утворення водневого зв’язку значною мірою зводиться до… Важливу роль водневі зв’язки відіграють у структурі льоду та води. При плавленні льоду водневі в’язки частково…

Завдання для самостійної роботи.

2. Назвіть тип хімічного зв’язку, який утворений за рахунок спільної пари електронів. 3. Назвіть тип хімічного зв’язку, який утворений за рахунок спільної пари… 4. Назвіть тип хімічного зв’язку, який утворений за рахунок спільної пари електронів, розташованої на однаковій…

Самостійна робота № 2

Тема: Загальні відомості про неметали та їх сполуки. Колообіг неметалів.

Оксиген і Сульфур

Оксиген і Сульфур - елементи VI групи, головної підгрупи періодично1 системи.

 

О- Оксиген

S- Сульфур

Se - Селен

Te- Телур

Po- Полоній

У вказаному напрямку збільшується радіус атома, зростають металічні властивості, відновна здатність. Зменшується енергія іонізації, електронегативність, окисна здатність, стійкість водневих сполук Н₂Е.

 

Оксиген

Електронна будова

8О – 1s22s22p4 n = 2  

Фізичні властивості

 

Кисень - безбарвний газ, без запаху. Т_кип = -183° С, важчий за повітря, в 1л Н₂О розчиняється 0,042 г О₂ при 20° С.

Алотропія - це явище існування хімічного елемента у вигляді двох або кількох простих речовин, різних за властивостями і будовою. А найпростіші речовини називаються алотропними формами.

Алотропні модифікації кисню - диоксиген О₂ і триоксиген О₃ (озон)

ЗО₂ 2О₃.

Озон- нестійка сполука, легко розкладається, має сильну окислювальну дію, дуже отруйний.

У природі:

Оксиген - найпоширеніший елемент у земній корі (47 % за масою), в атмосфері 21 % за об'ємом.

 

Хімічні властивості

Застосування кисню

Використання О₂ базується на його окисних властивостях:

- для добування НNО₃, Н₂SО₄;

- випалювання руд (наприклад, сульфідних);

- в металургії при виробництві сталі - 60 % промислового О₂;

- горіння водню і ацетилену в кисні для зварювання і різки металів.

Застосування озону

- для озонування води;

- для знешкодження промислових стічних вод;

- для виготовлення мінеральних масел;

- для вибілювання тканин;

- як дезинфікуючий засіб у медицині;

- як окисник ракетного палива.

 

Сульфур

Електронна будова

16S – 1s22p63s23p4 n = 3   Основний стан атома

Фізичні властивості

Сірка– тверда кристалічна речовина жовтого кольору. ₈S – циклічні мономери, характерна алотропія (поліморфізм).

Алотропія сірки: ромбічна ↔ моноклінна ↔ аморфна.

 

У природі

Самородна сірка, сульфіди FeS₂ пірит, PbS - галеніт та інші;

Сульфати – CaSO₄ ∙ 2H₂O - гіпс, Na₂SO₄ ∙ 10H₂O - мірабіліт.

Хімічні властивості

Реакційна здатність зростає при нагріванні.

 

Взаємодія сірки
з металами	з неметалами	диспропорціювання
Fe + S = FeS (сульфід феруму) 2Cu + S = Cu2S (сульфід купруму) 2AI + 3S = AI2S3 (сульфід алюмінію) тощо (крім золота).	S + O2 = SO2↑ - горіння H2 + S = H2S↑ Безпосередньо взаємодіє з усіма неметалами (окрім йоду та азоту)	3S + 6KOH = K2SO3 + 2K2S + 3H2O

Застосування

- для виробництва сульфатної кислоти (сірка та природні сульфіди);

- для добування сульфітів Na₂SO₃ і Ca(НSO₃)₂;

- для легкої промисловості (сульфіди Na₂S, BaS для шкіряного виробництва);

- для виробництва барвників, гуми, чорного пороху, сірників, ліків.

 

Добування

1. Самородна сірка (метод Фраша)

2. Розкладання піриту (без доступу повітря)

FeS₂ = FeS + S

3. Неповне окиснення дигідрогенсульфіту

2H₂S + O₂ = 2S + 2H₂O

4. Відновлення

SO₄ + C = S + CO₂

Оксиди сульфуру

Оксид сульфуру (IV)

^{+ 4} SО₂ - оксид сульфуру (IV), сірчистий газ, сірчистий ангідрид. Безбарвний газ із різким запахом. Негорючий. Легко розчиняється у воді. Поряд з фізичним розчиненням відбувається хімічна взаємодія з водою.

SО₂ + Н₂О ↔ Н₂SО₃ - сульфітна кислота середньої сили.

(розчинні) гідрогенсульфіти← Солі → Суліфіти (нерозчинні, крім сульфітів лужних металів).

Дисоціація сульфатної кислоти

II ступінь дисоціації НSO3- ↔ Н+ + SO3-2 (сульфат – іон) Н2SO3 – двохосновна кислота, утворює два ряди солей: Середні – сульфіти: 2NaOH + SO2 = Na2SO3 + H2O (натрій сульфіт)

Добування

Із SО₂ (випалювання піриту) у контактному апараті, каталізатор V₂О₅ .

2SО₂ + О₂ 2SО₃ + Q

Застосування

- виробництво сульфатної кислоти;

- в лабораторії використовується як водовбирний засіб.

Сульфатна кислота

Фізичні властивості

- Безводна, 100 % -ва важка, безбарвна, оліїста речовина.

- Густина 98%-вої кислоти 1,84г/см³.

- Сильна кислота, нелетка, запаху не має.

- Водовідбираючий засіб, надзвичайно гігроскопічна.

- Їдка речовина, при розчиненні виділяється велика кількість теплоти.

Хімічні властивості

1. Дисоціація кислоти.

I ступінь Н₂SО₄ ↔Н ⁺ +НSО₄^- - гідрогенсульфат- іон.

II ступінь НSО₄^- ↔ Н ⁺ + SО₄^2- - сульфат-іон.

Гідрогенсульфати← Солі→ сульфати

Ca(HSO4)2 CaSO4 2. Взаємодія з основами. 2KOH + Н2SО4 = К2SО4 + 2Н2О - калій сульфат;

Застосування сульфатної кислоти

- Виробництво мінеральних добрив, волокон, пластмас, барвників, вибухових речовин.

- У металургії при добуванні міді, нікелю та інших металів.

- Як осушувач газів.

Застосування сульфатів

- СuSО₄∙ 5Н₂О - мідний купорос, використовується в сільському господарстві, у виробництві фарб.

- FeSO₄ ∙7Н₂О - залізний купорос, використовується в сільському господарстві для боротьби із шкідниками, як антисептичний засіб.

- СаSО₄ ∙ 2Н₂О - гіпс, у будівництві, медицині.

- Na₂SО₄ ∙ 10Н₂О - глауберова сіль, в медицині як проносний засіб.

- Nа₂SО₄ - сульфат натрію, у виробництві скла.

- К₂SО₄ - сульфат калію, як добриво.

- (NН₄)₂SО₄ - сульфат амонію, як добриво.

- ВаSО₄ - сульфат барію, у виробництві паперу, гуми, у медицині.

Виробництво сульфатів

Контактний спосіб

(залізний колчедан). 1-а стадіяпроцесу - добування діоксиду сульфуру випалюванням колчедану. 4FeS2 + 11О2 = 2Fe2О3 + 8SО2↑ ΔH = -13746 кДж

Нітроген і фосфор

V група, головна підгрупа

N – азот (нітроген )

P – фосфор

As – арсен

Sb – стибій

Bi – бісмут

 

Збільшується радіус атомів, зростають металічні та відновні властивості. Зменшується електронегативність, стійкість водневих сполук ( RH₃).

N – Нітроген (азот)

Електронна будова

₇N – 1s²2s²2p⁶ n =2

p

↑↓

s

 

Ступінь окиснення нітрогену може бути від -3 (коли атом відтягує 3 електрони від атома менш електронегативного елемента) до +5 ( коли 1, 2, 3, 4 або всі 5 валентних електронів відтягуються до атомів більш електронегативних елементів, ніж нітроген).

Фізичні властивості

Без кольору, запаху і смаку, погано розчинний у воді. Т_кип = -198 ^оС. Молекула N≡Nдуже стійка (міцний потрійний зв'язок) N₂.

 

:NN:

 

Поширення в природі

В повітрі – 78 %. NaNO₃ – чилійська селітра, натрій нітрат.

Добування

1. У промисловості – фракціонування рідкого повітря:

Т_кипО₂ = -183 ^оС; Т_кипN₂ = -198 ^oC

2. В лабораторії – розклад нітриту амонію

NH₄NO₂ = N₂ + 2H₂O – бурхливо, краще:

NH₄CI + NaNO₂ = N₂ + NaCI + 2H₂O

Хімічні властивості нітрогену

Відновник: висока температура (електрична дуга 3000 ^оС) N₂ + O₂ = 2NO – Q

Окисник: при кімнатній температурі – лише з літієм, з іншими металами при нагріванні:

6Li + N₂ = 2Li₃N нітрити.

3Ca + N₂ = Ca₃N₂

З воднем при високій температурі (500 ^оС) і тиску, у присутності каталізатора – Fe.

3H₂ + N₂ = 2NH₃ + Q.

Застосування

Використовується азот для добування амоніаку, для наповнення електроламп (інертне середовище).

 

 

Фосфор – Р

Електронна будова

15Р – 1s22s22p63s23p6 n = 3    

Фізичні властивості

Алотропічні модифікації фосфору

Структура простих речовин

 

 

 

 

 

білий фосфор, Р₄ червоний фосфор, (Р₄)_n

активний нестійкий неактивний, стійкий

 

Найменш активний найстійкіший

 

чорний фосфор Р₂

Білий фосфор – ρ = 1,8 г/см³, Т_пл = 44,1 ^оС, отруйний.

Червоний - ρ = 2 - 2,4 г/см³, Т_пл = 390 ^оС, атомні гратки, неотруйний.

Чорний - ρ = 2,7 г/см³, атомні гратки, неотруйний.

 

У природі

У вільному стані не існує, основні мінерали:

Ca₃(PO₄)₂ – фосфорити

Ca₅(PO₄)₃ ∙ x апатити

x = F^-, CI^-, OH^-

Добування

2Ca₃(PO₄)₂ + 10C + 6SiO₂ P₄ + 6 CaSiO₃ + 10CO (в електропечах)

Ca₃(PO₄)₂ + 5C + 3SiO₂ 2P + 3CaSiO₃ + 5CO

Хімічні властивості фосфору

Активність значно вище, ніж у N₂.

Відновник:

1. 5O₂ + 4P = 2 P₂O₅ надлишок О₂, 3О₂ + 4Р = 2Р₂О₃ надлишок Р.

2. 2P + 3CI₂ = 2PCI₃ – хлорангідрид фосфітної кислоти,

РСІ₃ + 3Н₂О = Н₃РО₃ + 2НСІ – (фосфітна кислота) три хлорид фосфору,

РСІ₃ + СІ₂ = РСІ₅ – пентахлорид фосфору,

РСІ₅ + 4Н₂О = Н₃РО₄ + 5HCI.

3. 3Р + 5НNO₃ + 2H₂O = 3H₃PO₄ + 5NO.

4. Р₄ +16Н₂О 4Н₃РО₄ + 10Н₂.

5. Окисник: 2Р + 3Mg = Mg₃P₂ фосфід магнію.

Застосування

Білий фосфор широко не застосовується. Його використовують для добування інших алотропних форм, фосфатних кислот, як бойову запальну речовину, для утворення димових завіс.

Червоний фосфор використовується для виробництва сірників, у металургії, для виготовлення фосфорорганічних препаратів.

Амоніак – NH₃

Молекула амоніаку являє собою диполь: спільні електронні пари зміщенні до атома нітрогену.

. . . .

NH₃ H : N: Н N

. . ↑

Н Н Н Н

 

 

Добування в лабораторії

Дія лугів на солі амонію:

а) (NH₄)₂SO₄ + 2NaOH = Na₂SO₄ + 2NH₃↑ + 2H₂O

NH₄⁺ + OH^- = NH₃ + H₂O

б) 2NH₄CI + Ca(OH)₂ = CaCI₂ + 2NH₃↑ + 2H₂O

NH₄⁺ + OH^- = NH₃ + H₂O

Фізичні властивості амоніаку

Безбарвний газ, з характерним запахом різким задушливим запахом, добре розчинний у воді внаслідок утворення між NH₃ і H₂O водневих зв’язків. Дуже уражає слизові оболонки очей і дихальних шляхів. В 1 л H₂O при 20 ^оС розчиняється 700 л NH₃, при температурі нижче за -33,4 ^оС переходить у рідкий стан.

Хімічні властивості амоніаку

Н Н ï Н N : + = N

Застосування

Використовують як добриво і для виробництва азотних добрив, нітратної кислоти, вибухових речовин, соди, як хладоагент у холодильниках. Застосовують у медицині (нашатирний спирт), у хімічних лабораторіях, побуті (для прання, виведення плям, чистки килимів, ювелірних виробів).

Солі амонію

NH4CI ↔ NH4+ + CI- Термічне розкладання солей: а) якщо кислота летка:

Добування солей амонію в лабораторії.

Взаємодія амоніаку з кислотами:

NH₃ + HCI → NH₄CI – амоній хлориду

NH₃ + HNO₃ → NH₄NO₃ – амоній нітрату

2NH₃ + H₂SO₄ → (NH₄)₂SO₄ –амоній сульфату

Промисловий синтез амоніаку

В промисловості амоніак синтезують з простих речовин азоту і водню.

N₂ + 3H₂ ↔ 2NH₃ ΔН = -92 кДж

^{4 моль 2 моль}

Оптимальні умови для економічно доцільного синтезу амоніаку:

1) невеликий тиск (30 МПа), який дає змогу змістити рівновагу у бік утворення амоніаку;

2) використання каталізатора (губчасте залізо з домішками А1₂О₃ і К₂О);

3) підвищення температури (до 450°-500°С)

Основні принципи сучасного виробництва амоніаку:

1) принцип теплообміну;

2) принцип циркуляції.

Оксиди Нітрогену і Фосфору

Біла речовина, дуже гігроскопічна. Типовий кислотний оксид. Утворюється при горінні фосфору у надлишку кисню 4Р + 5О2 = 2Р2О5.

Хімічні властивості

- з водою:

Р₂О₅ + Н₂О = 2НРО₃

^{холодна метафосфорна кислота}

Р₂О₅ + 3Н₂О = 2Н₃РО₄

^{гаряча ортофосфорна кислота}

- з лугами:

6NaOH + Р₂О₅ = 2Na₂PO₄ + 3H₂O

- з оксидами металів:

3BaO + Р₂О₅ = Ba₃(PO₄)₂

Нітратна і ортофосфатна кислота

  Безбарвна рідина, при -42°С переходить у кристалічний стан, з водою змішується… 1 об'єм НNО3 +3 об'єми НС1 - «царська водка».

Застосування

- як сильний окисник у самозаймистих ракетних паливах. Якісна реакція на NO3-: 2NaNO3 + 2H2SO4 + Cu = 2NO2↑ + CuSO4 + Na2SO4 + 2H2O

Застосування

- для виробництва добрив;

- для виробництва кормових добавок;

- як каталізатор;

- для освітлення цукру.

 

Нітрати і фосфати

Нітратидобре розчинні у воді, токсичні (отруйні), тверді кристалічні речовини. Утворюються внаслідок дії нітратної кислоти на метали, основні оксиди, амоніак і деякі солі.

8Na + 10HNO₃ = 8NaNO₃ + NH₄NO₃ + 3H₂O

Na₂O + 2HNO₃ = 2NaNO₃ + H₂O

NaOH + HNO₃ = NaNO₃ + H₂O

NH₃ + HNO₃ = NH₄NO₃

K₂CO₃ + 2HNO₃ = 2KNO₃ + CO₂ ↑ + H₂O

При нагріванні розкладаються.

 

Електрохімічний ряд напруг

До магнію Mg	Між Mg і Cu (включно)	Після Cu
2KNO3 = 2KNO2 + O2↑	2Pb(NO3)2 =2PbO+4NO2 + O2↑	2AgNO3 =2Ag +2NO2+ O2↑

 

Колообіг нітрогену у природі

Хімічні елементи, як і все у природі, перебувають у постійному русі. Процеси відбуваються у літосфері, гідросфері, атмосфері. Велику роль відіграє біосфера. Нітроген, як і інші елементи, перебуває у постійному русі.

 

Карбон і Силіцій

С- карбон неметали Si- силіцій Ge- германій - амфотерність

Хімічні властивості вуглецю

Відновні: 1. 2С + О2 = 2СО горіння, продукти: звичайно суміш СО + СО2, впливають to і … С + О2 = СО2 надлишок О2.

Хімічні властивості силіцію

Як відновник: 2F2 + Si = SiF4↑ (при кімнатній температурі) Si + O2 SiO2

Добування карбону (ІV) оксиду

В промисловості:

СаСО₃СаО + СО₂↑ (прожарювання вапняку).

В лабораторії:

СаСО₃ + 2НСІ = СаСІ₂ + Н₂О + СО₂↑

мармур

Карбонатна кислота і карбонати

  О – Н У вільному стані не існує, нестійка сполука. О = С Існує лише у водному розчині.

Твердість води

СО2 + Н2О ↔ Н2СО3 СаСО3 + Н2О + СО2 = Са(НСО3)2 MgСО3 + СО2 + Н2О = Mg(НСО3)2

Колообіг карбону у природі

Важлива роль у колообігу Карбону належить оксиду карбону (IV), що входить до складу атмосфери Землі. 3 повітря СО₂ поглинається рослинами та

планктоном Світового океану. Із рослин, що служать кормом для тварин, Карбон переходить у тваринні організми. Тварини виділяють Карбон у вигляді вуглекислого газу під час дихання. При відмиранні тварини і рослини гниють, перетворюються на СО₂. Частково перетворюються на горючі копалини кам’яне вугілля, нафту, природний газ. Використовуються як паливо. Утворюються вапняки, доломіти, карбонати.

Силікатна кислота і силікати

Слабкіші за карбонатну, нерозчинні, легко утворюють колоїдні розчини. Нестійкі при нагріванні: H2SiO3 = H2O + SiO2 Добування: Na2SiO3 + 2H2O + 2CO2 = 2NaHCO3 + H2SiO3↓

Генетичний зв'язок між класами неорганічних сполук

Електроліти
Сильні	Середні	Слабкі
› 30 % H2SO4, HCI, HNO3, луги, розчинні солі	(3-30 %) H3PO4, H2SO3, Mg(OH)2	‹ 3 % H2S, H2CO3, H2SiO3, NH4OH, органічні кислоти

 

 

Приклади хімічних рівнянь

2. Zn + 2HCI → ZnCI2 + H2↑ 3. 2Na + CI2 → 2NaCI 4. 4Li + O2 → 2Li2O

Гідроген

Гідроген – хімічний елемент І групи періодичної системи елементів Д.І.Менделєєва. Електронна конфігурація атома гідрогену в основному стані 1s¹. У твердому стані при

-259 ^оС проводить електричний струм, у розчинах утворює гідратований позитивний одно заряджений іон Н₃О⁺.

Поширення в природі

Гідроген – один з найпоширеніших елементів не тільки на нашій планеті, але і і Всесвіті. З кожних 100 атомів, які входять до складу земної кори, 17 є атомами гідрогену. В атмосфері Сонця вміст гідрогену складає 75-85%. У вільному стані на Землі він зустрічається досить рідко. В атмосферу гідроген потрапляє при розкладанні деяких органічних речовин у мікроорганізмами. Основна маса гідрогену в земній корі міститься у вигляді хімічних сполук – води, вуглеводнів, нафти і горючих газів. Гідроген входить до складу, з яких складаються рослинні та тваринні організми.

 

Ізотопи гідрогену

Гідроген має три ізотопи, тобто існує три види атомів, які мають однаковий заряд ядра (+1) і різну масу. Легкий ізотоп гідрогену ¹₁Н – протій містить в ядрі протон. Його вміст у природі серед інших ізотопів складає 99,98 %. Ізотоп ¹₂ D називають дейтерієм. До складу ядра важкого ізотопу дейтерію, крім протона, входить нейтрон. Частка дейтерію в природних ізотопах гідрогену складає 0,02%. Ізотоп ¹₁Т називають тритієм. До складу ядра тритію, окрім протона, входить два нейтрона. Він безперервно утворюється у верхніх шарах атмосфери при ядерних реакціях, під дією космічних променів. Радіоактивний ізотоп тритій має період напіврозкладу 12,4 року.

Одержання

У лабораторних умовах водень одержують різними шляхами:

1. Взаємодією металу (найчастіше цинку) з хлоридної кислотою чи розведеною сульфатною кислотою

Zn + H₂SO₄ = ZnSO₄ + H₂↑

2. Взаємодією амфотерних металів з водними розчинами лугів

2AI + 6NaOH + 6H₂O = 2Na₃[AI(OH)₆] + 3H₂↑

У промисловості водень одержують:

- як побічний продукт при виробництві хлору і гідроксидів лужних металів електролізом розчинів їх хлоридів;

- паровою конверсією метану чи легких вуглеводнів нафти над нікелем каталізатором при температурі 800 -850 ^оС.

СН₄ + Н₂О ↔ СО + 3Н₂

Фізичні властивості

За звичайних умов молекулярний водень – безбарвний газ, без запаху і смаку. З усіх відомих газів він найлегший: 1 14,32 рази легший за повітря.

Водень - газ, який важко скраплюється. Лише при температурі – 240 ^оС і під тиском водень перетворюється на безбарвну рідину. Гідроген добре розчиняється у багатьох металах: нікелі, платині, паладії та ін.

 

Хімічні властивості

За звичайних умов гідроген взаємодіє з активним неметалом – фтором і при освітленні – з хлором:

H₂ + F₂ = 2HF

H₂ + CI₂ 2HCI

Суміш водню з киснем при підпалюванні або опромінюванні ультрафіолетовими променями вибухає:

2Н₂ + О₂ = 2Н₂О

Наведена суміш називають гримучим газом.

При нагріванні водень відновлює оксиди багатьох металів:

PbO + H₂ = Pb + H₂O

MoO₃ + 3H₂ = Mo + 3H₂O

Пропускання гідрогену над нагрітими металами приводить до утворення гідридів. Найлегше ця реакція перебігає з лужними та лужноземельними металами:

2Na + H₂ = 2NaH

Ca + H₂ = CaH₂

Використання

Водень у великих кількостях використовують в хімічній промисловості для одержання амоніаку, хлориду гідрогену, метилового спирту та інших речовин. Реакцією гідрогенізації олій у харчовій промисловості одержують маргарин.

Як джерело водню використовують прості та комплексні гідриди. У зв’язку з цим, що при згоранні водню утворюється лише вода і атмосфера залишається чистою, водень вважають екологічно чистим паливом.

Воднево-кисневе полум’я має температуру близько 2800 ^оС. Його використовують для плавлення тугоплавких металів у автогенному зварюванні. Гідроген як відновник використовують у фармацевтичному і токсикологічному аналізі.

 

Галогени (F, Cl, Br, I).

Загальна характеристика

До групи VIIAгрупи періодичної системи відносяться Флуор F, Хлор Cl, Бром Br, Йод І та Астат At, який не має стабільних ізотопів. Елементи назвали галогенами, що з грецької перекладається як «ті, що народжують солі». Таку назву вони отримали за властивість безпосередньо сполучатися з металами, утворюючи солі: флуориди, хлориди, броміди та йодиди.

Усі галогени існують у вигляді двоатомних молекул Е₂ (нульовий ступінь окиснення), мають молекулярну кристалічну решітку, за звичайних умов фтор і хлор – це гази, йод легко переходить у газоподібний стан (сублімація йоду). У нижчому ступені окиснення галогени легко утворюють солі. У хімічних сполуках усі галогени (крім Флоуру) виявляють весь набір непарних позитивних ступенів окиснення, наприклад ClO₂, Cl₂O₆, але ці сполуки термодинамічно нестійкі та нехарактерні.

 

Флуор.

Електронна конфігурація атома Флоуру 1s²2s²2p⁵.

Фтор достатньо поширений у природі. Його вмісту в земній корі складає 2,8 ∙ 10^-2%. Найважливіші мінерали Флоуру: флююрит CaF_2, кріоліт Na₃AlF₆ та флуорапатит Ca₃(PO₄)₂ ∙ CaF₂.

Фтор – газ світло-жовтого кольору з різким специфічним запахом, кипить при t – 187,7 ^oC, плавиться при t – 220,6 ^oC. Молекула фтору складається з двох атомів, сполучених σ р-р зв’язком.

У реакціях фтор виступає дуже активним окисником, окислюючи навіть таку інертну сполуку, як вода:

2H₂O + 2F₂ = 4HF + O₂.

З воднем фтор взаємодіє з вибухом навіть на холоді з утворенням флуориду гідрогену:

H₂ + F₂ = 2HF.

Флуориди гідрогену у промисловості одержують за реакцією витіснення його з CaF₂ концентрованого H₂SO₄:

CaF₂ + H₂SO_4(к) = CaSO₄ + 2HF↑.

Флоурид гідрогену при температурі вище 19,5 ^оС – безбарвний задушливий газ, а нижче цієї температури – безбарвна рідина.

Усі флуориди, крім флуоридів натрію, калію, рубідію, цезію та амонію малорозчинні у воді. Слід відмітити, що AgF, на відміну від інших галогені дів аргентуму, у воді розчиняється добре.

Флуориди неметалів та вищі флуориди металів одержують реакцією фторування простих речовин:

 

2Au + 3F₂ = 2AuF_3,

2Bi + 5F₂ = 2BiF₅,

P₄ + 10F₂ = 4PF₅.

 

Хлор.

Другий типовий елемент VIIA групи – Хлор. Він має менші неметалічні властивості, ніж Флуор. Це пояснюється збільшенням його атомного радіуса, зменшенням енергії іонізації та відносної електронегативності.

У природі Хлору міститься вдвічі більше, ніж Флуору. Зустрічається він головним чином у вигляді хлоридів, оскільки для галогенів найбільш стійкий мінімальний ступінь окиснення. Найважливіші хлоровмісні мінерали: NaCl – кам’яна сіл, NaCl ∙ KCl – сильвініт, KCl ∙ MgCl₂ ∙ 6H₂O – карналіт. Велика кількість хлору міститься у морській воді.

Хлор – зеленувато-жовтий отруйний газ із різким задушливим запахом, у 2,5 раза важчий за повітря, скраплюється при 0 ^оС та під невеликим тиском (близько 400 кПа) у рідину жовтогарячого кольору.

У хімічному відношенні хлор дуже активний неметал. Він безпосередньо сполучається майже з усіма металами. Наприклад, нагрітий натрій згоряє в атмосфері хлору з утворенням хлориду:

2Na + Cl₂ = 2NaCl.

Якщо метал виявляє декілька ступенів окиснення, то він окиснюється хлором до максимального ступеня, наприклад:

2Fe + 3Cl₂ = 2FeCl₃.

Хлор взаємодіє також з багатьма неметалами. Так, водень горить у хлорі, утворюючи хлороводень:

H₂ + Cl₂ 2HCl.

Реакція перебігає бурхливо, але для її початку необхідно освітлювати реакційну суміш, що пов’язано з ланцюговим механізмом цієї реакції.

 

Хлоридна кислота.

NaCl + H2SO4(к) = NaHSO4 + HCl↑. При нагріванні реакція перебігає з утворенням 2 моль хлороводню та середньої… 2NaCl + H2SO4(к) = NaHSO4 + HCl↑.

Бром. Йод.

Бром та Йод у вигляді калієвих і натрієвих солей містяться у морській воді, у водах бурових свердловин нафтових родовищ, ропі соляних озер (Сакське… Бром – темно-червона рідина з різким подразнюючим запахом. Слово «бромос»… Йод – це чорно-сіра тверда речовина з металічним блиском. Він легко сублімується, утворюючи фіолетову пару, яка…

Завдання для самостійної роботи.

2. Яка маса озону утвориться з 64 г кисню? 3. До розчину, що містить 4,9 г сульфатної кислоти, долили розчин, що містить… 4. Обчислити масу 2 л оксиду сульфуру (ІV).

Самостійна робота № 3

Тема: Явище алотропії. Мінеральні добрива. Будівельні матеріали.

Деякі хімічні елементи утворюють кілька простих речовин. Це дістало назву явище алотропії.

Вуглець існує у вигляді декількох алотропних видозмін – це алмаз, графіт, карбін. Так званий аморфний вуглець сажа, деревне і кістяне вугілля) не є окремою алотропною модифікацією вуглецю, а складається з дрібнодисперсних кристалів графіту.

Алотропні модифікації карбону

- атомні кристалічні - атомні гексагональні - атомні гексагональні гратки; кристалічні гратки; кристалічні гратки; - ρ = 3,5 г/см3; - ρ = 2,1 – 2,5 г/см3; - ρ = 1,9 – 2,0 г/см3;

Фосфатні добрива

Ca₃(PO₄)₂ – молотий – «фосфористе борошно» - для кислих грунтів

Ca₃(PO₄)₂ + 2H₂SO₄ = Ca(H₂PO₄)₂ + 2CaSO₄ – простий суперфосфат

Ca₃(PO₄)₂ + 4H₃PO₄ = 3Ca(H₂PO₄)₂ – подвійний суперфосфат

Ca(OH)₂ + H₃PO₄ = CaHPO₄ ∙ 2H₂O – преципітат, для кислих грунтів

3NH₃ + 2H₃PO₄ = NH₄H₂PO₄ + (NH₄)₂HPO₄ – амофос

Комбіновані добрива

Якщо до амофосу додати калійну селітру, то утвориться амофосна – комбіноване добриво (містить нітроген, фосфор, калій) NH₄H₂PO₄ + (NH₄)₂HPO₄ + KNO₃

 

Будівельні матеріали

Na2CO3 + SiO2 = Na2SiO3 + CO2↑ CaCO3 + SiO2 = CaSiO3 + CO2↑ Види скла: а) віконне - Na2О ∙ СаО ∙ 6SiO2;

Завдання для самостійної роботи

2. Макро - та мікродобрива. 3. Класифікація добрив. 4. Простий суперфосфат, подвійний суперфосфат.

Самостійна робота № 4

Тема: Корозія металів. Лужні та лужноземельні елементи. Біологічна роль елементів.

Корозія металів

Корозія– це самоплинний необоротний окиснювально-відновний процес, який відбувається на межі розподілу фаз і супроводжується виділенням енергії.… Зміна поверхні металу внаслідок корозійних процесів залежить від властивостей… 1. Суцільна, коли корозією пошкоджена приблизно в однаковій мірі вся поверхня металу.

Захист від корозії

Методи захисту від корозії досить різноманітні. Найважливіші з них: захист поверхні металу покриттям, створення сплавів з антикорозійними властивостями, електрохімічні методи, зміна складу середовища.

Захисні покриття поділяють на дві групи – металічні та неметалічні. Неметалічні покриття бувають органічними (лаки, фарби, пластмаси, гума) і неорганічними (цемент, оксид, силікат, фосфат). Металічні покриття можуть бути анодними та катодними. Якщо потенціал покриття більш негативний, ніж металу, який захищають, його називають анодним. Якщо потенціал покриття більш позитивний – катодним.

Одним із способів зниження швидкості корозії заліза є легування його хромом, нікелем, кобальтом та іншими металами. Ці домішки підвищують схильність сплавів до пасивації, зменшуючи таким чином швидкість їх розчинення.

 

Лужні метали

До І групи періодичної системи належать s- елементи: літій Li, натрій Na, калій K, рубідій Rb, цезій Cs, францій Fr, які називають лужними металами.

 

Поширення у природі

У вільному стані лужні метали не зустрічаються. Значна кількість солей натрію калію розчинна у морській воді. Існує багато мінералів, які містять натрій і калій у вигляді солей: хлоридів, сульфатів, нітратів. Літій знаходиться в основному у вигляді алюмосилікатів і алюмофосфатів. Рубідій і цезій є супутниками калієвих мінералів. Вміст у земній корі Rb – 1,5 ∙ 10^-2 %, Сs – 3,7 ∙ 10^-4 %.

 

Одержання

Літій і натрій одержують електролізом розплавів або легкоплавких сумішей типу СаСІ₂ + NaCI. Калій, рубідій і цезій важко отримати електролізом, оскільки вони мають низькі температури плавлення і легко випаровуються. Ці метали одержують обробкою розплавленням хлоридів парою натрію:

KCI + Na = K + NaCI

Очищають лужні метали методом перегонки.

 

Фізичні та хімічні властивості

2Na + 2H2O = 2NaOH + H2 В атмосфері кисню лужні метали згорають. При цьому літій утворює оксид, натрій… 2Na + O2 = Na2O

Сполуки лужних металів

Оксиди натрію, калію, рубідію та цезію можна одержати при недостачі кисню або взаємодією металів з пероксидами:

4Na + O₂ = 2Na₂O

2K + K₂O₂ = 2K₂O

Оксиди літію і натрію безбарвні, оксиди калію та рубідію – жовті, оксиди – оранжевий. Ці оксиди інтенсивно взаємодіють з водою з утворенням відповідних гідроксидів:

Na₂O + H₂O = 2NaOH

K₂O + H₂O = 2KOH

Гідроксиди лужних металів – безбарвні, легкоплавкі, дуже гігроскопічні кристалічні речовини, розчинні у воді та спиртах. У водних розчинах дисоціюють майже повністю, тому належать до найбільш сильних основ (лугів):

NaOH → Na⁺ + OH^-

 

Використання лужних металів та їх сполук

Серед лужних металів найбільше використовують натрій. Його застосовують для одержання пероксиду натрію, в органічних синтезах, у металотермії для витиснення таких металів, як титан, тантал і цирконій із їх хлоридів, як теплоносій у ядерних реакторах, як осушувач деяких органічних розчинників (бензол).

Із калію одержують КО₂, який застосовують як джерело кисню для дихання в атомних системах (підводні човни, космічні кораблі).

Рубідій і цезій використовують для виготовлення фотоелементів

Лужноземельні метали

Елементи підгрупи кальцію – кальцій, стронцій, барій – схожі між собою. На зовнішньому енергетичному рівні усі вони містять два електрони. Відносна електронегативність і стандартні електродні потенціали цих елементів практично однакові. Від кальція до барія незначно зростає хімічна активність. Як і лужні метали, лужноземельні утворюють солеподібні гідриди, їх гідроксиди є сильними основами.

 

Фізичні та хімічні властивості

Кальцій, стронцій та барій – білі блискучі метали, які окиснюються на повітрі. Усі вони активніші за берилій і магній, з води і розчинів кислот не окисників витискують водень.

Ca + 2H₂O = Ca(OH)₂ + H₂

Ba + 2HCI = BaCI₂ + H₂

Метали підгрупи кальцію за звичайних умов взаємодіють з киснем і галогенами:

2Са + О₂ = 2CaO

2Sr + CI₂ = 2SrCI₂

З менш активними неметалами (азот, халькогени, водень) вони реагують при незначному нагріванні:

3Ca + N₂ = Ca₃N₂

Ba + S = BaS

Ca + H₂ = CaH₂

 

Сполуки лужноземельних металів

Оксид кальцію СаО ( негашене вапно) одержують випалюванням вапняку: СаСО3 = СаО + СО2 Оксид кальцію – біла тугоплавка речовина, яка має всі властивості основних оксидів і енергійно реагує з водою:

Біологічна роль лужних та лужноземельних металів

Іони К+ і Na+ є одним з основних компонентів рідких середовищ організму. Розподіл концентрації катіонів К+ і Na+ у живих клітинах організму… Магній має спазмолітині та судинорозширювальні властивості, тонізує м’язові… Схожий за властивостями з кальцієм стронцій також приймає участь в обміні, і відкладається у кістковій тканині замість…

Завдання для самостійної роботи

2. Назвіть самородні метали. 3. Назвіть типи хімічного зв’язку у металах. 4. Дайте характеристику лужних металів.

Самостійна робота № 5

Тема: Алюміній, його сполуки, застосування. Ферум, як представник металічних елементів побічних груп, його сполуки.

Алюміній

Алюміній – один з найпоширеніших елементів. Він займає перше місце серед металів і третє місце після оксисену і силіцію. У зв’язку з високою…

Фізичні та хімічні властивості алюмінію

На повітрі алюміній вкривається дуже міцною тонкою плівкою АІ2О3 (приблизно 10-6 см). Це пояснює його стійкість за звичайних умов до дії кисень, води і… 4АІ + 3О2 = 2АІ2О3

Найважливіші сполуки алюмінію

4АІ + 3О2 = 2АІ2О3 Внаслідок амфотерності оксид алюмінію розчиняється у кислотах і розчинах… АІ2О3 + 6НСІ + 9Н2О = 2[АІ(ОН2)6] СІ3

Застосування

Металічний алюміній широко використовують у сучасній техніці. Він входить до складу легких сплавів: даралюміну (сплав алюмінію, міді, мангану і магнію), силуміну (сплаву алюмінію і силіцію) та деяких інших. Легкість, пластичність і стійкість до корозії забезпечили алюмінію та його сплавам використання в авіаційній, автомобільній і космічній промисловості. В електротехніці алюміній замінив мідь як матеріал для виготовлення дроту. Гідроксид алюмінію застосовують зовнішньо у вигляді присипок, паст, мазей як адсорбуючий і обволікаючий засіб у дерматології.

Ферум

Ферум – другий за розповсюдженням метал, який поступається лише алюмінію, і четвертий за наявністю у земній корі елемент. Інколи зустрічається у вільному стані ферум метеоритного походження. Основні залізні руди: магнітний залізняк (магнетит) F₃O₄, червоний залізняк (гематит) F₂O₃ та бурий залізняк (лімоніт) FeO(OH).

Ферум одержують з руд шляхом карботермічного відновлення оксидів феруму. Якщо ферум в рудах знаходиться у вигляді сульфідів чи арсенідів, такі руди попередньо зазнають окислювального випалювання.

Зараз головним чином залізо одержують у доменних печах. Хімізм процесів, які при цьому відбуваються представлено наступними послідовними реакціями:

3Fe₂O₃ + CO = 2Fe₃O₄ + CO₂

Fe₃O₄ + CO = 3FeO + CO₂

FeO + CO = Fe + CO₂

У ході відновлення залізо насичують вуглецем (3-4%), внаслідок чого утворюється чавун.

Фізичні та хімічні властивості заліза

При нагріванні у концентрованій сульфатній кислоті залізо розчиняється і утворює сполуки зі ступенем окиснення +3: 2Fe + 6H2SO4 (k) = Fe2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O Розведена нітратна кислота окислює залізо до +2:

Найважливіші сполуки феруму

Сполуки феруму (ІІ) одержують дією на метал кислот не окисників або розбавлених розчинів кислот окисників, наприклад: Fe + H2SO4 (р) = FeSO4 + H2 Найбільш важливими сполуками феруму(ІІ) є його солі. При випарюванні з водних розчинів зазвичай утворюються…

Застосування

Ферум має велике біологічне значення. Загальна його масова частка в організмі людини складає 1∙ 10^-5 %, це близько 4-5 г, в тому числі 60-73 % у складі гемоглобіну, а також у дихальних ферментах цитохромах. При втраті крові, вагітності, пологах потреба у залізі перевищує кількість, яку людина отримує з їжею. Нестача феруму в організмі може привести до ферумдефіцитної анемії ( недокрів’я ) – стану, який характеризується зменшенням кількості еритроцитів та гемоглобіну крові.

Препарати феруму широко використовують в медичній практиці як протианемічні засоби. Основою таких препаратів як фероплекс, феромед в комплексі з фолієвою та аскорбіновою кислотою, вітаміни та вуглеводи, які сприяють його засвоєнню.

 

Завдання для самостійної роботи

2. Дайте характеристику алюмінію? 3. Назвіть формулу речовини, яка утворюється при взаємодії заліза з розведеною… 4. Складіть реакцію, у результаті якої можна одержати ферум (ІІІ) гідроксид.