рефераты конспекты курсовые дипломные лекции шпоры

Реферат Курсовая Конспект

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

З предмету: Хімія І семестр 1. Основні типи хімічного зв’язку - раздел Химия, Міністерст...

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. Ткип = -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 3.

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, Н24;

- 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)

+ 42 - 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.

2 + Н2О ↔ Н23 - сульфітна кислота середньої сили.

(розчинні) гідрогенсульфітиСоліСуліфіти (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 Н24 ↔Н + +НSО4- - гідрогенсульфат- іон.

II ступінь НSО4- ↔ Н + + SО42- - 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.

- Na24 ∙ 10Н2О - глауберова сіль, в медицині як проносний засіб.

- Nа24 - сульфат натрію, у виробництві скла.

- К24 - сульфат калію, як добриво.

- (NН4)24 - 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. Ткип = -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:

ТкипО2 = -183 оС; ТкипN2 = -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, Тпл = 44,1 оС, отруйний.

Червоний - ρ = 2 - 2,4 г/см3, Тпл = 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 3РО4 + 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:

2 + 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 CaF2, 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 + H2SO4(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 = 2AuF3,

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.

– Конец работы –

Используемые теги: предмету, ХІМІЯ, семестр, Основні, типи, хімічного, язку0.134

Если Вам нужно дополнительный материал на эту тему, или Вы не нашли то, что искали, рекомендуем воспользоваться поиском по нашей базе работ: З предмету: Хімія І семестр 1. Основні типи хімічного зв’язку

Что будем делать с полученным материалом:

Если этот материал оказался полезным для Вас, Вы можете сохранить его на свою страничку в социальных сетях:

Еще рефераты, курсовые, дипломные работы на эту тему:

З предмету: Хімія ІІ семестр 2. Природні джерела вуглеводнів. Основні види топлива, та їх значення в енергетиці, охорона довкілля
МІНІСТЕРСТВО ОСВІТИ І НАУКИ МОЛОДІ ТА СПОРТУ УКРАЇНИ... ОДЕСЬКИЙ ТЕХНІЧНИЙ КОЛЕДЖ... ОДЕСЬКОЇ НАЦІОНАЛЬНОЇ АКАДЕМІЇ ХАРЧОВИХ ТЕХНОЛОГІЙ...

Методологія сучасного управління в контексті суспільного розвитку.Управління як предмет філософського аналізу. Основні типи управління та рівні його дії
Кафедра філософії і психології... Діденко Н Г Коноваленко Н В...

Цифровая схемотехника 4-й и 5-й семестры обучения. Организация ЭВМ и систем 5 семестр обучения 3. Микропроцессорные системы 6-й семестр обучения
Отладочный модуль используется для выполнения лабораторных работ по курсам... Цифровая схемотехника й и й семестры обучения... Организация ЭВМ и систем семестр обучения...

ПРЕДМЕТ, ОБ’ЄКТ І ЗАВДАННЯ ЕКОНОМІЧНОГО АНАЛІЗУ. Предмет економічного аналізу та його роль в умовах ринкової економіки. Основні поняття, об’єкт і завдання економічного аналізу
ПРЕДМЕТ ОБ ЄКТ І ЗАВДАННЯ ЕКОНОМІЧНОГО АНАЛІЗУ... Предмет економічного аналізу та його роль в умовах ринкової економіки... Основні поняття об єкт і завдання економічного аналізу...

Соціологія міста: історія розвитку, предмет, основні категорії
ПЛАН... Соціологія міста історія розвитку предмет основні категорії... Урбанізація і системи розселення...

Тема 1. Предмет и метод экономической теории. 1.1. Предмет экономической теории
Предмет экономической теории е структура и функции... Лекция... Современная экономическая наука одно из величайших интеллектуальных достижений человечества Только благодаря...

Підсумкове контрольне завдання з курсу Фізична географія материків і океанів Перерахуйте основні типи берегів Австралії, вказавши їх приблизне місцезнаходження
Кафедра фізичної географії та картографії... Підсумкове контрольне завдання з курсу Фізична географія материків і... Дата група студент...

Предмет геологии, её цели и задачи составные части геологии и предмет их изучения
Геология это наука о строении Земли ее происхождении и развитии основанная на изучении горных пород и земной коры в целом всеми доступными... Основным объектом изучения геологии является литосфера литос камень... Предметом геологии является пространственно временные модели развития геологических процессов...

Предмет и метод статистики Предмет статистики 2. Основные понятия статистики
План... Предмет статистики... Основные понятия статистики Статистическая методология и организация статистики в РФ...

0.051
Хотите получать на электронную почту самые свежие новости?
Education Insider Sample
Подпишитесь на Нашу рассылку
Наша политика приватности обеспечивает 100% безопасность и анонимность Ваших E-Mail
Реклама
Соответствующий теме материал
  • Похожее
  • По категориям
  • По работам