S – Элементы и их соединения

Автор работы: Пользователь скрыл имя, 07 Сентября 2013 в 21:45, реферат

Описание работы

Водород занимает двойственное положение в периодической системе элементов, его принято размещать и в I и в VII группах (в главных подгруппах). Это обусловлено тем, что он имеет черты сходства и со щелочными металлами и с галогенами. Как и атомы щелочных металлов атом водорода может отдавать 1 электрон (окисляться) и превращаться в положительно заряженный ион Н+. С другой стороны, как и атомы галогенов, атом водорода может присоединять 1 электрон (восстанавливаться), завершая при этом свою электронную оболочку (1s1), и превращаться в отрицательно заряженный гидрид-ион Н-.

Файлы: 1 файл

Selementy.doc

— 226.00 Кб (Скачать файл)

 s – Элементы и их соединения.

 

Водород и его соединения.

 

Водород – элемент  с порядковым номером 1, его относительная  атомная масса 1,008. Электронная формула  атома водорода 1s1. Его открыл в 1766 г Г. Кавендиш (Англия) при взаимодействии цинка, олова и железа с серной и хлороводородной кислотой. Автор открытия показал, что водород (горючий газ) нерастворим в воде и щелочах. Выделение водорода наблюдали Р.Бойль (1665г) и М. В. Ломоносов (1745г).

Водород занимает двойственное положение в периодической системе элементов, его принято размещать и в I и в VII группах (в главных подгруппах). Это обусловлено тем, что он имеет черты сходства и со щелочными металлами и с галогенами. Как и атомы щелочных металлов атом водорода может отдавать 1 электрон (окисляться) и превращаться в положительно заряженный ион Н+. С другой стороны, как и атомы галогенов, атом водорода может присоединять 1 электрон (восстанавливаться), завершая при этом свою электронную оболочку (1s1), и превращаться в отрицательно заряженный гидрид-ион Н-.

В соединениях водород обычно имеет  степень окисления + 1 и реже – 1.

Водород – наиболее распространенный элемент в космосе (63,0 %). На Земле  водород встречается главным  образом в химически связанном  виде (вода, живые организмы, нефть, уголь, минералы). Следы свободного водорода обнаружены в верхних слоях атмосферы.

 

 Реакции водорода  с неорганическими и органическими  веществами.

 

Связь в молекуле водорода очень прочная, поэтому химически  водород мало активен. Его реакционная  способность значительно повышается в присутствии таких катализаторов, как платина и никель.

В химических реакциях водород  может быть как восстановителем (что для него более характерно), так и окислителем.

1. Реакции  с простыми веществами.

Водород взаимодействует как восстановитель:

- с кислородом при поджигании  или внесении в водородно-кислородную  смесь Pt – катализатора:

                                         2H2  +  O2 ®  2H2O                                                       (17.1)

Смесь 2 объемов Н2 и 1 объема О2 при поджигании взрывается (так называемый ”гремучий газ” );

    • с хлором при поджигании или при облучении смеси газов УФ-светом:

                                        H2  +  Cl2  ®  2HCl                                                        (17.2)

    • с фтором при обычных условиях:

                                        H2  +  F2  ®  2HF                                                           (17.3)

    • с серой при нагревании (реакция обратима):

                                                     150-3000

                                        H2  +  S ---------® H2                                                     (17.4)

    • с азотом при повышенном давлении и нагревании в присутствии катализаторов (реакция обратима):

                                     P,t,kt

                                       3H2  +  N2  ------®  2NH3                                               (17.5)

Как окислитель водород  взаимодействует только с активными (щелочными и щелочноземельными) металлами. В результате образуются гидриды металлов, представляющие собой солеобразные ионные соединения, которые содержат гидрид-ионы Н-:

                                       2Na  +  H2  ®  2NaH                                                       (17.6)

                                       Ca  +  H2  ®  CaH2            

Гидриды металлов – нестойкие  кристалличесткие вещества белого цвета. Они являются сильными восстановителями, т.к. степень окисления – 1 малохарактерна для водорода. Так, при действии воды гидриды разлагаются, восстанавливая при этом воду до водорода, например:

                                     CaH2  +  2H2O  ®  2H2  +  Ca(OH)2       

2. Реакции  со сложными веществами.

    • При  высокой температуре водород может восстанавливать большинство оксидов металлов. Например:

                                                         t

                                   CuO  +  H2  ®  Cu  +  H2O                                                 (17.7)

    • При взаимодействии водорода с оксидом углерода (II) можно получить метиловый спирт СН3ОН:

                                 P,t,kt

                                  2H2  +  CO  -----® CH3OH                                                 (17.8)

    • Водород способен присоединяться ко многим органическим молекулам. Такие реакции называются реакциями гидрирования (или гидрогенизации):

                                                               Ni

                                  CH2=CH2  +  H2   ®  CH3–CH3                                           (17.9)

                                    этилен                          этан

                                                               Ni

                                 CH3COH  +  H2    ®  CH3–CH2–OH                                  (17.10)

                               ацетальдегид                     этанол

 

 

 Пероксид водорода. Получение и свойства.

 

Присоединяя два электрона, молекула О2 превращается в пероксид-ион О22-, в котором атомы связаны одной двухэлектронной связью:

                                      …                          ..           ..

                                 :О----О:  +  2 е ®  [:O –––– O: ]2–           

                                      …                          ..           ..

Наиболее удобным и  современным способом получения  Н2О2 является электролитический способ. В качестве исходных веществ используют надсерную кислоту Н2S2O8 или гидросульфат аммония:

                               H2SO4  +  H2O  «  H3O+  +  HSO4       

                               На катоде: 2H3O+  +  2 e ®  H2  +  2H2O

                              На аноде:  2HSO4  - 2 e  ®  H2S2O3    

                               2H2SO4  +  2H2O  ®  H2S2O8  +  2H3O+  +  2e

                               H2S2O8  +  2H2O  ®  2H2SO4  +  H2O2                                 (17.11)

При нагревании и в  присутствии воды надсерная кислота разлагается с образованием серной кислоты и пероксида водорода.

В лабораторных условиях Н2О2 можно получить из пероксида бария ВаО2 действием разбавленной серной кислоты:

                              BaO2  +  H2SO4  ®  BaSO4¯ +  H2O2                                    (17.12)

Для H2O2  характерна угловая форма молекулы, содержащая – связи между атомами кислорода и водорода:

 

При стоянии Н2О2 медленно разлагается на воду и кислород (реакция диспропорционирования):

                               H2O2  +  H2O2  ®  2H2O  +  O2                   

Свет, нагревание, присутствие  щелочей, соприкосновение с окислителями или восстановителями ускоряет процесс  разложения пероксида водорода. Особенно активными катализаторами разложения пероксида водорода являются соли некоторых тяжелых металлов (Cu, Mn и др.).

В растворах пероксид водорода –  слабая кислота (К(Н2О2) = 2,24 × 10-12).

Наиболее характерны для пероксида  водорода окислительно-восстановительные  свойства. Окислительные свойства выражены сильнее, чем восстановительные:

                H2O2  +  2H3O+  + 2е ®  4 H2O                  E0298 = 1,77B;

                O2  +  2H3O+  + 2e  ®  H2O2  +  2H2O        E0298 = 0,68B

В качестве примеров реакций, в которых пероксид водорода служит окислителем, можно привести окисление нитрита калия

                               KNO2  +  H2O2  ®  KNO3  +  H2O                                      

и выделение иода из иодида калия:

                              2 KI  +  H2O2  ®  I2  +  2 KOH                                            

Примером восстановительной  способности пероксида водорода является реакция взаимодействия Н2О2 с оксидом серебра (I),

                              Ag2O+H2O® 2Ag+H2O+O2                                                 

а также с раствором перманганата калия в кислой среде                                                                                     

                2KMnO4+5H2O2+3H2SO4® MnSO4+5O2+K2SO4+8H2O                

С некоторыми основаниями  пероксид водорода реагирует непосредственно, образуя соли. Так, при действии пероксида водорода на водный раствор гидроксида бария выпадает осадок бариевой соли пероксида водорода                             

                               Ba(OH)2+H2O2®BaO2¯+2H2O                                          

Соли пероксида водорода называются пероксидами или перекисями.

 

 Элементы I А – группы (щелочные металлы).

 

К элементам главной подгруппы  I группы относятся: литий Li, натрий Na, калий К, рубидий Rb, цезий Cs, франций Fr. Эти металлы называются щелочными, так как они и их оксиды при взаимодействии с водой образуют щелочи.

Литий открыл И. Арфведсон (Швеция) в 1817г. Металл получил название от греческого слова «литос», что  означает камень. В металлическом  состоянии впервые получен литий Г. Дэви (Англия) в 1818г.  Данный ученый открыл натрий и калий в 1807г и выделил их путем электролиза расплавов гидроксидов. Название натрий происходит от греческого слова «нитрон» (среда), калий – от слова «ал – кальюн», которым называли арабы вещество после сжигания растений. Рубидий (1881г) и цезий (1880г) обнаружили и открыли Р. Бунзен и Г. Кирхгоф (Германия) спектроскопическим методом из сухого остатка минеральных вод. Название рубидий получено по окрашиванию им пламени горелки в пурпурно-красный (rubidus) цвет, а цезий – по синему цвету наиболее характерных линий спектра.

Щелочные металлы в  свободном состоянии в природе  не встречаются, так как они химически  очень активны. Они находятся  в природе только в виде соединений. Ионы щелочных металлов входят в состав многих растворимых минералов:

NaCl – каменная (поваренная) соль; Na3[AlF6] - криолит;

              NaCl × KCl – сильвинит; KCl × MgCl2 × 6 H2O – карналит;

Na2SO4 × 10 H2O – мирабилит (глауберова соль);

KCI.MgSO4.3H2O – каинит; K2SO4.MgSO4.6H2O – шенит;

NaNO3 и KNO - натриевая (чилийская) и калиевая (индийская) селитры;

2 Al2O3 × 9 SiO2 × 3 Cs2O × H2O – поллуцит; LiAl[SiO3]I2 – сподумен.

LiAIPO4F – амблигонит;

 

Общая характеристика металлов и их свойства

 

     Щелочные  металлы относятся к S1 – элементам. На внешнем электронном слое у их атомов один s – электрон (n S1), а на предпоследнем – по восемь электронов, за исключением лития (два электрона). Например электронная структура атома и иона натрия для 2p - и 3s – орбиталей следующая:

 

Следовательно, в химических реакциях наибольшую роль играет один электрон последнего электронного уровня, который называют валентным электроном.

     Щелочные  металлы обладают электроположительными  свойствами и находятся вначале  электрохимического ряда напряжений. Сверху вниз в подгруппе этих элементов увеличиваются радиусы атомов, а следовательно способность отдавать электроны с внешнего слоя. Поэтому восстановительная способность от лития к францию тоже увеличивается при уменьшении энергии ионизации.

Из всех щелочных металлов литий имеет наименьший радиус иона, а следовательно, наибольший ионизационный потенциал. Поэтому он химически менее активен, чем остальные S1 – элементы. Литий занимает особое положение среди щелочных металлов, являясь переходным по химическим свойствам к S2 – элементам. Подтверждением этого является трудная растворимость в воде карбоната, фосфата лития, а также способность образовывать двойные и типично комплексные соединения. Наибольшее сходство соединений лития с соединениями магния из-за близости ионных радиусов: r(Li+) = 0,078 нм; r(Mg2+) = 0,074 нм.

Большинство солей щелочных металлов растворимы в воде и имеют высокую  электропроводность. В изменении  в растворимости при переходе от лития к цезию имеется определенная закономерность. Для солей слабых кислот растворимость солей уменьшается от лития к цезию, а в случае сильной хлорной кислоты наоборот. Растворимость других солей в воде меняется в ряду Li+ - Na+ - K+ - Rb+ - Cs+ таким образом, что максимум или минимум ее приходится на ион калия.

     В настоящее  время щелочные металлы получают:

     1. Электролизом расплавов  гидроксидов:

Информация о работе S – Элементы и их соединения