Билет 11

1. Энергетические параметры молекул. Понятие об энергии образования молекул. Энергетические состояния: вращательные, электронные и колебательные спектры молекул.

2. S – элементы. Типы химических связей. Образование катионных форм. Химия водных растворов. Оксиды, гидрооксиды, соли. Общая характеристика. Особенности химии s-элементов второго периода.

Щелочные металлы (первая подгруппа периодической таблицы). Для этих металлов характерны низкие T_пл, маленькая плотность. Эти металлы мягкие, имеют низкий потенциал ионизации, который уменьшается с ростом порядкового номера элемента в группе.

Химические свойства: сильные восстановители, степень окисления обычно +1, восстановительная способность возрастает в ряду:

Li – Na – K – Rb - Cs

Рассмотрим основные химические свойства, которые можно представить посредством реакций:

1) 2Na + 2H₂O = 2NaOH + H₂

2) 2Na + 2HCl = 2NaCl + H₂

3) 4Li + O₂ = 2Li₂O; 2Na + O₂ = Na₂O₂; K + O₂ = KO₂

4) c другими неметаллами, образуя соли, с водородом – гидрид

5) качественные реакции окрашивания пламени: Li – красный, Na – желтый, K, Cs, Rb – фиолетовый.

Получают щелочные металлы электролизом расплавов их солей или щелочей.

Щелочно-земельные металлы. В сравнении со щелочными металлами обладают более высокими температурами плавления, потенциалом ионизации, плотностью.

Химические свойтсва: являются восстановителями, но не такими сильными, как элементы первой группы. Наиболее характерная степень окисления +2.

1) Be Mg покрыты оксидной пленкой, поэтому они практически не взаимодействуют с водой

S- элементы – это элементы главных подгрупп 1-й и 2-й группы периодической системы. У этих элементов валентными являются электроны внешнего слоя. Число внешних электоронов равно номер группы. Орбитальные радиусы в периоде уменьшаются, а энергия ионизации возрастает. В подгруппах с возрастанием атомного номера размеры атома увеличиваются ( увеличение числа Эл слоёв) а энергии ионизации уменьшаются. Характер изменения сродства к электрону противопложен. Электроотрицательность в периодах увеличивается, а в подгруппах сверху вниз уменьшается. Таковы общие тенденции в изменении этих констант. S- элементы могут проявлять валентности 1 и 2 соответственно номеру группы.

К s- элементам 2-й группы относятся типические элементы – бериллий, магний и элементы подруппы кальция – кальций, стронций, барий и радий. Металлы твёрже по сравнению с элементами 1-й группы. Плотность тоже больше. Вследствие различной кристаллической структуры температуры плавления и кипения меняются несистематически. Характеризуются невысокими значениями энергии ионизации и сродства к электрону так как имеют заполненную s орбиталь (устойчивая конфигурация). Бериллий: очень редкий элемент, хрупкий, диамагнетик. Образует очень токсичные содинения. Типичный амфотерный элемент. В обычных условиях реагирует с большинством неметаллов, растворяется в кислотах неокислителях, окислителях, щелочах.

Магний: Мягкий и легкий металл. Покрыт пленкой оксида. Легко горит на воздухе. Кальций: Активный металл. Расплывается на воздухе. Энергично взимодействует с активными неметаллами.

Стронций и барий более реакционноспособны чем кальций.

Радий – радиоактивен.

Гидриды: Ионные соединения ( За искл бериллия и магния – ковалентные), гидролизуются.

Оксиды : Обладают основными свойствами ( за искл бериллия – амфотерного оксида)Легко реагируют с водой ( за искл бериллия). Оксид магния реагирует с водой медленно.

Пероксиды: При сгорании на воздухе только барий образует пероксид. Остальные – оксиды.

Гидроксиды : Обладают менее выраженными основными свойствами чем гидросикды щелочных Ме.

Элементы проявляют степень оксиления +2. s- элементами первой группы являются щелочные металлы - Литий, натрий, и элементы подгруппы калия – калий, рубидий, цезий и франций. Они имеют одинаковую кристаллическую структуру, легкие, мягкие. Вследствие слабых металлических связей имеют низкие температуры плавления и кипения. Активные восстановители, высокореакционноспособны. Атомы этих элементов имеют один валентный электрон. У них наиболее низкие первые энергии ионизации, размеры атомов и ионов – т.о. наиболее сильно выражены металлические признаки. Проявляют степень окисления только +1 так как вторая энергия ионизации очень сильно отличается от первой.

Литий: Самый легкий из металлов. Имеет свои минералы. Особые свойства лития по сравнению с другими Ме 1-а группы обусловлены высокой Еионизации и выскокой поляризующей способностью катиона. При обычных условиях с кислородом образует оксид, с азотом нитрд. Медленно реагирует с водой.

Натрий: Имеет ряд распространенных минералов. Жизненно важный элемент. Бурно реагирует с водой. При сгорании на воздухе образует пероксид.

Калий: 2 изотопа. 40К- радиоактивен.

Соединения Ме: Гидриды МеН. Ионные соединения, солеобразны. Шидролизуются. Сильные восстановители.

2Na + H2 = NaH

NaH +H2O = NaOH + H2

Оксиды: Ме2О проявляют основные свойства.

Li+O2=Li2O

Na2O2 +2Na = 2Na2O

NaOH + Na = Na2O + H2

Пероксиды: Me2O2: сильные оксилители. Реагируют с кислотами образуя H2O2,

2Na+O2=Na2O2

2KO2=K2O2 +O2

Na2O2+2HCl = 2NaCl +H2O2

Cr(OH)3+3Na2O2=2Na2CrO4+2NaOH+2H20

Супероксиды: MeO2 : сильные оксилители. С.о. кислорода -1\2

K+O2=KO2

2KO2+2HCl =2KCl + H2O2+O2

Озониды MeO3. – сильные оксилители. С.о. кислорода – 1\3.

Гидроксиды MeOH – щелочи . Гидроксид лития при нагревании разлагается!

Нитриды гидролизуются с выделением аммиака. Карбиды – с выделением алкинов. (алканов)

Галогениды – ионные соединения с высокими тепм. Плавления и кипания. Хлораты и Перхлораты разлагаюся с выделением кислорода. Нитраты – с образованием нитритов и выделением кислорода. ( + характеристика всех солей – фосфатов, карбонатов, гидрокарбонатов)

Диагональное сходство ЛИТИЯ И МАГНИЯ: Лития и магний при сгорании на воздухе образуют нормальные оксиды, реагируют с азотом, образуя нитриды, галогениды частично ковалентны. Гидроксиды, карбонаты и нитраты разлагаются, образуя нормальные оксиды. Растворимость солей схожа.