- •Тема 1. Периодическая система и строение атомов
- •Темы 2-3. Химическая связь. Строение вещества в конденсированном состоянии
- •Метод валентных связей
- •Теория гибридизации
- •Метод молекулярных орбиталей
- •Тема 4. Скорость химических реакций, основные понятия термодинамики
- •Обратимость химических реакций.
- •Смещение химического равновесия
- •Химическая термодинамика
- •Тема 5. Растворы
- •Способы выражения концентрации растворов
- •Коллигативные свойства растворов
- •Тема 6. Растворы электролитов
- •Сильные электролиты (уравнения диссоциации)
- •Слабые электролиты (уравнения диссоциации)
- •Теория сильных электролитов
- •Теория слабых электролитов
- •Ионные уравнения реакций
- •Тема 7. Равновесия в растворах, протолитическое равновесие, гидролиз солей Диссоциация воды. Водородный и гидроксильный показатели
- •Произведение растворимости
- •0,01 Моль 0,01 моль 0,01 моль
- •Гидролиз солей
- •Описание гидролиза как обратимого процесса
- •Тема 8. Окислительно-восстановительные реакции и электрохимия
- •Метод электронного баланса
- •Метод полуреакций (электронно-ионного баланса)
- •Электрохимические процессы
- •Электродные потенциалы
- •Гальванические элементы
- •Аккумуляторы
- •Электролиз
- •Тема 9. Химическая связь в комплексных соединениях
- •Координационная теория Вернера
- •Номенклатура комплексных соединений
- •Диссоциация комплексных соединений
- •Природа химической связи в комплексах
- •Тема 10. I-II группы псэ Главная подгруппа I группы
- •Соединения щелочных металлов
- •Побочная подгруппа I группы
- •Серебро
- •Главная подгруппа II группы
- •Жесткость воды и методы ее устранения
- •Побочная подгруппа II группы
- •Цинк и кадмий
- •Химические свойства
- •Тема 11. III-IV группы псэ Главная подгруппа III группы
- •Химические свойства
- •Алюминий
- •Химические свойства
- •Галлий, индий, таллий
- •Химические свойства
- •Побочная подгруппа III группы
- •Химические свойства
- •Лантаноиды
- •Химические свойства
- •Актиноиды
- •Химические свойства
- •Главная подгруппа IV группы
- •Углерод
- •Химические свойства
- •Кремний
- •Химические свойства
- •Германий, олово, свинец
- •Химические свойства
- •Побочная подгруппа IV группы
- •Химические свойства
- •Тема 12. V группа псэ Главная подгруппа V группы
- •Химические свойства
- •Азотная кислота и ее соли
- •Химические свойства
- •Мышьяк, сурьма, висмут
- •Химические свойства
- •Побочная подгруппа V группы
- •Химические свойства
- •Тема 13. VI группа псэ
- •Химические свойства
- •Селен, теллур, полоний
- •Химические свойства
- •Побочная подгруппа VI группы
- •Химические свойства
- •Молибден, вольфрам
- •Химические свойства
- •Тема 14. VII-VIII группы псэ Водород и главная подгруппа VII группы Водород
- •Физические свойства:
- •Химические свойства
- •Главная подгруппа VII группы
- •Химические свойства
- •Химические свойства
- •Кислородсодержащие соединения хлора
- •Химические свойства
- •Побочная подгруппа VII группы
- •Химические свойства марганца
- •Главная подгруппа VIII группы
- •Физические свойства инертных (благородных) газов
- •Химические свойства
- •Побочная подгруппа VIII группы
- •Общие свойства триад.
- •Химические свойства
- •Кобальт, никель
- •Химические свойства
- •18.2.3. Платиновые металлы
Физические свойства:
Водород имеет три изотопа. В естественной смеси 99,985% протия и 0,015% дейтерия. Тритий - радиоактивный изотоп с периодом полураспада 12,26 года. Водород - бесцветный газ без вкуса и запаха. Жидкий водород - бесцветная жидкость, твердый - снегообразная масса. Молекулярный водород (H2) самый легкий из всех газов (в 14,5 раз легче воздуха).
Плохо растворим в воде, хорошо растворим во многих металлах. Например, один объем палладия растворяет до 875 объемов водорода.
Химические свойства
1. Водород исключительный элемент по большинству химических свойств. Не имеет аналогов в периодической системе.
Положение водорода в периодической системе не определено. Как одновалентный элемент его иногда включают в первую группу периодической системы, однако единственное сходство его со щелочными металлами состоит в том, что он образует положительный ион. Помимо положительной степени окисления +1, водород в соединениях с металлами (гидридах) проявляет отрицательную степень окисления -1.
2. Смесь двух объемов водорода и одного объема кислорода при поджигании взрывается:
2H2 + O2 = 2H2O
3. Водород из-за своей склонности соединяться с кислородом разлагает многие кислородсодержащие вещества с образованием воды. Многие оксиды взаимодействуя с водородом восстанавливаются до металла.
4. С фтором водород бурно реагирует уже при обычной температуре:
F2 + H2 = 2HF
Хлор соединяется с водородом менее бурно, с иодом реакция не идет до конца даже при нагревании. Сера медленно взаимодействует с водородом уже при обычной температуре с образованием сероводорода:
S + H2 = H2S
Азот взаимодействует с водородом только при нагревании в присутствии катализатора с образованием аммиака.
5. Соединения водорода с металлами (гидриды) можно разделить на три группы:
1) Ковалентные гидриды – это гидриды B, Al, Ga и элементов 4, 5, 6, 7 групп ПС. Большинство соединений водорода (углеводороды, вода и др.) относятся к этому типу соединений.
2) Ионные гидриды образуют щелочные и щелочноземельные металлы. Например: LiH, CaH2.
3) Гидриды внедрения образуют переходные металлы - Тi, Zr, W и др.
6. Основное применение водорода в хим. промышленности - для производства аммиака и каталитической гидрогенизации органических веществ. Тритий, получаемый искусственно, используется в термоядерном оружии.
Главная подгруппа VII группы
У элементов главной подгруппы, которые называются "галогены", на внешнем электронном уровне, имеющем общее строение ...ns2p5, не достает одного электрона до устойчивого восьмиэлектронного уровня. Энергия сродства к электрону достаточно велика и галогены очень активны по отношению к металлам и неметаллам. Бурно идут реакции с водородом, образующиеся галогеноводороды растворяясь в воде дают кислоты сила которых растет сверху вниз по группе. Фтор, не имеющий d-подуровня, проявляет в своих соединениях только степень окисления -1, остальные галогены могут проявлять степени окисления -1, +1, +3, +5, +7.
Фтор
В природе встречается в виде CaF2 – флюорит, KHF2 – бифторид. Простое вещество F2 в промышленности получают электролизом расплава бифторида. F2 - газ желтоватого цвета с удушающим запахом, крайне ядовит, химически чрезвычайно активен.