17.Общая характеристика 4 группы. Углерод, его физические и химические свойства. Характеристическое соединения углерода.
Углерод (С), кремний (Si), германий (Ge), олово (Sn), свинец (РЬ) — элементы 4 группы главной подгруппы ПСЭ. На внешнем электронном слое атомы этих элементов имеют 4 электрона: ns2np2. В подгруппе с ростом порядкового номера элемента увеличивается атомный радиус, неметаллические свойства ослабевают, а металлические усиливаются: углерод и кремний - неметаллы, германий, олово, свинец — металлы. Элементы этой подгруппы проявляют как положительную, так и отрицательную степени окисления: —4, +2, +4.
Углеро́д — химический элемент четырнадцатой группы 2-го периода порядковый номер 6, атомная масса 12. Углерод существует во множестве аллотропных модификаций с очень разнообразными физическими свойствами.(графит, алмаз тд)
Углерод обладает низкой реакционной способностью, из галогенов реагирует только с фтором: С + 2F2 = CF4. При нагревании взаимодействует с кислородом: 2С + О2 = 2СО, С + О2 = СО2, образуя оксиды СО и СО2. Взаимодействие с другими неметаллами Реагирует с серой: С + 2S = CS2. не взаимодействует с азотом и фосфором. C + 2H2 = CH4. Ca + 2C = CaC2. C + H2O = CO + H2. 2ZnO + C = 2Zn + CO2. Концентрированные серная и азотная кислоты при нагревании окисляют углерод до оксида углерода (IV): C + 2H2SO4 = CO2 + 2SO2 + 2H2O; C + 4HNO3 = CO2 + 4NO2 + 2H2O.
18.Общая характеристика галогенов. Характеристические соединения галогенов.
Галогены - элементы главной подгруппы VII группы периодической системы: фтор, хлор, бром, йод, астат.
Общая электронная конфигурация внешнего энергетического уровня - nS2nP5.
С возрастанием порядкового номера элементов увеличиваются радиусы атомов, уменьшается электроотрицательность, ослабевают неметаллические свойства (увеличиваются металлические свойства); галогены - сильные окислители, окислительная способность элементов уменьшается с увеличением атомной массы.
Молекулы галогенов состоят из двух атомов.
С увеличением атомной массы окраска становится более темной, возрастают температуры плавления и кипения, а также плотность.
Сила галогеноводородных кислот возрастает с увеличением атомной массы.
Галогены могут образовывать соединения друг с другом (например, BrCl)
Наибольшей активностью обладает фтор.
Без нагревания фтор реагирует и со многими неметаллами
Свободный хлор о реагирует со всеми простыми веществами, за исключением кислорода, азота и благородных газов, например:
Хлор способен при. нагревании вытеснять бром или иод из их соединений с водородом или металлами:
а также обратимо реагирует с водой:
Получение галогенов.
Наиболее распространенным технологическим методом получения фтора и хлора является электролиз расплавов их солей .
В лаборатории хлор получают действием различных окислителей на соляную кислоту, например:
19.Металлы в периодической системе. Электрохимический ряд напряжений. Общие свойства металлов.
Если провести диагональ от элемента бора B до элемента астата At, то слева от этой диагонали –металлы, а справа от нее элементы побочных подгрупп- Ме, главных-неМе.
Строение атома Ме. Слева-направо:
Радиус атомов уменьшается
Заряд ядра увеличивается
Электроотрицательность увеличивается
Число электронов на внешнем слое увеличивается
Прочность связи внешних электронов с ядром увеличивается
Способность атомов отдавать электроны уменьшается
Атомы Ме, по сравнению с неМе имеют меньший заряд ядра и больший радиус(размер)
Атомы Ме легко отдают валентные электроны.
Электрохимический ряд напряжений— последовательность, в которой металлы расположены в порядке увеличения их стандартных электрохимических потенциалов φ0, отвечающих полуреакции восстановления катиона металла Men+: Men+ + nē → Me
Li→Rb→K→Ba→Sr→Ca→Na→Mg→Al→Mn→Zn→Cr→Fe→Cd→Co→Ni→Sn→Pb→H→Sb→Bi→Cu→Hg→Ag→Pd→Pt→Au
Общий св-ва Ме:
Все Ме-твердые в-ва(искл-ртуть)
Для всех Ме характерны металлический блеск и непрозрачность
Все Ме-проводники теплоты и электрического тока.
Ме обладают пластичностью, упругостью, прочностью.
Взаимодействуют с неМе(кислород, галогены, сера, углерод, водород)
Взаимодействуют со сложными в-ами.
20.Общая характеристика s-элементов I группы. Натрий и калий.
Относятся:Li, Na, K, Rb, Cs, Fr. Щелочные Ме,тк при взаим. С водой их Me и оксидов-образуются щелочи. ns^1. для всех щелочных металлов характерны восстановительные свойства. Все металлы этой подгруппы имеют серебристо-белый цвет (кроме серебристо-жёлтого цезия), они очень мягкие.
Физические и химические свойства Натрий — мягкий серебристо-белый металл, быстро тускнеющий на воздухе. мягок Na получают электролизом расплава хлорида натрия NaCl 2NaCl=2Na+Cl2
Na химически очень активен. При комнатной температуре
4Na+O2=2Na2O и 2Na+O2=Na2O2 2Na+H2O=2NaOH+H2 2Na+2Н2SO4=SO2+Na2SO4+2H2O 2Na+H2=2NaH Na2O+H2O=2NaOH 2Na2O2+2H2O=4NaOH+O2 CO2+2NaOH=Na2CO3+H2O, Al2O3+2NaOH+3H2O=2Na[Al(OH)4] (в растворе), Al2O3+2NaOH=2NaAlO2+H2O (при сплавлении) В промышленности гидроксид натрия NaOH получают электролизом водных растворов 2NaCl+2H2O=2NaOH+Cl2+H2 NaCl+NH3+CO2=NaHCO3 , 2NaHCO3=Na2CO3+CO2+H2O : TiCl4+4Na=4NaCl+Ti Физические и химические свойства:Металлический калий мягок, Калий химически очень активен.
калий получают при взаимодействии с жидким натрием расплавленных KOH или KCl Na + KOH = NaOH + K получают электролизом расплава KCl в смеси с K2CO3 2KCl = 2K + Cl2 При нагревании на воздухе калий сгорает фиолетово-красным пламенем. 2K + 2H2O = 2KOH + H2 8К + 4Н2SO4 = K2S + 3K2SO4 + 4H2O. 2K + H2 = 2KH 2K + 2NH3 жидк. = 2KNH2 + H2 2K + K2O2 = 2K2O K2O + H2O = 2KOH SO2 + 2KOH = K2SO3 + H2O, Al2O3 + 2KOH + 3H2O = 2K[Al(OH)4] (так реакция протекает в растворе) и Al2O3 + 2KOH = 2KAlO2 + H2O (так реакция протекает при сплавлении реагентов). В промышленности гидроксид калия KOHполучают электролизом водных растворов KCl или K2CO3 2KCl + 2H2O = 2KOH + Cl2+ H2, или за счет обменных реакций растворов K2CO3 или K2SO4 K2CO3 + Ba(OH)2 = 2KOH + BaCO3 Карбонат калия K2CO3 получают при нейтрализации раствора гидроксида калияуглекислым газом: 2KOH + CO2 = K2CO3 + Н2О.