Окисление

Окисление - процесс отдачи электронов, с увеличением степени окисления.

При окисле́нии вещества в результате отдачи электронов увеличивается его степень окисления. Атомы окисляемого вещества называютсядонорами электронов, а атомы окислителя — акцепторами электронов.

В некоторых случаях при окислении молекула исходного вещества может стать нестабильной и распасться на более стабильные и более мелкие составные части (см. Свободные радикалы). При этом некоторые из атомов получившихся молекул имеют более высокую степень окисления, чем те же атомы в исходной молекуле.

Окислитель, принимая электроны, приобретает восстановительные свойства, превращаясь в сопряжённый восстановитель:

окислитель + e⁻ ↔ сопряжённый восстановитель.

Восстановление

Восстановле́нием называется процесс присоединения электронов атомом вещества, при этом его степень окисления понижается.

При восстановлении атомы или ионы присоединяют электроны. При этом происходит понижение степени окисления элемента. Примеры: восстановление оксидов металлов до свободных металлов при помощи водорода, углерода, других веществ; восстановление органических кислот вальдегиды и спирты; гидрогенизация жиров и др.

Восстановитель, отдавая электроны, приобретает окислительные свойства, превращаясь в сопряжённый окислитель:

восстановитель — e⁻ ↔ сопряжённый окислитель.

Несвязанный, свободный электрон является сильнейшим восстановителем.

Реакции окисления-восстановления – это реакции, в которых реагирующие вещества присоединяют или отдают электроны. Окислителем называется частица (ион, молекула, элемент), которая присоединяет электроны и переходит при этом из более высокой степени окисления в более низкую, т.е. восстанавливается. Восстановитель – это частица, которая отдает электроны и переходит при этом из более низкой степени окисления в более высокую, т.е. окисляется.

Типы ОВР

1. Межмолекулярные — реакции, в которых окисляющиеся и восстанавливающиеся атомы находятся в молекулах разных веществ, например:

Н₂S + Cl₂ → S + 2HCl

2. Внутримолекулярные — реакции, в которых окисляющиеся и восстанавливающиеся атомы находятся в молекулах одного и того же вещества, например:

2H₂O → 2H₂ + O₂

3. Диспропорционирование (самоокисление-самовосстановление) — реакции, в которых атомы с промежуточной степенью окисления превращаются в эквимолярную смесь атомов с более высокой и более низкой степенями окисления, например:

Cl₂ + H₂O → HClO + HCl

4. Репропорционирование (компропорционирование) — реакции, в которых из двух различных степеней окисления одного и того же элемента получается одна степень окисления, например:

NH₄NO₃ → N₂O + 2H₂O

Примеры

Окисление, восстановление

В окислительно-восстановительных реакциях электроны от одних атомов, молекул или ионов переходят к другим. Процесс отдачи электронов — окисление. При окислении степень окисления повышается:

Процесс присоединения электронов — восстановление. При восстановлении степень окисления понижается:

Атомы или ионы, которые в данной реакции присоединяют электроны являются окислителями, а которые отдают электроны — восстановителями.

24.

Окислительно-восстановительные реакции (электродный потенциал)

Электроны могут выступать в качестве химических реагентов, а полуреакция практически используют в устройствах называемые гальваническими элементами.

Примером электрода может служить пластинка и кристаллического цинка погруженный в раствор сульфата цинка. После погружения пластинки происходит 2 процесса. В результате первого процесса пластинка приобретает отрицательный заряд, через некоторое время после погружения в раствор выравниваются скорости и наступает равновесие. А пластинка приобретает некоторый электрический потенциал.

Измеряют электродный потенциал относительно потенциале стандартного водорода.

Медно-водоро́дный электро́д — электрод, использующийся в качестве электрода сравнения при различных электрохимических измерениях и в гальванических элементах. Водородный электрод (ВЭ) представляет собой пластинку или проволоку из металла, хорошо поглощающего газообразный водород (обычно используют платину или палладий), насыщенную водородом (при атмосферном давлении) и погруженную в водный раствор, содержащий ионы водорода. Потенциал пластины зависит^{[уточнить]} от концентрации ионов Н⁺ в растворе. Электрод является эталоном, относительно которого ведется отсчет электродного потенциала определяемой химической реакции. При давлении водорода 1 атм., концентрации протонов в растворе 1 моль/л и температуре 298 К потенциал ВЭ принимают равным 0 В. При сборке гальванического элемента из ВЭ и определяемого электрода, на поверхности платины обратимо протекает реакция:

2Н⁺ + 2e⁻ = H₂

то есть, происходит либо восстановление водорода, либо его окисление — это зависит от потенциала реакции, протекающей на определяемом электроде. Измеряя ЭДС гальванического электрода при стандартных условиях (см. выше) определяют стандартный электродный потенциал определяемой химической реакции.

ВЭ применяют для измерения стандартного электродного потенциала электрохимической реакции, для измерения концентрации (активности) водородных ионов, а также любых других ионов. Применяют ВЭ так же для определения произведения растворимости, для определения констант скорости некоторых электрохимических реакций.

Уравнение Нернста

Зависимость окислительно-восстановительного потенциала, отвечающего полуреакции восстановления перманганат-иона в кислой среде (и, как уже отмечалось, одновременно полуреакции окисления катиона Mn²⁺ до перманганат-иона в кислой среде) от перечисленных выше определяющих его факторов количественно описывается уравнением Нернста

Каждая из концентраций под знаком натурального логарифма в уравнении Нернста возводится в степень, соответствующую стехиометрическому коэффициенту данной частицы в уравнении полуреакции, n – число принимаемых окислителем электронов, R – универсальная газовая постоянная, T – температура, F – число Фарадея.

E=E+RT\nF*Ln

Измерить окислительно-восстановительный потенциал в реакционном сосуде во время протекания реакции, т.е. в неравновесных условиях, невозможно, так как при измерении потенциала электроны должны передаваться от восстановителя к окислителю не непосредственно, а через соединяющий электроды металлический проводник. При этом скорость передачи электронов (силу тока)нужно поддерживать очень малой за счет приложения внешней (компенсирующей) разности потенциалов. Иначе говоря, измерение электродных потенциалов возможно только в равновесных условиях, когда прямой контакт между окислителем и восстановителем исключен. Поэтому квадратными скобками в уравнении Нернста обозначены, как обычно, равновесные (в условиях измерения) концентрации частиц. Хотя потенциалы окислительно-восстановительных пар во время протекания реакции нельзя измерить, их можно вычислить, подставляя в уравнение Нернста текущие, т.е. отвечающие данному моменту времени концентрации.  Если рассматривается изменение потенциала по мере протекания реакции, то сначала это начальные концентрации, затем концентрации, зависящие от времени, и, наконец, после прекращения реакции, равновесные.  По мере протекания реакции вычисляемый по уравнению Нернста потенциал окислителя уменьшается, а отвечающий второй полуреакции потенциал восстановителя, напротив, увеличивается. Когда эти потенциалы выравниваются, реакция прекращается, и система приходит в состояние химического равновесия.

25.Комплексными соединениями называются соединения, существующие как в кристаллическом состоянии, так и в растворе, особенностью которых является наличие центрального атома, окруженного лигандами.Комплексные соединения можно рассматривать как сложные соединения высшего порядка, состоящие из простых молекул способных к самостоятельному существованию в растворе.По координационной теории Вернера в каждом комплексном соединении различают внутреннюю и внешнюю сферу. Центральный атом с окружающими его лигандами образуют внутреннюю сферу комплекса. Ее обычно заключают в квадратные скобки. Все остальное в комплексном соединении составляет внешнюю сферу и пишется за квадратными скобками. Вокруг центрального атома размещается определенное число лигандов, которое определяется координационным числом. Число координированных лигандов чаще всего равно 6 или 4. Лиганд занимает около центрального атома координационное место. При координации изменяются свойства как лигандов, так и центрального атома. Часто координированные лиганды невозможно обнаружить при помощи химических реакций, характерных для них в свободном состоянии. Более прочно связанные частицы внутренней сферы называются комплексом (комплексным ионом). Между центральным атомом и лигандами действуют силы притяжения (образуется ковалентная связь по обменному и (или) донорно–акцепторному механизму), между лигандами – силы отталкивания. Если заряд внутренней сферы равен 0, то внешняя координационная сфера отсутствует.Центральный атом (комплексообразователь) – атом или ион, который занимает центральное положение в комплексном соединении. Роль комплексообразователя чаще всего выполняют частицы, имеющие свободные орбитали и достаточно большой положительный заряд ядра, а следовательно могут быть акцепторами электронов. Это катионы переходных элементов. Наиболее сильные комплексообразователи – элементы IВ и VIIIВ групп. Редко в качестве комплексообразователей выступают нейтральные атомы d–элементов [Fe(CO)5] и атомы неметаллов в различной степени окисления [PF6]—. Число свободных атомных орбиталей, предоставляемых комплексообразователем, определяет его координационное число. Величина координационного числа зависит от многих факторов, но обычно она равна удвоенному заряду иона комплексообразователя. Лиганды – ионы или молекулы, которые непосредственно связаны с комплексообразователем и являются донорами электронных пар. Это электроноизбыточные системы, имеющие свободные и подвижные электронные пары, могут быть донорами электронов. Соединения р–элементов проявляют комплексообразующие свойства и выступают в комплексном соединении в качестве лигандов. Лигандами могут быть атомы и молекулы (белка, аминокислот, нуклеиновых кислот, углеводов). По числу связей, образуемых лигандами с комплексообразователем, лиганды делятся на моно-, би- и полидентатные лиганды. Вышеперечисленные лиганды – молекулы и анионы являются монодентатными, так как они доноры одной электронной пары. К бидентатным лигандам относятся молекулы или ионы, содержащие две функциональные группы, способные быть донором двух электронных пар. 3аряд внутренней сферы комплексного соединения представляет собой алгебраическую сумму зарядов образующих ее частиц. Комплексные соединения, имеющие ионную внешнюю сферу, в растворе подвергаются диссоциации на комплексный ион и ионы внешней сферы. Они ведут себя в разбавленных растворах как сильные электролиты: диссоциация протекает моментально и практически нацело. [Cu(NH3)4]SO4 = [Cu(NH3)4]2+ + SO42-.Если во внешней сфере комплексного соединения находятся гидроксид-ионы, то это соединение – сильное основание.

26

В IA группу входят литий, натрий, калий, рубидий, цезий и франций. Эти элементы называют щелочными элементами.Иногда в IA группу включают и водород. Таким образом, в эту группу входят элементы каждого из 7 периодов. Общая валентная электронная формула элементов IA группы – ns1 На внешнем уровне 1электрон.Сильно удалены от ядра.Низкие потенциалы ионизации.Атомы отдают 1электрон.Металлические средства резко выражены.Металлические свойства усиливаются с увеличением порядкового номера. Физические войства:Металлы мягкие,легкие,легкоплавкие с хорошей электрической проводимотью,обладают большим отрицательным значением электрических потенциалов. Химические свойства:1)Хранят под слоем жидких углеводородов(бензол,бензин,керасин) 2)Окислители.Легко окисляют щелочные металлы до галогенидов,сульфидов,фосфидов. Li Na K Rb Cs увеличение металлического радиуса уменьшение энергии ионизации уменьшение электроотрицательности уменьшение температур плавления и кипения Применение натрия и калия 1. Получение пероксидов. 2. Сплав натрия и калия - теплоноситель в ядерных электростанциях. 3. Получение металлоорганических соединений.

27.Общая сравнительная характеристика элементов и их соединений I A и I B групп периодической системы Щелочны́е мета́ллы — это элементы 1-й группы периодической таблицы химических элементов (по устаревшей классификации — элементы главной подгруппы I группы)[1]: литий Li, натрий Na, калий K, рубидий Rb, цезий Cs и франций Fr. При растворении щелочных металлов в воде образуются растворимые гидроксиды, называемые щёлочами. В Периодической системе они следуют сразу за инертными газами, поэтому особенность строения атомов щелочных металлов заключается в том, что они содержат один электрон на внешнем энергетическом уровне: их электронная конфигурация ns1. Очевидно, что валентные электроны щелочных металлов могут быть легко удалены, потому что атому энергетически выгодно отдать электрон и приобрести конфигурацию инертного газа. Поэтому для всех щелочных металлов характерны восстановительные свойства. Это подтверждают низкие значения их потенциалов ионизации (потенциал ионизации атома цезия — один из самых низких) и электроотрицательности (ЭО). Все металлы этой подгруппы имеют серебристо-белый цвет (кроме серебристо-жёлтого цезия), они очень мягкие, их можно резать скальпелем. Литий, натрий и калий легче воды и плавают на её поверхности, реагируя с ней. Щелочные металлы встречаются в природе в форме соединений, содержащих однозарядные катионы. Многие минералы содержат в своём составе металлы главной подгруппы I группы. Например, ортоклаз, или полевой шпат, состоит из алюмосиликата калия K2[Al2Si6O16], аналогичный минерал, содержащий натрий — альбит — имеет состав Na2[Al2Si6O16]. В морской воде содержится хлорид натрия NaCl, а в почве — соли калия — сильвин KCl, сильвинит NaCl • KCl, карналлит KCl • MgCl2 • 6H2O, полигалит K2SO4 • MgSO4 • CaSO4 • 2H2O. Подгру́ппа ме́ди — химические элементы 11-й группы периодической таблицы химических элементов (по устаревшей классификации — элементы побочной подгруппы I группы)[1]. В группу входят переходные металлы, из которых традиционно изготавливают монеты: медь Cu, серебро Ag и золото Au. На основании строения электронной конфигурации, к этой же группе относится и рентгений Rg, но в «монетную группу» он не попадает (это недолго живущий трансактинид с периодом полураспада 3.6 сек). Название монетные металлы официально не применяется к 11 группе элементов, поскольку для изготовления монет используются и другие металлы, такие как алюминий, свинец, никель, нержавеющая сталь и цинк. Все элементы подгруппы являются относительно химически инертными металлами. Характерны также высокие значения плотности, температур плавления и кипения, высокая тепло- и электропроводность. Особенностью элементов подгруппы является наличие заполненного предвнешнего -подуровня, достигаемое за счёт перескока электрона с ns-подуровня. Причина такого явления заключается в высокой устойчивости полностью заполненного d-подуровня. Эта особенность обусловливает химическую инертность простых веществ, их химическую неактивность, поэтому золото и серебро называют благородными металлами 28. Водород. Общая характеристика. Реакция с кислородом, галогенами, металлами, оксидами. Пероксид водорода, его окислительно-восстановительные свойства Водород -- самый распространенный химический элемент во вселенной. Он является главной составной частью Солнца, а также многих звезд. В земной коре массовая доля водорода составляет всего лишь 1%. Однако его соединения распространены широко, например вода Н20. В состав природного горючего газа входит в основном соединение углерода с водородом -- метан СН4- Водород содержится также во многих органических веществах. 1) Если зажечь водород (после проверки на чистоту, см. далее) и трубку с горящим водородом опустить в сосуд с кислородом, то на стенках сосуда образуются капельки воды: Водород без примеси сгорает спокойно. Однако смесь водорода с кислородом или воздухом взрывается. Наиболее взрывчата смесь, состоящая из двух объемов водорода и одного объема кислорода,-- гремучий газ. Если взрыв произойдет в стеклянном сосуде, то его осколки могут поран

поранить окружающих. Поэтому, прежде чем поджигать водород, необходимо проверить его на чистоту. Для этого собирают водород в пробирку, которую в положении вверх дном подносят к пламени. Если водород чистый, то он сгорает спокойно, с характерным звуком «п-пах». Если же водород содержит примесь воздуха, то он сгорает со взрывом. При работе с водородом следует соблюдать правила техники безопасности. 2)Если, например, при нагревании пропускать над оксидом меди (II) струю водорода , то происходит реакция, в результате которой образуются вода и металлическая медь:В этой реакции происходит процесс восстановления, так как водород отнимает кислород от атомов меди. Процесс восстановления противоположен процессу окисления. Вещества, которые отнимают кислород, относятся к восстановителям. Процессы окисления и восстановления взаимно связаны (если один элемент окисляется; то другой восстанавливается, и наоборот). 3) Галогены реагируют с водородом, образуя HX, причем со фтором и хлором реакция протекает со взрывом при небольшой активации ее. Медленнее идет взаимодействие c Br2 и I2. Для протекания реакции с водородом достаточно активировать небольшую долю реагентов с помощью освещения или нагревания. Активированные частицы взаимодействуют с неактивированными, образуя HX и новые активированные частицы, которые продолжают процесс, а реакция двух активированных частиц по главной реакции заканчивается образованием продукта. 4) Реакции окисления. При нагревании водорода с металлами I и II главных подгрупп: 2Na + H2 (300° C)® 2NaH; Ca + H2 (500-700° C)® CaH2. Перокси́д водоро́да (перекись водорода), H2O2 — простейший представитель пероксидов. Бесцветная жидкость с «металлическим» вкусом, неограниченно растворимая в воде, спирте и эфире. Концентрированные водные растворы взрывоопасны. Пероксид водорода является хорошим растворителем. Из воды выделяется в виде неустойчивого кристаллогидрата H2O2•2H2O. Пероксид водорода обладает окислительными, а также восстановительными свойствами. Он окисляет нитриты в нитраты, выделяет иод из иодидов металлов, расщепляет ненасыщенные соединения по месту двойных связей. Пероксид водорода восстанавливает соли золота и серебра, а также кислород при реакции с водным раствором перманганата калия в кислой среде. При восстановлении Н2O2 образуется Н2O или ОН-, например: Н2О2 + 2KI + H2SO4 = I2 + K2SO4 + 2H2O При действии сильных окислителей H2O2 проявляет восстановительные свойства, выделяя свободный кислород: O22− — 2e− → O2 Реакцию KMnO4 с Н2O2 используют в химическом анализе для определения содержания Н2O2: 5H2O2 + 2KMnO4 + 3H2SO4 → 5O2 + 2MnSO4 + K2SO4 + 8H2O Окисление органических соединений пероксидом водорода (например, сульфидов и тиолов) целесообразно проводить в среде уксусной кислоты.

29.общая характеристика свойст элементов и их соединения 2 а группы.физические и химические свойства ,применение. Входят s-элементы. Be Mg Ca Br Ra Sr За исключением Be они полиизотопные. Атомы элементов на внешнем уровне имеют по 2 S элемента с противоположными спинами при затрате необходимой энергии один элемент из s состояния переходит в р –состояние. Эти Металлы,но они менее активны чем щелочные. наиболее распределены в природе Mg Ca Bе, встречаются в виде минерала Be3AL2(SiO3)6 Способ получения : электролиз распл.хлоридов Физические св-ва: легкие металлы ,но тверже щелочн.металлы. Хим.Св-ва: 1На воздухе поверхность Be и Mg покрывается оксидной пленкой . 2.при выс.температуре взаимодейств с азотом 3.не взаимодействует с водой Ве 4.из кислот (кроме азотной) вытесняет водород.. Применение: Главное применение металлического кальция — это использование его как восстановителя при получении металлов, особенно никеля, меди и нержавеющей стали. Кальций и его гидрид используются также для получения трудновосстанавливаемых металлов, таких, как хром, торий и уран. Сплавы кальция со свинцом находят применение в аккумуляторных батареях и подшипниковых сплавах. Кальциевые гранулы используются также для удаления следов воздуха из электровакуумных приборов

№31 Щёлочноземельные металлы — химические элементы 2-й группы главной подгруппы, кроме бериллия и магния: кальций, стронций, барий и радий. Относятся ко 2-й группе элементов по новой классификации ИЮПАК. Названы так потому, что их оксиды — «земли» (по терминологии алхимиков) — сообщают воде щелочную реакцию. Соли щёлочноземельных металлов, кроме радия, широко распространены в природе в виде минералов.

Оксиды – вещества, молекулы которых состоят из атомов двух элементов, один из которых кислород. Оксиды делятся на основные, образованные из атомов металлов, например, К2О, Fe2O3, CaO; кислотные – образованные атомами неметаллов и некоторых металлов в их высшей степени окисления: СО2, SO3, P2O5, CrO3, Mn2O7 и амфотерные, например, ZnO, Al2O3, Cr2O3. Оксиды получают при горении простых и сложных веществ, а также при разложении сложных веществ (солей, оснований, кислот).

Химические свойства оксидов: 1. Оксиды щелочных и щелочноземельных металлов взаимодействуют с водой, образуя растворимые основания – щёлочи (NaOH, KOH, Ba(OH) 2).Na2O + H2O = 2NaOH

Большинство кислотных оксидов взаимодействуют с водой, образуя кислоты: СО2 + Н2О = Н2СО3

2. Некоторые оксиды взаимодействуют с основными оксидами: СО2 + СаО = СаСО3

3. Основные оксиды взаимодействуют с кислотами: ВаО + 2НСl = ВаСl2 + H2O

4. Кислотные оксиды взаимодействуют как с кислотами, так и со щелочами: ZnO + 2HCl = ZnCl2 + H2O

ZnO + 2NaOH = Na2ZnO2 + H2O

Гидрокси́ды (гидроо́киси) — соединения оксидов химических элементов с водой. Известны гидроксиды почти всех химических элементов; некоторые из них встречаются в природе в виде минералов. Гидроксиды щелочных металлов называются щелочами. В зависимости от того, является ли соответствующий оксид основным, кислотным или амфотерным, соответственно различают:

• основные гидроксиды (основания) — гидроксиды, проявляющие основные свойства (например, гидроксид кальция Ca(ОН)₂, гидроксид калия KOH, гидроксид натрия NaOH и др.);

• кислотные гидроксиды (кислородосодержащие кислоты) — гидроксиды, проявляющие кислотные свойства (например, азотная кислота HNO₃, серная кислота H₂SO₄, сернистая кислота H₂SO₃ и др.)

• амфотерные гидроксиды, проявляющие в зависимости от условий либо основные, либо кислотные свойства (например, гидроксид алюминия Al(ОН)₃, гидроксид цинка Zn(ОН)₂).

Карбона́ты и ги́дрокарбонаты — соли и эфиры угольной кислоты (H₂CO₃). Среди солей известны нормальные карбонаты (с анионом СО₃²⁻) и кислые или гидрокарбонаты (с анионом НСО₃⁻).

Химические свойства

• При нагревании кислые карбонаты переходят в нормальные карбонаты:

• При сильном нагревании нормальные карбонаты разлагаются на оксиды и углекислый газ:

• Карбонаты реагируют с кислотами сильнее угольной (почти все известные кислоты, включая органические) с выделением углекислого газа:

Применение: Карбонаты кальция, магния, бария и др. применяют в строительном деле, в химической промышленности, оптике и др. В технике, промышленности и быту широко применяется сода (Na₂CO₃ и NaHCO₃). Кислые карбонаты выполняют важную физиологическую роль, являясь буферными веществами, регулирующими постоянство реакции крови.

Силикаты и алюмосиликаты представляют собой обширную группу минералов. Для них характерен сложный химический состав и изоморфные замещения одних элементов и комплексов элементов другими. Главными химическими элементами, входящими в состав силикатов, являются Si, O, Al, Fe²⁺, Fe³⁺, Mg, Mn, Ca, Na, K, а также Li, B, Be, Zr, Ti, F, H, в виде (OH)¹⁻ или H₂O и др.

Происхождение (генезис): Эндогенное, главным образом магматическое (пироксены, полевые шпаты), они также характерны для пегматитов (слюды, турмалин, берилл и др.) и скарнов (гранаты, волластонит). Широко распространены в метаморфических породах — сланцах и гнейсах (гранаты, дистен, хлорит). Силикаты экзогенного происхождения представляют собой продукты выветривания или изменения первичных (эндогенных) минералов (каолинит, глауконит, хризоколла)

№32. К III группе относятся бор, алюминий, галлий, индии, таллий (главная подгруппа), а также скандий, иттрий, лантан и лантаноиды, актиний и актиноиды (побочная подгруппа).

 На внешнем электронном уровне элементов главной подгруппы имеется по три электрона (s²р¹). Они легко отдают эти электроны или образуют три неспаренных электрона за счет перехода одного электрона на р-уровень. Для бора и алюминия хярактерны соединения только со степенью окисления +3. У элементов подгруппы галлия (галлий, индий, таллий) на внешнем электронном уровне также находится по три электрона, образуя конфигурацию s²р¹, но они расположены после 18-электронного слоя. Поэтому в отличие от алюминия галлий обладает явно неметаллическими свойствами. Эти свойства в ряду Gа, In, Тl ослабевают, а металлические свойства усиливаются.

 У элементов подгруппы скандия на внешнем электронном уровне также находится по три электрона. Однако эти элементы относятся к переходным d-элементам, электронная конфигурация их валентного слоя d¹s². Эти электроны все три элемента довольно легко отдают. Элементы подгруппы лантаноидов имеют отличительную конфигурацию внешнего электронного уровня: у них застраиваетси 4f -уровень и исчезает d-уровень. Начиная с церия все элементы, кроме гадолиния и лютеция, имеют электронную конфигурацию внешнего электронного уровня 4fⁿ6s² (гадолиний и лютеций имеют 5d¹-электроны). Число n изменяется от 2 до 14. Поэтому в образовании валентных связей принимают участие s- и f-электроны. Чаще всего степень окисления лантаноидов +3, реже +4.

 Электронное строение валентного слоя актиноидов во многом напоминает электронное строение валентного слоя лантаноидов. Все лантаноиды и актиноиды — типичные металлы.

 Все элементы III группы обладают очень сильным сродством к кислороду, и образование их оксидов сопровождается выделением большого количества теплоты.

 Элементы III группы находят самое разнообразное применение.

33. Физические свойства. Алюминий — серебристо-белый легкий металл, плавящийся при 660 °С. Очень пластичный, легко вытягивается в проволоку и раскатывается в листы: из него можно изготовить фольгу толщиной менее 0,01 мм. Алюминий обладает очень большой тепло- и электропроводностью. Его сплавы с различными металлами прочны и легки.

 Химические свойства. Алюминий — очень активный металл. В ряду напряжений он стоит после щелочных и щелочноземельных металлов. Однако на воздухе он довольно устойчив, так как его поверхность покрывается очень плотной пленкой оксида, предохраняющей металл от контакта с воздухом. Если с алюминиевой проволоки снять защитную оксидную пленку, то алюминий начнет энергично взаимодействовать с кислородом и водяными парами воздуха, превращаясь в рыхлую массу — гидроксид алюминия:

4 Аl + 3 O₂ + 6 Н₂О = 4 Аl(ОН)₃

Эта реакция сопровождается выделением теплоты.

 Очищенный от защитной оксидной пленки алюминий взаимодействует с водой с выделением водорода:

2 Аl + 6 Н₂О = 2 Аl(ОН)₃ + 3 Н₂

Алюминий хорошо растворяется в разбавленных серной и соляной кислотах:

2 Аl + 6 НСl = 2 AlСl₃ + 3 Н₂

2 Аl + 3 Н₂SO₄ = Аl₂(SO₄)₃ +3 Н₂

Разбавленная азотная кислота нахолодупассивирует алюминий, но при нагревании алюминий растворяется в ней с выделением монооксида азота, гемиоксида азота, свободного азота или аммиака, например:

8 Аl + 30 НNО₃ = 8 Аl(NО₃)₃ + 3 N₂О + 15 Н₂О

Концентрированная азотная кислота пассивирует алюминий.

 Так как оксид и гидроксид алюминия обладают амфотерными

свойствами, алюминий легко растворяется в водных растворах всех щелочей, кроме гидроксида аммония:

2 Аl + 6 КОН + 6 Н₂О = 2 К₃[Аl(ОН)₆] + 3 Н₂

 Порошкообразный алюминий легко взаимодействует с галогенами, кислородом и всеми неметаллами. Для начала реакций необходимо нагревание, затем они протекают очень интенсивно и сопровождаются выделением большого количества теплоты:

2 Аl + 3 Вr₂ = 2 АlВr₃ (бромид алюминия)

4 Аl + 3 O₂ = 2 Аl₂O₃ (оксид алюминия)

2 Аl + 3 S = Аl₂S₃ (сульфид алюминия)

2 Аl + N₂ = 2 АlN (нитрид алюминия)

4 Аl + 3 С = Аl₄С₃ (карбид алюминия)

Сульфид алюминия может существовать только в твердом виде. В водных растворах он подвергается полному гидролизу с образованием гидроксида алюминия и сероводорода:

Аl₂S₃ + 6 Н₂О = 2 Аl(ОН)₃ + 3 Н₂S

 Алюминий легко отнимает кислород и галогены у оксидов и солей других металлов. Реакция сопровождается выделением большого количества теплоты:

8 Al + 3 Fе₃О₄ = 9 Fе + 4 Аl₂O₃

 Процесс восстановления металлов из их оксидов алюминием называется алюмотермией. Алюмотермией пользуются при получении некоторых редких металлов, которые образуют прочную связь с кислородом (ниобий, тантал, молибден, вольфрам и др.), а также для сваривания рельсов. Если с помощью специального запала поджечь смесь мелкого порошка алюминия и магнитного железняка Fе₃О₄ (термит), то реакция протекает самопроизвольно с разогреванием смеси до 3500 °С. Железо при такой температуре находится в расплавленном состоянии.

 Получение. Впервые алюминий был получен восстановлением из хлорида алюминия металлическим натрием:

АlСl₃ + 3 Nа = 3 NаСl + Аl

В настоящее время его получают электролизом расплавленных солей в электролитических ваннах (рис. 46). В качестве электролита служит расплав, содержащий 85-90 % криолита — комплексной соли 3NаF·АlF₃ (или Nа₃АlF₆) и 10-15 % глинозема — оксида алюминия Аl₂O₃. Такая смесь плавится при температуре около 1000 °С.

Применение. Алюминий используется очень широко. Из него изготовляют фольгу, применяемую в радиотехнике и для упаковки пищевыхлродуктов. Алюминием покрывают стальные и чугунные изделия в целях предохранення их от коррозии: изделия нагревают до 1000 °С в смеси алюминиевого порошка (49 %), оксида алюминия (49 %) и хлорида алюминия (2 %). Этот процесс называется алитированием.

 Алитированные изделия выдерживают нагревание до 1000 °С, не подвергаясь коррозии. Сллавы алюминия, отличающиеся большой легкостью и прочностью, применяются в производстве теплообменных апларатов, в самолетостроении и машиностроении.

 Оксид алюниния Аl₂O₃. Представляет собой белое вещество с температурой плавления 2050 °С. В природе оксид алюминия встречается в виде корунда и глинозема. Иногда встречаются прозрачные кристаллы корунда красивой формы и охраски. Корунд, окрашенный соединениями хрома в красный цвет, называют рубином, а окрашенный соединениями титана и железа в синий цвет — сапфиром. Рубин и сапфир являются драгоценными камнями. В настоящее время их довольно легко получают искусственно.

Бор— элемент главной подгруппы третьей группы, второго периода периодической системы химических элементовД.И.Менделеева, с атомным номером 5. Обозначается символом B (Borium). В свободном состоянии бор— бесцветное, серое или красное кристаллическое либо тёмное аморфное вещество. Известно более 10 аллотропных модификаций бора, образование и взаимные переходы которых определяются температурой, при которой бор был получен.

Получение

Наиболее чистый бор получают пиролизом бороводородов. Такой бор используется для производства полупроводниковых материалов и тонких химических синтезов.

1. Метод металлотермии (чаще восстановление магнием или натрием):

2. Термическое разложение паров бромида бора на раскаленной (1000—1200°C) танталовой проволоке в присутствии водорода:

Физические свойства

Чрезвычайно твёрдое вещество (уступает только алмазу, нитриду углерода, нитриду бора (боразону), карбиду бора, сплаву бор-углерод-кремний, карбиду скандия-титана). Обладает хрупкостью и полупроводниковыми свойствами (широкозонный полупроводник).

Химические свойства

По многим физическим и химическим свойствам неметалл бор напоминает кремний.

Химический бор довольно инертен и при комнатной температуре взаимодействует только софтором:

.

При нагревании бор реагирует с другими галогенами с образованием тригалогенидов, с азотом образует нитрид бора BN, с фосфором— фосфид BP, с углеродом— карбиды различного состава (B₄C, B₁₂C₃, B₁₃C₂). При нагревании в атмосфере кислорода или на воздухе бор сгорает с большим выделением теплоты, образуется оксид B₂O₃:

С водородом бор напрямую не взаимодействует, хотя известно довольно большое число бороводородов (боранов) различного состава, получаемых при обработке боридов щелочных или щелочноземельных металлов с кислотой:

При сильном нагревании бор проявляет восстановительные свойства. Он способен, например, восстановить кремний или фосфор из их оксидов:

Данное свойство бора можно объяснить очень высокой прочностью химических связей в оксиде бора B₂O₃.

При отсутствии окислителей бор устойчив к действию растворов щелочей. В горячей азотной, серной кислотах и в царской водке бор растворяется с образованием борной кислоты .

Оксид бора — типичный кислотный оксид. Он реагирует с водой с образованием борной кислоты:

При взаимодействии борной кислоты со щелочами возникают соли не самой борной кислоты— бораты (содержащие анион BO₃^3-), а тетрабораты, например:

Применение

Элементарный бор

Бор (в виде волокон) служит упрочняющим веществом многих композиционных материалов.

Также бор часто используют в электронике для изменения типа проводимости кремния.

Бор применяется в металлургии в качестве микролегирующего элемента, значительно повышающего прокаливаемость сталей.

34.характеристика элементов 4А группы. Олово, свинец.

(дополнение)

В состав группы входят 5 элементов: два неметалла – углерод и кремний, находящиеся в во втором и третьем периодах системы Менделеева и 3 металла –германий (промежуточный между неметаллами и металлами, олово и свинец, находящиеся в конце больших периодов-IV,  V, VI. Для всех этих элементов характерно то, сто они имеют на внешнем энергетическом уровне 4 электрона. И поэтому могут проявлять степень окисления от +4 до -4. эти элементы образуют газообразные соединения с водородом : СН4, Si Н4,  Sn Н4, PbН4. при нагревании на воздухе соединяются с элементами подгруппы кислорода, серы и с галогенами. Степень окисления +4  получается при переходе 1s –электрона на свободную р-орбиталь.

С увеличением радиуса атома уменьшается прочность связи наружных электронов с ядром. Неметаллические свойства уменьшаются, а металлические нарастают.  (снижаются температура плавления и кипения и т.д)

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.

35

Общая характеристика. Углерод  и кремний

 

Подгруппа углерода, в которую входят углерод, кремний, германий, олово и свинец, является главной подгруппой 4 группы Периодической системы.

На внешней электронной оболочке атомов этих элементов имеется 4 электрона и их электронную конфигурацию в общем виде можно записать так: ns²np², где n - это номер периода, в котором расположен химический элемент. При переходе сверху вниз по группе неметаллические свойства ослабляются, а металлические возрастают, поэтому углерод и кремний - это неметаллы, а олово и свинец проявляет свойства типичных металлов. Образуя ковалентные полярные связи с атомами водорода, C и Si проявляют формальную степень окисления -4, а с более активными неметаллами (N, O, S) и галогенами проявляют степени окисления +2 и +4.При выяснении механизма реакций иногда используют изотоп углерода ¹³С (метод меченых атомов). Поэтому полезно знать, что распространенность изотопов углерода: ¹²С - 98.89 % и ¹³С - 1.11 %. Если ограничиться перечислением изотопов, распространенность которых более 0.01 %, то у кремния таких изотопа 3, у германия - 5, у олова - 10, у свинца 4 стабильных изотопа.

При обычных условиях углерод может существовать в виде двух аллотропных

модификаций: алмаза и графита; сверхчистый кристаллический кремний

- полупроводник.

Из соединений элементов (Э) подгруппы углерода с водородом рассмотрим соединения типа ЭН₄. С увеличением заряда ядра атома Э стабильность гидридов уменьшается.

При переходе от C к Pb устойчивость соединений со степенью окисления +4

уменьшается, а с +2 - увеличивается. У оксидов ЭО₂ уменьшается кислотный характер, а у оксидов ЭО увеличивается основной характер.

 

                              Углерод

 

Углерод в природе встречается в виде алмаза и графита. В ископаемых углях его содержится: от 92 % - в антраците, до 80 % - в буром угле. В связном состоянии углерод встречается в карбидах: CaCO₃ мел, известняк и мрамор, MgCO₃·CaCO₃ - доломит,

MgCO₃ - магнезит. В воздухе углерод содержится в виде углекислого газа (0.03 % по объему). Содержится углерод и в соединениях, растворенных в морской воде.

Углерод входит в состав растений и животных, содержится в нефти и природном газе.

В реакциях с активными неметаллами углерод легко окисляется:

      C + O₂ = CO_2,         

      2 C + O₂ = 2 CO,         

      C + 2S = CS₂,         

      C + 2 F₂ = CF₄.

 

Углерод может проявлять восстановительные свойства и при взаимодействии со сложными веществами:

 

   C + 2 CuO = 2 Cu + CO₂,         

   C + 2 H₂SO₄(конц) = CO₂ + 2 SO₂ + H₂О,         

   2 C + BaSO₄=  BaS + 2 CO₂.

 

В реакциях с металлами и менее активными неметаллами углерод - окислитель:                                        2C + H₂ = C₂H₂,

C + Si = SiC,

2 C + Ca  CaC₂,

3 C + 4 Al = Al₄C₃.

 

Карбид алюминия является истинным карбидом: всеми четырьмя валентными связями каждый атом углерода связан с атомами металла. Карбид кальция является ацетиленидом, так как между углеродными атомами имеется тройная связь. Поэтому при взаимодействии карбидов алюминия с водой выделяется метан, а при взаимодействии карбида кальция с водой - ацетилен

Al₄C₃ + 12H₂O = 4Al(OH)₃ + 3CH₄,

CaC₂ + 2H₂O = Ca(OH)₂ + C₂H₂.

 

Каменный уголь используется как топливо, применяется для получения синтез-газа. Из графита делают электроды, графитовые стержни используется в качестве замедлителя

нейтронов в ядерных реакторах. Алмазы используют для изготовления режущих инструментов, абразивов, ограненные алмазы (бриллианты) являются драгоценными камнями.

 

                                              Кремний

 

Кремний в природе встречается только в связанном виде в форме кремнезема SiO2 и различных солей кремниевой кислоты (силикатов). Он второй (после кислорода) по распространенности в земной коре химический элемент (27.6 %).

В 1811 г. французы Ж.Л.Гей-Люссак и Л.Ж.Тенер получили буро-коричневое вещество (кремний) по реакции:

   SiF₄ + 4 K = 4 KF + Si

и лишь в 1824 г. швед Й.Берцелиус, получив кремний по реакции:

   K₂SiF₆ + 4 K = 6 KF + Si,

доказал, что это новый химический элемент. Сейчас кремний получают из кремнезема:

   SiO₂ + 2 Mg =  Si + 2 MgO,

   3SiO₂ + 4Al = Si + 2Al₂O₃,

восстанавливая его магнием или углеродом. Получается он и при разложении силана:

      SiH₄ = Si + 2 H₂.

В реакциях с неметаллами кремний может окисляться (т.е. Si- восстановитель):

      Si + O₂ = SiO₂,

      Si + 2 F₂ = SiF₄,

      Si + C = SiC.

 

Кремний растворим в щелочах:

Si + 2 NaOH + H₂O = Na₂SiO₃ + 2 H₂ ,

нерастворим в кислотах (кроме плавиковой).

 

В реакциях с металлами кремний проявляет окислительные свойства:

      2 Mg + Si = Mg₂Si.

 

При разложении соляной кислотой силицида магния получается силан:

Mg₂Si + 4 HCl = 2MgCl₂ + SiH₄.

 

 

  Кремний используется для получения многих сплавов на основе железа, меди

и алюминия. Добавление кремния в сталь и чугун улучшает их механические свойства. Большие добавки кремния придают сплавам железа кислотоустойчивость.

Сверхчистый кремний является полупроводником и используется для изготовления микросхем и в производстве солнечных батарей.

 

 

 

              Кислородные соединения. Получение, свойства и применение

 

                                            Оксиды углерода

 

Оксид углерода (II) (CO - угарный газ)

 

CO - ядовитый газ без цвета и запаха, плохо растворим в воде.

 

Получение

 

В лаборатории CO получают разложением муравьиной или щавелевой кислоты (в присутствии концентрированной H₂SO₄):

 

   HCOOH = CO + H₂O,

   H₂C₂O₄ = CO + CO₂ + H₂O

 

или нагреванием цинковой пыли с карбонатом кальция:

CaCO₃ + Zn = CaO + ZnO + CO­.

 

В заводских условиях CO получают, пропуская воздух или углекислый газ через раскаленный уголь:

      2C + O₂ = 2CO ,         

      C + CO2 = 2 CO.

 

Свойства

 

Отравляющее действие угарного газа вызвано тем, что сродство гемоглобина к окиси углерода больше, чем к кислороду. При этом образуется карбоксигемоглобин и тем самым блокируется перенос кислорода в организме.

 

Оксид углерод (II)  легко окисляется, на воздухе горит с выделением большого количества тепла:

2 CO + O₂ = 2 CO₂ + 577 кДж/моль.

 

CO восстанавливает многие металлы из их окислов:

   FeO + CO = Fe + CO₂,

   CuO + CO = Cu + CO₂.

CO легко вступает в реакции присоединения:

   CO + Cl₂ = COCl₂,         

   CO + NaOH = HCOONa,         

   Ni + 4 CO = Ni(CO)₄.

 

В промышленности часто используют не чистый CO, а различные его смеси с другими газами. Генераторный газ получают при пропускании в шахтной печи через раскаленный уголь воздуха:

 2 C + O₂ = 2 CO + 222 кДж.

 

 

Водяной газ получается при пропускании через раскаленный уголь паров воды:

   C + H₂O = CO + H₂ - 132 кДж.

Первая реакция экзотермическая, а вторая идет с поглощением тепла. Если оба процесса чередовать, то удается поддерживать в печи необходимую температуру. При объединении генераторного и водяного газа получают смешанный газ. Эти газы используют не только как топливо, но и для синтеза, например, метанола:

   CO + 2H₂ = CH₃OH.

 

Оксид углерода (IV) (CO₂ - углекислый газ)

 

CO₂ - бесцветный негoрючий газ без запаха. Он выделяется при дыхании животных. Растения поглощают CO₂ и выделяют кислород. В воздухе обычно содержится 0.03 % углекислого газа. Из-за деятельности человека (бесконтрольная вырубка лесов,

сжигание все большего количества угля, нефти и газа) содержание CO₂ в атмосфере постепенно увеличивается, что вызывает парниковый эффект и грозит человечеству экологической катастрофой.

 

Получение

 

В лаборатории CO₂ получают в аппарате Киппа, действуя соляной кислотой на мрамор:

CaCO₃ + 2HCl = CaCl₂ + H₂O + CO₂.

Можно привести много реакций, в результате которых получается CO₂:

 

KHCO₃ + H₂SO₄ = KHSO₄ + H₂O + CO₂­,          

 C + O₂ = CO₂,         

 2 CO + O₂ = 2 CO₂,

Ca(HCO₃)₂  CaCO₃Ї + CO₂­ + H₂O,

CaCO₃ = CaO + CO₂,

BaSO₄ + 2 C = BaS + 2 CO₂­,         

C + 2 H₂SO₄(конц) = CO₂­ + 2 SO₂­ + 2H₂O,         

C + 4 HNO₃(конц) = CO₂­ + 4 NO₂­ + 2 Н₂O.

 

Свойства

 

При растворении CO₂ в воде образуется угольная кислота:

 H₂O + CO₂ = H₂CO₃.

Для CO₂ известны все те реакции, которые характерны для кислотных оксидов:

Na₂O + CO₂ = Na₂CO₃,

Ca(OH)₂ + 2 CO₂ = Ca(HCO₃)_2,

Ca(OH)₂ + CO₂ = CaCO₃ + H₂O.

 

Подоженный Mg продолжает гореть в углекислом газе:

   CO₂ + 2 Mg = 2 MgO + C.

 

Угольная кислота является слабой двухосновной кислотой:

H₂O + CO₂ = H₂CO₃

H⁺+HCO₃ ^-= H⁺+CO₃^2-

и может вытеснять более слабые кислоты из растворов их солей:

Na₂SiO₃ + CO₂ + H₂O = H₂SiO₃ + Na₂CO₃,

KCN + CO₂ + H₂O = KHCO₃ + HCN.

 

   

Соли угольной кислоты. Карбонаты и гидрокарбонаты

 

Общие способы получения солей типичны и для получения солей угольной кислоты:

 

CaCO₃ + CO₂ + H₂O = Ca(HCO₃)₂,

Ca(HCO₃)₂ + Ca(OH)₂ = 2 CaCO₃ + 2 H₂O.

 

Карбонаты щелочных металлов и аммония хорошо растворимы в воде и

подвержены гидролизу. Все остальные карбонаты практически нерастворимы:

Na₂CO₃ + H₂O = 2 Na⁺ + OH^- + HCO₃^-.

 

При сравнительно слабом нагревании гидрокарбонаты разлагаются:

Ca(HCO₃)₂ = CaCO₃ + CO₂ + H₂O.

 

При прокаливании карбонатов получаются оксиды металлов и CO₂:

   CaCO₃ = CaO + CO₂.

 

Карбонаты легко разлагаются более сильными (чем угольная) кислотами:

 

MgCO₃ + 2HCl = MgCl₂ + CO₂ + H₂O.

CaCO₃ + 2HCl = CaCl₂ + CO₂ + H₂O.

 

При прокаливании карбонатов с песком SiO₂ вытесняет более летучий оксид:

Na₂CO₃ + SiO₂ = Na₂SiO₃ + CO₂.

 

Применение

 

Карбонат натрия Na₂CO₃ (кальцинированная сода) и его кристаллогидрат Na₂CO₃ 10H₂O

(кристаллическая сода) используются в стекольной, мыловаренной, целлюлозно-бумажной промышленности. Гидрокарбонат натрия NaHCO₃ (питьевая сода)

применяется в пищевой промышленности и в медицине. Известняк - строительный камень и сырье для производства извести.

 

 

Оксиды кремния (IV) (SiO₂)

 

Кремнезем SiO₂ существует в природе в кристаллической (главным образом кварц) и аморфной (например, опал SiO_2·nH₂O) формах.

 

Получение

SiO₂ - кислотный оксид, который может быть получен по реакциям:

 

 Si + O₂ = SiO₂,

 H₂SiO₃ = SiO₂ + H₂O,

 SiH₄ + 2O₂ = SiO₂ + 2H₂O.

 

 

Свойства

 

При взаимодействии с металлами или углеродом SiO₂ может восстанавливаться до кремния

   SiO₂ + 2 Mg = Si + 2 MgO,

   SiO₂ + 2 C = Si + 2 CO

 

 

или давать карборунд (SiC)   SiO₂ + 3 C = SiС + 2 CO.

 

При сплавлении SiO₂ с оксидами металлов, щелочами и некоторыми солями образуются силикаты:

SiO₂ + 2 NaOH = Na₂SiO₃ + H₂O­,

SiO₂ + K₂CO₃ = K₂SiO₃ + CO₂ ,

SiO₂ + CaO = CaSiO₃.

 

Кислоты не действуют на SiO₂. Исключением является фтористоводородная кислота:

 

   SiO₂ + 4HF = SiF₄ + 2H₂O,

   SiF₄ + 2HF = H₂[SiF₆],

   SiO₂ + 6HF = H₂[SiF₆] + 2H₂O.

 

Кремниевая кислота H₂SiO₃ - самая простая из семейства кремниевых кислот. Ее общая формула xSiO₂·yH₂O. Она может быть получена из силикатов

Na₂SiO₃ + 2 HCl = H₂SiO₃ + 2 NaCl.

При нагревании кремниевая кислота разлагается:

   H₂SiO₃ = SiO₂ + H₂O.

 

Силикаты

Известны многие сотни силикатных минералов. Они составляют 75 % массы земной коры. Среди них очень много и алюмосиликатов. Силикаты являются основной составной частью цемента, стекла, бетона и кирпича.

В воде растворимы только силикаты Na и K. Их водные растворы называют " жидким стеклом". При гидролизе эти растворы имеют щелочную реакцию. Они применяются для изготовления кислотоупорного цемента и бетона.

36