Химическая связь

Химическая связь — это взаимодействие, которое связывает отдельные атомы в молекулы, ионы, радикалы, кристаллы.Основным условием образования химической связи является понижение полной энергии Е многоатомной си­стемы по сравнению с энергией изолированных атомов, т. е. в случае образования вещества АВ из атомов А и В.Природа химической связи, согласно современным представлениям, объясняется взаимодействием электрических полей, образуемых электронами и ядрами ато­мов, которые участвуют в образовании химического соединения. Поэтому более точно химическую связь можно определить как взаимодействие атомов, обуслов­ленное перекрыванием их электронных облаков и сопро­вождающееся уменьшением полной энергии системы. В зависимости от характера распределения электрон­ной плотности между взаимодействующими атомами раз­личают три основных типа химической связи: ковалентную, ионную и металлическую.

Основными параметрами химической связи являются ее длина, прочность и валентные углы, характеризующие строение веществ, которые образованы из отдельных атомов. Длина связи — это межъядерное расстояние между химически связанными атомами.

Угол между воображаемыми прямыми, проходящими через ядра химически связанных атомов, называется углом связи или валентным углом. Важнейшей характеристикой химической связи, опре­деляющей ее прочность, является энергия связи. Коли­чественно она обычно оценивается с помощью энергии, затрачиваемой на разрыв такой связи.В случае молекулы водыдлина связи Н—О равна 0,096 нм, угол связи НОН — 104,5°, а энергия связи Ео н = 464 кДж/моль. Ковалентная связь —тип химической связи между двумя атомами, возникающей при обобществлении элект­ронов, которые принадлежат этим атомам.

1) Образование молекулы водорода Нг из отдельных атомов — один из наиболее простых примеров возникно­вения ковалентной связи. Изолированные атомы, имею­щие электроны с противоположно направленными спи­нами, при сближении притягиваются друг к другу, в результате чего их электронные облака (атомные орби­тали— АО) перекрываются с образованием общего мо­лекулярного облака (молекулярной орбитали — МО). ковалентная связь образуется двумя атомами за счет двух электронов с антипараллельными спинами, т. е. химическая связь локализована между двумя ато­мами;

2) связь располагается в том направлении, в котором возможность перекрывания электронных облаков наи­большая;

3) ковалентная связь является тем более прочной, чем более полно перекрываются электронные облака.

Способы образования ковалентной связи. Валент­ность. Так как нахождение двух электронов в поле действия двух ядер энергетически выгоднее, чем пре­бывание каждого электрона в поле своего ядра, то в образовании ковалентной связи принимают участие все одноэлектронные орбитали внешнего энергетическо­го уровня.

8) Окислительновосстановительные реакции. Химические реакции можно подразделить на два ти­па: реакции, протекающие без изменения степени окисле­ния атомов, входящих в состав реагентов, и реакции, при которых изменяется степень окисления одного или не­скольких элементов.К первому типу относятся реакции обмена, происходя­щие в растворах, некоторые процессы соединения и раз­ложения, например.Реакции, относящиеся ко второму типу, т. е. протекаю­щие с изменением степени окисления элементов, называ­ются окислительно-восстановительными. Окислительно-восстановительными являются боль­шинство лабораторных, промышленных и природных про­цессов. Один из примеров — синтез воды из кислорода и водорода:

Степень окисления изменяется либо в результате пол­ного перехода электронов от одного участника процесса к другому, либо за счет перераспределения электронной плотности между атомами реагентов. В дальнейшем» для простоты, во всех случаях изменение степени окисления элементов мы будем рассматривать как результат пере­хода электронов.Атомы, молекулы или ионы, отдающие электроны, называются восстановителями а сам процесс отдачи электронов — окислением. Атомы, молекулы или ионы, принимающие электроны, называются окислителями, а процесс присоединения электронов — восстановлением. Таким образом, окислитель, принимая электроны, восста­навливается, а восстановитель окисляется. В реакциях эти два процесса происходят одновременно. При этом окислители и восстановители всегда взаимодействуют в таких соотношениях, чтобы числа принимаемых и отда­ваемых электронов были одинаковы. Процесс окисления сопровождается увеличением сте­пени окисления соответствующих элементов, а восста­новления — наоборот, понижением степени окисления элементов, входящих в состав окислителя:

Металлы в свободном состоянии могут быть только восстановителями, а в своих соединениях проявляют то­лько положительные степени окисления.Неметаллы (исключая фтор) в свободном виде спо­собны проявлять как восстановительные, так и окисли­тельные свойства.Соединения, в состав которых входят атомы элементов в своей максимальной положительной степени окисления, могут только восстанавливаться, выступая в качестве

окислителей, например HN0₃, К₂Сг₂0₇, РЬ0₂, КМп0₄.Соединения, содержащие элементы в их минимальной степени окисления, выступают в рассматриваемых про­цессах только в качестве восстановителей, например h₂s,nh₃.Вещества, содержащие элементы в промежуточной степени окисления, способны проявлять как окислитель­ные свойства (при взаимодействии с более сильными восстановителями), так и восстановительные (при взаи­модействии с более сильными окислителями), напримерHNO, Н3РО3, соединения Fe²⁺, Сг³⁺, Мп⁴⁺, S, нитриты, сульфиты и др.

Классификация окислительно-восстановительных ре­акций. Различают три типа окислительно-восстанови­тельных реакций:

межмолекулярные—реакции, в ходе которых окислитель и восстановитель находятся в разных веще­ствах:

МпO₂ + 4НСl -> MnCl₂ + Cl₂+2H20;

внутримолекулярные — реакции, в ходе которых и окислитель и восстановитель (атомы разных элементов) находятся в составе одного вещества:

2КС1O₃ -> 2КС1 +3O₂;

реакции диспропорционирования (самоокисления- самовосстановления) — реакции, в ходе которых атомы одного и того же элемента, находящиеся в составе одного вещества, являются и окислителем (понижают степень окисления) и восстановителем (повышают степень окис­ления):

Сl₂+2КОН ->КСl +КСlO + Н₂0.

При условиях, отличающихся от стандартных, числен­ное значение равновесного электродного потенциала для окислительно-восстановительной системы, записанной в форме Ox+ne->Red, определяется по уравнению Нернста:

где EOx/Red — соответственно электродный и стандартный потенциалы системы; R — универсальная газовая постоянная; Т —абсолютная температура; F — постоянная Фарадея; n — число электронов, участвующих в окислительно-восстановительном процессе; с (Red) и с (Ох) — молярные концентрации соответственно вос­становленной и окисленной форм соединения.

Правила вычисления:

1) Атомы в простых веществах имеют степень окисления, равную нулю.

2) Степени окисления катионов металлов равны: для щелочных металлов +1, для щелочно- земельных +2, для алюминия +3.

3) Водород во всех своих соединениях, кроме гибридов щелочных и щелочно- земельных металлов, имеет степень окисления +1. В гидридах щелочных металлов степень окисления водорода -1.

4) Кислород почти всегда имеет степень окисления -2. Исключения составляют пероксиды, надпероксиды, озониды, фториды кислорода.

5) Фтор во всех соединениях имеет степень окисления -1.

6) Сумма степеней окисления всех атомов, входящих в состав электронейтрального соединения или молекулы, равна нулю.

7) Сумма степеней окисления всех атомов, входящих в состав многоатомного или комплексного иона, равна заряду этого иона.

9) Комплексные соединения Строение и свойства комплексных соединений объ­ясняются координационной теорией, основы которой бы­ли заложены швейцарским химиком А. Вернером в 1893 г.Согласно этой теории, в комплексном соединении раз­личают внутреннюю, или координационную, и внешнюю сферы. Более прочно связанные частицы внутренней сферы образуют комплексный ион, или комплекс, который спо­собен к самостоятельному существованию в растворе или расплаве. В формулах комплексных соединений коорди­национная сфера заключается в квадратные скобки:

[Cu(NH₃)₄]SO₄>[Cu(NH₃)₄]²⁺+SO4

внутренняя внешняя в растворе

сфера сфера

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, например:

Cl— ¯; F—¯; ОН—¯; CN—¯; CNS—¯; Н2О¯; NH 3¯; СО¯.

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.

Этилендиами.К полидентатным лигандам можно отнести 6–дентатный лиганд этилендиаминтетрауксусной кислоты.Число мест, занимаемых каждым лигандом во внутренней сфере комплексного соединения называется координационной емкостью (дентатностью) лиганда. Она определяется числом электронных пар лиганда, которые участвуют в образовании координационной связи с центральным атомом.Кроме комплексных соединений, координационная химия охватывает двойные соли, распадающиеся в водном растворе на составные части, но в твердом состоянии во многих случаях построены аналогично коммплексным и неустойчивы.Внутренняя сфера состоит из центральной частицы — комплексообразователя М (ион или атом) и непосред­ственно связанных (координированных) с ним лигандов L (ионы противоположного знака или молекулы). Так, в приведенном выше примере комплексообразователем яв­ляется ион меди, а лигандами — молекулы аммиака.Число мест во внутренней сфере комплекса, которые могут быть заняты лигандами, называется координа­ционным числом или координационной валентностью комплексообразователя. Так, в комплексных ионах [Pt(NO₂)₂CI2]^2- координационное число Pt равно 4, а в [Fe(CN)₆]^3- координационное число Fe — 6.Координационное число обычно больше степени окис­ления комплексообразователя, хотя встречаются комп­лексы и с другими соотношениями этих характеристик. Численные значения координационных чисел варьиру­ются в пределах от 1 до 12, но наиболее часто встречаю­щиеся (более чем у 95 % комплексов) — 4 и 6.Заряд комплексного иона определяется алгебраиче­ской суммой заряда комплексообразователя и зарядов всех лигандов. Циклические структуры, которые образуются в результате присоединения иона металла к двум или более донорным атомам, принадлежащим одной молекуле хелатообразующего агента, называются хелатными соединениями. Например, глицинат меди

В них комплексообразователь как бы вдет внутрь лиганда, охвачен связями как клешнями, поэтому они при прочих равных условиях обладают более высокой устойчивостью, чем соединения несодержащие циклов. Наиболее устойчивы циклы, состоящие из пяти или шести звеньев. Это правило впервые сформулировано Л.А.Чугаевым. Разность устойчивости хелатного комплекса и устойчивости его нециклического аналога называют хелатным эффектом. В качестве хелатообразующего агента выступают полидентатные лиганды, которые содержат 2 типа группировок: группы, способные к образованию ковалентных полярных связей за счет реакций обмена (акцепторы электронных пар) —СН2СООН, —СН2 РО(ОН)2, —СН2SO(OH)2, —ОН, —NH2, —NH – кислотные группы (центры);

группы – доноры электронных пар: – N, NH, C=O, – S –, — Р, –ОН-

- основные группы (центры)

Если такие лиганды насыщают внутреннюю координационную сферу комплекса и полностью нейтрализуют заряд иона металла,то соединения называют внутрикомплексными. Например, глицинат меди.

Большая группа органических веществ, содержащих в молекуле основные и кислотные центры, называется комплексонами. Это многоосновные кислоты. Хелатные соединения, образуемые комплексонами при взаимодействии с ионами металлов, называют комплексонатами, например, комплексонат магния с этилендиаминтетрауксусной кислотой - [Mg(OOCCH2)2NCH2 CH2N(CH2 СОО)2]2—

Комплексоны и комплексонаты являются простой моделью более сложных соединений живых организмов: аминокислот, полипептидов, белков, нуклеиновых кислот, ферментов, витаминов и многих других эндогенных соединений.

В настоящее время выпускается огромный ассортимент синтетических комплексонов с различными функциональными группами. Формулы основных комплексонов представлены ниже:

С ацетатными группами

С фосфоновыми группами

нитрилотриуксусная кислота (НТА)

нитрилотриметиленфосфоновая кислота (НТФ)

этилендиаминтетрауксусная кислота (ЭДТА)

этилендиаминтетрафосфоновая кислота (ЭДТФ)

Комплексоны, при определенных условиях,могут предоставлять неподеленные электронные пары (несколько) для образования координационной связи с ионом металла (s–,p– или d–элемента). В результате образуются устойчивые соединения хелатного типа с 4–, 5–, 6–, или 8–членными циклами. Реакция протекает в широком интервале рН. В зависимости от рН,природы комплексообразователя, соотношения его с лигандом образуются комплексонаты различной прочности и растворимости. Химизм образования комплексонатов можно представить уравнениями на примере натриевой соли ЭДТА (Nа2Н2Y), который в водном растворе диссоциирует:

Из уравнений следует, что независимо от степени окисления катиона металла, с одной молекулой комплексона взаимодействует чаще всего ион металла (I:I). Реакция протекает количественно (Кр > 10 9).

Комплексоны и комплексонаты проявляют в широком интервале рН кислотные и основные свойства, способность участвовать в реакциях окисления–восстановления, комплексообразования, образуют соединения с разнообразными свойствами в зависимости от степени окисления металла, его координационной насыщенности, обладают электрофильными и нуклеофильными свойствами. Все это определяет полифункциональность комплексонатов, а также их интересную и уникальную способность субстехиометрического действия, т.е. способность связывать огромное число частиц, что позволяет малым количеством реагента решать большие и разнообразные задачи. Другое неоспоримое достоинство комплексонов и комплексонатов это малая токсичность и способность превращать токсичные частицы в малотоксичные или даже нетоксичные, продукты разрушения комплексонатов не накапливаются в организме и безвредны. Третья особенность комплексонатов - это возможность их использования как источника микроэлементов. повышенная усвояемость, обусловлена тем, что микроэлемент вводится в биологически активной форме и обладает высокой мембранопроницаемостью.

Для качественной характеристики устойчивости внутренней сферы комплексного соединения используют константу равновесия, описывающую полную ее диссоциацию называемую константой нестойкости комплекса (Кн). Для комплексного аниона [Ag(CN)2]— выражение константы нестойкости имеет вид: Кн=[Ag+] [СN—]/[Ag(СN)—2]

Чем меньше значение Кн, тем более устойчивой является внутренняя сфера комплексного соединения, то есть – тем меньше она диссоциирует в водном растворе. В последнее время вместо Кн используют значение константы устойчивости (Ку). Чем больше значение Ку, тем более стабильный комплекс.

Ку =1/ Кн

10) Водород Водород (лат. Hydrogenium), H, химический элемент, первый по порядковому номеру в периодической системе Менделеева; атомная масса 1,0079. При обычных условиях Водород - газ; не имеет цвета, запаха и вкуса. Распространение Водорода в природе. Водород широко распространен в природе, его содержание в земной коре (литосфера и гидросфера) составляет по массе 1%, а по числу атомов 16%. Водород входит в состав самого распространенного вещества на Земле - воды (11,19% Водорода по массе), в состав соединений, слагающих угли, нефть, природные газы, глины, а также организмы животных и растений (то есть в состав белков, нуклеиновых кислот, жиров, углеводов и других). В свободном состоянии Водород встречается крайне редко, в небольших количествах он содержится в вулканических и других природных газах. Ничтожные количества свободного Водорода (0,0001% по числу атомов) присутствуют в атмосфере. В околоземном пространстве Водород в виде потока протонов образует внутренний ("протонный") радиационный пояс Земли. В космосе Водород является самым распространенным элементом. В виде плазмы он составляет около половины массы Солнца и большинства звезд, основную часть газов межзвездной среды и газовых туманностей. Водород присутствует в атмосфере ряда планет и в кометах в виде свободного Н2, метана СН4, аммиака NH3, воды Н2О, радикалов типа CH, NH, OH, SiH, PH и т. д. В виде потока протонов Водород входит в состав корпускулярного излучения Солнца и космических лучей. Изотопы, атом и молекула Водорода. Обыкновенный Водород состоит из смеси 2 устойчивых изотопов: легкого Водорода, или протия (1H), и тяжелого Водорода, или дейтерия (2Н, или D). В природных соединениях Водорода на 1 атом 2Н приходится в среднем 6800 атомов 1Н. Радиоактивный изотоп с массовым числом 3 называют сверхтяжелым Водородом, или тритием (3Н, или Т), с мягким β-излучением и периодом полураспада T½ = 12,262 года. В природе тритий образуется, например, из атмосферного азота под действием нейтронов космических лучей; в атмосфере его ничтожно мало (4·10-15% от общего числа атомов Водорода). Получен крайне неустойчивый изотоп 4Н. Массовые числа изотопов 1Н, 2Н, 3Н и 4Н, соответственно 1, 2, 3 и 4, указывают на то, что ядро атома протия содержит только один протон, дейтерия - один протон и один нейтрон, трития - один протон и 2 нейтрона, 4Н - один протон и 3 нейтрона. Большое различие масс изотопов Водорода обусловливает более заметное различие их физических и химических свойств, чем в случае изотопов других элементов. Атом Водорода имеет наиболее простое строение среди атомов всех других элементов: он состоит из ядра и одного электрона. Энергия связи электрона с ядром (потенциал ионизации) составляет 13,595 эв. Нейтральный атом Водород может присоединять и второй электрон, образуя отрицательный ион Н- при этом энергия связи второго электрона с нейтральным атомом (сродство к электрону) составляет 0,78 эв. Квантовая механика позволяет рассчитать все возможные энергетические уровни атома Водород, а следовательно, дать полную интерпретацию его атомного спектра. Атом Водорода используется как модельный в квантовомеханических расчетах энергетических уровней других, более сложных атомов. Молекула Водород Н2 состоит из двух атомов, соединенных ковалентной химической связью. Энергия диссоциации (то есть распада на атомы) составляет 4,776 эв. Межатомное расстояние при равновесном положении ядер равно 0,7414Å. При высоких температурах молекулярный Водород диссоциирует на атомы (степень диссоциации при 2000°С 0,0013, при 5000°С 0,95). Атомарный Водород образуется также в различных химических реакциях (например, действием Zn на соляную кислоту). Однако существование Водорода в атомарном состоянии длится лишь короткое время, атомы рекомбинируют в молекулы Н2. Физические свойства Водорода. Водород - легчайшее из всех известных веществ (в 14,4 раза легче воздуха), плотность 0,0899 г/л при 0°С и 1 атм. Водород кипит (сжижается) и плавится (затвердевает) соответственно при -252,8°С и -259,1°С (только гелий имеет более низкие температуры плавления и кипения). Критическая температура Водорода очень низка (-240°С), поэтому его сжижение сопряжено с большими трудностями; критическое давление 12,8 кгс/см2 (12,8 атм), критическая плотность 0,0312 г/см3. Из всех газов Водород обладает наибольшей теплопроводностью, равной при 0°С и 1 атм 0,174 вт/(м·К), то есть 4,16·10-4 кал/(с·см·°С). Удельная теплоемкость Водорода при 0°С и 1 атм Сp 14,208 кДж/(кг·К), то есть 3,394 кал/(г·°С). Водород мало растворим в воде (0,0182 мл/г при 20°С и 1 атм), но хорошо - во многих металлах (Ni, Pt, Pa и других), особенно в палладии (850 объемов на 1 объем Pd). С растворимостью Водорода в металлах связана его способность диффундировать через них; диффузия через углеродистый сплав (например, сталь) иногда сопровождается разрушением сплава вследствие взаимодействия Водорода с углеродом (так называемая декарбонизация). Жидкий Водород очень легок (плотность при -253°С 0,0708 г/см3) и текуч (вязкость при -253°С 13,8 спуаз). Химические свойства Водорода. В большинстве соединений Водород проявляет валентность (точнее, степень окисления) +1, подобно натрию и другим щелочным металлам; обычно он и рассматривается как аналог этих металлов, возглавляющий I группу системы Менделеева. Однако в гидридах металлов ион Водорода заряжен отрицательно (степень окисления -1), то есть гидрид Na+H- построен подобно хлориду Na+Cl-. Этот и некоторые других факты (близость физических свойств Водорода и галогенов, способность галогенов замещать Водород в органических соединениях) дают основание относить Водород также и к VII группе периодической системы. При обычных условиях молекулярный Водород сравнительно мало активен, непосредственно соединяясь лишь с наиболее активными из неметаллов (с фтором, а на свету и с хлором). Однако при нагревании он вступает в реакции со многими элементами. Атомарный Водород обладает повышенной химические активностью по сравнению с молекулярным. С кислородом Водород образует воду:

Н2 + 1/2О2 = Н2О

с выделением 285,937 кДж/моль, то есть 68,3174 ккал/моль тепла (при 25°С и 1 атм). При обычных температурах реакция протекает крайне медленно, выше 550°С - со взрывом. Пределы взрывоопасности водородо-кислородной смеси составляют (по объему) от 4 до 94% Н2, а водородо-воздушной смеси - от 4 до 74% Н2 (смесь 2 объемов Н2 и 1 объема О2 называется гремучим газом). Водород используется для восстановления многих металлов, так как отнимает кислород у их оксидов:

CuO + H2 = Cu + H2O,

Fe3O4 + 4H2 = 3Fe + 4Н2О, и т. д.С галогенами Водород образует галогеноводороды, например:

Н2 + Cl2 = 2НСl.При этом с фтором Водород взрывается (даже в темноте и при - 252°С), с хлором и бромом реагирует лишь при освещении или нагревании, а с иодом только при нагревании. С азотом Водород взаимодействует с образованием аммиака:

ЗН2 + N2 = 2NН3 лишь на катализаторе и при повышенных температуpax и давлениях. При нагревании Водород энергично реагирует с серой:

Н2 + S = H2S (сероводород), значительно труднее с селеном и теллуром. С чистым углеродом Водород может реагировать без катализатора только при высоких температуpax:

2Н2 + С (аморфный) = СН4 (метан). Водород непосредственно реагирует с некоторыми металлами (щелочными, щелочноземельными и другими), образуя гидриды:

Н2 + 2Li = 2LiH. Важное практическое значение имеют реакции Водорода с оксидом углерода (II), при которых образуются в зависимости от температуры, давления и катализатора различные органические соединения, например НСНО, СН3ОН и другие. Ненасыщенные углеводороды реагируют с Водородом, переходя в насыщенные, например:

СnН2n + Н2 = СnН2n+2.

Роль рольводород и его соединений в химии исключительно велика. Водород обусловливает кислотные свойства так называемых протонных кислот. Водород склонен образовывать с некоторыми элементами так называемую водородную связь, ока зывающую определяющее влияние на свойства многих органических и неорганических соединений.

ПолучеполучениеВодорода. Основные виды сырья для промышленного получения Водорода - газы природные горючие, коксовый газ и газы нефтепереработки. Водород получают также из воды электролизом (в местах с дешевой электроэнергией). Важнейшими способами производства Водорода из природного газа являются каталитическое взаимодействие углеводородов, главным образом метана, с водяным паром (конверсия):

СН4 + H2О = СО + ЗН2, и неполное окисление углеводородов кислородом:

СН4 + 1/2О2 = СО + 2Н2

Образующийся оксид углерода (II) также подвергается конверсии:

СО + Н2О = СО2 + Н2.

Водород, добываемый из природного газа, самый дешевый. Из коксового газа и газов нефтепереработки Водород выделяют путем удаления остальных компонентов газовой смеси, сжижаемых более легко, чем Водород, при глубоком охлаждении. Электролиз воды ведут постоянным током, пропуская его через раствор КОН или NaOH (кислоты не используются во избежание коррозии стальной аппаратуры). В лабораториях Водород получают электролизом воды, а также по реакции между цинком и соляной кислотой. Однако чаще используют готовый заводской Водород в баллонах. Применение Водорода. В промышленном масштабе Водород стали получать в конце 18 века для наполнения воздушных шаров. В настоящее время Водород широко применяют в химической промышленности, главным образом для производства аммиака. Крупным потребителем Водорода является также производство метилового и других спиртов, синтетического бензина и других продуктов, получаемых синтезом из Водорода и оксида углерода (II). Водород применяют для гидрогенизации твердого и тяжелого жидкого топлив, жиров и других, для синтеза HCl, для гидроочистки нефтепродуктов, в сварке и резке металлов кислородо-водородным пламенем (температура до 2800°С) и в атомно-водородной сварке (до 4000°С). Очень важное применение в атомной энергетике нашли изотопы Водорода - дейтерий и тритий.

11) ЭлементыӀА-подгруппы -Li,Na,K, рубидии, цезиий и франций- выделяются среди элементов других А-подгрупп наибольшим сходством физических и химических свойств. Их объединяют под общим названием щелочные металлыя, так как их гидроксиды- сильные, хорошо растворимые основания- щелочи.

Щелочные металлы- сильные восстановители. Все химические реакции с их участием сводятся к окислению атомов,сопровождающемуся потерей единственного валентного электрона и образованием однозарядного катиона:

М-е-=М+

Для химического поведения соединений щелочных металлов характерно следущее: основные изменения происходят не с катионами щелочных мелаллов, а с анионами природа которых определяет продукты реакций; катионы щелочных металлов, не изменяя, переходят либо из одной кристаллической решетки в другую, либо из кристаллической решетки в раствор и при этом подвергается гидратации.

Большинство бинарных соединений щелочных металлов можно получить прямым синтезом из простых веществ.

Гидриды. При высоких температурах щелочные металлы взаимодействуют с водородом с образованием ионных гидридов:

2Li+H2=2LiH

Галогениды. Все щелочные металлы взаимодействуют с галогенами с образованием ионных галогенидов (фторидов, хлоридов, бромидов и иодидов):

2Na+Г2= 2NaГ

Оксиды. При сжигании на воздухе только литии образует нормальный оксид лития:

4Li+O2=2Li2O

При горении натрия на воздухе образуется преимущественно пероксид натрия:

2Na+O2=Na2O2

Сульфиды, селениды, теллуриды. Щелочные металлы взаимодействуют с серой, селеном и теллуром, образуя соответственно сульфиды M2S, селениды M2Se и теллуриды M2Te.

Нитриды. с молекулярным азотом при нормальных условиях взаимодействует только литий с образованием нитрида лития:

6 Li+N2=2Li3N

Фосфиды. При взаимодействии с фосфором образуются фосфиды. Фосфиды щелочных металлов сгорают в кислороде с образованием оксида соответствующего металла и оксида фосфора.

Карбиды. Литий и натрии при нагревании реагирует с углеродом с образованием карбидов состава M2C2, которые называют ацетиленидами.

Гидроксиды металлов ӀА- подгруппы представляют собой бесцветные кристаллические вещества. Это сильные, хорошо растворимые в воде основания. Их сила возрастает от LiOH к CrOH с увеличением радиуса катиона.

Большинство солей щелочных металлов хорошо растворимо в воде. Можно отметить некоторые закономерности изменения растворимости солей щелочных металлов, которые определяются разностью энергии кристаллической решетки и энергии гидратации катионов щелочных металлов. Известно, что растворение солей происходит в том случае, если энергия, затрачиваемая на разрушение кристаллической соли, конпенсируется энергтей гидратации образующихся при растворении катионов и анионов. В солях с одинаковым анионом энергия кристаллической решетки убывает по абсолютному значению по мере роста ионного радиуса катиона, другими словами, энергия кристаллической решетки максимальна для одноименных солей лития.

Кислые соли. Для щелочных металлов характерно образование кислых солей (гидрокарбонатов МHCO3,гидросульфитовMHSO3,гидросульфатовM2HPO4.

Калийные удобрения. Хотя содержания калия в почве гораздо больше, чем азота и фосфора, он присутствует в основном в составе практически нерастворимых силикатов. В растворимом и обменном состояниях, которые доступны для растении, находится малая доля всего калия. Для восполнения потерь калия с отчуждаемой сельскохозяйственной продукцией, предотвращения истощения почв и повышения урожайности необходимо внесение калийных удобрении.

Все калииные удобрения представляют собой растворимые соли калия: хлориды, сульфаты, нитраты, карбонаты. Сырьем для из производства служат руды, содержащие водорастворимые минералы.

Самое распространенное калийное удобрение- хлорид калия. Минеральным сырьем для получения KCL служит сильвинит KCL*NaCl.

12) Элементы II А- подгруппы берилий, магнии, кальции, стронции, барии и радии- металлы. Наибольшие отличия в химических свойствах от остальных элементов подгруппы проявляет элемент второго периода-берилии. Для берилия характерно образование соединении с ковалентными связями, тогда как другие элементы IIА- подгруппы образуют соединения с преобладанием ионного характера связи. Кальции, стронции, барии и радии часто обьединяют под общим названием щелочно-земельные металлы. Их назвали так потому, что оксиды этих металлов по химическим свойтсвам занимают промежуточное положение ме жду оксидами щелочных металлов и оксидами, которые раньше называли землями, например Al2O3.

Бериллии –редкии, но не рассеянный элемент. Он образует более 50 собственных минералов. Наибольшее значение из них имеет берилл. Разновидности берилла- драгоценные камни: изумруд, аквамарин, гериодор. Бериллий- хрупкии твердый металл светло- серого цвета. При хранении на воздухе он покрывается плотной оксидной пленкой, предотвращающей дальнейшее окисление и взаимодействие с водой. Амфотерный элемент. Он реагирует не только с кислотами, но и с сильными основаниями. При этом в кислых растворах образуется комплексный катион тетрааквабериллия (II) [Be(H2O)4]2+:

Be+ 2HCL+4H2O= [Be(H2O)4 ]Cl2+H2

Гидрид. Гидрид бериллия- полимер с трехцентровыми связями Be-H-Be, аналогичными связями в диборане. При взаимодействии с водой гидрид бериллия разлагается с выделением водорода:

BeH2+2H2O= Be(OH)2+2H2.

При сплавлении с фторидами щелочных металлов BeF2 образует комплексные соединения:

BeF2+2NaF=Na2[BeF4]

Оксид. Бесцветный кристаллическии оксид берилия BeO практически нерастворим в воде. В отличие от оксидов других элементов IIА- подгруппы оксид бериллия- амфотерный оксид. Он взаимодействует как с кислотами, так и ссильными основаниями:

BeO+H2SO4+3H2O= [Be(H2O)4]SO4

BeO+2NaOH+H2O=Na2[Be(OH)4]

Гирдоксид бериллия. При добавлении гидроксида натрия или аммиака к растворам солей бериллия образуется осадок Be(OH)2. В отличие от гидроксидов других элементов IIА- подгруппы гидроксид бериллия – амфотерное основание. Свежеосажденный Be(OH)2 реагирует как с кислотами, так и с сильными основаниями.

Магнии и кальции- серебристые металлы, существенно более твердые, чем щелочные металлы, но более мягкие и пластичные, чем берилии. При хранении на воздухе магнии сохраняет тусклый металлическии блеск, потому что покрывается прочной оксидной пленкой, защищающей его при комнатной температуре от дальнейшего окисления и от взаимодействия с водой.

Магнии и кальции- сильные восстановители.

3CaO+2AL=3Ca+AL2O3

MgO+C=Mg+CO

Бинарные соединения. Вследствие высокой химической активности магния и кальция подавляющее большинство их бинарных соединении можно получить прямым синтезом из простых веществ. Реакции с участием магния протекают менее интенсивно. Бинарные соединения кальция обладают ионными свойствами, а бинарные соединения магния занимают промежуточное положение между ионными и ковалентными соединениями.

Гидриды. Кальции при нагревании реагирует с водородом с образованием ионного гидрида кальция CaH2. Магнии тоже взаимодеиствует с водородом, но очень медленно даже при высокой температуре и повышенном давлении. При этом образуется гидрид магния MgH2, который по свойствам и природе химической связи занимает промежуточное положение между ионными и ковалентными гидридами.

MgH2=Mg+H2

MgH2+2H2O=Mg(OH)2+2H2

Галогениды. Магнии и кальции взаимодействует с галогенами с образованием галогенидов:

M+Г2=МГ2

Фториды. Малорастворимые соединения. Их кристаллы не содержат кристаллизационной воды. Они относятся к числу наиболее тугоплавких и труднолетучих фторидов.

Хлориды, бромиды и иодиды магния и кальция очень хорошо растворимы в воде. Процесс этот происходит в несколько этапов, например, обезвоживание гексагидрата хлорида кальция можно изобразить следующей схемой:

CaCl2*6H2O=CaCl2*4H2O=CaCl2*2H2O=CaCl2*H2O=CaCl2

Оксиды магния и кальция- основные оксиды. При взаимодействии их с водой образуется гидроксиды:

MgO+H2O=Mg(OH)2

Реагируя с кислотами, MgO иCaO дают соли:

MgO+2HCl=MgCl2+H2O

Сульфиды, нитриды, фосфиды, карбиды и силициды. Эти бинарные соединения магния и кальция при взаимодействии с водой гидролизуются:

MgS+2H2O=Mg(OH)2+H2S

Ca3N2+6H2O=3Ca(OH)2+2NH3

Mg3P2+6H2O=3Mg(OH)2+2PH3

CaC2+2H2O=Ca(OH)2+C2H2

Mg2Si+4H2O=2Mg(OH)2+SiH4

Гидроксиды обоих металлов- бесцветные кристаллические вещества, малорастворимые в воде. Гидроксид магния Mg(OH)2-слабое основание. Гидроксид кальция Ca(OH)2- сильное основание лишь по первой ступени диссоциации:

Ca(OH)2=CaOH+OH

При этом растворимые гидрокарбонаты разлагаются, а кальции и магнии выпадают в осадок в виде нерастворимых солей:

Ca(HCO3)2(р)=CaCO3(к)+СO2(г)+H2O(ж)

2Mg(HCO3)2(р)=(MgOH)2CO3(к)+3CO2(г)+H2O(ж)

13) Элементы IIIA подгрупа. –подгруппы наряду с металлми Al,Ga, индием In. Это проявление быстрого нарастания неметаллических свойств у элементов второго периода по мере увеличения порядкового номера. В отличие от рассмотренных ранее IА- и IIА- подгрупп, образованных только металлами.

Химические свойства. Бор образует преимущественно ковалентные связи. Степень ионности его наиболее полярной связи B-F равна 60 %. Связи с самой высокой ионностью образует алюминии, так как его электроотрицательность наименьшая в подгруппе.

Бинарные соединения. С подавляющим большинством элементов бор образует термодинамически устойчивые соединения. Исключение составляют многочисленные и разнообразные по строению молекул гидриды этого элемента.

Гидриды. Гидрид бора, отвечающий простейшей формуле BH3, в обычных условиях не существует. Самое простое из которых диборан отвечает формуле B2H6. Для молекул гидридов бора, в том числе и для молекулы диборана характерен дефицит электронов.

На воздухе они воспламеняются и сгорают с выделением большого количества теплоты:

B2H6+3O2=B2O3+3H2O

При взаимодействии боранов с водой образуется борная кислота и выделяется водород:

B2H6+6H2O=2H3BO3+6H2

Галогениды. При обычных условиях галогениды бора находятся в разных агрегатных состояниях:

Фторид бора BF3 и хлорид бора BCl3. Все галогениды бора гидролизуются:

BCl3+3H2O=H3BO3+3HCL

Молекула галогенидов бора имеют форму плоского треугольника с углом ГВГ.

Оксид бора- кислотный оксид. При взаимодействии с водой он образует ортоборную кислоту:

B2O3+3H2O=2H3BO3

Сульфид как и оксид, сульфид бора B2S3 обычно существует в стеклообразном состоянии. Кристаллический сульфид бора имеет слоистую структуру.

Нитрид. Известны три кристаллические модификации нитрида бора BN. Все они химически инертны. Слои состоят из связанных между собой шестичленных циклов B3N3.

Молекулы галогенидов бора имеют форму плоского треугольника с углом ГВГ (гдеГ-галоген) 120 градусов, что объясняется переходом одного из электронов с 2s-подуровня на подуровень 2р. Наличие свободной орбитали придает галогенидам бора акцепторные свойства.

Ортоборная кислота. Часто ортоборную кислоту H3BO3 называют просто борной кислотой. Это бесцветное кристаллическое вещество. Слоистая структура кристаллов обусловлена образованием водородных связей между молекулами H3BO3. слабая кислота. В отличие от обычных кислот она не отщепляет катион Н+, а вызывает смещение равновесия диссоциации молекул воды, присоединяя за счет донорно- акцепторного взаимодействия гидроксид- ионы ОН-.

При нейтрализации ортоборной кислоты не образуются ортобораты, содержащие ион BO3, а получаются метабораты, например метаборат натрия:

H3BO3+NaOH=NaBO2+2H2O

Или соли полиборных кислот, например тетраборат натрия:

4H3BO3+2NaOH =Na2B4O7+7H2O

Co спиртами в присутствии серной кислоты H3BO3 образует летучие эфиры, при горении которых пламя окрашивается в зеленый цвет:

H3BO3+ 3C2H5OH=(C2H5O)B+3H2O

Эту реакцию используют в аналитической химии для обнаружения борной кислоты и борантов.

Ортоборная кислота слабо токсична для теплокровных животных и человека. В природе ортоборная кислота встречается в виде минерала сассолина.

Алюминий- химически активный металл, сильный восстановитель. При комнатной температуре он реагирует с хлором, бромом и иодом. После удаления защитной оксидной пленки алюминий интенсивно окисляется

14) элементыIVА-подгруппы CиSi– неметаллы. Sn Pb в целом обладают химическими свойствами металлов. Ge занимает промежуточное место между металлами. Общая электронная формула элементов I˅А-подгруппы ns2np2.

Известно несколько аллотропных модификации углерода.

Карбин- кристаллическая модификация углерода с цепочечным строением молекул. Цепи состоят из атомов углерода, электронные орбитали которых находятся в состоянии sp-гибридизации. Карбин встречается в природе в виде минерала чаоита и получается искусственно.

Графит – темно-серое или черное, мягкое, жирное на ощупь кристаллическое вещество со слабым металлическом блеском. Он теплопроводен и обладает электрической проводимостью. При температуре около 3700градусов и атмосферном давлении графит возгоняется без плавления. Графит имеет слоистую структуру, в которой плоские слои образованы правильными шестиугольниками из атомов углерода. Электронные орбитали атомов углерода в таких слоях находятся в состоянии sp2-гибридизации. Графит - распространенный в природе минерал. В промышленности его получают из кокса или из газообразных углеводородов. При температуре 2700градусов и давлении 11-12ГПа графит превращается в алмаз.

Фуллерены представляют собой кристаллические вещества черного цвета с металлическим блеском, обладающие полупроводниковыми свойствами. По пластичности они близки к графиту. В отличие от других аллотропных модификаций углерода кристаллы фуллеренов состоят не из атомов, а из молекул. Молекулы обычно имеют шарообразную форму или форму мяча для регби. В фуллеренах все связи между атомами углерода насыщены за счет их взаимодействия друг с другом, в то время как атомы углерода, расположенные на поверхности алмаза, по краям слоев графита и в концах цепей карбина насыщают свои связи, направленные наружу из объема, за счет взаимодействия с атомами других химических элементов, например, водорода или кислорода.

Алмаз – бесцветное прозрачное кристаллическое вещество с очень высоким преломлением света. Алмаз – самый твердый, но хрупкий минерал. Структура алмаза отвечает sp3-гибридизации орбиталей атомов углерода. Каждый атом углерода имеет четыре σ-связи и тетраэдрически окружен четырьмя такими же атомами углерода. Твердость и способность алмаза сильно преломлять свет – следствие его структуры. При нормальных условиях алмаз термодинамически неустойчив и должен самопроизвольно превращаться в графит, но этого не происходит и он может существовать неопределенно долго изза очень больших энергий активации. При высокой температуре в вакууме или в инертной атмосфере алмаз без плавления превращается в графит. Масса алмаза измеряется в каратах.

Лонсдейлит найден в метеоритах и получен искусственно из графита при высоких давлениях и температуре около 900градусов. Он имеет кристаллическую решетку, состоящую, как и у алмаза, из атомов углерода, электронные орбитали которых находятся в состоянии sp3-гибридизации. Отличие от алмаза заключается в строении кристаллической решетки.

Аморфный углерод (кокс, бурые и каменные угли, сажа, активный уголь) состоит из мельчайших кристаллов, имеющих структуру графита.

Простейшии углеводород- метан (болотный или рудничный газ) CH4, в котором орбитали атома углерода имеют sp3-гибриртзацию. Его тетраэдрически построенная молекула из-за близости электроотрицательностей углерода и водорода обладает малополярными ковалентными σ-связями С-Н.

При низких температурах реакция идет медленно. Метан-газ без цвета, запаха и вкуса, мало растворимый в воде. Его молекулы взаимодействуют друг с другом только за счет слабых дисперсионных сил и поэтому температуры кипения и плавления у этого вещества низки.

В лабораториях получение метана осуществляют с помощью реакции декарбоксилирования, протекающей при сплавлении ацетата и гидроксида натрия:

CH3COONa+NaOH=CH4+Na2CO3

Метан- исходное сырье для получения многих продуктов. Так, например, получение из метана синтез-газа:

CH4 (г)+H2O(г)=CO(г)+3H2(г) это первая стадия двух важных технологических процессов:получение метанола CH3OH и водорода, изпользуемого для производства амиака. Метан широко используют в хим. Промышленности для синтеза ацетилена, циановодорода, хлороформа, сероуглерода и др. продуктов:

2CH4=HC≡CH+H2

2CH4+2NH3+3O2=2HCN+6H2O

CH4+3CL2=CHCL3+3HCL

CH4+4S=CS2+2H2S

15)V-А подргуппа.

16) VIA-подгруппа К элементам VIA-подгруппы относятся кислород, сера, селен, теллур, полоний.Атомы данных элементов на внешнем электронном слое имеют 6 электронов. Конфигурация внешнего слоя ns2np4, что обуславливает окислительные свойства данных элементов. Окислительная способность уменьшается с увеличением заряда ядра атомов. Кислород и сера являются типичными неметаллами, селен и теллур проявляют промежуточные свойства между металлами и неметаллами (металлоиды), полоний – типичный металл. Кислород является очень сильным окислителем (занимает второе место после фтора), поэтому практически во всех соединениях с другими элементами его степень окисления равна -2 (исключение фторид кислорода (+2) и перекисные соединения (-1)). Другие элементы могут проявлять степень окисления -2, +4, +6.

Кислород Кислород является сильным окислителем:

а) взаимодействие с металлами:2Mg + O2 = 2MgO,2Fe + 3O2 = 2Fe2O3,

б) взаимодействие с неметаллами происходит при нагревании:С + O2 = CO2,N2 + O2 = 2NO,

в) взаимодействие со сложными веществами:2H2S + 3O2 = 2SO2 + 2H2O,4NH3 + 3O2 = 2N2 + 6H2O.

Сера 1. С более электроположительными веществами сера проявляет окислительные свойства:

Hg + S = HgS,2Fe + 3S = Fe2S3.

2. С более электроотрицательными веществами сера – восстановитель:S + O2 = SO2↑,

S + Cl2 = SCl2, S + 6HNO3(конц) = H2SO4 + 6NO2↑ + 2H2O.

3. Для серы характерны реакции диспропорционирования:S + H2SO4(конц) = SO2↑ + 2H2O.

Гидрид серы H2S - сероводород

Сероводород – бесцветный газ с запахом тухлых яиц, ядовит. Получение

1. Взаимодействие сульфидов с кислотами:FeS + 2HCl = H2S↑ + FeCl2.

2. Взаимодействие серы с газообразным водородом S + H2 = H2S↑. Химические свойства

1. Сероводород – сильный восстановитель, в зависимости от условий сульфид-ион окисляется до S, SO42-, SO2:

H2S + Br2 = S + 2HBr, H2S + 4Cl2 + 4H2O = H2SO4 + 8HCl,

H2S + H2SO4(конц) = S + SO2↑ + 2H2O.

2. Водный раствор сероводорода – слабая двухосновная кислота, диссоциирующая ступенчато:H2S H+ + HS- K1= 1,0·10-7,HS- H+ + S2- K2= 2,5·10-13.

имические соединения

Оксиды серы Для серы характерны два оксида SO2 и SO3 с кислотными свойствами.

Получени SO2: 4FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2 H2S + H2SO4(конц) = S + SO2 + 2H2O

SO3: 2SO2 + O2 = 2SO3 Fe2(SO4)3 → Fe2O3 + 3SO3 1. Взаимодействие с водой: а) SO2 + H2O = H2SO3, б) SO3 + H2O = H2SO4.

2. Взаимодействие с основанием:а) SO2 + NaOH = NaHSO3, NaHSO3 + NaOH = Na2SO3 + H2O,

б) SO3 + NaOH = NaHSO4, NaHSO4 + NaOH = Na2SO4 + H2O.

3. Реакции восстановления: а) SO2 + 2H2S = 3S + 2H2O, б) 2SO3 + 3C = 2S + 3CO2↑.

4) Реакции окисления:SO2 + NO2 + H2O = H2SO4 + NO↑.

Кислоты Сернистая кислота H2SO3 Сернистая кислота – кислота слабая, малоустойчивая, образуется при растворении SO2 в воде:SO2 + H2O H2SO3.

Являясь слабой кислотой, сернистая кислота диссоциирует ступенчато:

H2SO3 HSO3- + H+ K1=1,6·10-2, HSO3- SO32- + H+ K2=6,3·10-8.

Соли сернистой кислоты называются сульфитами. Они, как правило (кроме солей щелочных металлов), плохо растворимы в воде.

Дата добавления: 2015-04-24