Оксиды азота, их строение общая характеристика. 1 страница

С О2 азот образ ряд оксидов: N2О и NО - бесцв газы, N2О3 голубое тв в-во,NО2 - бурый газ,N2О4 - бесцв газ, N2О5 - бесцв кристаллы. N2О получ терм разлож нитрата аммония или гидроксиламмония:

[НN3ОН]NО2=N2О+2Н2О

Оксид азота (+1) - эндотерм соед.при Ткомн мало активен. При нагревании реакц спос-ть сильно возраст.окисляет Н2, мет,Р, серу,С, орг и др в-ва.При нагрев N2О выше 700град. одноврем с р-ей разлож протекает его диспропорционирование:2N2О=2N2+О2; 2N2О=2NО+N2

С водой не взаимод. Оксид азота (II). Мол NО сод нечетное число е- и предст собой облад малой акт-ю радикал. В мол 1 ков по донорно-акцепторному мех-зму и 2 пи-связи.

В лаб оксид получ дейст разб к-ты на медные стружки:

3Сu+8НNО3=3Сu(NО3)2+2NО+4Н2О

На воздухе оксид мгновенно ок-ся: 2NО + О2 = 2NО2.Ок-ся NО и галогенами, образ нитрозилгалогениды.При взаимод с вос-ями NО вос-ся до N2О,N2,NН2ОН,NН3 в зав-ти от вос-ой спос-ти партнера и усл провидения процессов. Водный р-р оксида нейтрален. Оксид азота (3) N2О3 тв сост. В жидк и парообр сост оксид в значит ст диссоциирован за счет димеризации: N2О3=NО + NО2 Получают N2О3 охлажд эквимол кол-в NО и NО2.А равном ток смеси нужного с-ва получ при взаимод 50% НNО3 с оксидом мышьяка (+3):2НNО3+Аs2О3=2НАsО3+NО+NО2

Оксиду отвечает известная в р-ре неуст НNО2. Получ можно р-ем в воде равных объемов NО и NО2: NО + NО2 + Н2О = 2НNО2

При хранении и нагрев НNО2 разлаг: 3НNО2=НNО3+2NО+Н2О

Оксид азота (4) получ р-ем меди в конц азотной кислоте: Сu + 4НNО3 = Сu(NО3)2 + 2NО2 + 2Н2О.Он яв-ся хорошим ок-лем, в нем горят Р, сера, С и нек орг в-ва. Выше 150 град. диоксид начинается разлаг: 2NО2 = 2NО + О2.Димер бесцв и диамагнитен в отличие от окрашенного в красно-бурый цвет и парамагнитен.Диоксид при взаимод с водой:2NО2+Н2О=НNО2+НNО3. Оксид азота (5) имеет мол стр-ру только в газовой фазе. В тв сост N2О5 имеет стр-ру, образ NО2+ и NО3-. N2О5 - легко возгоняющиеся кристаллы, причем испаряются молекулы. Получают оксид(+5) дегидратацией азотной к-ты с пом Р2О5 или ок-ем NО2 озоном: 2НNО3+ Р2О =2НРО3+N2О5; 6NО2+О=3N2О5

Оксид(+5) явл-ся энерг ок-ем.При раств в воде дает азотную кислоту:N2О5 + Н2О=2НNО3, со щелочами нитраты. Азотистая к-та сущест. либо в р-ре, либо в газовой фазе.неустойчива и при нагрев распад в парах:2HNO2=NO+NO2+Н2О

Водные р-ры к-ты при нагрев разлаг:3HNO2=HNO3+H2O+2NO

Р-ция обратимая.практически взаимод NO2 с водой получают HNO3.По к-ным св-вам к-та лишь немного сильнее уксусной. Соли-нитриты, явл-ся устойчивыми. Из р-ров солей можно доб серной кислоты получить р-р HNO2: Ba(NO2)2+H2SO4=2HNO2+BaSO4.Стр-ра к-ты: Н-О-N=O. Почти все соли хорошо р-мы, но нитрит серебра труднее всех.ядовиты. Для хим тех-гии важны KNO2 и NaNO2, кот необх для произ-ва орг красителейИз хим св-в HNO2 сильнее выражены ок-ные, при этом сама вос-ся до NO: 2HNO2+2HI=I2+NO+2H2O.к-та проявляет вос-ные св-ва:2KMnO4+6HNO2=Mn(NO3)2+KNO3+3H2O+KNO2. Азотная к-та - одна из сильных к-т. В Мол НNО3 есть общая эл плотность между ат О=N=О.Безводная к-та-бесцв летуч жидкость. При хранении и при нагрев частично разлаг:4НNО3 = 4NО2 + 2Н2 О + О2.

получение В лаб. НNО3 нагреванием нитрата натрия с серной кислотой: NaNО3 + Н2 SО4 = НNО3 + NaНSО4.В пром-ти получ из аммиака. аммиак кат-ки ок-ют до оксида(2), кот далее ок-ся до NО2.оксид(4) р-ют в воде и получ к-ту.к-та явл-ся сильным ок-ем и ок-ет почти все ме и неме. Соли к-ты - нитраты - известны почти для всех ме. Бол-во из них бесцв и хорошо раств-ся в воде. В кислых р-рах явл-ся более слабыми ок-ми, чем к-та,в нейтр среде не обладают ок-ыми св-ми. При нагрев тв нитратов разлаг с выд О2(исключение-нитрат аммония),можно разделить на 4 гр.Первую гр сост нитраты щелочн мет, кот при нагрев разлаг на нитриты и О2. 2ую гр сост боль-во нитратов,разлаг на оксид металла, NО2 и О2. 3я гр сост нитраты наиб тяжелых ме (АgNО3 и Нg(NО3)2), разлаг до свободного ме, NО2 и О2. 4ая «гр сост нитрат аммония. азотные удобрения: Мочевина (карбомид) - CO(NH2)2.Наиб конц удобрение (азота 46%). Удобрение сильно р-мо в воде, не слеживается, хорошо смешивается с др удобрениями, вносится под все растения. Наиб эффект дает на нейтр и произвестк почвах. Обладает неб подщел эффектом, т.е. уменьш к-сть почвы,после нитрификации–подк-ет.

Сульфат аммония (сернокислый аммоний) - (NH4)2SO4.азота 21%. Удобрение сильно р-мо в воде, слабо слеживается, хорошо смешивается с др удобрениями, вносится под все растения. Наиб эффект дает на нейтр и произвестк почвах. Аммиачная селитра (азотнокислый аммоний, нитрат аммония) - NH4NO3.азота 34-35%. Удобрение сильно р-мо в воде, слабо слеживается, плохо смешивается с суперфосфатом (перед смешиванием нейтрализуют известью), вносится под все растения. Наиб эффект дает на нейтр и произвестк почвах. Калийная селитра - KNO3.Конц и безбалластное сложное удобрение, азота 14% и калия (K2O) - 45%.

Отличное удобрение для овощеводства защищенного грунта, используется в любое время года.т.к.в калийной селитре азота содержится в 3-3,5 раза меньше, чем калия, то ее обязательно надо доп азотсодержащими удобрениями. Кальциевая селитра (азотнокислый кальций, нитрит кальция, известковая селитра) - Ca(NO3)2.сильно р-мо в воде, не слеживается в герметичной таре. Не допускается смешивание с суперфосфатом. Вносится под все растения. Наиб эффект дает на кислых почвах, т.к. уменьш. К-сть.Азот сод в боль-ве сл удобрений: аммофос (9-12%, в зависимости от марки), диаммонийфосфат (19%) т.д. Биологическая роль. Азот необходимым для существования животных и растений,входит в с-в белков (16—18 % по массе), ак, нк, нуклеопротеидов, хлорофилла, гемоглобина и др. В с-ве живых клеток по числу атомов ок 2 %, по массовой доле — ок 2,5 % (4ое место после Н,С, О).значит кол-во связанного азота сод в живых организмах, «мёртвой органике» и дисперсном в-ве морей и океанов. Это кол-во оценивается примерно в 1,9·10^11 т. В рез-те процессов гниения и разлож азотсод органики, при условии благоприятных факторов окруж среды, могут образ прир залежи полезных ископаемых, сод азот «чилийская селитра» (нитрат натрия с примесями др соед) Круговорот азота в природе Фиксация атмосф азота в природе происх по 2ум основ напр — абиогенному и биогенному. Первый путь включ гл образом р-ции азота с О2, при разрядах молний, когда т-ра достигает 25000 °C. При этом происх образ различных оксидов. осн часть молек азота фиксируется биотическим путём. бактерии Azotobacter и Clostridium, клубеньковые бактерии бобовых растений Rhizobium, цианобактерии и др.они превращают молек азот в (NH4+).процесс требует значит затрат энергии (для фиксации 1 г атм азота бактерии в клубеньках бобовых расходуют порядка 167,5 кДж, ок-ют прим 10 г глюкозы).т.о, видна взаимная польза от симбиоза растений и азотфиксирующих бактерий — первые предоставляют вторым «место для проживания» и снабжают получ в рез-те фотосинтеза «топливом» — глюкозой, вторые обесп необх растениям азот в усваиваемой ими форме. Азот в форме аммиака и соед аммония, получ в процессах биогенной азотфиксации, быстро ок-ся до нитратов и нитритов. Боль-во нитратов и нитритов хорошо растворимы,они смываются водой и в конце концов попадают в мировой океан. Азот, включ в ткани растений и животных, после их гибели подвергается аммонификации (разлож сод азот сложных соед с выдел аммиака и ионов аммония) и денитрификации-выд атомарного азота и оксидов.

20) Элементы 4А группы ПС. С,Si,Ge,Sн,Рb — эл-ты 4 гр главной подгр ПС. На внш эл-ом слое ат имеют 4е-: ns2np2. В подгр с ростом порядк номера увелич ат радиус, немет св-ва ослаб,а мет. усилив: С и Si - немет, Ge Sn Pb— мет.Эл-ты этой подгр прояв как полож, так и отриц ст ок-я: —4, +2, +4 С02, Si02 облад кисл-ми св-ми, оксиды ост эл-тов подгр - амфотерны (Ge02, Sn02, Pb02).Н2СО3, H2SiO3— слабые к-ты. Гидроксиды германия, олова и свинца амфотерны, проявл слабые к-ые и ос-ые св-ва: H2GeO3= Ge(OH)4, H2SnO3 = Sn(ОН)4, Н2РЬО3 = Pb(OH)4. Водородные соединения: СН4; SiH4, GeH4. SnH4, PbH4. CH4 — прочное соед, силан SiH4 - менее прочное соед.

С lS22S22p2;Углерод и кремний -немет, т к на внш элек слое 4е-. Углерод — вос-ль.Обычные к-ты на углерод и кремний не действуют, конц Н2SО4 и НNО3 ок-ют углерод:С + 2Н2SО4 = СО2↑+ 2SО2↑ + 2Н2О,

Кремний раст-ся в смеси конц азотной и плавиковой кислот:

3Si + 4НNО3 + 12НF = 3SiF4↑ + 4NO↑ +8Н2О.

кр раств в водных р-рах щелочей:Si + 2NaОН + Н2О = Na2SiO3 + Н2↑.

При нагрев же с оксидами акт мет углерод и кремний диспропорционируют, образ карбидыСаО + 3С = СаС2 + СО↑,

Акт-е мет — более сильные вос-ли, чем углерод или кремний, последние при непоср взаимод с ними выступают в кач-ве ок-лей. Углерод, его аллотропия. пор номер 6, ат масса — 12,0107.Природный углерод сост из двух стабильных изотопов — 12С (98,93 %) и 13С (1,07 %) и одного радиоактивного изотопа 14С (β-излучатель), сосред в атмосфере и верхней части земной коры.Ат С сост из ядра, им положит заряд +6 и эл об-ки, на кот нах 6е-, распол на двух энерг уровнях Соотв эл формула 1s22s22p2. Валентность чаще всего опред числом неспар е-. С имеет 2е- неспар,с их участием могут образ две эл пары, осущ две ков связи.в орг соед углерод не двух-, а всегда четырехвалентен.можно объяснить тем, что в возбужд ат происх распаривание 2е- и переход одного из них на 2р-орбиталь. Такой атом имеет 4е- неспар и может принимать участие в создании 4 ков связей. Взаимод с фтором: С обладает низкой реак спос-ю, из галогенов реаг только с фтором, Взаимод с О2, образ СО и СО2. Взаимод с др неметРеаг с Н2 в присутствии никелевого кат, образ метан:C + 2H2 = CH4.Взаимод с мет образ карбиды:Ca + 2C = CaC2.

При пропуск вод паров через раскал С образ:C+H2O=CO + H2. Вос-ные св-ва: С способен вос-ть многие мет оксидов:2ZnO + C = 2Zn + CO2.

Конц серная и азотная к-ты при нагрев ок-ют С до СО2:

C + 2H2SO4 = CO2 + 2SO2 + 2H2O; C + 4HNO3 = CO2 + 4NO2 + 2H2O. Углерод существует во множестве аллотропных модификаций с очень разнообр физ св-ми. Разнообр модификаций обусл спос-ю С образ хим связи разного типа. Алмаз — минерал, кубич аллотропная форма С. При н.у. метастабилен, т.е может существовать неограниченно долго. В вакууме или в инертном газе при повыш т-рах постепенно перех в графит. Алмаз – самое тв в-во, найденное в природе. Алмаз имеет кристал стр-е тетраэдра, где один ат С нах в центре, а в 4ех вершинах тоже по ат С. Каждый ат связан с 4мя соседними прочными ков связями. Такое стр-е обусл высокую тв алмаза.не проводит эл ток. Графит – кристал в-во серого цв с метал блеском.имеет стр-ние слоистой гексагональной кристал решетки.проводит эл ток, мягок,легко измельчается. Карбин — аллотропная форма С на основе sp-гибрид углеродных атомов. Состоит из углеродных фрагментов с тройной –С≡С–С≡С–, или двойной кумулированной =С=С=С=С= связью. Может быть линейным или образ циклич структуры. Фуллере́н — молек соед, представл собой выпуклые замкнутые многогранники, сост из чётного числа трёхкоординированных ат С. В мол фуллеренов ат С расположены в вершинах правильных 6- и 5угольников, из кот составлена поверхность сферы или эллипсоида. Самый симметричный и наиб полно изученный представитель сем-ва фуллеренов —фуллерен (C60), в кот углер ат образ усечённый икосаэдр, сост из 20 шестиугольников и 12 пятиугольников и напом футбольный мяч. Сажа, двойной дисперсный углер продукт неполного сгорания УВ, сост из сферич ч-ц чёрного цв. Ср размер сажевых частиц 100—3500. Углекислый газ, бесцв, без запаха, р-рим в воде; тяжелее воздуха; t°пл.= -78,5°C (твёрдый CO2 называется "сухой лёд"); не поддерживает горение. Стр-е мол: - O=C=O 4 связи ков полярные. Получение: Термич разлож солей угольной кислоты (карбонатов). Обжиг известняка – в пром-ти. Действ сильных к-т на карбонаты и гидрокарбонаты. в лаборатории:

CaCO3 (мрамор) + 2HCl → CaCl2 + H2O + CO2. Сгорание углеродсодержащих в-в СН4 + 2О2 → 2H2O + CO2Хим св-ва:Кислотный оксид:1) с водой даёт непрочную угольную кислоту:СО2 + Н2О ↔ Н2СО32) реаг с основными оксидами и основаниями, образ соли угольной кислоты 3) При повыш т-ре может проявлять ок-ные св-ва – окисляет мет - СO2 + Me = MexOy + C, С+4O2 + 2Mg t˚C→ 2Mg+2O + C0.Качеств р-ция на СО2: Помутнение известковой воды Ca(OH)2 за счёт образ белого осадка – нераств соли CaCO3. Угольная к-та. H2CO3. Стр-ная формула – все связи ков пол. К-та слабая, существ только в водном р-ре,непрочная, разлаг на СО2 и Н2О.Хим св-ва: Для к-ты хар-ны все св-ва к-т.Диссоциация – двухосновная к-та, диссоциирует слабо в две ступени.

с акт мет, с основными оксидами,с основаниями, непрочная к-та – разлаг. Соли к-ты – карбонаты и гидрокарбонаты. Переходят друг в друга.

Me(HCO3)n t˚C → MeCO3↓+H2O+CO2↑

карбонаты в гидрокарбонаты MeCO3+H2O+CO2= Me(HCO3)n

к-та образ 2 ряда солей: Ср соли - карбонаты Na2СO3,(NH4)2CO3. Кислые соли - бикарбонаты, гидрокарбонаты NaHCO3,Ca(HCO3)2. Норм карбонаты широко распространены в природе,например: кальцит СаСО3, доломит CaMg(CO3)2, магнезит MgCO3, сидерит FeCO3, витерит ВаСО3, баритокальцит BaCa(CO3)2 и др. Существуют и минералы, пред-ие собой основные карбонаты,малахит CuCO3·Cu(ОН)2.Гидрокарбонаты натрия, кальция и магния встреч-ся в раств-ном виде в мин водах, в неб конц, во всех прир водах, кроме атм осадков и ледников Внеклассное мероприятия: формы возможные- диспут, игра, дискуссия, конференция. Постановка-игра "Суд над углекислым газом" Цель: дать сведения о с-ве СО2, его физ-хим св-вах, возможных способах получ, о полож и отриц роли газа в природе и жизни.Задачи:обуч: проверить уровень усвоения знаний, получ ранее на уроках химии, биологии; развив: способствовать развитию интеллекта, творческих спос-ей, способствовать пробуждению интереса к изучению проблемы. воспитательная: развивать умение работать единой командой, развивать чувство юмора. Ожидаемые результаты мероприятия:

знать: состав и строение углекислого газа его физические и химические свойства способы получения распространения в природе, положительную и отрицательную роль в природе и жизни человека, экологические проблемы, связанные с ним. уметь: ставить опыты по получению, собиранию, доказательству наличия углекислого газа; ставить опыты по химическим свойствам CO2; составлять уравнения реакций получения углекислого газа и его химических реакций с другими веществами. Участники судебного заседания: Ответственный секретарь Судья Подсудимый Углекислый Газ Прокурор Защитники Окружение подсудимого:

а) Вода,б) Оксид Кальция, в) Гидроксид Кальция.7. Свидетели (5 человек

а) шведский ученый Сванте Аррениус,в) лаборант.

Разыгрывается в стиле «суд идет» на химический манер.

21) Кремний и его важнейшие соединения. Кре́мний — эл-т главной подгр 4 гр 3его периода ПС, с ат номером 14. Обозначается символом Si (лат. Silicium), неметалл. Содержание кремния в земной коре составляет по разным данным 27,6—29,5 % по массе. Таким образом по распространённости в земной коре кремний занимает второе место после кислорода. Чаще всего в природе кремний встречается в виде кремнезёма — соединений на основе диоксида кремния (IV) SiO2 (около 12 % массы земной коры). Основные минералы и горные породы, образуемые диоксидом кремния — это песок (речной и кварцевый), кварц и кварциты, кремень. Электронное строение В соответствии с положением Кремния в периодической системе Менделеева 14 электронов атома Кремния распределены по трем оболочкам: в первой (от ядра) 2 электрона, во второй 8, в третьей (валентной) 4; конфигурация электронной оболочки 1s22s22p63s23p2. В соединениях Кремний (аналогично углероду) 4-валентен. Однако, в отличие от углерода, Кремний наряду с координационным числом 4 проявляет координационное число 6, что объясняется большим объемом его атома (примером таких соединений являются кремнефториды, содержащие группу [SiF6]2-). Хим свойства:

Si+ 02 = SiO2 Будучи неметаллом, при нагревании он соединяется с металлами с образованием силицидов, например: Si + 2Mg = Мg2 Si

Силициды легко разлагаются водой или кислотами, при этом выделяется газообразное водородное соединение кремния — силан: Мg2 Si + 2Н2SO4 = 2MgSO4 + SiH4. В отличие от углеводородов силан на воздухе самовоспламеняется и сгорает с образованием диоксида кремния и воды:

SiH4 + 202 = SiO2 + 2Н2О. Повышенная реакционная способность силана по сравнению с метаном СН4 объясняется тем, что у кремния больше размер атома, чем у углерода, поэтому химические связи —Н слабее связей С—Н. Кремний взаимодействует с концентрированными водными растворами щелочей, образуя силикаты и водород: Si + 2NаОН + Н20 = Na2SiО3 + 2Н2. Кремний получают, восстанавливая его из диоксида магнием или углеродом.

Оксид кремния(IV), или диоксид кремния, или кремнезем, как и С02, является кислотным оксидом. Однако в отличие от С02 имеет не молекулярную, а атомную кристаллическую решетку. Поэтому SiO2 твердое и тугоплавкое вещество. Он не растворяется в воде и кислотах, кроме, как вы знаете, плавиковой, но взаимодействует при высоких температурах со щелочами с образованием солей кремниевой кислоты — силикатов. Силикаты можно получить также сплавлением диоксида кремния с оксидами металлов или с карбонатами:

SiO2 + СаО = СаSiO3. SiO2 + СаС03 = СаSiO3 + С02

Силикаты натрия и калия называют растворимым стеклом. Их водные растворы — это хорошо известный силикатный клей. Из растворов силикатов действием на них более сильных кислот — соляной, серной, уксусной и даже угольной получается кремниевая кислота Н2SiO3:

К2SiO3 + 2НСl = 2КСl + Н2SiO3 соединения оксида кремния с водой, очень слабые нерастворимые кислоты. Соотношение оксида кремния и воды различно, общая формула nSiO2·mH2O, кислоты легко переходят друг в друга. H2SiO3 Кремниевая кислота - самая слабая из минеральных кислот, она почти не диссоциирует в растворах, не окрашивает индикаторов.

1. При нагрев она разлаг на диоксид и воду: H2SiO3 => H2O + SiO2

2. Взаимодействует с растворами щелочей, образуя соли-силикаты:

H2SiO3 + 2NaOH => Na2SiO3 + 2H2O

Соли кремниевой кислоты – силикаты, Силикаты взаимодействуют со следующими веществами: Na2SiO3+H3CO3=Na2CO3+H2SiO3, NA2SIO3+MgCl=NACl2+ MgsIO3. Стекло – тоже силикат. Состав обычного оконного стекла: Na2O·CaO·6SiO2. Стекло получают при сплавлении в специальных печах смеси соды Na2CO3, известняка CaCO3 и белого песка SiO2:6SiO2 + Na2CO3 + CaCO3 = Na2O·CaO·6SiO2 + 2CO2.Получение силикатов. Для получения специального стекла вводят различные добавки, так стекло содержащее ионы Pb2+ – хрусталь; Cr3+ – имеет зеленую окраску, Fe3+ – коричневое бутылочное стекло, Co2+ – дает синий цвет, Mn2+ – красновато–лиловый. Данная тема изучается в курсе химии 9 класса в разделе неметаллы. Тема «углерод и кремний». Рассматривается положение в ПС, электронное строение элементов, С кремний в природе. Простые вещества С и кремний. Изучается оксид кремния 4, его строение хим. Свойства, наъождение в природе, физ.свойства, полкчение, приминение, Кремниевая кислота, ее получение свойства,приминение соединений кремниевой кислоты. Строительные материалы на основе природных оксидов и солей кремниевой килсоты, стекло, кирпич, керамика, цемент и д.р. ремонстрируются образцы простых веществ неметаллов и их соединений, коллекции стекла и строительных материалов. Далее упоминается в курсе 10 класса в разделе «основные класы неорганических соединений, в теме оксиды» в разделе «неметаллы» в теме углерод и кремний. Углубление знаний по данной теме.

22) Общая характеристика металлов. Ме – эл-ты, прояв в своих соед только полож ст ок-ия, и в простых в-вах кот имеют метал связи. Метал связь – хим связь в мет, осуществ за счет валентных е- мет, относ свободно перемещаться по всему образцу мет (электронный газ). В узлах кристалл решетки в тв сост нах полож заряженные ионы мет. метал кристал решетка.Метал связь сохраняется при перех мет в жидкое сост. В ПС в главных подгр мет располаг левее диагонали, проходящие от В к At. Все эл-ты побочных подгр, лантаниды и актиниды явл-ся мет.

Общ физ св-ва: 1)Пластичность – спос-ть изменять форму при ударе, вытягиваться в проволоку, прокатываться в тонкие листы. В ряду - Au, Ag, Cu, Sn, Pb, Zn, Fe уменьш.2)Блеск, обычно серый цв и непрозрачность.связано со взаимод своб е- с падающими на металл квантами света.3)Электропроводность. Объясн направленным движ своб е- от отриц полюса к полож под влиянием неб разности потенциалов. В ряду - Ag, Cu, Al, Fe уменьш. При нагрев электропроводность уменьш, т.к. с повыш т-ры усилив колебания ат и ионов в узлах кристал решетки, что затрудняет направленное движение "электронного газа".4) Теплопроводность. Закономерность та же. Обусл высокой подвижностью своб е- и колебательным движением ат, благодаря чему происх быстрое выравнивание т-ры по массе металла. Наиб теплопроводность - у висмута и ртути.5)Твердость. Самый тв – хром (режет стекло); самые мягкие – щелочные мет – калий, натрий, рубидий и цезий – режутся ножом.6) Плотность. Она тем меньше, чем меньше ат масса металла и чем больше радиус его атома (самый легкий - литий (r=0,53 г/см3); самый тяжелый – осмий (r=22,6 г/см3).Мет, им r < 5 г/см3 считаются "легкими металлами".

7)Т-ры плав и кип. Самый легкоплавкий мет – ртуть (т.пл. = -39°C), самый тугоплавкий мет – вольфрам (t°пл. = 3390°C).Мет с t°пл. выше 1000°C считаются тугоплавкими, ниже – низкоплавкими. Все мет явл-ся вос-ми. Для металлов главных подгр вос-ная акт-ть возрастает сверху вниз и справа налево. Вос-ная спос-сть и хим акт-сть эл-тов побочных подгр увел снизу вверх по гр.Высшая полож ст окис-ия для мет главных подгр в их соед равна номеру гр (NaCl, MgCl2, AlCl3, SnCl4), а для мет побочных подгр в их кислородосод соед часто совпадает с номером гр ZnO, TiO2, V2O5, CrO3, KMnO4).Св-ва оксидов мет слева направо по периоду и снизу вверх по гр изменяются от основных к амфотерным для мет главных подгр (Na2O и MgO – основные оксиды, Al2O3 и BeO – амфотерные). Для металлов побочных подгр св-ва оксидов, в кот мет проявляют свою высшую ст ок-ия, изменяются от основных через амфотерные к кислотным (CuO - основной, ZnO - амфотерный, CrO3 - кислотный).

Сила оснований, образ мет главных подгр увел справа налево по периоду и сверху вниз по гр (Be(OH)2 и Al(OH)3– амфотерные гидроксиды, Mg(OH)2 - слабое основание, NaOHи – Ca(OH)2 сильные основания). Гидраты оксидов мет побочных подгр с высшими ст ок-ия мет вдоль периода слева направо меняют свои св-ва от оснований через амфотерные гидроксиды к кислотам (Cu(OH)2 - основание, Zn(OH)2 - амфотерный гидроксид, H2CrO4 - кислота).В природе мет встречаются в основном в виде соед – оксидов или солей. Исключение составляют малоактивные мет, как серебро, золото, платина, кот встречаются в самородном сост-нии.Все способы получ металлов основаны на процессах их вос-ния из прир соед. По хар-ру протекания вос-ого процесса способы получ мет делятся на Пирометаллургия – вос-ние мет из руд при высоких т-рах с пом С,СО,Н, алюминия, магния и др.

Гидрометаллургия – вос-ние мет из солей в р-ре.

Электрометаллургия – вос-ние мет в процессе электролиза р-ров и расплавов солей:K (-) Na+ e = Na, A (+) 2Cl- -2e = Cl2, 2NaCl 2Na + Cl2;Медь можно получить электролизом р-ра сульфата меди:K (-) Cu2+ + 2 = Cu,A(+) 2H2O – 4 = O2 + 4H+, 2CuSO4 + 2H2O2Cu + O2 + 2H2SO4;

Также мет можно получить при термич разлож их малоустойчивых соед,

GeI4 = Ge + 2I2, Ni(CO)4 = Ni + 4CO.

Ряд активности металлов. Электрохимический ряд активности (ряд напряжений, ряд стандартных электродных потенциалов) металлов — последовательность, в которой металлы расположены в порядке увеличения их стандартных электрохимических потенциалов φ0, отвечающих полуреакции восстановления катиона металла Men+: Men+ + nē → Me. Ряд напряжений характеризует сравнительную активность металлов в окислительно-восстановительных реакциях в водных растворах.

Химические свойства металлов I. Реакции с неметаллами

1) С кислородом: 2Mg + O2 = 2Mg+2 O,2) С серой: Hg0 + S = Hg+2 S

3) С галогенами: Ni + Cl2 –t°= Ni+2Cl2, 4) С азотом: 3Ca0 + N2 –t°= Ca3+2N2, 5) С фосфором: 3Ca0 + 2P –t°= Ca3P2

6) С водородом (реагируют только щелочные и щелочноземельные металлы):2Li0 + H2 ® 2Li+1H,Ca0 + H2 = Ca+2H2.II. Реакции с кислотами

1) Металлы, стоящие в электрохимическом ряду напряжений до H восстанавливают кислоты-неокислители до водорода:

Mg + 2HCl = Mg+2Cl2 + H2, 2Al+ 6HCl = 2AlCl3 + 3H2

III. Взаимодействие с водой

1) Активные (щелочные и щелочноземельные металлы) образуют растворимое основание и водород:

2Na + 2H2O = 2NaOH + H2, Ca + 2H2O = Ca(OH)2 + H20

2) Металлы средней активности окисляются водой при нагревании до оксида: Zn+ H2O = ZnO + H2, 3) Неактивные (Au, Ag, Pt) - не реагируют.

4) Вытеснение более активными металлами менее активных металлов из растворов их солей: Cu + Hg+2Cl2 = Hg + Cu+2Cl2, Fe + Cu+2SO4 = Cu + Fe+2SO4

Изучение данной темы в курсе химии в школе. Цели: изучения-развитие позновательных интересов учащихся и интеллектуальных способностей, формирование системы хим.знаний и опыта их применения, развитие личности, воспитание отношения к химии как одному из фундоментальных компонентов естествознания. Задачи- освоение хим знаний касающихся элементов металлов, их физических и химических свойств, способах получения и применения металлов. В первые метталы в школьном курсе встречаются в 7 классе в теме оновные химические понятия,учащихся знакомят с понятием металл, с формулами простых веществ и элементами металлами. Атомный номер, молекулярная масса, хим.соединения. знакомят со строением вещества. Далее в теме кислород –взоимодейсве с металлами кислорода(железо), понятие об оксидах. Далее в теме водород – реакции металлов с кислотами,соли как продукт реакции металла и кислоты. В теме вода- понятие основание как металл игидроксогруппа. Тема основные классы неорганических соединений- формиромание знаний об хим свойствах металлов. 8 класс- тема хим.связть –поняние о металлической связи, участие металлов в овр как восстановителей. Тема металлы- положение в пс, хим,физ свойства, строение атомов,сплавы, использование в быту металлов.понятие об электро-химическом ряду активности металлов., коррозия, защита от коррозии. Важнейшие соединения металлов-оксиды, основания, щелочи. Способы получения металлов. В 10м классе повторяется в теме хим связь-металлическая связь, углубляются знания, тема строение атома и периодический закон- понятие об атомах как ы з и в элементах, радиусы, електроотритцательность, в теме металлы подробно рассматриваются металлы по группам. 1-2А, аллюминий, металлы группы В.

23) Общая характеристика элементов и простых веществ 1А и 2А групп. К щелочным мет относятся s-элементы I-ой гр ПС- литий, натрий, калий, рубидий,цезий и франций. Литий имеет два стабильных изотопа -6Li и 7Li, натрий - один изотоп 23Na, калий - 39К и 41К. Изотоп калия с масс числом 40 - радиоактивный, -распад. У рубидия два стабильных изотопа - 85Rb (0,7215) и 87Rb (0,2785), у цезия - один 133Cs. Франций стабильных изотопов не имеет, масс число наиб долгоживущего - 223.

Все щелочные мет - электронные аналоги, внш уровень имеет стр-ние ns1. По сравнению с эл-ми др подгр соответсв периода щелочные мет имеют наиб низкие энергии ионизации и наиб радиусы ат и ионов. В гр энергия ионизации уменьш от лития к цезию, а радиус ат наоборот, возрастает. В соед проявляют ст ок-ия +1 и в свободном виде на Земле не встречаются. Мольная доля лития в земной коре 0,0002, натрия - 0,024, калия 0,014, рубидия - 0,00007. Содержание цезия около 10-10, франций получен только искусственно.Важнейшие минералы щелочных мет - NaCl -каменная соль, или галит, Na2SO4*10H2O - глауберова соль или мирабилит, Na2B2O7*10H2O - бура, Na3AlF6 -криолит, KCl - сильвин, NaCl*KCl - сильвинит, KCl*MgCl2*6H2O - карналлит, KCl*MgSO4*3H20 - каинит. Простые вещества. Все щелочные металлы не имеют аллотропных и полиморфных модификаций и образ по одному простому в-ву. Физ св-ва. В виде простых в-в - мягкие, серебристо белые мет, цезий имеет золотисто-желтый цвет. Плотности лития, натрия и калия меньше плотности воды (1г/см3), т-ра плавл плавно уменьш от лития (180оС) к цезию (28оС). Так же изменятся и т-ра кип - от 1337оС у лития до 668оС у цезия. Твердость щелочных мет мала - они легко режутся ножом. В видимой области спектра в парах щелочные мет имеют интенсивные линии излучения: натрий - желтую, литий - карминово-красную, калий - фиолетовую, рубидий - красную, цезий - голубую. Это позволяет распозновать эти мет с пом пламенной фотометрии. Хим св-ва

Щелочные мет исключительно реакционноспособны и проявляют сильные вос-ные св-ва.при комн т-ре реаг со многими немета. С О2 литий образует оксид. Остальные щелочные мет образ пероксиды и надпероксиды (супероксиды).В атмосфере фтора и хлора щелочные мет самовоспламеняются, образ галогениды: Na + Cl2 = 2NaCl, С жидким бромом литий и натрий реаг замедленно, остальные - о взрывом. С иодом взаимод протекает спокойно. С Н2 щелочные мет реаг при нагрев (200-400oC), при этом образ ионные гидриды.разлаг водой с выд Н2.С азотом щелочные мет реаг при нагрев, образ нитриды состава Ме3N. Литий реаг с азотом воздуха при комн тем-ре, покрываясь слоем красноватого нитрида.Щелочные мет реаг с водой: 2Ме + 2Н2О = 2МеОН + Н2 литий - спокойно, натрий - энергично, калий и остальные - со взрывом - воспламеняется выдел Н. Рубидий и цезий реаг не только с жидкой водой, но и со льдом. С к-ми щелочные мет образ соли, часто р-ции сопров взрывами. Со спиртами щелочные мет реаг спокойно, часто для завершения р-ции необх нагрев.Между собой щелочные мет образ сплавы, широкое применение имеет сплав натрия и калия, облад высокой теплоемкостью. Получение: электролиз расплавов их соед.Натрий- электролизом расплава хлорида или гидроксида.Смеси солей исп для пониж т-ры электролиза.Кромe электролиза щелочные мет можно получ вос-ем оксидов и гидроксидов.Расплавл КОН вос-ют жидким натрием. Гидроксиды рубидия и цезия вос-ют метал Са в вакууме при нагрев:

Дата добавления: 2015-06-28