Тема 7. Элемент VII – А группы – водород.
Водород — первый элемент, атом которого состоит из ядра с зарядом +1 и одного электрона. По строению атома водород формально относится к s-элементам первой группы главной подгруппы. Так же как и для щелочных металлов, для водорода устойчива степень окисления +1. Для простого вещества, так же как и для металлов I А группы, характерны восстановительные свойства.
С другой стороны у атома водорода, так же как и у галогенов, не хватает одного электрона до электронной конфигурации инертного газа того же периода. И для простого вещества водорода, так же как и для галогенов, характерны и окислительные свойства. Галогены образуют галогениды с менее электроотрицательными элементами, а водород — гидриды. Гидриды щелочных металлов, так же как и галогениды, имеют солеобразный характер и водород в них находится в степени окисления -1,
Кроме того, водород, как простое вещество — газ, молекулы которого двухатомны. Это тоже сближает водород с галогенами. Именно поэтому водород в периодической таблице занимает два места — в VII А и в I А группах.
Свойства элемента водорода
Электронная конфигурация водорода 1s1; ОЭО = 2,1.
Степени окисления водорода в соединениях —1, 0, + 1.
Водород может образовывать водородную химическую связь.
Водородная связь возникает между атомами водорода одной молекулы и атомом другой молекулы более электроотрицательного элемента (фтора, кислорода и азота, реже хлора и серы). Возникновение водородной связи объясняется уникальными свойствами водорода в соединениях — отсутствием внутренних электронных слоев и маленькими размерами атома. В результате этого ядро атома водорода может притягиваться к электронной оболочке наиболее электроотрицательного атома другой молекулы.
|
|
|
Свойства Н2 .
→ С l2 t°, свет HCl
Н 2 → → S t° H2S
→ М e t° NaH; С aH2 (гидриды)
→ O 2 t ° H2 O ;
→CuO t° Cu + H2 O
(процесс Габера, 450◦С, 500атм. Fe)
→ N 2 N H 3
t°100°C; Ni
→(─ CH = CH ─) ─ CH 2 ─ CH 2 ─
Задания для самопроверки.
1. Напишите уравнения реакций следующих превращений:
НС1 → Н2 → X → NaOH → Н2 → НС1
|
|
|
Решение:
1) 2HC1 + Zn = H2↑ + ZnCl2;
tº< 400°C
2) Н2 + 2Na = 2NаH;
3) NaH + H2 O = NaOH + H2↑;
4) 10H2O + 2NaOH + 2A1 = ЗН2 + 2Na[Al(OH)4 (H2 O)2];
tº
5) H2 + C12 = 2HC1;
2. Различите вещества: гидроксид натрия, гидрид натрия, карбонат натрия, хлорид бария, гидрид кальция и воду, не используя другие реактивы.
Решение:
Взять пробы всех твердых веществ и растворить их в воде.
(Н20)
[NaOH <=> Na+ + ОН─]
NaH + Н2О = NaOH + Н2↑
(Н20)
[Na2CO3 <=> 2Na+ + CO32—]
(Н20)
[ВаС12 <=> Ва2+ + 2Сl—]
СаН2 + 2Н2О = Са(ОН)2 + Н2↑
Отличили гидриды и получили растворы.
| NaOH | NaOH из NaH | Na2CO3 | ВаС12 | Са(ОН)2 (из СаН2) | |
| NaOH | — | — | — | — | |
| NaOH из NaH | — | — | — | — | |
| Na2CO3 | — | — | ВаСO3 | CаСO3 | |
| ВаС12 | — | — | ВаСO3 | — | |
| Са(ОН)2 (из СаН2) | — | — | СаCО3 | — |
К растворам всех веществ, кроме Са(ОН)2 и NaOH, полученных при взаимодействии гидридов с водой, приливаем один из этих растворов. Если при этом в одной из пробирок выпадает белый осадок, то приливаемый раствор содержал Са(ОН)2. В пробирке, где выпал белый осадок, был раствор Na2CO3.
Са(ОН)2 + Na2CO3 = СаСО3 ↓ + 2NaOH
Са2+ + СО3 2— = СаСО3 ↓- белого цвета
Если осадка не образуется, то приливаемый раствор содержал NaOH, полученный при взаимодействии гидрида натрия с водой.
|
|
|
Таким образом отличили вещества: гидрид натрия, гидрид кальция и карбонат натрия.
Раствор Na2CO3 приливаем к двум оставшимся растворам: ВаС12 и NaOH.
BaCL2 + Na2CO3 = ВаСО3 ↓ + 2NaCl
Ва2+ + СО3 2— = ВаСО3 ↓- белого цвета
NaOH + Na2CO3 = не идет
Пробирка с образовавшимся осадком содержала раствор ВаС12.
3. Имеются два раствора, содержащих перманганат калия, подкисленный серной кислотой. В один из растворов пропускают водород из аппарата Киппа, а в другой бросили несколько гранул цинка. Какой из этих растворов обесцветится первым?
Решение:
Первым обесцветится раствор, в который добавили цинк. В этом случае КМпО4 восстанавливается атомарным водородом.
Zn + H2SO, = ZnS04 + 2Н (атомарный)
10Н + 2KMnO4 + 3H2SO4 = 2MnSO, + K2SO4 + 8H2O
Из аппарата Киппа идет молекулярный водород, который менее активен.
4.Как очистить водород от примесей хлороводорода и паров воды?
Решение:
Необходимо пропустить смесь газов через раствор щелочи:
HCl + NaOH = NaCl + H2O
а затем через концентрированную кислоту, чтобы избавиться от паров воды.
5. Как отличить воду от растворов пероксида водорода, хлороводорода и гидроксида калия.
|
|
|
Решение:
Добавим к пробам растворов раствор хлорида железа (III):
FeCl3
2Н2О2 = 2Н2О + О2 ↑;
ЗКОН + FeCL3 = Fе(ОН)3 ↓ + ЗКС1;
Бурого цвета
FeCl3 + HC1 = не идет;
FеС13 + Н2О = Fe(OH)CL2 + HC1 - видимых изменений нет;
К оставшимуся раствору добавим раствор карбоната натрия:
2НС1 + 2Na2CO3 = 2NaCl + H2O + СО2 ↑.
Тема 8. Галогены. Хлор.
Галогены представляют собой группу очень похожих неметаллических элементов. Название "галогены" в переводе с греческого означает «образующие соли». Они существуют в виде двухатомных молекул Г2. Между этими молекулами действуют вандерваальсовы силы.
Сравнительная характеристика свойств элементов.
Физические свойства.
| Состав молекулы. | t°пл.С° | t°кип.С° | Наличие в земной коре, % | |
| F | F2 | - 219,6 | - 188,1 | 0,027 |
| Cl | Cl2 | -101,0 | -34,1 | 0,045 |
| Br | Br2 | -7,3 | 58,2 | 1,6 ∙ 10-4 |
| I | I2 | 113,6 | 185,5 | 3 ∙ 10-5 |
| At | At2 | 227 | 317 | Радиоактивен |
9F 1s2 │2s2 2p5
17Cl 1s22s2 2p6 │3s23p53d0
35Br 1s22s2 2p63s2 3p6 │4s2 3d104p54d0
53I 1s22s2 2p63s2 3p64s2 3d10 4p6 │5 s2 4 d105 p55 d0
валентные электроны
Галогены способны образовывать - ионную, ковалентную полярную, ковалентную неполярную химические связи.
У атомов элементов седьмой группы главной подгруппы семь электронов на внешнем электронном уровне, что обуславливает легкость присоединения ими электрона и устойчивость минимальной степени окисления, равной —1. Электроотрицательность этих элементов высока и максимальна для элементов соответствующего периода.
Фтор - самый электроотрицательный элемент, поэтому в соединениях с другими элементами всегда находится в степени окисления — 1 . В простом веществе степень окисления атомов фтора равна 0.
Устойчивость минимальной степени окисления галогенов с ростом радиуса атома и уменьшением электроотрицательности уменьшается. Поэтому при переходе от фторидов к иодидам увеличиваются восстановительные свойства галогенидов. Так, если фториды можно окислить только электрическим током, то иодиды окисляются озоном:
2KI + О3 + Н2О = I2 + 2KOH + О2 ↑;
Соединения галогенов со степенью окисления выше — 1 будут проявлять окислительные свойства.
Соединения галогенов со степенями окисления ниже максимальной могут быть окислены более сильными окислителями.
Водные растворы галогеноводородов проявляют кислотные свойства. Все кислоты за исключением фтороводородной (или плавиковой) сильные электролиты. Сила кислот увеличивается с увеличением радиуса атома галогена от хлороводородной к иодоводородной кислоте. Это объясняется тем, что с увеличением радиуса атома галогена увеличивается длина связи Н — Hal и уменьшается на поверхности атома галогена плотность отрицательного заряда. В связи с этим уменьшается притяжение протона к атому галогена и такая связь легче ионизируется под действием молекул воды.
Сила кислородсодержащих кислот галогенов будет увеличиваться с ростом степени окисления галогена и уменьшением его радиуса. Самой сильной кислотой будет хлорная — НСlO4.
Свойства хлора.
→ H 2 ( hv) HCl
→ P PCl 3
→М e t ° хлориды Ме Cln
С l 2 → → NH 3 t ° N 2 + HCl
→ H 2 O HCl + HClO
→ KOH KCl + KClO
→ KOH 70 t° KCl + KClO 3
→ CH 4 (hv) CH 3 Cl + HCl
→ C 2 H 4 C 2 H 4 Cl2
→ C 2 H 2 C 2 H 2 Cl 2 → C 2 H 2 Cl 4
Получение хлора.
1. MnO2 +4HC1(конц.) = МnС12 + С12 ↑ + 2Н2О;
2. МпО2 + 2NaCl + 2H2SO4 (конц) = С12↑ + MnSO4 + Na2SO4 + 2Н2О;
3. 2KMnO4 + 16НС1(конц.) = 5С12↑ + 2МпС12 + 2КС1 + 8Н2О;
4. КСlO3 + 6НС1(конц.) = 3Cl2↑ + КС1 + ЗН2О;
5. К2Сг2О7 + 14НС1(конц.) = ЗС12↑ + 2СгС13 + 2КС1 + 7Н2О;
Задания для самопроверки.
1. Напишите уравнения реакций, при помощи которых можно осуществить следующие превращения:
а) NaCl → C12 → НС1 → AgCl
б) КС1О3 → КС1 → С12 → КСlO → КС1 → AgCl
в) NaBr → Br2 → КВгО3 → KBr → AgBr → Вг2
г) I2 → KIO → KI → I2 → FeI2 → Fe2(SO4)3
2. Очистку металлических отливок от вкрапления речного песка производят при помощи плавиковой кислоты. Какая масса плавикового шпата должна вступить в реакцию с концентрированной серной кислотой, чтобы выделившегося фтороводорода хватило для удаления 18 г оксида кремния (IV) с поверхности детали, полученной методом литья?
3. Смесь объемом 1 л, состоящую из водорода, хлора и хлороводорода, пропустили через раствор иодида калия. При этом было получено 2,54 г иода и 500 мл непоглощенного газа. Вычислите объемные доли газов в исходной смеси.
4. Смесь нитрата и хлорида натрия массой 3,72 г растворили в 21,28 мл воды. При действии на этот раствор избытка раствора нитрата серебра получено 2,87 г осадка. Вычислите массовые доли солей в исходном растворе.
5. Смесь двух газов взорвали в замкнутом сосуде. Какая кислота образовалась при растворении продуктов реакции в 100 мл воды? Какова ее массовая доля в растворе, если первый газ был получен действием избытка раствора серной кислоты на 3,9 г цинка, второй — действием избытка концентрированной соляной кислоты на 5,22 г оксида марганца (IV)?
6. Какой объем 36%-ного раствора соляной кислоты (пл.1,19) должен вступить в реакцию с перманганатом калия, чтобы, растворив полученный хлор в 200 мл 40%-ного горячего раствора гидроксида калия (пл.1,42), получить 2,5%-ный раствор бертолетовой соли?
Тема 9.
Металлы побочных подгрупп.
Дата добавления: 2020-04-08; просмотров: 236; Мы поможем в написании вашей работы! |
Мы поможем в написании ваших работ!