Geum.ru

Химия Химия — наука о веществах, их превращениях и тех явлениях, которыми эти превращения сопровождаются. Вещество

Вид материалаДокументы

Содержание


Анализ структуры группы. Электронная формула элемента и его аналогов
Водород Водород
Жёсткость воды
Третья группа ПСХЭ
Особенности свойств лантаноидов.
Свойства церия
Свойства соединений церия в различных степенях окисления
Окислительно-восстановительные свойства.
Подобный материал:
1   2   3   4

План характеристики свойств элемента

Анализ структуры группы. Электронная формула элемента и его аналогов: Анализ свойств элементов подгруппы в зависимости от электронного строения. Изменение радиуса в атоме и у элементов подгруппы.

Изменение электроотрицательности 0, характеристика О-В свойств (если металл — активность, неметалл — характеристика О-И свойств в различных степенях окисления). Свойства соединений:

Основные степени окисления (из электронного строения) Основные соединения в этих степенях окисления и их растворимость Растворимость солей Электролитическая диссоциация кислот/оснований

Гидролиз солей Возможность участия в ОВР (указать степени окисления для окислителя и восстановителя) Возможность комплексообразования Применение, получение, особенности элемента.

Водород

Водород — простейший элемент в ПСХЭ. Его строение — 1H 1S1. Особенности электронного строения: единственный электрон атома находится в сфере действия ядра. H+ — элементарная частица (протон) Количество соединений водорода — больше миллиона, основное соединение: H2O. 411H  24He + 2e+ + 2 + 26,7 МэВ. Термоядерная реакция. 2H  H2 () — параводород (75%), Ткип = 20,41. 2H  H2 () — ортоводород (25%), Ткип = 20,49. Изотопы водорода: Протий 12H — 99,985% Дейтерий 12H — 0,015% Тритий 12H — 0%. Искусственный элемент, tЅ. D2O — мёртвая вода. Химические свойства: H — H. Есв = 431 КДж/моль. Прочная, при н. у. взаимодействует только с фтором. H2 + F2  2HF. В атомарном состоянии водород чрезвычайно активен. Окислитель при взаимодействии с активными металлами. 2Na + H2  2NaH-1 H2 + 2e  2H- Na0 -1e  Na+. Восстановитель (большинство реакций). При нагревании взаимодействует со всеми неметаллами. H2) -2e  2H+. Свойства соединений водорода. Ионные гидриды (s-металлы) — NaH2, LiH. Соединения имеют ионный характер. Под действием молекул воды полностью гидрализуются. CaH2 + H2O  Ca(OH)2 + H2. Металлоподобные гидриды (d- и f- металлы). Обычно не имеют стехиометрического состава и имеют нестехиометрические индексы (ZrH1,97). Не гидрализуются. Ковалентные (неполярные) гидриды. Взаимодействуют с неметаллами. H2S, AsH3, PH3, SiH4, CH4. PH3 + H20  HPO2 + H2. Получение водорода. В лабораторных условиях: 1) Zn + HCl  ZnCl2 + H2. 2) Гидролиз водных гидридов: NaH + H2O  H2  NaOH. 3) Электролиз H2O  H2O  H2 + O2. NaCl + H2O  H2 + Cl2 + NaOH. Промышленные способы: 2СH4 + O2  (t = 900)  CO + 4H2. CH4 + O2 + 2H2O  (t=800)  CO2 + H2. Применение: Получение аммиака: N2 + 3H2  2NH3. Получение тугоплавких металлов из их оксидов: MexOy + H2  Me2 + H2O.


s-элементы первой и второй групп

1) Сходство. S-металлы 1/2 групп имеют на последнем энергетическом уровне 1/2 электрона соответственно. Предыдущий уровень полностью завершён и стабилен, и оказывает экранирующее действие на валентные электроны. В результате этого экранирующего действия S-металлы 1 и 2 групп являются самыми активными металлами (и одновременно восстановителями). Вследствие своей активности s-металлы встречаются только в виде соединений. Начиная с 4 периода начинается нарушение монотонного изменения свойств в результате появления (n-1)d-подуровня и скачкообразные изменения таких свойств, как tпл и др. Особенности свойств лития и бериллия. Li и Be имеют особые свойства (меньшую химическую активность) из-за особого электронного строения (пред. слой из 2 электронов, внешние электроны находятся близко к ядру  Be амф. 2) Химические свойства s-металлов. Активные металлы без дополнительного инициирования взаимодействуют со всеми неметаллами с выделением большого количества энергии. С неметаллами: Кислород: 1 гр) 4Na+O22Na2O. 2 гр) 2Ba + O2  2Ba2O Li + O2  Li2O (менее активен). Образование оксидов характерно только для Li. (K, Rb, Cs) + O2  Э2O2 (пероксид), (C, Ba) — пероксид, оксид. (Be, Mg) — только оксид. K + O2  K2O4. Суперпероксид. Азот: 1 гр) Na + N2  Na3N 2 гр) Mg + N2  (t)  Mg3Nn. Водород: 2Na + H2  2NaH Ca + H2  CaH2 CaH2 + H2O  Ca(OH)2 + H2. С водой: протекают бурно  Э(OH) + H2 Цезий и рубидий взрываются.. Me + 2H2O  2MeOР + H2. Me + 2H2O  Me(OH)2 + H2 (кроме Be, Mg). Be(OH)2 (амф) + 2HCl  BeCl + 2H2O. Be(OH)2 + 2NaOH  Na2[Be2+(OH)4]2- + 4H2O. Растворимость солей: Na+ + K3[Sb(OH)6]  Na3[Sb(OH)6] + 3K+. K+ + ClO4  KCLO4 Li+ + (F-, PO43-, CO32-). Нет переменных степеней окисления ни у 1S, ни у 2S элементов  нет реакций с изменением степени окисления, но сами металлы являются восстановителями: TiO2 + Ca  (t)  Ti + 2CaO. И ещё: Na2O2 + CO2  Na2CO3 + O2; Na2O2 + H2O  NaOH + O2. Получение: Электролиз: только расплавов (электродный потенциал  -2). 2NaCl  Na + Cl2. Исключение: Be, Mg. Металлотермия: только для Be и Mg. BeO + Mg  (t)  Be + MgO; BeO + C  (t)  Be + CO; MgO + C  Mg + CO. Применение:

Li, Be, Mg используются в качестве добавок к редким сплавам и придают им свойство жаропрочности. Используются в атомной области (67Li + 01n  13T + 24He). B идёт на производство сплавов в космической технике, используется для инициирования ядерной реакции.


d-элементы первой и второй групп

1) Электронное строение 1 гр) Э [ ] (n-1)d9nS2 2 гр) Э [ ] (n-1)d10nS2. Степень окисления +2. Несмотря на одинаковое строение внешних электронных оболочек, энергия ионизации для d-металлов куда выше, чем для соответствующих s-металлов. Это объясняется проникновением внешних s-электронов под экран (n-1) 10 электронов. Поэтому d-металлы химически гораздо более активны, чем соответствующие s-металлы. В подгруппе с ростом заряда ядра эффект проникновения усиливается, что приводит к ослаблению химической активности металла. Химические свойства. 1 гр) с O2 не взаимодействуют. Только 2Cu + O2  (high t)  2CuO c H2O не вз 2 гр) Zn + O2  ZnO с H2O не взаимодействуют. Zn + H2O  H2 +Zn(OH)2 Cu + Cl2  CuCl2. Кислотно-основные свойства. 1 гр) Cu(OH)2 — основные свойства 2 гр) Zn(OH)2 — амфотерен. Cu(OH)2 + 2HCl  CuCl2 + H2O. C(OH)2 + NaOH не идёт. Zn(OH)2 + 2HCl  ZnCl2 + H2O. Zn(OH)2 + NaOH  Na2ZnO2 + H2O (or  Na2[Zn(OH)4]. Cd2+, Hg2+ + NaOH не идёт. Комплексообразование. CaSO4 + 4NH4OH  [Cu(NH3)4] + 4H2O. Cu + 4HCl (конц)  H[Cu+Cl2] + H2. Ag+1Cl  NH4OH  [Ag(NH3)4]Cl + 2H2O. AuCl3 + HCl  H[AuCl4]. ZnCl2 + NH4OH  [Zn(NH3)4]Cl2 + H2O. Окислительно-восстановительные свойства. Cu, Ag, Au + разб не идёт. Сu + H2SO4  (O2)  CuSO4 + H2. Сu + 2H2SO4 (конц)  CuSO4 + SO2 + 2H2O. Cu + 8HNO3  2NO + 3Cu(NO3)2 + 7H2O. Ag + 2HNO3 (конц)  NO2 + AgNO3 + H2O. 3HCl + HNO3  2Cl + NOCl + H2O. Царская водка. 1 ст) Au + 3Cl  AuCl3 AuCl3 + HCl  H[AuCl4] Au + 3HCl + HNO3  H[AuCL4] (раствор) Получение. Электролиз раствора. В лекции нет.


Жёсткость воды

Труднорастворимые SO42- и CO32- 2s элементов приводят к жёсткости воды. Жёсткость воды — наличие в ней солей кальция и магния. Измеряется в [мМоль/л]. Мягкая: < 2; Средняя: 2 — 10; Жёсткая: > 10. Карбонатная: Ca(HCO3); Mg(HCO3)2. Методы устранения жёсткости воды: Кипячение: Ca(HCO3)  (t)  CaCO3 (накипь) + H2O + CO2. Высаливание: CaSO4 + Na2SO3 + CaCO3 + Na2SO4. Ионный обмен: RSO3H + Ca2+  (RSO3)2Ca + 2H+. ROH + SO42-  R2SO4 + 2OH-.


Третья группа ПСХЭ

Главная подгруппа: p-элементы (B (неме), Al, Ga, In, Tl (ме)). [ ] nS2nP1  +3. Побочная подгруппа: d-элементы (Sc, Y, La. Ac). [ ] (n-1)d1nS2. f-элементы: лантаноиды (Сe — Lu) [ ] 4f1-14 [ ]5d16S2; актиноиды (Th — Lr) [ ] 5f1-14 [ ]6d17S2 Общие свойства элементов III группы. Все элементы 3 группы имеют основную валентность 3 (степень окисления +3), и состав их соединений в этой степени окисления аналогичен: B2O3, In2O3, Y2O3. Все элементы характеризуются металлическими свойствами: Y(OH)3, Eu(OH)3, Al(OH)3, H3BO3. Для оксидов и гидроксидов, как правило, проявляются основные свойства. Все соединения III группы имеют подобные растворимые (хлориды) и нерастворимые (гидроксиды, фториды, карбониды, оксолаты) соединения. Различия между элементами главной и побочной подгрупп. 1) Элементы главной подгруппы имеют иное электронное строение внешнего слоя (p-электроны)  их металлы будут менее активными. Наличие одного электрона на p-подуровне ослабляет металлические свойства элементов главной подгруппы. 2) Элементы побочных подгрупп (d- и f-) на внешнем слое имеют nS2 электроны и являются типичными металлами.


d-элементы III группы побочной подгруппы (Sc, Y, La)

Sc, Y, La  Усиление металлических свойств. Взаимодействие с O2: 4Sс + 3O2  2Sc2O3. Защитная плёнка (и для Y). 4La + 3O2  La2O3. Порошкообразный, не защищает. При растворении в воде образуют гидроксиды: Me + 6H2O  Me(OH)3 + 3H2. 8Sc + 30HNO3  3NH4NO3 + 8Sc(NO3)3 + 9H2O. Sc0 – 3e  Se3+; N+5 + 8e  N-3. Амфотерность: Y, La, Ac — неамфотерны + NaOH не идёт. 2Sc + 2NaOH + 4H2O  H2 + 2NaScO2. 2H+ + 2e  H2; Se – 3e  Se3+. Растворимость: Растворимы: Э(NO3)3; Э(SO)3; ЭCl3; ЭBr3. Нерастворимы: Э(OH)3; ЭF3; ЭPO4; Э2(C2O4)3. Комплексообразование: Sc (КЧ = 6); Y (КЧ = 8); La (КЧ = 8/9). Реакции комплексообразования позволяют отделить некоторые элементы от других, неспособных образовывать комплекс в аналогичных условиях: Отделение Sc3+ от других Э3+. Отделение от других трёхвалентных элементов основано на том, что Sc способен образовывать комплекс с ионом F-. ScF3 + 3NH4F  (NH4)3[ScF6]3- (раствор). (La/Y)F3 + NH4F3 не идёт. Гидролиз. Э3+ — слабое основание: ЭCl3 + H2 + H2O  Э(OH)CL2 + HCl. Э{Y, La}. Получение. Термическое разложение: Y2(C2O4)3  (t)  Y2O3 + CO2 + CO3. Y2(CO3)3  Y2O3  3CO2Металлотермия: кальцийтермия и магнийтермия 2YF3 + 3Ca  (t)  2Y + 3CaF2 Y2O3 + Mg  (t > tплавл)  2Y + 3MgO Электролиз. Только расплава: LaCl3  (t  850)  La + 3/2 Cl2.


f-элементы III группы (лантаноиды)

Лантаноиды: Ce — Lu. Заполнение 4f. [ ] 4f1-14 [ ]5d16S2. Степень окисления +3. Аналоги d-эл 3 гр. Особенности свойств лантаноидов. Некоторые лантаноиды имеют переменную степень окисления, что вызвано стремлением их атомов приобрести устойчивую конфигурацию f-подуровня (4f0, 4f7, 4f14).

E(4f)  E(5f)  между электронами на этих подуровнях возможен обратный переход с образованием устойчивой электронной конйигурации. Переменную валентность имеют Ce (+3, +4), Eu (+3, +2), Tb (+3, +4), Yb (+2, +3). Эффект лантаноидного сжатия проявляется в том, что в ряду лантаноидов по мере увеличения заряда ядра уменьшается радиус атома. Это связано с тем, что заполняемый подуровень (4f) находится в глубине. Близкие размерные факторы — основа для объёдинения элементов в редкоземельные (РЗЭ): 16 элементов: 14 лантаноидов, Y и La. Химические свойства зависят от строения внешнего энергетического уровня и радиуса атома. Близость атомного радиуса обусловливают аналогичные свойства этих элементов и являются причиной трудности разделения лантаноидов. Редкоземельные элементы. Две группы: цериевая (La, Ce — Cd), иттриевая (Y, Tb — Lu).


Свойства церия

58Ce [ ] 4f1 [ ] 5d16s2. Степень окисления +3, аналог d-элементов III группы. 58Ce [ ] 4f0 [ ] 5d26s2. Степень окисления +4, аналог d-элементов 4 группы (Ti, Zr, Hf). Ce3+ — восстановитель. Ce3+ + окислитель  Ce4+. 3Ce(OH)3 + KMnO4 + 2H2O  (ph > 7)  3Ce(OH)4 + MnO2 + KOH Качественные реакции на ион церия: Ce(OH)4 + H2O2  (pH > 7)  Ce(OH)4 (жёлт), а затем Ce(OH)4 + H2O  (pH > 7)  Ce (OOH)4 (оранж). Ce(NO3) + 3NH4OH  Ce(OH)3 + 3NH4NO3 Ce(OH)4 + H2O2  (pH<7)  O2 + Ce2(SO4)3. ОВР. 2Ce(OH)4 + H2O2 + 3H2SO4  (ph = 7)  Ce2(SO4)3 + O2 + 4H2O. ОВР. Ce2(C2O4)3 + O2  (t)  CeO2 + 6CO2. ОВР. Hard! Ce4+ — окислитель. Ce4+ + восстановитель  Ce3+. При pH < 7. 2Ce(OH)4 + 8HCl  Cl2 + 2CeCl3 + 7H2O. 2Ce(SO4)2 + 2KI-  Ce2(SO4)3 + I2 + K2SO4. Ce+4(SO4)2 + H2O2  Ce2+3(SO4)3 + O2 + H2SO4. Кислотно-основные свойства Ce4+. Основные: Ce(OH)4 + H2SO4  Ce(SO4)2 + 2H2O. 2Ce(OH)3 + 3H2SO4  Ce2(SO4)3 + 3H2O. Кислотные: Ce+4(OH)4 + NaOH  Na2CeO3 + H2O. Ce(OH)3 + NaOH не идёт. Отделение церия от других редкоземельных элементов. В основе — способность церия обладать степенью окисления +4. Ce(OH)4 + HCl  (pH = 1,5)  2CeCl3 + Cl2 + 8H2O. Ce(OH)3 + HCl  CeCl3 + 3H2O. R(OH)3 + HCl  (pH = 6,5)  RCl3 + 3H2O. Комплексообразование — один из способов отделения. Церий, в отличие от других редкоземельных элементов, в степени окисления +3 способен образовывать комплексы с КЧ = 8 (растворы оксолатов и карбонатов). Ce(C2O4)2 + (NH4)C2O4  (NH4)[Ce+4(C2O4)]4-. Na2/R2/Ce2(C2O4)3 + (NH4)C2O4 не идёт.


Свойства соединений церия в различных степенях окисления

Свойства соединений церия Ce3+. Ce(NO3)3+3NaOH  Ce(OH)3+3NaNO3; Ce(OH)3+3HClCeCl3+3H2O;

Ce(OH)3+NaOH; 2Ce(NO3)3+3(NH4)C2O4Ce2(C2O4)3(бел)+6NH4NO3; Ce(NO3)3+3Na2CO3 Ce2(C2O4)3(бел)+6NaNO3; Ce(NO3)3+3NaFCeF3(бел)+3NaNO3; Ce(NO3)3+Na3PO4 CePO4(бел)+3NaNO3; NaBi+5O3+6HNO3+2Ce(NO3)3 2Ce(NO3)4(желт)+Bi+3(NO3)3+NaNO3+3H2O Bi+5+2eBi+3 окислитель Eок=1.86 В Ce+3-eCe+4 восстановитель Eвос=161 В E = Eок-Eвос = 0,25 В. Св-ва соединений церия Ce4+. Ce(SO4)2(жёлтый р-р)+4NaOHCe(OH)4+2Na2SO4; Ce(OH)4+NaOHводный р-р; Ce(OH)4+2NaONtNa2CeO3+3H2O; Ce(OH)4+2H2SO4 Ce(SO4)2+4H2O; 2Ce+4(OH)4+8HCl-12Ce+3Cl3+Cl2+8H2O Ce+4+eCe+3 окислитель ок=1.61 В 2Cl-1-2eCl20 восстановитель вост=1.36 В; 2Ce(SO4)2+KIpH<7I2+K2SO4+Ce2(SO4)3 Ce+4+eCe+3 окислитель ок=1.61 В 2I--2eI2 восстановитель вост=-0.54; 2Ce(SO4)2+H2O2Ce2(SO4)3+O2+H2SO4 Ce+4+eCe+3 окислитель ок=1.61 В 2O-1-2eO20 восстановитель вост=1.23 В. Качественные реакции на ионы церия. Ce(NO3)3+3NH4OH Ce(OH)3+3NH4NO3; 2Ce(OH)3+H2O2Ce(OH)4; Ce(OH)4+H2O2Ce(OH)3(OOH)+H2O.


Свойства европия.

Электронное строение. Eu [ ] 4f6 [ ] 5d16s2. +3. Аналог R+3 РЗ (4f), некоторых 3d (Sc, La, Y, Ac).

Eu [ ] 4f7 [ ] 5d06s2. +2. (Ca, B). EuSO4. Окислительно-восстановительные свойства. Eu2+  Eu3+. Eu2(SO4)3 + Zn  (pH < 7)  2EuSO4 + ZnSO4. Отделение Eu от других редкоземельных элементов связано с его способностью образовывать труднорастворимый сульфат в двухвалентном состоянии: R2(SO4)3 — раствор. Кислотно-основные свойства европия. Eu(OH)3 + 3HCl  EuCl3 + 3H2O Eu + 2H2O  Eu(OH)2 + H2. Eu(OH)2+H2SO4  EuSO4 + H2O Eu(OH)3/2 + NaOH . CeC + H2O  Ce(OH)4 + CH4.

CeC2 + H2O  Ce(OH)4 + C2H4. EuC2 + H2O  Ce(OH)2 + Eu2C2. CaC2 + H2O  Ca(OH)2 + C2H2.