Общая характеристика элементов I А группы. Особенности лития и его соединений.
ЛЕКЦИЯ 1 Тема: s - Э лементы I группы Общая характеристика элементов I А группы. Особенности лития и его соединений. В периодической системе всего 14 s -элементов (включая водород и гелий). Это элементы I А и II А групп. Элементы I А группы – щелочные металлы Li, Na, K, Rb, Cs, Fr. Все они имеют на внешнем электронном уровне атома по одному электрону ns 1, сильно удаленному от ядра, с низким потенциалом ионизации. Всегда проявляют степень окисления +1.
Сверху вниз в подгруппе возрастает радиус атома элементов за счет возникновения новых электронных уровней. В группах по мере увеличения числа энергетических уровнейатомные радиусы растут. Переход нейтрального атома в катион , сопровождается уменьшением радиуса поскольку в катионе заряд ядра удерживает меньшее число электронов. Очевидно, с возрастанием заряда ионный радиус катиона будет падать. Энергия ионизации– это та энергия, которую необходимо затратить на отрыв внешнего электрона у невозбужденного атома. Строение внешних оболочек ns 1, поэтому они имеют низкие энергии ионизации, уменьшающиеся при переходе по подгруппе сверху вниз. Связь электрона с ядром ослабевает при этом за счет увеличения радиуса атома и экранирования заряда ядра предшествующими внешнему электрону оболочками, увеличивается расстояние электрона от ядра и энергия ионизации уменьшается. С ростом заряда ядра от Na к Fr усиливаются восстановительные свойства, это самые активные металлы. Их стандартные электродные потенциалы j° отрицательные и имеют большое абсолютное значение. Наиболее отрицателен j° лития равный -3,02 В по сравнению с ионами других щелочных металлов (ион Li+ имеет среди них наименьший радиус), хороший комплексообразователь. Энтальпия гидратации катионов лития велика (∆Н° гидрат.= - 486,6 кДж/моль). Чем меньше алгебраическая величина потенциала, тем выше восстановительная способность этого металла и тем ниже окислительная способность его ионов. Металлический литий – самый сильный восстановитель, а ион Li+ самый слабый окислитель. С увеличением порядкового номера, уменьшается относительная электроотрицательность (ОЭО). Все щелочные металлы образуют одинаковую кристаллическую структуру. У щелочных металлов тип металлической структуры – объемно - центрированная кубическая упаковка (ОЦКУ).
От Li к Cs увеличиваются размеры атомов и межъядерные расстояния в кристаллических решетках. Так как химическая связь большей длины является менее прочной, то по мере роста межъядерного расстояния уменьшается прочность кристаллических решеток, поэтому снижаются температуры плавления и кипения. Щелочные металлы активно окисляются кислородом воздуха при обычной температуре, поэтому их хранят под слоем керосина или бензина.
4Э + О2 = 2Э2О Взаимодействуют с другими окислителями (галогенами, серой, фосфором), образуя соединения LiCl, Li2S, Li3P, NaBr, Na2S. С азотом взаимодействует только литий при обычной температуре. 6 Li + N 2 = 2 Li 3 N Нагревая щелочной литий в струе газообразного водорода получают гидрид. 2 Li + Н2 = 2 LiH - . С кислородом образуют оксиды, пероксиды, надпероксиды, озониды. 4 Li + O 2 → 2 Li 2 O – оксид лития 2 Na + O 2 → Na 2 O 2 – пероксид натрия K + O 2 → KO 2 – надпероксид (супероксид калия) Пероксиды содержат диамагнитный ион О22-, надпероксиды– парамагнитный ион О2-.
Оксиды Na и K могут получиться при недостатке кислорода. Элементы могут образовывать озониды по реакции с озоном: K + O 3 → KO 3 KOH + O 3 → KO 3 + O 2 + H 2 O Все озониды, пероксиды, надпероксиды сильные окислители и разлагаются водой. KO2 + H2O → KOH + O2 + H2O2 KO2 + H2O( теплая ) → KOH + O2 КО 3 + H2O → KOH + O2 Причем разложение может идти как обменное взаимодействие. Na2O2 + 2H2O → 2NaOH + H2O2
Оксиды щелочных металлов Ме2О – кристаллические термически устойчивые вещества, при взаимодействии с водой образуют щелочи. Ме2О + Н2О = 2МеО H Ме2 O + H 2 O → 2 MeOH лабораторные способы 2 Na + 2 H 2 O → 2 NaOH + H 2↑ получения щелочей
карбонатный способ получения щелочей: Na2CO3 + Ca(OH)2 → CaCO3↓ + 2NaOH
В промышленности NaOH получают электролизом раствора поваренной соли: NaCl + H 2 O электролиз → NaOH + Cl 2 + H 2 K ( - ) 2H2O + 2e = H2 + 2OH- A ( + ) 2Cl- - 2e = Cl2 Этим способом получают достаточно чистый NaOH.
Оксиды и гидроксиды
Гидроксиды щелочных металлов МеОН – твердые кристаллические вещества, легкоплавки, хорошо растворяются в воде с выделением тепла (кроме LiOH), полностью диссоциируют на ионы, сила оснований растет от Li к Fr. ЭОH ® Э+ + OH-
Более активно реагируют с водой непосредственно щелочные металлы.
Интенсивность взаимодействия с водой увеличивается в ряду Li - Cs, Rb и Cs реагируют с Н2О со взрывом.
Свойства гидроксидов
Все растворимы в воде – щелочи. LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, FrOH реакционная способность увеличивается
1) реакция нейтрализации: NaOH + HCl → NaCl + H2O 2) c кислотными оксидами: NaOH + CO2 → NaHCO3 2NaOH + CO2 → Na2CO3 + H2O
3) с амфотерными оксидами: 2NaOH + BeO + H2O → Na2[Be(OH)4] 4) с неметаллами: С l 2 + KOH → KCl + KClO + H 2 O холодная
С l 2 + KOH → KCl + KClO 3 + H 2 O горячая
3S + 6NaOH → 2Na2S + Na2SO3 + 3H2O
5) с амфотерными металлами: 2Al + 2NaOH + 6H2O → 2Na[Al(OH)4] + 3H2
6) с солями: 2 AlCl 3 + 6 NaOH (недост.) → 2 Al ( OH )3 + 6 NaCl AlCl3 + 4 NaOH( избыт .) → Na[Al(OH)4] + 3NaCl
7) с амфотерными гидроксидами: Zn(OH)2 + 2NaOH → Na2[Zn(OH)4] Щелочи жадно поглощают из воздуха влагу и СО2, т.е. содержат примесь Н2О (в виде кристаллогидратов NaOH×H2O) и карбонатов. Щелочи при плавлении разрушают стекло и фарфор
ΔG0298= -100кДж
За счет этого щелочи нельзя долго хранить в посуде с пришлифованными пробками, они прилипают вследствие взаимодействия щелочи со стеклом. Твердые щелочи и их концентрированные растворы разрушают живые ткани, особенно опасно попадание частиц твердой щелочи в глаза (приводит к слепоте). Не только с кислотами, но даже с водой большинство щелочных металлов реагируют со взрывов – отсюда шутливые плакаты с серьезным подтекстом в студенческих практикумах: «Не хотите быть уродом, не бросайте натрий в воду!»
Особенности лития и его соединений
Литий существенно отличается от остальных элементов IA группы. Особые свойства характерны для всех элементов II периода. В отличие от остальных ионов щелочных металлов, у которых по 8 электронов на предвнешнем уровне ион Li+ имеет только 2 электрона. У лития на кайносимметричной 2р-орбитали нет еще ни одного электрона. Связь лития с другими элементами имеет менее ионный характер, что приближает его к магнию (диагональное сходство элементов в периодической системе). В периодической системе только у 2-го или даже 3-го элемента А групп полностью проявляются характерные свойства. Аномальное поведение Li заключается в том, что у Li самое отрицательное значение электродного потенциала и можно ожидать, что Li поэтому должен быть самым активным из всех металлов. Но это не так. По активности он близок к Mg, Ca. Поэтому низкое значение электродного потенциала объясняется тем, что у Li самая высокая энергия гидратации из-за малого размера атома. Такая закономерность справедлива лишь для всех водных растворов. По химическим свойствам Li отличается от щелочных металлов, как и его соединения. Подобно соединениям магния малорастворимы в воде LiF, Li2CO3, Li3PO4. LiOH менее других растворим в воде. Li взаимодействует с азотом Li3N, 6 Li + N 2 → 2 Li 3 N -3 (нитрид лития),
с кремнием − Li4Si, 4 Li + Si → Li 4 Si (силицид лития)
с углеродом – Li2С2, 2 Li + 2C = (ацетиленид лития)
с водородом − LiH, 2 Li + H 2 → 2 LiH (гидрид лития)
с кислородом − Li2O 4 Li + O 2 → 2 Li 2 O (оксид лития)
Гидроксиды МеОН, за исключением LiOH выдерживают нагревание до более 1000°С, LiOH разлагается при температуре красного каления (550 – 6000С). Кислородосодержащие соединения (LiOH, LiNO3, Li2CO3) при нагревании разлагаются.
Li2CO3 Li2O + CO2↑ Малый радиус иона Li+ обусловливает возможность координации лигандов вокруг этого иона, образование большого числа двойных солей, различных сольватов, высокую растворимость ряда солей лития в органических растворителях (подобно магнию).
Аналогию в свойствах соединений лития и магния можно объяснить близостью величин их ионных радиусов r (Li+) = 0,068 нм, r (Mg+2) = 0,074 нм.
Получение элементов I А группы Получение Li : 1) В промышленности – электролизом расплавов солей: 2 LiCl 2 Li + Cl 2 Расплав K ( -) Li+ + 1e →Li0 A (+) 2Cl- - 2e →Cl2 Электролизом водных растворов щелочных металлов их получить нельзя. 2) Остальные металлы получают в основном: а) металлотермией из расплавов солей или оксидов; LiCl + Na Li + NaCl CsCl + Na Cs + NaCl Na – получить трудно, т.к. tпл Na и NaCl близки, и для понижения tпл необходимы добавки. Наиболее чистый Na, K получают б) электролизом расплавов их хлоридов или гидроксидов.
расплав Реже используется восстановление соединений щелочных металлов Al, Si или коксом; полученные при этом металлы не отличаются высокой чистотой из-за частичного образования алюминатов, карбидов, силицидов. Возможность протекания этих реакций объясняется более высокой летучестью щелочных металлов по сравнению с Si, С, Al (tкипения(Al) = 2467°C, а tкипения (Na) = 983°C). Получение соды по методу Сольве
Исходные вещества NH3, CO2, NaCl, вначале получают CO2 CaCO 3 CaO + CO 2 В теплый насыщенный раствор NaCl пропускают аммиак, а затем углекислый газ, вначале образуется NH4HCO3 1) , далее он вступает в обменную реакцию с NaCl 2) . Из 4-х солей наименее растворим в воде NaHCO3, который выпадает в осадок, затем при нагревании 3) .
2. Водород ( Hydrogenium – воду рождающий) Имеет 3 изотопа: протий , дейтерий или Д и тритий или Т, тритий образуется в атмосфере в результате ядерных реакций, вызванных действием космического излучения. Свободного водорода на Земле почти нет, в атмосфере его содержание не превышает 5×10-5%. Практически весь водород находится в связанном состоянии в составе многих минералов, углей, нефти, живых и растительных организмов, но самым распространенным его соединением является вода. Водород – s-элемент, в различных вариантах периодической системы помещают его то в I A, вместе со щелочными металлами, то в VII A вместе с галогенами, а иногда рассматривают отдельно. Со щелочными металлами он сходен в том, что образует положительный ион Н+ и играет роль восстановителя. Но с галогенами у него больше сходства: в гидридах активных металлов (CaH2, NaH), содержится ион Н-, подобный ионам Г- (NaCl, CaCl2). Молекулы водорода и галогенов двухатомны (Н2, Cl2, Br2). Для водорода, как и для фтора, хлора, характерны газообразное состояние и неметаллические свойства. Потенциалы ионизации водорода и галогенов близки. Атомы водорода легко замещаются атомами галогенов в органических соединениях. Поэтому вариант ПС, где Н возглавляет VII А группу более правилен. Особенности водорода – единственный валентный электрон водорода находится непосредственно в зоне действия атомного ядра. Особенностями строения атома водорода обусловлено существование водородной связи. Получение Н2
В промышленности водород получают из воды и углеводородов. При этом восстановителем водорода при температуре (600-900°С) являются атомы углерода . Конверсия метана с водяным паром: . При более высокой температуре (950-1100°) можно получить разложением метана особо чистый водород и углерод.
В лаборатории: 1) при действии разбавленного раствора кислоты на активный металл (в аппарате Киппа): или 2) щелочные металлы и щелочноземельные вытесняют водород из воды. 3) действием едких щелочей на металлы или 4) разложением гидридов типичных металлов водой 5) электролизом воды (электролиз водных растворов щелочей). 2H2O 2H2 + O2
Физические свойства. В обычных условиях водород – это самый легкий газ без цвета, запаха и вкуса, плохо растворим в воде. Атомарный водород гораздо активнее молекулярного, для которого нужны дополнительные затраты энергии на расcпаривание электронов. По электроотрицательности занимает промежуточное положение между неметаллами и металлами. И в реакциях с неметаллами и кислородсодержащими веществами играет роль восстановителя. Химические свойства Н2 Водород легко соединяется с кислородом, горит на воздухе или в атмосфере чистого кислорода бледно-синим пламенем. 1) Если состав смеси приближается к стехиометрическому (2 объема Н2 и 1 объем кислорода), то смесь называется “гремучим газом”, т.к. реакция имеет в этом случае взрывной характер. Водородно-кислородное пламя, имеющее температуру 2500°-2800°С используют для плавления тугоплавких металлов и автогенной сварки. 2) (при температуре 450 – 5000С и повышенном давлении, в присутствии катализатора). 3) (при нагревании). 4) (при повышении температуры и давления, в присутствии катализатора). 5) (с очень активными металлами водород взаимодействует непосредственно как окислитель, превращаясь в ион Н- (гидрид-ион). 3. Вода и ее свойства. Экологическое и биологическое значение Н2О
Три изотопа водорода и три стабильных изотопа кислорода 16О, 17О, 18О в различных сочетаниях могут образовывать 18 изотопических разновидностей воды с молекулярными массами от 18 до 24 (Т218О). В тяжелой воде вещества растворяются хуже, растворы меньше проводят электрический ток. Она гигроскопична, жадно поглощает влагу из воздуха. Помещенные в нее без предварительной подготовки живые существа (рыбы, черви и т.п.) погибают, семена в ней не прорастают, микробы не живут. Вода имеет очень большое значение в жизни растений, животных и человека. Согласно с современными представлениями происхождение жизни связано с водной средой. Во всяком живом организме в воде протекают химические процессы, обеспечивающие жизнедеятельность организма.
Вода обладает аномально большой теплоемкостью равной 4,18 , песок = 0,79, NaCl = 0,88 (Дж/(г×К). Поэтому это имеет большое значение для жизни. При переходе от лета к зиме, ото дня к ночи она остывает медленно и является регулятором температуры на земном шаре. Она имеет самую высокую температуру кипения в ряду
Н2О – Н2S – H2Se – H2Te, Tкипения, °С 100 -60 -41 -2
Если от H2Te к Н2S температура кипения закономерно уменьшается, то при переходе от Н2S к Н2О резко увеличивается. Это объясняется наличием водородной связи между молекулами воды, вследствие кулоновского взаимодействия положительно заряженного атома водорода одной молекулы и электроотрицательным атомом кислорода другой Такое взаимодействие затрудняет отрыв молекул друг от друга, т.е. уменьшает их летучесть, а, следовательно, повышает температуру кипения. Молекула воды из-за sp3-гибридизации орбиталей атома кислорода имеет угловую конфигурацию, а атомы водорода, соединенные с сильно-электроотрицательным атомом кислорода, определяют ее способность к установлению четырех водородных связей с соседними молекулами.
Химические свойства Н2О Вода – очень активный реагент по следующим причинам: а) за счет ориентационного взаимодействия с полярными молекулами других веществ; б) установления водородных связей; в) проявления донорных свойств со стороны атома кислорода по отношению к частицам – акцепторам электронных пар; г) электролитической диссоциации при обычных условиях (ионы Н+ гидратируются, образуя ионы Н3О+ ). 1. При температуре выше 1000°С диссоциация водяного пара, но равновесие сдвинуто в сторону воды. . 2. Оксиды металлов и неметаллов соединяются с водой, образуя основания и кислоты (гидрооксиды). 3. Некоторые соли образуют с водой кристаллогидраты. При растворении веществ с ионной структурой молекулы растворителя удерживаются около иона силами электростатического притяжения, т.е. за счет ион -дипольного взаимодействия. Например: кристаллогидрат сульфата натрия Na2SO4×10H2O (глауберова соль), Na2CO3×10H2O - кристаллическая сода. Гидраты, образующиеся в результате донорно-акцепторного взаимодействия (где ионы растворенного вещества выступают обычно в качестве акцепторов, а молекулы растворителя в качестве доноров электронных пар) представляют собой частный случай комплексных соединений. Аквакомплексы– лигaндами является вода, [Co(H2O)6]Cl2, [Al(H2O)6]Cl3, [Cr(H2O)6]Cl3 и др. Некоторые аквакомлексы в кристаллическом состоянии удерживают кристаллизационную воду [Cu(H2O)4]SO4×H2O – медный купорос.
4. Пероксид водорода. Окислительно - восстановительная двойственность Н2О2 1. Строение молекулы. Структурная формула Н - О – О - Н. Энергия связи О-О (210 кДж/моль) почти в 2 раза меньше энергии связи О-Н (468 кДж/моль). Из-за несимметричного распределения связей Н - О молекула Н2О2 сильно полярна. Между молекулами Н2О2 возникает довольно прочная водородная связь, поэтому в обычных условиях Н2О2 – сиропообразная светло-голубая жидкость с высокой температурой кипения равной 150°С. Температура плавления 0,41°С. Почти в 1.5 раза тяжелее воды, поверхностное натяжение (σ) больше, чем у Н2О. В молекуле Н2О2 связи между атомами кислорода и водорода полярны (вследствие смещения общих электронных пар к кислороду). В водных растворах – это слабая кислота, хоть и в незначительной степени распадается на ионы: I ст. К1 = 2,6×10-12. II ст. практически не протекает, т.к. подавляется диссоциацией Н2О, которая протекает в большей степени, чем Н2О2. Сместить диссоциацию по 2-й ступени можно введением щелочи. 2. С некоторыми основаниями Н2О2 взаимодействует непосредственно образуя соли, что подтверждает его кислотные свойства. Ba(OH)2 + H2O2 = BaO2 + 2H2O соль пероксида водорода 3. В отличие от воды пероксид водорода – непрочное соединение, разлагается даже при комнатной температуре (диспропорционирует на свету) Н2О2-1 + Н2О2-1 = О20 + 2Н2О-2 Н2О2 = Н2О+ О Неустойчивость Н2О2 обусловлена непрочностью связи О - О. Атомы кислорода в молекуле Н2О2 связаны непосредственно друг с другом неполярной ковалентной связью. Связи О - Н полярны. Поэтому молекула Н2О2 также полярна. Пероксиды относят к классу солей. Как соли они могут вступать в реакцию обмена с кислотами: ВаО 2 + Н 2 SO4 = BaSO4 ¯ + H2O2 в отличие от оксидов SnO2 + 2H2SO4 = Sn(SO4)2 + 2H2O Этой реакцией пользуются для различия оксидов и пероксидов.
Н 0.95 А0 = 0,095нм 1,48 А0 = 0,148нм
120° О О 95°
Н
ЕО-О = 210 кДж/моль ЕО-Н = 468 Дж/моль
Молекула нелинейна, две связи О - Н расположены не симметрично, а в 2-х плоскостях под углом 120°. Поэтому полярность mН2О2 > mН2О. 4. Окислительно-восстановительная двойственность Н2О2 Н2О2 + 2К I = I 2 + 2 KOH окислитель восстановитель Н 2 О 2 + Ag+2O = 2Ag0 + O2 + H2O восстановитель окислитель H2O2 + KMnO4 + H2SO4 → O2 + MnSO4 + K2SO4 + H2O H2O2 + KI + H2SO4 → H2O + I2 + K2SO4 Na2O2 и K2O2 – используют для регенерации кислорода в подводных лодках и в изолирующих противогазах. 2Na2O2 + 2CO2 → 2Na2CO3 + O2↑ Наличие атомарного кислорода сообщает Н2О2 и Na2O2 сильные окислительные свойства. Na2O2 способен гидролизоваться с образованием H2O2 по реакции Na2O2 + 2H2O = 2NaOH + H2O2 В связи с этим они находят применение для отбеливания шерсти, шелка, мехов. Аптечная перекись водорода – 3% водный раствор Н2О2, применяется как дезинфицирующее средство, (30% раствор называется пергидроль).
Популярное: Почему человек чувствует себя несчастным?: Для начала определим, что такое несчастье. Несчастьем мы будем считать психологическое состояние... Почему стероиды повышают давление?: Основных причин три... ©2015-2024 megaobuchalka.ru Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав. (858)
|
Почему 1285321 студент выбрали МегаОбучалку... Система поиска информации Мобильная версия сайта Удобная навигация Нет шокирующей рекламы |