Шпаргалка по "Химии"

У атома водорода для завершения электронной оболочки не хватает всего одного электрона, поэтому при взаимодействии с активными металлами (щелочными и щелочноземельными) атом водорода стремится их внешний валентный электрон присоединить себе и тем самым он ведет себя подобно атомам галогенов. А получаемые водородные соединения (гидриды металлов - MeH) подобны соединениям галогенов со щелочными и щелочноземельными металлам. Значит они являются солями? По внешнему виду, по физическим свойствам, по способности проводить электрический ток в расплавленном состоянии гидриды металлов напоминают хлориды соответствующих металлов. При переходе в группе неметаллические свойства химических элементов снизу вверх возрастают. Тогда водород должен бы быть самым активным неметаллом. Это не так. Самый активный неметалл это фтор. Поскольку свойства водорода в чем-то напоминает свойства галогенов, то условно (в скобках) его можно было бы поместить в 7-ую группу над фтором.

 

 

№11. Физические и химические свойства молекулярного водорода

Физические и химические свойства водорода H2

Молекула Н2 содержит неполярную σ-связь. Бесцветный газ, без  запаха и вкуса, устойчив к нагреванию до 2000 °С. Практически не растворяется в воде.

Физические константы:

Mr = 2,016, ρ = 0,09 г/л (н.у.), tпл = −259,19 °C, tкип = −252,87 °C

Водород Н2 может проявлять  в одних условиях восстановительные  свойства (чаще), в других условиях - окислительные свойства (реже):

восстановитель H20 - 2e− = 2HI

окислитель H20 + 2e− = 2H−I

Реагирует с неметаллами, металлами, оксидами (обычно при нагревании):

2H2 + O2 = 2H2O

H2 + S = H2S

H2 + CuO = Cu + H2O

H2 + Ca = CaH2

Качественная реакция  на водород - сгорание с "хлопком" собранного в пробирку газа.

 

 

 

№12. Кислородные соединения водорода: вода, пероксид водорода.

Наиболее стабильные кислородные соединения водорода — это вода и перекись водорода. Хотя вода в больших количествах содержится в природе, ее синтез представляет большой научный интерес.

Особенно важной является реакция синтеза Н20 при горении  водорода на воздухе или в кислороде. Этот процесс можно осуществить по-разному — в спокойном режиме и путем взрыва кислород-водородной смеси.

Горение водорода

Спокойное горение Н2 на воздухе можно продемонстрировать, если поджечь горящей лучиной  водород, находящийся в опрокинутом  цилиндре, закрытом снизу стеклянной пластинкой. Водород вспыхивает и спокойно горит бесцветным пламенем.

Однако если кислород и водород в определенной пропорции  предварительно смешать, то их взаимодействие происходит со взрывом.

Поднесем предварительно приготовленную смесь Н2 и 02 (з толстостенной банке) к пламени горелки. Оглушительный взрыв знаменует образование воды из кислород-водородной смеси:

Отметим, что взрывают кислород-водородные смеси не любого состава. Водорода должно быть по объему не меньше, чем 4%, но не больше, чем 95%. Примерно те же соотношения справедливы и для смесей водорода с воздухом. Этот вывод подтверждает следующий простой опыт. Заполним водородом (например, с помощью газоотводной трубки из аппарата Киппа) обычную консервную банку с отрезанным дном, таким образом, чтобы водород вытеснил из банки весь воздух и начал снизу выходить в атмосферу. Прекратим подачу водорода и подожжем его у отверстия, которое пробито в верхней части банки. В процессе горения водород постепенно вытесняется из банки воздухом, поскольку водород — более легкий газ, и к тому же он постепенно выгорает. Пламя водорода вызывает вибрацию банки и создает особое звучание. Когда в банке накапливается такое количество воздуха, которое отвечает составу «гремучего газа», пламя горящего водорода распространяется па всю смесь, раздастся оглушительный взрыв.

Пероксид (перекись водорода) представляет собой бесцветную сиропообразную жидкость плотностью 1,45 г/см3, затвердевающую при –0,48°C. Это очень непрочное вещество, способное разлагаться со взрывом на воду и кислород, причем выделяется большое количество теплоты:

2H2O2 (ж) = 2H2O (ж) + O2 + 197,5 кДж

 

 

 

№13. Общая характеристика галогенов: положение в периодической системе, строение электронной оболочки, валентность, нахождение в природе, изотопный состав.

Галогены - элементы главной подгруппы VII группы периодической системы: фтор, хлор, бром, йод, астат.

1)  Общая электронная  конфигурация внешнего энергетического  уровня - nS2nP5.

2)  С возрастанием  порядкового номера элементов увеличиваются радиусы атомов, уменьшается электроотрицательность, ослабевают неметаллические свойства (увеличиваются металлические свойства); галогены - сильные окислители, окислительная способность элементов уменьшается с увеличением атомной массы.

3)  Молекулы галогенов состоят из двух атомов.

4)  С увеличением  атомной массы окраска становится  более темной, возрастают температуры  плавления и кипения, а также  плотность.

5)  Сила галогеноводородных  кислот возрастает с увеличением  атомной массы.

6)  Галогены могут образовывать соединения друг с другом (например, BrCl)

 

 

 

 

№14. Сравнительная характеристика свойств галогенов как простых веществ: агрегатного состояния, растворимости,  окислительно-восстановительных свойств.

Фтор F2,Газ,Светло-жёлтый,Резкий, раздражающий

Хлор Cl2,Газ,Жёлто-зелёный, Резкий, удушливый

Бром Br2,Жидкость,Буровато-коричневый,Резкий, зловонный

Иод I2,Твёрдое вещество,Чёрно-фиолетовый с металлическим блеском,Резкий

Растворимость. Галогены обладают некоторой  растворимостью в воде, однако, как и следовало ожидать, из-за ковалентного характера связи XX и малого заряда растворимость их невелика. Фтор настолько активен, что оттягивает электронную пару от кислорода воды, при этом выделяется свободный O2 и образуются OF2 и HF. Хлор менее активен, но в реакции с водой получается некоторое количество HOCl и HCl. Гидраты хлора (например, Cl2*8H2O) могут быть выделены из раствора при охлаждении.

Иод проявляет необычные  свойства при растворении в различных  растворителях. При растворении  небольших количеств иода в воде, спиртах, кетонах и других кислородсодержащих растворителях образуется раствор  коричневого цвета (1%-ный раствор I2 в спирте обычный медицинский антисептик). Раствор иода в CCl4 или других бескислородных растворителях имеет фиолетовую окраску. Можно полагать, что в таком растворителе молекулы иода ведут себя подобно их состоянию в газовой фазе, которая имеет такую же окраску. В кислородсодержащих растворителях происходит оттягивание электронной пары кислорода на валентные орбитали иода.

Галогены — очень  сильные окислители. Фтор в химических реакциях проявляет только окислительные  свойства, и для него характерна степень окисления -1. Остальные галогены могут проявлять и восстановительные свойства при взаимодействии с более электроотрицательными элементами — фтором, кислородом, азотом, при этом степени их окисления могут принимать значения +1, +3, +5, +7. Восстановительные свойства галогенов усиливаются от хлора к иоду, что связано с ростом радиусов их атомов: атомы хлора примерно вдвое меньше, чем у иода.

 

 

 

№15. Получение водорода и галогенов в лаборатории

Получение и применение водорода

В лаборатории водород  обычно получают в аппарате Киппа по реакции:

Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2

Если для реакции  берут серную кислоту, то водород  может содержать следы сероводорода.

Можно привести еще ряд  реакций, которые приводят к получению  водорода:

Zn + 2NaOH + 2H2O = Na2[Zn(OH)4] + H2

2Na + 2H2O = 2NaOH + H2,

CaH2 + 2H2O = Ca(OH)2 + 2H2,

3Fe + 4H2O = Fe3O4 + 4H2 .

Чтобы рассказать о промышленных способах получения водорода, необходимо сначала вспомнить те вещества (доступные  и дешевые) в состав которых он входит. Это, прежде всего, вода и метан (природный газ). Наиболее чистый водород обычно получают электролизом раствора щелочи. Щелочь добавляют для повышения электропроводности воды. На катоде при этом выделяется водород, а на аноде кислород. Как правило, получаемый водород на этом же химическом комбинате используется для получения других веществ, например метилового спирта, аммиака, других веществ методами органического синтеза и т.д. Поэтому мы рассмотрим сначала получение смеси водорода и окиси углерода, называемой "синтез-газ".

В лабораториях хлор получают действием различных окислителей на соляную кислоту. Напомним, например, известный из школьного курса лабораторный способ получения хлора действием диоксида марганца на соляную кислоту:

 

 

 

№16. Галогеноводороды. Свойства. Качественные реакции на галогенид-ионы.

Галогеноводоро́ды —  общее название соединений, образованных из водорода и галогенов:

Плавиковая кислота  — водный раствор фтороводорода

Соляная кислота —  водный раствор хлороводорода

Бромоводородная кислота  — водный раствор бромоводорода

Иодоводородная кислота — водный раствор иодоводорода

Все галогеноводороды —  бесцветные газы с резким запахом, хорошо растворимые в воде. На воздухе  их концентрированные растворы дымят  вследствие выделения галогеноводородов.

Сокращённо галогеноводороды обозначают НГ, а в источниках на языках, использующих латинский алфавит, — HHal.

 

 

№17. Кислородсодержащие соединения галогенов: оксиды, кислородсодержащие кислоты и их соли.

Все галогеноводороды при  обычных условиях газообразны. Химическая связь, осуществляемая в их молекулах, — ковалентная полярная, причем полярность связи в ряду НF - НСl - НВr - НI падает. Прочность связи также уменьшается в этом ряду. Вследствие своей полярности, все галогеноводороды, в отличие от галогенов, хорошо растворимы в воде. Так, при комнатной температуре в 1 объеме воды можно растворить 400 объемов НСl, 530 объемов НВr и около 400 HI.

Химические свойства

Галогеноводороды хлора, брома, йода при обычных условиях — газы. Хорошо растворимы в воде, при растворении протекают следующие  процессы:

Процесс растворения  сильно экзотермичен. С водой HCl, HBr и HI образуют азеотропные смеси, которые  содержат соответственно 20,24; 48; 57 % НГ.

Галогены в галогеноводородах  имеют степень окисления −1. Могут  выступать в качестве восстановителей, причём восстановительная способность в ряду HCl — HBr — HI увеличивается:

Иодоводород является сильным  восстановителем и используется как восстановитель во многих органических синтезах. При стоянии раствор HI вследствие постепенного окисления HI кислородом воздуха и выделения иода постепенно принимает бурую окраску:

Аналогичный процесс  протекает и в водном растворе HBr, но намного медленнее.

Растворы галогенов  — сильные кислоты, в которых  ион H+ выступает в качестве окислителя. Галогеноводородные кислоты реагируют с металлами, потенциал которых < 0, но так как ионы I− (в меньшей степени Br−) хорошие комплексообразователи, HI может реагировать даже с серебром (E0 = +0,8 В).

Фтороводород легко  образует полимеры типа (HF)n

Галогенид-ионы можно  определить с помощью нитрата серебра AgNO3. Приготовим пробирки с иодидом калия KI, бромидом натрия NaBr, хлоридом натрия NaCl. Добавляем нитрат серебра. В пробирках появляются творожистые осадки нерастворимых галогенидов серебра. Осадок хлорида серебра - белого цвета NaCl + AgNO3 = AgCl↓ + NaNO3 Осадок бромида серебра -бледно-желтого цвета NaBr + AgNO3 = AgBr↓+ NaNO3 Осадок иодида серебра - желтого цвета. KI + AgNO3 = AgI↓+ KNO3 Реакция с нитратом серебра – качественная реакция на хлорид-, бромид- и иодид-ионы.

Кислородсодержащие соединения галогенов

Все кислородные соединения галогенов получены косвенным путем. Наиболее устойчивы соли, наименее — оксиды и кислоты. Для галогенов  характерно образование большого числа  оксидов, отвечающих различным степеням окисления. Больше всего ионы BrO-2 и IO-2 очень неустойчивы.

устойчивых оксидов  образует хлор Сl, меньше всего —  иод I.

Из соединений кислорода  с фтором существует фторид кислорода F-12О+2:

Связь между атомами  фтора и кислорода ковалентная, очень близка к неполярной. Это бесцветный газ с резким запахом озона, плохо растворим в воде, tкипения=-145°С. Был открыт в 1929 году. получается взаимодействием фтора с 2% -ным раствором гидроксида натрия:

2F2+2NaOH=2NaF+Н2О+F2O

I Рассмотрим важнейшие  из кислородных соединений остальных галогенов.

Все оксиды неустойчивы, разлагаются с большим выделением тепла.

Оксид хлора (I) Сl2О —  газ буро-желтого цвета с неприятным запахом. Характеризуется низкой температурой кипения, относительная плотность  по воздуху равна 3. Связь в молекуле оксида малополярная ковалентная.

 

 

№18. Биологическая роль водорода и галогенов.

Биологическая роль водорода

Водород как отдельный  элемент не обладает биологической  ценностью. Для организма важны  соединения, в состав которых он входит, а именно вода, белки, жиры, углеводы, витамины, биологически активные вещества (за исключением минералов) и т.д. Наибольшую ценность, конечно, представляет соединение водорода с кислородом – вода, которая фактически является средой существования всех клеток организма. Другой группой важных соединений водорода являются кислоты – их способность высвобождать ион водорода делает возможным формирование рН среды. Немаловажной функцией водорода также является его способность образовывать водородные связи, которые, например, формируют в пространстве активные формы белков и двухцепочечную структуру ДНК.

Биологическая роль галогенов

1) Фтор  является самым лёгким галогеном. Фтор – светло – жёлтый газ, разрушающий органические и неорганические соединения. Участвует в формировании зубов и образовании костей. Влияет на обмен жиров и углеводов. Во многих биохимических процессах выступает как ингибитор. Фтор — более сильный галоген, поэтому он вытесняет йод из иодорганических соединений, что приводит к йодной недостаточности и как следствие к образованию зоба.