Елементи на главната подгрупа vii на групата. Седмата група елементи на периодичната система
Химични елементи от основната подгрупа IA на периодичната система от елементи на Д. И. Менделеев: Li, Na, K, Rb, Cs, Fr. Името произлиза от хидроксидите на алкалните метали, наречени каустични алкали. Атомите на алкалните метали имат 1 s-електрон на външната обвивка и 2 s- и 6 p-електрона на предходната обвивка (с изключение на Li). Те се характеризират с ниски точки на топене, ниски плътности; мека, реже се с нож. Степента на окисление на алкалните метали в съединенията винаги е +1. Тези метали са химически много активни - бързо се окисляват от атмосферния кислород, реагират бурно с вода, образувайки Me алкали. OH (където Me е метал); активността нараства от Li до Fr.
Литий (лат. - литий), Li- химичен елементпървата група, А-подгрупата на периодичната система на Д. И. Менделеев, принадлежи към алкални метали, сериен номер 3, атомна маса е 6,939; при нормални условия сребристобял, лек метал. Естественият литий се състои от два изотопа с масови числа 6 и 7. Интересен детайл: цената на литиевите изотопи изобщо не е пропорционална на тяхното изобилие. В началото на това десетилетие относително чистият литий-7 струваше почти 10 пъти повече от литий-6 с много висока чистота в САЩ. Изкуствено са получени още два изотопа на лития. Техният живот е изключително кратък: литий-8 има период на полуразпад от 0,841 секунди, а литий-9 има 0,168 секунди.
Литият е типичен елемент от земната кора, сравнително рядък елемент. (съдържание 3, 2 × 10 -3% от масата), се натрупва в най-новите продукти на магмената диференциация - пегматити. В мантията има малко литий - в ултраосновните скали само 5 × 10 -3% (в основни 1,5 × 10 -3%, средни - 2 × 103%, киселинни 4 × 10 -3%). Близостта на йонните радиуси на Li+, Fe 2+ и Mg 2+ позволява на лития да навлезе в решетките на магнезиево-железните силикати - пироксени и амфиболи. Намира се в гранитоидите като изоморфна добавка в слюдите. Само в пегматитите и в биосферата са известни 28 независими литиеви минерала (силикати, фосфати и др.). Всички те са редки. В биосферата литият мигрира сравнително слабо, ролята му в живата материя е по-малка от тази на други алкални метали. Лесно се извлича от водите с глини, сравнително малък е в Световния океан (1,5 × 10 -5%). AT човешкото тяло(с тегло 70 кг) - 0,67 мг. литий.
Калий (Kalium) Калият е химичен елемент от I група на периодичната система на Менделеев; атомен номер 19, атомна маса 39.098; сребристо-бял, много лек, мек и топим метал. Елементът се състои от два стабилни изотопа - 39K (93,08%), 41K (6,91%) и един слабо радиоактивен 40K (0,01%) с период на полуразпад 1,32×109 години.
Намиране в природата Калият е често срещан елемент: съдържанието му в литосферата е 2,50% от теглото. При магмените процеси калият, подобно на натрия, се натрупва в кисели магми, от които кристализират гранити и други скали (средното съдържание на калий е 3,34%). Калият е съставна част на фелдшпатите и слюдите. Има малко калий в основни и ултраосновни скали, богати на желязо и магнезий. На земната повърхност калият, за разлика от натрия, мигрира слабо. По време на изветрянето на скалите калият частично преминава във водата, но оттам бързо се улавя от организмите и се абсорбира от глината, поради което водите на реките са бедни на калий и много по-малко от натрия навлиза в океана. В океана калият се абсорбира от организми и дънни тини (например, той е част от глауконита); следователно океанските води съдържат само 0,038% калий - 25 пъти по-малко от натрий.
В природата той е деветият най-разпространен елемент (шести сред металите), намиращ се само под формата на съединения. Той е част от много минерали, скали, солни пластове. Третият метал по съдържание на естествена вода: 1 литър морска вода съдържа 0,38 g K+ йони. Катионите на калия се абсорбират добре от почвата и почти не се отмиват от естествените води. Жизнен елемент за всички организми. K+ йоните са винаги вътре в клетките (за разлика от Na+ йоните). Човешкото тяло съдържа около 175 g калий, дневната нужда е около 4 g. Липсата на калий в почвата се попълва чрез прилагане на калиеви торове - калиев хлорид KCl, калиев сулфат K 2 SO 4 и растителна пепел.
Интересни фактиЗА КАКВО Е КАЛИЙ ЦИАНИД? За извличане на злато и сребро от руди. За галванично позлатяване и посребряване на неблагородни метали. За получаване на много органични вещества. За азотирана стомана - това придава на повърхността й по-голяма здравина. За съжаление, това така необходимо вещество е изключително отровно. И KCN изглежда доста безвреден: малки бели кристали с кафеникав или сив нюанс.
Цезий Цезият е открит сравнително наскоро, през 1860 г., в минералните води на известните лечебни извори на Шварцвалд (Баден-Баден и др.). За кратък исторически период е изминат блестящ път - от рядък, непознат химичен елемент до стратегически метал. Принадлежи към работническото семейство на алкалните метали, но във вените му тече синята кръв на последния в рода. . . Това обаче ни най-малко не му пречи да общува с други елементи и дори да не са толкова известни, той охотно влиза в контакти с тях и създава силни връзки. В момента той работи едновременно в няколко индустрии: в електрониката и автоматизацията, в радара и киното, в ядрените реактори и космическите кораби. . . » .
Известно е, че цезият е първият елемент, открит чрез спектрален анализ. Учените обаче са имали възможността да се запознаят с този елемент още преди Робърт Бунзен и Густав Кирхоф да създадат нов метод за изследване. През 1846 г. немският химик Платнер, анализирайки минерала полуцит, установява, че сумата от известните му компоненти е само 93%, но не може да определи точно какъв друг елемент (или елементи) е включен в този минерал. Едва през 1864 г., след откриването на Бунзен, италианецът Пизани открива цезий в полуцита и установява, че именно съединенията на този елемент Платнер не може да идентифицира.
Интересни факти Цезий и налягане Всички алкални метали се променят значително при високо налягане. Но това е цезият, който реагира на него най-особено и остро. При налягане от 100 хиляди атм. обемът му намалява почти три пъти - повече от този на другите алкални метали. В допълнение, при условия на високо налягане бяха открити две нови модификации на елементарен цезий. Електрическо съпротивлениена всички алкални метали с увеличаване на налягането се увеличава; при цезия това свойство е особено силно изразено.
Франций Сред елементите в края на периодичната система на Д. И. Менделеев има такива, за които неспециалистите са чували и знаят много, но има и такива, за които дори химик може да каже малко. Сред първите са например радон (№ 86) и радий (№ 88). Сред последните е техният съсед в периодичната система елемент No87 – франций. Францият е интересен по две причини: първо, той е най-тежкият и активен алкален метал; второ, францият може да се счита за най-нестабилния от първите сто елемента на периодичната таблица. Най-дългоживеещият изотоп на франций, 223 Fr, има период на полуразпад от само 22 минути. Такава рядка комбинация в един елемент с висока химическа активност с ниска ядрена стабилност определя трудностите при откриването и изучаването на този елемент.
Срещане в природата В допълнение към 223 Fr, сега са известни няколко изотопа на елемент № 87. Но само 223 Fr се среща в природата в забележими количества. Използвайки закона за радиоактивното разпадане, можем да изчислим, че един грам естествен уран съдържа 4 x 10–18 g 223 Fr. А това означава, че около 500 g франций-223 е в радиоактивно равновесие с цялата маса на земния уран. В изчезващо малки количества на Земята има още два изотопа на елемент № 87 - 224 Fr (член на семейството на радиоактивния торий) и 221 Fr. Естествено, на Земята е почти невъзможно да се намери елемент, чиито световни запаси не достигат килограм. Следователно всички изследвания на франция и малкото му съединения са извършени върху изкуствени продукти.
Интересни факти Натрий в подводница Натрият се топи при 98°C, но кипи само при 883°C. Следователно температурният интервал на течното състояние на този елемент е доста голям. Ето защо (а също и поради малкото напречно сечение на улавяне на неутрони) натрият започна да се използва в ядрената енергетика като охладител. По-специално, американските атомни подводници са оборудвани с електроцентрали с натриеви вериги. Генерираната в реактора топлина загрява течния натрий, който циркулира между реактора и парогенератора. В парогенератора натрият, охлаждайки, изпарява водата и получената пара под високо налягане върти парната турбина. За същите цели се използва сплав на натрий с калий.
Неорганична фотосинтеза Обикновено по време на окисляването на натрия се образува оксид от състава Na 2 O. Въпреки това, ако натрият се изгаря в сух въздух при повишени температури, тогава вместо оксид се образува пероксид N 2 O 2. Това вещество лесно дава увеличава своя „допълнителен“ кислороден атом и следователно има силни окислителни свойства. По едно време натриевият пероксид е бил широко използван за избелване на сламени шапки. Сега специфично теглосламени шапки при използването на натриев пероксид е незначително; основните му количества се използват за избелване на хартия и за регенерация на въздуха в подводници. Когато натриевият пероксид взаимодейства с въглеродния диоксид, възниква процес, обратен на дишането: 2 Na 2 O 2 + 2 CO 2 → 2 Na 2 CO 3 + O 2, т.е. въглеродният диоксид се свързва и се освобождава кислород. Точно като зелено листо!
Натрий и злато По времето, когато натрият беше открит, алхимията вече не беше на почит и идеята за превръщането на натрия в злато не вълнуваше умовете на естествените учени. Въпреки това, сега много натрий се консумира за получаване на злато. "Златната руда" се обработва с разтвор на натриев цианид (и се получава от елементарен натрий). В този случай златото се превръща в разтворимо комплексно съединение, от което се изолира с помощта на цинк. Златотърсачите са сред основните потребители на елемент № 11. В индустриален мащаб натриевият цианид се получава чрез взаимодействие на натрий, амоняк и кокс при температура около 800°C.
Натрий във вода Всеки ученик знае какво се случва, когато пуснете парче натрий във вода. По-точно не във вода, а във вода, защото натрият е по-лек от водата. Топлината, отделена при реакцията на натрий с вода, е достатъчна за стопяването на натрия. И сега натриева топка преминава през водата, задвижвана от освободения водород. Реакцията на натрий с вода обаче е не само опасно забавление; напротив, често е полезно. Натрият надеждно почиства трансформаторни масла, алкохоли, етери и други от следи от вода. органична материя, а с помощта на натриева амалгама (т.е. сплав от натрий и живак) можете бързо да определите съдържанието на влага на много съединения. Амалгамата реагира много по-спокойно с водата от самия натрий. За да се определи съдържанието на влага, определено количество натриева амалгама се добавя към проба от органична материя и съдържанието на влага се оценява по обема на отделения водород.
Натриевият пояс на Земята Естествено е, че натрият никога не се намира в свободно състояние на Земята - този метал е твърде активен. Но в горните слоеве на атмосферата - на височина около 80 км - е открит слой от атомен натрий. На тази надморска височина практически няма кислород, водни пари и изобщо нищо, с което натрият да реагира. Натрият е открит и чрез спектрални методи в междузвездното пространство.
Рубидият е метал, който може да се нарече химически чувствителен. При контакт с въздуха спонтанно се запалва и гори с ярък розово-виолетов пламък. Експлодира с вода, също така реагира бурно при контакт с флуор, хлор, бром, йод и сяра. Подобно на истинската чувствителност, рубидият трябва да бъде защитен от външни влияния. За целта се поставя в съдове, пълни със сух керосин. . . Рубидият е по-тежък от керосина (плътност на рубидия 1,5) и не реагира с него. Рубидият е радиоактивен елемент, той бавно излъчва поток от електрони, превръщайки се в стронций. Най-забележителното свойство на рубидия е неговата особена чувствителност към светлина. Под въздействието на светлинните лъчи рубидият става източник електрически ток. С прекратяването на светлинното облъчване изчезва и токът. R. реагира с вода с експлозия, при което се отделя водород и се образува разтвор на R. хидроксид, Rb. о
Рубидий се намира в много скали и минерали, но концентрацията му там е изключително ниска. Само лепидолитите съдържат малко повече Rb 2 O, понякога 0,2%, а понякога до 1. . . 3%. Рубидиевите соли са разтворени във водите на моретата, океаните и езерата. Тяхната концентрация тук също е много ниска, средно около 100 µg/l. Това означава, че в Световния океан има стотици пъти по-малко рубидий, отколкото в земната кора.
Интересни факти Рубидий не е заобиколил вниманието си и много представители на растителния свят: следи от него се намират във водорасли и тютюн, в листа от чай и кафе на зърна, в захарна тръстика и цвекло, в грозде и някои видове цитрусови плодове. Защо се нарича рубидий? Rubidus е латински за червено. Изглежда, че това име е по-подходящо за медта, отколкото за рубидия, който е много често срещан на цвят. Но нека не правим прибързани заключения. Това име е дадено на елемент No 37 от неговите откриватели Кирхоф и Бунзен. Преди повече от сто години, докато изучавали различни минерали със спектроскоп, те забелязали, че една от пробите лепидолит, изпратена от Розен (Саксония), дава специални линии в тъмночервената област на спектъра. Тези линии не са открити в спектрите на нито едно известно вещество. Скоро подобни тъмночервени линии бяха открити в спектъра на седимента, получен след изпаряването на лечебните води от минералните извори на Шварцвалд. Беше естествено да се предположи, че тези линии принадлежат на някакъв нов, непознат досега елемент. Така през 1861 г. е открит рубидий
Основната подгрупа на група I на периодичната система е литий Li, натрий Na, калий K, рубидий Rb, цезий Cs и франций Fr.
Атомите на тези елементи имат един s-електрон на външно енергийно ниво: ns1. Влизайки в химични взаимодействия, атомите лесно отдават електрон от външното енергийно ниво, показвайки постоянно състояние на окисление +1 в съединенията.
Елементите от тази подгрупа принадлежат към металите. Общото им име е алкални метали.
В природата най-разпространени са натрият и калият. Масовата част на натрий в земната кора е 2,64%, калий - 2,60%. Алкалните метали не се срещат в природата в свободно състояние. Основните естествени съединения на Na са минералите халит, или каменна сол, NaCl, и мирабилит, или глауберова сол (Na2SO4 · 10H2O). Най-важните калиеви съединения включват силвин (KCl), карналит (KCl MgCl2 6H2O), силвинит
Францият е радиоактивен елемент. Следи от този елемент са открити в продуктите на разпада на естествения уран. Поради краткия живот на Fr изотопите е трудно да се получи в големи количества, така че свойствата на металната Франция и нейните съединения все още не са достатъчно проучени.
Свойства: Алкалните метали са сребристо-бели вещества с ниска плътност. Литият е най-лекият от всички. Това са меки метали, Na, K, Rb, Cs са сходни по мекота с восъка. Алкалните метали са топими. Точката на топене на цезия е 28,5°C, най-високата точка на топене на лития (180,5°C). Имат добра електропроводимост.
Алкалните метали имат висока химическа активност, тяхната активност нараства в серията Li-Na-K-Rb-Cs-Fr. В реакции те са силни редуциращи агенти.
1. Взаимодействие с прости вещества.
Алкалните метали взаимодействат с кислорода. Всички те лесно се окисляват от атмосферния кислород, а рубидият и цезият дори се запалват спонтанно.
4Li + O2® 2Li2O (литиев оксид)
2Na + O2® Na2O2 (натриев пероксид)
K + O2® KO2 (калиев супероксид)
Алкалните метали спонтанно се запалват във флуорни, хлорни, бромни пари, образувайки халогениди:
2Na+Br2®2NaBr (халогенид)
При нагряване те взаимодействат с много неметали:
2Na + S ® Na2S (сулфиди)
6Li + N2® 2Li3N (нитриди)
2Li + 2C ® 2Li2C2 (карбиди)
2. Взаимодействие с вода. Всички алкални метали реагират с вода, като я редуцират до водород. Активността на взаимодействието на металите с водата се увеличава от литий до цезий.
2Na + 2H2O ® 2NaOH + H2
2Li + 2H2O ® 2LiOH + H2
3. Взаимодействат с киселини. Алкалните метали реагират със солна и разредена сярна киселина за освобождаване на водород:
2Na + 2HCl® 2NaCl +H2
Концентрираната сярна киселина се редуцира главно до сероводород:
8Na + 5H2SO4® 4Na2SO4+ H2S + 4H2O
В този случай е възможна паралелна реакция на редукция на сярна киселина до серен оксид (IV) и елементарна сяра.
Когато алкален метал реагира с разредена азотна киселина, се получава предимно амоняк или амониев нитрат и с концентриран азот или азотен оксид (I):
8Na +10HNO3(разр.)® 8NaNO3+ NH4NO3+ 3 H2O
8K +10HNO3(конц.)® 8KNO3+ NO2+ 5H2O
Въпреки това, като правило, няколко продукта се образуват едновременно.
4. Взаимодействие с метални оксиди и соли. Алкалните метали, поради високата си химическа активност, могат да възстановят много метали от техните оксиди и соли:
BeO +2Na ®Be + Na2O
CaCl2+ 2Na® Ca + 2NaCl
Касова бележка:
Металният натрий се произвежда промишлено чрез електролиза на стопилка от натриев хлорид с инертни електроди. В стопилката натриевият хлорид се разпада на йони:
NaCl↔ Na+ + Cl-
По време на електролиза Na+ катионът се редуцира на катода, а Cl- анионът се окислява на анода:
катод: 2 Na++2е ® 2Na
анод: 2 Cl--2e ® Cl2
2Na++ 2Cl-® 2Na + Cl2 или 2NaCl®2Na + Cl
Така по време на електролиза се образуват натрий и хлор. Понякога натрият се получава чрез електролиза на стопилка от натриев хидроксид.
Друг начин за получаване на натрий е редуцирането на сода с въглища при високи температури:
Na2CO3+ 2C®2Na + 3CO
Калият се заменя с натрий от стопилка на калиев хлорид или калиев хидроксид:
KCl + Na ® K + NaCl
Калият може да се получи и чрез електролиза на стопилки на неговите съединения (KCl; KOH).
Металният литий се получава чрез електролиза на стопилка от литиев хлорид или чрез редукция на литиев оксид с алуминий.
Рубидий и цезий се получават чрез редукция на техните халиди с метали във вакуум:
2RbCl + Ca = 2Rb + CaCl2; 2CsCl + Mg = 2Cs + CaCl2
Оксиди на алкални метали (R2O):
Литиевият и натриевият оксид са бели вещества, калиевият оксид има светложълт цвят, рубидиевият оксид е жълт, а цезиевият оксид е оранжев. Всички оксиди са реактивни съединения, имат изразени основни свойства, а в серията от литиев оксид до цезиев оксид основните свойства са подобрени.
Окисляването на метала произвежда само литиев оксид:
4Li + O2® 2Li2O
Останалите оксиди се получават индиректно. И така, натриевият оксид се получава чрез редукция на натриево съединение с метален натрий:
Na2O2+ 2Na® 2Na2O
2NaOH + 2Na® 2Na2O + H2
Оксидите на алкални метали лесно взаимодействат с вода, образувайки хидроксиди, например:
Li2O + H2O ® 2LiOH
Те реагират с киселинни оксиди и киселини, за да образуват соли:
Na2O + SO3 ® Na2SO4
K2O + 2HNO3 ® 2KNO3+ H2O
Хидроксиди на алкални метали (ROH):
Те са бели кристални твърди вещества. Всички хидроксиди на алкални метали са силни основи, разтворими във вода. Общото име е алкали.
Хидроксидите се образуват при взаимодействието на алкални метали или техните оксиди с вода:
2Li + 2H2O ® 2LiOH + H2
Li2O + H2O ® 2LiOH
Натриеви и калиеви хидроксиди, които са от голямо практическо значение, се произвеждат в промишлеността чрез електролиза на хлориди:
2NaCl + 2H2O ® 2NaOH + H2 + Cl2
катод: 2H++ 2ē ® H02
анод: 2Cl-– 2ē ® Cl02
Хидроксидите на алкални метали проявяват всички характерни свойства на основите: взаимодействат с киселини и амфотерни оксиди, амфотерни хидроксиди, киселини, соли. Някои метали се разтварят във водни разтвори на основи, образувайки амфотерни хидроксиди, например:
Zn + 2NaOH + 2H2O = Na2 + H2
Медната подгрупа включва три елемента – мед, сребро и злато. Подобно на атомите на алкалните метали, атомите на всички тези елементи имат по един електрон във външния слой; но техният предпоследен електронен слой съдържа, за разлика от атомите на алкални метали, осемнадесет електрона. Структурата на двете външни електронни обвивки на атомите на тези елементи може да бъде представена с формулата (където е номерът на периода, в който се намира този елемент). Всички елементи от медната подгрупа са предпоследните членове на декадите-елементи. Въпреки това, както се вижда от горната формула, техните атоми съдържат не 9, а 10 електрона на - подниво. Това е така, защото структурата е по-стабилна от структурата (вижте страница 93). Сравнявайки данните в табл. 31 със съответните стойности за алкални метали (Таблица 30), може да се види, че атомните радиуси на медта, среброто и златото са по-малки от радиусите на атомите на металите от основната подгрупа. Това води до значително по-висока плътност, високи точки на топене и големи стойности на енталпията на атомизация на разглежданите метали; По-малките атоми са разположени по-плътно в решетката, в резултат на което силите на привличане между тях са големи. Малкият радиус на атомите също обяснява по-високите стойности на йонизационната енергия на металите от тази подгрупа в сравнение с алкалните метали. Това води до големи разлики в химичните свойства на металите от двете подгрупи. Елементите от подгрупата на медта са нискоактивни метали. Те почти не се окисляват и, обратно, техните йони лесно се редуцират; те не разлагат водата, техните хидроксиди са относително слаби основи. В поредицата от напрежения те идват след водорода. В същото време осемнадесет-електронният слой, който е стабилен в други елементи, все още не е напълно стабилизиран тук и е способен на частична загуба на електрони. Така че медта, заедно с еднократно заредени катиони, образува и двойно заредени, които са още по-характерни за нея. По същия начин за златото степента на окисление е по-характерна от. Степента на окисление на среброто в обичайните му съединения е обаче, че съединенията със степента на окисление на среброто са известни.
45. Елементи от 3-та главна подгрупа
Третата група на периодичната система обхваща много голям брой химични елементи, тъй като в допълнение към елементите от главните и вторичните подгрупи, нейният състав включва елементи с поредни номера 58-71 (лантаниди) и с поредни номера 90-103 (актиноиди). Ще разгледаме лантанидите и актинидите заедно с елементите на вторичната подгрупа. Елементите от основната подгрупа на третата група - бор, алуминий, галий, индий и талий - се характеризират с наличието на три електрона във външния електронен слой на атома. Вторият най-външен електронен слой на борния атом съдържа два електрона, алуминиевият атом съдържа два електрона. В съединенията те проявяват степен на окисление +3. С увеличаването на атомната маса обаче се появяват и по-ниски степени на окисление. За последния елемент от подгрупата - талий - най-стабилните съединения, в които неговата степен на окисление е +1. С увеличаване на атомния номер, металните свойства на разглежданите елементи, както и в други основни подгрупи, се подобряват значително. И така, борният оксид има киселинен характер, оксидите на алуминий, галий и индий са амфотерни, а талиевият (III) оксид има основен характер. Практически най-важните елементи от третата група са борът и алуминият.
46. Елементи на 4-та основна подгрупа
Основната подгрупа на четвърта група от периодичната система се формира от пет елемента - въглерод, силиций, германий, калай и олово. При преминаване от въглерод към олово размерът на атомите се увеличава. Следователно трябва да се очаква, че способността за прикрепване на електрони, а оттам и неметалните свойства, ще отслабне в този случай, докато лекотата на отдаване на електрони ще се увеличи. Всъщност металните свойства се проявяват вече в германия, докато в калая и оловото те преобладават над неметалните. Така само първите два члена от описаната група са неметали, германият се класифицира като метал и неметал, калайът и оловото са метали. Елементите от разглежданата група се характеризират със степени на окисление +2 и +4. Съединенията на въглерод и силиций, в които степента на окисление на тези елементи е равна на +2, са малко и относително нестабилни. Таблица 28. Някои свойства на въглерода и неговите аналози
47. Елементи от 5-та главна подгрупа
Азотът, фосфорът, арсенът, антимонът и бисмутът принадлежат към основната подгрупа на V група на периодичната система. Тези елементи, имащи пет електрона във външния слой на атома, обикновено се характеризират като неметали. Но способността за свързване на електрони е много по-слабо изразена в тях, отколкото в съответните елементи от групи VI и VII. Поради наличието на пет външни електрона най-високата положителна окисленост на елементите от тази подгрупа е +5, а отрицателната -3. Поради относително по-ниската електроотрицателност, връзката на разглежданите елементи с водорода е по-малко полярна от връзката с водорода на елементите от групи VI и VII. Следователно водородните съединения на тези елементи не отделят водородните йони във воден разтвор и следователно нямат киселинни свойства. Физическите и химичните свойства на елементите от подгрупата на азота се променят с увеличаване на серийния номер в същата последователност, която се наблюдава в разгледаните по-рано групи.Но тъй като неметалните свойства са по-слабо изразени в азота, отколкото в кислорода и още повече в флуор, отслабването на тези свойства при преминаване към следните елементи води до появата и нарастването на металните свойства. Последните вече се забелязват в арсена, антимонът притежава приблизително еднакво тези и други свойства, а в бисмута металните свойства преобладават над неметалните. Най-важните свойства на елементите от разглежданата подгрупа са дадени в табл. 27. Таблица 27. Някои свойства на азота и неговите аналози
48. Органични въглеродни съединения
Въглеродните съединения (с изключение на някои от най-простите) отдавна се наричат органични съединения, тъй като в природата те се срещат почти изключително в животински и растителни организми, участват в жизнени процеси или са продукти на жизнената дейност или разпадането на организмите . За разлика от органичните съединения, вещества като пясък, глина, различни минерали, вода, въглеродни оксиди, карбонова киселина, неговите соли и други, открити в "неживата природа", се наричат неорганични или минерални вещества. Разделянето на веществата на органични и неорганични възниква в резултат на оригиналността на органичните съединения със специфични свойства. За дълго времесмяташе се, че въглеродсъдържащите вещества, образувани в организмите, по принцип не могат да бъдат получени чрез синтез от неорганични съединения. Образуването на органичните вещества се приписва на влиянието на специална "жизнена сила", недостъпна за познанието, която действа само в живите организми и определя спецификата на органичните вещества. Тази доктрина, която представлявала вид идеалистични идеи за природата, била наречена витализъм (от лат. vis vitalis - жизнена сила). Виталистите се опитаха да намерят в явленията на живата природа доказателства за съществуването в света на някакви тайнствени сили, които не могат да бъдат изследвани и не се подчиняват на общите физични и химични закони. Концепцията за виталистите е формулирана най-пълно от един от най-уважаваните химици на първите половината на XIXвек - от шведския учен И. Я. Берцелиус. Виталистичните възгледи възпрепятстваха напредъка в изучаването на природата на органичните вещества и бяха опровергани в хода на развитието на науката. През 1824 г. немският химик Ф. Велер, ученик на Берцелиус, за първи път получава от неорганичното вещество цианоген NC-CN чрез нагряване с вода оксалова киселина HOOC-COOH - органично съединение, което дотогава се извлича само от растения. През 1828 г. Wöhler извършва първия синтез на вещество от животински произход: чрез нагряване на неорганичното съединение на амониевия цианат NH4CNO той получава урея (карбамид) (NH2)CO; дотогава това вещество е изолирано само от урината. Скоро в лабораторни условия се извършват синтези на други органични вещества: през 1845 г. в Германия Г. Колбе синтезира оцетна киселина, през 1854 г. във Франция М. Бертло получава синтетично мазнини, през 1861 г. в Русия А. М. Бутлеров извършва синтеза на захарно вещество и др. Понастоящем много органични съединения се получават чрез синтез. Освен това се оказа, че много органични вещества се получават много по-лесно и по-евтино по синтетичен път, отколкото да се изолират от природни продукти. Най-големият успех на химията през годините на 20 век е първият синтез на прости протеини - хормона инсулин и ензима рибонуклеаза. По този начин е доказана възможността за синтетично производство дори на протеини, най-сложните органични вещества, които са незаменими участници в жизнените процеси; според определението на Ф. Енгелс: „Животът е начин на съществуване на белтъчните тела“. С развитието на синтеза на органични съединения линията, разделяща тези съединения от неорганичните съединения, беше унищожена, но името " органични съединения» е запазена. Повечето от известните в момента въглеродни съединения в организмите дори не се срещат, а се получават изкуствено.
49. Елементи от 8-ма странична група
Вторичната подгрупа на осма група от периодичната система обхваща три триади от d-елементи. Първата триада се формира от елементите Fe, кобалт и никел, втората триада от рутений, родий и паладий, а третата триада от осмий, иридий и платина. Повечето от елементите на разглежданата подгрупа имат два електрона във външния електронен слой на атома; всички те са метали. В образуването на химични връзки освен външните електрони участват и електрони от предишния незавършен слой. Тези елементи се характеризират със степени на окисление, равни на 2, 3, 4. По-високите степени на окисление са по-рядко срещани. Сравнението на физичните и химичните свойства на елементите от осма група показва, че желязото, кобалтът и никелът, които са в първия голям период, са много сходни помежду си и в същото време са много различни от елементите на други две триади. Следователно те обикновено се изолират в семейството на желязото. Останалите шест елемента от осмата група са обединени под общото наименование платинени метали.
Основните степени на окисление на желязото са +2 и +3.
Когато се съхранява на въздух при температури до 200 °C, желязото постепенно се покрива с плътен филм от оксид, който предотвратява по-нататъшното окисляване на метала. При влажен въздух желязото се покрива с хлабав слой ръжда, който не пречи на достъпа на кислород и влага до метала и неговото разрушаване. Ръждата няма постоянно химичен състав, приблизително химичната му формула може да бъде записана като Fe2O3 xH2O.
Желязото реагира с кислорода при нагряване. Когато желязото се изгаря на въздух, се образува Fe3O4 оксид; когато се изгаря в чист кислород, се образува Fe2O3 оксид. При преминаване на кислород или въздух през разтопеното желязо се образува оксидът FeO. При нагряване на сяра и железен прах се образува сулфид, чиято приблизителна формула може да бъде записана като FeS.
При нагряване желязото реагира с халогени. Тъй като FeF3 е нелетлив, желязото е устойчиво на флуор до температура от 200-300 °C. Когато желязото се хлорира (при температура около 200 °C), се образува летлив Fe3Cl6 димер. Ако взаимодействието на желязо и бром протича при стайна температура или при нагряване и повишено налягане на бромните пари, тогава се образува FeBr3. При нагряване FeCl3 и особено FeBr3 отделят халогена и се превръщат в железни (II) халогениди. Когато желязото и йодът реагират, се образува Fe3I8 йодид.
При нагряване желязото реагира с азот, образувайки железен нитрид Fe3N, с фосфор, образувайки фосфиди FeP, Fe2P и Fe3P, с въглерод, образувайки Fe3C карбид, със силиций, образувайки няколко силицида, например FeSi.
При повишено налягане металното желязо реагира с въглероден оксид (II) CO и се образува течност, при нормални условия, лесно летлив железен пентакарбонил Fe (CO) 5. Известни са и железни карбонили със състави Fe2(CO)9 и Fe3(CO)12. Железните карбонили служат като изходни материали при синтеза на органо-железни съединения, включително фероцен със състав (η5-C5H5)2Fe.
Чистото метално желязо е стабилно във вода и в разредени алкални разтвори. Желязото не се разтваря в студена концентрирана сярна и азотна киселина поради пасивирането на металната повърхност със силен оксиден филм. горещ концентрат сярна киселина, като по-силен окислител, взаимодейства с желязото.
Със солна и разредена (приблизително 20%) сярна киселина желязото реагира, за да образува железни (II) соли:
Fe + 2HCl → FeCl2 + H2;
Fe + H2SO4 → FeSO4 + H2.
Когато желязото взаимодейства с приблизително 70% сярна киселина, реакцията протича с образуването на железен (III) сулфат:
2Fe + 6H2SO4 → Fe2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O.
Железният оксид (II) FeO има основни свойства, съответства на основата Fe (OH) 2. Железен (III) оксид Fe2O3 е слабо амфотерен, съответства на дори по-слаба от Fe (OH) 2, Fe (OH) 3 база, която реагира с киселини:
2Fe(OH)3 + 3H2SO4 → Fe2(SO4)3 + 6H2O.
Железният (III) хидроксид Fe (OH) 3 проявява слабо амфотерни свойства, той може да реагира само с концентрирани алкални разтвори:
Fe(OH)3 + 3KOH → K3.
Получените хидроксокомплекси на желязо(III) са стабилни в силно алкални разтвори. Когато разтворите се разреждат с вода, те се разрушават и Fe (OH) 3 се утаява.
Съединенията на желязото (III) в разтвори се редуцират от метално желязо:
Fe + 2FeCl3 → 3FeCl2.
При съхранение на водни разтвори на соли на желязо (II) се наблюдава окисление на желязо (II) до желязо (III):
4FeCl2 + O2 + 2H2O → 4Fe(OH)Cl2.
От солите на желязото (II) във водни разтвори солта на Мор е стабилна - двоен амониев сулфат и желязо (II) (NH4) 2Fe (SO4) 2 6H2O.
Желязото (III) е способно да образува двойни сулфати с еднократно заредени катиони от типа на стипца, например KFe(SO4)2 - желязо-калиева стипца, (NH4)Fe(SO4)2 - желязо-амониева стипца и др.
Под действието на газообразен хлор или озон върху алкални разтвори на железни (III) съединения се образуват железни (VI) съединения - ферати, например калиев ферат (VI) K2FeO4. Има съобщения за получаване на съединения на желязото (VIII) под действието на силни окислители.
За откриване на съединения на желязо(III) в разтвор се използва качествената реакция на Fe3+ йони с SCN– тиоцианатни йони. Когато Fe3+ йони взаимодействат с SCN– аниони, се образува яркочервен железен тиоцианат Fe(SCN)3. Друг реагент за Fe3+ йони е калиев хексацианоферат(II) K4 (жълта кръвна сол). Когато Fe3+ и 4− йони взаимодействат, се утаява яркосиня утайка от пруско синьо:
4K4 + 4Fe3+ → 4KFeIII↓ + 12K+.
Калиев хексацианоферат(III) K3 (червена кръвна сол) може да служи като реагент за Fe2+ йони в разтвор. По време на взаимодействието на Fe2+ и 3− йони се утаява утайка от Turnbull Blue:
3K3 + 3Fe2+ → 3KFe2↓ + 6K+.
Интересното е, че пруското синьо и търнбуловото синьо са две форми на едно и също вещество, тъй като равновесието се установява в разтвора:
KFe3 ↔ KFe2.
Никелът е елемент от вторична подгрупа на осма група, четвърти период от периодичната система на химичните елементи на Д. И. Менделеев, с атомен номер 28. Означава се със символа Ni (лат. Niccolum). Простото вещество никел е пластичен, пластичен, сребристо-бял преходен метал; при обикновени температури във въздуха той е покрит с тънък защитен филм от оксид. Химически неактивен.
Атомите на никела имат външна електронна конфигурация 3d84s2. Степента на окисление на Ni (II) е най-стабилна за никела.
Никелът образува съединения със степен на окисление +2 и +3. В този случай никелът със степен на окисление +3 е само под формата на комплексни соли. За съединения на никел +2 са известни голям брой обикновени и комплексни съединения. Никеловият оксид Ni2O3 е силен окислител.
Никелът се характеризира с висока устойчивост на корозия - стабилен е на въздух, във вода, в основи, в редица киселини. Химическата устойчивост се дължи на склонността му към пасивация - образуване на плътен оксиден филм върху повърхността му, който има защитен ефект. Никелът се разтваря активно в азотна киселина.
С въглероден окис CO никелът лесно образува летлив и силно токсичен карбонил Ni(CO)4.
Фино диспергираният никелов прах е пирофорен (самозапалва се във въздуха).
Никелът гори само в прахообразна форма. Образува два оксида NiO и Ni2O3 и съответно два хидроксида Ni(OH)2 и Ni(OH)3. Най-важните разтворими никелови соли са ацетат, хлорид, нитрат и сулфат. Разтворите обикновено са оцветени зелен цвят, а безводните соли са жълти или кафяво-жълти. Неразтворимите соли включват оксалат и фосфат (зелено), трите сулфида NiS (черен), Ni2S3 (жълтеникав бронз) и Ni3S4 (черен). Никелът също така образува множество координационни и сложни съединения. Например никеловият диметилглиоксимат Ni(C4H6N2O2)2, който дава ясен червен цвят в кисела среда, се използва широко в качествения анализ за откриване на никел.
Воден разтвор на никелов сулфат има зелен цвят.
Водните разтвори на никелови (II) соли съдържат хексаакваникел (II) 2+ йон. Когато разтвор на амоняк се добави към разтвор, съдържащ тези йони, се утаява никелов (II) хидроксид, зелено желатиново вещество. Тази утайка се разтваря, когато се добави излишно количество амоняк поради образуването на хексамининикел(II) 2+ йони.
Никелът образува комплекси с тетраедрични и плоски квадратни структури. Например комплексът тетрахлороникелат(II) 2− има тетраедрична структура, докато комплексът тетрацианоникелат(II) 2− има плоска квадратна структура.
Качественият и количественият анализ използва алкален разтвор на бутандионидиоксим, известен също като диметилглиоксим, за откриване на никелови (II) йони. Когато взаимодейства с никелови(II) йони, се образува червено координационно съединение бис(бутандиондиоксимато)никел(II). Това е хелатно съединение и бутандиондиоксиматният лиганд е бидентат.
Масовата част на кобалта в земната кора е 4×10−3%. Кобалтът е съставна част на минералите: каролит CuCo2S4, линеит Co3S4, кобалтит CoAsS, сферокобалтит CoCO3, смалтин CoAs2, скутерудит (Co, Ni)As3 и др. Общо са известни около 30 минерала, съдържащи кобалт. Кобалтът е придружен от желязо, никел, манган и мед. Съдържанието в морската вода е приблизително (1,7)×10−10%. Във въздуха кобалтът се окислява при температури над 300 °C.
Кобалтовият оксид, който е стабилен при стайна температура, е сложен оксид Co3O4 със структура на шпинел, в чиято кристална структура една част от възлите са заети от йони Co2+, а другата от йони Co3+; разлага се до образуване на CoO над 900 °C.
При високи температури може да се получи α-форма или β-форма на CoO оксид.
Всички кобалтови оксиди се редуцират с водород. Co3O4 + 4H2 → 3Co + 4H2O.
Кобалтов (III) оксид може да се получи чрез калциниране на кобалтови (II) съединения, например: 2Co(OH)2 + O2 → Co2O3 + H2O.
Платина (лат. Platinum), Pt, химичен елемент от група VIII на периодичната система на Менделеев, атомен номер 78, атомна маса 195.09; тежък огнеупорен метал.
от химични свойстваПлатината е подобна на паладия, но проявява по-голяма химическа устойчивост. Реагира само с гореща царска вода: 3Pt + 4HNO3 + 18HCl = 3H2 + 4NO + 8H2O
Платината се разтваря бавно в гореща сярна киселина и течен бром. Не взаимодейства с други минерални и органични киселини. При нагряване реагира с алкали и натриев пероксид, халогени (особено в присъствието на халиди на алкални метали): Pt + 2Cl2 + 2NaCl = Na2. При нагряване платината реагира със сяра, селен, телур, въглерод и силиций. Подобно на паладия, платината може да разтваря молекулярен водород, но обемът на абсорбирания водород е по-малък и способността да го отдаде при нагряване е по-малка за платината.
При нагряване платината реагира с кислорода и образува летливи оксиди. Изолирани са следните платинови оксиди: черен PtO, кафяв PtO2, червеникавокафяв PtO3, както и Pt2O3 и Pt3O4.
За платината са известни хидроксидите Pt(OH)2 и Pt(OH)4. Получават се чрез алкална хидролиза на съответните хлороплатинати, например: Na2PtCl4 + 2NaOH = 4NaCl + Pt(OH)2, Na2PtCl6 + 4NaOH = 6NaCl + Pt(OH)4. Тези хидроксиди проявяват амфотерни свойства: Pt(OH)2 + 2NaOH = Na2, Pt(OH)2 + 4HCl = H2 + 2H2O, Pt(OH)4 + 6HCl = H2 + 4H2O, Pt(OH)4 + 2NaOH = Na2.
Платиновият хексафлуорид PtF6 е един от най-силните окислители сред всички известни химични съединения, способен да окислява кислород, ксенон или NO молекули: O2 + PtF6 = O2+−. С негова помощ, по-специално, канадският химик Нийл Бартлет през 1962 г. получава първата истинска химическо съединениексенон XePtF6.
От взаимодействието между Xe и PtF6, открито от Н. Бартлет, което води до образуването на XePtF6, започва химията на инертните газове. PtF6 се получава чрез флуориране на платина при 1000 °C под налягане. Флуорирането на платината при нормално налягане и температура от 350-400 °C дава Pt(IV) флуорид: Pt + 2F2 = PtF4 Платиновите флуориди са хигроскопични и се разлагат от вода. Платиновият (IV) тетрахлорид с вода образува хидрати PtCl4 nH2O, където n = 1, 4, 5 и 7. Чрез разтваряне на PtCl4 в солна киселина се получават хлороплатинови киселини Н и Н2. Синтезирани са платинови халиди като PtBr4, PtCl2, PtCl2 2PtCl3, PtBr2 и PtI2. Платината се характеризира с образуването на комплексни съединения от състава 2- и 2-. Изучавайки платиновите комплекси, А. Вернер формулира теорията на комплексните съединения и обяснява природата на появата на изомерите в комплексните съединения.
Платината е един от най-инертните метали. Неразтворим е в киселини и основи, с изключение на царска вода. Платината също реагира директно с брома, разтваряйки се в него.
При нагряване платината става по-реактивна. Реагира с пероксиди, а при контакт с атмосферен кислород - с основи. Тънка платинена жица изгаря във флуор, освобождавайки Голям бройтоплина. Реакциите с други неметали (хлор, сяра, фосфор) протичат по-малко лесно. При по-силно нагряване платината реагира с въглерод и силиций, образувайки твърди разтвори, подобно на металите от желязната група.
В своите съединения платината проявява почти всички степени на окисление от 0 до +6, от които +2 и +4 са най-стабилни. Платината се характеризира с образуването на множество комплексни съединения, от които са известни много стотици.
Берилий Be, магнезий Mg, калций Ca, стронций Sr, барий Ba и радий Ra образуват основната подгрупа на група II на периодичната таблица на елементите.
Таблица 18 - Характеристики на елементи 2Ap / група
| атомно число | Име | Атомна маса | Електронна конфигурация | g/cm3 | tpl. C | tкипене C | EO | Атомен радиус, nm | Степен на окисление |
| Берилий Be | 9,01 | 2s 2 | 1,86 | 1,5 | 0,113 | +2 | |||
| Магнезий Mg | 24,3 | 3s 2 | 1,74 | 649,5 | 1,2 | 0,16 | +2 | ||
| Калций Ca | 40,08 | 4s 2 | 1,54 | 1,0 | 0,2 | +2 | |||
| Стронций старши | 87,62 | 5s 2 | 2,67 | 1,0 | 0,213 | +2 | |||
| Барий Ba | 137,34 | 6s 2 | 3,61 | 0,9 | 0,25 | +2 | |||
| Радий Ra | 7s 2 | 6 | 700 | 0,9 | – | +2 |
Атомите на тези елементи имат два s-електрона на външно електронно ниво: ns 2 . В хим. В реакциите атомите на елементите от подгрупата лесно се отказват както от електроните на външното енергийно ниво, така и образуват съединения, в които степента на окисление на елемента е +2.
Всички елементи от тази подгрупа принадлежат към металите. Калций, стронций, барий и радий се наричат алкалоземни метали.
Тези метали не се срещат в природата в свободно състояние. Най-често срещаните елементи включват калций и магнезий. Основните минерали, съдържащи калций, са калцит CaCO 3 (неговите разновидности са варовик, креда, мрамор), анхидрит CaSO 4, гипс CaSO 4 ∙ 2H 2 O, флуорит CaF 2 и флуорапатит Ca 5 (PO 4) 3 F. Магнезият е част от магнезитни минерали MgCO 3, доломит MgCO 3 ∙ CaCo 3, карналит KCl ∙ MgCl 2 ∙ 6H 2 O. Магнезиевите съединения се намират в големи количества в морската вода.
Имоти. Берилий, магнезий, калций, барий и радий са сребристо-бели метали. Стронцийът има златист цвят. Тези метали са леки, калцият, магнезият и берилият имат особено ниска плътност.
Радият е радиоактивен химичен елемент.
Берилият, магнезият и особено алкалоземните елементи са реактивни метали. Те са силни редуциращи агенти. От металите от тази подгрупа берилият е малко по-малко активен, което се дължи на образуването на защитен оксиден филм върху повърхността на този метал.
1. Взаимодействие с прости вещества. Всички лесно взаимодействат с кислород и сяра, образувайки оксиди и сулфати:
2Be + O 2 = 2BeO
Берилият и магнезият реагират с кислород и сяра при нагряване, останалите метали - при нормални условия.
Всички метали от тази група лесно реагират с халогени:
Mg + Cl 2 \u003d MgCl 2
При нагряване всичко реагира с водород, азот, въглерод, силиций и други неметали:
Ca + H 2 = CaH 2 (калциев хидрид)
3Mg + N 2 = Mg 3 N 2 (магнезиев нитрид)
Ca + 2C = CaC 2 (калциев карбид)
Калциевият карибит е безцветно кристално вещество. Техническият карбит, съдържащ различни примеси, може да бъде сив, кафяв и дори черен на цвят. Калциевият карбид се разлага с вода, за да образува газ ацетилен C 2 H 2 - важен химичен продукт. индустрия:
CaC 2 + 2H 2 O \u003d Ca (OH) 2 + C 2 H 2
Разтопените метали могат да се комбинират с други метали, за да образуват интерметални съединения като CaSn3, Ca2Sn.
2. Взаимодействат с водата. Берилият не взаимодейства с водата, т.к. Реакцията се предотвратява от защитен оксиден филм върху металната повърхност. Магнезият реагира с вода при нагряване:
Mg + 2H 2 O \u003d Mg (OH) 2 + H 2
Останалите метали активно взаимодействат с водата при нормални условия:
Ca + 2H 2 O \u003d Ca (OH) 2 + H 2
3. Взаимодействие с киселини. Всички взаимодействат със солна и разредена сярна киселина с освобождаване на водород:
Be + 2HCl \u003d BeCl 2 + H 2
Разредената азотна киселина се редуцира от метали главно до амоняк или амониев нитрат:
2Ca + 10HNO 3 (разл.) = 4Ca(NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O
В концентрирани азотна и сярна киселина (без нагряване) берилият пасивира, останалите метали реагират с тези киселини.
4. Взаимодействие с алкали. Берилият взаимодейства с водни разтвори на алкали, за да образува комплексна сол и да освободи водород:
Be + 2NaOH + 2H 2 O \u003d Na 2 + H 2
Магнезият и алкалоземните метали не реагират с алкали.
5. Взаимодействие с метални оксиди и соли. Магнезият и алкалоземните метали могат да редуцират много метали от техните оксиди и соли:
TiCl 4 + 2Mg \u003d Ti + 2MgCl 2
V 2 O 5 + 5Ca = 2V + 5CaO
Берилият, магнезият и алкалоземните метали се получават чрез електролиза на стопилки на техните хлориди или чрез термична редукция на техните съединения:
BeF 2 + Mg = Be + MgF 2
MgO + C = Mg + CO
3CaO + 2Al \u003d 2Ca + Al 2 O 3
3BaO + 2Al = 3Ba + Al 2 O 3
Радият се получава под формата на сплав с живак чрез електролиза на воден разтвор на RaCl 2 с живачен катод.
Касова бележка:
1) Окисляване на метали (с изключение на Ba, който образува пероксид)
2) Термично разлагане на нитрати или карбонати
CaCO 3 - t ° \u003d CaO + CO 2
2Mg (NO 3) 2 - t ° \u003d 2MgO + 4NO 2 + O 2
Определянето на твърдостта на водата е от голямо практическо значение и се използва широко в инженерството, промишлеността и селското стопанство.
Водата придобива твърдост при взаимодействие с калциеви и магнезиеви соли, съдържащи се в земната кора. Разтварянето на калциевите и магнезиевите карбонати става, когато почвеният въглероден диоксид взаимодейства с тези соли.
CaCO 3 + CO 2 + H 2 O \u003d Ca (HCO 3) 2
MgCO 3 + CO 2 + H 2 O \u003d Mg (HCO 3) 2
Получените бикарбонати се разтварят в подпочвените води. Гипс CaSO 4
слабо директно разтворим във вода.
Разграничете временна, постоянна и обща скованост.
Временна или карбонатна твърдостпоради наличието на разтворими калциеви и магнезиеви бикарбонати във вода. Тази твърдост лесно се елиминира чрез кипене: t 0
Ca (HCO 3) 2 \u003d CaCO 3 + H 2 O + CO 2
Mg (HCO 3) 2 \u003d MgCO 3 + CO 2 + H 2 O
Постоянна твърдост на водатапоради наличието в него на калциеви и магнезиеви соли, които не се утаяват при варене (сулфати и хлориди). Сумата от временната и постоянната скованост е обща твърдост на водата. Определя се от общия брой милимоли еквиваленти на Ca 2+ и Mg 2+ йони в 1 литър вода (mmol / l) или хилядни от моларните еквиваленти на масата на Ca 2+ и Mg 2+ в 1 литър вода ( mg/l).
Забележка: при изчисления, свързани с твърдостта на водата, трябва да се вземе предвид, че E (Ca 2+) \u003d 1 / 2Ca 2+ и E (Mg 2+) \u003d 1/2 Mg 2+ и Me (Ca 2 +) \u003d 1 / 2M Ca 2+ йон = 20 g/mol и Me(Mg 2+) = ½ M Mg 2+ йон = 12 g/mol. Тогава: 0,02 g е масата на 0,001 mol или 1 mmol Ca 2+ еквиваленти.
Според стойността на общата твърдост водата се класифицира, както следва:
1. мек (< 4 ммоль/л),
1. средно твърд (4-8 mmol/l),
2. твърд (8-12 mmol/l),
3. много твърд (>12 mmol/l).
Твърдата вода не е подходяща за технологични процеси в редица сектори и отрасли. Когато парният котел работи с твърда вода, нагрятата му повърхност се покрива с котлен камък, т.к. котлен камък не провежда добре топлината, на първо място, работата на самия котел става неикономична. Вече слой котлен камък с дебелина 1 mm увеличава разхода на гориво с приблизително 5%. В допълнение, стените на котела, изолирани от вода, могат да се нагреят до много високи температури. В този случай стените се окисляват и губят предишната си здравина, което може да доведе до експлозия на котела. Използването на твърда вода увеличава консумацията перилни препарати, затруднява прането на дрехи, миенето на косата и други операции, свързани с консумацията на сапун. Това се дължи на неразтворимостта на солите на двувалентните метали и органичните киселини, които са част от сапуна, поради което, от една страна, предметите, които се мият, се замърсяват, а от друга страна, сапунът се губи непродуктивно.
Има няколко начина за намаляване на твърдостта на водата:
1) кипене (само за временна твърдост);
2) химичен метод(с използване на Ca (OH) 2, Na 2 CO 3, (NaPO 3) 6 или Na 6 P 6 O 18, Na 3 PO 4 и т.н.)
3) йонообменен метод с използване на адумосиликати:
Na 2 H 4 Al 2 Si 2 O 10 + Ca(HCO 3) 2 = CaH 4 Al 2 Si 2 O 10 + 2NaHCO 3
Na 2 H 4 Al 2 Si 2 O 10 + CaSO 4 = CaH 4 Al 2 Si 2 O 10 + Na 2 SO 4
и използване на йонообменни смоли, които са високомолекулни органични вещества, съдържащи киселинни или основни функционални групи.
Катионообменниците се използват и за омекотяване на водата. Например, при преминаване на твърда вода през катионен обменник тип RNa, възникват следните йонообменни процеси:
2RNa + Ca 2+ \u003d R 2 Ca + 2Na +
2RNa + Mg 2+ \u003d R 2 Mg + 2Na +
по най-добрия начиномекотяването на водата е нейната дестилация.
Твърдостта на водата се определя с помощта на титриметрични методи за количествен анализ, който е раздел на аналитичната химия
Задачи за контрол на усвояването на темата
1. 2,12 g натриев карбонат се използват за утаяване на калциев и магнезиев бикарбонат от 2 литра вода. Определете твърдостта на водата.
2. Карбонатната твърдост на водата е 40 mg/l еквиваленти. При кипене на 120 литра от тази вода се отделят 216,8 g утайка от смес от калциев карбонат и магнезиев хидроксокарбонат. Определете масата на всеки компонент на сместа.
3. Твърдата вода съдържа 50 mg/l калциев бикарбонат и 15 mg/l калциев сулфат. Колко (по маса) натриев карбонат ще е необходим за омекване на 1 m 3 такава вода?
4. Каква маса натриев фосфат трябва да се добави към 500 ml вода. За да се елиминира неговата карбонатна твърдост от 5 mmol еквивалента?
5. Изчислете каква е твърдостта на водата, в 100 литра от която се съдържат 14,632 g магнезиев бикарбонат?
6. При определяне на твърдостта на водата чрез комплексометричен метод са необходими 5 ml от 0,1 N за титруване на 100 ml вода. Разтвор на трилон Б. Изчислете твърдостта на водата.
7. 12,95 g калциев хидроксид бяха добавени към 100 литра твърда вода. С колко е намаляла карбонатната твърдост на водата?
8. Излишък от сода се добавя към твърда вода, съдържаща 1 g калциев сулфат на литър. Каква е твърдостта на изходната вода в mg/l еквиваленти. Колко грама утайка ще падне след пълното премахване на твърдостта от 1 m 3 такава вода?
9. отпадъчни водихимически завод съдържа 5 g калциев нитрат m 2 g в един литър готварска сол. Каква е твърдостта на тази вода в mmol/l. Какво вещество и в какво количество трябва да се добави към 10 литра такава вода, за да се премахне напълно твърдостта?
10. Минерална вода "Нарзан" съдържа 0,3394 g калций и 0,0884 g магнезий под формата на йони на литър. Каква е общата твърдост на нарзан в mmol/l? Какво вещество и в какво количество трябва да се добави към един кубичен метър нарзан, за да се премахне напълно твърдостта?
11. Каква е твърдостта на водата (в mmol / l), ако е необходимо да се добавят 15,9 g безводна сода към 100 литра вода, за да се елиминира?
12. Изчислете твърдостта на водата, като знаете, че 600 литра от нея съдържат 65,7 g магнезиев бикарбонат и 61,2 g калиев сулфат.
13. Разтворимостта на гипса във вода е 8 · 10 -3 mol / l. Каква е твърдостта на такъв (наситен) разтвор в mg/l? Какво вещество и в какво количество трябва да се добави към един кубичен метър такава вода, за да се премахне напълно нейната твърдост?
14. При кипене на 250 ml вода, съдържаща калциев бикарбонат, се образува утайка с тегло 3,5 mg. Каква е твърдостта на водата?
15. Определете карбонатната твърдост, ако за титруването на 200 ml вода са използвани 8 ml 0,05 N. разтвор на HCl.
1) типични окислители
2) преходни елементи
3) * - елементи
1) газообразни вещества, без цвят и мирис
2) течности при стайна температура
3) метали
2) два електрона на външно ниво
3) напълно запълнено външно ниво
1) способността да губи два външни електрона, образувайки катион
със степен на окисление +2
със степен на окисление +1
3) способността да се придобие един електрон на външно ниво, образувайки
анион със степен на окисление -1
1) много трудно
2) най-често срещаните в земната кора
3) радиоактивен
1) спонтанно се запалват във въздуха
2) съхранявани във вода
3) съхранявани в керосин
Всички тези метали са...
1) типични изолатори
2) силни редуциращи агенти
3) окислители
1) пероксиди със състав Me2O2
2) оксиди със състав Me2O
t hv
1) K2O2 + 2K === 2K2O 3) 2KO2 + O3 === K2O + 3O2
T
2) KO2 + 3K === 2K2O
формиране...
1) хидроксиди
2) хидратира
3) хидриди
1) хидриди и кислород
2) алкали и водород
3) пероксиди и водород
1) KSO4
2) KHSO4
3) K2SO4
1), които в серията напрежения от метали са след H
2), които в серията напрежения на металите са до N
3) всеки ще отговори
1) Al и Na
2) K и Na
3) K и Mn
1) сребро и желязо
2) железен хлорид и сребро
3) меден нитрат (I I) и сребро
а) Na + H2 →
б) NaO2 + H2O →
1. Всички елементи от главната подгрупа на група I на периодичната система принадлежат към ...
3) * - елементи
2. Всички * - елементи, с изключение на водород и хелий, са ...
3) метали
3. Атомите на алкалните елементи имат ...
1) един електрон на външно ниво
4. Атомите на алкалните елементи имат ...
2) способността да се загуби един външен електрон, образувайки катион
със степен на окисление +1
5. Франсиус, завършващ група I, е ...
3) радиоактивен
6. Всички s - метали са много активни и следователно ...
3) съхранявани в керосин
7. Тъй като външните електрони на s - металите лесно преминават към други елементи, всички тези метали са ...
2) силни редуциращи агенти
8. Всички алкални метали горят в кислородна атмосфера, образувайки ...
3) Me2O2 пероксиди и Me2O оксиди
9. Калиев оксид може да се получи в резултат на реакцията ...
T
2) KO2 + 3K === 2K2O
10. Всички * - метали се свързват с водород вече с леко нагряване,
формиране...
3) хидриди
11. Когато алкалните метали взаимодействат с водата, те образуват ...
2) алкали и водород
12. Калиевият сулфат е вещество с формула ...
3) K2SO4
13. Металите от група I на основната подгрупа ще взаимодействат с киселини, тези ...
3) всеки ще отговори
14. Двойка метали с най-сходни свойства:
2) K и Na
15. Възможна е реакция на заместване между...
4) сребърен нитрат и желязо
I задача I: Извършете трансформации, запишете съответните уравнения на реакцията.
Na → Na2O2 → NaO2 → Na2CO3 → NaCl
Na2O2 + Na = Na2O
Na2O + CO2 = Na2CO3
Na2CO3 +2HCl = 2NaCl +H2O +CO2
I I I задача: попълнете уравненията на реакцията
а) 2Na + H2 → 2NaH
б) Na2O + H2O → 2NaOH
1. Всички елементи от главната подгрупа на I група на периодичната система принадлежат към
3) * - елементи
2. Всички * - елементи, с изключение на водород и хелий, са ...
3) метали
3. Атомите на алкалните елементи имат ...
1) един електрон на външно ниво
4. Атомите на алкалните елементи имат ...
2) способността да се загуби един външен електрон, образувайки катион
със степен на окисление +1
5. Франсиус, завършващ група I, е ...
3) радиоактивен
6. Всички s - метали са много активни и следователно ...
Тук няма правилен отговор: литият не се запалва на въздух и не може да се съхранява в керосин, но най-вероятно го оставете, за други метали е вярно
3) съхранявани в керосин
7. Тъй като външните електрони на * - металите лесно преминават към други елементи,
Всички тези метали са...
2) силни редуциращи агенти
8. Всички алкални метали горят в кислородна атмосфера, образувайки ...
3) Me2O2 пероксиди и Me2O оксиди, макар и не за всеки
9. В резултат на реакцията може да се получи калиев оксид
2) KO2 + 3K === 2K2O
10. Всички * - метали се свързват с водород вече с леко нагряване, образувайки ...
3) хидриди
11. Когато алкалните метали взаимодействат с водата, те образуват ...
2) алкали и водород
12. Калиевият сулфат е вещество с формула ...
3) K2SO4
13. Металите от група I на основната подгрупа ще взаимодействат с киселини, тези ...
3) всеки ще отговори
14. Двойка метали с най-сходни свойства:
2) K и Na
15. Възможна е реакция на заместване между...
4) сребърен нитрат и желязо
I задача I: Извършете трансформации, запишете съответните уравнения на реакцията.
Na → Na2O2 → NaO2 → Na2CO3 → NaCl
2Nа+О2=Nа2О2
Na2O2 + 2Na \u003d 2Na2O
Na2O+CO2=Na2CO3
Na2CO3 + 2HCl \u003d 2NaCl + CO2 + H2O
I I I задача: попълнете уравненията на реакцията
а) 2Na + H2 → 2NaH
б) 2NаО2 + Н2О →NaOH + NaHO2 + O2