Химия. Cера — химические свойства, получение, соединения
Химия s-элементов.
Типичные представители, применение.
Ахметдинова Ю., Гатауллина О., Солодовников А.
|
Предлагаемые задания и упражнения:
|
|
|
Использованные источники: · http://www.chem.msu.su/rus/school/zhukov1/14.html · http://shkola.lv/index.php?mode=lesson&lsnid=130 · Г.Реми. Курс неорганической химии, т.1. · Н.С.Ахметов. Общая и неорганическая химия. · А.Б.Никольский. Химия: учебник для вузов. |
|
Общая характеристика элементов IA и IIA групп
В IA группу входят литий, натрий, калий, рубидий и цезий. Эти элементы называют щелочными элементами. В эту же группу входит искусственно полученный малоизученный радиоактивный (неустойчивый) элемент франций. Иногда в IA группу включают и водород. Таким образом, в эту группу входят элементы каждого из 7 периодов.
Во IIA группу входят бериллий, магний, кальций, стронций, барий и радий. Последние четыре элемента имеют групповое название – щелочноземельные элементы.
В земной коре наиболее распространены четыре из этих тринадцати элементов: Na (w =2,63 %), K (w = 2,41 %), Mg (w = 1,95 %) и Ca (w = 3,38 %). Остальные встречаются значительно реже, а франций вообще не встречается.
Орбитальные радиусы атомов этих элементов (кроме водорода) изменяются
от 1,04 А (у бериллия) до 2,52 А (у цезия), то есть у всех атомов превышают 1
ангстрем. Это приводит к тому, что все эти элементы представляют собой
элементы, образующие истинные металлы, а бериллий – элемент, образующий амфотерный
металл. Общая валентная электронная формула элементов IA группы – ns
1 ,
а элементов IIА группы – ns
2 .
Большие размеры атомов и незначительное число валентных электронов приводят к тому, что атомы этих элементов (кроме бериллия) склонны отдавать свои валентные электроны. Наиболее легко отдают свои валентные электроны атомы элементов IА группы, при этом из атомов щелочных элементов образуются однозарядные катионы, а из атомов щелочноземельных элементов и магния – двухзарядные катионы. Степени окисления в соединениях у щелочных элементов +1, а у элементов IIA группы +2.
Простые вещества, образуемые атомами этих элементов, – металлы. Литий, натрий, калий, рубидий, цезий и франций называют щелочными металлами, так как их гидроксиды представляют собой щелочи. Кальций, стронций и барий называют щелочноземельными металлами. Химическая активность этих веществ увеличивается по мере увеличения атомного радиуса.
Из химических свойств этих металлов наиболее важны их восстановительные свойства. Щелочные металлы – сильнейшие восстановители. Металлы элементов IIA группы также довольно сильные восстановители.
Более подробно о свойствах отдельных s-элементов можно узнать в базе данных
Химия - это наука о веществе (предмет, имеющий массу и занимающий какой-то объем).
Химия исследует строение и свойства вещества, а также происходящих с ним изменений.
Любое вещество бывает либо в чистом виде, либо состоит из смеси чистых веществ. Вследствие химически реакций вещества могут превращаться в новое вещество.
Химия очень обширная наука. Поэтому, принято выделять отдельные разделы химии:
- Аналитическая химия. Делает количественный анализ (сколько вещества содержится) и качественный анализ (какие вещества содержатся) смесей.
- Биохимия . Изучает химические реакции в живых организмах: пищеварение, размножение, дыхание, обмен веществ… Как правило, изучение ведется на молекулярном уровне.
- Неорганическая химия. Изучает все элементы (структуру и свойства соединений) периодической таблицы Менделеева за исключением углерода.
- Органическая химия. Это химия соединений углерода. Известны миллионы органических соединений, которые используются в нефтехимии, фармацевтике, производстве полимеров.
- Физическая химия. Изучает физические явления и закономерности химических реакций.
Этапы развития химии, как науки
Химические процессы (получение металлов из руд, крашение тканей, выделка кожи...) использовались человечеством уже на заре его культурной жизни.
В 3-4 веках зародилась алхимия , задачей которой было превращение неблагородных металлов в благородные.
С эпохи Возрождения химические исследования все в большей степени стали использовать для практических целей (металлургия, стеклоделие, производство керамики, красок...); возникло также особое медицинское направление алхимии - ятрохимия .
Во второй половине 17 века Р. Бойль дал первое научное определение понятия «химический элемент» .
Период превращения химии в подлинную науку завершился во второй половине 18 века, когда был сформулирован закон сохранения массы при химических реакциях.
В начале 19 века Джон Дальтон заложил основы химической атомистики, Амедео Авогардо ввел понятие «молекула» . Эти атомно-молекулярные представления утвердились лишь в 60-х годах 19 века. Тогда же А.М. Бутлеров создал теорию строения химических соединений, а Д.И. Менделеев открыл периодический закон.
Общие свойства s-металлов. Атомы s-металлов имеют на внешнем электронном уровне соответственно один или два электрона или ns 2 .Степени окисления их ионов в большинстве случаев равны +1 и + 2. По мере увеличения порядкового номера атомов растут их радиусы и уменьшаются энергии ионизации (рисунок 16.8). Простые вещества имеют кристаллическую решетку с относительно слабыми металлическими связями. Все s-металлы, кроме бериллия, имеют высокие значения температур плавления (см. рис. 3), твердости и прочности. Плотность этих металлов невелика и лежит в пределах 0,58 ÷ 3,76 г/см 3 . Все s-металлы - сильные восстановители. Значения их стандартных электродных потенциалов ниже - 2,0 В (кроме бериллия (см. рис. 5). При взаимодействии с водородом s-металлы образуют ионные гидриды МН и МН 2 , которые в присутствии воды подвергаются гидролизу:
МН + 2Н 2 О = МОН + Н 2 ,
МН 2 + 2Н 2 О = М(ОН) 2 + 2Н 2 .
Реакция гидролиза гидридов используется для получения водорода в автономных устройствах. Гидриды металлов также используются для получения некоторых металлов. Все s-металлы, кроме, бериллия и магния, бурно реагируют с водой (опасно) с выделением водорода
М + Н 2 О = = МОН+ ½Н 2
М + 2Н 2 О = М(ОН) 2 + Н 2
Реакционная способность s-металлов с водой возрастает с увеличением атомного номера в группе.
Вследствие своей активности щелочные и щелочноземельные металлы не могут находится в атмосфере, поэтому хранятся в запаянном состоянии в керосине или под слоем вазелина или парафина. s-металлы образуют оксиды, при растворении которых образуются щелочи. Оксид магния мало растворим в воде, его гидроксид Мg(ОН) 2 - имеет основный характер. Оксид бериллия амфотерен.
При взаимодействии с галогенами образуются хорошо растворимые в воде галогениды. Также хорошо растворимы в воде нитраты этих металлов. Растворимость сульфатов и карбонатов элементов II группы значительно меньше, чем у элементов I группы.
Щелочные металлы. Натрий Na, калий К, литий Li (0,0065%) и рубидий Rb (0,015%) относятся к распространенным, а цезий Cs (7*10 -4 %) – к малораспространенным в земной коре элементам, а франций Fr – к искусственно полученным элементам.
Все они – очень химически активные вещества, причем их активность возрастает от лития к францию. Так рубидий и цезий реагируют с водой со взрывом, калий с воспламенением выделяющегося водорода, а натрий и литий без возгорания. Они реагируют с большинством элементов и многими соединениями, с некоторыми из них, например галогенами и кислородом, с самовоспламенением или взрывом. С кислотами взаимодействуют бурно (опасно), восстанавливая их до низшей степени окисления, например:
8Na+4H 2 SO 4 =Na 2 S+3Na 2 SO 4 +4H 2 O .
Со многими металлами щелочные металлы образуют интерметаллиды.
Наименее активен из щелочных металлов литий. В щелочных растворах, например, он реагирует с водой относительн6о медленно из-за образования защитной оксидной пленки. Еще более устойчив литий в неводных растворах электролитов, например в пропиленкарбонатном (C 3 H 6 O 2 CO 2) или тионихлоридном (SOCl 2) в растворах, что позволило создать ХИТ с литиевым анодом, неводными растворами электролитами и различными окислителями (MnO 2 , Fe 2 S, CuO, SO 2 , SOCl 2 и др.). Так как литий имеет отрицательный потенциал и малую молекулярную массу, то удельная энергия этих ХИТ особенно при отрицательных температурах (t<0ºС), в 4 – 10 раз выше удельной энергии традиционных ХИТ.
Металлический литий применяется также в термоядерных реакторах для получения трития.
6 3 Li+ 1 0 n= 3 1 H+ 4 2 He .
Легирующая добавка лития к алюминиевым сплавам улучшает прочность и коррозионную стойкость, а к меди - электрическую проводимость. Натрий используется в металлургии для получения металлов и удаления мышьяка из свинца, а также в качестве жидкого теплоносителя в атомной энергетике и химической промышленности. Рубидий и цезий при освещении легко теряют электроны, поэтому служат материалами фотоэлементов.
Щелочи и соли щелочных металлов широко распространенны и применяются, например, в машиностроении - для обезжиривания деталей, нейтрализации стоков (NаОН, Na2CO3), в энергетике – lдля водоподготовки (NаОН, NaCl), для защиты от коррозии (смесь LiCl - LiOH), в металлургии (NaС1, КС1, NаNО 3 , KNО 3), в химической промышленности (NaОН, Na 2 СО 3 и др.), в быту (NaCl, Nа 2 СО 3 и др.), при сварке и пайке (LiF), в сельском хозяйстве (КСl, KNO 3 , К 2 S0 4 и др.), медицине и т.д.
Некоторые соли натрия и калия используются в качестве пищевых добавок. В странах Западной Европы на этикетках пищевых продуктов указывают Е - числа, соответствующие определенным добавкам. Так добавки от Е 200 до Е 290 - это консерванты, например Na 2 SO 3 (Е 221), NaNO 2 (Е 250), NaNO 3 (Е 251), от Е 300 до Е 321 -антиоксиданты, например аскорбат натрия (Е 301), от Е 322 и выше - эмульгаторы, стабилизаторы и т.д., например дигидроцитрат натрия (Е 332), дигидрофосфат (V) натрия (Е 339). Ионы К + и Na + играют важную роль в живой природе.
Бериллий и магний. Магний Мg относится к наиболее распространенным на Земле элементам (масс. доля 2,1 %). Бериллий относительно малораспространен (масс. %), он характеризуется высокими температурой плавления (1278 С), твердостью и прочностью. Магний мягче и пластичнее бериллия, относительно легкоплавок(t пл =650°С).
Светло-серый бериллий и серебристо-белый магний покрываются на воздухе оксидной пленкой, защищающей их от взаимодействия с кислородом и водой. Магний химически активнее бериллия, при нагревании оба металла сгорают в кислороде, а магний реагирует с водой. Галогены реагируют с Ве и Мg и при обычных температурах. В растворах кислот оба металла растворяются с выделением водорода, бериллий растворяется также в щелочах. Окислительные кислоты пассивируют бериллий. Бериллий и магний образуют интерметаллиды со многими металлами. Бериллий применяется в атомной энергетике как замедлитель нейтронов. Введение бериллия в металлические сплавы повышает их прочность, твердость, упругость, коррозийную стойкость. Особый интерес представляет бериллиевая бронза [сплав Сu - Ве, содержащий 2,5% Ве (масс.)], из которой готовят пружины и другие упругие элементы приборов и устройств.
Сера расположена в VIа группе Периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева.
На внешнем энергетическом уровне серы содержится 6 электронов, которые имеют 3s 2 3p 4 . В соединениях с металлами и водородом сера проявляет отрицательную степень окисления элементов -2, в соединениях с кислородом и другими активными неметаллами – положительные +2, +4, +6. Сера – типичный неметалл, в зависимости от типа превращения может быть окислителем и восстановителем.
Нахождение серы в природе
Сера встречается в свободном (самородном) состоянии и связанном виде.
Важнейшие природные соединения серы:
FeS 2 - железный колчедан или пирит,
ZnS - цинковая обманка или сфалерит (вюрцит),
PbS - свинцовый блеск или галенит,
HgS - киноварь,
Sb 2 S 3 - антимонит.
Кроме того, сера присутствует в нефти, природном угле, природных газах, в природных водах (в виде сульфат-иона и обуславливает «постоянную» жёсткость пресной воды). Жизненно важный элемент для высших организмов, составная часть многих белков, концентрируется в волосах.
Аллотропные модификации серы
Аллотропия
— это способность одного и того же элемента существовать в разных молекулярных формах (молекулы содержат разное количество атомов одного и того же элемента, например, О 2 и О 3 , S 2 и S 8 , Р 2 и Р 4 и т.д).
Сера отличается способностью образовывать устойчивые цепочки и циклы из атомов. Наиболее стабильны S 8 , образующие ромбическую и моноклинную серу. Это кристаллическая сера - хрупкое вещество жёлтого цвета.
Открытые цепи имеет пластическая сера, вещество коричневого цвета, которая получается при резком охлаждении расплава серы (пластическая сера уже через несколько часов становится хрупкой, приобретает жёлтый цвет и постепенно превращается в ромбическую).
1) ромбическая — S 8
t°пл. = 113°C; r = 2,07 г/см 3
Наиболее устойчивая модификация.
2) моноклинная — темно-желтые иглы
t°пл. = 119°C; r = 1,96 г/см 3
Устойчивая при температуре более 96°С; при обычных условиях превращается в ромбическую.
3) пластическая — коричневая резиноподобная (аморфная) масса
Неустойчива, при затвердевании превращается в ромбическую
Получение серы
- Промышленный метод — выплавление из руды с помощью водяного пара.
- Неполное окисление сероводорода (при недостатке кислорода):
2H 2 S + O 2 → 2S + 2H 2 O
- Реакция Вакенродера:
2H 2 S + SO 2 → 3S + 2H 2 O
Химические свойства серы
Окислительные свойства серы
(S
0
+ 2ē
→ S
-2
)
1) Сера реагирует со щелочными без нагревания:
S + O 2 – t° → S +4 O 2
2S + 3O 2 – t °; pt → 2S +6 O 3
4) (кроме йода):
S + Cl 2 → S +2 Cl 2
S + 3F 2 → SF 6
Со сложными веществами:
5) c кислотами — окислителями:
S + 2H 2 SO 4 (конц) → 3S +4 O 2 + 2H 2 O
S + 6HNO 3 (конц) → H 2 S +6 O 4 + 6NO 2 + 2H 2 O
Реакции диспропорционирования:
6) 3S 0 + 6KOH → K 2 S +4 O 3 + 2K 2 S -2 + 3H 2 O
7) сера растворяется в концентрированном растворе сульфита натрия:
S 0 + Na 2 S +4 O 3 → Na 2 S 2 O 3 тиосульфат натрия
