Химия s элементов общая характеристика. Общая характеристика s элементов. Биологическая роль и применение в медицине соединений

- (лат. elementa семантич. калька греч. , от ряд, собственно член ряда), термин антич. философии, первоначально «буквы» (алфавита), затем простейшие начала, элементы (ста рослав. транскрипция «стихии»). Уже атомисты (№ 240 Лу.) сравнивали… … Философская энциклопедия

Элементы, указывающие на наличие м ний и рудных тел. Являются важным поисковым признаком оруденения, когда основные рудообразующие металлы не дают одназначных выводов о ценности геохим. аномалии. Подразделяются на несколько гр.: 1) элементы,… … Геологическая энциклопедия

Составные части полезного ископаемого, представляющие интерес для промышленности. В Э. п. входят элементы главные и второстепенные, включая элементы примеси, элементы спутники и элементы легирующие. Геологический словарь: в 2 х томах. М.: Недра.… … Геологическая энциклопедия

Присутствующие в руде в низких и чрезвычайно низких содер., но существенно влияющие на промышленную ценность м ния. Обычно не определяют контура рудных залежей. При значительном скоплении Э. в. минимальное бортовое содер. главных полезных… … Геологическая энциклопедия

ЭЛЕМЕНТЫ - ЭЛЕМЕНТЫ (лат. elementa семантическая калька греч. στοιχεία, от στοίχος ряд, собств. член ряда), термин античной философии, первоначально «буквы» (алфавита), затем простейшие начала, элементы (старославянская транскрипция «стихии»). Уже… … Античная философия

Элементы Юнга Юциса Мёрфи (также элементы Юциса Мёрфи) элементы групповой алгебры симметрической группы, определяемые как суммы транспозиций: Элементы попарно коммутируют (более того, элемент коммутирует со всеми… … Википедия

Химические элементы, присутствующие в минералах других элементов в виде изоморфных примесей или тонких механических включений; иногда извлекаются в качестве попутных или даже основных (напр., золото из пирита) компонентов. В число элементов… … Большой Энциклопедический словарь

- (a. chemical elements; н. chemische Elemente; ф. elements chimiques; и. elementos quimicos) составные части простых и сложных тел, представляющие собой совокупность атомов c одинаковым зарядом атомных ядер и одинаковым числом электронов в … Геологическая энциклопедия

Второстепенные элементы в г. п. и рудах, образующие самостоятельные м лы. Многие из них имеют промышленное значение и путем обогащения могут выделяться в концентраты. См. Элементы второстепенные. Геологический словарь: в 2 х томах. М.: Недра. Под … Геологическая энциклопедия

- № 105 110 сверхтяжёлые искусственно полученные радиоакт. хим. элементы. Элементы с ат. номером 104 110 наз. т р а н с а к т и н о и д н ы м и. Элемент № 105 (нуклид с массовым числом А= 261, T1/2=1,6 с) получен в 1970 в Дубне группой Г. H.… … Физическая энциклопедия

Характеризующие его как боевую единицу следующие: элементы нападения артиллерия, торпеда, мина, глубинные бомбы и т. д.; элементы защиты броня, противоминная защита, противохимическая защита; маневренные элементы скорость хода, поворотливость,… … Морской словарь

Книги

• , Мирамс Питер. «Элементы питания» – уникальное издание, высоко оцененное профессионалами мировой гастрономической индустрии и продвинутыми любителями со всех континентов. Безупречно структурированная и…
• Элементы питания. Визуальная энциклопедия , . "Элементы питания" – уникальное издание, высоко оцененное профессионалами мировой гастрономической индустрии и продвинутыми любителями со всех континентов. Безупречно структурированная и…

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА И БИОЛОГИЧЕСКАЯ РОЛЬ ЭЛЕМЕНТОВ S -БЛОКА

К s-элементам относятся две группы Периодической системы: IА и IIА.

В группу IА входят 8 элементов: литий, калий, натрий, рубидий, цезий, франций, водород, гелий. В группу IIА входят 6 элементов: бериллий, магний, кальций, стронций, барий, радий.

Общим является застраивание в их атомах электронами s-подуровня внешнего энергетического уровня. (Т.Е. говорим о "семействе элементов". ВСПОМИНАЕМ: "семейство элементов" определяется тем, какой подуровень заполняется электронами в последнюю очередь. )

Электронная формула внешней оболочки:

СРАВНЕНИЕ СВОЙСТВ ЭЛЕМЕНТОВ I А И II А (КОМПЛЕКСООБРАЗОВАНИЕ, ОБРАЗОВАНИЕ ОСАДКОВ) НА ПРИМЕРЕ Na , K И Mg , Ca

Общая характеристика элементов I А и II А

Элементные вещества - типичные металлы, обладающие блеском, высокой электрической проводимостью и теплоповодимостью, химически весьма активны.

Как следует из электронных формул, элементы I А группы (Na , K ) имеют на внешнем энергетическом уровне по одному s электрону. Элементы II А группы (Mg , Ca ) по 2 s электрона.

Химические свойства s элементов I А иII А групп сходны.

s-элементы I А иII А имеют относительно большие радиусы атомов и ионов.

s-элементы I А иII А групп легко отдают валентные электроны. Являются сильными восстановителями. С ростом радиуса атома в группах I А иII А ослабевает связь валентных электронов с ядром, следовательно s-элементы этих групп имеют низкие значения Е и и Е ср. к ẽ . Все щелочные и щелочноземельные металлы имеют отрицательные стандартные окислительно-восстановительные потенциалы, большие по абсолютной величине. Что также характеризует их, как сильных восстановителей. Восстановительные свойства возрастают закономерно с увеличением радиуса атома. Восстановительная способность увеличивается по группе сверху вниз.

Для элементов II А группы характерна большая, чем для элементов I А группы способность к комплексообразованию.

s-элементы I А иII А образуют соединения с ионным типом связи.

Исключение составляет водород, для которого в соединениях даже с самыми электроотрицательными элементами характерна преимущественно ковалентная связь (например, фтороводород или вода). Частично ковалентный характер связи в соединениях имеет место у лития, бериллия и магния.

Сравнение свойств элементов I А и II А (комплексообразование, образование осадков) на примере Na , K и Mg , Ca

Атомы элементов I А группы имеют по одному валентному электрону на s подуровне внешнего энергетического уровня. Это обуславливает проявление степени окисления +1.

Все элементы I А группы сходны по свойствам, что объясняется однотипным строением не только внешней, валентной оболочки, но и предвнешней (исключение литий).

С ростом радиуса атома в группе I А ослабевает связь валентного электрона с ядром. Соответственно, уменьшается энергия ионизации атомов. Так как радиус атома калия больше, чем радиус атома натрия, то энергия ионизации калия меньше, чем у натрия.

В результате ионизации образуются катионы Э + , имеющие устойчивую конфигурацию благородных газов.

Химическая активность металлов I А группы возрастает закономерно с увеличением радиуса атома и уменьшением их способности к гидратированию (чем меньше способность к гидратированию, тем активнее металл).

Так как радиус атома калия больше, чем радиус атома натрия, то способность к гидратации для катиона калия будет ниже, чем для катиона натрия, а, следовательно, химическая активность катиона калия выше, чем у катиона натрия.

Вследствие незначительного поляризующего действия (устойчивая электронная структура, большие размеры, малый заряд ядра) комплексообразование для ионов щелочных металлов малохарактерно. Вместе с тем, они способны образовывать комплексные соединения с некоторыми биолигандами (КЧ для натрия и калия может принимать значения 4 и 6). Способность образовывать донорно-акцепторные связи с соответствующими лигандами едва намечается у натрия. У калия имеется значительная тенденция к использованию имеющихся в атоме вакантных d-орбиталей.

Например, образование комплексов калия с антибиотиком валиномицином. Валиномицин образует с калием прочные комплексы, связывание этого антибиотика с натрием очень незначительно.

Большинство солей щелочных металлов хорошо растворимы в воде (исключение составляют некоторые соли лития).

Атомы элементов II А группы имеют по два валентных электрона на s подуровне внешнего энергетического уровня.

В нормальном состоянии у атомов этих элементов нет неспаренных электронов, но при переходе атомов в возбужденное состояние один из s валентных электронов переходит на р -подуровень. Это обуславливает проявление степени окисления +2.

Степени окисления больше +2 элементы II А группы не проявляют.

Несмотря на то, что число валентных s электронов у атомов II А группы одинаково, свойства магния и кальция отличаются друг от друга.

Это связанно с тем, что в атоме кальция, в отличие от атома магния, имеются свободные d-орбитали, близкие по энергии к ns орбиталям.

Магний и кальций существенно различаются размерами атомов и ионов:

· металлический радиус атома Mg = 160 пм;

· металлический радиус атома Ca = 197 пм.

· кристаллический радиус иона Mg 2+ = 74 пм;

· кристаллический радиус иона Ca 2+ = 104 пм..

Больший размер иона кальция обусловливает и более высокое координационное число этого иона – КЧ (Ca 2+) 6, 8, тогда как КЧ (Mg 2+) – 6. Прочность комплексных соединений уменьшается по мере увеличения радиуса атома, следовательно, комплексные соединения магния будут более прочными, чем комплексные соединения кальция. Ион Mg 2+ образует шестикоординационные соединения регулярной структуры. Ca 2+ образует несимметричные комплексы. Кальций предпочтительно координируется с атомами кислорода, магний – с атомами азота.

Многие соли щелочноземельных металлов малорастворимы в воде (малорастворимы CaF 2 , MgF 2 ; практически не растворимы фосфаты кальция и магния). Причем с ростом порядкового номера растворимость солей снижается.

Такой характер изменения растворимости солей играет важную роль в биологическом действии катионов этой группы. Уменьшение растворимости кальция фосфата и карбоната по сравнению с фосфатами и карбонатами магния является, по видимому, одной из причин формирования скелета всех живых организмов именно из этих соединений кальция.

В живых организмах из ионов кальция и фосфат-ионов образовался кристаллический минерал ГИДРОКСИЛАПАТИТ – Ca 10 (PO 4) 6 (OH) 2 – основное вещество костной и зубной ткани. Магний является макроэлементом, но лучшая растворимость магния фосфата Mg 3 (PO 4) 2 и основного карбоната Mg(OH) 2)*4MgCO 3 *H 2 O объясняет тот факт, что его соединения не сыграли значительной роли в построении скелета.

Биологическая роль натрия, калия, кальция и магния

Вследствие очень легкой окисляемости щелочные металлы встречаются в природе исключительно в виде соединений.

Натрий и калий относятся к жизненно необходимым элементам, постоянно содержатся в организме, участвуют в обмене веществ.

Натрий

В организме человека натрий находится в виде его растворимых солей: хлорида, фосфата, гидрокарбоната.

Распределен по всему организму:

в сыворотке крови,

в спинномозговой жидкости,

в глазной жидкости,

в пищеварительных соках,

в почках,

в костной ткани,

в легких,

Натрий является основным внеклеточным ионом. Концентрация ионов Na + внутри клетки примерно в 15 раз меньше, чем во внеклеточной жидкости.

Ионы натрия играют важную роль в обеспечении постоянства внутренней среды человеческого организма, участвуют в поддержании постоянного осмотического давления биожидкости (осмотического гомеостаза).

В виде противоионов в соединениях с фосфорной кислотой (Na 2 HPO 4 + NaH 2 PO 4) органическими кислотами натрий обеспечивает кислотно-основное равновесие организма.

Ионы натрия участвуют в регуляции водного обмена и влияют на работу ферментов.

Вместе с ионами калия, магния, кальция, хлора ионы натрия участвуют в передаче нервных импульсов. При изменении содержания натрия в организме происходят нарушения функций нервной, сердечно-сосудистой систем, гладких и скелетных мышц.

Натрия хлорид NaCl – основной источник соляной кислоты для желудочного сока.

Ионы натрия принимают участие в формировании разности потенциалов на мембране.

Препараты натрия, применяемые в медицине

Изотонический раствор – NaCl (0,9%) – для инъекций вводят подкожно, внутривенно и в клизмах при обезвоживании организма и при интоксикацях. Также применяют для промывания ран, глаз, слизистой оболочки глаза, также для растворения различных ЛП.

Гипертонические растворы - NaCl (3-5-10%) – применяют наружно в виде компрессов и примочек при лечении гнойных ран. По закону осмоса применение таких компрессов способствует отделению гноя из ран и плазмолизу бактерий (антимикробное действие).

К s-элементам относятся элементы главной подгруппы I и II групп (IА и IIА – подгрупп) периодической системы. Общая электронная формула валентного слоя s-элементов ns 1-2 , где n – главное квантовое число.

Элементы IА – подгруппы Li, Na, K, Rb, Cs, и Fr – называют щелочными металлами, а у элементов IIА –подгруппы – Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra – последние четыре элемента называют щелочноземельными металлами.

Атомы щелочных металлов для образования химических связей имеют всего один электрон, находящийся на ns - атомной орбитали (АО). Сравнительно небольшое значение энергии ионизации уменьшается от Li (I = 520 кДж/моль) к Cs (I = 342 кДж/моль), что облегчает отрыв электрона с АО. Поэтому атомы щелочных металлов в различных химических реакциях легко превращаются в однозарядные катионы с устойчивой восьмиэлектронной (n-1)s 2 (n-1)p 6 конфигурацией соответствующего благородного газа. Например: K(4s 1) – e = К + ().

Таким образом, в своих многочисленных ионных соединениях щелочные металлы имеют только одну степень окисления (+1).

Элементы IIА – подгруппы содержат на внешнем энергетическом уровне уже два электрона, способных перед образованием ионных химических связей к разъединению с переходом одного из них на nр АО: ns 2 → ns 1 np 1 . Степень окисления элементов IIА – подгруппы в их различных соединениях равна (+2).

Бериллий по своим физико-химическим свойствам резко выделяется среди IIА – подгруппы. У атомов этого элемента наиболее высокое среди всех s-элементов значение первой энергии ионизации (I=901 кДж/моль) и наибольшее различие в ns и np-АО. Поэтому бериллий с другими элементами образует преимущественно ковалентные химические связи, которые рассматриваются обычно с позиции метода валентных связей. Атомные орбитали бериллия подвергаются sp-гибридизации, отвечающей образованию линейных молекул BeCl 2 , BeI 2 и др. Для бериллия (+II) характерна склонность к образованию комплексных соединений:

Be(OH) 2 + 2OH - → 2-

BeCl 2 + 2Cl - → 2-

Оксиды и гидроксиды s-элементов имеют основные свойства. Среди всех s-элементов только Be, его оксид и гидроксид проявляют амфотерные свойства.

Химическое поведение Li и Mg, а также Be и Al в силу диагональной периодичности во многом аналогично.

Щелочные металлы с кислородом образуют не только оксиды Me 2 [O], но и соединения типа Me 2 – пероксиды; Me – надпероксиды; Me – озониды. Степень окисления кислорода в этих соединениях соответственно равна –1; –1/2; –1/3.

Известны пероксиды щелочноземельных металлов. Из них наибольшее практическое значение имеет пероксид бария BaO 2 .

Представляют также интерес соединения s-элементов с водородом – гидриды, в которых водород имеет степень окисления –1.

s-, р-Элементы расположены в главных подгруппах периодической системы Д.И. Менделеева (подгруппа А). Каждый период начинается двумя s - элементами, а шесть последних (кроме первого периода) – это р- элементы. У s- и р - элементов валентными являются электроны и орбитали внешнего слоя атома. Число внешних электронов равно номеру группы (кроме и ). При участии в образовании связей всех валентных электронов элемент проявляет высшую степень окисления, которая численно равна номеру группы. Энергетически более стабильны соединения, в которых элементы нечетных групп проявляют нечетные степени окисления, а элементы четных групп – четные степени окисления (табл. 8).

s- Элементы . Атомы s 1 элементов имеют на последнем уровне единственный электрон и проявляют степень окисления только +1, являются сильными восстановителями, самыми активными металлами. В соединениях преобладает ионная связь. С кислородом образуют оксиды . Оксиды образуются при недостатке кислорода или косвенно, через пероксиды и супероксиды (исключение ). Пероксиды и супероксиды – сильные окислители. Оксидам соответствуют сильные растворимые основания – щелочи , поэтому s 1 элементы называют щелочными металлами . Щелочные металлы активно реагируют с водой по схеме: . Соли s 1 металлов как правило хорошо растворимы в воде.

s-Элементы II группы проявляют степень окисления +2. Это тоже довольно активные металлы. На воздухе окисляются до оксидов , которым соответствуют основания . Растворимость и основной характер оснований возрастают от к . Соединение проявляет амфотерные свойства (табл. 8, 9). Бериллий с водой не реагирует. Магний взаимодействует с водой при нагревании, остальные металлы реагируют по схеме: , образуя щелочи и называются щелочноземельными.

Щелочные и некоторые щелочноземельные металлы из-за высокой активности не могут находиться в атмосфере и хранятся в специальных условиях.

При взаимодействии с водородом s-элементы образуют ионные гидриды, которые в присутствии воды подвергаются гидролизу:

р-Элементы содержат на последнем уровне от 3 до 8 электронов. Большинство р-элементов – неметаллы. У типичных неметаллов электронная оболочка близка к завершению, т.е. они способны принимать электроны на последний уровень (окислительные свойства). Окислительная способность элементов увеличивается в периоде слева направо, а в группе – снизу вверх. Наиболее сильными окислителями являются фтор, кислород, хлор, бром. Неметаллы могут проявлять и восстановительные свойства (кроме F 2), например:

;

Преимущественно восстановительные свойства проявляют водород, бор, углерод, кремний, германий, фосфор, астат, теллур. Примеры соединений с отрицательной степенью окисления неметалла: бориды, карбиды, нитриды, сульфиды и др. (табл. 9).

В определенных условиях неметаллы реагируют между собой, при этом получаются соединения с ковалентной связью, например . С водородом неметаллы образуют летучие соединения (искл. ). Гидриды VI и VII группы в водных растворах проявляют кислотные свойства. При растворении в воде аммиака , образуется слабое основание .

р-Элементы, расположенные левее диагонали бор – астат, относятся к металлам. Их металлические свойства выражены гораздо слабее, чем у s-элементов.

С кислородом р-элементы образуют оксиды. Оксиды неметаллов имеют кислотный характер (искл. - несолеобразующие). Для р-металлов характерны амфотерные соединения.

Кислотно-основные свойства изменяются периодически, например, в III периоде:

оксиды
гидроксиды
характер соединений	амфотерный	слабая кислота	кислота средней силы	сильная кислота	очень сильная кислота

Многие р-элементы могут проявлять переменную степень окисления, образуя оксиды и кислоты разного состава, например:

Кислотные свойства усиливаются с увеличением степени окисления. Например, кислота сильнее , сильнее , – амфотерный, - кислотный оксид.

Кислоты, образованные элементами в высшей степени окисления являются сильными окислителями.

d-Элементы называются так же переходными. Они расположены в больших периодах, между s- и р-элементами. У d-элементов валентными являются энергетически близкие девять орбиталей.

На внешнем слое находятся 1-2 э лектрона (ns), остальные расположены в предвнешнем (n-1)d слое.

Примеры электронных формул: .

Подобное строение элементов определяет общие свойства. Простые вещества, образованные переходными элементами, являются металлами . Это объясняется наличием одного или двух электронов на внешнем уровне.

Наличие в атомах d-элементов частично заполненных d-орбиталей обусловливает у них разнообразие степеней окисления . Почти для всех из них возможна степень окисления +2 – по числу внешних электронов. Высшая степень окисления отвечает номеру группы (исключение составляют железо, элементы подгруппы кобальта, никеля, меди). Соединения с высшей степенью окисления более устойчивы, по форме и свойствам сходны с аналогичными соединениями главных подгрупп:

Оксиды и гидроксиды данного d-элемента в разных степенях окисления имеют различные кислотно-основные свойства. Наблюдается закономерность: с ростом степени окисления характер соединений изменяется от основного через амфотерный к кислотному . Например:

степень окисл.
оксиды
гидроксиды
свойства	основные	амфотерные	кислотные

Вследствие разнообразия степеней окисления для химии d-элементов характерны окислительно-восстановительные реакции. В высших степенях окисления элементы проявляют окислительные свойства, а в степени окисления +2 – восстановительные. В промежуточной степени соединения могут быть и окислителями, и восстановителями.

d-Элементы имеют большое количество вакантных орбиталей и поэтому являются хорошими комплексообразователями, соответственно входят в состав комплексных соединений. Например:

– гексацианоферрат (III) калия;

– тетрагидроксоцинкат (II) натрия;

– хлорид диамминсеребра(I);

– трихлоротриамминкобальт.

Контрольные вопросы

261. Опишите лабораторные и промышленные способы получения водорода. Какую степень окисления может проявлять водород в своих соединениях? Почему? Приведите примеры реакций, в которых газообразный водород играет роль а) окислителя; б) восстановителя.

262. Какие соединения магния и кальция применяются в качестве вяжущих строительных материалов? Чем обусловлены их вяжущие свойства?

263. Какие соединения называют негашеной и гашеной известью? Составьте уравнения реакций их получения. Какое соединение образуется при прокаливании негашеной извести с углем? Что является окислителем и восстановителем в последней реакции? Составьте электронные и молекулярные уравнения.

264. Напишите химические формулы следующих веществ: каустическая сода, кристаллическая сода, кальцинированная сода, поташ. Объясните, почему водные растворы всех этих веществ можно применять как обезжиривающие средства.

265. Написать уравнение гидролиза пероксида натрия. Как называют раствор пероксида натрия в технике? Сохранит ли раствор свои свойства, если его прокипятить? Почему? Написать соответствующее уравнение реакции в электронном и молекулярном виде.

266. На каких свойствах алюминия основано его применение а) в качестве конструкционного материала; б) для получения газобетона; в) в составе термитов при холодной сварке. Записать уравнения реакций.

267. В чем проявляется агрессивность природной и технической воды по отношению к алюминию и глиноземистому цементу? Составить соответствующие уравнения реакций.

268. Какие соединения называют карбидами? На какие группы их делят? Напишите уравнения реакций взаимодействия карбидов кальция и алюминия с водой, где они находят применение?

269. Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения:

Что такое агрессивная углекислота?

270. Почему в технике олово растворяют в соляной кислоте, а свинец в азотной? Написать соответствующие уравнения реакций в электронном и в молекулярном виде.

271. Составьте уравнения реакций, которые надо провести для осуществления превращений:

Где применяются данные вещества в технике?

272. Составьте молекулярные и электронные уравнения реакций взаимодействия аммиака и гидразина с кислородом, где применяются эти реакции?

273. Какие свойства проявляет в окислительно-восстановительных реакциях серная кислота? Напишите в молекулярном и электронном виде уравнения следующих взаимодействий: а) разбавленной серной кислоты с магнием; б) концентрированной серной кислоты с медью; в) концентрированной серной кислоты с углем.

274. Для удаления диоксида серы из дымовых газов можно применить следующие методы: а) адсорбцию твердым оксидом магния; б) превращение в сульфат кальция реакцией с карбонатом кальция в присутствии кислорода; в) превращение в свободную серу. Какие химические свойства проявляет диоксид серы в этих реакциях? Напишите соответствующие уравнения. Где можно использовать полученные продукты?

275. Какими особыми свойствами обладает плавиковая кислота? Составьте уравнения реакций, которые надо провести для осуществления превращений:

Дайте название веществам. Где используются данные превращения?

276. При действии хлора на гашеную известь образуется хлорная известь. Напишите уравнение реакции, укажите окислитель, восстановитель. Дайте химическое название полученному продукту, напишите его структурную формулу. Где используется хлорная известь?

277. Рассмотрите особенности d-элементов на примере марганца и его соединений. Ответ подтвердите уравнениями реакций. Для окислительно- восстановительных реакций составьте электронный баланс, укажите окислитель и восстановитель.

278. Какое основание более сильное или ? Почему? Какие свойства проявляет при сплавлении со щелочными и основными оксидами? Напишите несколько примеров получения таких соединений. Как называются образующиеся продукты?

279. Какие соли железа находят наибольшее практическое применение, где и для чего они используются? Ответ подтвердите уравнениями реакций.

280. Дайте названия веществам, составьте уравнения реакций, которые надо провести для осуществления превращений:

для окислительно-восстановительных реакций составьте электронные уравнения, укажите окислитель, восстановитель. Какую среду необходимо поддерживать при осаждении гидроксида хрома(III)? Почему?

S-элементы

1. Характеристика s-элементов

К блоку s-элементов относятся 13 элементов, общим для которых является застраивание в их атомах s-подуровня внешнего энергетического уровня.

Хотя водород и гелий относятся к s-элементам из-за специфики их свойств их следует рассматривать отдельно. Водород, натрий, калий, магний, кальций - жизненно необходимые элементы.

Соединения s-элементов проявляют общие закономерности в свойствах, что объясняется сходством электронного строения их атомов. Все внешние электроны являются валентными и принимают участие в образовании химических связей. Поэтому максимальная степень окисления этих элементов в соединениях равна числу электронов во внешнем слое и соответственно равна номеру группы, в которой и находится данный элемент. Степень окисления металлов s-элементов всегда положительна. Другая особенность заключается в том, что после отделения электронов внешнего слоя остается ион, имеющий оболочку благородного газа. При увеличении порядкового номера элемента, атомного радиуса, уменьшается энергии ионизации (от 5,39 эВ y Li до 3,83 эВ y Fr), а восстановительная активность элементов возрастает.

Подавляющее большинство соединений s-элементов бесцветно (в отличие от соединений d-элементов), так как исключен обуславливающий окраску переход d-электронов с низких энергетических уровней на более высокие энергетические уровни.

Соединения элементов групп IA - IIA - типичные соли, в водном растворе они практически полностью диссоциируют на ионы, не подверженны гидролизу по катиону (кроме солей Be 2+ и Mg 2+).

водород гидрид ионный ковалентный

Для ионов s-элементов комплексообразование не характерно. Кристаллические комплексы s - элементов с лигандами H 2 O-кристаллогидраты, известны с глубокой древности, например: Na 2 В 4 O 7 10H 2 O-бура, KАl (SO 4) 2 12H 2 O-квасцы. Молекулы воды в кристаллогидратах группируются вокруг катиона, но иногда полностью окружают и анион. Вследствие малого заряда иона и большого радиуса иона щелочные металлы наименее склонны к образованию комплексов, в том числе и аквакомплексов. В качестве комплексообразователей в комплексных соединениях невысокой устойчивости выступают ионы лития, бериллия, магния.

2. Водород. Химические свойства водорода

Водород - наиболее легкий s-элемент. Его электронная конфигурация в основном состоянии 1S 1 . Атом водорода состоит из одного протона и одного электрона. Особенность водорода состоит в том, что его валентный электрон находится непосредственно в сфере действия атомного ядра. У водорода нет промежуточного электронного слоя, поэтому водород нельзя считать электронным аналогом щелочных металлов.

Как и щелочные металлы водород является восстановителем, проявляет степень окисления +1, Спектры водорода сходны со спектрами щелочных металлов. Со щелочными металлами сближает водород его способность давать в растворах гидратированный положительно заряженный ион Н + .

Подобно галогеном атому водорода не достает одного электрона. Этим и обусловлено существование гидрид-иона Н - .

Кроме того, как и атомы галогенов атомы водорода характеризуются высоким значением энергии ионизации (1312 кдж/моль). Таким образом, водород занимает особое положение в Периодической системе элементов.

Водород - самый распространенный элемент во вселенной: он составляет до половины массы солнца и большинства звезд.

На солнце и других планетах водород находится в атомарном состоянии, в межзвездной среде в виде частично ионизированных двухатомных молекул.

Водород имеет три изотопа; протий 1 Н, дейтерий 2 Д и тритий 3 Т, причем тритий - радиоактивный изотоп.

Молекулы водорода отличаются большой прочностью и малой поляризуемостью, незначительными размерами и малой массой и обладают большой подвижностью. Поэтому у водорода очень низкие температуры плавления (-259,2 о С) и кипения (-252,8 о С). Из-за высокой энергии диссоциации (436 кдж/моль) распад молекул на атомы происходит при температурах выше 2000 о С. Водород бесцветный газ без запаха и вкуса. Он имеет малую плотность - 8,99·10 -5 г/см При очень высоких давлениях водород переходит в металлическое состояние. Считается, что на дальних планетах солнечной системы - Юпитере и Сатурне водород находится в металлическом состоянии. Существует предположение, что в состав земного ядра также входит металлический водород, где он находится при сверхвысоком давлении, создаваемым земной мантией.

Химические свойства. При комнатной температуре молекулярный водород реагирует лишь со фтором, при облучении светом - с хлором и бромом, при нагревании с О 2 ,S, Se, N 2 , C, I 2 .

Реакции водорода с кислородом и галогенами протекают по радикальному механизму.

Взаимодействие с хлором - пример неразветвленной реакции при облучении светом (фотохимическая активация), при нагревании (термическая активация).

Сl+ H 2 = HCl + H (развитие цепи)

H+ Сl 2 = HCl + Сl

Взрыв гремучего газа - водородокислородной смеси - пример разветвленного цепного процесса, когда инициированние цепи включает не одну, а несколько стадий:

Н 2 + О 2 = 2ОН

Н+ О 2 = ОН+О

О+ Н 2 = ОН+ Н

ОН+ Н 2 = Н 2 О + Н

Взрывного процесса удается избежать, если работать с чистым водородом.

Поскольку для водорода характерна - положительная (+1) и отрицательная (-1) степень окисления, водород может проявлять и восстановительные, и окислительные свойства.

Восстановительные свойства водорода проявляются при взаимодействии с неметаллами:

Н 2 (г) + Cl 2 (г) = 2НCl (г),

2Н 2 (г) + О 2 (г) = 2Н 2 О (г),

Эти реакции протекают с выделением большого количества теплоты, что свидетельствуют о высокой энергии (прочности) связей Н-Сl, Н-О. Поэтому водород проявляет восстановительные свойства по отношению ко многим оксидам, галогенидам, например:

На этом основано применение водорода в качестве восстановителя для получения простых веществ из оксидов галогенидов.

Еще более сильным восстановителем является атомарный водород. Он образуется из молекулярного в электронном разряде в условиях низкого давления.

Высокой восстановительной активностью обладает водород в момент выделения при взаимодействии металла с кислотой. Такой водород восстанавливает CrCl 3 в CrCl 2:

2CrCl 3 + 2HСl + 2Zn = 2CrCl 2 + 2ZnCl 2 +H 2 ^

Важное значение имеет взаимодействие водорода с оксидом азота (II):

2NO + 2H 2 = N 2 + H 2 O

Используемое в очистительных системах при производстве азотной кислоты.

В качестве окислителя водород взаимодействует с активными металлами:

В данном случае водород ведет себя как галоген, образуя аналогичные галогенидам гидриды .

Гидриды s-элементов I группы имеют ионную структуру типа NaCl. В химическом отношении ионные гидриды ведут себя как основные соединения.

К ковалентным относятся гидриды менее электроотрицательных, чем сам водород неметаллических элементов, например, гидриды состава SiH 4 , ВН 3 , СН 4 . По химической природе гидриды неметаллов являются кислотными соединениями.

Характерной особенностью гидролиза гидридов является выделение водорода, реакция протекает по окислительно-восстановительному механизму.

Основной гидрид

Кислотный гидрид

За счет выделения водорода гидролиз протекает полностью и необратимо (?Н<0, ?S>0). При этом основные гидриды образуют щелочь, а кислотные кислоту.

Стандартный потенциал системы В. Следовательно, ион Н - сильный восстановитель.

В лаборатории водород получают взаимодействием цинка с 20% -й серной кислотой в аппарате Киппа.

Технический цинк часто содержит небольшие примеси мышьяка и сурьмы, которые восстанавливаются водородом в момент выделения до ядовитых газов: арсина SbH 3 и стабина SbH Таким водородом можно отравиться. С химически чистым цинком реакция протекает медленно из-за перенапряжения и хорошего тока водорода получить не удается. Скорость этой реакции увеличивается путем добавления кристалликов медного купороса, реакция ускоряется за счет образования гальванической пары Cu-Zn.

Более чистый водород образуется при действии щелочи на кремний или алюминий при нагревании:

В промышленности чистый водород получают электролизом воды, содержащей электролиты (Na 2 SO 4 , Ba (OH) 2).

Большое количество водорода образуется в качестве побочного продукта при электролизе водного раствора хлорида натрия с диафрагмой, разделяющей катодное и анодное пространство,

Наибольшее количество водорода получают газификацией твердого топлива (антрацита) перегретым водяным паром:

Либо конверсией природного газа (метана) перегретым водяным паром:

Образующаяся смесь (синтез-газ) используется в производстве многих органических соединений. Выход водорода можно увеличить, пропуская синтез-газ над катализатором, при этом СО превращается вСО 2 .

Применение. Большое количество водорода расходуется на синтез аммиака. На получение хлороводорода и соляной кислоты, для гидрогенизации растительных жиров, для восстановления металлов (Mо, W, Fe) из оксидов. Водород-кислородное пламя используют для сварки, резки и плавления металлов.

Жидкий водород используют в качестве ракетного топлива. Водородное топливо является экологически безопасным и более энергоемким, чем бензин, поэтому в будущем оно может заменить нефтепродукты. Уже сейчас в мире на водороде работает несколько сот автомобилей. Проблемы водородной энергетики связаны с хранением и транспортировкой водорода. Водород храня в подземных танкерах в жидком состоянии под давлением 100 атм. Перевозка больших количеств жидкого водорода представляет серьезную опасность.

3. Гидриды. Пероксид водорода

Гидриды - это соединения элементов с водородом. В соответствии с характером связи различают ионные, ковалентные и металлические гидриды.

Ионные (или солеобразные) гидриды образованы щелочными или щелочноземельными металлами, их получает нагреванием металла в атмосфере водорода.

Это белые кристаллические вещества, структура которых построена из ионов Н? и катионов металла.

Ионные гидриды - сильные восстановители. При растворении на воздухе воспламеняются:

СаН 2 + О 2 = СаО + Н 2 О.

Они легко разлагаются водой и могут быть использованы для получения небольших количеств водорода:

СаН 2 + 2Н 2 О = Са (ОН) 2 + Н 2 ^.

Ковалентные гидриды состоят из молеул. Молярное строение имеют гидриды неметаллов (HCk, H 2 S, NH 3 , CH 4 , H 2 Se).

Полимерное строение имеют гидриды бериллия, магния, алюминия. Здесь атомы мекталла объеденены в цепочки и слоилистиковыми гидрид-ионами, образующими с атомами металла трехцентровые двухэлектронные связи, например, АlHAl.

Переходные d - и f-элемен6ты образуют металлические гидриды.

При переходе в периоде слева направо свойства гидридов изменяются от нейтральных (SiH 4) к основным (РН 3) и к кислотным (НCl).

В комплексных гидридах ионы Н? играют роль лигандов. В качестве примера можно привести алюмогидриды ? и борогидриды [ВH 4 ] ? .

Борогидриды - достаточно устойчивые соединения в то время как алюмогидриды легко разлагаются водой с выделением водорода:

4Н 2 О = Al (ОН) 3) + ОН? + 4Н 2 .

Эту реакцию используют для получения водорода. Алюмогидриды также применяют для получения гидридов других элементов:

GeCl 4 + Li > GeH4 + LiCl + AlCl.

Наибольшее практическое значение имеет пероксид (перекись) водорода Н 2 О 2 . Энергия связи О-О (210 кДж/моль) значительно ниже энергии связи О-Н (468 кДж/моль). Вследствие несимметричного распределения связей Н-О молекула Н 2 О 2 сильно полярна (м=0,7·10 -29 Кл·м). Между молекулами пероксида водорода возникает прочная водородная связь, приводящая к их ассоциации. Поэтому в обычных условиях пероксид водорода - бесцветная, вязкая, прозрачная жидкость с высокой температурой кипения (150,2 о С) С водой пероксид водорода смешивается в любых отношениях, благодаря возникновению новых водородных связей. В лаборатории обычно используют 3% и 30% растворы Н 2 О 2 (последний называется пергидролем).

В водных растворах - пероксид водорода - слабая кислота:

гидропероксид-ион

В химических реакциях пероксид-радикал может не изменяясь переходить в другие соединения:

Н 2 О 2 + 2NaOH = Na 2 O 2 + 2H 2 O

BaO 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 + H 2 O 2

Чаще протекают реакции, сопровождающиеся разрушением связи О-О или изменением заряда иона О 2 2 - . Степень окисления кислорода в Н 2 О 2 равна - 1, поэтому пероксид водорода может проявлять как свойства восстановителя, так и свойства окислителя.

Примером реакции, в которой пероксид водорода выступает в роли окислителя является:

При взаимодействии с очень сильным окислителем, например с PbO 2 , пероксид выступает в роли восстановителя:

восстановитель

Окислительные свойства пероксида наиболее ярко выражены в кислой и нейтральной средах. А восстановительные - в щелочной:

Cl 2 + H 2 O 2 + 2naCl = 2NaCl + 2H 2 O + O 2 ^.

Для пероксида водорода характерен распад по типу диспропорционирования:

Этот распад ускоряется в присуствии примесей, при освещении, нагревании. Устойчивы 30-60% растворы. Пероксид водорода хранят в темной посуде и на холоде.

Процесс разложения пероксида водорода ускоряется в присутствии солей тяжелых металлов. Катализируемое ионом металла разложение Н 2 О 2 может приводить к образованию радикалов, наиболее важным из которых является гидроксидный НОи гидропероксидный НО 2 . Например, под действием Fe 2+ происходит разрыв связей - О-О-:

Fe 2+ + H 2 O 2 > Fe 3+ + OH - + HO

Образующиеся радикалы очень токсичны для клетки. Пероксид водорода применяется в медицинской практике как наружное бактерицидное средство, а растворы Н 2 О 2 применяются в качестве дезинфицирующего средства. Пероксид водорода используют для отбеливания бумаги, кожи, текстильных материалов.

4. Химия воды

Вода - главное соединение водорода, обладающее уникальными свойствами и имеющее жизненно важное значение.

Строение воды. Вода относится к числу наиболее распространенных в природе веществ. Общее её количество составляет 1,4·10 18 т, она покрывает примерно четыре пятых площади земной поверхности. Вода входит в состав многих минералов, горных пород и почвы. Она играет исключительно важную роль в природе, в жизнедеятельности растений, животных и человека. На долю воды приходится приблизительно 1/3 массы человеческого тела. Многие пищевые продукты (овощи, фрукты, молоко, яйца, мясо) на 95-65% состоят из воды.

Существует девять установленных изотопов воды, из них Н 16 2 О - составляет 99,73% (моль доли), а Н 18 2 О - 0.2%. Небольшая приходится на тяжелую воду D 2 О. В воде имеется небольшое количество радиоактивного изотопа (Т 2 О).

Трудно переоценить роль воды в технике, сельском хозяйстве, медицине, а также в технологических процессах различных отраслях народного хозяйства. На топливных и атомных электростанциях вода, например, является основным рабочим веществом - теплоносителем, а на гидроэлектростанциях - носителем механической энергии. Исключительная роль воды в природе и технике обусловлена её свойствами. Вода - термодинамически устойчивое соединение. Стандартная энергия Гиббса образования жидкой воды при температуре 298К равна - 237,57 кДж/моль, водяного пара - 228,94 кДж/моль. Соответственно константа диссоциации водяного пара при разложении на водород и кислород очень мала:

Константа диссоциации приближается к единице лишь при температуре выше 4000К.

Физические свойства воды . Температура плавления воды 0 о С, кипения 100 о С. Плотность при 20 о С - 0,998 г/см Свойства воды существенно отличаются от свойств водородных соединений элементов IV группы (H 2 S, H 2 Se, Н 2 Те). Вода при обычных условиях находится в жидком состоянии, в то время как указанные соединения - газы. Температура кристаллизации и испарения воды значительно выше температур кристаллизации и испарения водородных соединений элементов IV группы. Максимальную плотность вода имеет при температуре 4 о С. Что также необычно. В отличие от других соединений плотность воды при кристаллизации не растет, а уменьшается. Вода имеет очень высокую диэлектрическую проницаемость. Так, при 298 К диэлектрическая проницаемость её равна 78,5, в то время как для H 2 S она меньше 10. Вода - хороший растворитель полярных жидкостей и соединений с ионными связями.

Вода образует кристаллогидраты со многими соединениями. Например, CH 4 · nН 2 О, С 2 Н 5 Сl · mH 2 O (клатраты или соединения включения).

Необычные свойства воды обусловлены тремя причинами: полярным характером молекул, наличием неподеленных электронных пар у атомов кислорода и образованием водородных связей. Молекула воды имеет угловую форму с углом НОН 104,5 о, близким к тетраэдрическому, в вершине расположен атом кислорода, соединенный с двумя атомами водорода (протонами) полярной ковалентной связью. Две пары электронов обобществлены между протонами и атомом кислорода, по две пары неподеленных электронов ориентированы а другую сторону кислорода. Молекула воды полярна. Вследствие полярности вода хорошо растворяет полярные жидкости и соединения с ионными связями. Наличие неподеленных пар электронов у кислорода и смещение обобществленных электронных пар от атома водорода к атому кислорода обуславливают образование водородных связей между кислородом и водородом.

Хотя водородные связи слабее ковалентных и ионных, они значительно прочнее вандерваальсовых связей и обуславливают ассоциацию молекул воды в жидком состоянии и некоторые аномальные свойства воды, в частности высокие температуры плавления и парообразования, высокую диэлектрическую проницаемость, максимальную плотность при 4 о С, а также особую структуру льда. В кристаллах льда молекула воды образует четыре водородные связи с соседними молекулами воды (за счет двух неподеленных электронных пар у кислорода и двух протонов), что обуславливает возникновение тетраэдрической кристаллической структуры льда.

В жидкой воде молекулы ассоциированы, т.е. объединены в более крупные частицы. Причем устанавливается равновесие между молекулами воды, связанными в ассоциаты, и свободными молекулами воды. Наличие ассоциатов повышает температуру кристаллизации и испарения воды и диэлектрическую проницаемость. При увеличение температуры растет доля свободных молекул.

При испарении воды ассоциаты разрушаются, и водяной пар при невысоких давлениях состоит из свободных молекул Н 2 О. Однако при повышении давления молекулы воды сближаются и образуют водородные связи. Происходит ассоциация молекул. По мере повышения давления пар приближается по своему строению к жидкому состоянию. Это вызывает увеличение растворимости в паре соединений с ионными связями.

Химические свойства воды. Вода частично диссоциирует на ионы водорода и гидроксида (К д,298 = 2·10 -16).

Протон взаимодействует с Н 2 О, образуя Н 3 О + . Вода - амфотерное соединение, т.е. может быть как кислотой

так и основанием

Вода может быть как окислителем, так и восстановителем. Окислительно-восстановительная двойственность связана с возможностью протекания двух процессов:

(1) окисление водорода Н 2 О + е?ЅН 2 + ОН - , Е 0 (рН = 7) = - 0,410 В

(2) восстановление кислорода О 2 + 4Н + + 4е = 4Н 2 О, Е 0 (рН = 7) = 0,815 В.

Сильные окислители окисляют её с выделением кислорода:

Н 2 О + F 2 = 2HF +ЅO 2

Сильные восстановители восстанавливают её с выделением водорода, например:

2Н 2 О + Са = Са (ОН) 2 +H 2

При повышенной температуре водяной пар взаимодействует с СО (на Fe-катализаторе), метаном (на Na - или Со-катализаторе):

СО + Н 2 О = СО 2 + Н 2

СН 4 + 2Н 2 О = СО 2 + 4Н 2

Вода является лигандом и координируется как катионами [М (Н 2 О) m ] n + , так и анионами [А (Н 2 О) m ] n - .

Вода катализирует протекание многих реакций. Например, щелочные металлы взаимодействуют при комнатной температуре даже в присутствии следов воды. Так как молекулы воды полярны, то они хорошо растворяют многие полярные и диссоциирующие на ионы соединения. В воде хорошо растворимы вещества, образующие с водой водородные связи (SO 2 , NH 3 , C 2 H 5 OH и др.). Растворимость в воде малополярных веществ низка.

4.1 Состав природных вод

Человечество широко использует для своих нужд природную воду. Общие запасы воды на Земле огромны. Однако оновная часть воды приходится на Мировой океан. По материалам ЮНЕСКО (1970) запасы воды распределены следующим образом: океаны - 97,2%, ледники и ледниковые шапки - 2,15%, подземные воды - 0,625%, пресные озера и реки - 9·10 - 3 %, соленые озера и внутренние моря - 8·10 - 3 %, атмосфера - 10 - 3 %, реки - 10 - 4 %, запасы пресной воды, доступной для использования, составляют всего 0,15% объема гидросферы (около 0,2 млн. км 3).

В природе идет непрерывный круговорот воды. Вода, испаряясь, поступает в атмосферу, а затем выпадает в осадки над океаном (65-75%) и сушей (35-25%). Природная вода находится в непрерывном взаимодействии с окружающей средой. Она реагирует с атмосферой, почвой, растительностью, минералами различными породами. При этом вода растворяет органические и неорганические соединения. Состав природных вод определяется характером этого взаимодействия.

Все примеси природных вод можно подразделить на три группы в зависимости от размера частиц: истинно растворенные, коллоидные и взвешенные. Истинно растворенные вещества находятся в виде ионов и молекул и имеют размеры менее 1нм. Коллоидные частицы имеют размеры от 1 до 200 нм. Взвешенные или грубодисперсные частицы имеют размеры свыше 0,1 мкм. По химическому составу примеси подразделяют на органические и неорганические. Первые имеют, как правило, очень сложный состав и находятся в коллоидном или истинно растворенном состоянии. Неорганические примеси находятся в основном в виде ионов: Na + , Ca 2+ , Mg 2+ , K + , Cl - , SO 4 2 - , HCO 3 - . В воде растворены азот, кислород, углекислый и другие газы. Между угольной кислотой и её анионами устанавливается равновесие, называемое углекислотным:

При повышении рН равновесие сдвигается в сторону образования карбонат-ионов, которые доминируют при рН>10. При понижении рН равновесие сдвигается в сторону образования Н 2 СО 3 , которая превалирует при рН<6. Вода, у которой угольная кислота, гидрокарбонат - и карбонат-ионы находятся в равновесии, называется стабильной. При сдвиге равновесия в сторону образования угольной кислоты вода становится агрессивной, при этом повышается её коррозионная активность. При сдвиге равновесия в сторону образования карбонат-ионов из воды выпадает малорастворимый карбонат кальция.

Для получения воды, пригодной для питья, природные воды подвергаю очистке. Основные этапы водоподготовки включают:

1. Отделение крупных механических примесей, путем пропускания через слой речного песка, фильтр, барабанные сетки.

2. Осветление (Обработка воды сульфатом алюминия с целью адсорбции образующимся гидроксидом алюминия минеральных и органических примесей, обуславливающих цветность).

Обеззараживание (хлорирование или озонирование).

4. Умягчение.

Осветление воды позволяет избавится от коллоидных примесей и ионов тяжелых металлов. Попадая в воду сульфат алюминия реагирует с содержащимися в ней гидрокарбонатами:

Al 2 (SO 4) 3 + 3Ca (HCO 3) 2 = 3CaSO 4 v +Al (OH) 3 + 6CO 2

Образуется хлопьевидный аморфный гидроксид Al (OH) 3 с высокоразвитой поверхностью.

Положительно заряженные ионы алюминия нейтрализуют отрицательно заряды коллоидных частиц, они слипаются и обволакиваются хлопьями Al (OH) Гидроксогруппы, находящиеся на поверхности осадка, связывают присутствующие в растворе ионы тяжелых металлов.

Состав природных вод характеризует некоторыми технологическими показателями, в том числе жесткостью, реакцией среды, щелочностью, солесодержанием, окисляемостью. Жёсткость воды отражает содержание в ней ионов кальция и магния. Она выражается в ммоль/л: Ж= ( + ). Различают карбонатную и некарбонатную жесткость. Карбонатной называют жесткость, обусловленную гидрокарбонатами кальция и магния. Некарбонатная жесткость представляет собой разность между общей и карбонатной жесткостью.

Щёлочность воды выражается суммой концентраций ионов гидроксида и анионов слабых кислот HCO - ; СО 3 2- .

Вода характеризуется солесодержанием , которое равно общей концентрации солей. Состав природных вод зависит от их вида и расположения водоёма или источника воды. Воды рек имеют обычно невысокое солесодержание: 0,5-0,6 г/л. Более высоким солесодержанием обладают подземные воды. Содержание солей в водах океанов и открытых морей примерно одинаково и составляет 35 г/л, причём основными ионами являются Na + и Cl - . Солесодержание внутренних морей ниже, чем океанов. Например, солесодержание Каспийского моря 3-23 г/л, а Чёрного моря 17-18г/л.

Окисляемость отражает содержание примесей, способных взаимодействовать с окислителями.

Биохимическая потребность в кислороде (БПК ) определяет расход кислорода на разложение органических веществ путём окисления бактериями. Определяется по изменению концентрации кислорода в воде до и после её выдержки в темноте в течение пяти суток при 20 0 С (БПК 5). По БПК судят о степени загрязнения воды. Вода с БПК до 30 мг/л считается практически чистой, с БПК - 30-80 мг/л - слабозагрязнённой и с БПК>80 - сильно загрязнённой.

Использование воды . Пресные природные воды применяются в сельском хозяйстве (около 82%), в основном для ирригации, в быту (около 10%), в промышленности (около 8%) для охлаждения, а также как энергоноситель, транспортное средство, растворитель.

Таблица 4

Максимально допустимая концентрация ионов в питьевой воде (с max , мг/л)

Соли жесткости и другие малорастворимые примеси технических вод осаждаются на стенках котлов и других аппаратов, снижая эффективность этих устройств. Хлориды натрия и некоторые другие примеси в котлах переходят в пар и затем, осаждаясь на лопатках турбин, изменяют их профиль и соответственно снижают КПД электростанций. Растворенные в воде кислород, диоксид углерода, ионы железа и нитрит-ионы вызывают коррозию металлов.

Поэтому природные воды перед использованием очищаются от значительной части примесей.

4.2 Основные химические и физико-химические способы водоподготовки

Выбор метода удаления примесей из воды определяется характером и свойствами примесей. Так, взвешенные примеси проще всего вывести из воды фильтрованием, коллоидные примеси - коагуляцией. Если ионные примеси могут образовывать малорастворимое соединение, то их можно перевести в это соединение, примеси-окислители можно устранить восстановлением, а примеси-восстановители - окислением. Для удаления примесей широко используется адсорбция, причем незаряженные примеси адсорбируются на активированном угле или других адсорбентах, а ионы на ионообменных веществах. Заряженные примеси можно также удалить электрохимическими методами. Таким образом, знание состава и свойств примесей позволяет выбрать способ очистки воды.

Для малорастворимых солей при постоянной температуре соблюдается постоянство произведений активностей ионов (ПР).

Концентрацию иона, входящего в малорастворимое соединение, можно уменьшить увеличением концентрации иона противоположного знака, входящего в то же соединение. Например, концентрацию ионов Са 2+ и Mg 2+ можно понизить увеличением концентрации ионов СО 3 2 - и ОН - соответственно.

Метод осаждения малорастворимых соединений используется для очистки воды, например, для её умягчения (снижения жесткости). Для уменьшения карбонатной жесткости применяется метод известкования, при котором в обрабатываемую воду вводят известь Са (ОН) 2 . В результате электролитической диссоциации извести:

Са (ОН) 2 >Са 2+ + 2ОН -

возрастает рН воды, что приводит к смещению углекислотного равновесия в сторону образования карбонат-ионов:

В результате этого достигается произведение растворимости карбоната кальция с последующим выпадением в осадок:

Са 2+ + СО 3 2 - > СаСО 3 v

Кроме того, при увеличении концентрации гидроксид-ионов достигается произведение растворимости гидроксида магния, с последующим выпадением в осадок:

Mg 2+ + 2ОH - > Mg (ОH) 2 v

Реакции, протекающие при введении извести, можно записать в молекулярной форме уравнениями:

Са (НСО 3) 2 + Са (ОН) 2 = 2СаСО 3 + 2Н 2 О

Mg (НСО 3) 2 + 2Са (ОН) 2 =Mg (OH) 2 + 2СаСО 3 + 2Н 2 О

Н 2 СО 3 + Са (ОН) 2 = СаСО 3 + 2Н 2 О

Как видно, при введении извести снижается концентрация ионов Са 2+ и Mg 2+ (умягчение), НСО 3 - (снижение щелочности) и Н 2 СО

Метод известкования непригоден для снижения некарбонатной жесткости. Для этих целей необходимо вводить хорошо растворимую соль, содержащую карбнат-ионы. Обычно для этого используют соду Na 2 CO 3 , которая, диссоциируя, дает ионы СО 3 2 - :

Na 2 CO 3 > 2Na + + CO 3 2 - ; CO 3 2 - +Са 2+ >СаСО 3 v

Углекислотное уравнение может быть смещено вправо и при нагревании:

В результате этого увеличивается концентрация карбонат-ионов и достигается произведение растворимости карбоната кальция, который выпадает в осадок.

Для очистки природных вод от примесей широко применяются методы катионирования, анионирования, химического обессоливания.

Удаление катионов (Mg 2+ , Ca 2+ , Na + и др.) проводится на катионитах, анионов (Cl -, SO 4 2 , HCO 3 - и др.) - на анионитах.

Например, ионы жесткости удаляются способом Na-катионирования.

Анионы можно удалить методом ОН-анионирования.

где индекс (и) указывает на ионит.

Если провести ОН-анионирование и удалить анионы из раствора и Н-катионирование для удаления катионов из раствора

то в раствор перейдут ионы Н + и ОН - , которые нейтрализуются, образуя воду:

Таким образом, в результате ионообменных реакций удаляются катионы и анионы из раствора, т.е. соли, или другими словами происходит химическое обессоливание. Для удаления солей из морской воды также применяется метод электролиза, который производится в многокамерном электролизере. Каждая камера имеет на одной стороне мембрану, проницаемую только для анионов. В результате электролиза морская вода в одних камерах обогащается солями (получается рассол), в других камерах обедняется солями (происходит очистка воды).

Обеззараживание. Для уничтожения болезнетворных бактерий, вирусов микроорганизмов. Вызывающих биологическое обрастание трубопроводов и оборудования, воду подвергают обработке окислителями. Наиболее распространено хлорирование воды жидким или газообразным хлором, гипохлоритами NaClO или Са (ClO) 2 . Бактерицидное действие хлора в основном вызвано хлорноватистой кислотой, образующейся при взаимодействии хлора с водой:

При взаимодействии хлора с органическими веществами возможно появление небольшого количества токсичных веществ, например CHCl 3 , поэтому все больший интерес вызывает обработка воды озоном О 3 (озонирование.)

5. Элементы IА группы

S - элементы первой группы (литий, натрий, калий, рубидий, цезий, франций) - щелочные металлы. Некоторые сведения об этих элементах приведены в табл.

Атомы рассматриваемых элементов имеют единственный валентный электрон. По сравнению с элементами других подгрупп у них наиболее низкие значения энергии ионизации, размеры атомов и ионов наибольшие, у них сильно выражены металлические признаки. В атомарном и конденсированном состоянии это безусловные восстановители. Стандартные электродные потенциалы этих металлов очень низкие, что говорит об их высокой восстановительной активности.

Природные ресурсы . Соединения натрия и калия очень распространены, a Li, Rb и Сs - редкие элементы. Rb и Cs - относят к рассеянным элементам, их соединения - спутники калиевых минералов. Франция в природе ничтожно мало (один из изотопов Fr - продукт - распада актиния).

В свободном состоянии щелочные металлы не встречаются, а встречаются в виде соединений: Na 2 OAi 2 O 3 6SiO 2 - натриевый полевой шпат, K 2 OAi 2 O 3 6SiO 2 -калиевый полевой шпат, NaCI - галит или каменная соль, КС1-сильвин, КС1MgCl 2 6H 2 O - карналлит. Толщина пластов каменной соли бывает более километра. В золе наземных растений содержится K 2 CO 3, в золе водорослей Na 2 СО Литий находится в виде алюмосиликатов и алюмофосфатов, из которых получают другие его соединения.

Таблица 5

Свойства элементов IА группы

Свойства
Атомная масса
Валентные электроны
Радиус атома, нм
Радиус иона, нм
Энергия ионизации, эВ
в земной коре, %
Стандартный электродный потенциал, В

Получение . Металлический литий получают электролизом расплавов LiCI и КС1.

Литий также получают восстановлением его оксидов:

Si + 2Li 2 O 4Li + SiO 2 .

Натрий получают электролизом расплавов, содержащих хлорид натрия, а также электролизом расплава NаОН:

Анод: Катод:

4OH - 4eO 2 +2H 2 O Na + +leNa

Из-за высокой реакционной способности калия разработано несколько методов его получения:

1) восстановление калия из расплавленного КОН или КС1 натрием;

2) электролиз расплава смеси КС1 и К 2 СО 3 (катод - жидкий свинец) с последующей отгонкой из сплава со свинцом. Удобным методом получения рубидия и цезия является термическое восстановление из хлоридов с помощью кальция в вакууме:

2CsC?+ Ca CaC? 2 + 2Cs,

2RbC? + Ca CaC? 2 + 2Rb.

Легколетучие рубидий и цезий при этом отгоняются. Очищают Na, К, Rb, Cs вакуумной перегонкой.

Металлические Li, Na, К хранят в герметичной железной таре, Rb и Cs в запаянных стеклянных ампулах. Небольшие количества Li, Na, К в лабораториях хранят в керосине, из-за их высокой химической активности.

Свойства . В твердом состоянии в отсутствии влаги и воздухаLi, Na, К, Rb - имеют металлический блеск и серебристо - белую окраску, а Сs-золотисто - желтую. На воздухе металлический блеск быстро исчезает, поверхность металла покрывается оксидной пленкой. Щелочные металлы обладают высокой сжимаемостью, высокой электро - и тепло - проводимостью. Это легкие металлы, литий самый легкий из твердых веществ. Работа со щелочными металлами требует большой осторожности, т.к. они легко загораются, бурно реагируют с водой и другими веществами. После работы остатки щелочных металлов уничтожают, бросая их маленькими порциями в этанол, при этом образуется алкоголят натрия

2Na + 2C 2 H 5 OН2C 2 H 5 ONa + H 2 .

Соединения . Щелочные металлы реагируют с сухим водородом, образуя гидриды ЭН:

2Na + H 2 = 2NaH,

2К + Н 2 = 2КН.

Гидриды щелочных металлов - твердые кристаллические вещества, имеющие ионную решетку. Термическая стойкость гидридов уменьшается в ряду от LiH к CsH. Гидриды щелочных металлов являются сильными восстановителями. С водой они энергично взаимодействуют с выделением водорода:

ЭН + H 2 OЭОН + Н 2 ,

NaH + H 2 ONaOH + H 2 .

Взаимодействуют с углекислым газом:

NaH + CO 2 NaCOOH.

формиат натрия

Реакционная способность гидридов увеличивается при переходе от LiH к CsH.

Все щелочные металлы энергично реагируют с кислородом, образуя оксиды, пероксиды, надпероксиды:

4Li + O 2 2Li 2 O (оксид лития),

2Na + O 2 Na 2 O 2 (пероксид натрия).

Калий, рубидий, цезий с кислородом образуют надпероксиды:

Rb + O 2 = RbO 2 (надпероксид рубидия),

Cs + O 2 = CsO 2 (надпероксид цезия).

Оксиды щелочных металлов Э 2 O могут быть получены при недостатке кислорода. Оксиды Li 2 O, Na 2 О - бесцветные; К 2 О, Rb 2 O - желтые; Cs 2 O - оранжевый (при увеличении размера иона, а следовательно, его поляризуемости, соединения становятся окрашенными). Надпероксид КО 2 имеет кристаллическую решетку типа КС?, в которой в положении ионов хлора находится надпероксид-ион O 2 - . Пероксиды являются солями пероксида водорода H 2 O 2 . Кислотные свойства Н 2 О 2 выражены слабо и пероксиды при растворении в воде подвергаются почти полному гидролизу:

Na 2 O 2 + 2HOpNaOH + Н 2 O 2 .

При гидролизе надпероксидов получается Н 2 О 2 и О 2, 2KO 2 + 2HOpKOH + 2H 2 O 2 + O 2 .

Пероксиды и надпероксиды щелочных металлов - сильные окислители.

Оксиды щелочных металлов энергично взаимодействуют с водой, образуя гидроксиды:

Э 2 O + Н 2 O 2ЭОН,

Na 2 O + H 2 O2NaOH.

Еще более активно реагируют с водой щелочные металлы:

2Cs + 2H 2 O2CsOH + H 2 (реакция протекает со взрывом).

Химические свойства . Гидроксиды щелочных металлов - бесцветные кристаллические вещества. Они легкоплавки и очень хорошо растворяются в воде (за исключением NaОН). Это щелочи (щелочью называются хорошо растворимые в воде основания). На практике применяют NaOH и КОН (едкий натр и едкое кали - технические названия). Щелочи жадно поглощают из воздуха влагу и CO 2:

NaOH + CO 2 = NaНСО 3

NaOH + H 2 O = NaOH ? Н 2 О (кристаллогидрат NaOH)

Щелочи при плавлении разрушают стекло и фарфор:

2NaOH (к) + SiO 2 (к) = Na 2 SiO 3 (к) + H 2 O (г).

При доступе кислорода щелочи разрушают платину, их плавят в сосудах из серебра, никеля или железа, хранят в полиэтиленовых сосудах. Твердые щелочи и их концентрированные растворы разрушают живые ткани, поэтому работа с ними требует мер предосторожности (резиновые перчатки, защитные очки). Из щелочей наибольшее практическое значение имеет NaОН, его получают:

1) электролизом водного раствора NaCI:

2NaCl + 2H 2 OCl 2 + H 2 + 2NaOH

2) нагреванием раствора соды с известковым молоком:

Na 2 CO 3 + Ca (ОН) 2 СаСO 3 +2NaOH.

Все щелочные металлы реагируют с кислотами, образуя соли:

2Э + 2НС1Н 2 + 2ЭС1.

Взаимодействуют с галогенами:

2Na + Cl 2 2NaCl,

а также с халькогенами:

2NaOH + H 2 SNa 2 S + 2H 2 O (реакция нейтрализации),

NaOH + H 2 S NaHS + H 2 O.

Щелочные металлы с многоосновными кислотами образуют средние соли (Na 2 CO 3, КNO 3 , K 2 SO 4 , K 3 PO 4 и т.д.) и кислые соли (NaHCO 3, KHSO 3, K 2 HPO 4 , NaH 2 PO 4 , NaHSO 4 и т.д.). Соли щелочных металлов и слабых кислот (СН 3 СООН, HCN, H 2 CO 3 и т.д.) гидролизируются, их водные растворы имеют щелочную реакцию:

Соли щелочных металлов (за исключением солей Li) хорошо растворимы в воде. Из солей щелочных металлов практическое значение имеет карбонат натрия Na 2 СО 3 (кальцинированная сода). Ее получают аммиачным способом:

NН 3 + Н 2 О + СО 2 NH 4 НСО 3, гидрокарбонат аммония

NH 4 HCO 3 + NaC?NaHCO 3 + NH 4 C?,

2NaHCO 3 Na 2 CO 3 + CO 2 + H 2 O.

Выделяющийся СО 2 возвращают в процесс. При нагревании нитраты щелочных металлов разлагаются:

4LiNO 3 2Li 2 O + 4NO 2 + O 2, 2KNO 3 2KNO 2 + O 2 .

Применение . Из щелочных металлов наибольшее применение находит натрий, его используют для получения пероксида натрия, в органических синтезах, в металлотермии, как теплоноситель в ядерных реакторах, для осушки органических растворителей. Калий применяют в металлотермии, из калия получают надпероксид КО 2 , используемый в подводных лодках и космических кораблях для поглощения СО 2 и регенерации кислорода:

4КО 2 + 2CO 2 2К 2 СО 3 + 3O 2 .

Для этой же цели используют пероксид натрия:

2Na 2 O 2 + 2CO 2 2Na 2 CO 3 + O 2 .

Литий служит добавкой к некоторым сплавам, его применяют в химических источниках тока для получения алюмогидрида лития. В авиации используют конструкционный материал А1-Li. Цезий применяют в фотоэлементах. Широкое применение находят соли щелочных металлов. NaCl - приправа к пище и консервирующее средство в пищевой промышленности, а также используется в производстве мыла, органических красителей. КС1 используют как удобрение. NaОН используют для производства искусственного волокна, очистки нефтепродуктов. Пероксид натрия - для отбелки, дезинфекции. Соли Na 2 SO 4 , К 2 СО 3 используются для производства стекла, КNО 3 - для производства удобрения, Nа 2 СО 3 применяют для производства алюминия, стекла, в мыловарении; NaHCO 3 используется в пищевой промышленности. Li 2 О - входит в состав специальных сортов стекла, обладающих низкой температурой плавления.

6. Биологическая роль элементов IА-группы

Биологическая роль лития как микроэлемента пока до конца не выяснена. Доказано, что на уровне клеточных мембран ионы лития (при достаточной концентрации) конкурируют с ионами натрия при проникновении в клетки. Замещение ионов натрия ионами лития в клетках связано с большей ковалентностью соединений лития, вследствие чего они лучше растворяются в фосфолипидах.

Натрий является основным внеклеточным ионом. В организме человека находится натрий в виде в виде его растворимых солей - хлоридов, фосфатов, гидрокарбонатов. В организм человека натрийпоступает в виде поваренной соли. Ежедневная потребность в натрии составляет 1 г. Хотя среднее потребление этого элемента 4-7 г. Избыточное потребление натрия способствует развитию гипертонии. Хлорид натрия используется для приготовления гипертонических растворов. При отравлении нитратом серебра желудок промывают 2-5% раствором NaCl.

Гидрокарбонат натрия NaHCO 3 (сода) используют при заболеваниях, связанных с повышенной кислотностью. Сульфат натрия (глауберова соль) NaSO 4 ·10Н 2 О применяется как слабительное средство.

Калий является основным внутриклеточным анионом, составляя 2/3 от общего количества активных клеточных анионов.

Ионы калия играют важную роль в физиологических процессах - нормальном функционировании сердца, сокращении мышц, поведении нервных импульсов. Калий является антагонистом натрия. Ионы калия и натрия принимают участие в биокатализе. При калиевом истощении принимают хлорид калия КСl 4-5 раз в день по 1 г.

Рубидий и цезий относятся к микроэлементам. Синергист калия - рубидий активирует многие те же самые ферменты, что и калий.

Радиоактивные изотопы 127 Cs и 87 Rb используют в радиотерапии злокачественных опухолей.

Франций - это радиоактивный химический элемент, полученный искусственным путем. Франций способен избирательно накапливаться в опухолях на ранних стадиях их развития, что оказывается полезным при диагностике онкологических заболеваний.

7. Элементы IIA группы

В главную подгруппу II группы входят элементы: бериллий, магний, кальций. стронций, барий и радий. Все эти элементы, кроме бериллия, обладают ярко выраженными металлическими свойствами. в свободном состоянии они представляют собой серебристо-белые вещества. Более твердые. Чем щелочные металлы, с довольно высокой температурой плавления. По плотности все они, кроме радия, относятся к легким металлам. Их важнейшие свойства приведены в табл.6. Элемент второго периода бериллий бериллийотличается по своим свойствам от других элементов этой подгруппы. Так ион Ве 2+ благодаря очень малому ионному радиусу (0,027 нм), высокой плотности заряда, большим значениям энергии ионизации оказывается устойчивым лишь в газовой фазе при высоких температурах. Поэтому химическая связь в бинарных соединениях бериллия даже с наиболее электроотрицательными элементами (ВеО, ВеF 2) обладает высокой долей ковалентности.

Для щелочноземельных металлов (Са, Sr, Ba, Ra) характерно образование ионных связей и высокие координационные числа. Магний занимает промежуточное, так как с одной стороны он похож на щелочноземельные, приемущественно ионные соединения, образование иона 2+ , а по ряду свойств (растворение с олей, основности гидроксида) - на бериллий. Степень ионности связи в солях и гидроксидах меньше, чем в соединениях щелочных металлов. Во многих случаях связи в кристаллической структуре настолько точны, что соли щелочнокмельных (сульфаты, карбонаты, ортофосфаты) оказываются малорастворимыми.

Мg и Са широко распространены в природе, Sr и Ba мало распространены, Be - редкий элемент, Ra в ничтожных количествах сопутствует урану, при распаде которого он образуется.

В свободном состоянии элементы подгруппы II A не встречаются (в очень небольших количествах найден самородный магний). Мg и Са входят в состав природных силикатов, алюмосиликатов и карбонатов:

2МgОSiО 2 (оливин); МgОAI 2 О 3 (шпинель); МgС1 2 6Н 2 O (бишофит); MgCO 3 (магнезит); СаСОз (известняк, мрамор, мел). СаСО 3 МgСОз (доломит), CaF 2 (флюорит).

Подобные документы

Положение водорода в периодической системе химических элементов и особенности строения его атома. Свойства газа, распространенность и нахождение в природе. Химические реакции получения водорода в промышленности и лабораторным путем и способы применения.

презентация , добавлен 13.02.2011


Общая характеристика элементов І группы, их химические и физические свойства, история открытия и особенности способов получения. Литий и его соединения. Закономерности в строении атомов щелочных металлов. Правила хранения некоторых элементов этой группы.

презентация , добавлен 30.11.2012


Металлоорганические соединения. Щелочные металлы первой подгруппы. Органические соединения лития, способы получения, химические свойства. Взаимодействие алкиллития с карбонильными соединениями. Элементы второй группы. Магнийорганические соединения.

реферат , добавлен 03.12.2008


Переходные металлы - элементы побочных подгрупп периодической системы химических элементов. Элементы VIIB и VIIIB группы: химические и физические свойства. Соединения марганца. Применение перманганата калия. Соединения кобальта и никеля и их свойства.

презентация , добавлен 02.05.2013


Общая характеристика химических элементов IV группы таблицы Менделеева, их нахождение в природе и соединения с другими неметаллами. Получение германия, олова и свинца. Физико-химические свойства металлов подгруппы титана. Сферы применения циркония.

презентация , добавлен 23.04.2014


Английский естествоиспытатель, физик и химик Генри Кавендиш - первооткрыватель водорода. Физические и химические свойства элемента, его содержание в природе. Основные методы получения и области применения водорода. Механизм действия водородной бомбы.

презентация , добавлен 17.09.2012


Изотопы водорода как разновидности атомов химического элемента водорода, имеющие разное содержание нейтронов в ядре, общая характеристика. Сущность понятия "легкая вода". Знакомство с основными достоинствами протиевой воды, анализ способов получения.

курсовая работа , добавлен 31.05.2013


Периодическая система химических элементов. Строение атомов и молекул. Основные положения координационной теории. Физические и химические свойства галогенов. Сравнение свойств водородных соединений. Обзор свойств соединений p-, s- и d-элементов.

лекция , добавлен 06.06.2014


Общая характеристика р-элементов III группы, их основные физические и химические свойства. Описание самых распространенных элементов: бора, алюминия, подгруппы галлия. Их биологическая роль, применение и распространенность. Причины парникового эффекта.

дипломная работа , добавлен 08.08.2015


Физические свойства элементов главной подгруппы III группы. Общая характеристика алюминия, бора. Природные неорганические соединения углерода. Химические свойства кремния. Взаимодействие углерода с металлами, неметаллами и водой. Свойства оксидов.