Ответы на вопросы по химии. Д. И. Менделеева. Структура периодической системы

• Название: Д. И. Менделеева. Структура периодической системы
• Дата: 06.01.2019
• Размер: 0.81 Mb.
• Имя файла: Ответы на вопросы по химии.docx
• Тип: Документы; #62656
• страница: 11 из 16

Характеристика элемента. Кислород — элемент VI группы периодической системы. Природные стабильные изотопы ¹⁶О (99,759 %), ¹⁷О (0,037 %), ¹⁸О (0,204 %). В обычном состоянии кислород существует в виде двухатомной молекулы О₂. При высоких давлениях он образует в небольших количествах молекулы О₄, в тихом электрическом разряде — молекулы озона О₃.

Физико-химические свойства. В обычных условиях кислород и озон — газы. Озон обладает резким запахом, молекулы О₃ неустойчивы и при больших концентрациях озон может разлагаться со взрывом. Оба газа являются сильными окислителями. Непосредственно они не взаимодействуют только с золотом и металлами платиновой группы. Кислород образует оксиды или пероксиды со всеми элементами, кроме легких благородных газов. С водородом кислород при обычных температурах реагирует крайне медленно, при 550 ˚С и выше — со взрывом с образованием воды. Многие реакции кислорода, протекающие в форме горения или взрыва, сопровождаются большим выделением тепла, что широко используется в практических целях.

Название	Формула	Цвет, сингония кристалла (модификация)
Кислород	О2	бц. газ; гол. жидк.; син. ромб. (α), hex (β), кб. (γ)
Озон	О3	(γ) бц. газ; т.-син. жидк.; ф.-ч. крист.

 

Содержание в природе. Кислород в связанном виде составляет 85,8 % массы гидросферы, около 47 % массы литосферы и в свободном и связанном состоянии — 23,15 % массы атмосферы. Кислород входит в состав 1364 минералов. Среди природных соединений кислорода преобладают силикаты, карбонаты, сульфаты, оксиды железа. В осадочных породах содержание О₂ наиболее высокое. Продукция кислорода в воде осуществляется благодаря протекающим в ней биологическим процессам. Основные факторы, обусловливающие снижение уровня О₂ в воде, — экзогеннные загрязнения, нарушающие биологическую продукцию О₂ и увеличивающие его поглощение из воды, и донные отложения.

Свободный кислород атмосферы возник, и уровень его поддерживается, благодаря фотосинтезу, осуществляемому зелеными растениями суши и Мирового океана. Часть О₂ поступает из гидросферы; интенсивность этого процесса определяется состоянием водной поверхности, скоростью ветра, сезонными особенностями.

В живых организмах в составе белков, жиров, углеводов и неорганических соединений содержится кислород. Вся жизнедеятельность животных и растительных организмов, а также микроорганизмов-аэробов осуществляется за счет энергии, получаемой в результате биологического окисления.

Кислород участвует как в процессах быстрого окисления (горение), так и медленного окисления, которое обусловливает коррозию металлов, окисление минералов при выветривании горных пород, окисление масел, гниение и тление остатков растений и животных, дыхание животных и растений, конечным продуктом которого является СО₂ и Н₂О.

Озон составляет 0,000001 % объема воздуха; 90 % его сосредоточено на высоте 10–50 км. Общее содержание О₃ в атмосфере составляет 3–4 млрд. т., толщина слоя в среднем 2–3 мм (у экватора около 2, у полюсов около 3 мм).

Образование О₃ происходит в результате фотохимических реакций. На высоте более 80 км кислород почти полностью существует в атомарном виде. На меньших высотах он участвует в реакции рекомбинации с образованием молекул О₂ и в реакции присоединения к О₂ с образованием О₃. Озоносфера поглощает значительную часть солнечной инфракрасной и особенно ультрафиолетовой. 

Получение. Кислород получают ректификацией жидкого воздуха; электролизом водного раствора гидроксида натрия или калия; термическим разложением перманганата, хлората или хромата калия, пероксида бария и др., а озон — при электрическом разряде в озонаторах; он также образуется в процессах, сопровождающихся выделением атомарного кислорода, при действии на кислород коротковолновых излучений или потоков быстрых частиц (электронов, протонов и др.)

Применение. Кислород применяют в процессах газоплазменной обработки металлов, сварки, кислородной резки, поверхностной закалки металлов; в металлургической промышленности — кислородное дутье; в химической промышленности — при получении искусственного жидкого топлива, смазочных масел, азотной и серной кислот, метанола, аммиака, аммиачных удобрений, перекисей металлов; для очистки промышленных и бытовых сточных вод; в двигателях космических ракет; в медицине.

Озон используют для обеззараживания питьевой воды, очистки сточных вод коксохимических и металлургических заводов, дезодорации газообразных выбросов промышленных предприятий, установок биологической очистки стоков и газообразных выбросов в животноводстве, как дезодорант в холодильных установках, для отбеливания тканей и бумаги, в виноделии — для ускорения старения алкогольных напитков, в медицине — для стерилизации инструментов и белья и в очень небольших концентрациях — для дезодорации и дезинфекции воздуха; в производстве некоторых органических продуктов — как инициатор процессов цепного окисления. Озон также является компонентом реактивных топлив.
Вопрос №29

Кислородные соединения серы
Оксид серы (IV)

Сернистый газ SO₂– бесцветный газ с удушливым резким запахом. При растворении его в воде (при 0⁰С 1 объем воды растворяет более 70 объемовSO₂) образуется сернистая кислотаH₂SO₃, которая известна только в растворах.

В лабораторных условиях для получения SO₂ действуют на твердый сульфит натрия концентрированной серной кислотой: Na₂SO₃+ 2H₂SO₄ = 2NaHSO₄ + SO₂+ H₂O

В промышленности SO₂ получают при обжиге сульфидных руд, например пирита: 4FeS₂ + 11O₂ = 2Fe₂O₃ + 8SO₂, или при сжигании серы. Сернистый газ является полупродуктом в производстве серной кислоты. Его используют также (вместе с гидросульфитами натрия NaHSO₃ и кальция Ca(HSO₃)₂) для выделения целлюлозы из древесины. Этим газом окуривают деревья и кустарники, чтобы уничтожать вредителей сельского хозяйства.

SO₂ может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства.

Оксид серы (VI)

Серный ангидрид SO₃ при комнатной температуре представляет собой бесцветную легко летучую жидкость, которая со временем переходит в асбестовидную модификацию, состоящую из блестящих шелковистых кристаллов. Волокна серного ангидрида устойчивы лишь в запаянном сосуде. Поглощая влагу воздуха, они превращаются в густую бесцветную жидкость – олеум (от лат.oleum– «масло»). Хотя формально олеум можно рассматривать как растворSO₃ в H₂SO₄, на самом деле он представляет собой смесь различных пиросерных кислот: H₂S₂O₇, H₂S₃O₁₀ и т.д. С водой SO₃ взаимодействует очень энергично: при этом выделяется так много теплоты, что образующиеся мельчайшие капельки серной кислоты создают туман. Работать с этим веществом нужно крайне осторожно. Оксид серы (VI) получают окислением SO₂ кислородом только в присутствии катализатора: 2SO₂+ O₂2SO₃+ Q.

Необходимость использования катализатора в этой обратимой реакции обусловлена тем, что хороший выход SO₃(т.е. смещение равновесия вправо) можно получить только при понижении температуры, однако при низких температурах очень сильно падает скорость протекания реакции.

Оксид серы (VI) энергично соединяется с водой, образуя серную кислоту: SO₃+H₂O=H₂SO₄

Свойства кислот и их солей

Сернистая кислота и ее соли

Оксид серы (IV) хорошо растворим в воде. При этом образуется существующая только в водном растворе сернистая кислота: SO₂+ Н₂О = Н₂SO₃. Реакция соединения SO₂ с водой обратимая. В водном растворе оксид серы (IV) и сернистая кислота находятся в химическом равновесии, которое можно смещать. При связывании Н₂SO₃ щелочью (нейтрализация кислоты) реакция протекает в сторону образования сернистой кислоты; при удаленииSO₂(продувание через раствор азотаили нагревание) реакция протекает в сторону исходных веществ. В растворе сернистой кислоты всегда имеется оксид серы (IV), который придает ему резкий запах.

Сернистая кислота обладает всеми свойствами кислот. В растворе Н₂SO₃ диссоциирует ступенчато: Н₂SО₃ H⁺ + HSO₄ ^–; HSO₃ ^-H⁺+ SO₃ ^2-

Как двухосновная кислота она образует два ряда солей - сульфиты и гидросульфиты. Сульфиты образуются при полной нейтрализации кислоты щелочью: Н₂SO₃ + 2NаОН =NаHSО₄+ 2Н₂О

Гидросульфиты получаются при недостатке щелочи (по сравнению с количеством, необходимым для полной нейтрализации кислоты): Н₂SO₃+NаОН = NаНSO₃+ Н₂О

Как и оксид серы (IV), сернистая кислота и ее соли являются сильными восстановителями. При этом степень окисления серы возрастает. Так, Н₂SО₃ легко окисляется в серную кислоту даже кислородом воздуха: 2Н₂SO₃+O₂= 2Н₂SO₄

Поэтому долго хранившиеся растворы сернистой кислоты всегда содержат серную кислоту. Оксид серы (IV) и сернистая кислота обесцвечивают многие красители, образуя сними бесцветные соединения. Последние могут снова разлагаться при нагреванииили на свету, в результате чего окраска восстанавливается. Следовательно, белящее действиеSO₂иН₂SO₄отличается от белящего действия хлора. Обычно оксидом серы (IV) белят шерсть, шелк и солому (хлорной водой эти материалы разрушаются).

Важное применение находит раствор гидросульфита кальция Ca(HSO₃)₂ (сульфитный щелок), которым обрабатывают волокна древесины и бумажную массу.
Вопрос №30

Характеристика элементов II главной подгруппы
Главную подгруппу II группы Периодической системы элементов составляют бериллий Be, магний Mg, кальций Ca, стронций Sr, барий Ba и радий Ra.

Таблица 18 – Характеристика элементов 2Ап/группы

 Название Электронная конфигурация Степень окисления

Бериллий Be [He]2s2 +2

Магний Mg [Ne]3s2 +2

Кальций Ca [Ar]4s2 +2

Стронций Sr [Kr]5s2 +2

Барий Ba [Xe]6s2 +2

Радий Ra [Rn]7s2 +2

Атомы этих элементов имеют на внешнем электронном уровне два s-электрона: ns². В хим. реакциях атомы элементов подгруппы легко отдают оба электрона внешнего энергетического уровня и образуют соединения, в которых степень окисления элемента равна +2.

Все элементы этой подгруппы относятся к металлам. Кальций, стронций, барий и радий называются щелочноземельными металлами.

В свободном состоянии эти металлы в природе не встречаются. К числу наиболее распространенных элементов относятся кальций и магний. Основными кальцийсодержащими минералами являются кальцит CaCO₃ (его разновидности – известняк, мел, мрамор), ангидрит CaSO₄, гипс CaSO₄ ∙ 2H₂O , флюорит CaF₂ и фторапатит Ca₅(PO₄)₃F. Магний входит в состав минералов магнезита MgCO₃, доломита MgCO₃ ∙ CaCo₃, карналлита KCl ∙ MgCl₂ ∙ 6H₂O. Соединения магния в больших количествах содержатся в морской воде.

Свойства. Бериллий, магний, кальций, барий и радий – металлы серебристо-белого цвета. Стронций имеет золотистый цвет. Эти металлы легкие, особенно низкие плотности имеют кальций, магний, бериллий.

Радий является радиоактивным химическим элементом.

Бериллий, магний и особенно щелочноземельные элементы – химически активные металлы. Они являются сильными восстановителями. Из металлов этой подгруппы несколько менее активен бериллий, что обусловлено образованием на поверхности этого металла защитной оксидной пленки.

1. Взаимодействие с простыми веществами. Все легко взаимодействуют с кислородом и серой, образуя оксиды и сульфаты: 2Be + O₂ = 2BeO; Ca + S = CaS

Бериллий и магний реагируют с кислородом и серой при нагревании, остальные металлы – при обычных условиях.

Все металлы этой группы легко реагируют с галогенами: Mg + Cl₂ = MgCl₂

 При нагревании все реагируют с водородом, азотом, углеродом, кремнием и другими неметаллами:

Ca + H₂ = CaH₂ (гидрид кальция)

3Mg + N₂ = Mg₃N₂ (нитрид магния)

Ca + 2C = CaC₂ (карбид кальция)

Карбит кальция – бесцветное кристаллическое вещество. Технический карбит, содержащий различные примеси, может иметь цвет серый, коричневый и даже черный. Карбит кальция разлагается водой с образованием газа ацетилена C₂H₂ – важного продукта хим. промышленности: CaC₂ + 2H₂O = Ca(OH)₂ + C₂H₂

Расплавленные металлы могут соединяться с другими металлами, образуя интерметаллические соединения, например CaSn₃, Ca₂Sn.

2. Взаимодействуют с водой. Бериллий с водой не взаимодействует, т.к. реакции препятствует защитная пленка оксида на поверхности металла. Магний реагирует с водой при нагревании: Mg + 2H₂O = Mg(OH)₂ + H₂

Остальные металлы активно взаимодействуют с водой при обычных условиях: Ca + 2H₂O = Ca(OH)₂ + H₂

3. Взаимодействие с кислотами. Все взаимодействуют с хлороводородной и разбавленной серной кислотами с выделением водорода: Be + 2HCl = BeCl₂ + H₂

Разбавленную азотную кислоту металлы восстанавливают главным образом до аммиака или нитрата аммония:

2Ca + 10HNO₃(разб.) = 4Ca(NO₃)₂ + NH₄NO₃ + 3H₂O

В концентрированных азотной и серной кислотах (без нагревания) бериллий пассивирует, остальные металлы реагируют с этими кислотами.

4. Взаимодействие с щелочами. Бериллий взаимодействует с водными растворами щелочей с образованием комплексной соли и выделением водорода: Be + 2NaOH + 2H₂O = Na₂[Be(OH)₄] + H₂

Магний и щелочноземельные металлы с щелочами не реагируют.

5. Взаимодействие с оксидами и солями металлов. Магний и щелочноземельные металлы могут восстанавливать многие металлы из их оксидов и солей:

TiCl₄ + 2Mg = Ti + 2MgCl₂

V₂O₅ + 5Ca = 2V + 5CaO

Бериллий, магний и щелочноземельные металлы получают электролизом расплавов их хлоридов или термическим восстановлением их соединений: BeF₂ + Mg = Be + MgF₂; MgO + C = Mg + CO; 3CaO + 2Al = 2Ca + Al₂O₃; 3BaO + 2Al = 3Ba + Al₂O₃

Получение:

1) Окисление металлов (кроме Ba, который образует пероксид)

2) Термическое разложение нитратов или карбонатов

CaCO₃ –^t°= CaO + CO₂

2Mg(NO₃)₂ –^t°= 2MgO + 4NO₂ + O₂

Определение жесткости воды имеет большое практическое значение и широко применяется в технике, промышленности и сельском хозяйстве.

Вода приобретает жесткость при взаимодействии с солями кальция и магния, содержащимися в земной коре. Растворение карбонатов кальция и магния происходит при взаимодействии углекислого газа почвы с указанными солями.

СаСО₃ + СО₂ + Н₂О = Са(НСО₃)₂

МgCO₃ + CO₂ + H₂O = Mg(HCO₃)₂

Образовавшиеся бикарбонаты растворяются в грунтовых водах. Гипс СаSO₄ немного растворим в воде.

Различают временную, постоянную и общую жесткость.

Временная, или карбонатная, жесткость обусловлена присутствием в воде растворимых гидрокарбонатов кальция и магния. Эта жесткость легко устраняется при кипячении: 

_t⁰Са(НСО₃)₂ = СаСО₃ + Н₂О + СО<sub>2

t</sub>⁰Mg(HCO₃)₂ = МgCO₃ + CO₂ + H₂O

Постоянная жесткость воды обусловлена присутствием в ней солей кальция и магния, не дающих осадка при кипячении (сульфаты и хлориды).

Снизить жесткость воды можно различными способами:

1) кипячение (только для временной жесткости);

2) химический способ (с использованием Са(ОН)₂, Na₂CO₃, (NaPO₃)₆ или Na₆P₆O_18, Na₃PO₄ и др.)

3) метод ионного обмена с использованием алюмосиликатов:

Na₂H₄Al₂Si₂O₁₀ + Ca(HCO₃)₂ = CaH₄Al₂Si₂O₁₀ + 2NaHCO₃

Na₂H₄Al₂Si₂O₁₀ + CaSO₄ = CaH₄Al₂Si₂O₁₀ + Na₂SO_4щ

и с помощью ионно-обменных смол, представляющих собой высокомолекулярные органические вещества, содержащие кислотные или основные функциональные группы.

Для умягчения воды используют также катиониты. Например, при пропускании жесткой воды через катионит типа RNa протекают следующие процессы ионного обмена:

2RNa + Ca²⁺=R₂Ca + 2Na⁺

2RNa + Mg²⁺=R₂Mg + 2Na⁺

Лучшим способом умягчения воды является ее перегонка.

Жесткость воды определяют с использованием титриметрических методов количественного анализа, являющегося разделом аналитической химии
Вопрос №31 и вопрос №36.

Кислотные соединения галогенов. Водородные соединения галогенов
Галогеноводороды, галогеноводородные кислоты и галогениды. Все галогеноводороды при обычных условиях газообразны. Химическая связь, осуществляемая в их молекулах, — ковалентная полярная, причем полярность связи в ряду НF - НСl - НВr - НI падает. Прочность связи также уменьшается в этом ряду. Вследствие своей полярности, все галогеноводороды, в отличие от галогенов, хорошо растворимы в воде.