• Гідрологія і Гідрометрія
• Господарське право
• Економіка будівництва
• Економіка природокористування
• Економічна теорія
• Земельне право
• Історія України
• Кримінально виконавче право
• Медична радіологія
• Методи аналізу
• Міжнародне приватне право
• Міжнародний маркетинг
• Основи екології
• Предмет Політологія
• Соціальне страхування
• Технічні засоби організації дорожнього руху
• Товарознавство продовольчих товарів

Лекція № 5

Література.

План.

1. Загальна характеристика неметалів.

2. Хімія елементів головної підгрупи 8 групи.

3. Галогени, їх характеристика.

4. Неметали 6 групи, їх характеристика.

5. Неметали 5 групи, їх характеристика.

6. Неметали 4 групи, їх характеристика.

1. Хомченко І.Г., Загальна хімія., К.: Вища школа, 1993. С. 100 — 109.

2. Петров М.М., Михилев Л.А., Кукушкин Ю.Н., Неорганическая химия., — 4-е изд., перераб. - Л.: Химия, 1989 г. с. 265 — 280.

Неметали – хімічні елементи, які у вльному стані можуть приєднувати електрони, виявляючи прицьому окиснювальні властивості. Як правило, це елементи з високими енергіями йонізації і спорідненості з електроном, тобто високою електронегативністю. Саме остання і характеризує хімічну активність неметалів, змініючись у досить широких межах – від 1,9 у Силіцію до 4,0 у Флуору.

У періодичній системі неметалічні властивості елементів підсилюються в межах періоду зліва направо зі збільшенням числа електронів на зовнішньому енергетичному рівні, а в підгрупах – знизу вгору зі зменшенням радіуса атома. Таким чином, неметали розміщені на початку головних підгруп і в кінці періодів. За винятком Гідрогену і Гелію, це р-елементи (інертні гази теж умовно відносять до неметалів).

Головну підгрупу VIII групи періодичної системи елементів становлять гелій Не, неон Nе, аргон Аr, криптон Кr, ксенон Хе і радон Rn. Для цих елементів прийнято групову назву благородні гази. Таку назву елементи дістали внаслідок своєї хімічної інертності, зумовленої будовою електронних оболонок атомів.

Електронна будова. Електронна конфігурація атома гелію 1s². Будова зовнішніх електронних оболонок атомів решти елементів цієї підгрупи подається формулою ns²np⁶. Зовнішні електронні шари атомів благородних газів є завершеними. Двохелектронна конфігурація атома гелію і восьмиелектронні конфігурації атомів інших елементів цієї підгрупи дуже стійкі, тому благородні гази дуже важко вступають у хімічні взаємодії.

Поширення в природі. Всі благородні гази містяться в атмосферному повітрі. Найпоширеніший аргон, його об'ємна частка в атмосфері становить 0,934%.

Вміст гелію на Землі невеликий, однак він дуже поширений у космосі. Радон – радіоактивний елемент. Він міститься у природі в незначних кількостях.

Властивості. Благородні гази існують у вигляді одноатомних простих речовин. За нормальних умов це гази без кольору і запаху. Вони мають низькі температури кипіння та плавління, що підвищуються при переході від гелію до радону. Так, температура кипіння гелію – 268,9°C, неону – 246,0°C, а радону – 61,9°C. Аргон, криптон і ксенон утворюють з водою при низьких температурах гідрати складу Е∙6Н₂О (Е – Ar, Kr, Xe). Такі сполуки називають сполуками вкорінення, або клатратами. Для всіх благородних газів, за винятком гелію, добуто також клатрати з деякими органічними речовинами.

Для криптону відомий фторид KrF₂. Найбільшу кількість хімічних сполук добуто для ксенону: фториди XeF₂, XeF₄, XeF₆, оксиди XeO₃, XeO₄, кислоти H₂XeO₄, H₂XeO₆, деякі солі. Сполуки благородних газів мають сильні окислювальні властивості.

Застосування. Благородні гази широко застосовуються в промисловості. Ними наповнюють електролампи різних типів. Гелій та аргон використовуються для створення інертної атмосфери, наприклад при заварюванні алюмінієвих сплавів.

До головної підгрупи VII групи періодичної системи елементів Д.І. Менделєєва входять фтор Р, хлор СІ, бром Вr, йод І та астат Аt. Загальна назва цієї групи елементів — галогени.

Електронна будова. Атоми галогенів мають на останньому енергетичному рівні сім електронів: ns²np⁵. Розподіл електронів останнього (третього) енергетичного рівня атома хлору за орбіталями такий:

s p d

₁₇Cl 3[↑↓][↑↓][↑↓][↑ ][ ][ ][ ][ ][ ]

У такому електронному стані атом хлору має один неспарений електрон, за рахунок якого може утворювати одну спільну електронну пару (ковалентний зв'язок) з іншими атомом. Якщо атом, сполучений з атомом хлору, має меншу електронегативність, ніж хлор (наприклад, атом Н), то спільна електронна пара зміщується до атома хлору (тобто він приймає додатковий електрон), ступінь окислення хлору при цьому дорівнює — 1. При зміщенні спільної електронної пари від хлору до атома більш електронегативного елемента (наприклад, О) електрон віддаляється від атома хлору, ступінь окислення СІ дорівнює + 1.

В атомі хлору можливі три збуджені стани з такими електронними конфігураціями:

s p d

I 3[↑↓][↑↓][↑ ][↑ ][ ↑][ ][ ][ ][ ]

s p d

II 3[↑↓][↑ ][↑ ][↑ ][ ↑][ ↑][ ][ ][ ]

s p d

III 3[↑ ][↑ ][↑ ][↑ ][ ↑][ ↑][ ↑][ ][ ]

Приклади сполук з різним ступеням і окислення хлору: HCl,HClO,HClO2,HClO3,HClO4.

Збуджені стани можливі й для атомів брому, йоду, астату. Для атома фтору досягнення збудженого стану неможливе: електрони зовнішнього шару атома фтору перебувають на другому енергетичному рівні, на якому немає вільних орбіта лей:

2s 2p

₉F [↑↓][↑↓][↑↓][↑ ]

Поширення у природі. 3 галогенів у земній корі найпоширеніші хлор і фтор. Астат трапляється в дуже незначних кількостях у продуктах розпаду природних радіоактивних речовин.

Найважливішими фторовмісними мінералами є флюорит СаF₂, кріоліт Na₃ [АlF₆] і фторапатит Са₅(РO₄)₃F. Фтор входить до складу кам'яної солі (галіту) NaCl та інших природних сполук. Багато хлору (у вигляді різних хлоридів) міститься у морській воді. Основними природними джерелами брому і йоду є вода в озерах та морях, броміди та йодиди також містяться як домішки у хлоридах. Сполуки йоду виявлено також у бурових водах, що супроводжують нафту.

Властивості. У вільному стані галогени утворюють прості речовини, що складаються з двохатомних молекул: фтор F₂, хлор Сl₂, бром Вr₂, йод І₂. При кімнатних умовах (нормальний тиск і температура — 20°C) фтор — світло-жовтий газ, хлор — жовто-зелений газ, бром — червоно-бура рідина, йод — темно-фіолетова кристалічна речовина. Вони мають різкий запах.

Хлор, бром і йод розчиняються у воді, взаємодіючи з нею. Фтор розкладає воду. Розчин хлору у воді називається хлорною водою, брому — бромною водою, йоду — йодною водою. Бром і йод добре розчиняються в органічних розчинниках — спирті, бензолі тощо.

Галогени — отруйні речовини. Вдихання їхньої пари викликає подразнення органів дихання, а у великих кількостях вони можуть викликати ядуху. Газоподібний фтор і рідкий бром викликають сильні опіки шкіри. При роботі з галогенами слід дотримуватись застережних заходів.

Галогени мають високу хімічну активність, яка послаблюється в ряду F₂ - Сl₂ – Вr₂ – І₂.

Головну підгрупу VІ групи періодичної системи елементів Д. І. Менделєєва становлять кисень О, сірка S, селен Sе, телур Тe і полоній Ро. Загальна назва елементів цієї підгрупи — халькогени.

Електрона будова. В атомах халькогенів на останньому енергетичному рівні перебуває по шість електронів: ns²,np⁴

В атомі кисню електрони на останньому (другому) рівні розподілені так:

s p

₈О 2[↑↓][↑↓][↑ ][↑ ]

За рахунок двох неспарених електронів атом кисню звичайно утворює два ковалентних зв’язки. При цьому він виявляє ступінь окислення – 2, наприклад Н₂О, Al₂O₃, H₂SO₄. У сполуках з найбільш електронегативним елементом – фтором кисню припусують позитивні ступені окислення. Є сполуки із зв'язком кисень – кисень (О-О), наприклад пероксид водню Н₂О₂, пероксид барію ВаО₂. Ступінь окислення кисню у цих сполуках звичайно береться такою, що дорівнює – 1.

Атоми решти халькогенів містять на останньому енергетичному рівні вільні орбіталі. Наприклад, у атомі сірки електрони на останньому енергетичному рівні можуть розподілятися так:

s p d

3 [↑↓][↑↓][↑ ][↑ ][ ][ ][ ][ ][ ] Основний стан атома

s p d

3 [↑↓][↑ ][↑ ][↑ ][↑ ][ ][ ][ ][ ] Збуджений стан атома

s p d

3 [↑ ][↑ ][↑ ][↑ ][↑ ][↑ ][ ][ ][ ] Збуджений стан атома

Атом сірки, що містить 2, 4 чи 6 неспарених електронів, виявляє у сполуках ступені окислення – 2, + 4, + 6.

Головну підгрупу V групи періодичної системи елементів Д.І.Менделєєва склдають азот N, фосфор P, миш'як As, сурма Sb і вісмут Bi.

Електронна будова. Електронна конфігурація останнього енергетичного рівня атомів елементів цієї підгрупи ns²np³, тобто вони мають п’ять валентних електронів і можуть виявляти ступені окислення від – 3 до + 5.

В атомах азоту (електронна формула 1s²2s²2p³) розподіл електронів за орбіталями на останньому енергетичному рівні атома такий:

s p

₇N 2[↑↓][↑ ][↑ ][↑ ]

Завдяки наявності трьох неспарених електронів атом азоту може утворювати три ковалентних зв’язки. Крім того, атом азоту може утворювати ще один ковалентний зв’язок, за рахунок донорно-акцепторної взаємодії. Ця взаємодія зумовлена тим, що атом має одну неподілену пару електронів, які він може надавати іншим атомам для утворення хімічного зв’язку.

Ступені окислення азоту в сполуках можуть бути різними: від – 3(коли атом приєднує три електрони від атомів менш електронегативних елементів) до + 5(коли всі п’ять валентних електронів відтягуються до атомів більш електронегативних елементів, ніж азот).

Атом фосфору має таку електронну будову:

s p d

₁₅P 3[↑↓][↑ ][↑ ][↑ ][ ][ ][ ][ ][ ]

На останньому енергетичному рівні атомів фосфору є вільні d-орбіталі, що дає змогу переходити у збуджений стан:

s p d

3[↑ ][↑ ][↑ ][↑ ][↑ ][ ][ ][ ][ ]

Подібну електронну конфігурацію мають атоми As, Sb і Bi в основному і збудженому станах.

Отже, відповідно до числа неспарених електронів в основному і збудженому станах атоми Р, As, Sb і Bi у сполуках можуть виявляти ступені окислення – 3, + 3 і + 5.

Головну підгрупу IV групи періодичної системи Д.І. Менделєєва складають веглець C, кремній Si, германій Ge, олово Sn і свинець Pb.

Електронна будова. Електронні конфігурації зовнішніх шарів атомів елементів цієї підгрупи в основному і збудженому стані мають вигляд:

s p s p

n [↑↓][↑ ][↑ ][ ] n [↑ ][↑ ][↑ ][↑ ]

У атомів цих елементів на останньому енергетичному рівні є вільна р-орбіталь, тому один s-електрон останнього енергетичного рівня може переходити на цю р-орбіталь (збуджений стан атома). Відповідно до такої електронної будови атомів елементи головної підгрупи IV групи виявляють у сполуках ступені окислення – 4, + 2, і + 4.

Поширення в природі. Масова частка вуглецю у земній корі становить 0,1%. Він трапляється у природі у вільному стані (алмаз, графіт). У вигляді простої речовини і сполук вуглець входить до складу багатьох природних речовин: бурого і кам’яного вугілля, сланців, торфу, нафти, гірських порід і мінералів, наприклад вапняку, сидериту. Вуглець міститься в атмосферному повітрі у вигляді оксиду СО₂ (масова частка 0,012%)

Властивості. Вуглець утворює три алотропічні видозміни: алмаз, графіт і карбін.

Алмаз – безбарвна кристалічна речовина. Його властивості визначаються будовою кристалу. Кристалічна решітка алмазу побудована так, що кожен атом вуглецю знаходиться у центрі тетраедра, вершини якого утворюють чотири найближче розміщених атоми. Кожний атом сполучений з чотирма сусідніми атомами міцними рівноцінними ковалентними зв’язками. Така структура алмазу зумовлює його високу твердість. Алмаз практично не проводить електричний струм.

Тема: Загальна характеристика металів.

Мета: Вивчити основні властивості металів.

ПЛАН:

1.Загальна характеристика металів та основні теорії будови атома та їх місця у періодичній системі хімічних елементів.

2.Хімічні властивості металів.

3.Методи одержання металів.

4.Корозія металів.

Із 110 відомих хімічних елементів 88 є металами. Елементи першої – третьої групи (крім водню та бору), а токаж елементи побічних підгруп четвертої – восьмої груп – метали. У головній підгрупі четвертої групи більшість елементів (за винятком кремнію та вуглецю) теж є металами. У головній підгрупі п’ятої групи знаходяться два метали (сурма та вісмут), а у головній підгрупі шостої групи – один (полоній).

Метали в твердому стані – кристалічні речовини з металічним типом зв’язку. У перехідних металах зв’язок між атомами частково є ковалентним.

У природі метали існують переважно у вигляді сполук – оксидів (Fe₃O_4, Fe₂O₃), сульфідів (ZnS, PbS, FeS₂), сульфатів (CaSO₄, BaSO₄), хлоридів (KCl, NaCl), карбонатів (CaCO₃, FeCO₃, ZnCO₃), фосфатів (Ca₃(PO₄)₂) і нітратів (NaNO₃, KNO₃).

У вільному стані в земній корі трапляються лише метали, які в ряду стандартних електродних потенціалів знаходяться праворуч від водню – мідь, ртуть, срібло, золото, платина.

Усі метали, крім ртуті та францію, за звичайної температури – це тверді речовини кристалічної будови. У кристалічному стані вони добре відбивають світло і тому непрозорі, мають характерний металічний блиск. Найкраще відбивають світло індій та срібло, тому їх використовують для виготовлення дзекал у прожекторах і рефлекторах. Майже всі метали (за винятком золота та міді) мають білий або сірий колір з різними відтінками. У порошко-подібному стані більшість металів набувають чорного або темно-сірого кольору. Усі метали добре проводять електричний струм і теплоту. Найкращі провідники електричного стуму та теплоти – срібло і мідь.

Метали – пластичні речовини. Пластичність – це здатність легко змінювати форму під дією зовнішніх сил і зберігати одержану форму після припинення цієї дії.

Найбіль пластичний метал – золото. З нього можна приготовляти дуже тонку фольгу і тягнути тонкі нитки. Характерні фізичні властивості металів пояснюються особливостями їх внутрішньої структури: наявністю електронного газу – вільних електронів.

Густина, температури плавління, кипіння та твердість металів залежать від їх індивідуальних властивостей – маси атома, заряду ядра, міцності металічного зв’язку.

За густиною метали поділяють на легкі, густина яких не перевищує 5000 кг×м^-3 (літій, натрій, магній, алюміній тощо), і важкі з густиною понад 5000 кг×м^-3 (цинк, залізо, мідь, ртуть тощо). За температурами плавлення розрізняють легкоплавкі та тугоплавкі метали. Найнижчу температуру плавління має ртуть (-38,87 ⁰С), найвищу – вольфрам (3410 ⁰С). За твердістю метали поділяють на тверді та м’які. Найтвердішими є хром і вольфрам, найм’якшими – натрій, калій та індій.

За іншими ознаками розрізняють такі метали: чорні (залізо, марганець, хром), кольорові (усі інші), рідкісні (літій, рубідій, цезій, берилій, молібден, вольфрам, цирконій, гафній, ванадій, ніобій, тантал та ін.), рідкісноземельні (скандій, ітрій, лантан і лантаноїди), розсіяні (галій, індій, талій і германій), лужні (літій, натрій, калій, рубідій, цезій, францій), лужноземельні (кальцій, стронцій, барій, радій), благородні (золото, срібло, платина, паладій, родій, іридій, рутеній та осмій), радіактивні (технецій, прометій, полоній, францій, радій, актиній та актиноїди) тощо.

Хімічні властивості металів визначаються здатністю їх атомів легко віддавати свої валентні електрони і перетворювати на позитивні іони внаслідок низьких значень електронегативностей, які обумовлені невисокими енергіями іонізації атомів і невеликою (часто від’ємною) спорідненістю до електрона.

Метали добувають з їх сполук на металургійних заводах. Спочатку їх відновлюють, а потім відокремлюють від інших речовин. Усі промислові способи одержання металів засновані на окисно-відновних реакціях.

Пірометалургійні способи полягають у відновленні металів з оксидів за високих температур за допомогою вуглецю, оксиду вуглецю (ІІ), алюмінію, кремнію або водню:

ZnO + C Þ Zn + CO;

Fe₃O₄ + 4CO Þ 3Fe + 4CO₂;

Cr₂O₃ + 2Al Þ Al₂O₃ + 2Cr;

3BaO + Si Þ BaSiO₃ + 2Ba;

WO₃ + 3H₂ Þ W + 3H₂O.

Якщо метал одержують з сульфідів, ці сполуки перетворюють на оксиди (випалювання):

2ZnS + 3O₂ Þ 2ZnO + 2SO₂;

4FeS₂ + 11O₂ Þ 2Fe₂O₃ + 8SO₂;

Cu₂S + 2O₂ Þ 2CuO + SO₂.

Як відновник у реакціях використовують сульфід того ж металу (економія окисників і відновників):

2ZnO + ZnS Þ 3Zn + SO₂,

3 Zn⁺² + 2 е ® Zn⁰

S^-2 – 6 е ® S⁺⁴

Гідрометалургійні способи засновані на реакціях переведення сполук металів у розчин і відновлення з них металів без застосування високих температур за допомогою електролізу або інших металів:

CuО + H₂SO₄ Þ CuSO₄ + H₂O;

CuSO₄ + Fe Þ FeSO₄ + Cu.

Гідрометалургійними способами одержують золото, срібло, цинк, уран тощо.

Електроткрмічні способизасновані на реакціях відновлення металів електролізом розплавів їх солей, оксидів або гідроксидів. Цими способами одержують лужні та лужноземельні метали. алюміній тощо.

Під дією факторів навколишнього середовища метали окислюються, утворюючи хімічні сполуки (оксиди, гідроксиди, солі) – зазнають корозії.

Корозія – це руйнування металів внаслідок їх взаємодії з навколишнім середовищем. Розрізняють хімічну та електрохімічну корозії.

Хімічна корозія – це руйнування металу внаслідок взаємодії з середовищем, яке не проводить елекричний струм. Прикладами хімічної корозії є швидке окислення на повітрі натрію або кальцію, взаємодія металів з сірководнем, галогенами, оксидом сірки (ІV) та іншими газами, що містяться в атмосфері, а також з рідинами, які не проводять електричний струм (нафтою, бензином, толуолом та ін.).

Електрохімічна корозія – це руйнування металу, що знаходиться в контакті з іншим металом і електролітом або водою.

Чисті метали не зазнають електрохімічної корозії.

Корозія завдає великих збитків народному господарству.

Методи захисту металів від корозії дуже різноманітні. Їх можна поділити на три групи.

1. Захист поверхні металу від впливу факторів навколишнього середовища за допомогою покриттів – металічних (нікелю, цинку, хрому, алюмінію, золота, срібла) або неметалічних (лаків, фарб, смол, гуми, емалей), плівки оксиду – оксидування, плівки солей – фосфатування.

2. Обробка корозійного середовища. З середовища, де знаходяться метали, видаляють речовини, які викликають корозію, або додають такі, що уповільнюють корозію - інгибітори.

3. Електрохімічні методи – катодний і протекторний захисти. Їх використовують у середовищах, які добре проводять електричний струм. Для забезпечення катодного захисту поверхонь (труб, парових котлів, корпусів кораблів) виріб підключають до катода (анодом є лист заліза). За певної сили струму окисник відновлюється на катоді, анод окислюється, що забезпечує стійкість виробу до корозії.

Читайте також:

1. Вид заняття: лекція
2. Вид заняття: лекція
3. Вид заняття: лекція
4. Вид заняття: лекція
5. Вид заняття: лекція
6. Вступна лекція
7. Вступна лекція 1. Методологічні аспекти технічного регулювання у
8. Клітинна селекція рослин.
9. Колекція фонограм з голосами осіб, які анонімно повідомляли про загрозу вибуху
10. ЛЕКЦІЯ (4): Мануфактурний період світової економіки
11. Лекція - Геополітика держави на міжнародній арені
12. Лекція 02.04.2013

Переглядів: 1691