Ольга Макарова - Шпаргалка по неорганической химии Страница 5

В качестве примера цепной реакции можно привести реакцию синтеза хлористого водорода:

Эту реакцию провоцирует свет. Молекула хлора поглощает квант лучистой энергии hv и приходит в возбуждение, то есть атом в ней начинает энергично колебаться. Когда энергия колебаний превышает энергию связи, то происходит распад молекулы (фотохимическая диссоциация):

Обрыв цепи – окончание цепи, характеризующееся соударением двух активных частиц и одной неактивной, результатом которой является образование молекулы и унос выделившейся энергии неактивной частицей.

Цепные реакции делятся на:

1) неразветвленные цепные реакции;

2) разветвленные цепные реакции.

Неразветвленная цепная реакция характеризуется тем, что при каждом элементарном взаимодействии один активный центр образует молекулу продукта реакции и один новый активный центр. Разветвленная цепная реакция характеризуется тем, что по ходу взаимодействия свободного радикала с молекулой исходного реагента происходит образование нескольких новых активных центров, одни из которых дают начало новым активным центрам, а другие продолжают старую цепь.

Пример разветвленной цепной реакции – реакция образования воды из простых веществ:

Теория разветвленных цепных реакций была выдвинута Н.Н. Семеновым в 20-х годах XX века при изучении кинетики разнообразных процессов. Теория цепных реакций является научной основой для отраслей техники. Ядерные цепные реакции тоже относятся к цепным процессам.

15. Общие свойства неметаллов

Исходя из положения неметаллов в периодической системе Менделеева, можно выявить свойства для них характерные. Можно определить количество электронов на внешнем энергетическом подуровне, местоположение неметаллов в конце малых и больших периодов, число электронов на внешнем подуровне соответствует номеру группы. В периоде идет возрастание способности присоединять электроны, а в группе это свойство можно наблюдать по мере уменьшения радиуса (в периоде снизу вверх).

Для неметаллов характерно свойство присоединять электроны, проявлять окислительные свойства. Наиболее они выражены у элементов VI и VII групп. Самый сильный окислитель – фтор.

Окислительные свойства неметаллов возрастают в последовательности:

Фтор никогда не проявляет восстановительных свойств. Другие неметаллы и вещества, им соответствующие, могут проявлять восстановительные свойства, но они слабее, чем у металлов.

Восстановительная способность неметаллов увеличивается от кислорода к кремнию в ряду:

Так, хлор напрямую не взаимодействует с кислородом, но можно получить оксиды хлора (Cl2O, ClO2, Cl2O7), в которых хлор проявляет положительную степень окисления. Азот при высоких температурах вступает в реакцию с кислородом, выказывая восстановительные свойства:

Сера проявляет как окислительные, так и восстановительные свойства:

S + O2 = SO2 – окислительные свойства серы;

S + H2 = H2S – восстановительные свойства серы.

В нормальных условиях неметаллы:

1) газы (водород, фтор, хлор, кислород, азот и благородные газы);

2) жидкость (бром);

3) твердые вещества (все остальные).

Из-за разницы строения кристаллической решетки свойства неметаллов отличаются друг от друга.

C, B, Si – немолекулярное строение – атомная кристаллическая решетка.

F2, O2, Cl2, Br2, N2, I2, S8, P4 – молекулярное строение – молекулярная кристаллическая решетка.

С водородом образуют летучие соединения – газы и жидкости.

С кислородом образуют кислотные оксиды.

Атомы инертных газов содержат на внешнем уровне по 8 электронов (у гелия – 2). До середины XX века считалось, что такие атомы не способны ни отдавать электроны, ни принимать их, ни образовывать общие электронные пары. В 1962 г. был получен тетрафторид ксенона XeF4, первое химическое соединение инертного газа.

16. Водород

Водород (Н) – 1-й элемент периодической системы Менделеева – I и VII группа, главная подгруппа, 1 период. На внешнем s1-подуровне имеется 1 валентный электрон и 1 s2-подуровень свободный, отчего Н обладает двойной природой: в одних случаях он отдает электрон (восстановительные свойства), в других – принимает (окислительные свойства). Аr – 1,008; электронная конфигурация – 1s1. Н входит в состав всех органических соединений, содержится в некоторых природных газах, составляет 1/2 массы Солнца.

Физические свойства: Н2 – бесцветный газ, без запаха, самый легкий из всех газов.

Химические свойства: связь в молекуле Н2 – ковалентная неполярная. Энергия ионизации водорода высока, поэтому водород не образует ионных соединений. В обычных условиях молекула водорода очень устойчива – очень высокая энергия диссоциации и связи.

Соединения водорода с другими элементами носят ковалентный характер. В соединениях Н всегда одновалентен, степень окисления с неметаллами +1, металлами -1. При высокой температуре водород взаимодействует с щелочными и щелочно-земельными металлами, образуя гидриды:

Связь в гидридах частично ионная. С галогенами Н реагирует по-разному: с F на холоде со взрывом:

С Cl при нагревании или на свету реакция идет со взрывом по цепному механизму, разлагая атомы на радикалы:

Реакция с Вr происходит при нагревании, с I при сильном нагревании и не полностью, т. к. идет обратная реакция. H восстанавливает многие металлы из их оксидов:

С многими неметаллами H образует газообразные соединения: СН4, SiH4 – силан, Н2S – сероводород и др. Синтезом Н с N получают аммиак:

Особо активен атомарный H. Он реагирует с кислородом без поджигания: 2Н? + О2 = Н2О2. Без нагревания восстанавливает многие неметаллы. С галогенами реагирует быстро, даже в темноте.

Получение: в лаборатории в аппарате Кипа воздействием на него НСl или Н2SО4 с Zn:

Или электролизом воды с добавлением NаОН.

В промышленности Н получают:

а) конверсией воды:

б) конверсией СН4:

в) кислородной конверсией:

г) нагреванием СН4:

17. Вода

Из оксидов водорода самым распространенным на Земле является вода. Эмпирическая формула – Н2О. Молекулярная масса – 18. Строение молекулы воды (структурная формула):

Молекулы воды имеют треугольную формулу: атомы водорода образуют с атомом кислорода угол, равный 104,3 %. Вблизи атома кислорода образуется отрицательно заряженное поле, т. к. наибольшая электронная плотность сосредотачивается на атоме кислорода, а вблизи атомов водорода образуется положительно заряженное поле – молекула воды – диполь. Вследствие полярности молекулы воды ассоциируют, образуя водородные связи. Последние обуславливают все физические свойства воды.

Физические свойства: вода – бесцветная жидкость, без вкуса и запаха, плотность – 1 г/см3; температура замерзания – 0 °C (лед), кипения – 100 °C (пар). При 100 °C и нормальном давлении водородные связи рвутся и вода переходит в газообразное состояние – пар. У воды плохая тепло-и электропроводность, но хорошая растворимость.

Химические свойства: вода незначительно диссоциирует:

В присутствии воды идет гидролиз солей – разложение их водой с образованием слабого электролита:

Взаимодействует со многими основными оксидами, металлами:

С кислотными оксидами:

Получение: вода образуется при горении водорода в кислороде: 2Н2 + О2 = 2Н2О

Эта реакция протекает мгновенно при 700 °C. Смесь двух объемов водорода и одного объема кислорода называется гремучей смесью. Методом перегонки получают чистую воду – дистиллированную воду.

Нахождение в природе: вода составляет 2/3 поверхности Земли. Природная вода не бывает чистой, т. к. в ней растворено огромное количество солей. Вода входит в состав многих кристаллогидратов: Nа2СО3 ? 10Н2О; CuSO4 ? 5Н2О; MgSO4? 7Н2О. Тяжелая вода D2О отличается от обычной, образованной водородом – протием – наличием в ней второго изотопа водорода – D (дейтерия), Аr которого – 2, следовательно, молекулярная масса тяжелой воды – 20. Плотность D2О = 1,1050 г/см3; температура кипения – 101,4 °C, замерзания – 3,8 °C. Химически менее активна. Применяется в качестве замедлителя нейтронов в ядерных реакторах. Она непригодна для жизненных процессов, т. к. изменяет скорость биохимических реакций. В обычной воде частично содержится тяжелая вода.