Шпаргалка по химии (стр. 10 из 12)

73. Впервые Меы I группы (Na и K) были получены английским химиком Х. Дэви в 1807г. электролизом щелочей, откуда и возникло их групповое название – щелочные Меы. В чистом виде элементы I группы – легкие, мягкие, блестящие Меы, быстро тускнеющие на воздухе из-за окисления кислородом и реакции с Н2О.

Величина	Li	Na	K	Rb	Cs	Fr
Энергия ионизации атомов I1, Эв (кДж/моль)	5,4 (520)	5,1 (492)	4,3 (415)	4,2 (405)	3,9 (386)	……
Сродство атомов к электрону, Эв (кДж/моль)	0,6 (57)	0,3 (29)	0,5 (48)	0,4 (39)	0,4 (39)
Электроотрицательность	1,0	1,0	0,9	0.9	0,9
Энтальпия атомизации, кДж/моль	159	107	89	81	77
Температура плавления, °C	180	98	64	39	29
Температура кипения, °C	1340	886	761	690	672
Ме радиус Атома, нм	0,155	0,189	0,236	0,248	0,268	0,28

74. Общ хар-ка ЩеЗеМе, нахожд. в природе, получ. К щеземе отн. Са Sr и Ва. При сжигании щеземе всегда полу Ох. ПерОх-ы гораздо менее стойки, чем перОх-ы щеме. Окс Са, Sr, Ba соед с Н₂О обр-я Гидрокс. Щеземе соедин с Н₂ обр-я гидриды. Соедин с N₂, обр-я нитриды. СО +2. Са (3%): известняк ,мел, мрамор, - разновидн СаСО₃. Гипс СaSO₄×2H₂O, фосфориты и силикаты. Ме Са получ электролитич способом (электролиз расплава СаХл₂), алюминотермическим методом, термиеской диссоциация СаС₂. Sr (0,04%) –целестин SrSO₄, стронцианит SrCO₃. Ва (0,05%)-барит ВаЭсО₄, витерит ВаСО₃.

71. ГидрОх-ы ЩеМе. Их получ и св-ва. Все бинарные соед элементов I группы с кислородом реагируют с Н2О, образуя гидрОх-ы. Например: Li₂O + H₂O = 2LiOH, Na₂O₂ + 2H₂O = 2NaOH + H₂O, 2KO₂ + 2H₂O = 2KOH + H₂O₂ + O₂ ГидрОх-ы щелочных Ме, называемые щелочами, в воде хорошо р-римы и практически полностью диссоциированы: NaOH ( кр) = Na⁺ (p-p) + OH^- (p-p) В чистом виде это твердые бесцветные вещества, плавящиеся без разложения при @ 300 – 500 °C. Только гидрОх лития при нагревании выше Т_пл = 445 °C теряет воду: 2LiOH = Li₂O + H₂O Твердые гидрОх-ы и их концентрированные р-ры сильно гигроскопичны, они жадно поглощают влагу и используются для осушения газов, не обладающих кислотными свойствами, в частности аммиака. Уже при обычных условиях твердые щелочи легко реагируют с «кислотами» газами – CO₂, SO₂, NO₂, галогенами, галогено- и халькогеноводородами. Поэтому щелочи широко используются для поглощения таких газов и очистки от них кислорода, водорода, азота. В силу этих причин как твердые щелочи, так и их р-ры следует хранить в плотно закрытой посуде. Наибольшее применение находит NaOH – едкий натр, который в громадных количествах получают в пром электролизом р-ра хлорида натрия. Он широко применяется при производстве целлюлозы, искусственного шелка, при рафинировании жидких растительных масел и нефти, в мыловаренной пром, при синтезе красителей и в других химических производствах.

72. Применение ЩеМе. Ли прим-ся в ядерной энергетике, ⁶Li – источник д/пр-ва трития, ⁷Li – теплоноситель в урановых реакторах. Прим. в Ме д/удаления следов Н₂, N₂, О₂, S. LiF, LiCl вх. в сос-в флюсов, исп при плавке Ме и сварки Мг и Ал. Ли и его соеди – топливо д/ракет. LiOH – сос-в электролит щелочн аккумул. Цз ИРб – изгот фотоэл-тов. Na: атомная энергетика, Ме-гия, пром органич синтеза, содержится в рганизме в виде раств солей. К: калийные удобрения, в организме внутри клеток.

75. Закономерности изменения св-в Ме и их соедин в ряду Be-Ra Первые 2 Ме (Ве и Мг) отлич от ост. 4-х эл-тов. Ве схож с Ал. Все изотопы Ра – радиоактивны. Бе и Иг взаимод с Н₂О оч. медленно, т. к. обр при этом гидрОх-ы малориств в Н₂О: покрывая поверхн Ме они затр реакцию. Ост. реаг с Н₂о энергичнее. В наружн е слое эл-ты имеют 2 е, а во 2-м снаружи у Бе – 2, у остальных – 8. Химич. активн этих ме не намного < чем у щеме. . Be(OH)₂ – амфотерное основание, Mg(OH)₂ – основание средней F, Ca(OH)₂ – сильное основание, Sr(OH)₂ и Ba(OH)₂ – основания, сильнее, чем Са(ОН)₂. Ох-ы этих Ме довольно огнестойки. Стойкость к повыш т ослабевает от Ве к Ра. Многие соли щеземе малораств в Н₂О (карбонаты, сульфаты, фосфаты и др). Большинство солей Be, в т. ч. сульфат хорошо раст-мы в Н₂О. В Н₂О – рас-рах ионы Ве²⁺ полверг. гидролизу, из-за чего р-ры солей Ве имеют кислую реакц. Большинство солей магния хорошо р-римо в воде

76. Al(OH)₃ представляет собой объемистый студенистый осадок белого цвета, практически нер-римый в воде, но легко р-ряющийся в кислотах и сильных щелочах. Он имеет, следовательно, амфотерный характер. Однако и основные и особенно кислотные его свойства выражены довольно слабо. В избытке NH₄OH Al(OH)₃ нер-рим. Одна из форм дегидратированного гидрОха - алюмогель используется в технике в кач адсорбента.

При взаимодействии с сильными щелочами образуются соответствующие алюминаты: NaOH + Al(OH)₃ = Na[Al(OH)₄] С кислотами Al(OH)₃ образует соли. Ох Al представляет собой белую, очень тугоплавкую (т. пл. 2050^оС) и нер-римую в воде массу. Природный Al₂O₃ (минерал корунд), а также полученный искусственно и затем сильно прокаленный отличается большой твердостью и нер-римостью в кислотах. В р-римое состояние Al₂O₃ (т. н. глинозем) можно перевести сплавлением со щелочами.

77. Особенности Be и его соед в ряду щеземе. Токсичность соед Be. 2-й снаружи е-слой атома Be построен иначе, нежели у Vg и щеземе, поэтому Rатома<, Е_иониз велика, кристаллич. решетка прочна. Be(OH)₂- единственное в подгруппе основаие, облад. амфотерными св-вами, для атомов Be хар-на ковалентная связь в соедин, для оста Ме 2А гр – ионная. Be по св-вам сходем с Ал – диагональное сходство. BeO₂ – белое, очень тугоплавкое вещ-во, примен. в кач. хим устойч огнеупорн матер, Be(OH)₂ – практич. нераств в Н₂О, но раств в к-тах и щелочах: Be(OH)₂+2NaOH-Na₂[Be(OH)₄]. Большинство солей Be хорошо рас-мы в Н₂О, соли щеземе в Н₂О нераств. Все соед. Be – токсичны

78. Магний – серебристо-белый блестящий Ме, сравнительно мягкий и пластичный, хороший проводник тепла и электричества. На воздухе он покрывается тонкой Охной пленкой, придающей ему матовый цвет. Кристаллическая решетка магния отн к гексагональной системе. Разрушающе действуют на магний морская и минеральная Н2О, водные р-ры HCl, H₂SO₄, HNO₃, H₃PO₄. При комнатной температуре на воздухе компактный магний химически стоек. На его поверхности образуется Охная пленка, предохраняющая Ме от окисления. При нагревании химическая активность магния повышается. Считается, что верхний температурный предел устойчивости магния в кислороде лежит в интервале 350–400 ^oC. На воздухе магний воспламеняется при температуре 600-650 ^oC, при этом образуется MgO, частично Mg₃N₂; при 400–500 ^oC в атмосфере H₂ под давлением образуется гидрид MgH₂. Реакции сопровождаются большим выделением тепла (чтобы нагреть стакан ледяной Н2О до кипения, достаточно 4 г магния) и мощным излучением ультрафиолета.

При нагревании магний взаимодействует с галогенами с образованием галогенидов; при 500–600 ^oC при взаимодействии с серой образуется MgS; при более высокой температуре возможно образование карбидов MgC₂ и Mg₂C₃, силицидов MgSi и Mg₃Si₂, фосфида Mg₃P₂. Магний – сильный восстановитель, может вытеснить большинство Ме из их солей, H₂ из Н2О и кислот.

Холодная Н₂О на магний почти не действует, с горячей Н2О он медленно взаимодействует с выделением водорода. В разбавленных кислотах магний р-ряется даже на холоду. В HF магний не р-ряется, поскольку на поверхности образуется пленка из трудно р-римого в воде MgF₂; в концентрированной H₂SO₄ почти не р-ряется. Большинство солей магния хорошо р-римо в воде. Р-ры содержат бесцветные ионы Mg²⁺, которые сообщают жидкости горький вкус. Соли Mg гидролизуются Н₂О только при нагревании р-ра. Почти все галоидные соли магния расплываются на воздухе и легкор-римы в воде. Исключением является MgF₂, р-римость которого весьма мала. Нитрат магния легкор-рим не только в воде, но и в спирте. Кристаллизуются он обычно в виде Mg(NO₃)₂×6H₂O (т. пл. 90^оС). При нагревании выше температуры плавления нитрат отщепляет не только воду, но и HNO₃, а затем переходит в Ох. Для сульфата магния характерен легкор-римый кристаллогидрат MgSO₄×7H₂O. Почти нер-римый в воде нормальный карбонат магния может быть получен только при одновременном присутствии в р-ре большого избытка CO₂.