Простые вещества
|
Состав молекулы |
F2 |
Cl2 |
Br2 |
I2 |
At2 |
H2 |
|
Агрегатное |
газ |
газ |
жидкость |
твёрдое |
твёрдое |
газ |
|
Плотность, (при |
1,696* |
3,214* |
3,1226 |
4,93 |
─ |
0,08988* |
|
Температура toпл, |
–219,47 |
–100,83 |
–7,1 |
113,7 |
─ |
–258,99 |
|
Температура toкип, |
–187,99 |
–33,82 |
58,93 |
185,5 |
─ |
–252,72 |
*
Данные приведены в г/дм3.
|
Состав молекулы |
N2 |
P |
As |
Sb |
Bi |
|
Агрегатное состояние (при |
газ |
твёрдое |
твёрдое |
твёрдое |
твёрдое |
|
Плотность, (при |
1,2506* |
2,20** |
5,78 |
6,691 |
9,747 |
|
Температура плавления, toпл, |
–209,71 |
410*** |
817*** |
630,89 |
271,5 |
|
Температура кипения, toкип, |
–195,6 |
280 (Р4) |
616 (субл.) |
1635 |
1560 |
*
Данные приведены в г/дм3;
https://www.youtube.com/watch?v=ytcopyrighten-GB
**
Данные приведены для красного фосфора;
***Под
давлением.
1.
Общая
характеристика элементов.
Строение атомов и проявляемые степени
окисления. Валентность халькогенов.
Изменение атомных радиусов, энергий
ионизации, сродства к электрону и
электроотрицательности в ряду N – Bi.
Особенности азота. Характер химических
связей с металлами и неметаллами.
Устойчивость высших валентных состояний
элементов.
1.
с. 317-319; 2.
с. 383-384; 4.
с. 328; 8.
с. 287-289, с. 379; 10.
с. 29-30; 11.
с. 435-436.
2.
Строение
и физические свойства простых веществ.
Молекулярное и немолекулярное строение
простых веществ. Характер химической
связи в молекулах простых веществ.
Строение молекулы азота по методам ВС
и МО. Жидкий азот. Аллотропия фосфора:
белый, красный и чёрный, различие в их
строении.
1.
с. 319-323; 2.
с. 142, с. 384-385, с. 404-406, с. 410-411, с. 414-416; 4.
с. 329-348; 6.
с.346-353; 8.
с. 290-291, с. 322-323;
11. с. 436,
с. 445-446.
3.
Химические
свойства простых веществ. Причины
низкой активности азота и высокой
реакционной способности белого фосфора.
Окислительно-восстановительные свойства
простых веществ: отношение к металлам
и неметаллам, к воде, кислотам и щелочам.
Химическая инертность азота. Проблема
фиксации азота. Сравнение химической
активности аллотропных модификаций
фосфора.
1.
с. 319-323; 2.
с. 385, с. 404; 4.
с. 329-348; 8.
с. 292-294; 11.
с. 445-446.
Водород
https://www.youtube.com/watch?v=ytcreatorsen-GB
1.
Общая
характеристика водорода.
Строение атома водорода. Изотопы
водорода. Степени окисления водорода
в соединениях. Характер химических
связей в соединениях водорода (ионная,
ковалентная полярная, ковалентная
неполярная). Водородная связь. Нахождение
водорода в природе.
1.
с. 367–372;
2.
с. 330–335;
4.
с. 262–263;
8.
с. 190–194;11.
с. 411–412.
2.
Физические
и химические свойства водорода.
Прочность молекулы водорода, его
термическая диссоциация. Водород как
восстановитель. Атомарный водород.
Взаимодействие водорода с металлами и
неметаллами. Гидриды и их классификация.
Катион водорода и катион гидроксония,
условия их существования. Биологическая
роль водорода.
1.
с. 373–374;
2.
с. 330–335;
4.
с. 263–269;
8.
с. 190–202;11.
с. 412–415.
Водород
при обычных условиях недостаточно
активен из-за высокой энергии связи в
его молекулах и реагирует только со
фтором. При нагревании он соединяется
с активными металлами (Na, K, Ca, Ba) и
некоторыми неметаллами (Cl2,
Br2,
O2,
S8),
а при высоком давлении и в присутствии
катализаторов – с азотом и углеродом.
Для водорода наиболее характерны
восстановительные свойства: он
восстанавливает металлы из их оксидов,
сульфидов, галогенидов.
3.
Получение
и применение водорода.
Лабораторные и промышленные способы
получения водорода. Применение водорода.
1.
с. 387–388;
2.
с. 330–335;
4.
с. 269–270;
8.
с. 190–202;11.
с. 412–415.
Водород
в промышленности получают термическим
разложением метана; взаимодействием
кокса, метана или угарного газа с
перегретым водяным паром в присутствии
катализаторов; электролизом растворов
кислот, щелочей, ряда солей.
Все
лабораторные способы получения водорода
основаны на восстановлении ионов Н
в воде или водных растворах кислот
различными восстановителями: 2Н
2= Н.
Водород
в лабораторных условиях получают
взаимодействием металлов (Fe, Zn, Mg, Al) с
растворами кислот (HCl, H2SO4);
металлов (Al, Zn) или кремния с растворами
щелочей; кальция или амальгамированного
алюминия с водой.
XI. Элементы группы va
|
Символ элемента |
N |
P |
As |
Sb |
Bi |
|
Название элемента |
Азот |
Фосфор |
Мышьяк |
Сурьма |
Висмут |
|
Атомный номер |
7 |
15 |
33 |
51 |
83 |
|
Относительная атомная |
14,00674 |
30,97376 |
74,9216 |
121,75 |
208,9804 |
|
Электронная конфигурация атомов |
[He]2s22p3 |
[Ne]3s23p3 |
[Ar]4s24p3 |
[Kr]5s25p3 |
[Xe]6s26p3 |
|
Электроотри-цательность |
3,07 |
2,10 |
2,20 |
1,82 |
1,67 |
|
Основные степени окисления в |
–3, |
–3, |
–3, |
–3, |
–3, |
1.
Щелочные
металлы.
Общая характеристика элементов. Строение
атомов. Характер связи в соединениях.
Проявляемые степени окисления. Физические
и химические свойства простых веществ.
Положение в ряду напряжений металлов.
Общая характеристика оксидов, пероксидов,
гидроксидов и солей. Их получение,
применение. Калийные удобрения. Роль
натрия и калия в биологических объектах.
1с. 173-185; 2
с. 543-551; 4
с. 461-470; 6
с. 451-457; 7
с. 496-498, 501-509; 8
с. 202-217; 9
с. 80-84; 11
с. 486-489.
Щелочными
металлами принято называть химические
элементы группы IA, а также образуемые
ими простые вещества, за исключением
водорода.
Конфигурация
внешней электронной оболочки атомов
щелочных металлов – ns1.
На внешнем энергетическом слое их атомы
имеют единственный электрон и во всех
соединениях проявляют степень окисления
1.
XIII. Металлы
Общая
характеристика металлов.
Положение в периодической системе.
Особенности строения атомов.
Кристаллическая структура металлов.
Особенности металлической связи.
Проводники, полупроводники и диэлектрики.
Физические и химические признаки
металличности. Общая характеристика
валентных состояний металлов главных
и побочных подгрупп.
1с. 84-87; 2
с. 513-526; 11
с. 397-402, 560-574;
6. Оценить влияние различных факторов на направление протекания окислительно-восстановительных реакций
Протекание
окислительно-восстановительной реакции
в данном
направлении
возможно лишь тогда, когда потенциал
полуреакции с участием используемого
окислителя будет больше потенциала
полуреакции с участием используемого
восстановителя.
https://www.youtube.com/watch?v=https:accounts.google.comServiceLogin
3.
Определить направление протекания
реакции.
Любая
ОВР всегда протекает в том направлении,
в котором осуществляется полуреакциия
с более высоким значением потенциала.
Этому направлению соответствует
положительное значение ЭДС реакции.
Однако необходимо помнить, что в данном
направлении реакция протекает практически
необратимо при ЭДС,
большей
либо равной 0,4 В.
Если
же разность потенциалов оказывается
меньше 0,4 В,
то
ОВР протекает обратимо и направление
реакции определяется условиями ее
проведения.
1)
Концентрация потенциалопределяющих
ионов;
2)
Величина рН раствора;
3)
Температура раствора;
4)
Величина ПР малорастворимого продукта
реакции;
5)
Величина константы нестойкости
образующегося комплексного
иона.
3.
Окислительно-восстановительные
процессы с участием электрического
тока.
Электролиз
расплавов и водных растворов электролитов.
Электролиз с инертными и активными
электродами. Схемы процессов на
электродах. Получение неорганических
веществ и их очистка при помощи
электрического тока. Химические источники
тока.
1.
с. 155–159;
2.
с. 285–295;;
4.
с. 236; 6.
с. 285–287;11.
с. 350–358.
Электролиз
– электрохимический
окислительно-восстановительный процесс,
протекающий на электродах при прохождении
постоянного электрического тока через
расплавы или растворы электролитов.
https://www.youtube.com/watch?v=ytdeven-GB
При
электролизе энергия электрического
тока превращается в химическую энергию
и при этом осуществляется процесс,
обратный происходящему в гальваническом
элементе.
Катод
– отрицательно
заряженный электрод, соединённый с
отрицательным полюсом источника тока.
На его поверхности протекают процессы
катодного восстановления. Катод всегда
изготавливается из инертных материалов
(графит, платина, золото, иридий и др.)
Анод
–положительно
заряженный электрод.
На его поверхности всегда протекают
процессы анодного окисления. Анод может
быть изготовлен как из инертных материалов
(«инертный» или «нерастворимый» анод),
так и из металлов, способных в ходе
электролиза переходить в раствор
(«активный» или «растворимый» анод).
ПРис.6.
Схема
процесса электролиза расплава хлорида
кальцияри пропускании электрического тока
через расплав или раствор электролита
содержащиеся в нём ионы принимают
направленное движение: положительно
заряженные катионы направляются к
отрицательно заряженному катоду, а
отрицательно заряженные анионы – к
положительно заряженному катоду (рис.
6).
Процессы
на катоде.
-
В
расплавах электролитов
на катоде всегда происходит восстановление
катионов металлов по схеме: Меn
ne—
= Me
. -
В
водных растворах электролитов
характер процессов на катоде определяется
природой катионов:
а)
Катионы H
: 2Н
2=
Н2;
б)
Катионы [Li – Al3
] и катионы NH4 :
2Н2О
2
= Н2
2ОН–;
в)
Катионы [Bi3
– Au3 ]:
Меn
n
= Me0;
г)
Катионы [Mn2
– Pb2 ]:
одновременно восстанавливаются катионы
металлов и молекулы воды.
Процессы
на инертном аноде.
-
В
расплавах электролитов:
а)
анионы ОН–
: 4ОН–
– 4
= О2
2Н2О;
б)
галогенид-анионы Гал –
: 2 Гал –
– 2
=
;
в)
сульфид- и селенид-анионы Э2–
: Э2–
– 2
= Э0;
-
В
водных растворах электролитов:
а)
анионы ОН–:
4ОН–
– 4
= О2
2Н2О;
б)
анионы Гал –
кроме F–:
2 Гал –
– 2
=
;
в)
сульфид- и селенид-анионы Э2–:
Э2–
– 2
= Э0;
2H2O
– 4
= O2
4H ;
д)
анионы карбоновых кислот: 2RCOO–
– 2
= R2
2CO2.
Ме0
– n
= Men .
Образующиеся
при этом катионы переходят в раствор и
восстанавливаются на катоде. Таким
образом, электролиз с растворимым анодом
заключается в переносе металла с анода
на катод.
https://www.youtube.com/watch?v=upload
Пример.
Составим схемы процессов, протекающих
на электродах при электролизе раствора
сульфата калия и общее уравнение
процесса.
