Смекни!
smekni.com

Курс лекций по дисциплине «неорганическая химия» (для студентов инженерно технологического факультета) (стр. 1 из 24)

МИНИСТЕРСТВО СЕЛЬСКОГО ХОЗЯЙСТВА

И ПРОДОВОЛЬСТВИЯ РЕСПУБЛИКИ БЕЛАРУСЬ

УЧРЕЖДЕНИЕ ОБРАЗОВАНИЯ

«ГРОДНЕНСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ

АГРАРНЫЙ УНИВЕРСИТЕТ»

Кафедра химии

Курс лекций по дисциплине

«НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ»

(для студентов инженерно – технологического факультета)

Гродно 2012

УДК: 546 (076.5)

ББК 24.1 Я 73

Р 13

Рецензенты: доктор биологических наук, профессор кафедры химии Учреждения образования «Гродненский государственный аграрный университет» З.В. Горбач, кандидат химических наук, доцент кафедры общей и неорганической химии Учреждения образования «Белорусский государственный технологический университет» Л.И.Хмылко.

Апанович, З.В.

Курс лекций по дисциплине «Неорганическая химия».

Р 13 Лекции по курсу «Неорганическая химия »для студентов инженерно – технологического факультета / З.В. Апанович. – Гродно: ГГАУ , 2012. – 146с.

Учебно-методическое пособие включает лекции по отдельным темам курса «Неорганическая химия» и предназначено для контролируемой самостоятельной работы студентов инженерно – технологического факультета, для которых введен отдельный курс по химии элементов, а также может быть использовано студентами других факультетов.


Рекомендовано межфакультетской методической комиссией инженерно – технологического факультета 24 апреля 2009 г. (протокол №8).

© УО «Гродненский государственный аграрный университет», 2012

© Апанович З.В., 2012

Содержание

ЛЕКЦИЯ 1

Тема: s - Элементы I группы

1. Общая характеристика элементов I А группы.

7

Особенности лития и его соединений
2. Водород. Получение. Физические и химические свойства. Особенности положения в периодической системе

15

3. Вода и ее свойства. Экологическое и биологическое значение воды

18

4. Пероксид водорода. Окислительно-восстановительная двойственность Н2О2

21

5. Биогенные свойства элементов I А группы

23

ЛЕКЦИЯ 2

Тема: s – Элементы II группы

1. Общая характеристика элементов II А группы. Физические и химические свойства щелочноземельных металлов (Ca, Sr, Ba) их бинарных соединений, гидроксидов и солей. Способы получения

28

2. Особенности соединений бериллия 34
3. Жесткость воды и ее влияние на живые организмы 36
4. Важнейшие соединения (в практическом отношении) элементов II А группы

38

5. Биогенная роль элементов II-А группы. Применение в сельском хозяйстве

39

ЛЕКЦИЯ 3

Тема: p – Элементы III группы

1. Общая характеристика элементов III-A группы

41

2. Бор. Получение. Химические свойства

43

3. Алюминий

48

4. Биогенная роль

52

ЛЕКЦИЯ 4

Тема: р - Элементы IV группы

1. Общая характеристика IV-A группы

54

2 Химия углерода

57

3. Химия кремния

66

4. Химия германия, олова, свинца (Ge, Sn, Pb) 69
5. Биогенная роль

70

ЛЕКЦИЯ 5

Тема: р - Элементы V группы

1. Общая характеристика элементов V-А группы

71

2. Химия азота

74

3. Химия фосфора

92

4. Биогенная роль

99

ЛЕКЦИЯ 6
Тема: р - Элементы VI группы
1. Общая характеристика элементов VI-A группы 101
2. Химия кислорода 104
3. Химия серы 113
4. Биогенная роль 125

ЛЕКЦИЯ 7

Тема: р - Элементы VII группы (галогены)

1.Общая характеристика элементов VII-A 128
2.Особые свойства фтора, как наиболее электроотрицательного элемента 131
3.Способы получения галогеноводородов и их свойства 137
4.Кислородсодержащие соединения галогенов 140
5.Биогенная роль (фтор и йод как микроэле­менты) 145

ЛЕКЦИЯ 1

Тема: s - Элементы I группы

1. Общая характеристика элементов I А группы. Особенности лития и его соединений.

В периодической системе всего 14 s -элементов (включая водород и гелий). Это элементы I А и II А групп. Элементы I А группы – щелочные металлы Li, Na, K, Rb, Cs, Fr. Все они имеют на внешнем электронном уровне атома по одному электрону ns1, сильно удаленному от ядра, с низким потенциалом ионизации. Всегда проявляют степень окисления +1.

Сверху вниз в подгруппе возрастает радиус атома элементов за счет возникновения новых электронных уровней.

В группах по мере увеличения числа энергетических уровнейатомные радиусы растут. Переход нейтрального атома в катион

, сопровождается уменьшением радиуса поскольку в катионе заряд ядра удерживает меньшее число электронов. Очевидно, с возрастанием заряда ионный радиус катиона будет падать.

Энергия ионизации – это та энергия, которую необходимо затратить на отрыв внешнего электрона у невозбужденного атома. Строение внешних оболочек ns1, поэтому они имеют низкие энергии ионизации, уменьшающиеся при переходе по подгруппе сверху вниз. Связь электрона с ядром ослабевает при этом за счет увеличения радиуса атома и экранирования заряда ядра предшествующими внешнему электрону оболочками, увеличивается расстояние электрона от ядра и энергия ионизации уменьшается.

С ростом заряда ядра от Na к Fr усиливаются восстановительные свойства, это самые активные металлы. Их стандартные электродные потенциалы j° отрицательные и имеют большое абсолютное значение. Наиболее отрицателен j° лития равный -3,02 В по сравнению с ионами других щелочных металлов (ион Li+ имеет среди них наименьший радиус), хороший комплексообразователь. Энтальпия гидратации катионов лития велика (∆Н° гидрат.= - 486,6 кДж/моль). Чем меньше алгебраическая величина потенциала, тем выше восстановительная способность этого металла и тем ниже окислительная способность его ионов. Металлический литий – самый сильный восстановитель, а ион Li+ самый слабый окислитель.

С увеличением порядкового номера, уменьшается относительная электроотрицательность (ОЭО).

Все щелочные металлы образуют одинаковую кристаллическую структуру. У щелочных металлов тип металлической структуры – объемно - центрированная кубическая упаковка (ОЦКУ).

От Li к Cs увеличиваются размеры атомов и межъядерные расстояния в кристаллических решетках. Так как химическая связь большей длины является менее прочной, то по мере роста межъядерного расстояния уменьшается прочность кристаллических решеток, поэтому снижаются температуры плавления и кипения. Щелочные металлы активно окисляются кислородом воздуха при обычной температуре, поэтому их хранят под слоем керосина или бензина.

+ О2 = 2О

Взаимодействуют с другими окислителями (галогенами, серой, фосфором), образуя соединения LiCl, Li2S, Li3P, NaBr, Na2S.

С азотом взаимодействует только литий при обычной температуре.

6Li + N 2 = 2Li3N

Нагревая щелочной литий в струе газообразного водорода получают гидрид.

2Li + Н2 = 2LiH-.

С кислородом образуют оксиды, пероксиды, надпероксиды, озониды.

4Li + O2 → 2Li2O – оксид лития

2Na + O2 Na2O2 – пероксид натрия

K + O2 KO2 – надпероксид (супероксид калия)

Пероксиды содержат диамагнитный ион О22-, надпероксиды– парамагнитный ион О2-.

Оксиды Na и K могут получиться при недостатке кислорода. Элементы могут образовывать озониды по реакции с озоном:

K + O3 KO3

KOH + O3KO3 + O2 + H2O

Все озониды, пероксиды, надпероксиды сильные окислители и разлагаются водой.

KO2 + H2O → KOH + O2 + H2O2