ВВЕДЕНИЕ

1.1 Элементы III-А группы периодической системы

Алюминий Al (лат. Aluminium, от лат. alumen -- квасцы). Аl-- элемент III группы 3-го периода периодической системы Д. И. Менделеева, п. н. 13, атомная масса 26,9815, имеет один стабильный изотоп ²⁷Al (100 %). Металлический Аl был получен в 1827г. Вёлером. По содержанию в земной коре (8,8 %) Аl занимает 3-е место после О и Si, с которыми Аl (в виде различных алюмосиликатов) составляет более 82% массы земной коры. В свободном виде не встречается. Основное сырье для производства Аl - бокситы. Аl - серебристо-белый металл, легкий, прочный, пластичный, ковкий, обладает высокой электро- и теплопроводимостью, высокой химической активностью. В соединениях А. проявляет степень окисления +3. А. легко соединяется о кислородом воздуха, покрываясь плотной пленкой оксида Al₂O₃, это обусловливает высокую коррозионную стойкость; концентрированная HNO₃ на Аl не действует. Аl легко растворяется в щелочах, разбавленных НС1 и H₂SO₄. Гидроксид Аl (и Аl₂О₃) амфотерен: с кислотами водных растворах он дает соли, содержащие гидратированный ион [Al(H₂O)₆]^з+, со щелочами -- алюминаты. Аl получают электролизом Аl₂О₃ (из боксита), растворенного в расплавленном криолите Na₃AlF₆, Аl применяют для производства легких сплавов (дуралюмин, силумин) в самолетостроении, автомобилестроении, при строительстве зданий, для изготовления химической аппаратуры, электрических проводов, конденсаторов, как материал для ядерных реакторов и др. Аl служит восстановителем при получении ряда металлов. Применяются различные соединения Al -- алюминия оксид, хлорид алюминия АlС1₃ или водный А1С1₃ ^. 6Н₂О как катализатор в органическом синтезе, сульфат алюминия А1₂(SО₄)₃ 18H₂O и алюмокалиевые квасцы KAl(SO₄)₂ 12Н₂О -- для очистки воды, при крашении тканей, для дубления кож и в производстве бумаги. В строительстве и архитектуре для защиты от коррозии и в декоративных целях применяют серебряную краску -- смесь алюминиевого порошка с минеральным маслом. Алюминийорганические соединения используют при синтезе других металлоорганических соединений; соединения Аl с алкилами применяют как катализаторы при полимеризации олефинов.

Бор В - элемент III группы 2-го периода п.с. В природе встречается в виде борной кислоты и различных минералов. Бор является сильным восстановителем. Гидриды бора применяют в топливе для ракет, как катализаторы при получении полимеров, для покрытия металлов бором, в металлургии, в ядерной промышленности.

Галлий Ga - элемент III группы п.с. Химически активен, применяется в качестве модифицирующих присадок в сплавах, в полупроводниковой промышленности.

Иттрий Y - элемент III группы 5-го периода п.с., в природе встречается вместе с лантаноидами. Иттрий используется в атомной технике и авиации.

Скандий Sс - элемент III группы 4-го периода п.с. Скандий содержится в виде примесей во многих минералах, химически активен. Применяют скандий в основном в виде сплавов с различными металлами, в ядерной технике, металлургии, медицине и пр.

Лантан La - элемент III группы 6-го периода п.с. В природе La встречается в виде сложного по составу минерала монацита.

Лантаноиды - 4f-семейство из 14 элементов VI периода п.с. В природе лантаноиды сопутствуют друг другу. Все лантаноиды - металлы серебристо-белого цвета, пластичны и легко поддаются ковке, литью. Лантаноиды химически активны, разлагают воду, реагируют с кислотами. Лантаноиды находят очень широкое применение - в изготовлении лаков и красок, в производстве кожи, в текстильной промышленности, в радиоэлектронике и пр.

Таллий Tl - элемент III группы 6-гопериода п.с., относится к рассеянным элементам, легко разлагает кислоты. Производство таллия связано с комплексной переработкой сульфидных руд цветных металлов. Токсичен.

Актиний Ас - радиоактивный элемент III группы п. с. Период полураспада Ас составляет 22 года, испускает -частицы (98 %) и -частицы. Получают облучением радия нейтронами. Ас - металл серебристо-белого цвета, в соединениях проявляет с.ок. +3, по химическим свойствам близок к лантану. Ас - опасный радиоактивный яд.

Актиноиды - 5f-семейство элементов 7 периода п. с., все радиоактивны [2].

К III группе периодической системы относятся следующие элементы: бор В, алюминий Al, скандий Sc, галлий Ga, иттрий Y, лантан La (лантаноиды), таллий Tl, актиний Ac (актиноиды).

Данная тема изучается в школьной программе в 9 классе по учебнику Ф. Г. Фельдмана и Г. Е. Рудзитиса [3]. На изучение элементов III группы отводится лишь 2 часа.

В школьном учебнике Ф. Г. Фельдмана и Г. Е. Рудзитиса этой теме посвящен лишь один параграф, к тому же тема освещена не лучшим образом. Авторы учебника подробно рассматривают лишь один из элементов III группы - алюминий. В этом параграфе рассматриваются следующие подпункты.

1.1.1 Положение алюминия в периодической системе и строение его атома

Алюминий находится в главной подгруппе III группы. Схема расположения по энергетическим уровням следующая:

₊₃Al 2e^-, 8e^-, 3e^-

Так как у атомов алюминия на внешнем уровне 3 электрона, то алюминий в соединениях проявляет степень окисления 4-3.

К такому же выводу приходим, руководствуясь представлениями о характере движения электронов в атомах и расположении их не только по энергетическим уровням, но и по подуровням. В атоме алюминия легко происходит распаривание 3s²-электронов и один электрон переходит 3p-орбиталь:

В результате получаются три неспаренных электрона. Ответьте на вопрос 1 (с. 138 [3]).

1.1.2 Нахождение алюминия в природе, его получение и свойства

Алюминий -- третий по распространенности элемент в земной коре. Он встречается только в соединениях. Важнейшие из них указаны на схеме 19.

Схема 19

Окрашенные кристаллы Al₂O₃ красного цвета -- рубины, синего цвета - сапфиры.

Получение

Немецкий химик Ф. Вёлер в 1827 г. получил алюминий при нагревании хлорида-алюминия со щелочными металлами калием или натрием без доступа воздуха.

AlCl₃ +3K 3KCl + Al

Для промышленного получения алюминия эти методы экономически невыгодны, поэтому был разработан электрохимический метод получения алюминия из бокситов.

Физические свойства

Алюминий -- серебристо-белый металл, легкий ( = 2,7 г/cм³), плавится при 660 °С. Он очень пластичен, легко вытягивается в проволоку и прокаливается в листы и фольгу. По электрической проводимости алюминий уступает лишь серебру и меди (она составляет 2/3 от электрической проводимости меди).

Химические свойства

В электрохимическом ряду напряжения алюминий помещается за самыми активными металлами. Однако из повседневного опыта известно, что на алюминиевые изделия (посуду и т. д.) не действует ни кислород, ни вода даже при температуре ее кипения. На алюминий не действует также концентрированная холодная азотная кислота. Это объясняется наличием на поверхности алюминия тонкой оксидной пленки, которая предохраняет его от дальнейшего окисления. Если поверхность алюминия потереть солью ртути, то происходит реакция:

2А1 + 3HgCl₂ 2А1С1₃ + 3Hg

Выделившаяся ртуть растворяет алюминий, и образуется его сплав с ртутью -- амальгама алюминия. На амальгамированной поверхности пленка не удерживается, поэтому алюминий реагирует с водой при обычных условиях (рис. 46):

2А1 + 6НОН 2А1(ОН)₃ + 3Н₂

При повышенной температуре алюминий реагирует со многими неметаллами и сложными веществами без амальгамирования:

Применение

Алюминий применяют для производства различных сплавов. Наибольшее распространение имеют дюралюмины, содержащие медь и магний, и силумины -- сплавы алюминия с кремнием. Основные преимущества этих сплавов--легкость и высокая прочность. Упомянутые сплавы широко используют в авиа-, авто-, судо- и приборостроении, в ракетной технике и в строительстве. В виде чистого металла алюминий идет на изготовление электрических проводов и различной химической аппаратуры.

Алюминий используют также для алитирования, т. е. насыщения поверхностей стальных и чугунных изделий алюминием с целью защиты их от коррозии.

На практике часто используют термит (смесь оксида Fе₃O₄ с порошком алюминия). Если эту смесь поджечь (с помощью магниевой ленты), то происходит бурная реакция с выделением большого количества теплоты:

8Al + 3Fe₃O₄ 4Al₂O₃ + 9Fe

Этот процесс используют при так называемой термитной сварке, а также для получения некоторых металлов в свободном виде.

Ответьте на вопросы 2--6 (с. 138). Решите задачи 1 - 2 (с. 138). [3]

1.1.3 Важнейшие соединения алюминия

Оксид алюминия

Аl₂О₃ можно получить следующими способами:

1. Непосредственным сжиганием порошка металлического алюминия (вдуванием порошка алюминия в пламя горелки):

4Al + 3O₂ 2А1₂O₃

2. Путем превращения по приведенной ниже схеме:

Оксид алюминия -- твердое, тугоплавкое (темп. пл. 2050 °С) вещество белого цвета.

По химическим свойствам это амфотерный оксид (I, § 37). Реагирует с кислотами, проявляет свойства основных оксидов:

А1₂O₃ + 6НС1 2А1С1₃ + 3Н₂O

Al₂O₃ + 6H⁺ +6С1^- 2Al³⁺ + 6С1^- + 3Н₂O

А1₂O₃ + 6Н⁺ 2A1³⁺ + 3Н₂O

Оксид алюминия реагирует со щелочами и проявляет свойства кислотных оксидов. Причем при сплавлении образуются соли метаалюминиевой кислоты НА1O₂, т. е. мета-алюминаты:

Al₂O₃ + 2NaOH 2NaA10₂ + H₂0

В присутствии воды реакция протекает иначе:

А1₂О₃ + 2NаОН + Н₂O 2[NaA1O₂ ^. H₂O]

Это объясняется тем, что в водном растворе алюминат натрия NaA1O₂ присоединяет одну или две молекулы воды, что можно изобразить так:

а) NaA1O₂-Н₂О, или NaH₂A1O₃; б) NaA1O₂-2H₂O, или NaAl(OH)₄.

Гидроксид алюминия

Гидроксид алюминия А1(ОН)₃ получают при взаимодействии раствора щелочи с растворами солей алюминия (раствор щелочи нельзя брать в избытке):

АlCl₃ + NaOН Al(OH)₃ + 3NaCl

A1³⁺ + 3Cl^- + 3Na⁺ + 3OH^- Al(OH)₃ + 3Na⁺ + 3С1^-

Аl³⁺ + 3ОН^- А1(ОН)₃

Если белую желеобразную массу гидроксида алюминия выделить из раствора и высушить, то получается белое кристаллическое вещество, практически не растворяющееся в воде.

Гидроксид алюминия (как и его оксид) обладает амфотерными свойствами. Подобно всем основаниям гидроксид алюминия реагирует с кислотами. При сплавлении гидроксида алюминия со щелочами образуются метаалюминаты, а в водных растворах -- гидраты метаалюминатов:

А1(OH)₃ + NaOH NaА1O₂ + 2Н₂O

А1(OH)₃ + NaOH NaH₂А1O₃ + Н₂O

Соли алюминия получают в основном при взаимодействии металлического алюминия с кислотами. По физическим свойствам это твердые кристаллические вещества, хорошо растворимые в воде. Химические свойства солей алюминия аналогичны свойствам других солей ([3], с. 98--99). Так как соли алюминия образованы слабым основанием и сильной кислотой, то они в водных растворах подвергаются гидролизу (с. 18).

Ответьте на вопросы 7--10 (с. 138). Решите задачу 3 (с. 138 [3]).

Генетическая связь между алюминием и его важнейшими соединениями (схема 20).

Схема 20

Выполните упражнение 11.

Далее в учебнике по этой теме приводятся задачи на закрепление материала. Также в учебнике приводится лабораторный эксперимент (с. 139) [3].

Таким образом, из вышеизложенного материала можно сделать вывод, что в школьной программе на изучение данной темы отводится очень мало часов, и, кроме этого, практически нет сведений об экологических аспектах этой темы.

1.2 V-A группа. Азот

1.2.1 Некоторые соединения азота и их свойства

1.2.1.1 Оксиды азота

N₂⁺¹O - оксид азота(I), закись азота, «веселящий» газ, несолеобразующий оксид. Получают N₂O разложением аммиачной селитры:

N₂O имеет слабый приятный запах и сладковатый вкус. С кислородом, водой, растворами кислот и щелочей не реагирует. Разлагается на элементы при температуре выше 500 °С, иными словами, достаточно устойчив.

Строение: у кислорода 2 неспаренных электрона, у азота 3 - образуется двойная связь и один неспаренный электрон в остатке. Можно предположить, что молекулы NO будут спариваться и образовывать димерную молекулу ONNO. Строение молекулы: линейная молекула О=N=N, в которой центральный атом N четырехвалентен. Он образует две двойные связи: одну - с кислородом по типичной схеме создания ковалентной связи (два электрона азота, два электрона кислорода), другую - с атомом азота (который два из своих трех неспаренных электронов спаривает и образует за счет этого пустую орбиталь), одна из связей ковалентная, вторая донорно-акцепторная (рис. 1). Установка для получения оксида азота(I) состоит из штативов, пробирки, пробки с газоотводной трубкой, кристаллизатора, цилиндра и спиртовки (рис. 2). В пробирку помещают NH₄NO₃, закрывают пробкой с газоотводной трубкой и нагревают. Газ собирают в цилиндр, наполненный водой.

Рис. 1. Молекула оксида азота(I) - N₂O

Оксид N₂O разлагается при нагревании:

Оксид N₂O реагирует с водородом:

N⁺²O - оксид азота(II), несолеобразующий оксид. Получают NO реакцией меди с кислотой HNO₃ (разб.) (рис. 3).

Кристаллическая решетка молекулярная; молекула легкая, слабополярная (электроотрицательность кислорода немного выше, чем у азота). Можно предположить, что температуры плавления и кипения будут низкими, но выше, чем у азота, т. к. полярность молекулы дает возможность подключать электростатические силы притяжения к просто межмолекулярным силам. Образование димера тоже способствует повышению температуры кипения. Строение молекулы позволяет предположить и невысокую растворимость в воде. Оксид азота(II) не имеет ни цвета, ни запаха.

Для получения оксида азота(II) в пробирку помещают немного медных стружек и заливают разбавленную азотную кислоту. Пробирку закрывают пробкой с газоотводной трубкой и укрепляют в штативе. Конец газоотводной трубки опускают в кристаллизатор с водой и далее в цилиндр (рис. 3). При нагревании выделяется NO. NO легко окисляется кислородом воздуха, т. е. действует как восстановитель:

В реакции с сернистым газом оксид NO - окислитель:

N⁺²₂O₃ - оксид азота(III), азотистый ангидрид (ему соответствуют азотистая кислота HNО₂ и соли нитриты); это кислотный оксид, для него характерны все свойства кислотных оксидов. Получают оксид N₂O₃ по реакции:

NO₂ + NO N₂O₃.

N⁺⁴O₂- оксид азота(IV), диоксид азота, бурый газ (токсичен).

Рассмотрим электроны азота в молекуле NО. Это неспаренный электрон, свободная пара электронов и еще два электрона на связи с кислородом - всего пять. А у атома кислорода, «выходящего на связь», шесть электронов на четырех орбиталях. Если расположить их по два, то одна орбиталь останется свободной. Именно ее и занимает пара электронов атома азота (рис. 4, 5).

Рис. 4. Схема электронного строения молекулы NO₂ (первый вариант). (Точками обозначены электроны атомов О, крестиками - электроны атома N)

Рис. 5. Схема электронного строения молекулы NO₂ (второй вариант). (Звездочкой обозначен возбужденный атом O, стрелкой - донорно-акцепторная связь.

Раз пара электронов, находящаяся на s-орбитали, «пошла на связь», она просто обязана подвергнуться гибридизации. Возникает вопрос: какой тип гибридизации использует атом? Ответ: три электронные орбитали азота находятся в состоянии sp²-гибридизации. Молекула NO₂ угловая, угол 134° (угол больше 120° потому, что 1 электрон отталкивает от себя электроны связи слабее, чем пара электронов) (рис. 6, 7).

Кристаллическая решетка молекулярная, однако, поскольку сама молекула тяжелее NO и склонность к димеризации у нее заметно выше, то плавиться и кипеть это вещество должно при заметно более высоких температурах. Температура кипения составляет 21 °С, поэтому при обычных условиях - 20 °С и 760 мм рт. ст. - оксид азота(IV) жидкий.

Оксид азота (IV) в воде растворяется, одновременно с ней реагируя, и получается при этом сразу две кислоты.

Рис. 6. Молекула NO₂ -- вид «сверху»

Рис. 7. Молекула NO₂ - вид «сбоку», со стороны донорно-акцепторной связи. (Второй атом кислорода не виден за орбиталями атома азота. Заштрихованные кружки - это гибридизованные орбитали атомов, направленные к читателю.)

Оксид азота(IV) имеет и характерный резкий запах, и рыжевато-бурый цвет, оттенки которого отличаются друг от друга в зависимости от концентрации. Именно за этот цвет выбросы оксидов азота в атмосферу называют «лисьими хвостами» [4].

Реакции оксида NO₂

1) С водой:

2NO₂ + Н₂O = НNO₃ + НNO₂.

2) С щелочами:

2NO₂ + 2NaOH = NаNО₃ + NаNО₂ + Н₂O.

3) Димеризация при охлаждении:

При температуре -11 °С равновесие полностью смещено вправо, а при +140 °С - целиком влево.

N⁺⁵₂O₅ - оксид азота(V), азотный ангидрид, кислотный оксид, сильный окислитель. Оксид N₂O₅ легко разлагается:

2N₂O₅ = 4NO₂ + O₂.

1.2.1.2 Азотная кислота

Из гидроксидов азота мы рассмотрим наиболее многотоннажный - азотную кислоту.

Молекула азотной кислоты полярна (из-за разной электроотрицательности кислорода и водорода, потому что азот как бы скрыт внутри молекулы) и асимметрична. Все три имеющихся в ней угла между связями азота с кислородом разные. Формальная степень окисления азота высшая (+5). Но при этом только 4 связи у атома азота с другими атомами - валентность азота равна 4.

Строение молекулы легче понять, если рассмотреть процесс ее получения. Азотная кислота получается при реакции оксида азота(IV) с водой (в присутствии кислорода): две молекулы NO₂ одновременно «атакуют» молекулу воды своими неспаренными электронами, в результате связь водорода с кислородом разрывается не как обычно (пара электронов у кислорода и «голый протон»), а одной молекуле NO₂ достается водород со своим электроном, другой - радикал ОН (рис. 8). Образуются две кислоты: обе кислоты сильные, обе быстро отдают свой протон ближайшим молекулам воды и остаются в итоге в виде ионов NO₂^- и NO₃^-. Ион NO₂^- нестоек, две молекулы НNО₂ разлагаются на воду, NО₂ и NО. Оксид NO реагирует с кислородом, превращаясь в NО₂, и так до тех пор, пока не получится одна только азотная кислота.

Рис. 8. Схема образования молекул азотной и азотистой кислот. (Черный шар - атом N, большие белые шары - атомы O, маленькие белые шарики - атомы H.)

Формально выходит, что с одним атомом кислорода атом азота связан двойной связью, а с другим - обычной одинарной связью (этот атом кислорода связан еще и с атомом водорода). С третьим атомом кислорода азот в HNO₃ связан донорно-акцепторной связью, причем в качестве донора выступает атом азота. Гибридизация атома азота при этом должна быть sр² из-за наличия двойной связи, что определяет структуру - плоский треугольник. Реально получается, что действительно фрагмент из атома азота и трех атомов кислорода - плоский треугольник, только в молекуле азотной кислоты этот треугольник неправильный - все три угла ОNО разные, следовательно, и разные стороны треугольника. Когда же молекула диссоциирует, треугольник становится правильным, равносторонним. Значит, и атомы кислорода в нем становятся равноценными. Одинаковыми становятся и все связи.

Физические свойства азотной кислоты

Соединение ионизированное, пусть даже и частично, сложно перевести в газ. Таким образом, температура кипения должна бы быть достаточно высокой, однако при такой небольшой молекулярной массе температура плавления высокой быть не должна. Следовательно, агрегатное состояние при 20°С жидкое. Что касается растворимости, то, как и многие другие полярные жидкости, азотная кислота легко смешивается с водой в любых соотношениях. Чистая азотная кислота бесцветна и не имеет запаха. Однако из-за разложения на кислород и оксид азота(IV), который в ней же и растворяется, можно сказать, что обычная концентрированная азотная кислота имеет желто-бурый цвет и характерный для NO₂ резкий запах. Посмотрим, как влияет строение молекулы азотной кислоты на ее химические свойства.

НNО₃ - cильный окислитель

При взаимодействии НNО₃ с металлами (М) водород не выделяется:

М + НNО₃ соль + вода + газ.

Смесь HNO₃ (конц.) с HCl (конц.) в объемном соотношении 1:3 (1V HNO₃ + 3V HCl) называют «царской водкой».

Au + HNO₃ + 3HCl = AuCl₃ + NO + 2H₂O.

Азотная кислота не реагирует с другими кислотами по типу реакций обмена или соединения. Однако вполне способна реагировать как сильный окислитель. В смеси концентрированных азотной и соляной кислот протекают обратимые реакции, суть которых можно обобщить уравнением:

Образующийся атомарный хлор очень активен и легко отбирает электроны у атомов металлов, а хлорид-ион образует устойчивые комплексные ионы с получающимися ионами металлов. Все это позволяет перевести в раствор даже золото. Концентрированная H₂SO₄ как сильное водоотнимающее средство способствует реакции разложения азотной кислоты на оксид азота(IV) и кислород. Азотная кислота - одна из сильных неорганических кислот и, естественно, со щелочами реагирует. Реагирует она также и с нерастворимыми гидроксидами, и с основными оксидами [4].

При изучении темы «Азот. Соединения азота» пользуются учебником химии под редакцией Г.Е. Рудзитис, Ф.Г. Фельдман, также учебником за 9 класс под редакцией Н.С. Ахметова. Дидактическим материалом служит книга по химии для 8-9 классов под редакцией А. М. Радецкого, В. П. Горшкова; используются задания для самостоятельной роботы по химии за 9 класс под редакцией Р.П. Суровцева, С.В. Софронова; используется сборник задач по химии для средней школы и для поступающих в вузы под редакцией Г.П. Хомченко, И.Г. Хомченко. На изучение этой темы отводится 7 ч [3, 5].

1.3 VI-А группа периодической системы

Кислород - элемент с порядковым номером 8, и атомной массой 16. Находится во втором периоде, в главной подгруппе 6 группы.

Атом кислорода состоит из 8 протонов; 8 нейтронов, составляющих ядро и 8 электронов, движущихся вокруг ядра (8р⁺ + 8р⁰)8е^-. Известны 3 стабильных изотопа кислорода, , , . В природе наиболее распространен . Искусственным путем получены три нестабильных изотопа - , , .

Нахождение в природе

Кислород - самый распространенный элемент на Земле. Он составляет 47% от массы земной коры. Его содержание в воздухе составляет 20,95% по объему или 23,1% по массе. В связанном виде кислород входит в состав воды, горных пород, многих минералов, солей, содержится в белках, жирах и углеводах из которых состоят живые организмы. Кислород является основой поддерживающей аэробное дыхание живых организмов.

Физические свойства

В нормальных условиях кислород - газ без цвета, вкуса и запаха, немного тяжелее воздуха. В воде мало растворим (в 1л воды при 20С растворяется 31мл кислорода). При температуре -183С и давлении 101,325кПа кислород переходит в жидкое состояние. Жидкий кислород имеет голубоватый цвет и втягивается в магнитное поле.

Строение атома кислорода

Атом кислорода имеет следующее строение

1s² 2s² 2p⁴

Кислород имеет на внешнем энергетическом уровне 6 электронов, 2 из которых неспаренные. Поэтому в невозбужденном состоянии валентность кислорода равна двум. Отсутствие свободных орбиталей на внешнем уровне кислорода не дает возможности увеличить число неспаренных электронов, и поэтому «два» - его единственная валентность.

Т.к. для завершения внешнего электронного уровня атому кислорода не хватает двух электронов, он энергично принимает их и проявляет степень окисления -2. Однако в соединениях со фтором (OF₂ и O₂F₂) общие электронные пары смещены ко фтору, как к более электроотрицательному элементу. В этом случае степени окисления кислорода соответственно равны +2 и +1.

Строение молекулы кислорода

Электронная конфигурация молекулы кислорода с 16 электронами на основании соответствующей ей диаграммы энергетических уровней должна иметь такой вид.

О₂: (1s)²(*1s)²(2s)²(*2s)²(2p_x)²(2p_y)²(2p_z)²(*2p_y)¹(*2p_z)^{1 *} -

разрыхляющие орбитали

Химические свойства

Кислород образует соединения со всеми химическими элементами, кроме легких инертных газов - He, Ne, Ar, фтора, хлора, золота и платиновых металлов, причем со всеми элементами он реагирует непосредственно, при этом выделяются теплота и свет. Такие реакции называются горением.

При взаимодействии кислорода с простыми веществами - металлами и неметаллами образуются оксиды:

1. При сгорании серы на воздухе или в кислороде образуется оксид серы (IV):

S + O₂ SO₂

2. При температуре электрической дуги (3000-4000 С) азот реагирует с кислородом:

N₂ + O₂ 2NO

3. При полном сгорании углерода образуется оксид углерода (IV):

С + О₂ СО₂

При неполном сгорании образуется оксид углерода (II):

2С + О₂ 2СО

4. Фосфор сгорает в кислороде ярким пламенем с образованием белого дыма, состоящего из твердых частиц оксида фосфора (V):

4Р + 5О₂ 2Р₂О₅

В недостатке кислорода фосфор сгорает с образованием оксида фосфора (III):

4Р + 3О₂ 2Р₂О₃

5. Водород горит в кислороде с выделением значительного количества теплоты:

2Н₂ + О₂ = 2Н₂О

Смесь водорода с кислородом (2 объема Н₂ и 1 объем О₂) при поджигании сильно взрывается и потому носит название гремучего газа.

6. Алюминий в виде порошка сгорает в кислороде с образованием оксида алюминия:

4 Al + 3O₂ 2Al₂O₃

7. Железо на воздухе окисляется образуя защитную оксидную пленку, препятствующую ржавлению металла:

3Fe + 2O₂ Fe₂O₃FeO (Fe₃O₄)

8. Кальций быстро сгорает в воздухе с образованием оксида кальция:

2Са + О₂ 2СаО

9. Магний на воздухе горит ослепительно белым пламенем:

2Mg + O₂ 2MgO

10. Если натрий и калий окислять в небольшом количестве кислорода при температуре около 180 С, то получаются оксиды:

4Na + O₂ 2Na₂O

4K + O₂ 2K₂O

11. Все органические вещества горят с выделением углекислого газа и воды:

СН₄ + О₂ СО₂+ Н₂О

С₂Н₅ОН + О₂ СО₂+ Н₂О

СН₃СООН + О₂ СО₂+ Н₂О

12. Многие неорганические вещества также сгорают в кислороде:

Н₂S + 3O₂ 2SO₂ + 2H₂O

4NH₃ + 3O₂ 2N₂ + 6H₂O

13. Кислород участвует в реакциях неполного окисления:

Способы получения кислорода:

1. В промышленности

а) Основным источником промышленного получения кислорода является воздух, который сжижают и затем фракционируют. Вначале выделяется азот (t_кип=-195 С), а в жидком состоянии остается почти чистый кислород, т.к. его температура кипения выше (-183 С).

б) Широко распространен электролизный способ получения кислорода:

Диссоциация воды Н₂ОН⁺ + ОН^-

Анод 4ОН^- - 4е^- = 2Н₂О + О₂

Катод 2Н⁺ + 2е^- = Н₂

Общий электролиз воды сводится к уравнению:

2Н₂О 2Н₂ + О₂

2. В лаборатории

а) разложением при нагревании бертолетовой соли (хлората калия) в присутствии катализатора MnO₂

KClO₃ 2KCl + 3O₂

б) разложением при нагревании перманганата калия:

2KMnO₄ K₂MnO₄ + MnO₂ + O₂

в) разложением перекиси водорода в присутствии катализатора MnO₂:

2Н₂О₂ 2Н₂О + О₂

г) термическое разложение нитратов щелочных металлов:

2NaNO₃ 2NaNO₂ + O₂

д) взаимодействие пероксидов щелочных металлов с углекислым газом:

2Na₂O₂ + 2CO₂ 2Na₂CO₃ + O₂

е) разложение оксида ртути при нагревании:

2HgO 2Hg + O₂

Применение кислорода

Кислород применяется для ускорения процессов окисления: вместо обыкновенного воздуха применяют кислород или воздух, обогащенный кислородом. Кислород используют для интенсификации окислительных процессов в химической промышленности (производство серной и азотной кислот).

Металлургическая промышленность расходует много кислорода. Он используется для получения высоких температур.

В медицине кислород используется для облегчения дыхания. Он применяется также в кислородных приборах при выполнении работ в трудной для дыхания атмосфере.

Аллотропные модификации кислорода

В свободном виде кислород существует в двух аллотропных модификациях О₂ и О₃. Аллотропия - это явление образования нескольких простых веществ одним элементом.

Элемент кислород О

В данном случае аллотропные модификации отличаются друг от друга составом молекул, а также физическими и химическими свойствами.

Озон - простое вещество, аллотропическое видоизменение кислорода. Молекула его трехатомна - О₃. При обычных условиях озон - резко пахнущий взрывчатый газ, обладающий окислительным действием.

1. Физические свойства

Озон - газ синего цвета, жидкость темно-синего цвета, твердое вещество - фиолетовые кристаллы. t_кип = -112 С, t_плавл. = -192,5 С. В небольших концентрациях полезен, т.к. убивает болезнетворные бактерии; в больших концентрациях токсичен. Разрушает органические вещества, окисляет многие металлы, в том числе золото и платину. В жидком состоянии неустоячив и иногда взрывается.

2. Строение молекулы озона

Молекула О₃ диамагнитна, имеет угловую форму и обладает некоторой полярностью ( = 0,52 D). Длина связи равна 1,26 А, угол связи равен 116,5 .

О

О О

Центральный атом кислорода молекулы О₃ находится в состоянии sp²-гибридизации (за счет 2s-, 2p_x-, 2p_y - орбиталей). Две из гибридных sp²-орбиталей центрального атома участвуют в образовании двух -связей О-О (двух молекулярных ^св орбиталей). Третья sp²-гибридная орбиталь (молекулярная -орбиталь) содержит неподеленную электронную пару.

Химические свойства

1. Озон выделяет йод из йодида калия

2KI + O₃ + H₂O I₂ + 2KOH + O₂

Этот свободный йод реагирует с крахмалом и дает синее окрашивание. Это качественная реакция на озон.

2. При обычных условиях озон окисляет многие малоактивные металлы:

8Ag + 2O₃ 4Ag₂O + O₂

3. При действии озона на твердые гидроксиды образуются озониды:

4KOH + 4O₃ 4KO₃ + O₂ + 2H₂O

4. Озон реагирует со многими сложными веществами:

Mn(OH)₄ + O₃ + NaOH Na₂MnO₄ + O₂ + 3H₂O

6Fe(OH)₂ + O₃ +3H₂O 6Fe(OH)₃

O₃ + FeSO₄ + H₂SO₄ Fe₂(SO₄)₃ + O₂ + H₂O

Применение озона

Применение озона основано на окислительных свойствах. Озон - хорошее дезинфицирующее средство, поэтому его применяют при очистке воды (озонирование) и воздуха - он обеззараживает их.

1.3.2 Опорные конспекты, схемы и таблицы по теме «Халькогены»

В целях интенсификации процесса обучения в ходе проведения лекции по теме учителем совместно с учащимися составляются опорные конспекты. [8]

ЭЛЕМЕНТЫ ГЛАВНОЙ ПОДГРУППЫ VI ГРУППЫ (халькогены)

Строение внешнего энергетического слоя атомов элементов этой подгруппы:

О, S - ns², np⁴; Se, Те, Ро - (n - 1)d¹⁰, ns², np⁴. В общем виде ns², np⁴.

При переходе в возбужденное состояние у всех атомов халькогенов (кроме кислорода) может увеличиваться число неспаренных электронов за счет перехода электронов с ns- и nр- подуровней на свободный nd- подуровень. При этом проявляются следующие валентные состояния.

· Валентность, равная IV.

ns², np³, nd¹

· Валентность, равная VI.

·

ns¹, np³,.nd²

СЕРА

Электронная формула серы 1s², 2s², 2p⁶, 3s², 3р⁴

Электронно-графическая формула внешнего электронного слоя:

При переходе в возбужденное состояние происходит переход по одному электрону с 3s- и 3р-орбиталей на свободную 3d-орбиталь:

В связи с этим у серы возможны проявления II, IV, VI валентностей. Возможные степени окисления -2, 0, +2, +4, +6.

Например: H₂S^-2 S⁰ S⁺²O S⁺⁴O₂ S⁺⁶O₃

Таблица 1. Химические свойства серы

ГЛАВА 2. р-ЭЛЕМЕНТЫ С ТОЧКИ ЗРЕНИЯ ХИМИКА-ЭКОЛОГА

2.1 III-А группа

2.1.1.1 Распространение в природе

Бор никогда не встречается в природе в свободном состоянии, он всегда оказывается связанным с кислородом. В этой форме он присутствует в борной кислоте Н₃BO₃, которая содержится в воде горячих источников вулканических местностей. Кроме того, в природе распространены многочисленные соли борной кислоты. Из этих солей наиболее известна бура или тинкал Na₂B₄О₇ ^. 10Н₂О. Техническое значение имеют борацит 2Mg₃B₈O₁₅ ^. MgCl₂, пандермит Са₂B₆О₁₁ ^. 3Н₂О, колеманит Са₂B₆О₁₁ ^. 5Н₂О, кернит Na₂B₄О₇ ^. 4Н₂О.

Необходимо указать и следующие минералы, которые являются производными борной кислоты: борокальцит СаB₄О₇ ^. 4Н₂О, борнонатрокальцит NaСаB₅О₉ ^. 6Н₂О, гидроборацит MgCaB₆О₁₁ ^. 6Н₂О, боромагнезит 2Mg₅B₄О₁₁ ^. 5Н₂О, сингалит MgAlBО₄ и др. [9-11].

2.1.1.2 Биохимическая роль

Бор и его соединения имеют большое значение в народном хозяйстве. Изотоп ₅¹⁰B, поглощающий нейтроны, применяют в ядерной технике для замедления ядерных цепных реакций. Бура и борная кислота издавна применяется в медицине как антисептики.

Физиологическая и биологическая активность бора очень высока. Бор способен влиять на важнейшие процессы биохимии животных и растений. Вместе с Mn, Cu, Zn и Мо бор входит в число пяти жизненно важных микроэлементов. Бор концентрируется в костях и зубах, в мышцах, в костном мозгу, печени и щитовидной железе. Вероятно, что он ускоряет рост и развитие организмов. Это видно из влияния бора на растения. При борном голодании значительно уменьшается урожай и особенно количество семян. Для жизнедеятельности животных важно его нахождение в молоке (коровьем) и в желтке куриных яиц. Некоторые растения (кормовые травы и сахарная свекла) собирают по несколько граммов бора с гектара угодий. Бор содержится в значительных количествах в жировых тканях некоторых животных, пасущихся на пастбищах, обогащенных бором. Состав соединений бора в организме неизвестен. Установлено, что бор тормозит кишечную амилазу и кишечные протеиназы, усиливает действие инсулина и тормозит окисление адреналина, ослабляет витамины В₂ и В₁₂. При избытке бора появляются борные энтериты. Избыточное содержание бора ведет к заболеванию растений. Пшеница и овес страдают при наличии 0,7 - 0,8 мгВ/кг почвы. Борьба с засолением почв бором ведется с помощью промывки борных почв [9-11].

2.1.2 Алюминий

2.1.2.1 Распространение в природе

По своей распространенности алюминий среди элементов занимает третье место, среди металлов - первое. Он встречается главным образом в виде двойных силикатов, в полевых шпатах и слюдах и в продуктах их выветривания - глинах. В свободном состоянии алюминий никогда не встречается. Окись алюминия Al₂O₃ встречается в виде корунда и наждака. Из гидроокисей боксит AlO(OH) имеет наибольшее техническое значение в качестве основного исходного продукта для получения, Большое значение имеет также криолит Na₃AlF₆.