Общая валентная электронная формула элементов IA группы – ns1, а элементов IIА группы – ns2.

Большие размеры атомов и незначительное число валентных электронов приводят к тому, что атомы этих элементов (кроме бериллия) склонны отдавать свои валентные электроны. Наиболее легко отдают свои валентные электроны атомы элементов IA группы (см. приложение 6), при этом из атомов щелочных элементов образуются однозарядные катионы, а из атомов щелочноземельных элементов и магния – двухзарядные катионы. Степени окисления в соединениях у щелочных элементов равна +I, а у элементов IIA группы – +II.

Простые вещества, образуемые атомами этих элементов, – металлы. Литий, натрий, калий, рубидий, цезий и франций называют щелочными металлами, так как их гидроксиды представляют собой щелочи. Кальций, стронций и барий называют щелочноземельными металлами. Химическая активность этих веществ увеличивается по мере увеличения атомного радиуса.

Из химических свойств этих металлов наиболее важны их восстановительные свойства. Щелочные металлы – сильнейшие восстановители. Металлы элементов IIA группы также довольно сильные восстановители.

Все они (кроме бериллия) реагируют с водой (магний при кипячении):

2M + 2H2O = 2M aq + 2OHaq + H2 ,

M + 2H2O = M2 + 2OH + H2 .

В случае магния, кальция и стронция из-за малой растворимости образующихся гидроксидов реакция сопровождается образованием осадка:

M2 + 2OH = Mg(OH)2

Щелочные металлы реагируют с большинством неметаллов:

2M + H2 = 2MH (при нагревании),

4M + O2 = 2M2O (M – Li),

2M + Cl2 = 2MCl (при обычных условиях),

2M + S = M2S (при нагревании).

Из щелочных металлов, сгорая в кислороде, обычный оксид образует только литий. Остальные щелочные металлы образуют пероксиды (M2O2) или надпероксиды (MO2 – соединения, содержащие надпероксид-ион с формальным зарядом –1 е).

Как и щелочные металлы, металлы элементов IIA группы реагируют со многими неметаллами, но при более жестких условиях:

M + H2 = MH2 (при нагревании; кроме бериллия),

2M + O2 = 2MO (при обычных условиях; Be и Mg – при нагревании),

M + Cl2 = MCl2 (при обычных условиях),

M + S = MS (при нагревании).

В отличие от щелочных металлов с кислородом они образуют обычные оксиды.

С кислотами спокойно реагирует только магний и бериллий, остальные простые вещества очень бурно, часто со взрывом.

Бериллий реагирует с концентрированными растворами щелочей:

Be + 2OH + 2H2O = [Be(OH)4]2 + H2

В соответствии с положением в ряду напряжений с растворами солей реагируют только бериллий и магний, остальные металлы в этом случае реагируют с водой.

Являясь сильными восстановителями, щелочные и щелочноземельные металлы восстанавливают многие менее активные металлы из их соединений, например, при нагревании протекают реакции:

4Na + MnO2 = 2Na2O + Mn;

2Ca + SnO2 = 2CaO + Sn.

Общий для всех щелочных металлов и металлов IIA группы промышленный способ получения – электролиз расплавов солей.

Кроме бериллия оксиды всех рассматриваемых элементов – основные оксиды, а гидроксиды – сильные основания (у бериллия эти соединения амфотерные, гидроксид магния – слабое основание).

Усиление основных свойств гидроксидов с увеличением порядкового номера элемента в группе легко прослеживается в ряду гидроксидов элементов IIA группы. Be(OH)2 – амфотерный гидроксид, Mg(OH)2 – слабое основание, Ca(OH)2, Sr(OH)2 и Ba(OH)2 сильные основания, но с увеличением порядкового номера растет их растворимость, и Ba(OH)2 уже можно отнести к щелочам.

НАДПЕРОКСИДЫ

1.Составьте сокращенные электронные формулы и энергетические диаграммы атомов элементов IA и IIA групп. Укажите внешние и валентные электроны.

2.По каким причинам водород помещают в IA группу, а по каким – в VIIA группу?

3.Составьте уравнения реакций следующих веществ с избытком кислорода: Li, Na, K, LiH, NaH, Li3N, Na2C2.

4.Кристаллы некоторого вещества состоят из однозарядных ионов. В состав каждого иона входит по 18 электронов. Составьте а) простейшую формулу вещества; б) сокращенные электронные формулы ионов; в) уравнение одной из реакций получения этого вещества; г) два уравнения реакций с участием этого вещества.

70. Водоро́д— первый элемент периодической системы элементов; обозначается символом H. Название представляет собой кальку с латинского: лат. Hydrogenium (от др.-греч. ὕδωρ — «вода» и γεννάω — «рождаю») — «порождающий воду». Широко распространён в природе. Катион (и ядро) самого распространённого изотопа водорода 1H — протон.

Три изотопа водорода имеют собственные названия: 1H — протий (Н), 2H — дейтерий (D) и 3H — тритий (радиоактивен) (T).

Простое вещество водород — H2 — лёгкий бесцветный газ. В смеси с воздухом или кислородом горюч и взрывоопасен. Нетоксичен[2]. Растворим в этаноле и ряде металлов: железе, никеле, палладии, титане, платине.

Химические свойства Водорода. В большинстве соединений Водород проявляет валентность (точнее, степень окисления) +1, подобно натрию и другим щелочным металлам; обычно он и рассматривается как аналог этих металлов, возглавляющий I группу системы Менделеева. Однако в гидридах металлов ион Водорода заряжен отрицательно (степень окисления -1), то есть гидрид Na+H- построен подобно хлориду Na+Cl-. Этот и некоторые других факты (близость физических свойств Водорода и галогенов, способность галогенов замещать Водород в органических соединениях) дают основание относить Водород также и к VII группе периодической системы. При обычных условиях молекулярный Водород сравнительно мало активен, непосредственно соединяясь лишь с наиболее активными из неметаллов (с фтором, а на свету и с хлором). Однако при нагревании он вступает в реакции со многими элементами. Атомарный Водород обладает повышенной химические активностью по сравнению с молекулярным. С кислородом Водород образует воду:

Н2 + 1/2О2 = Н2О

с выделением 285,937 кДж/моль, то есть 68,3174 ккал/моль тепла (при 25°С и 1 атм). При обычных температурах реакция протекает крайне медленно, выше 550°С - со взрывом. Пределы взрывоопасности водородо-кислородной смеси составляют (по объему) от 4 до 94% Н2, а водородо-воздушной смеси - от 4 до 74% Н2 (смесь 2 объемов Н2 и 1 объема О2 называется гремучим газом). Водород используется для восстановления многих металлов, так как отнимает кислород у их оксидов:

CuO + H2 = Cu + H2O,

Fe3O4 + 4H2 = 3Fe + 4Н2О, и т. д.

С галогенами Водород образует галогеноводороды, например:

Н2 + Cl2 = 2НСl.

При этом с фтором Водород взрывается (даже в темноте и при - 252°С), с хлором и бромом реагирует лишь при освещении или нагревании, а с иодом только при нагревании. С азотом Водород взаимодействует с образованием аммиака:

ЗН2 + N2 = 2NН3

лишь на катализаторе и при повышенных температуpax и давлениях. При нагревании Водород энергично реагирует с серой:

Н2 + S = H2S (сероводород),

значительно труднее с селеном и теллуром. С чистым углеродом Водород может реагировать без катализатора только при высоких температуpax:

2Н2 + С (аморфный) = СН4 (метан).

Водород непосредственно реагирует с некоторыми металлами (щелочными, щелочноземельными и другими), образуя гидриды:

Н2 + 2Li = 2LiH.

Важное практическое значение имеют реакции Водорода с оксидом углерода (II), при которых образуются в зависимости от температуры, давления и катализатора различные органические соединения, например НСНО, СН3ОН и другие. Ненасыщенные углеводороды реагируют с Водородом, переходя в насыщенные, например:

СnН2n + Н2 = СnН2n+2.

Роль Водород и его соединений в химии исключительно велика. Водород обусловливает кислотные свойства так называемых протонных кислот. Водород склонен образовывать с некоторыми элементами так называемую водородную связь, оказывающую определяющее влияние на свойства многих органических и неорганических соединений.

Получение Водорода. Основные виды сырья для промышленного получения Водорода - газы природные горючие, коксовый газ и газы нефтепереработки. Водород получают также из воды электролизом (в местах с дешевой электроэнергией). Важнейшими способами производства Водорода из природного газа являются каталитическое взаимодействие углеводородов, главным образом метана, с водяным паром (конверсия):

СН4 + H2О = СО + ЗН2,

и неполное окисление углеводородов кислородом:

СН4 + 1/2О2 = СО + 2Н2

Образующийся оксид углерода (II) также подвергается конверсии:

СО + Н2О = СО2 + Н2.

Водород, добываемый из природного газа, самый дешевый.

Из коксового газа и газов нефтепереработки Водород выделяют путем удаления остальных компонентов газовой смеси, сжижаемых более легко, чем Водород, при глубоком охлаждении. Электролиз воды ведут постоянным током, пропуская его через раствор КОН или NaOH (кислоты не используются во избежание коррозии стальной аппаратуры). В лабораториях Водород получают электролизом воды, а также по реакции между цинком и соляной кислотой. Однако чаще используют готовый заводской Водород в баллонах.

Применение Водорода. В промышленном масштабе Водород стали получать в конце 18 века для наполнения воздушных шаров. В настоящее время Водород широко применяют в химической промышленности, главным образом для производства аммиака. Крупным потребителем Водорода является также производство метилового и других спиртов, синтетического бензина и других продуктов, получаемых синтезом из Водорода и оксида углерода (II). Водород применяют для гидрогенизации твердого и тяжелого жидкого топлив, жиров и других, для синтеза HCl, для гидроочистки нефтепродуктов, в сварке и резке металлов кислородо-водородным пламенем (температура до 2800°С) и в атомно-водородной сварке (до 4000°С). Очень важное применение в атомной энергетике нашли изотопы Водорода - дейтерий и тритий.

.71-69

72. Оксиды, пероксиды и гидроксиды

При сжигании в атмосфере кислорода щелочных металлов образуются пероксиды M 2O 2. Только литий при обычных условиях сгорает в кислороде до Li 2O. Начиная с калия, наряду с M 2O 2, образуются надпероксиды (KO 2, RbO 2, CsO 2) и озониды (KO 3, CsO 3).

Щелочноземельные элементы при взаимодействии с кислородом при аналогичных условиях дают оксиды, пероксиды получаются труднее, чем для щелочных элементов. Так, пероксид бария BaO 2 получают нагреванием на воздухе оксида бария при 700 ºC. Пероксиды остальных металлов этой группы получают «мокрым» способом при действии пероксида водорода на гидроксиды: