Карбонатная (временная) жесткость

определяется наличием в воде растворимых гидрокарбонатов кальция и магния Ca(HCO3)2, Mg(HCO3)2.

Способы устранения карбонатной жесткости:

Кипячение:

Ca(HCO3)2 → CaCO3↓+CO2↑+H2O

Добавление гашеной извести:

Ca(HCO3)2+Са(ОН)2 →2CaCO3↓+ 2Н2О

Mg(HCO3)2+2Са(ОН)2 →2CaCO3↓+ Mg(ОН)2↓+2Н2О

Некарбонатная (постоянная) жесткость

обусловлена наличием растворимых солей кальция и магния, за исключением их гидрокарбонатов: CaCl2, CaSO4, MgCl2, MgSO4 и др.

Способы устранения:

1. Добавление соды:

CaCl2+Na2CO3=CaCO3↓+2NaCl

MgSO4+Na2CO3 + Н2О=Mg(ОН)2↓+Na2SO4 + СО2↑

2. Применение ионообменных смол:

R-H2 + Ca2+ → R-Ca + 2H+.

ЭлементыIIIAподгрупа.

В состав IIIА –подгруппы наряду с металлмиалюминиемAl, галлием Ga, индием In. Это проявление быстрого нарастания неметаллических свойств у элементов второго периода по мере увеличения порядкового номера. В отличие от рассмотренных ранее IА- и IIА- подгрупп, образованных только металлами.

Химические свойства. Бор образует преимущественно ковалентные связи. Степень ионности его наиболее полярной связи B-F равна 60 %. Связи с самой высокой ионностью образует алюминии, так как его электроотрицательность наименьшая в подгруппе.

Бинарные соединения. С подавляющим большинством элементов бор образует термодинамически устойчивые соединения. Исключение составляют многочисленные и разнообразные по строению молекул гидриды этого элемента.

Гидриды. Гидрид бора, отвечающий простейшей формуле BH3, в обычных условиях несуществует. Самое простое из которых диборан отвечает формуле B2H6. Для молекул гидридов бора, в том числе и для молекулы диборана характерен дефицит электронов.

На воздухе они воспламеняются и сгорают с выделением большого количества теплоты:

B2H6+3O2=B2O3+3H2O

При взаимодействии боранов с водой образуется борная кислота и выделяется водород:

B2H6+6H2O=2H3BO3+6H2

Галогениды. При обычных условиях галогениды бора находятся в разных агрегатных состояниях:

Фторид бора BF3 и хлорид бора BCl3. Все галогениды бора гидролизуются:

BCl3+3H2O=H3BO3+3HCL

Молекула галогенидов бора имеют форму плоского треугольника с углом ГВГ.

Оксид бора- кислотный оксид. При взаимодействии с водой он образует ортоборную кислоту:

B2O3+3H2O=2H3BO3

Сульфид как и оксид, сульфид бора B2S3 обычно существует в стеклообразном состоянии. Кристаллический сульфид бора имеет слоистую структуру.

Нитрид. Известны три кристаллические модификации нитрида бора BN. Все они химически инертны. Слои состоят из связанных между собой шестичленных циклов B3N3.

Молекулы галогенидов бора имеют форму плоского треугольника с углом ГВГ (гдеГ-галоген) 120 градусов, что объясняется переходом одного из электронов с 2s-подуровня на подуровень 2р. Наличие свободной орбитали придает галогенидам бора акцепторные свойства.

Ортоборная кислота. Часто ортоборную кислоту H3BO3 называют просто борной кислотой. Это бесцветное кристаллическое вещество. Слоистая структура кристаллов обусловлена образованием водородных связей между молекулами H3BO3. слабая кислота. В отличие от обычных кислот она не отщепляет катион Н+, а вызывает смещение равновесия диссоциации молекул воды, присоединяя за счет донорно- акцепторного взаимодействия гидроксид- ионы ОН-.

При нейтрализации ортоборной кислоты не образуются ортобораты, содержащие ион BO3, а получаются метабораты, например метаборат натрия:

H3BO3+NaOH=NaBO2+2H2O

Или соли полиборных кислот, например тетраборат натрия:

4H3BO3+2NaOH =Na2B4O7+7H2O

Co спиртами в присутствии серной кислоты H3BO3 образует летучие эфиры, при горении которых пламя окрашивается в зеленый цвет:

H3BO3+ 3C2H5OH=(C2H5O)B+3H2O

Эту реакцию используют в аналитической химии для обнаружения борной кислоты и борантов.

Ортоборная кислота слабо токсична для теплокровных животных и человека. В природе ортоборная кислота встречается в виде минерала сассолина.

Алюминий- химически активный металл, сильный восстановитель. При комнатной температуре он реагирует с хлором, бромом и иодом. После удаления защитной оксидной пленки алюминий интенсивно окисляется

 

14) элементы IVА- подгруппы отличаются друг от друга больше, чем элементы IIIА подгруппы. Углерод и кремний – неметаллы. Олово и свинец в целом обладают химическими свойствами металлов. Германий занимает промежуточное место между металлами. Общая электронная формула элементов I˅А-подгруппы ns2np2.

Известно несколько аллотропных модификации углерода.

Карбин- кристаллическая модификация углерода с цепочечным строением молекул. Цепи состоят из атомов углерода, электронные орбитали которых находятся в состоянии sp-гибридизации. Карбинвстречается в природе в видеминералачаоита и получаетсяискусственно.

Графит – темно-сероеиличерное, мягкое, жирное на ощупькристаллическоевеществосослабымметаллическомблеском. Он теплопроводен и обладает электрическойпроводимостью. При температуреоколо 3700градусов и атмосферномдавленииграфитвозгоняется без плавления. Графитимеетслоистую структуру, в которойплоскиеслоиобразованыправильнымишестиугольникамиизатомовуглерода. Электронныеорбиталиатомовуглерода в таких слояхнаходятся в состоянииsp2-гибридизации. Графит - распространенный в природе минерал. В промышленности его получают из кокса или из газообразных углеводородов. При температуре 2700градусов и давлении 11-12ГПа графит превращается в алмаз.

Фуллерены представляют собой кристаллические вещества черного цвета с металлическим блеском, обладающие полупроводниковыми свойствами. По пластичности они близки к графиту. В отличие от других аллотропных модификаций углерода кристаллы фуллеренов состоят не из атомов, а из молекул. Молекулы обычно имеют шарообразную форму или форму мяча для регби. В фуллеренах все связи между атомами углерода насыщены за счет их взаимодействия друг с другом, в то время как атомы углерода, расположенные на поверхности алмаза, по краям слоев графита и в концах цепей карбина насыщают свои связи, направленные наружу из объема, за счет взаимодействия с атомами других химических элементов, например, водорода или кислорода.

Алмаз – бесцветное прозрачное кристаллическое вещество с очень высоким преломлением света. Алмаз – самый твердый, но хрупкий минерал. Структура алмаза отвечает sp3-гибридизацииорбиталейатомовуглерода. Каждый атом углерода имеет четыре σ-связи и тетраэдрически окружен четырьмя такими же атомами углерода. Твердость и способность алмаза сильно преломлять свет – следствие его структуры. При нормальных условиях алмаз термодинамически неустойчив и должен самопроизвольно превращаться в графит, но этого не происходит и он может существовать неопределенно долго изза очень больших энергий активации. При высокой температуре в вакууме или в инертной атмосфере алмаз без плавления превращается в графит. Масса алмаза измеряется в каратах.

Лонсдейлит найден в метеоритах и получен искусственно из графита при высоких давлениях и температуре около 900градусов. Он имеет кристаллическую решетку, состоящую, как и у алмаза, из атомов углерода, электронные орбитали которых находятся в состоянии sp3-гибридизации. Отличие от алмаза заключается в строениикристаллическойрешетки.

Аморфный углерод (кокс, бурые и каменные угли, сажа, активный уголь) состоит из мельчайших кристаллов, имеющих структуру графита.

Простейшии углеводород- метан (болотный или рудничный газ) CH4, в котором орбитали атома углерода имеют sp3-гибриртзацию. Его тетраэдрически построенная молекула из-за близости электроотрицательностей углерода и водорода обладает малополярными ковалентными σ-связями С-Н.

При низких температурах реакция идет медленно. Метан-газ без цвета, запаха и вкуса, мало растворимый в воде. Его молекулы взаимодействуют друг с другом только за счет слабых дисперсионных сил и поэтому температуры кипения и плавления у этого вещества низки.

В лабораториях получение метана осуществляют с помощью реакции декарбоксилирования, протекающей при сплавлении ацетата и гидроксида натрия:

CH3COONa+NaOH=CH4+Na2CO3

Метан- исходное сырье для получения многих продуктов. Так, например, получение из метана синтез-газа:

CH4 (г)+H2O(г)=CO(г)+3H2(г) это первая стадия двух важных технологических процессов:получение метанола CH3OH и водорода, изпользуемого для производстваамиака. Метан широко используют в хим. Промышленности для синтеза ацетилена, циановодорода, хлороформа, сероуглерода и др. продуктов:

2CH4=HC≡CH+H2

2CH4+2NH3+3O2=2HCN+6H2O

CH4+3CL2=CHCL3+3HCL

CH4+4S=CS2+2H2S

15)V-А подргуппа.

16) VIA-подгруппа К элементам VIA-подгруппы относятся кислород, сера, селен, теллур, полоний.Атомы данных элементов на внешнем электронном слое имеют 6 электронов. Конфигурация внешнего слоя ns2np4, что обуславливает окислительные свойства данных элементов. Окислительная способность уменьшается с увеличением заряда ядра атомов. Кислород и сера являются типичными неметаллами, селен и теллур проявляют промежуточные свойства между металлами и неметаллами (металлоиды), полоний – типичный металл. Кислород является очень сильным окислителем (занимает второе место после фтора), поэтому практически во всех соединениях с другими элементами его степень окисления равна -2 (исключение фторид кислорода (+2) и перекисные соединения (-1)). Другие элементы могут проявлять степень окисления -2, +4, +6.

 

Кислород является сильным окислителем:

а) взаимодействие с металлами:2Mg + O2 = 2MgO,2Fe + 3O2 = 2Fe2O3,

б) взаимодействие с неметаллами происходит при нагревании:С + O2 = CO2,N2 + O2 = 2NO,

в) взаимодействие со сложными веществами:2H2S + 3O2 = 2SO2 + 2H2O,4NH3 + 3O2 = 2N2 + 6H2O.

Сера 1. С более электроположительными веществами сера проявляет окислительные свойства:

Hg + S = HgS,2Fe + 3S = Fe2S3.

2. С более электроотрицательными веществами сера – восстановитель:S + O2 = SO2↑,

S + Cl2 = SCl2, S + 6HNO3(конц) = H2SO4 + 6NO2↑ + 2H2O.

3. Для серы характерны реакции диспропорционирования:S + H2SO4(конц) = SO2↑ + 2H2O.

Гидрид серы H2S - сероводород

Сероводород – бесцветный газ с запахом тухлых яиц, ядовит. Получение

1. Взаимодействие сульфидов с кислотами:FeS + 2HCl = H2S↑ + FeCl2.

2. Взаимодействие серы с газообразным водородом S + H2 = H2S↑. Химические свойства

1. Сероводород – сильный восстановитель, в зависимости от условий сульфид-ион окисляется до S, SO42-, SO2:

H2S + Br2 = S + 2HBr, H2S + 4Cl2 + 4H2O = H2SO4 + 8HCl,

H2S + H2SO4(конц) = S + SO2↑ + 2H2O.

2. Водный раствор сероводорода – слабая двухосновная кислота, диссоциирующая ступенчато:H2SH+ + HS- K1= 1,0·10-7,HS- H+ + S2- K2= 2,5·10-13.

имические соединения

Оксиды серы Для серы характерны два оксида SO2 и SO3 с кислотными свойствами.

ПолучениSO2: 4FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2 H2S + H2SO4(конц) = S + SO2 + 2H2O

SO3: 2SO2 + O2 = 2SO3 Fe2(SO4)3 → Fe2O3 + 3SO3

1. Взаимодействие с водой:а) SO2 + H2O = H2SO3, б) SO3 + H2O = H2SO4.

2. Взаимодействие с основанием:а) SO2 + NaOH = NaHSO3, NaHSO3 + NaOH = Na2SO3 + H2O,

б) SO3 + NaOH = NaHSO4, NaHSO4 + NaOH = Na2SO4 + H2O.

3. Реакциивосстановления:а) SO2 + 2H2S = 3S + 2H2O, б) 2SO3 + 3C = 2S + 3CO2↑.

4) Реакцииокисления:SO2 + NO2 + H2O = H2SO4 + NO↑.

Кислоты Сернистая кислота H2SO3 Сернистая кислота – кислота слабая, малоустойчивая, образуется при растворении SO2 в воде:SO2 + H2O H2SO3.

Являясь слабой кислотой, сернистая кислота диссоциирует ступенчато:

H2SO3 HSO3- + H+ K1=1,6·10-2, HSO3- SO32- + H+ K2=6,3·10-8.

Соли сернистой кислоты называются сульфитами. Они, как правило (кроме солей щелочных металлов), плохо растворимы в воде.

Серная кислота H2SO4

Серная кислота – бесцветная, тяжелая, маслянистая жидкость, растворяется в воде в неограниченных количествах. Серная кислота – один из ключевых продуктов химической промышленности.

Промышленный способ получения H2SO4 осуществляется в три этапа:

1. Синтез SO2:2CaSO4 + C(кокс) → 2CaO + 2SO2↑ + CO2↑.

2. Окисление сернистого газа:2SO2 + O2 = 2SO3.

3. Растворение оксида серы (VI) в воде или разбавленной серной кислоте:SO3 + H2O = H2SO4.

Раствор серной кислоты, насыщенный оксидом серы (VI), называется олеумом. Помимо серной кислоты и SO3 в олеуме содержится продукт их взаимодействия – дисерная кислота: SO3 + H2SO4(безводная) H2S2O7.

Химические свойства H2SO4

Концентрированная серная кислота – сильный окислитель. При химической реакции в зависимости от силы восстановителя в качестве продуктов восстановления серной кислоты могут образовываться SO2, S, H2S.

H2SO4(конц) + 2Ag = SO2↑ + Ag2SO4 + 2H2O,

H2SO4(конц) + H2S = SO2↑ + S + 2H2O, 5H2SO4(конц) + 4Zn = H2S + 4ZnSO4 + 4H2O.

Из металлов с серной кислотой не реагируют Pt и Au, а Bi, Co, Fe, Mg – пассивируются.

Серная кислота является сильной и диссоциирует по первой ступени полностью. Сила кислоты при диссоциации по второй ступени ослабевает:H2SO4 → H+ + HSO4-, HSO4- H+ + SO42- K2=1,15·10-2.

­17) VIIA подгруппа

Таблица 1. Номенклатура элементов подгруппы VIIА

	F	Cl	Br	I
Русские названия	Фтор	Хлор	Бром	Иод
Латинские названия	Ftorum (Фторум)	Chlorum (Хлорум)	Bromum (Бромум)	Iodum (Иодум)
Русские написания корней латинских названий	Фтор	Хлор	Бром	Иод

 

P-элементы, типические, неметаллы (астат - полуметалл), галогены.

 

СТРОЕНИЕ ЭЛЕМЕНТОВ ПОДГРУППЫ VIIA

1. Строение атомов элементов подгруппы VIIА:

В состав подгруппы входят атомы галогенов, общая электронная формула внешнего валентного уровня, у которых -ns²np⁵. У фтора отсутствует внешний nd⁰ подуровень, который есть у остальных галогенов. Результат этого - низкая валентность фтора (только 1) и способность проявлять более высокие валентные возможности у атомов других галогенов (3, 5, 7). У брома, йода, астата - добавляется (n- 1)d¹⁰ подуровень, у астата - (n- 2)f¹⁴ подуровень. Так как у брома заполненный 3d¹⁰ подуровень проявился впервые, он очень сильно экранирует внешнюю 4s² электронную пару, что приводит к её повышенной устойчивости, трудности окисления брома до брома (VII). Аналогичная картина наблюдается для астата из-за экранировки 6s² пары 4f¹⁴ электронами. Атомы галогенов могут проявлять и нетипичные валентности и степени окисления в молекулярных радикалах и промежуточных частицах (см. ниже).

 

Электронная диаграмма нейтрального атома элемента Hal (Hal ≠ F)^*:

 

 

Рис.1. Электронная диаграмма нейтрального атома элемента Hal

^* У F нет nd°подуровня.Отсюда следует, что фтор только окислитель, а восстановителем быть не может. Поэтому для фтора неизвестны соединения с положительной степенью окисления.Прочность молекулы фтора, несмотря на наименьшее межъядерное расстояние, относи­тельно других галогенов, намного меньше по сравнению с молекулами хлора и брома. По величинам энтальпии и рКмолекула фтора сравнима с молекулой иода. Хими­ческая связь в молекуле фтора менее прочна, но более жестка. Сравнительно невысокая проч­ность молекулы фтора, которая является одним из факторов его высокой химической активности, обусловлена отсутствием у фтора d-орбиталей. В молекулах остальных галогенов имеет место дополнительное p-связывание за счет р-электронов и d - орбиталей.Сродство к электрону у атома фтора также меньше, чем у хлора. Фтор являет­ся менее электрофильным элементом по сравнению с хлором. Это объясняется кайносимметричностью 2р-электронов атома фтора и связанным с ней эффектом обратного экранирования. Дело в том, что 2р-орбитали в атоме фтора сильнее притянуты к ядру и лежат глубже полностью заполненной электронами некайносимметричной 2s-орбитали. Последняя, будучи полностью заселенной, отталкивает присоединяемый атомом фтора электрон, уменьшая электронное сродство и увеличивая энергии ионизации [49 с.457-458].В ряду F®Cl®Br®I разница энергии 2s - и 2p -орбиталей увеличивается. Эффект экранирования приводит к увеличению энергии 3s- и 3p-, 4s- и 4p -орбиталей и т.д., а главное, к уменьшению их разности по сравнению с 2s- и 2p -орбиталями: если для фтора разница в энергии орбиталей составляет 27,7 эВ, то для хлора – 11,6 эВ [16].

2. Для элементов подгруппы VIIA характерны следующие валентности:

 

Таблица 2. Валентность элементов подгруппы VIIА

Элемент	Валентности
F
Cl	1; 3; 5; 7
Br	1; 3; 5; 7
I	1; 3; 5; 7
At	1; 3; 5

3. Для элементов подгруппы VIIA характерны следующие степени окисления:

Таблица 3. Степени окисления элементов подгруппы VIIА [1]

Атом	Устойчивые степени окисления
9F	-1; 0
17Cl	-1; 0; +1; +3; (+4); +5; (+6); +7
35Br	-1; 0; +1; (+3); (+4); +5; +7
53I	-1; 0; +1; (+3); +5; +7
85At	-1, 0,+ 1,+3, +5

4. Координационные числа:

Координационные числа атомов галогенов зависят как от природы галогена, так и от типа связи и природы ближайшего окружения. В молекулярных соединениях атомы галогенов проявляют низкие координационные числа (1-2). Например, один в HCl, два за счёт водородной связи в ассоциатахфтороводорода и образованных им ионах (H-F…H-F, K[F….H-F]) и за счёт мостиковых связей в димерах хлорида алюминия (Al₂Cl₆). Координационное число центрального иода в иодатеK₂(I₂) также равно двум. В ионных соединениях координационные числа выше. Атомы хлора в LiCl проявляют невысокое координационное число 4 (Li₄Cl₄), в хлориде натрия координационное число уже шесть (Na₆Cl₆).

 

Таблица 4. Физические свойства элементов подгруппы VIIА [29 с.40]

	F	Cl	Br	I
Энергия ионизации первого электрона	I, кДж/моль
Сродство к первому электрону	А, кДж/моль
Электроотрицательность	χ	4,10	2,83	2,74	2,21

Вряду F ®Cl® Br ® I – I¯, A¯, c¯

 

Таблица 5. Характеристические соединения элементов подгруппы VIIА

-1		+1	+3	+4	+5	+6	+7
HF	F2
HCl	Cl2	Cl2O		ClO2		ClO3	Cl2O7
		HClO	HClO2		HClO3		HClO4
		NaClO	NaClO2		KClO3		KClO4
		Ca(ClO)2			Ba(ClO3)2		Mg(ClO4)2
HBr	Br2	HBrO			HBrO3		HBrO4
					NaBrO3		KBrO4
HI	I2	HIO			I2O5		H5IO6
					HIO3		K5IO6
					KIO3		KH4IO6