Izotopai

I. Vandenilis. Deguonis 1.1. Vandenilio atomo struktūra, izotopai. Sunkusis vanduo. Atomą sudaro: H0 - p+ 1, no 0, e- 1 H 1s1 Izotopai turi tą patį branduolio krūvį, bet skirtingą masę, t.y.skiriasi neutronais. Vandenilio sutinkami 3 izotopai Sunkusis vanduo D2O – efektyvus neutronų lėtiklis branduoliniuose reaktoriuose. Deuteris mišiniuose su tričiu plačiai vartojamas valdomose termobranduolinėse reakcijose, jos-galingas energijos šaltinis. H sudaro 1 patvarią molekulę H2, nors pagal izotopų sudėtį žinomos ir molekulės D2 T2 HD. Dvivandenilis H2 - patvarios, bespalvės, bekvapės, beskonės dujos. Om būdinga labai žema lydymosi ir virimo temperatūra (tlyd=19,957 K, t virimo=20,39 K) 1.2 Vandenilio junginiai su nemetalais. Vandenilio junginiai su nemetalais vadinami nemetalų hidridais. Nemetalų hidridai-molekuliniai junginiai, kurių rūgštinė-bazinė prigimtis kinta priklausomai nuo elemento padėties periodinėje lentelėje. Tiek perioduose, tiek grupėse, didėjant elem. atominiam sk. nemetalų hidridinės rūgštinės savybės stiprėja. Palyginkime 2-jo periodo molekulinius hidridus CH4 NH3 H2O HF. metanas nereaguoja nei su rūgštinės, nei su bazinės prigimties medžiagomis. Amoniakas vandenyje yra labai tirpios dujos-jam būdingos bazinės savybės. Vanduo-amfoterinis junginys, o HF-silpnoji rūgštis. taip pat kinta ir junginiai H2O H2S H2Se H2Te. Stipriausiomis rūgštinėmis savybėmis pasižymi H2Te tirpalai. IV V VI VII rūgštinės savybės stiprėja CH4 NH3 H2O HF SiH4 PH3 H2S HCl GeH4 AsH3 H2Se HBr SbH3 H2Te HJ IV gr. hidridai neturi nei rūgštinių, nei bazinių savybių 1.3 Vandenilio junginiai su metalais Vandenilio junginiai su Me vadinami metalų hidridais. Me hidridai – joniniai junginiai, turintys bazinių savybių. Jie hidrolizuodamiesi vandenyje išskiria vandenilį ir sudaro bazes, pvz.: LiH+H2OLiOH+H2 CaH2+2H2OCa(OH)2+2H2 Šarminių ir šarminių žemių metalų hidridai susidaro tiesiogine sinteze, pvz.: 2Na0+H202Na+H- tai baltos, kristalinės, aukštos lydimosi temperatūros (210-885˚C) MeH ir MeH2 formulių druskos. kai kurių IIA ir IIIA gr. (Be, Mg, Al) hidridai yra polimeriniai ir turi H atomų, tiltelių, pvz.: (MgH2)n, (AlH3)n. Me hidriduose Me oksidacijos laipsnis teigiamas, o H – 1. 1.4 Deguonies atomo struktūra, būdingi oksidacijos laipsniai. Deguonies junginiai su fluoru. O0 - p+ 8, no 16-8=8, e- 8 O būdingi oksid.l. -2, -1 Na+2Oˉ2, H+12S+6O-24, o peroksiduose Na+12O-12, H+12O-12. Su deguonimi tiesiogiai reaguoja tik F. Patvariausias F deguoninis junginys OF2 gaunamas F2 reaguojant su vandeniniu NaOH tirpalu: 2F2+2NaOHOF2+2NaF+H2O OF2-bespalvės, labai nuodingos dujos, stiprus oksidatorius ir fluorinantis agentas. Daugelis Me, reaguodami su juo, sudaro oksidus ir fluoridus. OF2 formaliai yra hipafluorito rūgšties anhidridas. Tačiau šis junginys gaunamas labai žemoje temperatūroje taip: F2+H2OHOF+HF 1.5 deguonies alotropinės modifikacijos ozonas. Jungties tipas O3 molekulėje, cheminės savybės Deguonis-bespalvės, bekvapės, labai chemiškai aktyvios dujos. 100 cm3 vandens 200C temperatūroje ištirpsta 3,08 cm³ O2. O2 molekulė patvari, disocijuoja tik 2000˚C temperatūroje. Alotropinė triatomė O atmaina-ozonas O3. O3–nepatvarios, melsvos, būdingo aštraus kvapo dujos. Ozono kvapas jaučiamas net tada, kai jo koncentracija 0,01ppm. Didžiausia leidžiama koncentr. darbo vietoje 0,1ppm. skystas ir dujinis ozonas yra sprogus, skyla į O2. Dujinis O3 termodinamiškai nepatvarus: O33/2O2 – 142,7 kJmol-1 Ypač svarbi O3 savybė-stipriai absorbuoti ultravioletinius spindulius, taip ozonas saugo žemę-jos gyventojus nuo ultravioletinės saulės radiacijos. Ozonas dažniausiai gaunamas iš O2, leidžiamo koncentriškais metalizuoto stiklo vamzdeliais (1atm. 25˚C), kuriuose iškrova: 3O2hO2O3 Didelės energijos kvantų šaltiniu gali būti ir ultravioletinė spinduliuotė. O3 galima gauti taip pat elektrolizės būdu iš H2SO4 ar HClO4 Ozono didelį cheminį aktyvumą rodo šios reakcijos: 2NO2+O3N2O5+ O2 PbS+4 O3PbSO4+4 O2 2CO2++O3+2H+2CO3++ O2+H2O O3 vartojamas įvairiuose oksidacijos procesuose. Mažos koncentracijos O3 gryninamas geriamasis vanduo, dezinfekuojamos nuotekos, oras. Ozono atpažinimo reakcijos: O3+2KJ+H2OJ2+2KOH+O3 Ozono molekulės struktūra π elektronų poros gali delokalizuotis, todėl galimos abi struktūros.Juos rašome prie dvigubos struktūros linijos. 1.6 H2O molekulės struktūra. Vandens fizikinių ir cheminių savybių ypatumai. Vanduo labiausiai paplitęs ir ištirtas cheminis junginys. Jis lengvai virsta kietuoju ir dujiniu, turi lemiamą reikšmę gyvybei. Apie 97% viso H2O yra druskingas, jis dengia 70,8 % žemės paviršiaus. Tik 2,7 % viso paviršinio H2O yra gėlas. H2O molekulės masė yra mažesnė už daugelio dujų masę, pvz.: CO2 Mr=44, Mr(HCl)=36,5 ir t.t. H2O molekulėje vandenilio atomai susijungę su deguonies atomais kovalentiniu poliniu ryšiu .. H – O H:O: .. H H Molekulėje stipriai polinė supaprastintai vaizduojama taip: Kaip matome O atomas turi dar 2 elektronų poras, neturinčių ryšio su vandenilio atomais, todėl gali susidaryti vandeniliniai ryšiai tarp H2O molekulių. Skysto H2O molekulės tarpmolekuliniais vandeniliniais ryšiais susaistytos į poras, trejetus ar dar didesnius agregatus, kuriuos būtų galima išreikšti bendra formule (H2O)n. Parastame vandenyje nusistoja pusiausvyra (H2O)n=nH2O, kurią nuolat sutrikdo temperatūra ir kitos sąlygos. Garinant H2O tie ryšiai nutrūksta ir molekulės viena nuo kitos atsiskiria. Tačiau pačios molekulės nesuyra. Ryšys tarp H2O molekulių yra daug silpnesnis už ryšį tarp O2 ir H atomų. Tuo galima paaiškinti, kad H2O normaliomis sąlygomis, nors vienos molek. M-maža, yra ne dujos, o skystis. H2O-lakus, judrus skystis, turintis daug neįprastų savybių dėl vandenilinio ryšio. H2O garai katalizuoja daugelį procesų. sausame deguonyje kambario temperatūroje nesioksiduoja Na, baltasis fosforas, sausasis CO ir O2 mišinys neužsidega – kad jis užsidegtų, dujinėje fazėje reikalingi laisvieji radikalai OH, susidarantys iš H2O. H2O dėl didelės dielektrinės skvarbos (78,4) ir gebos solvatuotis yra puikus tirpiklis. Daugelis junginių, tirpdami H2O, sudaro hidrotuotų katijonų ir anijonų elektrolitinius tirpalus. dėl vandenilinių ryšių, su vandeniu gerai maišosi daugybė kovalentinių junginių: C2H5OH, CH3COOH. Kiti junginiai, pvz. HCl tirpdami skyla ir sudaro joninius tirpalus. Kad tirpaluose yra H3O+ jonų, visiškai įrodyta. 1.7 Vandenilio peroksidas: cheminė jungtis H2O2 molekulėje ir jos struktūra. O2 oksidacijos laipsnis H2O2 molekulėje. Vandenilio peroksido molekulinė formulė H2O2. Deguonies oksid. l. -1. Peroksiduose deguonies atomai sujungti tarpusavyje – O – O – H – O – O – H - vandenilio peroksido struktūrinė f-lė: H – O – O – H koval. pol.r kov. nepol.r koval. pol.r Grynas H2O2 yra beveik bespalvis, mažai lakus ir šiek tiek sunkesnis už vandenį skystis. Jis maišosi su H2O ir sudaro hidratą H2O2 · H2O Šis junginys, nesant katalizatorių, nors ir lėtai, savaime disproporcijuoja į termodinamiškai patvaresnius junginius, su O2 oksid.l. 0 ir -2 H2O2-1(sk)H2O-2(sk)+ ½O2(d) 1.8 Vandenilio peroksido oksidacinės ir redukcinės savybės vandenilio peroksidas gali būti ir oksidatorius, ir reduktorius, priklausomai nuo kitos reaguojančios medžiagos ir reakcijos sąlygų. Jei H2O2 oksidatorius (rūgščiuose ir baziniuose tirpaluose), deguonies oksid.l. H2O2 molekulėje nuo -1 sumažėja iki -2: [O – O] --2e-2O-2 Jei H2O2 reduktorius deguonies oksid.l. padidėja iki 0: [O2]2--e-O02 Elektronai taip pat gali pereiti iš vienos molekulės į kitą: H2O2+H2O2-2e-O02+2H2O H2O2 reduktorius tik su stipriais oksidatoriais: 5H2O2+KMnO4+3H2SO4 K2SO4+2MnSO4+5O2+4H2O H2O2 oksidatorius: J2+5H2O22HJO3+4H2O 2KJ+ H2O2J2+2KOH PbS+4 H2O2PbS4+4H2O II. VIIA gr. elementai. Halogenai. 2.1 VIIA gr. charakteristika, remiantis jų padėtimi periodinėje sistemoje. Būdingi oksid.l. Oksidacinių savybių kitimas eilėje F2,Cl2,Br2,J2 Halogenai yra VIIA grupėje. pagal padėtį periodinėje elem. lentelėje halogenams turi būti būdingi šie oksid.l.: +7, +5, -1. Bet žinomi ir kitokių oksid.l. halogeniniai junginiai: +3, +1. Tik F2 nesudaro junginių, kuriuose jo oksid. l. būtų teigiamas. tai natūralu, nes fluoras yra labiausiai elektriškai neigiamas elementas. Pats mėgstamiausias halogenų oksid.l. -1, kuris įgyjamas prisijungus papildomą elektroną: Cl0+e-Cl- Visi halogenų junginiai, kuriuose halogenas turi teigiamus oksidacijos laipsnius, yra nelabai patvarūs. Laisvi halogenai, skirtingai nuo metalų sudaro molekules: . Tokių molekulių sandarą pagal Luisą galima pavaizduoti taip: .. .. .. .. :X:X: , :Cl:Cl: , .. .. .. .. Cl-Cl. X- bet koks halogenas. Atomus jungia viena bendra elektronų pora. Chemiškai aktyviausios iįš halogenų yra fluoras, mažiausiai aktyvus jodas. ( Astatas yra dirbtinis trumpai gyvuojantis radioaktyvus elementas, kurio cheminės savybės mažai ištirtos.)Jų Cheminis aktyvumas mažėja taip: . 2.2. Halogenų junginiai gamtoje ir jų gavimas. Halogenų reakcijos su vandeniu, šarmais ir rūgštimis. Halogenų tarpusavio reakcijos. Fluoras F-13 elementas pagal paplitimą žemės plutos uolenose. Svarbiausi jo mineralai yra fluoras CaF2 , kriolitas ir fluorapatitas Chluoras Cl- 20-asis elementas pagal paplitimą žemės plutoje. Daugiausiai jo natrio chlorido pavidalu randama Chloridinių mineralų kloduose, druskinguose ežeruose, jūrose, vandenyne. Bromas Br-mažiau paplitęs nei fluoras ir chloras. Svarbiausi gamtiniai jo šaltiniai yra vandenynai, sūrūs ežerai. Jodo žemės plūtoje yra nedaug. Jodidų mineralų randama nedaug: natrio jodato NaJO3 , kaip priemaišos būna Čilės salietroje NaNO3 , kituose jodatų mineraluose – lautarite Ca(IO3)2 . Jūroa vandenyje – tik 0,05 mg*l-1 , tačiau laminarijos sukoncentruoja jodą iki 0,45% sausosios masės. Todėl Japonijoje iš šių jūros augalų (dumblių) pradėta pramoninė I2 gamyba. Pramonėje F2 gaunamas elektrolizės būdu iš KF, ištirpinto bevandenėje HF:. Chloras laboratorijoje gaunamas taip: Pramonėje bromas gaunamas bromidus oksiduojant chloru: Reakcijos: a) su vandeniu: F2 – labai smarkiai Cl2 – sureaguoja tik dalis: Br2 ir I2 reaguoja su vandeniu tik nežymiai ( reakcijos lygtis tokia pat kaip Cl2). B) su šarmais: c) su rūgštimis: d) su halogenais: Aktyvesni halogenai išstumia mažiau aktyvius: . F2 išstumia Cl2, Br2 ir I2. Cl2 išstumia Br2, I2. Br2 išstumia I2 . 2,3. Junginiai si vandeniliu ir jų fizikinės – cheminės savybės. Kaip kinta vandenilio halogenidų rūgšties ir redukcinės savybės eilėje HF-HCl-HBr-HI? Halogenų vandenilių reakcijos su konc. H2SO4 Vandeniliui reaguojant su fluoru įvyksta sprogimas. Su chloru vandenilis tamsoje nereaguoja, o jį apšvietus arba pakaitinus įvyksta sprogimas. Vandenilis su bromu ir jodu reaguoja tik kaitinant. HF tirpalas vandenyje _ silpnoji rūgštis. HCl, HBr, HI tirpalai vandenyje stipriosios rūgštys. Rūgštinių ir redukcinių savybių kitimas: ( rūgštinės savybės stiprėja). Cheminės savybės: HF yra silpna rūgštis, o HCl, HBr, HI yra stiprios rūgštys . Tik HBr, HI labiau išreikštos redukcinės savybės: 1. Reaguoja su metalais kurie aktyvumo eilėje iki H: 2) reaguoja su baziniais ir amfoteriniais oksidais: 3) Reaguoja su hidroksidais: a) šarmais b) netirpiais c) amfoteriniais 4. Reaguoja su druskomis, jei įvyksta jonų mainų reakcijos: reakcijos su koncentruota H2SO4 čia pasireiškia stiprios HBr ir HI redukcinės savybės. 2.4 Halogenų deguoniniai junginia. Halogenų oksidų gavimas ir savybės. Kaip gaunami ir kokios deguoninių fluoro junginių OF2 ir O2F2 savybės. Halogenų deguoninės rūgštys. Kaip kinta patvarumas, rūgščių stiprumas ir oksidacinės savybės eilėje : HOCl-HOBr-HOI? HClO3, HBrO3, HIO3 oksidacinių savybių kitimas. Cloro rūgštis HClO4. Tiesiogiai su deguonimi reaguoja tik F. Patvariausias fluoro deguoninis junginys OF2 : - fluoro oksidai gaunami: bespalvės dujos, mažai tirpios vandenyje.deguonies difluoridai gaunami veikiant fluoru šarmo tirpalą: galima numanyti, kad deguonies difluoride fluoras įkaitintas neigiamai, o deguonis teigiamai. -Cloro oksidai gaunami: savybės; chloro valentingumui didėjant, auga ir jo deguoninių rūgščių patvarumas, bet jų gebėjimas oksiduoti mažėja. Stipriausias oksidatorius- hipochloritinė rūgštis, silpniausias- perchloratinė rųgštis. -Jodo oksidai gaunami: jodas sudaro tik šį oksidą, ši rūgštis yra užtinkama ,kaip priemaiša Čilės salietroje. Palaida jodatinė rūgštis gaunama oksidinant jodą, esant vandeniui.. ji yra balta kristalinė medžiaga, visiškai patvari įprastoje temperatūroje.Be jodatinės rūgšties dar yra žinoma perjodatinė rūgštisHIO4. -Bromo oksidas HBrO-hipobromitinė rūgštis, HBrO3- bromatinė, bei jų druskos, kurios gaunamos panašiai kaip ir chloro junginiai, bet yra ne taip patvarūs.Iš bromo oksidų yra žinomas tik Br3O8, gaunamas veikiant bromą ozonu; tai labai nepatvarus junginys, egzistuojas tik žemoje temperatūroje. Halogenų oksidai pasižymi rūgštinėm savybėm: OF2 ir O2F2 gavimas ir savybės:su deduonimi reaguoja tik F. Patvariausias fluoro deguoninis junginys OF2 gaunamas F2 dujoms reaguojant su vandeniniu NaOH tirpalu: .- bespalvės, labai nuodingos dujos, stiprus oksidatorius ir fluorinantis agentas.daugelis metalu su juo reaguoja ir sudaro oksidus ir fluoridus. Halogenų deguoninės rūgštys: HOCl yra daug patvaresnė už analogiškas bromo (I) ir jodo (I) rūgštis – hipobromito HOBr ir hipojodito HOI. . Cloro HCLO3 ir bromo HBrO3 rūgštys yra stiprios, jodo HIO3 – šiek tiek silpnesnė . . HClO4 rūgštis – bespalvis, judrus skystis, nepaprastai stiprus oksidatorius, su daugeliu organinių medžiagų reaguoja sprogstamai. Vandenynai HClO4 tirpalai kambario temperatūroje yra silpni oksidatoriai: . Eilėje Didėjant jų atominiam numeriui, elementų tankis, atomų spinduliai, virimo ir lydimosi temperatūra didėja, vieninių medžiagų spalva intensyvėja.HF

Daugiau informacijos...

★ Klientai rekomenduoja

Šį rašto darbą rekomenduoja mūsų klientai. Ką tai reiškia?

Mūsų svetainėje pateikiama dešimtys tūkstančių skirtingų rašto darbų, kuriuos įkėlė daugybė moksleivių ir studentų su skirtingais gabumais. Būtent šis rašto darbas yra patikrintas specialistų ir rekomenduojamas kitų klientų, kurie po atsisiuntimo įvertino šį mokslo darbą teigiamai. Todėl galite būti tikri, kad šis pasirinkimas geriausias!