Проста речовина складається з

Для студентів спеціальності

Виробництво і переробка продукції рослинництва

студент__ групи 21-а

Полтава 2011

Укладач:

Ю.М. Єльченко –викладач неорганічної хімії

Аграрно – економічного коледжу ПДАА

Рецензент:

В.Ю.Крикунова – доцент, завідуюча кафедрою хімії ПДАА, кандидат хімічних наук.

Затверджено на засіданні циклової комісії

природничо - математичних дисциплін

Протокол № від року

Голова циклової комісії Н.Л. Губарь

У методичних рекомендаціях по виконанню самостійної роботи з навчальної дисципліни «Неорганічна хімія» розглянуто основні поняття і закони хімії, будову атома і періодичний закон Д.І. Менделєєва, дана характеристика хімічним елементам та їх сполукам та інше.

Методичні рекомендації містять список додаткової літератури по даній навчальній дисципліні і тестовий контроль засвоєних знань.

Методичні рекомендації розраховані на студентів агрономічних спеціальностей навчальних закладів І – ІІ рівня акредитації.

Зміст

1. Тематичний план 4

2. Вступ 5

3. Основні поняття та закони хімії (1 год) 5

4. Будова атома і періодичний закон Д.І.Менделєєва (1 год) 6

5. Основні закони хімічних перетворень (1 год) 7

6. Розчини (1 год) 8

7. Водень (2 год) 9

8. Галогени та їх сполуки (3 год) 11

9. Халькогени та їх сполуки (5 год) 13

10. Азот, фосфор та їх сполуки (6 год) 17

11. Вуглець, кремній та їх сполуки (3 год) 20

12. Елементи ІІ А і І А груп та їх сполуки (8 год) 21

13. Елементи ІІІ А групи. (3 год) 27

14. Біогенні метали побічних підгруп та їх сполуки. (3 год) 29

15. Список літератури рекомендованої для додаткового опрацювання 37

16. Тестовий контроль засвоєних знань 38

Тематичний план навчальної дисципліни

Вступ

Вивчення навчальної дисципліни „Неорганічна хімія” має важливе освітньо – виховне значення. Студенти набувають корисних трудових навичок і вмінь, які використовують при освоєнні своє майбутньої професії „Агронома – хіміка”, привчаються до дисциплінованості, уважності, чіткості та акуратності в роботі, в них розвивається почуття відповідальності за точність виконання роботи.

Вивчення неорганічної хімії сприяє розумінню хімічних процесів, які відбуваються на хімічних підприємствах і в природі, що має важливе значення для формування науково – матеріалістичного світогляду студентів.

Третина навчального матеріалу з дисципліни „неорганічна хімія” виноситься на самостійне опрацювання. З метою допомоги студентові у самостійному оволодінні знаннями підготовані ці методичні рекомендації.

Успішна організація самостійної роботи студента можлива лише за умови наявності у студентів певних навичок: вміння працювати з книгою і проводити аналіз навчального матеріалу.

Тема 1. Основні поняття та закони хімії

(1 год)

План:

1. Атом, молекула, хімічний елемент.

2. Проста речовина і складна речовина.

3. Закон сталості складу.

Студент повинен знати: суть визначення основних хімічних понять та формулювання основних законів хімії;

Студент повинен уміти: розрізняти основні хімічні поняття, пояснювати основні закони хімії;

Рекомендована література

Басов В.П., Родіонов В.М. Хімія: Навч. посіб. 5 – е вид. – К.: Каравела, 2005. – с.6

Поняття «атом» зародилося дуже давно (5 – 4 ст. до н.е.). В перекладі з грецької воно означає «неподільний». Сучасні формулювання: атом – це найменша хімічно неподільна частинка матерії, що бере участь у хімічних перетвореннях. За будовою атом - це електронейтральна система, що складається з позитивно зарядженого ядра і негативно заряджених електронів. Хімічний елемент – це тип атомів, що характеризуються певним протонним числом. Атоми одного і того ж елемента мають однакові хімічні властивості, але можуть відрізнятися за масою. Це ізотопи.

У незв’язаному стані (по одному) в природі існують тільки атоми інертних газів. Усі інші хімічні елементи об’єднуються за рахунок сил хімічного зв’язку в прості (атоми одного й того ж елемента) й складні (атоми різних хімічних елементів) речовини. В залежності від типу зв’язку речовини можуть мати молекулярну і не молекулярну будову. Поняття «молекула» вперше було введене в сучасну науку М.В.Ломоносовим (1711 – 1765). Воно стосується будови речовини. Молекула – це найменша частинка речовини, що зберігає її хімічні властивості.

Проста речовина – це форма існування хімічного елемента у вільному стані. Простих речовин у природі більше, ніж хімічних елементів, оскільки атоми одного і того ж елемента можуть утворювати кілька простих речовин. Це явище називається алотропією. Кисень, наприклад, утворює алотропні форми шляхом сполучення різної кількості атомів Оксигену в молекулі (О₂ і О₃). Атоми ж Карбону, сполучаючись один з одним, утворюють різні кристалічні решітки, внаслідок чого вуглець у природі знаходиться у вигляді алмазу чи графіту.

Багато простих і складних речовин, незалежно від способу добування, мають сталий якісний і кількісний склад (закон сталості складу), оскільки атоми, що їх утворюють, сполучаються один з одним в цілком певних співвідношеннях, наприклад, СО і СО₂, Н₂О і Н₂О₂. Такі сполуки називають дальтонідами. Однак є цілий ряд сполук, які в залежності від умов можуть плавно змінювати свій кількісний склад. До них належать деякі оксиди, карбіди та гідроксиди металів, багато полімерних та високомолекулярних сполук. Це – бертоліди. Закону сталості складу вони не підпорядковуються.

Питання для самоконтролю:

1. Дати визначення поняття «атом».

2. Дати визначення поняття «хімічний елемент».

3. Дати визначення поняття «молекула».

4. Чим відрізняється проста речовина від складної?

5. Пояснити закон сталості складу і виключення з нього.

Тема 2. Будова атома і періодичний закон Д.І.Менделєєва.

(1 год)

План:

1. Будова та функції ядра атома.

2. Електронна оболонка атома.

Студент повинен знати: будову атома;

Студент повинен уміти: розрізняти по зарядам та атомним масам протони, електрони і нейтрони;

Рекомендована література:

Басов В.П., Родіонов В.М. Хімія: Навч. посіб. 5 – е вид. – К.: Каравела, 2005. – с.19

Атом складається з позитивно зарядженого ядра і електронів, що нейтралізують його заряд. Ядро визначає індивідуальність хімічного елемента, а електронна оболонка – його хімічні властивості.

У центрі атома знаходиться ядро. В ядрі зосереджена основна маса атома. Ядро складають протони і нейтрони – елементарні частинки, що знаходяться на дуже близьких відстанях. Природа зв’язку між частинками в ядрі, а також внутрішньоядерних сил остаточно ще не з’ясована.

Протони – елементарні позитивно заряджені частинки, що входять до ядра. Кожний хімічний елемент має стале число протонів, які визначають загальний позитивний заряд ядра, число електронів та місце елемента в періодичні системі (його порядковий номер).

Нейтрони – електронейтральні елементарні частинки з масою, що приблизно дорівнює масі протона. В сумі протони і нейтрони визначають масове число елемента. Атоми даного елемента мають стале число протонів, а число нейтронів може бути різним. Це – ізотопи. Вони відрізняються за масою й фізичними властивостями, але їхні хімічні властивості однакові, оскільки однакова структура електронних оболонок. Більшість елементів мають ізотопи. Наприклад у Гідрогену є три ізотопи: Протій, Дейтерій, Тритій.

Розрізняють ізотопи стабільні і радіоактивні. Ядра останніх не стійкі. Розпадаючись, вони виділяють різні елементарні частинки та енергію. У стабільних ізотопів ядра стійкі і не розпадаються. Наприклад: Протій і Дейтерій – це стабільні ізотопи, а Тритій – радіоактивний.

Електрони – негативно заряджені елементарні частинки, що рухаються навколо ядра і зумовлюють розміри атома та його хімічні властивості. Заряд електрона за абсолютною величиною такий самий як і у протона, але протилежний за знаком, а маса – в 1837 разів менша від маси протона.

Питання для самоконтролю:

1. Яка будова атома?

2. Пояснити роль протонів і визначення «протонне число».

3. Як підрахувати кількість нейтронів в атомі.

4. Яка роль електронної оболонки атома?

Тема 3. Основні закони хімічних перетворень

(1 год)

План:

1. Суть хімічних перетворень.

2. Фактори, що впливають на хімічні реакції в гомогенних та гетерогенних системах.

Студент повинен знати: суть хімічних перетворень, роль активних частинок в проходженні хімічної реакції, призначення енергії активації;

Студент повинен уміти: відрізняти фактори, які вплинуть на хімічну реакцію в гомогенних і гетерогенних системах;

Рекомендована література:

Басов В.П., Родіонов В.М. Хімія: Навч. посіб. 5 – е вид. – К.: Каравела, 2005. – с.38

Суть хімічних перетворень – це здійснення елементарних актів взаємодії, які відбуваються внаслідок зближення і стикання реагуючих часточок (атомів, молекул, йонів). При цьому слід пам’ятати, що далеко не кожне стикання призводить до взаємодії, тобто ефективне. Реагують тільки так звані активні частинки з певним запасом енергії, яка завжди більша від середньостатистичної енергії системи.

Додаткова енергія, яку треба надати реагуючим частинкам, щоб вони стали активними, називають енергією активації. Витрачається ця надлишкова енергія на розрив чи послаблення зв’язків між атомами в реагуючих речовинах. Тільки після цього можуть утворюватися нові зв’язки, а отже і нові речовини. Слід пам’ятати, що у кожної хімічної реакції своя енергія активації (свій активаційний бар’єр). Чим вона менша, тим більше активних частинок в системі, більше ефективних співударянь, реакція протікає швидше. Реакції з високою енергією активації перебігають з помітною швидкістю тільки за певних умов: нагрівання, наявність каталізатора тощо.

Серед факторів, які впливають на швидкість хімічної реакції в гомогенних (однофазних) системах, в першу чергу слід звернути увагу на концентрацію (число ефективних співударянь в одиниці об’єму за одиницю часу). Для гетерогенних (різнофазних) процесів швидкість реакції істотно залежить від поверхні розділу фаз. Чим вона більша, тим швидше протікає реакція. Важливими факторами, які впливають на швидкість будь – яких хімічних процесів, є температура і присутність каталізатора.

Питання для самоконтролю:

1. Чим відрізняється гомогенна система від гетерогенної?

2. Яка роль активних частинок під час хімічної реакції?

3. Яке призначення енергії активації?

Тема 4. Розчини

(1 год)

План:

1. Характеристика розчину.

2. Процес сольватації.

Студент повинен знати: суть процесу розчинення;

Студент повинен уміти: відрізняти істинні розчини, колоїдні, суспензії та емульсії;

Рекомендована література:

Басов В.П., Родіонов В.М. Хімія: Навч. посіб. 5 – е вид. – К.: Каравела, 2005. – с.53

Розчини – це однорідні фізико – хімічні системи, що складаються з двох і більше компонентів (речовин) та продуктів їх взаємодії.

Однорідні розчини утворюються в тому випадку, коли речовина під час розчинення подрібнюється до окремих молекул та йонів, тобто частинки розчинника і розчиненої речовини співрозмірні між собою. Такі розчини ще називають істинними або молекулярними. При розчиненні молекули розчинника хімічно взаємодіють із частинками речовини, що розчиняється. Цей процес називають сольватацією, а продукти, що при цьому утворюються, - сольватами (у водних розчинах – гідратація і гідрати).

Коли частинки розчиненої речовини знаходяться у розчині в менш подрібненому стані (агрегати містять по сто молекул і більше), системи – неоднорідні або грубодисперсні. В цьому випадку говорять про утворення колоїдних розчинів, суспензій та емульсій.

Питання для самоконтролю:

1. Суть процесу розчинення.

2. Що таке «сольвати»?

3. Пояснити процес сольватації.

Тема 5. Водень

(2 год)

План:

1. Характеристика неметалів.

2. Характеристика Гідрогену та водню.

Студент повинен знати: характеристику неметалів, Гідрогену та водню;

Студент повинен уміти: давати характеристику неметалам і Гідрогену за періодичною системою хімічних елементів;

Рекомендована література:

Басов В.П., Родіонов В.М. Хімія: Навч. посіб. 5 – е вид. – К.: Каравела, 2005. – с.82

Неметали – хімічні елементи, які у вільному стані можуть приєднувати електрони, виявляючи при цьому окислювальні властивості. Як правило, це елементи з високими енергіями йонізації і спорідненості з електроном, тобто високою електронегативністю. Саме остання і характеризує хімічну активність неметалів, змінюючись у досить широких межах – від 1, 9 у Силіцію до 4, 0 у Флору.

У періодичній системі неметалічні властивості елементів підсилюються в межах періоду зліва направо зі збільшенням числа електронів на зовнішньому енергетичному рівні, а в підгрупах – знизу вгору зі зменшенням радіуса атома. Таким чином, неметали розміщені на початку головних підгруп і в кінці періодів. За винятком Гідрогену і Гелію (інертні гази теж відносять до неметалів).

Гідроген – найлегший хімічний елемент, знаходиться в першому періоді періодичної системи, має на валентному (першому) рівні один валентний електрон. Відносна електронегативністю Гідрогену – 2.1. Це неметал. Два його атоми утворюють молекулу водню з невеликою довжиною (0, 074 нм) і високою електронегативністю (436 кДж/моль) зв’язку.

Подібно до галогенів, Гідроген може приєднувати один електрон, завершуючи рівень і виявляючи окислювальні властивості:

2Na + H₂ = 2NaH

Ba + H₂ = BaH₂

Подібно до лужних металів, Гідроген може віддавати свій єдиний електрон для утворення зв’язку, виявляючи відновні властивості:

H₂ + F₂ = 2HF

2H₂ + C = CH₄

Таким чином, визначити однозначно місце Гідрогену в періодичній системі досить важко. Частіше його ставлять у першу групу до лужних металів згідно з числом валентних електронів.

У сполуках з іншими елементами Гідроген може мати ступні окислення +1 і -1. Ступінь окислення +1 у Гідрогену найвищий, і в такому стані він може тільки приймати електрони, виступаючи в ролі окисника:

2HCI + Mg = MgCI₂ + H₂

2H₂O + Ca = Ca (OH)₂ + H₂

Ступінь окислення -1 найнижчий і тому слід чекати тільки відновних властивостей:

CaH₂ + 2H₂O = Ca (OH)₂ + 2H₂

Найширше застосування водень знаходить саме як відновник:

1. в металургії для виявлення чистих металів (заліза, вольфраму, молібдену та інших)

2. в органічному синтезі в реакціях гідрогенізації (жирів, альдегідів, ненасичених та ароматичних вуглеводнів)

3. в неорганічному синтезі в реакціях добування хлороводню, аміаку та деяких інших цінних продуктів.

Як відновник водень особливо активний в атомарному стані (за високих температур або в момент виділення), а також у складі гідридів. Говорячи про застосування водню, завжди слід пам’ятати, що він горить і утворює вибухову суміші (з киснем, фтором, хлором.)

Питання для самоконтролю:

1. Дати характеристику неметалам за їх положенням і періодичній системі.

2. Охарактеризувати гідроген за його положенням в періодичній системі.

3. Хімічні властивості водню.

4. Способи застосування і добування водню.

Тема 6 Галогени та їх сполуки

(3 год)

План:

1. Характеристика хлору.

2. Характеристика хлороводню.

3. Порівняльна характеристика галогенів.

Студент повинен знати: характеристику галогенів за періодичною системою хімічних елементів;

Студент повинен уміти: відрізняти прості речовини утворені галогенами за допомогою хімічних методів, що базуються на хімічних властивостях даних хімічних елементів;

Рекомендована література:

Басов В.П., Родіонов В.М. Хімія: Навч. посіб. 5 – е вид. – К.: Каравела, 2005. – с.88

Хлор – елемент третього періоду, сьомої групи головної підгрупи. На зовнішньому енергетичному рівні має 7 валентних електронів. Приймаючи один електрон набуває стійкої конфігурації найближчого інертного елемента Аргону, тобто у Хлору висока спорідненість з електроном і висока електронегативністю. Це – активний неметал. У вільному стані в природі не зустрічається. Молекула його складається з двох атомів, зв’язаних ковалентним неполярним зв’язком.

Хоча хлор поступається перед Оксигеном за електронегативністю, за звичайних умов проста речовина СІ₂ є більш сильним окисником, ніж О₂. Причина – менша енергія зв’язку (240 кДж/моль): більший радіус атома, а між атомами у молекулі СІ₂ – одна спільна електронна пара. Зв'язок легко руйнується, наприклад ультрафіолетовими променями на прямому сонячному світлі, внаслідок чого утворюються радикали – частинки з неспареними електронами і високою хімічною активністю.

Хлор енергійно взаємодіє майже з усіма металами (навіть з золотом), окислюючи їх, як правило, до найвищого ступеня окиснення:

2Fe + 3CI₂ = 2FeCI₃

Sn + 2CI₂ = SnCI₄

2Sb + 5CI₂ = 2SbCI₅

А також із більшістю неметалів (крім кисню, азоту, вуглецю):

H₂ + CI₂ = 2HCI

Si + 2CI₂ = SiCI₄

2P + 5CI₂ = 2PCI₅

Крім того, хлор за звичайних умов реагує з багатьма органічними й неорганічними речовинами, виступаючи також у ролі окисника.

Хлор може переходити у збуджений стан, внаслідок чого, крім валентності 1, він може мати й інші валентні стани (3, 5, 7), а крім ступеня окиснення 0 і -1, має також позитивні ступені окиснення +1, +3, +5, +7, утворення яких, як правило, супроводжується реакціями диспропорціонування (самоокислення – самовідновлення)

Хлороводень за звичайних умов газ із різким задушливим запахом, «димить» на відритому повітрі, жадібно притягуючи вологу. Добути його можна дією концентрованої сульфатної кислоти на хлориди металів (лабораторний спосіб) або синтезом хлору з воднем у присутності каталізатора (промисловий спосіб):

NaCI + H₂SO_{4 (K)} = NaHSO₄ + HCI

H₂ + CI₂ = 2HCI

Полярний характер зв’язку зумовлює високу розчинність НСІ у полярних розчинниках. Особливо активно взаємодіє хлороводень з речовинами, у молекулах яких є неподілені електронні пари на гібридних орбіталях (аміак, вода). Взаємодія відбувається за донорно – акцепторним механізмом:

NH₃ + HCI = NH₄CI

Саме цим пояснюється висока розчинність НСІ у воді і утворення туману в присутності аміаку чи вологи. При розчиненні НСІ у воді утворюється сильна хлоридна (соляна) кислота. Однак максимальна концентрація хлороводню в ній не перевищує 40%. Концентровану соляну кислоту легко розпізнати за характерним туманом та запахом. Це молекули хлороводню, що знаходяться над поверхнею насиченого розчину, притягують крапельки вологи, розчиняючись у ній.

Соляна кислота виявляє всі характерні для кислот властивості: взаємодіє з активними металами, оксидами і гідроксидами металів, солями. Активні метали (відновники) витискують із кислот водень, який виступає як окисник. Коли ж НСІ взаємодіє з активними окисниками, виділяється вільний хлор, який виступає в ролі відновника.

Ці реакції використовують у лабораторній практиці для добування хлору. В промисловості хлор добувають електролізом розчинів або розплавів природних сполук Хлору – хлоридів металів.

Галогени складають головну підгрупу сьомої групи. Спільні властивості елементів зумовлені наявністю семи валентних електронів на зовнішньому рівні та намагання завершити зовнішній енергетичний рівень, щоб утворити стійку електронну конфігурацію сусіднього інертного елемента. Тому всі галогени мають високу електронегативністю, є активними неметалами і окисниками. Найстійкіший ступінь окиснення у них -1, щоб виділити галоген у вільному стані з природних сполук, його треба окиснити.

Усі галогени (крім Флору) можуть переходити в збуджений стан, виявляючи більш високі значення валентностей і позитивні ступені окиснення.

У вільному стані галогени утворюють двоатомні молекули, в яких атоми зв’язані один з одним ковалентним неполярним зв’язком. Енергія зв’язку не дуже велика, тому всі галогени мають високу хімічну активність. Незважаючи на однакову будову молекул, різні галогени за звичайних умов перебувають у різних агрегатних станах. Причина – збільшення розмірів атомів і молекул і, як наслідок, посилення міжмолекулярної дисперсійної взаємодії.

Збільшення радіуса атомів галогенів від Флору до Йоду призводить до віддалення валентних електронів від ядра і послаблення з ним зв’язку. Тому від Флору до Йоду закономірно зменшується електронегативність галогенів і спадають неметалічні властивості.

Із тих же причин (збільшення радіуса атома галогена і віддалення валентних електронів від ядра) закономірно зростають кислотні, а також відновні властивості у ряді галогеноводнів від фтороводневої кислоти до йодоводневої кислоти.

Питання для самоконтролю:

1. Дати характеристику галогенам користуючись періодичною системою хімічних елементів Д.І.Менделєєва.

2. Які основні властивості хлору, як простої речовини?

3. Способи добування, застосування та хімічні властивості хлороводню.

Тема 7 Халькогени та їх сполуки

(5 год)

План:

1. Характеристика Оксигену та його простих речовин.

2. Характеристика Сульфуру за періодичною системою та сірки, як простої речовини.

3. Сульфідна кислота.

4. Оксиди Сульфуру.

5. Сульфатна кислота.

Студент повинен знати: характеристику основних сполук Оксигену та Сульфуру;

Студент повинен уміти: дати характеристику халькогенам за періодичною системою;

Рекомендована література:

Басов В.П., Родіонов В.М. Хімія: Навч. посіб. 5 – е вид. – К.: Каравела, 2005. – с.82, 93.

Оксиген – найрозповсюдженіший елемент на Землі (58 ат. %). В періодичній системі він знаходиться в другому періоді, шостій групі (підгрупа VIA). На зовнішньому енергетичному рівні має шість валентних електронів. Висока енергія спорідненості з електроном, наявність двох неспарених електронів та неможливість збудженого стану зумовлюють високу хімічну активність Оксигену як неметалу і валентність 2 у переважній більшості сполук. За електронегативністю Оксиген поступається тільки Фтору і утворює сполуки з більшістю елементів періодичної системи. Найбільш розповсюджені ступені окислення 0, -1, -2.

У вільному стані Оксиген утворює дві алотропні форми О₂ і О₃, які істотно відрізняються за хімічною активністю. Оскільки нульовий ступінь окислення Оксигену практично найвищий, кисень у цьому випадку виступає тільки як окисник. З більшістю елементів, крім золота, платини, галогенів та інертних газів, він реагує безпосередньо, утворюючи оксиди, а з найбільш активними металами – пероксиди:

2 Na + O₂ = Na₂O₂

Ba + O₂ = Ba O₂

Крім того кисень досить легко окислює безліч складних органічних і неорганічних речовин. Як окисник він найбільш активний в атомарному стані.

Алотропна форма кисню – озон через низьку стійкість молекули і здатність відщеплювати атомарний кисень є дуже активним окисником, навіть за звичайних умов. У молекулярній формі кисень активний лише за нагрівання, коли зв'язок між атомами послаблюється.

Оксиген у ступені окиснення -2 (найвищий) може тільки віддавати електрони, виступаючи як відновник. Такі реакції використовують для добування кисню в лабораторії:

2K Mn O₄ = K₂Mn O₄ + Mn O₂ + O₂

2KCIO₃ = 2KCI + 3O₂

Ступінь окиснення -1 – проміжний, що зумовлює як окиснювальні, так і відновні властивості відповідних сполук, наприклад пероксиду водню.

H₂O₂ + 2KI = I₂ + 2KOH

H₂O₂ + CI₂ = 2HCI + O₂

2H₂O₂ = 2H₂O + O₂

Сульфур знаходиться в одній підгрупі з Окисгеном, але на відміну від нього має вакантний d – підрівень. Тому при взаємодії з активними металами може переходити у збуджений стан, виявляючи вищі, ніж у Оксигену, значення валентності (4 та 6) і позитивні ступені окиснення (+2, +4, +6). Як і Оксиген, Сульфур – неметал, але неметалічні властивості виражені слабкіше (більший радіус атома, менша електронегативність). Найхарактерніші ступені окиснення -2, 0, +4, +6.

У природі сірка зустрічається у вільному стані в складі 8 – атомних кільцеподібних молекул, які об’єднуються в кристалічні решітки різної будови (алотропні форми сірки – ромбічна і моноклінна).

У хімічні реакції сірка вступає, як правило, за нагрівання. Найбільш активно вона реагує з металами, виступаючи в ролі окисника:

Fe + S = FeS

Елементи з більш високою електронегативністю окислюють сірку, причому, чим активніший неметал, тим до вищого ступеня окиснення він окислює Сульфур:

S + CI₂ = SCI₂

Із менш активними неметалами сірка реагує при нагріванні як окисник:

C + 2S = CS₂

Даючи хімічну характеристику складним речовинам, слід чітко розрізняти їх кислотно – основні та окисно – відновні властивості. Зміна ступеня окиснення елементів має місце, як правило, лише в останньому випадку.

Молекула сірководню, всупереч припущенню про схожість з молекулою води, істотно відрізняється від неї за властивостями. Хоча зв'язок H – S менш полярний, ніж H – O, молекула сірководню не така міцна, як молекула води, через більші розміри атома Сульфуру та відсутність гібридизації валентних орбіталей. Енергія міжмолекулярної взаємодії для сірководню набагато менша, ніж для води (менша полярність молекули та відсутність водневого зв’язку), тому сірководень за звичайних умов газ (температура зрідження -60, 7 ⁰С), а його водний розчин виявляє слабкі кислотні властивості

Сульфідна (сірководнева) кислота як двоосновна утворює два ряди солей – сульфіди та гідросульфіди. Сульфіди, як правило, погано розчиняються у воді і мають характерні забарвлення, що використовуються в якісному аналізі для ідентифікації катіонів. Розчинні у воді сульфіди сильно гідролізують, що зумовлює лужну реакцію розчину.

Оскільки сульфідна кислота дуже слабка, гідроліз проходить не лише за першим, а й за другим ступенем, і водні розчини таких солей мають характерний запах сірководню. Для сульфідної кислоти зазвичай не характерні реакції з металами та їх оксидами, а реакції з лугами - оборотні. До кінця перебігають тільки ті реакції, внаслідок яких утворюються сульфіди, нерозчинні у воді й кислотах:

H₂S + CuSO₄ = H₂SO₄ + CuS

Із позиції окиснення – відновлення сірководень і сульфіди виявляють тільки відновні властивості (Сульфур у найнижчому ступені окиснення):

2H₂S + 3O₂ = 2SO₂ + 2H₂O

Слід звернути увагу на реакцію з киснем, яка проходить за звичайних умов, завдяки чому сірководень не накопичується в природі. Сірководень – отруйний газ. Його допустима концентрація – 0, 01 мг/л. Він отруює каталізатори органічного й неорганічного походження. Промислового значення сірководень не має і в промислових масштабах його не добувають. В лабораторії сірководень можна добути дією кислот на деякі сульфіди.

SO₂ і SO₃ – оксиди Сульфуру, які мають промислове значення. Обидва носять кислотний характер: з водою утворюють відповідні кислоти – сірчисту (сульфітну) й сірчану (сульфатну), а при взаємодії з лугами та оксидами металів – солі цих кислот – сульфіти та сульфати.

Сірчистий ангідрид SO₃ за звичайних умов – летка рідина, «димить» на відкритому повітрі, жадібно поглинаючи вологу з утворенням сірчаної кислоти (реакція необоротна). Він добре розчиняється не тільки у воді, але й у самій сірчаній кислоті. Такий розчин називають олеум. З позицій окиснення – відновлення, SO₃ – тільки окисник (ступінь окиснення Сульфуру +6 – найвищий).

SO₂ за звичайних умов – газ із різким задушливим запахом, добре розчинний у воді (до 40 об’ємів в 1 об’ємі води). Сірчиста кислота, яка при цьому утворюється, - електроліт середньої сили, нестійка, існує тільки в розчинах, легко розкладається на сірчистий газ і воду.

В SO₂ і сірчистій кислоті ступінь окиснення Сульфуру +4 – проміжний, тобто можливе як окиснення його так і відновлення. Однак із причини особливої будови молекули SO₂ переважають відновні властивості:

2H₂SO₃ + O₂ = 2H₂SO₄

Окиснювальні властивості слід чекати в разі взаємодії з більш сильним відновником, ніж Сульфур +4:

SO₂ + 2H₂S = 3S + 2H₂O

У промисловості SO₂ добувають, окислюючи самородну сірку в присутності кисню або випалюванням сульфідних руд:

2ZnS + 3O₂ = 2ZnO + 2SO₂

В лабораторії – дією сильних кислот на солі нестійкої сірчистої кислоти – сульфіти:

Na₂SO₃ + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + H₂O + SO₂

SO₃ добувають каталітичним окисненням SO₂ в спеціальних контактних апаратах. Реакція, що в них відбувається, оборотна. Збільшенню виходу SO₃ сприяє підвищення тиску, підтримання певного температурного режиму, в якому каталізатор працює найефективніше, відведення SO₃ із зони реакції. Для поглинання SO₃ безпечніше використовувати не воду, а концентровану сірчану кислоту (менше виділяється енергії). З олеуму, що при цьому утворюється, готують розчини сірчаної кислоти потрібної концентрації, дотримуючись при цьому, звичайно, необхідних правил техніки безпеки.

Розведена сірчана кислота виявляє характерні для сильних кислот властивості: добре дисоціює на іони за двома ступенями, реагує з активними металами з виділенням водню, який виступає в ролі окисника, а при взаємодії з оксидами та гідроксидами металів утворює середні (сульфати) та кислі (гідросульфати) солі.

Концентрована сірчана кислота має ряд особливостей, які не характерні для звичайних кислот, в тому числі і для розведеної сульфатної кислоти:

1. інакше взаємодіє з металами, виділяючи не водень, а продукти відновлення Сульфуру, причому ступінь відновлення Сульфуру залежить від активності металу:

2H₂SO₄ + Hg = HgSO₄ + SO₂ + 2H₂O

Деякі метали концентрована сульфатна кислота переводить у пасивний стан, зміцнюючи захисну оксидну плівку на їх поверхні.

2. розчиняє свій власний ангідрид (до 70%), утворюючи олеум. Тобто концентрована сірчана кислота може бути більше, ніж 100%

3. гігроскопічна: жадібно поглинає вологу, тобто хімічно взаємодіє з виділенням великої кількості теплоти; відбирає воду від різних органічних і неорганічних речовин; застосовується для осушування газів, у яких відсутні основні властивості;

4. як кислота сильна й нелетка (кипить без розкладу за 337 ⁰С), витискує більш слабкі й леткі кислі продукти з їх сполук, що широко застосовується в лабораторній практиці і в промисловості.

Питання для самоконтролю:

1. Характеристика Оксигену та Сульфуру за періодичною системою.

2. Прості речовини утворені Оксигеном і Сульфуром.

3. Характеристика реакційної здатності сульфідної та сульфатної кислот.

4. Оксиди Сульфуру, їх хімічні властивості, способи добування та застосування.

Тема 8 Азот, фосфор та їх сполуки

(6 год)

План:

1. Нітроген.

2. Аміак.

3. Оксиди нітрогену.

4. Нітратна кислота.

5. Ортофосфорна кислота.

6. Мінеральні добрива.

Студент повинен знати: характеристику Нітрогену та Фосфору за періодичною системою хімічних елементів Д.І.Менделєєва;

Студент повинен уміти: відрізняти сполуки Нітрогену та Фосфору за їх хімічними властивостями;

Рекомендована література:

Басов В.П., Родіонов В.М. Хімія: Навч. посіб. 5 – е вид. – К.: Каравела, 2005. – с.100

Нітроген – елемент головної підгрупи п’ятої групи. Валентні електрони розміщені на другому енергетичному рівні. До завершення рівня йому не вистачає трьох електронів. Високе значення електронегативності свідчить, що це - активний неметал. Атоми Нітрогену утворюють молекулу азоту з подвійним ковалентним неполярним зв’язком. Довжина зв’язку в молекулі азоту невелика, а енергія велика, що і є причиною високої стійкості та хімічної інертності молекулярного азоту. Тому, незалежно від активності металу чи неметалу, азот взаємодіє з ним тільки за високої температури, коли зв’язки між атомами послаблюються. При цьому утворюються нітриди. Лише з літієм азот реагує за звичайних умов.

Аміак (NH₃) має ряд особливостей, які можна пояснити, виходячи з будови його молекули. Сюди відносять:

1. аномально високу розчинність аміаку у воді (до 700 об’ємів на 1 об’єм води) та аномально високу температуру зрідження; (240 К) Причина: висока полярність зв’язку між Нітрогеном і Гідрогеном та висока полярність самих молекул аміаку, що призводить до утворення водневих зв’язків як між молекулами аміаку при його зрідженні, так і між молекулами аміаку і води при утворенні розчинів;

2. явно виражені основні властивості в реакціях з кислотами і лужну реакцію водного розчину. Причина: наявність неподіленої електронної пари на гібридній орбіталі атома Нітрогену і взаємодія з йонами гідроксонію за донорно – акцепторним механізмом з утворенням продуктів сполучення, які називають солями амонію:

NH₃ + HNO₃ = NH₄NO₃

3. незначну концентрацію ОН – йонів у водному розчині аміаку. Причина: низький ступінь дисоціації молекул води на Йони і практично повна дисоціація нестійких молекул гідроксиду амонію за молекулярним механізмом.

NH₄OH = NH₄⁺ + OH^-

Тобто аміак у водних розчинах знаходиться переважно у складі продуктів приєднання з водою і лише незначна частина його молекул взаємодіє з йонами Гідрогену, що утворюються під час дисоціації води. Спроба виділити гідроксид амонію з його солей при дії лугу призводить до розкладу цього нестійкого продукту на аміак і воду (саме так добувають аміак у лабораторії)

Солі амонію розкладаються не тільки від дії лугу, але й за нагрівання, однак аміак тут виділяється далеко не завжди. Розрізняють два механізми розкладу солей амонію:

· оборотний чи необоротний із відщепленням молекул аміаку

· окисно – відновний з окисненням йонів амонію.

У Нітрогену – п’ять оксидів. Оксиди нітрогену (І) і (ІІ) – несолетворні і для них характерні тільки окисно – відновні реакції. Інші три оксиди – солетворні. Оксиду нітрогену (ІІІ) відповідає азотиста (нітритна) кислота, оксиду нітрогену (V) – азотна (нітратна), а оксид нітрогену (IV) є ангідридом двох кислот – азотної і азотистої.

Внаслідок взаємодії цих оксидів із лугами і основними оксидами утворюються відповідні солі (нітрити і нітрати):

N₂O₃ + Mg O = Mg (NO₂)₂

N₂O₅ + Mg O = Mg (NO₃)₂

У атома нітрогену 4 валентні орбіталі, які можуть утворювати 4 валентні зв’язки, тобто Нітроген максимально може бути чотиривалентним. Саме така валентність реалізується у атома Нітрогену в азотній кислоті. Для цього він як менш електронегативний, ніж Оксиген, має віддати один електрон одному з трьох атомів Оксигену, утворюючи з ним зв'язок за рахунок неспареного електрона, що залишився на орбіталі після розпарювання.

При цьому Нітроген набуває позитивного заряду і реалізує вищий ступінь окислення +5. Крім того, він гібридизує свої валентні орбіта лі. Така молекула нестійка і легко руйнується при освітленні, нагріванні чи дії відновників, наприклад металів, виявляючи сильні окиснювальні властивості за рахунок Нітрогену. При цьому, виділяється не водень, а продукти відновлення Нітрогену, склад яких залежить від концентрації кислоти і активності відновника. Так, з концентрованої азотної кислоти, як правило, виділяється «бурий газ»:

4HNO_{3 (k)} = 4NO₂ + O₂ + 2H₂O

Внаслідок взаємодії розведеної нітратної кислоти з неактивними відновниками виділяється оксид нітрогену (ІІ):

8HNO_{3 (P)} + 3Cu = 3Cu (NO₃)₂ + 2NO + 4H₂O

Активні метали відновлюють Нітроген до більш низького ступеня окислення, причому, чим більше розведена кислота, тим краще йде процес відновлення:

10HNO_{3 (P)} + 4Zn = 4Zn (NO₃)₂ + N₂O + 5H₂O

В іншому азотна кислота виявляє звичайні кислотні властивості: як кислота сильна, добре дисоціює на йони, взаємодіє з солями слабкіших кислот, оксидами та гідроксидами металів, утворюючи солі нітрати. Останні добре розчинні у воді і, як і сама кислота, виявляють сильні окиснювальні властивості, але за нагрівання.

Процес добування азотної кислоти в промисловості багатостадійний і громіздкий. Його хімізм можна передати схемою:

Азот – аміак - оксиди нітрогену – нітратна кислота.

Ортофосфорна кислота H₃PO₄ на відміну від азотної, реагує тільки з активними металами, причому з виділенням водню, і хоча ступінь окиснення Фосфору тут найвищий (+5), в реакціях з металами Фосфор не відновлюється. Фосфор може переходити в збуджений стан і утворювати 5 стійких ковалентних зв’язків. Крім того, Фосфор в ортофосфорній кислоті гібридизує свої валентні орбіталі і знаходиться в центрі тетраедра в оточенні чотирьох сильно електронегативних атомів Оксигену.які утруднюють доступ атомів відновника до центрального атома Фосфору +5.

Ортофосфорна кислота набагато слабша, ніж нітратна, бо менш електронегативний атом Фосфору в меншій мірі зміщує електронну густину з трьох зв’язків Н – О, ніж атом Нітрогену в нітратній кислоті – з одного. А чим міцніший зв'язок між атомами Гідрогену і кислотним залишком, тим кислота слабша.

Добрива – це речовини, які застосовують для правильного розвитку і живлення рослин, або для зміни (відновлення) властивостей ґрунту.

При правильному застосуванні добрив збільшується врожайність і якість сільськогосподарських культур і, навпаки, агрохімічно неграмотне й надмірне застосування добрив призводить до шкідливого накопичення в рослинах і продуктах їх переробки деяких хімічних речовин, наприклад нітритів та нітратів, і забруднення водойм. Надмірне застосування добрив не дає, як правило, бажаного збільшення врожаю та якості продуктів, а викликає буйний ріст бур’янів, для боротьби з якими треба застосовувати надлишок не завжди безпечних дефоліантів, які, в свою чергу, забруднюють грунт шкідливими органічними сполуками.

Мінеральні добрива розрізняють прямі і побічні. Прямі добрива вводять для безпосереднього живлення рослин. Вони містять необхідні для цього елементи, головним чином Нітроген, Фосфор, Калій, та мікроелементи (цинк, марганець, мідь, бор та інші). Прямі добрива розділяють на однобічні (містять один поживний елемент) і комплексні (два і більше поживних елементи). Комплексні добрива за способом приготування розрізняють змішані і складні, змішані – це механічні суміші різних однобічних добрив. Складні готують шляхом хімічної взаємодії, спільної кристалізації або сплавлення основних компонентів.

Побічні мінеральні добрива використовують головним чином для поліпшення властивостей ґрунту. До побічних добрив відносять засоби нейтралізації кислих ґрунтів (вапнування), меліорації солончаків (гіпсування), підкислення з метою підвищення розчинності фосфатів тощо.

Більшу частину мінеральних добрив випускають у вигляді порошків або грану. Гранульовані добрива менше злежуються і краще розсіюються. Широко застосовують рідкі добрива: аміачна вода, розчини солей та ін.

Одним із найбільш розповсюджених мінеральних добрив, яке виробляють у великій кількості, є суперфосфат (простий і подвійний). Технологія його виробництва надзвичайно проста: апатитовий концентрат або фосфористе борошно змішують із концентрованою сірчаною або фосфорною кислотами в необхідних співвідношеннях.

Питання для самоконтролю:

1. Характеристика Нітрогену та Фосфору за періодичною системою Д.І.Менделєєва.

2. Порівняльна характеристика реакційної здатності нітратної та фосфатної кислоти.

3. Характеристика оксидів Нітрогену.

4. Мінеральні добрива на основі Нітрогену і Фосфору.

Тема 9 Вуглець, кремній та їх сполуки

(3 год)

План:

1. Характеристика вуглецю – як простої речовини.

2. Оксиди Карбону.

3. Кремнієва кислота.

Студент повинен знати: характеристику Карбону і Кремнію за періодичною системою, властивості оксидів Карбону і кремнієвої кислоти;

Студент повинен уміти: передбачати властивості хімічного елемента користуючись періодичною системою хімічних елементів Д.І.Менделєєва;

Рекомендована література:

Басов В.П., Родіонов В.М. Хімія: Навч. посіб. 5 – е вид. – К.: Каравела, 2005. – с.111

Вуглець у вільному стані зустрічається в кількох алотропних формах – алмазу, графіту, карбіну та ін., які істотно різняться за фізичними властивостями. В усіх цих формах атоми Карбону знаходяться в збудженому стані і утворюють по 4 зв’язки. Але однаковий характер носять ці зв’язки тільки в алмазі.

Алмаз має тетраедричну кристалічну структуру, оскільки всі зв’язки між його атомами однакові.

Структура графіту – площинна, шарувата. Атоми Карбону, що знаходяться в одній площині зв’язані між собою міцними гібридними зав’язками. Зв'язок між площинами здійснюється за рахунок не гібридних орбіталей, які, перекриваючись між собою, утворюють електроннопровідні зони. Довжина цих зв’язків більша, ніж зв’язків у площині, а міцність – менша. Тому шари легко зсуваються один відносно одного.

Карбін (дегідрогенізовані ацетилен і етилен) в природі не існує, він синтезований штучно.

У карбону два оксиди: СО і СО₂. Перший із них – не солетворний (вірніше, за звичайних умов реакції солетворення для нього не характерні), другий – солетворний, кислотний.

Обидва атоми в оксиді карбону (ІІ) – тривалентні. Третій зв'язок утворюється за донорно –акцепторним механізмом і робить молекулу міцнішою.

СО – сильний відновник, але за високих температур. Ці властивості широко використовують у металургії при вилученні металів. Для СО характерні реакції сполучення.

Саме завдяки цій властивості оксид карбону (ІІ) ще називають «чадним газом» (сполучається з гемоглобіном крові замість кисню, викликаючи задуху). ГДК (гранично допустима концентрація) СО у повітрі – 0, 01 мг/г.

Оксид карбону (IV) є ангідридом вугільної (карбонатної) кислоти, яка нестійка і існує в дуже розведених розчинах (розчинність СО₂ у воді за н. у. складає 1, 7 об’єми на 1 об’єм води).

СО₂ характеризується також низькою реакційною здатністю, активно реагує лише з лугами, зате легко виділяється з різних сполук за звичайних умов чи нагрівання.

Кремнієва (силікатна) кислота, на відміну від вугільної існує у вільному стані, нерозчинна у воді, характеризується змінним складом. Тому правильніше говорити про кремнієві (силікатні) кислоти. Співвідношення між молекулами ангідрид – вода залежить від різних факторів і з часом змінюється. Причиною таких властивостей є полімерна будова ангідриду кислоти SiO₂, а отже, і самої кислоти та її солей.

Питання для самоконтролю:

1. Дати характеристику хімічним елементам четвертої групи головної підгрупи.

2. Пояснити різницю між різними алотропними модифікаціями карбону.

3. Чим відрізняються властивості оксидів карбонів між собою?

4. Яка реакційна здатність кремнієвої кислоти?

Тема 10. Елементи ІІ А і І А груп та їх сполуки

(8 год)

План:

1. Місце металів в періодичній системі Д.І.Менделєєва.

2. Загальна характеристика металів.

3. Характеристика лужних металів.

4. Характеристика елементів другої групи головної підгрупи.

5. Твердість води.

Студент повинен знати: положення металів в періодичній системі, їх властивості;

Студент повинен уміти: визначати властивості металів за їх місцем в періодичній системі хімічних елементів;

Рекомендована література:

Басов В.П., Родіонов В.М. Хімія: Навч. посіб. 5 – е вид. – К.: Каравела, 2005. – с.118

До металів належать елементи з невисоким значенням енергії йонізації і низькою електронегативністю. У них число вакантних орбіталей на валентних підрівнях завжди більше або набагато більше, ніж число валентних електронів. Вступаючи в хімічні реакції, метали, на відміну від неметалів, можуть тільки віддавати електрони, виявляючи відновні властивості. У будь – якого металу найнижчий ступінь окиснення, незалежно від природи металу.

У світлі вчення про будову атомів металічність зумовлена двома причинами:

1. невеликою кількістю електронів на зовнішньому енергетичному рівні (найчастіше 2, рідше 1);

2. віддаленістю валентних електронів від ядра, тобто збільшенням радіуса атома та числа екрануючих електронних шарів.

Але в обох випадках умова електронного дефіциту (число електронів, що беруть участь в утворенні хімічних зв’язків, менша від числа валентних орбіталей) лишається обов’язковою. У періодичній системі метали мають тенденцію до розміщення на початку періодів та в кінці підгруп.

Незважаючи на численність (більше вісьмидесяти) і велику різноманітність, метали мають ряд спільних ознак, чого не можна сказати про неметали. Це – кристалічна решітка у твердому стані і характерний металічний блиск, пластичність (ковкість), тепло- та електропровідність. Вказані спільні фізичні властивості металів зумовлені особливим типом хімічного зв’язку, який називається металічним. Суть його наближено можна пояснити такою схемою: електрони зовнішнього енергетичного рівня, енергія яких найбільша, а зв'язок з ядром найслабший, фактично перебувають у збудженому стані і можуть легко рухатись валентними підрівнями, на яких є багато вакантних орбіталей. Близькі за енергією валентні підрівні утворюють так звані енергетичні зони, в яких розрізняють валентні зони, де розміщені валентні електрони, і зони провідності, якими ці електрони довільно рухаються по кристалу, нейтралізуючи сумарний позитивний заряд катіонів металу, що знаходяться у вузлах кристалічної решітки, і здійснюють з ними електростатичний зв'язок. Такі електрони надзвичайно рухливі, їх називають «вільними» або «електронним газом». Вони і зумовлюють високу електро- та теплопровідність металів.

Притягання катіонів металу до маленьких за розмірами спільних електронів, призводить до того, що атоми металу при утворенні кристалу максимально зближуються. Тому кристалічні решітки металів, як правило, побудовані за принципом найщільнішого пакування. Найбільш розповсюдженими є кубічна гранецентрова (кальцій, алюміній, нікель, мідь) та гексагональна (магній, кобальт, титан) решітки.

Міцність кристалічної решітки зумовлена енергією взаємодії спільних електронів із катіонами металу, а це, в свою чергу, залежить від кількості електронів зв’язку кожного атома металу, розмірів катіонів та їх зарядів. Саме цим можна пояснити закономірності, що спостерігаються в зміні таких важливих фізичних характеристик металів, як температура плавлення, густина, твердість, пластичність тощо.

Якщо під час деформації один шар атомів металу зміщується відносно іншого, це мало впливає на енергію такої взаємодії, оскільки внаслідок високої рухливості спільних електронів катіони металу весь час оточені цими електронами, і сили притягання між катіонами металу та валентними електронами, практично не змінюються. Тому метали – пластичні (ковкі).

Металічний зв'язок має ознаки як йонного, так і ковалентного зв’язків. Подібно до йонного, металічний зв'язок носить електростатичний характер (взаємодія протилежно зарядженими частинками – катіонами та електронами), як у ковалентного – зв'язок здійснюється за допомогою спільних електронів.

Лужні метали складають головну підгрупу першої групи періодичної системи елементів. На зовнішньому енергетичному рівні вони мають по одному валентному електрону і як наслідок мають ряд характерних властивостей – м’які, пластичні, леткі, мають низькі температури плавлення.

Лужні метали та їх леткі сполуки забарвлюють полум’я пальника у характерні кольори: літій – у червоний, натрій – у жовтий, калій – у фіолетовий, рубідій – у синювато – червоний, цезій – у синій, що в лабораторному практикумі часто використовують для ідентифікації цих елементів.

Лужні металів стоять на початку періодів, починаючи з другого, і серед елементів свого періоду мають найбільший радіус атома і найменшу енергію йонізації. Для них характерний високий стандартний електродний потенціал, і тому розміщені вони на початку ряду активності металів. Легко віддаючи свій єдиний валентний електрон, лужні метали набувають стійкої електронної конфігурації інертного елемента та ступеня окиснення +1, який для них є найбільш характерним. В сполуках з іншими елементами вони завжди одновалентні, а зв’язки, які утворюють, - йонні. Таким чином, це – активні метали і сильні відновники. Вони активно взаємодіють із багатьма простими речовинами (воднем, галогенами, сіркою), утворюючи солі та інші бінарні сполуки. Спільну назву «лужні» метали одержали завдяки здатності активно взаємодіяти з водою і утворювати розчинні у воді основи – луги. Крім того, вони реагують з іншими складними речовинами, виконуючи функцію активного відновника: кислотами (з вибухом), оксидами та солями менш активних металів, органічними речовинами (спиртами, хлор- та бром алканами) тощо.

Із ростом заряду ядра збільшується число екрануючих електронних шарів та радіус атома, внаслідок чого зв'язок валентного електрона з ядром слабшає і зростає металічна активність. На практиці це можна довести за допомогою реакцій з одним і тим же окисником, наприклад, киснем: найменш активний серед лужних металів – літій утворює оксид, натрій – пероксид, калій і всі подальші лужні метали – супероксиди.

Вказана закономірність не збігається з положенням металів у ряду активності, де на першому місці стоїть найменш активний серед лужних металів – літій, а натрій поступається активністю кальцію. Справа в тому, що для визначення місця металу в ряду активності враховують не тільки енергію його йонізації, тобто енергію відриву електронів від атомів, а й енергію, яка витрачається на руйнування кристалічної решітки, та енергію, яка виділяється внаслідок гідратації йонів. У водних розчинах йони металів гідратовані молекулами води, що впливає на їх розміри та хімічну активність.

За хімічними властивостями літій багато в чому схожий на метали другої групи головної підгрупи, конкретно, магній: аналогічно реагує з киснем, азотом, вуглецем, водою, утворює малорозчинні солі – фосфат, карбонат, фтори, кисневмісні сполуки літію (гідроксид, карбонат, нітрат) – за нагрівання розкладаються з утворенням оксиду літію тощо. Це – так звана «діагональна схожість», яка пояснюється найменшим серед лужних металів радіусом атома Літію, незначною кількістю екрануючих електронів і, як наслідок, більшою енергією взаємодії валентного електрона з ядром та меншою хімічною активністю металу. Тому називати лужні метали «підгрупою літію» не варто.

Серед лужних металів Натрій і Калій найбільш розповсюджені в природі і мають найширше застосування. Вони входять до складу багатьох природних сполук – мінералів. Найважливіші серед них – це хлориди: кам’яна сіль, сильвін, сильвініт, карналіт; сульфати – мірабіліт; карбонати – сода, поташ; нітрати – чілійська селітра, калійна селітра; алюмосилікати – нефелін, ортоклаз та ін.

Із причини надзвичайно високої активності використання металічних натрію і калію досить обмежене. Їх використовують для добування деяких більш дефіцитних металів (титану, цинку, ніобію, танталу) металотермічним способом, як теплоносії в ядерних реакторах, як каталізатори чи реагенти в органічному синтезі, у світлотехніці тощо. Зате сполуки цих металів знаходять дуже широке застосування. Перш за все – це елементи життєдіяльності живих організмів та рослин. Вони мають надзвичайно велике біологічне значення: натрій – головний позаклітинний, а калій – головний внутрішньоклітинний йони, співвідношення між якими регулює осмотичний тиск плазми крові. Організм людини в розрахунку на 70 кг маси містить до 250 г Калію та до 70 г Натрію.

Калій регулює розвиток, ріст, водно-сольовий та нітрогенний обмін у рослинах. Зменшення вмісту калію в ґрунтах призводить до сповільнення росту та загибелі рослин. Тому найголовніше застосування (до 90%) природних сполук калію – це добрива. Зазвичай вони добре розчинні у воді, не токсичні і не потребують додаткової хімічної переробки. Крім вищеназваних природних сполук із високим вмістом калію, як добриво використовують ще попіл дерев, що містить у своєму складі поташ (карбонат калію).

У промисловості та побуті частіше використовують сполуки натрію: хлорид (кухонну або поварену сіль), соду (кальциновану або питну), їдкий натр (каустичну соду). Хлорид натрію – найбільш розповсюджена у природі сполука натрію, крім широкого застосування у побуті та харчовій промисловості, є важливою сировиною для промислового добування натрію, гідроксиду натрію, хлору та соди.

Електролізом розплавів хлориду натрію з домішками, які добавляють для зниження робочої температури електроліту, добувають металічний натрій та хлор, а електролізом концентрованих водних розчинів даної солі в промислових масштабах добувають гідроксид натрію, водень (на катоді) та хлор (на аноді).

Рідше гідроксид натрію одержують хімічними способами: вапняним, обробляючи водні розчини соди вапняним молоком (так звана каустифікація соди, звідси й назва «каустична сода») та феритним, сплавляючи соду з гідроксидом феруму (ІІІ) з подальшою обробкою плаву гарячою водою.

Електрохімічний та феритний способи використовують також для добування гідроксиду калію. Гідроксиди натрію і калію застосовують в основному для виробництва мила. Крім того, гідроксид натрію використовують у великих кількостях для очищення нафтопродуктів, у паперовій промисловості, для виготовлення напівпровідників, у виробництві штучних волокон та високоякісного корду для шин тощо.

Соду найбільше використовують у виробництві скала. У промисловості її одержують переважно аміачним способом, запропонованим ще в 1863 р. Е.Г.Сольве (1836 – 1922): у карбонізаційній колоні через концентрований розчин хлориду натрію, насичений аміаком, пропускають вуглекислий газ. Гідрокарбонат натрію, маючи невелику розчинність у воді випадає в осад, завдяки чому, власне, і реалізується даний процес. Осад відділяють від насиченого сольового розчину, висушують і прожарюють.

Елементи Берилій, Магній, Кальцій, Стронцій, Барій, Радій складають головну підгрупу другої групи періодичної системи. На зовнішньому енергетичному рівні вони мають по два валентні електрони. Віддаючи 2 валентні електрони з зовнішнього рівня, елементи набувають стійкої електронної конфігурації та ступеня окиснення +2. В складних сполуках усі ці метали двовалентні, зв’язки переважно йонні.

Зі збільшенням радіусу від Берилію до Радію закономірно зростає металічна активність елементів. Три з них – Кальцій, Стронцій та Берилій називають лужно – земельними, оскільки їхні оксиди (стародавня назва – «землі»), розчиняючись у воді, утворюють луги. Гідроксиди берилію й магнію нерозчинні у воді, тому ці метали до лужно – земельних не належать. Берилій багато чим нагадує алюміній, а магній – літій (діагональна схожість).

Подібно до алюмінію, берилій реагує як із кислотами, так і з лугами, від інтенсивної корозії він захищений щільною, хімічно стійкою оксидною плівкою (оксид берилію не взаємодіє з водою, інертний до розчинів кислот і лугів), гідроксид берилію має яскраво виражені амфотерні властивості.

Зростання хімічної активності елементів ІІ А підгрупи можна довести відношенням як самих металів, так і їх оксидів до води: берилій та оксид берилію з водою не реагують, магній та оксид магнію реагують за нагрівання, решта металів та їх оксиди реагують активно з виділенням великої кількості теплоти.

Збільшення радіусів атомів (йонів) цих металів призводить до збільшення довжини зв’язку між металом і Оксигеном й посилення основних властивостей їх гідроксидів: гідроксид берилію – амфотерний і нерозчинний у воді, гідроксид магнію має основний характер, але нерозчинний у воді, гідроксид кальцію вже помітно розчиняється у воді, і розчин має лужний характер, гідроксиди решти металів відносять до розчинних у воді основ, тобто лугів.

За розповсюдженістю Кальцій займає трет