Презентація "Родини хімічних елементів"

Родини хімічних елементів. Плужник А. В. Загальна хімія

Родини хімічних елементів:лужні елементи;лужноземельні елементи;перехідні елементи;неметалічні елементи;металічні елементинапівметалічні елементи – металоїди;галогени;інертні елементи.

Лужні елементи – металічні елементи І групи головної підгрупи Періодичної системи. До родини лужних металів належать елементи: Літій – Li, Натрій – Na, Калій – К, Рубідій – Rb, Цезій – Cs, Францій – Fr (радіоактивний елемент). Лужні елементи

Електронна будова атомів. На зовнішньому енергетичному рівні атоми лужних металів мають один електрон s1 . Тому для всіх металів групи IA характерний ступінь окиснення +1 та валентність І. Цим пояснюється схожість властивостей усіх лужних металів. Для них (зверху вниз по групі) є характерним:збільшення радіуса атомів;зменшення електронегативності;посилення відновних, металічних властивостей.

Поширення у природіЗ лужних металів найпоширенішими у природі є Натрій і Калій. Проте, через високу хімічну активність вони зустрічаються лише у вигляді сполук. Основними джерелами Натрію і Калію є:кам'яна сіль (натрій хлорид) Na. Cl,глауберова сіль, або мірабіліт – натрій сульфат декагідрат Na2 SO4⋅10 H2 O,сильвін – калій хлорид KCl,сильвініт – калій-натрій хлорид KCl⋅Na. Cl та інші. Сполуки Літію, Рубідію і Цезію в природі зустрічаються значно рідше, тому їх відносять до числа рідкісних і розсіяних.

У твердому агрегатному стані атоми зв'язані металічним зв'язком. Наявність металічного зв'язку обумовлює загальні фізичні властивості простих речовин – металів: металічний блиск, ковкість, пластичність, високу тепло- і електропровідність. У вільному вигляді прості речовини, утворені елементами IA групи — це легкоплавкі метали сріблясто-білого (літій, натрій, калій, рубідій) або золотисто-жовтого (цезій) кольору, що мають високу м'якість і пластичність. Фізичні властивості

Найтвердішим є літій, інші лужні метали легко ріжуться ножем і можуть бути розкатані у фольгу. Лише у натрію густина трохи більше одиниці, в усіх інших лужних металів густина менше одиниці.

Способи добування. Електроліз натрій хлориду в розплаві з графітовими електродами:2 Na. Cl 2 Na + Cl2↑ел. струм

Хімічні властивостіВзаємодіють з водою:2 Li + 2 Н2 О → 2 Li. OН + Н2↑2 Na + 2 Н2 О → 2 Na. OН + Н2↑2 K + 2 Н2 О → 2 КOН + Н2↑Взаємодіють з киснем:4 Li + O2 → 2 Li2 O4 Na + O2 → 2 Na2 O

Взаємодіють з неметалами:2 Na + S → Na2 S2 K + Br2 → 2 KBr2 K + H2 → 2 KHВзаємодіють з кислотами:2 Li + 2 HCl → 2 Li. Cl + H2↑2 Na + H2 SO4 → Na2 SO4 + H2↑8 K + 10 HNO3 → 8 KNO3 + NH4 NO3 + 3 H2 OВзаємодіють з солями:2 Na + Fe. SO4 → Na2 SO4 + Fe↓K + Ag. NO3 → KNO3 + Ag↓калій гідрид

Лужноземельні елементи – металічні елементи ІІ групи головної підгрупи Періодичної системи. У головній підгрупі II групи містяться: берилій Be, магній Mg, 4 лужноземельні елементи: кальцій Ca, стронцій Sr, барій Ba, радій Ra. Лужноземельні елементи

Електронна будова атомів. На зовнішньому енергетичному рівні атоми металів IIA групи мають два електрона. Тому для всіх лужноземельних металів характерний ступінь окиснення +2 та валентність ІІ. Цим пояснюється подібність їх властивостей. Для металів IIA групи (згори до низу) характерно:збільшення радіусу атомів;зменшення електронегативності;посилення відновлювальних, металічних властивостей.

Поширення у природіЗ лужноземельних металів кальцій є найпоширенішим у природі, а радіоактивний радій — найменше. Усі лужноземельні метали мають високу хімічну активність, тому зустрічаються у природі лише у вигляді сполук. Основними джерелами кальцію є його карбонати Ca. CO3 (крейда, мармур, вапняк). У вільному вигляді прості речовини є типовими металами сірого або сріблястого кольору.

У твердому агрегатному стані атоми сполучаються металічним зв'язком. Це обумовлює загальні фізичні властивості простих речовин металів: металічний блиск, ковкість, пластичність, високу тепло- і електропровідність. Проте, метали IIA групи мають різні значення температури плавлення, густини та інших фізичних властивостей. Фізичні властивості

Берилій. Магній. Барій. Стронцій. Радій. Кальцій

Способи добування. Електроліз галогенідів (хлоридів) лужноземельних металів: Ca. Cl2 Ca + Cl2↑ел. струм

Хімічні властивостіВзаємодіють з водою: Ba + 2 H2 O → Ba(OH)2 + H2↑Ca + 2 H2 O → Ca(OH)2 + H2↑Sr + 2 H2 O → Sr(OH)2 + H2↑Взаємодіють з кислотами: Ba + 2 HCl → Ba. Cl2 + H2↑Ca + H2 SO4 → Ca. SO4 + H2↑4 Sr + 10 HNO3 → 4 Sr(NO3)2 + NH4 NO3 + 3 H2 OВзаємодіють з солями: Ba + Cu. Cl2 → Ba. Cl2 + Cu↓Ca + Fe. SO4 → Ca. SO4 + Fe↓Sr + 2 Ag. NO3 → Sr(NO3)2 + 2 Ag↓

Взаємодіють з неметалами: Ca + Cl2 → Ca. Cl2 Ba + H2 → Ba. H2 Sr + S → Sr. SCa + 2 C → Ca. C2 Взаємодіють з киснем: Ca + O2 → Ca. OBa + O2 → Ba. OSr + O2 → Sr. O

Галогени — елементи головної підгрупи VII групи періодичної системи: Флуор F, Хлор Cl, Бром Br, Йод I,Астат At. Астат є радіоактивним елементом. Всі галогени належать до неметалів. Галогени

Електронна будова атомів. В атомах галогенів на зовнішньому енергетичному рівні міститься по 7 електронів:Із зростанням порядкового номера від Флуору до Йоду збільшуються радіуси атомів, знижується їх електронегативність. До завершення зовнішнього електронного шару атомам галогенів не вистачає лише одного електрона, тому для них найбільш характерними є ступінь окиснення -1 і валентність І. У Флуору електронегативність більша, ніж у інших елементів, і тому ступінь окиснення -1 — його єдиний можливий ступінь окиснення у сполуках.

Фтор. Фтор – газ ясно-зеленого кольору, дуже отруйний. Найбільш активний неметал (у флуорі навіть вода горить). Фтор дуже корисний для зубів, саме тому його додають в зубні пасти. Застосування лікувальних і профілактичних засобів, у складі яких присутній хімічний елемент фтор, запобігає появі карієсу.

Хлор – важкий газ жовто-зеленого кольору з різким запахом, отруйний, використовувався у Першу світову війну, як хімічна зброя. Хлор використовують для отримання хлоридної кислоти, яка незамінна в промисловості та медицині. Хлор використовують для виготовлення каучуку, пластмаси, розчинників, барвників, а також синтетичних волокон. Сполуки хлору використовують у сільському господарстві для боротьби з шкідниками. Хлор використовують також для відбілювання паперу і тканин. Хлор

Бром – важка темно-коричнева рідина, дуже активний неметал, але менш активний, ніж хлор. Бром має надзвичайно неприємний запах (з грецької «бром» так і перекладається – «смердючий»). Сполуки брому часто використовують у медицині. Бром

Йод – темно-фіолетові кристали з металевим блиском і їдким запахом, активний неметал, найменш активний у ряді галогенів. Його спиртовий розчин використовують у медицині. Йод

Хімічні властивостіВзаємодіють з металами: Ca + F2 → Ca. F22 Au + 3 F2 → 2 Au. F32 Fe + 3 Cl2 → 2 Fe. Cl3 Cu + Br2 → Cu. Br22 Al + 3 I2 → 2 Al. I3 Взаємодіють з воднем: F2 + H2 → 2 HFCl2 + H2→ 2 HCl. Br2 + H2→ 2 HBr. I2 + H2 → 2 HIВодні розчини галогеноводневих сполук є кислотами: HF – фторидна (фтороводнева) / плавикова. HCl – хлоридна (хлороводнева) / соляна. HBr – бромідна (бромоводнева)HI – йодидна (йодоводнева)tttt

Взаємодіють з солями галогеноводневих кислот:2 KBr + Cl2 → 2 KCl + Br22 Na. I + Br2 → 2 Na. Br2 + I2↓2 Na. I + Cl2 → 2 Na. Cl + I2↓Фтор реагує з водою, витісняючи кисень:2 F2 + 2 H2 O → 4 HF + O2↑“горіння” води з виділенням кисню

Інертні елементи – це елементи головної підгрупи VIII групи періодичної системи: Гелій Не, Неон Ne, Аргон Аr, Криптон Кr, Ксенон Хе, Радон Rn,Оганесон Og – № 118, відкритий у 2002 р.Інертні (благородні) елементи. VIII

Електронна будова атомів. Причина інертності (благородності) благородних газів в будові атомів. Дослідження показали, що у них максимально заповнені енергетичні рівні. Гелій позначається як 1s2-елемент. Він має найміцнішу структуру атома серед усіх хімічних елементів. Решта благородних газів – це p-елементи. Електронна будова атома визначає багато властивостей цих газів. Їх молекули одноатомні. Низька спорідненість до електрона.

Прості речовини цих елементів – одноатомні гази, що не мають запаху і кольору. Особливим є Оганесон, який при нормальних умовах є твердою речовиною. Оганесон та радон є радіоактивними. Якщо через благородні гази пропустити електричний струм, то вони будуть світитись. Фізичні властивості

Гелій. Гелій – займає друге місце за поширеністю у Всесвіті після водню. Проте на Землі гелій є рідкісним елементом. Легкість і негорючість гелію використовують для заповнення ним повітряних куль і дирижаблів. Суміш гелію з киснем застосовують для дихання під час підводних робіт.

Неон. Неон відкрили у 1898 році. Якщо крізь розріджені інертні гази пропускати електричний струм, то вони випромінюють світло різного забарвлення. Їх використовують для світлових реклам і в маяках. Неоном наповнюють трубки для світлових реклам, при цьому вони світяться оранжево-червоним кольором.

Аргон. Аргон у 1894 р. Релей виявив у звичайному повітрі у вигляді, домішок, які не вступали у хімічні реакції. Аргон, зважаючи на свою неактивність і низьку теплопровідність, використовується в суміші з азотом для наповнення електричних ламп. Аргоном наповнюють трубки для світлових реклам, при цьому вони світяться блакитним кольором. В інертному середовищі аргону здійснюють електрозварювання металів, що легко окислюються.

Криптон. Криптон отримав у 1895 році шотландський хімік Вільям Рамзай. Намагаючись виділити з одного із мінералів аргон, отримав натомість інертний газ, спектр якого не був схожий на відомі йому атмосферні гази. Рамзай назвав газ криптон, від грец. κρυπτός – прихований, захований.

Ксенон. Ксенон відкрито у 1898 році англійськими вченими як домішка до криптону. Ксенон означає “чужий”. Застосовують в електровакумних приладах, раніше – в газосвітних лампах.

Радон. Радон – радіоактивний благородний газ. Будучи важким газом, з часом накопичується у закинутих підвальних приміщеннях без вентиляції. Саме тому не рекомендується тривалий час там знаходитись. Радон є другою після тютюнопаління причиною раку легенів.