TR0BCH220.pdf

EGZAMIN

http://www.kurssikory.pl/contents/wyniki/spr.php

Materiał: TR0BCH220 , Kod kursanta: 91235

Fragment 1. (M1200825)

PIERWIASTKI BLOKU S

Pierwiastkami bloku s są:

– wodór

– litowce

– berylowce

Materiał: TR0BCH220 , Kod kursanta: 91235

Fragment 2. (M1200084)

WODÓR

1. Występowanie w przyrodzie

Wodór jest najbardziej rozpowszechnionym pierwiastkiem we wszechświecie i trzecim

najbardziej rozpowszechnionym na Ziemi. Badania przestrzeni kosmicznej wykazały, że

wchodzi on w skład mgławic, atmosfery Słońca i niektórych gwiazd. Przewiduje się, że około

76% masy materii kosmicznej stanowi właśnie wodór. Na Słońcu wodór stanowi około 84%

ogólnej liczby atomów /15% stanowi hel i 1% pozostałe pierwiastki. /

Wytwarzane przez Słońce ciepło i światło powstają w reakcji jądrowej, w której następuje

przemiana wodoru w hel. Słońce świeci więc dzięki wodorowi. Na Ziemi wodór występuje

przede wszystkim w wodzie oraz w substancjach pochodzenia organicznego: węglu

kamiennym, gazie ziemnym i ropie naftowej. Wodór jest również składnikiem białek, tłuszczów

i cukrów oraz wielu innych substancji.

2. Otrzymywanie:

w przemyśle:

reakcja węgla (w postaci rozżarzonego koksu) z parą wodną:

C + H 2 O 1000 ° C CO + H 2 ↑

reakcja pary wodnej o wysokim ciśnieniu i temperaturze (659−900 °C) z metanem

(proces zwany konwersją):

CH 4 + H 2 O → CO +3 H 2 ↑

termiczny rozkład metanu

CH 4 1200 ° C C +2 H 2 ↑

uboczny produkt elektrolizy wodnego roztworu NaCl (produkcja NaOH).

reakcja pary wodnej z żelazem

3 Fe +4 H 2 O T Fe 3 O 4 +4 H 2 ↑

w laboratorium:

reakcja metali nieszlachetnych z kwasami nieutleniającymi lub wodorotlenkami

Zn +2 HCl → ZnCl 2 + H 2 ↑

1 z 8

2009-12-10 16:00

EGZAMIN

http://www.kurssikory.pl/contents/wyniki/spr.php

Zn +2 NaOH +2 H 2 O → Na 2 [ Zn ( OH ) 4 ]+ H 2 ↑

reakcja pierwiastków s 1 i s 2 z wodą

Na +2 H 2 O →2 NaOH + H 2 ↑

Ca +2 H 2 O 100° C Ca ( OH ) 2 + H 2 ↑

reakcja wodorków pierwiastków s 1 i s 2 z wodą

KH + H 2 O → KOH + H 2 ↑

CaH 2 +2 H 2 O → Ca ( OH ) 2 +2 H 2 ↑

elektroliza wody zawierającej małą ilość H 2 SO 4 lub NaOH

2 H 2 O elektroliza 2 H 2 ↑+ O 2 ↑

3. Konfiguracja elektronowa: 1s 1

4. Stopnie utlenienia: I, 0, -I

5. Właściwości:

fizyczne

Gaz bezbarwny, bezwonny, słabo rozpuszczalny w wodzie, najlżejszy z pierwiastków, nie

tworzy odmian alotropowych.

chemiczne

typowy niemetal (elektroujemność X=2,1)

tworzy związki (wodorki) z metalami i niemetalami, np.:

2 Na + H 2 →2 NaH

H 2 + Cl 2 →2 HCl

jest palny,

ma zdolność redukowania tlenków (łączenia się z tlenem związanym w tlenkach)

np.:

CuO + H 2 → Cu + H 2 O

Wodór cząsteczkowy jest mało reaktywny –, natomiast wodór atomowy "in statu nascendi" jest

silnym reduktorem.

tworzy mieszaninę piorunującą z tlenem (V wodoru : V tlenu = 2 :1) –

jej zapalenie wywołuje gwałtowną reakcję syntezy wody.

atomy wodoru łączące się z silnie elektroujemnymi pierwiastkami, mogą tworzyć

wiązania wodorowe

oddziałując z wolnymi parami elektronowymi atomów: N, O, F, które należą do innych

cząsteczek lub

znajdują się w innym miejscu tej samej cząsteczki, np. w wodzie, w cząsteczkach białek

odłączenie elektronu 1s powoduje powstanie protonu – cząstki, która wiąże się z

innymi drobinami np.:

H 2 O → H 3 O +

NH 2 → NH 4 +

6. Zastosowanie:

substrat w reakcjach syntezy substancji nieorganicznych i organicznych (patrz: przykłady),

reduktor,

Przykłady reakcji:

N 2 +3 H 2 →2 NH 3

2 z 8

2009-12-10 16:00

EGZAMIN

http://www.kurssikory.pl/contents/wyniki/spr.php

CO +2 H 2 CeO 3

ZnO CH 3 OH

7. Najważniejsze związki:

H 2 O, H 2 O 2 , HCl, H 2 SO 4 , HNO 3 , NH 3 , węglowodory oraz inne związki organiczne.

Materiał: TR0BCH220 , Kod kursanta: 91235

Fragment 3. (M1200076)

GRUPA 1 – LITOWCE (METALE ALKALICZNE)

1. Występowanie w przyrodzie

Żaden z litowców nie występuje w stanie wolnym ze względu na dużą reaktywność.

Litowce różnią się rozpowszechnieniem w przyrodzie. Największą zawartość w skorupie

ziemskiej wykazują sód – 2,6% i potas – 2,4%. Do najważniejszych minerałów sodu i potasu

należą:

NaCl – sól kamienna

KCl – sylwin

NaNO 3 – saletra chilijska

KNO 3 – saletra indyjska

2. Otrzymywanie:

Elektroliza stopionych wodorotlenków lub stopionych soli, np. chlorków. Na skalę techniczną

wytwarza się w większych ilościach tylko sód.

3. Konfiguracja elektronowa: ns 1

3 z 8

2009-12-10 16:00

EGZAMIN

http://www.kurssikory.pl/contents/wyniki/spr.php

Z Symbol

Elektrony

walencyjne

Gęstość

(g / cm 3 )

Temp.

topnienia

(°C)

Temp.

wrzenia

(°C)

Promień

jonu (A)

Energia jonizacji

(J/kmol)·10 -6

3 Li

2s 1

0,53

181

1367 0,68 519

11 Na 3s 1

0,97

890 0,98 496

19 K 4s 1

0,86

767 1,33 419

37 Rb 5s 1

1,53

697 1,48 402

55 Cs

6s 1

1,90

685 1,67 367

4. Stopnie utlenienia: I

5. Właściwości:

fizyczne

Metale lekkie, miękkie (można je kroić nożem), o małej gęstości Li, Na, K mają gęstość

mniejszą niż woda (d<g / cm 3 ) i srebrzysto-białej barwie.

Związki litowców barwią płomień:

na karminowo – lit,

na żółto – sód,

na różowofioletowo – potas

chemiczne

Litowce są najaktywniejsze wśród metali (aktywność wzrasta od litu do cezu); mają najniższe

standardowe potencjały elektrodowe (około – 3V).

Bardzo łatwo utleniają się – są silnymi reduktorami

reagują z:

tlenem

Sód, potas i dalsze pierwiastki grupy w wyniku reakcji z tlenem już w temperaturze pokojowej

szybko tracą połysk i pokrywają się warstewką tlenku. Sód tworzy w tych warunkach

nadtlenek – Na 2 O 2 , a potas ponadtlenek – KO 2 . Tylko lit tworzy tlenek Li 2 O.

Wszystkie te związki reagują z wodą:

Li 2 O + H 2 O →2 LiOH

Na 2 O 2 +2 H 2 O →2 NaOH + H 2 O 2

2 KO 2 +2 H 2 O →2 KOH + H 2 O 2 + O 2

innymi niemetalami

W podwyższonych temperaturach litowce łączą się z wodorem dając wodorki MeH ,

reagują również z fluorowcami tworząc halogenki MeX ,

z siarką tworząc siarczki Me 2 S , wodorosiarczki MeHS ,

z azotem dając azotki Me 3 N .

wodą

Wszystkie litowce reagują z wodą. W przypadku sodu i potasu wydziela się duża ilość ciepła

(często wodór wyparty przez potas zapala się tuż po zetknięciu metalu z wodą). Rubid i cez

reagują jeszcze gwałtowniej. Cez zapala się samorzutnie po zetknięciu z powietrzem.

2Me + 2H 2 O→2MeOH + H 2 ↑

kwasami

Wszystkie litowce reagują z rozcieńczonymi kwasami wypierając z nich wodór, np.:

4 z 8

2009-12-10 16:00

EGZAMIN

http://www.kurssikory.pl/contents/wyniki/spr.php

2Me + 2HCl→2MeCl + H 2 ↑

alkoholami

Me + ROH → RONa + 1 2 H 2 ↑

Na + C 2 H 5 OH → C 2 H 5 ONa

e tan olan

sodu

+ 1 2 H 2 ↑

6. Zastosowanie sodu i potasu

Sód służy do produkcji nadtlenku sodu, stosowanego w produkcji środków bielących.

W postaci metalicznej odgrywa dużą rolę w technice oświetleniowej, np. w lampach sodowych

dających charakterystyczne żółte światło.

Ciekły sód oraz ciekły stop sodu z potasem znalazł zastosowanie jako ciecz chłodząca w

niektórych reaktorach jądrowych.

7. Najważniejsze związki sodu i potasu

W większości są bezbarwne (na zabarwienie może mieć wpływ anion, np KMnO 4 ),

mają najczęściej budowę jonową, w większości rozpuszczają się w rozpuszczalnikach

polarnych, są mocnymi elektrolitami.

NaCl – sól kuchenna – przyprawa kuchenna, substancja stosowana do obniżania temperatury

zamarzania wody

NaOH – soda żrąca (kaustyczna) – odczynnik chemiczny; służy do produkcji mydła

Na 2 CO 3 – soda amoniakalna – służy do produkcji szkła, proszków do prania (zmiękcza wodę)

NaHCO 3 – soda oczyszczona – składnik proszków do pieczenia oraz napojów gazowanych

NaNO 3 i KNO 3 – saletry – składniki nawozów sztucznych

KI – stosowany w medycynie roztwór /płyn/ Lugola

KI + I 2 → KI 3

Materiał: TR0BCH220 , Kod kursanta: 91235

Fragment 4. (M1200077)

GRUPA 2 - BERYLOWCE (METALE ZIEM ALKALICZNYCH)

1. Występowanie w przyrodzie

Berylowce nie występują w stanie wolnym, ponieważ mają znaczną reaktywność. Najczęściej

występującym pierwiastkiem tej grupy jest wapń.

Do najważniejszych minerałów wapnia i magnezu należą:

magnezyt MgCO 3 ,

kalcyt CaCO 3 ,

anhydryt CaSO 4 ,

gips CaSO 4 ⋅ 2 H 2 O ,

fluoryt CaF 2 ,

5 z 8

2009-12-10 16:00

Plik z chomika:

Inne pliki z tego folderu:

Inne foldery tego chomika: