TR0BCH220.pdf
(
969 KB
)
Pobierz
EGZAMIN
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
98
890 0,98 496
19 K
4s
1
0,86
63
767 1,33 419
37 Rb
5s
1
1,53
39
697 1,48 402
55 Cs
6s
1
1,90
29
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:
Kotija
Inne pliki z tego folderu:
TR0BCH220.pdf
(969 KB)
TR0BCH216.pdf
(385 KB)
TR0BCH215.pdf
(1034 KB)
TR0BCH212.pdf
(1175 KB)
TR0BCH210.pdf
(481 KB)
Inne foldery tego chomika:
KURS SIKORY
Zgłoś jeśli
naruszono regulamin