РЕДОКС РЕАКЦИИ
Реакции, при които настъпва промяна в степента на окисление на атомите на елементите, които изграждат реагиращите съединенияса наречени редокс.
Степен на окисление(c.o.) е зарядът на елемент в съединение, изчислен въз основа на предположението, че съединението се състои от йони. Определянето на степента на окисление се извършва, като се използват следните разпоредби:
1. Степента на окисление на елемент в просто вещество, например в Zn, Ca, H 2, Br 2, S, O 2, е нула.
2. Степента на окисление на кислорода в съединенията обикновено е –2. Изключение правят пероксидите H 2 +1 O 2 –1, Na 2 +1 O 2 –1 и кислородният флуорид O +2 F 2.
3. Степента на окисление на водорода в повечето съединения е +1, с изключение на солеподобните хидриди, например Na +1 H -1.
4. Алкалните метали имат постоянна степен на окисление (+1); берилий Be и магнезий Mg (+2); алкалоземни метали Ca, Sr, Ba (+2); флуор (–1).
5. Алгебричната сума на степените на окисление на елементите в неутрална молекула е равна на нула, в сложен йон - зарядът на йона.
Като пример, нека изчислим степента на окисление на хрома в съединението K 2 Cr 2 O 7 и азота в аниона (NO 2) -
K 2 +1 Cr 2 х O 7 –2 2∙(+1)+ 2 х + 7 (–2) = 0 х = + 6
(НЕ 2) – х + 2 (–2) = –1 х = + 3
При редокс реакциите електроните се прехвърлят от един атом, молекула или йон към друг. Окисляване – процесът на загуба на електрони от атом, молекула или йон, придружен от повишаване на степента на окисление. Възстановяване – процесът на добавяне на електрони, придружен от намаляване на степента на окисление.
-4 -3 -2 -1 0 +1 +2 +3 +4 +5 +6 +7 +8
Процес на възстановяване
Окислението и редукцията са взаимосвързани процеси, които протичат едновременно.
Окислителиса наречени вещества (атоми, йони или молекули), които получават електрони по време на реакция, реставратори – вещества, които отдават електрони. Окислителите могат да бъдат халогенни атоми и кислород, положително заредени метални йони (Fe 3+, Au 3+, Hg 2+, Cu 2+, Ag +), сложни йони и молекули, съдържащи метални атоми в най-високо състояние на окисление (KMnO 4, K 2 Cr 2 O 7, NaBiO 3 и др.), Неметални атоми в положително състояние на окисление (HNO 3, концентрирана H 2 SO 4, HClO, HClO 3, KClO 3, NaBrO и др.).
Типични редуциращи агенти са почти всички метали и много неметали (въглерод, водород) в свободно състояние, отрицателно заредени неметални йони (S 2-, I-, Br-, Cl- и др.), положително заредени метални йони в най-ниската степен на окисление (Sn 2+, Fe 2+, Cr 2+, Mn 2+, Cu + и др.).
Съединения, съдържащи елементи в максимално и минимално състояние на окисление, могат да бъдат съответно или само окислители (KMnO 4, K 2 Cr 2 O 7, HNO 3, H 2 SO 4, PbO 2), или само редуциращи агенти (KI, Na 2 S, NH 3). Ако веществото съдържа елемент в междинно състояние на окисление, тогава, в зависимост от условията на реакцията, то може да бъде както окислител, така и редуциращ агент. Например, калиев нитрит KNO 2, съдържащ азот в степен на окисление +3, водороден пероксид H 2 O 2, съдържащ кислород в степен на окисление -1, проявяват редуциращи свойства в присъствието на силни окислители и при взаимодействие с активен редуциращ агенти те са окислители.
При съставяне на уравнения за редокс реакции се препоръчва да се придържате към следния ред:
1. Напишете формулите на изходните вещества. Определете степента на окисление на елементите, които могат да я променят, намерете окислителя и редуктора. Напишете продуктите на реакцията.
2. Съставете уравнения за процесите на окисление и редукция. Изберете множителите (основните коефициенти), така че броят на електроните, отдадени по време на окислението, да е равен на броя на електроните, приети по време на редукция.
3. Подредете коефициентите в уравнението на реакцията.
K 2 Cr 2 +6 O 7 + 3H 2 S -2 + 4H 2 SO 4 = Cr 2 +3 (SO 4) 3 + 3S 0 + K 2 SO 4 + 7H 2 O
окислител редуцираща среда
окисление S -2 – 2ē → S 0 ½3
редукция 2Cr +6 + 6ē → 2Cr +3 ½1
Естеството на много окислително-редукционни реакции зависи от средата, в която протичат. За създаване на кисела среда най-често се използва разредена сярна киселина, а за създаване на алкална среда се използват разтвори на натриев или калиев хидроксид.
Има три вида окислително-редукционни реакции: междумолекулни, вътрешномолекулни, диспропорционални. Междумолекуленредокс реакции - това са реакции, при които окислителят и редукторът са в различни вещества. Обсъдената по-горе реакция принадлежи към този тип. ДА СЕ вътрешномолекуленреакции включват при които окислителят и редукторът са в едно и също вещество.
2KCl +5 O 3 -2 = 2KCl -1 + 3O 2 0
редукция Cl +5 + 6ē → Cl - ½2 Cl +5 - окислител
окисление 2O -2 - 4ē → O 2 0 ½3 O -2 - редуциращ агент
В реакциите диспропорционалност(автоокисление - самовъзстановяване) молекулите на едно и също вещество реагират една с друга като окислител и като редуциращ агент.
3K 2 Mn +6 O 4 + 2H 2 O = 2KMn +7 O 4 + Mn +4 O 2 + 4KOH
окисляване Mn +6 - ē → Mn +7 ½ 2 Mn +6 - редуциращ агент
редукция Mn +6 + 2ē → Mn +4 ½ 1 Mn +6 - окислител
Тип урок.Придобиване на нови знания.
Цели на урока.Образователни.Запознайте учениците с нова класификация на химичните реакции, основана на промените в степента на окисление на елементите - окислително-редукционни реакции (ORR); научете учениците да подреждат коефициенти, използвайки метода на електронния баланс.
Развитие.Продължете развитието на логическото мислене, способността за анализ и сравнение и развийте интерес към темата.
Образователни.Да се формира научен мироглед на учениците; подобряване на работните умения.
Методи и методически похвати.Разказ, разговор, демонстрация на визуални средства, самостоятелна работа на учениците.
Оборудване и реактиви.Репродукция с образа на Родоския колос, алгоритъм за подреждане на коефициенти по метода на електронния баланс, таблица на характерните окислители и редуктори, кръстословица; Разтвори на Fe (нокът), NaOH, CuSO 4.
ПО ВРЕМЕ НА ЗАНЯТИЯТА
Уводна част
(мотивация и поставяне на цели)
Учител. През 3 век. пр.н.е. На остров Родос е построен паметник под формата на огромна статуя на Хелиос (гръцкия бог на Слънцето). Грандиозният замисъл и перфектното изпълнение на Родоския колос – едно от чудесата на света – изуми всеки, който го видя.
Не знаем как точно е изглеждала статуята, но знаем, че е изработена от бронз и е достигала височина около 33 м. Статуята е създадена от скулптора Харет и е отнела 12 години за изграждане.
Бронзовата черупка беше прикрепена към желязна рамка. Кухата статуя започна да се изгражда от дъното и докато растеше, се напълваше с камъни, за да стане по-стабилна. Около 50 години след завършването му Колосът рухва. При земетресението се счупи на нивото на коленете.
Учените смятат, че истинската причина за крехкостта на това чудо е корозията на метала. А процесът на корозия се основава на редокс реакции.
Днес в урока ще научите за редокс реакциите; научават за понятията „редукционен агент“ и „окислител“, за процесите на редукция и окисление; научете се да поставяте коефициенти в уравнения на редокс реакции. Запишете датата и темата на урока в работните си тетрадки.
Учене на нов материал
Учителят провежда два демонстрационни опита: взаимодействието на меден (II) сулфат с алкали и взаимодействието на същата сол с желязото.
Учител. Запишете молекулярните уравнения за извършените реакции. Във всяко уравнение подредете степените на окисление на елементите във формулите на изходните вещества и продуктите на реакцията.
Ученикът пише уравнения на реакцията на дъската и задава степени на окисление:
Учител. Променили ли са се степените на окисление на елементите при тези реакции?
Студент. В първото уравнение степента на окисление на елементите не се променя, но във второто се променя - за медта и желязото.
Учител. Втората реакция е редокс реакция. Опитайте се да определите редокс реакциите.
Студент. Реакциите, които водят до промени в степента на окисление на елементите, които съставляват реагентите и реакционните продукти, се наричат редокс реакции.
Учениците записват в тетрадките си под диктовка на учителя определението за редокс реакции.
Учител. Какво се е случило в резултат на редокс реакцията? Преди реакцията желязото имаше степен на окисление 0, след реакцията стана +2. Както виждаме, степента на окисление се е увеличила, следователно желязото отдава 2 електрона.
Медта има степен на окисление +2 преди реакцията и 0 след реакцията.Както виждаме, степента на окисление е намаляла. Следователно медта приема 2 електрона.
Желязото отдава електрони, то е редуциращ агент и процесът на пренос на електрони се нарича окисление.
Медта приема електрони, тя е окислител и процесът на добавяне на електрони се нарича редукция.
Нека напишем диаграмите на тези процеси:
И така, дайте определение на понятията „редуциращ агент“ и „окислител“.
Студент. Атомите, молекулите или йоните, които отдават електрони, се наричат редуциращи агенти.
Атомите, молекулите или йоните, които получават електрони, се наричат окислители.
Учител. Как можем да определим процесите на редукция и окисление?
Студент. Редукцията е процесът, при който атом, молекула или йон получава електрони.
Окислението е процес на прехвърляне на електрони от атом, молекула или йон.
Учениците записват определения от диктовка в тетрадка и рисуват.
Помня!
Дарете електрони и окислете.
Вземете електрони - възстановете се.
Учител. Окисляването винаги е съпроводено с редукция и обратно, редукцията винаги е свързана с окисление. Броят на електроните, отдадени от редуциращия агент, е равен на броя на електроните, получени от окислителя.
За избор на коефициенти в уравненията на редокс реакциите се използват два метода - електронен баланс и електронно-йонен баланс (метод на полуреакция).
Ще разгледаме само метода на електронния баланс. За целта използваме алгоритъм за подреждане на коефициенти по метода на електронния баланс (проектиран върху лист ватман).
ПРИМЕР Подредете коефициентите в тази реакционна схема, като използвате метода на електронния баланс, определете окислителя и редуктора, посочете процесите на окисление и редукция:
Fe 2 O 3 + CO Fe + CO 2.
Ще използваме алгоритъма за подреждане на коефициенти по метода на електронния баланс.
3. Нека запишем елементите, които променят степента на окисление:
4. Да създадем електронни уравнения, определящи броя на дадените и получените електрони:
5. Броят на отдадените и получените електрони трябва да бъде еднакъв, т.к Нито изходните материали, нито реакционните продукти са заредени. Изравняваме броя на дадените и получените електрони, като избираме най-малкото общо кратно (LCM) и допълнителни фактори:
6. Получените множители са коефициенти. Нека прехвърлим коефициентите към схемата на реакцията:
Fe 2 O 3 + 3CO = 2Fe + 3CO 2.
Веществата, които са окислители или редуктори в много реакции, се наричат типични.
Закачена е маса, изработена върху ватман.
Учител. Редокс реакциите са много чести. Те са свързани не само с корозионни процеси, но и с ферментация, гниене, фотосинтеза и метаболитни процеси, протичащи в живия организъм. Те могат да се наблюдават по време на изгаряне на гориво. Редокс процесите съпътстват кръговрата на веществата в природата.
Знаете ли, че приблизително 2 милиона тона азотна киселина се образуват в атмосферата всеки ден, или
700 милиона тона годишно и под формата на слаб разтвор падат на земята с дъжд (човекът произвежда само 30 милиона тона азотна киселина годишно).
Какво се случва в атмосферата?
Въздухът съдържа 78% обемни азот, 21% кислород и 1% други газове. Под въздействието на светкавични разряди, а на Земята има средно 100 мълнии всяка секунда, молекулите на азота взаимодействат с молекулите на кислорода, за да образуват азотен оксид (II):
Азотният оксид (II) лесно се окислява от атмосферния кислород до азотен оксид (IV):
NO + O 2 NO 2 .
Полученият азотен оксид (IV) реагира с атмосферната влага в присъствието на кислород, превръщайки се в азотна киселина:
NO 2 + H 2 O + O 2 HNO 3.
Всички тези реакции са редокс.
Упражнение . Подредете коефициентите в дадените реакционни схеми с помощта на метода на електронния баланс, посочете окислителя, редуктора, процесите на окисление и редукция.
Решение
1. Да определим степени на окисление на елементите:
2. Нека подчертаем символите на елементите, чиито степени на окисление се променят:
3. Нека запишем елементите, които са променили степента си на окисление:
4. Да създадем електронни уравнения (определяне на броя на дадените и получените електрони):
5. Броят на отдадените и получените електрони е еднакъв.
6. Нека прехвърлим коефициентите от електронните схеми към диаграмата на реакцията:
След това учениците са помолени самостоятелно да подредят коефициентите с помощта на метода на електронния баланс, да определят окислителя, редуктора и да посочат процесите на окисление и редукция в други процеси, протичащи в природата.
Другите две уравнения на реакцията (с коефициенти) имат формата:
Правилността на задачите се проверява с помощта на шрайбпроектор.
Заключителна част
Учителят предлага на учениците да решат кръстословица въз основа на материала, който са изучавали. Резултатът от работата се предава за проверка.
След като реши кръстословица, ще научите, че веществата KMnO 4, K 2 Cr 2 O 7, O 3 са силни ... (вертикално (2)).
Хоризонтално:
1. Какъв процес отразява диаграмата:
3. Реакция
N2 (g.) + 3H2 (g.) 2NH3 (g.) + Q
е редокс, обратимо, хомогенно, ....
4. ... въглеродът(II) е типичен редуциращ агент.
5. Какъв процес отразява диаграмата:
6. За да изберете коефициенти в уравненията на редокс реакциите, използвайте електронния... метод.
7. Според диаграмата алуминият е отказал ... електрон.
8. В реакция:
Н2 + С12 = 2НС1
водород H 2 – ... .
9. Какъв тип реакции са винаги само редокс?
10. Степента на окисление на простите вещества е....
11. В реакция:
редуциращ агент –...
Домашна работа. Според учебника на О. С. Габриелян „Химия-8” § 43, стр. 178–179, пр. 1, 7 писмено.
Задача (за дома). Конструкторите на първите космически кораби и подводници бяха изправени пред проблем: как да поддържат постоянен състав на въздуха на кораба и космическите станции? Да се отървете от излишния въглероден диоксид и да попълните кислород? Намерено е решение.
Калиев супероксид KO 2, в резултат на взаимодействие с въглероден диоксид, образува кислород:
Както можете да видите, това е редокс реакция. Кислородът в тази реакция е едновременно окислител и редуциращ агент.
При космическа мисия всеки грам товар е от значение. Изчислете запаса от калиев супероксид, който трябва да се вземе при космически полет, ако полетът продължава 10 дни и ако екипажът се състои от двама души. Известно е, че човек издишва 1 kg въглероден диоксид на ден.
(Отговор: 64,5 кгКО 2. )
Задание (повишено ниво на трудност). Запишете уравненията на окислително-редукционните реакции, които биха могли да доведат до унищожаването на Родоския колос. Имайте предвид, че тази гигантска статуя стоеше в пристанищен град на остров в Егейско море, край бреговете на съвременна Турция, където влажният средиземноморски въздух е пълен със соли. Изработена е от бронз (сплав от мед и калай) и е монтирана върху желязна рамка.
Литература
Габриелян О.С.. Химия-8. М.: Дропла, 2002;
Габриелян О.С., Воскобойникова Н.П., Яшукова А.В.Наръчник за учителя. 8 клас. М.: Дропла, 2002;
Кокс Р., Морис Н. Седемте чудеса на света. Древният свят, Средновековието, нашето време. М.: BMM AO, 1997;
Малка детска енциклопедия. Химия. М.: Руско енциклопедично партньорство, 2001; Енциклопедия за деца "Аванта+". Химия. Т. 17. М.: Аванта+, 2001;
Хомченко Г.П., Севастянова К.И.Редокс реакции. М.: Образование, 1989.
и възстановяване:
1. P + HNO3 + H2O = H3PO4 + NO
2. P + HNO3 = H3PO4 + NO2 + H2O
3. K2Cr2O7 + HCl = Cl2 + KCl + CrCl3 + H20
4. KMnO4 + H2S + H2SO4 = MnSO4 + S + K2SO4 + H2O
5. KMnO4 + HCl = Cl2 + MnCl2 + KCl + H2O
Използвайки метода на електронния баланс, изберете коефициентите в схемите на редокс реакции и посочете процеса на окисление и редукция:
CuO+ NH3= Cu + N2 +H2O
Ag +HNO3 = AgNO3 + NO +H2O
Zn + HNO3= Zn (NO3)2 + N2 + H2O
Cu +H2SO4= CuSO4 +SO2 +H2O
Помогнете ми да реша: ЕЛЕКТРОЛИТНА ДИСОЦИАЦИЯ. РЕДОКС РЕАКЦИИЧаст А
A2 При изучаване на електрическата проводимост на различни вещества с помощта на специално устройство учениците наблюдават следното:
Кое от следните вещества имаше в чашата?
1) захар (разтвор)
2) KS1 (твърд) 3) NaOH (p-p) 4) алкохол
A4 Взаимодействието на разтвори на бариев хлорид и сярна киселина съответства на съкратеното йонно уравнение
1)H+ + SG=HC1
2)Ba2+ + SO42- =BaSO4
3) CO32- + 2H+ = H2O + CO2
4) Ba2+ + CO3- = BaCO3
A5 Реакцията между разтвори на сребърен нитрат и солна киселина протича до завършване, тъй като
1) и двете вещества са електролити
2) сребърният нитрат е сол
3) образува се неразтворим сребърен хлорид
4) образува се разтворима азотна киселина
A7 Уравнението H+ + OH = H2O отразява същността на взаимодействието
1) солна киселина и бариев хидроксид
2) сярна киселина и меден (II) хидроксид
3) фосфорна киселина и калциев оксид
4) силициева киселина и натриев хидроксид
A10 Процесът на окисление съответства на диаграмата
1) S+6 → S+4
2) Cu+2 → Cu0
3) N+5 → N-3
4) C-4 → C+4
Част Б
B2 Установете съответствие между формулата на дадено вещество и общия брой йони, образувани по време на пълната дисоциация на 1 мол от това вещество: за всяка позиция от първата колона изберете съответната позиция от втората колона, обозначена с цифра.
ФОРМУЛА БРОЙ НА ЙОНИ (В МОЛЕВЕ)
A) A1(NO3)3 1) 1 B) Mg(NO3)2 2) 2
B) NaNO3 3) 3 D) Cu(NO3)2 4) 4
5) 5
Запишете избраните числа в таблицата под съответните букви.
Прехвърлете отговора под формата на поредица от четири числа в тестовата форма под номера на съответната задача, без да променяте реда на числата.
Предлага ви се списък от взаимосвързани понятия:
А) киселина
Б) солна киселина
Б) безкислородна киселина
Г) силен електролит
Запишете буквите, които представляват понятията в таблица, така че да може да се проследи верига от конкретно понятие до най-общото.
Прехвърлете получената последователност от букви във формуляра за тестване, без да променяте реда на буквите.
Окисляването е процесът на загуба на електрони с повишаване на степента на окисление.
При окисляваневещества в резултат на откат електронитя се увеличава степен на окисление. Атомисе нарича веществото, което се окислява донориелектрони и атоми окислител - акцепториелектрони.
В някои случаи, по време на окисление, молекулата на оригиналното вещество може да стане нестабилна и да се разпадне на по-стабилни и по-малки компоненти (виж фиг. Свободни радикали). В този случай някои от атомите на получените молекули имат по-висока степен на окисление от същите атоми в оригиналната молекула.
Окислителят, приемайки електрони, придобива редуциращи свойства, превръщайки се в конюгиран редуциращ агент:
окислител+ д − ↔ конюгиран редуциращ агент.
Възстановяване
Възстановяванее процес на добавяне на електрони към атом на вещество, докато степента му на окисление намалява.
При възстановяване атомиили йониприкачвам електрони. В същото време има намаление степени на окисление елемент. Примери: възстановяване оксиди метализа освобождаване на метали с помощта водород, въглерод, други вещества; възстановяване органични киселини V алдехидиИ алкохоли; хидрогениране дебели т.н.
Редуциращият агент, даряващ електрони, придобива окислителни свойства, превръщайки се в конюгиран окислител:
редуциращ агент - д − ↔ конюгиран окислител.
Несвързаният свободен електрон е най-силният редуциращ агент.
Окислително-редукционни реакцииса реакции, при които реагентите получават или отдават електрони. Окислителят е частица (йон, молекула, елемент), която добавя електрони и преминава от по-високо състояние на окисление към по-ниско, т.е. се възстановява. Редуциращият агент е частица, която отдава електрони и преминава от по-ниско състояние на окисление към по-високо, т.е. окислява се.
Междумолекулни - реакции, при които окислителни и редуциращи атоми се намират в молекули на различни вещества, например:
н 2 С + кл 2 → С + 2НС1
Вътрешномолекулярни - реакции, при които окислителни и редуциращи атоми се намират в молекули на едно и също вещество, например:
2з 2 О → 2з 2 + О 2
Диспропорциониране (автоокисление-саморедукция) - реакции, при които атоми с междинна степен на окисление се превръщат в еквимоларна смес от атоми с по-висока и по-ниска степен на окисление, например:
кл 2 + з 2 О → HClO + НС1
Повторно пропорциониране (компропорциониране) - реакции, при които едно състояние на окисление се получава от две различни степени на окисление на един и същи елемент, например:
Н.Х. 4 НЕ 3 → н 2 О + 2з 2 О
Окисляване, редукция
При редокс реакциите електроните се прехвърлят от един атом, молекула или йон към друг. Процесът на загуба на електрони е окисление. По време на окисляването степента на окисление се повишава:
Процесът на добавяне на електрони е редукция. По време на редукция степента на окисление намалява:
Атомите или йоните, които получават електрони в дадена реакция, са окислители, а тези, които отдават електрони, са редуциращи агенти.
Редокс реакции (електроден потенциал)
Електроните могат да действат като химически реагенти, а полуреакцията практически се използва в устройства, наречени галванични клетки.
Пример за електрод е плоча от кристален цинк, потопена в разтвор на цинков сулфат. След потапяне на плочата протичат 2 процеса. В резултат на първия процес плочата придобива отрицателен заряд, след известно време след потапяне в разтвора скоростите се изравняват и настъпва равновесие. И плочата придобива някакъв електрически потенциал.
Потенциалът на електрода се измерва спрямо потенциала на стандартния водород.
Медно-водороден електрод- електрод, използван като референтен електродв различни електрохимични измервания и в галванични клетки. Водороден електрод (HE) е плоча или тел, изработена от метал, която абсорбира добре газа. водород(обикновено се използва платинаили паладий), наситен с водород (при атмосферно налягане) и потопен в воден разтворсъдържащи водородни йони. Потенциалът на плочата зависи [ посочете ] върху концентрацията на Н + йони в разтвора. Електродът е стандарт, спрямо който се измерва електродният потенциал на определяната химическа реакция. При налягане на водорода 1 atm, концентрация на протони в разтвора 1 mol/l и температура 298 ДА СЕпотенциалът на SE се приема равен на 0 V. При сглобяване на галванична клетка от SE и електродът, който се определя, следната реакция възниква обратимо на повърхността на платината:
2Н + + 2e − = H 2
тоест и двете се случват възстановяваневодород или негов окисляване- зависи от потенциала на реакцията, протичаща при определяния електрод. Чрез измерване на ЕДС на галваничен електрод при стандартни условия (виж по-горе), се определя стандартен електроден потенциалопределена химична реакция.
HE се използва за измерване на стандартния електроден потенциал на електрохимична реакция, за измерване концентрации(активност) на водородните йони, както и всяка друга йони. VE се използва и за определяне на продукта на разтворимост и за определяне на константите на скоростта на някои електрохимични реакции.
Уравнение на Нернст
Зависимостта на редокс потенциала, съответстваща на полуреакцията на редукция на перманганатния йон в кисела среда (и, както вече беше отбелязано, в същото време на полуреакцията на окисление на Mn 2+ катиона до перманганатния йон в кисела среда) върху изброените по-горе фактори, които го определят, се описва количествено от уравнението на Нернст
Всяка от концентрациите под знака на натуралния логаритъм в уравнението на Нернст се повишава до степен, съответстваща на стехиометричния коефициент на дадена частица в уравнението на полуреакция, н– брой електрони, приети от окислителя, Р– универсална газова константа, T- температура, Е– числото на Фарадей.
Измерете редокс потенциала в реакционния съд по време на реакцията, т.е. при неравновесни условия е невъзможно, тъй като при измерване на потенциала електроните трябва да се прехвърлят от редуциращия агент към окислителя не директно, а през металния проводник, свързващ електродите. В този случай скоростта на пренос на електрони (силата на тока) трябва да се поддържа много ниска поради прилагането на външна (компенсираща) потенциална разлика. С други думи, измерването на потенциалите на електродите е възможно само при равновесни условия, когато е изключен директен контакт между окислителя и редуциращия агент. Следователно квадратните скоби в уравнението на Нернст означават, както обикновено, равновесните (при условия на измерване) концентрации на частици. Въпреки че потенциалите на редокс двойките по време на реакция не могат да бъдат измерени, те могат да бъдат изчислени чрез заместване на текущите в уравнението на Нернст, т.е. концентрации, съответстващи на даден момент от времето. Ако се вземе предвид промяната на потенциала при протичане на реакцията, тогава това са първо началните концентрации, след това зависещите от времето концентрации и накрая, след приключване на реакцията, равновесните. С протичането на реакцията потенциалът на окислителя, изчислен с помощта на уравнението на Нернст, намалява, а потенциалът на редуциращия агент, съответстващ на втората полуреакция, напротив, се увеличава. Когато тези потенциали се изравнят, реакцията спира и системата се връща в състояние на химично равновесие.
25. Комплексните съединения са съединения, които съществуват както в кристално състояние, така и в разтвор, чиято особеност е наличието на централен атом, заобиколен от лиганди.Комплексните съединения могат да се разглеждат като комплексни съединения от по-висок порядък, състоящи се от прости молекули, способни на независимо съществуване в разтвор.Според координационната теория на Вернер се прави разлика между вътрешна и външна сфера във всяко сложно съединение. Централният атом със заобикалящите го лиганди образуват вътрешната сфера на комплекса. Обикновено се огражда в квадратни скоби. Всичко останало в сложното съединение съставлява външната сфера и се изписва извън квадратни скоби. Около централния атом са разположени определен брой лиганди, които се определят от координационното число. Броят на координираните лиганди най-често е 6 или 4. Лигандът заема координационно място близо до централния атом. Координацията променя свойствата както на лигандите, така и на централния атом. Често координираните лиганди не могат да бъдат открити с помощта на химични реакции, характерни за тях в свободно състояние. По-здраво свързаните частици от вътрешната сфера се наричат комплекс (комплексен йон). Между централния атом и лигандите има сили на привличане (ковалентна връзка се образува чрез обменен и (или) донорно-акцепторен механизъм) и сили на отблъскване между лигандите. Ако зарядът на вътрешната сфера е 0, тогава няма външна координационна сфера Централен атом (комплексообразуващ агент) е атом или йон, който заема централна позиция в комплексно съединение. Ролята на комплексообразовател най-често се изпълнява от частици, които имат свободни орбитали и достатъчно голям положителен ядрен заряд и следователно могат да бъдат акцептори на електрони. Това са катиони на преходни елементи. Най-мощните комплексообразователи са елементи от групи IB и VIIIB. Рядко неутрални атоми на d-елементи и атоми на неметали в различна степен на окисление действат като комплексообразователи. Броят на свободните атомни орбитали, осигурени от комплексообразуващия агент, определя неговото координационно число. Стойността на координационното число зависи от много фактори, но обикновено е равна на удвоения заряд на комплексообразуващия йон. Лигандите са йони или молекули, които са директно свързани с комплексообразуващия агент и са донори на електронни двойки. Това са богати на електрони системи, които имат свободни и подвижни електронни двойки и могат да бъдат донори на електрони. Съединенията на р-елементите проявяват комплексообразуващи свойства и действат като лиганди в комплексното съединение. Лигандите могат да бъдат атоми и молекули (протеини, аминокиселини, нуклеинови киселини, въглехидрати). Въз основа на броя на връзките, образувани от лигандите с комплексообразователя, лигандите се разделят на моно-, би- и полидентатни лиганди. Горните лиганди - молекули и аниони - са монодентатни, тъй като са донори на една електронна двойка. Бидентатните лиганди включват молекули или йони, съдържащи две функционални групи, способни да отдадат две електронни двойки. Третият ред на вътрешната сфера на сложно съединение е алгебричната сума на зарядите на частиците, които го образуват. Комплексни съединения, които имат йонна външна сфера, претърпяват дисоциация в разтвор в комплексен йон и йони на външната сфера. Те се държат в разредени разтвори като силни електролити: дисоциацията настъпва незабавно и почти напълно. SO4 = 2+ + SO42- Ако има хидроксидни йони във външната сфера на комплексно съединение, то това съединение е силна основа.
Група IA включва литий, натрий, калий, рубидий, цезий и франций. Тези елементи се наричат алкални елементи.Понякога водородът също е включен в група IA. Така тази група включва елементи от всеки от 7-те периода. Общата валентна електронна формула на елементите от група IA е ns1.На външното ниво има 1 електрон.Много далеч от ядрото.Нисък йонизационен потенциал.Атомите отдават 1 електрон.Металните средства са ясно изразени.Металните свойства се увеличават с увеличаване на атомния номер. Физични свойства: Металите са меки, леки, топими с добра електрическа проводимост и имат голям отрицателен електрически потенциал. Химични свойства: 1) Съхранява се под слой течни въглеводороди (бензен, бензин, керазин) 2) Окислители.Лесно окислява алкалните метали до халиди, сулфиди, фосфиди. Li Na K Rb Cs увеличаване на радиуса на метала намаляване на йонизационната енергия намаляване на електроотрицателността намаляване на точките на топене и кипене Приложение на натрий и калий 1. Получаване на пероксиди. 2. Сплав от натрий и калий - охладител в атомните електроцентрали. 3. Получаване на органометални съединения.
27. Общи сравнителни характеристики на елементите и техните съединения от групи I A и I B на периодичната система Алкалните метали са елементи от 1-ва група на периодичната таблица на химичните елементи (според остарялата класификация - елементи от основната подгрупа на група I ): литий Li, натрий Na, калий K, рубидий Rb, цезий Cs и франций Fr. Когато алкалните метали се разтварят във вода, се образуват разтворими хидроксиди, наречени алкали. В периодичната таблица те следват непосредствено благородните газове, така че особеността на структурата на атомите на алкални метали е, че те съдържат един електрон във външното енергийно ниво: тяхната електронна конфигурация е ns1. Очевидно валентните електрони на алкалните метали могат лесно да бъдат отстранени, тъй като е енергийно благоприятно за атома да се откаже от електрон и да придобие конфигурацията на инертен газ. Следователно всички алкални метали се характеризират с редуциращи свойства. Това се потвърждава от ниските стойности на техните йонизационни потенциали (йонизационният потенциал на цезиевия атом е един от най-ниските) и електроотрицателност (EO). Всички метали в тази подгрупа са сребристо-бели на цвят (с изключение на сребристо-жълтия цезий), те са много меки и могат да се режат със скалпел. Литият, натрият и калият са по-леки от водата и плуват на повърхността й, реагирайки с нея. Алкалните метали се срещат в природата под формата на съединения, съдържащи еднократно заредени катиони. Много минерали съдържат метали от основната подгрупа на I група. Например ортоклазът или фелдшпатът се състои от калиев алумосиликат K2, подобен минерал, съдържащ натрий - албит - има състав Na2. Морската вода съдържа натриев хлорид NaCl, а почвата съдържа калиеви соли - силвит KCl, силвинит NaCl KCl, карналит KCl MgCl2 6H2O, полихалит K2SO4 MgSO4 CaSO4 2H2O. Подгрупата на медта е химичните елементи от група 11 на периодичната таблица на химичните елементи (според остарялата класификация, елементи от вторичната подгрупа на група I). Групата включва преходните метали, от които традиционно се правят монетите: мед Cu, сребро Ag и злато Au. Въз основа на структурата на електронната конфигурация, roentgenium Rg също принадлежи към същата група, но не попада в групата на монетите (той е краткотраен трансактинид с период на полуразпад 3,6 секунди). Името метали за монети не се прилага официално към група 11 елементи, тъй като други метали като алуминий, олово, никел, неръждаема стомана и цинк също се използват за направата на монети. Всички елементи от подгрупата са относително химически инертни метали. Те също така се характеризират с високи стойности на плътност, точки на топене и кипене и висока топло- и електрическа проводимост. Характеристика на елементите от подгрупата е наличието на запълнено пред-външно -подниво, постигнато чрез прескачане на електрони от ns-подниво. Причината за това явление е високата стабилност на напълно запълненото d-подниво. Тази особеност определя химическата инертност на простите вещества, тяхната химическа неактивност, поради което златото и среброто се наричат благородни метали 28. Водород. Основни характеристики. Реакция с кислород, халогени, метали, оксиди. Водороден прекис, неговите редокс свойства Водородът е най-често срещаният химичен елемент във Вселената. Той е основният компонент на Слънцето, както и на много звезди. В земната кора масовата част на водорода е само 1%. Неговите съединения обаче са широко разпространени, например вода H20. Съставът на природния горим газ се състои главно от съединение на въглерод с водород - метан CH4.Водородът се намира и в много органични вещества. 1) Ако запалите водород (след проверка за чистота, вижте по-долу) и спуснете тръба с горящ водород в съд с кислород, тогава по стените на съда се образуват капчици вода: Водородът без примеси гори спокойно. Въпреки това, смес от водород с кислород или въздух експлодира. Най-експлозивната смес е тази, състояща се от два обема водород и един обем кислород - детониращ газ. Ако възникне експлозия в стъклен съд, неговите фрагменти могат да се повредят
наранява другите. Ето защо, преди да запалите водорода, е необходимо да проверите неговата чистота. За да направите това, съберете водород в епруветка, която се довежда с главата надолу до пламъка. Ако водородът е чист, тогава той гори тихо, с характерен звук "p-pang". Ако водородът съдържа примес на въздух, той гори експлозивно. При работа с водород трябва да се спазват правилата за безопасност. 2) Ако например при нагряване поток от водород премине през меден (II) оксид, възниква реакция, в резултат на която се образуват вода и метална мед: При тази реакция протича процес на редукция, тъй като водородът отстранява кислород от медните атоми. Процесът на редукция е противоположен на процеса на окисление. Веществата, които отнемат кислород, се класифицират като редуциращи агенти. Процесите на окисление и редукция са взаимно свързани (ако един елемент се окислява, тогава другият се редуцира и обратно). 3) Халогените реагират с водород, образувайки HX, а с флуор и хлор реакцията протича експлозивно с леко активиране. Взаимодействието с Br2 и I2 става по-бавно. За да се осъществи реакция с водород, е достатъчно да се активира малка част от реагентите с помощта на светлина или топлина. Активираните частици взаимодействат с неактивираните, образувайки HX и нови активирани частици, които продължават процеса, като реакцията на две активирани частици в основната реакция завършва с образуването на продукт. 4) Окислителни реакции. При нагряване на водород с метали от I и II основни подгрупи: 2Na + H2 (300° C)® 2NaH; Ca + H2 (500-700° C)® CaH2. Водородният прекис (водороден прекис), H2O2, е най-простият представител на пероксидите. Безцветна течност с "метален" вкус, безкрайно разтворима във вода, алкохол и етер. Концентрираните водни разтвори са експлозивни. Водородният пероксид е добър разтворител. От водата се отделя под формата на нестабилен кристален хидрат H2O2 · 2H2O. Водородният пероксид има както окислителни, така и редуциращи свойства. Той окислява нитритите в нитрати, освобождава йод от метални йодиди и разгражда ненаситените съединения на мястото на двойните връзки. Водородният пероксид редуцира златните и сребърните соли, както и кислорода, когато реагира с воден разтвор на калиев перманганат в кисела среда. Когато H2O2 се редуцира, се образува H2O или OH-, например: H2O2 + 2KI + H2SO4 = I2 + K2SO4 + 2H2O Когато е изложен на силни окислители, H2O2 проявява редуциращи свойства, освобождавайки свободен кислород: O22− - 2e− → O2 реакцията на KMnO4 с H2O2 се използва в химичния анализ за определяне на съдържанието на H2O2: 5H2O2 + 2KMnO4 + 3H2SO4 → 5O2 + 2MnSO4 + K2SO4 + 8H2O Препоръчително е да се извърши окисление на органични съединения с водороден пероксид (например сулфиди и тиоли ) в оцетна киселина.
29. обща характеристика на свойствата на елементите и техните съединения от група 2. физични и химични свойства, приложение. Включва s-елементи. Be Mg Ca Br Ra Sr С изключение на Be, те са полиизотопни. Атомите на елементите на външното ниво имат 2 S елемента с противоположни спинове; с изразходването на необходимата енергия един елемент преминава от s състояние в p състояние. Това са метали, но те са по-малко активни от алкалните. най-разпространен в природата Mg Ca Be, открит под формата на минерала Be3AL2(SiO3)6 Метод на получаване: електролиза на разтопени хлориди Физични свойства: леки метали, но по-твърди от алкалните метали. Химични свойства: 1 Във въздуха повърхността на Be и Mg е покрита с оксиден филм. 2. при високи температури взаимодейства с азота 3. не взаимодейства с вода Be 4. измества водорода от киселини (с изключение на азотната) Приложение: Основната употреба на металния калций е използването му като редуциращ агент в производството на метали, особено стават никел, мед и неръждаема стомана. Калцият и неговият хидрид също се използват за производството на трудни за редуциране метали като хром, торий и уран. Калциево-оловните сплави се използват в батерии и лагерни сплави. Калциевите гранули се използват и за отстраняване на следи от въздух от вакуумни устройства
№ 31 Алкалоземни метали - химически елементи 2-ра група от основната подгрупа, с изключение на берилий и магнезий: калций, стронций, барийИ радий. Принадлежат към 2-ра група елементи според новата класификация IUPAC. Наречени така, защото те оксиди- „земя“ (според терминологията алхимици) - отчет вода алкална реакция. солиалкалоземните метали, с изключение на радия, са широко разпространени в природата под формата минерали.
Оксиди- вещества, чиито молекули се състоят от атоми на два елемента, единият от които е кислород. Оксидите са разделени на основни, образувани от метални атоми, например K2O, Fe2O3, CaO; киселинни - образувани от атоми на неметали и някои метали в тяхното най-високо състояние на окисление: CO2, SO3, P2O5, CrO3, Mn2O7 и амфотерни, например ZnO, Al2O3, Cr2O3. Оксидите се получават при изгаряне на прости и сложни вещества, както и при разлагане на сложни вещества (соли, основи, киселини).
Химични свойства на оксидите: 1. Оксиди на алкални и алкалоземни метали взаимодействат с вода, образувайки разтворими основи - алкали (NaOH, KOH, Ba (OH) 2). Na2O + H2O = 2NaOH
Повечето киселинни оксиди реагират с вода, за да образуват киселини: CO2 + H2O = H2CO3
2. Някои оксиди взаимодействат с основни оксиди: CO2 + CaO = CaCO3
3. Основните оксиди взаимодействат с киселини: BaO + 2HCl = BaCl2 + H2O
4. Киселинните оксиди реагират както с киселини, така и с основи: ZnO + 2HCl = ZnCl2 + H2O
ZnO + 2NaOH = Na2ZnO2 + H2O
Хидроксиди ( хидроксиди) - съединения на оксиди на химични елементи. Известни са хидроксиди на почти всички химични елементи; някои от тях се срещат естествено като минерали. Хидроксидите на алкални метали се наричат алкали. В зависимост от това дали съответният оксид е основен, киселинен или амфотерен, се прави съответно разграничение:
основни хидроксиди (основания) - хидроксиди, проявяващи основни свойства (например калциев хидроксид Ca (OH) 2, калиев хидроксид KOH, натриев хидроксид NaOH и др.);
киселинни хидроксиди (кислородни киселини) - хидроксиди, проявяващи киселинни свойства (например азотна киселина HNO3, сярна киселина H2SO4, сярна киселина H2SO3 и др.)
амфотерни хидроксидипроявяващи в зависимост от условията основни или киселинни свойства (например алуминиев хидроксид Al(OH)3, цинков хидроксид Zn(OH)2).
Карбонати и хидрокарбонати - соли и естери карбонова киселина (з 2 CO 3). Сред солите нормалните карбонати (с аниона CO 3 2−) и киселинните или хидрокарбонати(С анион NSO 3 −).
Химични свойства
При нагряване киселинните карбонати се превръщат в нормални карбонати:
При силно нагряване нормалните карбонати се разлагат на оксиди и въглероден диоксид:
Карбонатите реагират с киселини, по-силни от въглеродната киселина (почти всички известни киселини, включително органични), за да отделят въглероден диоксид:
Приложение:Калциевите, магнезиевите, бариевите карбонати и др. се използват в строителството, химическата промишленост, оптиката и др. Намират широко приложение в техниката, индустрията и бита. Газирани напитки (Na2CO3 и NaHCO3). Киселинните карбонати играят важна физиологична роля, като буферни вещества регулиране на постоянството на реакцията кръв .
Силикатите и алумосиликатите представляват широка група от минерали . Те се характеризират със сложен химичен състав и изоморфни замествания на едни елементи и комплекси от елементи с други. Основните химични елементи, които изграждат силикатите са Si , О , Ал , Fe 2+, Fe 3+, Mg , Мн , ок , Na , К , и Ли , б , Бъда , Zr , Ти , Е , з , под формата на (OH) 1− или H 2 O и т.н.
произход (генезис ): Ендогенни, предимно магмени (пироксени, фелдшпати ), те също са характерни за пегматити (слюда, турмалин, берил и др.) и скарнов (гранати, воластонит). Широко разпространен в метаморфни скали - шисти И гнайси (гранати, дистен, хлорит). Силикатите с екзогенен произход са продукти от изветряне или промяна на първични (ендогенни) минерали (каолинит, глауконит, хризокола)
№ 32. Група III включва бор, алуминий, галий, индий, талий (главна подгрупа), както и скандий, итрий, лантан и лантаниди, актиний и актиниди (странична подгрупа).
На външното електронно ниво на елементите от основната подгрупа има три електрона (s 2 p 1). Те лесно се отказват от тези електрони или образуват три несдвоени електрона поради прехода на един електрон към p-ниво. Борът и алуминият се характеризират със съединения само със степен на окисление +3. Елементите от подгрупата на галий (галий, индий, талий) също имат три електрона във външното електронно ниво, образувайки конфигурацията s 2 p 1, но те са разположени след 18-електронния слой. Следователно, за разлика от алуминия, галият има ясно изразени неметални свойства. Тези свойства в серията Ga, In, Tl отслабват, а металните свойства се увеличават.
Елементите от подгрупата на скандия също имат три електрона във външното електронно ниво. Тези елементи обаче принадлежат към преходните d-елементи, електронната конфигурация на техния валентен слой е d 1 s 2. И трите елемента доста лесно се отказват от тези електрони. Елементите от подгрупата на лантаноидите имат отличителна конфигурация на външното електронно ниво: тяхното ниво 4f е изградено и нивото d изчезва. Започвайки с церий, всички елементи с изключение на гадолиния и лутеция имат електронната конфигурация на външното електронно ниво 4f n 6s 2 (гадолиний и лутеций имат 5d 1 електрона). Числото n варира от 2 до 14. Следователно s- и f-електроните участват в образуването на валентни връзки. Най-често степента на окисление на лантанидите е +3, по-рядко +4.
Електронната структура на валентния слой на актинида е в много отношения подобна на електронната структура на валентния слой на лантанида. Всички лантаниди и актиниди са типични метали.
Всички елементи от група III имат много силен афинитет към кислорода и образуването на техните оксиди е съпроводено с отделяне на голямо количество топлина.
Елементите от група III намират голямо разнообразие от приложения.
33. Физични свойства. Алуминият е сребристо-бял лек метал, който се топи при 660 °C. Много пластичен, лесно се изтегля на тел и се навива на листове: от него може да се направи фолио с дебелина под 0,01 mm. Алуминият има много висока топло- и електрическа проводимост. Неговите сплави с различни метали са здрави и леки.
Химични свойства. Алуминият е много активен метал. В редицата от напрежения идва след алкалните и алкалоземните метали. Въпреки това, той е доста стабилен във въздуха, тъй като повърхността му е покрита с много плътен оксиден филм, който предпазва метала от контакт с въздуха. Ако защитният оксиден филм бъде отстранен от алуминиевата тел, алуминият ще започне енергично да взаимодейства с кислорода и водните пари във въздуха, превръщайки се в рохкава маса - алуминиев хидроксид:
4 Al + 3 O 2 + 6 H 2 O = 4 Al(OH) 3
Тази реакция е придружена от отделяне на топлина.
Алуминият, изчистен от защитния оксиден филм, реагира с вода, за да освободи водород:
2 Al + 6 H 2 O = 2 Al(OH) 3 + 3 H 2
Алуминият се разтваря добре в разредена сярна и солна киселина:
2 Al + 6 HCl = 2 AlCl 3 + 3 H 2
2 Al + 3 H 2 SO 4 = Al 2 (SO 4) 3 +3 H 2
Разредената азотна киселина пасивира алуминия на студено, но при нагряване алуминият се разтваря в него, освобождавайки азотен оксид, азотен хемиоксид, свободен азот или амоняк, например:
8 Al + 30 HNO 3 = 8 Al(NO 3) 3 + 3 N 2 O + 15 H 2 O
Концентрираната азотна киселина пасивира алуминия.
Тъй като алуминиевият оксид и хидроксид са амфотерни
свойства, алуминият лесно се разтваря във водни разтвори на всички основи, с изключение на амониев хидроксид:
2 Al + 6 KOH + 6 H 2 O = 2 K 3 [Al (OH) 6 ] + 3 H 2
Прахообразният алуминий лесно взаимодейства с халогени, кислород и всички неметали. За да започнат реакциите, е необходимо нагряване, след което те протичат много интензивно и са придружени от отделяне на голямо количество топлина:
2 Al + 3 Br 2 = 2 AlBr 3 (алуминиев бромид)
4 Al + 3 O 2 = 2 Al 2 O 3 (алуминиев оксид)
2 Al + 3 S = Al 2 S 3 (алуминиев сулфид)
2 Al + N 2 = 2 AlN (алуминиев нитрид)
4 Al + 3 C = Al 4 C 3 (алуминиев карбид)
Алуминиевият сулфид може да съществува само в твърда форма. Във водни разтвори претърпява пълна хидролиза с образуването на алуминиев хидроксид и сероводород:
Al 2 S 3 + 6 H 2 O = 2 Al (OH) 3 + 3 H 2 S
Алуминият лесно отстранява кислорода и халогените от оксиди и соли на други метали. Реакцията е придружена от отделяне на голямо количество топлина:
8 Al + 3 Fe 3 O 4 = 9 Fe + 4 Al 2 O 3
Процесът на редукция на металите от техните оксиди с алуминий се нарича алуминотермия. Алуминотермията се използва при производството на някои редки метали, които образуват силна връзка с кислорода (ниобий, тантал, молибден, волфрам и др.), както и за заваряване на релси. Ако използвате специален предпазител, за да запалите смес от фин алуминиев прах и магнитна желязна руда Fe 3 O 4 (термит), тогава реакцията протича спонтанно с нагряване на сместа до 3500 ° C. Желязото при тази температура е в разтопено състояние.
Касова бележка. Алуминият е получен за първи път чрез редукция от алуминиев хлорид с метален натрий:
AlCl3 + 3 Na = 3 NaCl + Al
Понастоящем се получава чрез електролиза на разтопени соли в електролитни вани (фиг. 46). Електролитът е стопилка, съдържаща 85-90% криолит - комплексна сол 3NaF · AlF 3 (или Na 3 AlF 6) и 10-15% алуминиев оксид - алуминиев оксид Al 2 O 3. Тази смес се топи при температура от около 1000 °C.
Приложение. Алуминият се използва много широко. От него се произвежда фолио за радиотехника и за опаковане на хранителни продукти. Продуктите от стомана и чугун са покрити с алуминий за защита от корозия: продуктите се нагряват до 1000 °C в смес от алуминиев прах (49%), алуминиев оксид (49%) и алуминиев хлорид (2%). Този процес се нарича алуминизиране.
Алуминизираните продукти могат да издържат на нагряване до 1000 °C без корозия. Алуминиевите сплави, отличаващи се с голяма лекота и здравина, се използват в производството на топлообменници, в самолетостроенето и машиностроенето.
Алуминиев оксид Al 2 O 3. Това е бяло вещество с точка на топене 2050 °C. В природата алуминиевият оксид се среща под формата на корунд и алуминиев оксид. Понякога се срещат прозрачни корундови кристали с красива форма и цвят. Корундът, оцветен в червено от съединенията на хрома, се нарича рубин, а синът, оцветен от съединения на титан и желязо, се нарича сапфир. Рубинът и сапфирът са скъпоценни камъни. В момента те се получават доста лесно по изкуствен път.
Бор-елементосновна подгрупа на трета група, втори период периодична таблица на химичните елементиД. И. Менделеев, с атомно число 5. Означава се със символа б(Борий). В свободно състояние бор- безцветно, сиво или червено кристално или тъмно аморфно вещество. Известни са повече от 10 алотропни модификации на бора, чието образуване и взаимни преходи се определят от температурата, при която е получен борът.
Касова бележка
Най-чистият бор се получава чрез пиролиза на борохидриди. Този бор се използва за производството на полупроводникови материали и фини химични синтези.
1. Метод на металотермия (обикновено редукция с магнезий или натрий):
2. Термично разлагане на пари на борен бромид върху гореща (1000-1200°C) танталова тел в присъствието на водород:
Физични свойства
Изключително твърдо вещество (на второ място след диамант, въглероден нитрид, борен нитрид (боразон), борен карбид, сплав бор-въглерод-силиций, скандий-титанов карбид). Има крехкост и полупроводникови свойства (полупроводник с широка междина).
Химични свойства
В много физични и химични свойства неметалният бор прилича силиций.
Химикалът бор е доста инертен и при стайна температура реагира само с флуор:
При нагряване борът реагира с други халогени, за да образува трихалиди, с азотобразува борен нитрид BN, с фосфор- фосфид BP, с въглерод - карбиди с различни състави (B 4 C, B 12 C 3, B 13 C 2). При нагряване в кислородна атмосфера или във въздух борът изгаря с голямо отделяне на топлина, образувайки оксид B 2 O 3:
Борът не взаимодейства директно с водорода, въпреки че са известни доста голям брой борохидриди (борани) с различен състав, получени чрез третиране на бориди на алкални или алкалоземни метали с киселина:
При силно нагряване борът проявява възстановителни свойства. Способен е например да възстановява силицийили фосфорот техните оксиди:
Това свойство на бора може да се обясни с много високата якост на химическите връзки в борния оксид B 2 O 3.
При липса на окислители борът е устойчив на алкални разтвори. В гореща азотна и сярна киселина и в царска вода борът се разтваря и образува борна киселина.
Борният оксид е типичен киселинен оксид. Той реагира с вода, за да образува борна киселина:
Когато борната киселина взаимодейства с алкали, се образуват соли не от самата борна киселина - борати (съдържащи анион BO 3 3-), а тетраборати, например:
Приложение
Елементен бор
Борът (под формата на влакна) служи като укрепващ агент за много композитни материали.
Борът също често се използва в електрониката за промяна на вида на проводимостта силиций.
Борът се използва в металургията като микролегиращ елемент, който значително повишава закаляемостта на стоманите.
34.харахарактеристики на елементи от група 4А. Калай, олово.
(допълнение)
Групата включва 5 елемента: два неметала - въглерод и силиций, разположени във втория и третия период на периодичната система и 3 метала - германий (междинен между неметали и метали, калай и олово, разположен в края на голям периоди - IV, V, VI. Характерното за всички тези елементи е, че те имат 4 електрона във външното енергийно ниво.И следователно могат да проявяват степен на окисление от +4 до -4.Тези елементи образуват газообразни съединения с водорода: CH4 , SiH4, SnH4, PbH4 при нагряване на въздух се свързват с елементи от кислородната подгрупа, сяра и с халогени.Окислителното състояние +4 се получава, когато 1s електрон преминава към свободна р-орбитала.
С увеличаването на радиуса на атома силата на връзката между външните електрони и ядрото намалява. Неметалните свойства намаляват, а металните се увеличават. (намаляване на точките на топене и кипене и т.н.)
Въглерод (C), силиций (Si), германий (Ge), калай (Sn), олово (Pb) са елементи от група 4 на основната подгрупа на PSE. На външния електронен слой атомите на тези елементи имат 4 електрона: ns 2 np 2. В една подгрупа, с увеличаване на атомния номер на даден елемент, атомният радиус се увеличава, неметалните свойства отслабват и металните свойства се увеличават: въглеродът и силицийът са неметали, германият, калайът, оловото са метали.
Основни характеристики. Въглерод и силиций
Въглеродната подгрупа, която включва въглерод, силиций, германий, калай и олово, е основната подгрупа на група 4 на периодичната таблица.
Във външната електронна обвивка на атомите на тези елементи има 4 електрона и тяхната електронна конфигурация най-общо може да бъде записана по следния начин: ns 2 np 2, където n е номерът на периода, в който се намира химичният елемент. Когато се движите отгоре надолу в група, неметалните свойства отслабват, а металните се увеличават, така че въглеродът и силицийът са неметали, а калайът и оловото проявяват свойствата на типичните метали. Образувайки ковалентни полярни връзки с водородни атоми, C и Si проявяват формално състояние на окисление -4, а с по-активни неметали (N, O, S) и халогени те показват степени на окисление +2 и +4.При изясняване на механизма на реакцията въглеродният изотоп 13 понякога се използва C (метод на белязан атом). Ето защо е полезно да се знае, че съдържанието на въглеродни изотопи е: 12 C - 98,89% и 13 C - 1,11%. Ако се ограничим до изброяване на изотопи, чието изобилие е повече от 0,01%, тогава силицийът има 3 такива изотопа, германият има 5, калайът има 10 и оловото има 4 стабилни изотопа.
При нормални условия въглеродът може да съществува под формата на два алотропа
модификации: диамант и графит; ултрачист кристален силиций
полупроводник.
Сред съединенията на елементи (E) от въглеродната подгрупа с водород, ние считаме съединения от тип EN 4. С увеличаване на заряда на ядрото на атома Е, стабилността на хидридите намалява.
При преминаване от C към Pb, стабилността на съединенията със степен на окисление +4
намалява, а с +2 се увеличава. Киселинният характер на EO 2 оксидите намалява, а основният характер на EO оксидите се увеличава.
въглерод
Въглеродът се среща естествено под формата на диамант и графит. Изкопаемите въглища го съдържат: от 92% в антрацита до 80% в кафявите въглища. В кохерентно състояние въглеродът се намира в карбиди: CaCO 3 креда, варовик и мрамор, MgCO 3 CaCO 3 - доломит,
MgCO 3 - магнезит. Въглеродът във въздуха се съдържа под формата на въглероден диоксид (0,03% от обема). Въглеродът също се съдържа в съединения, разтворени в морска вода.
Въглеродът се намира в растенията и животните и се намира в нефта и природния газ.
При реакции с активни неметали въглеродът лесно се окислява:
2 C + O 2 = 2 CO,
C + 2 F 2 = CF 4.
Въглеродът може също да проявява редуциращи свойства при взаимодействие със сложни вещества:
C + 2 CuO = 2 Cu + CO 2,
C + 2 H 2 SO 4 (конц.) = CO 2 + 2 SO 2 + H 2 O,
2 C + BaSO 4 = BaS + 2 CO 2.
В реакции с метали и по-малко активни неметали въглеродът е окислител: 2C + H 2 = C 2 H 2,
2 C + Ca CaC 2,
3 C + 4 Al = Al 4 C 3.
Алуминиевият карбид е истински карбид: всеки въглероден атом е свързан с металните атоми чрез четирите валентни връзки. Калциевият карбид е ацетиленид, защото има тройна връзка между въглеродните атоми. Следователно, когато алуминиевите карбиди взаимодействат с вода, се отделя метан, а когато калциевият карбид взаимодейства с вода, се отделя ацетилен.
Al 4 C 3 + 12H 2 O = 4Al(OH) 3 + 3CH 4,
CaC2 + 2H2O = Ca(OH)2 + C2H2.
Въглищата се използват като гориво и се използват за производство на синтез газ. Електродите са изработени от графит, като модератор се използват графитни пръчки
неутрони в ядрени реактори. Диамантите се използват за направата на режещи инструменти и абразиви; шлифованите диаманти са скъпоценни камъни.
Силиций
Силицият се среща в природата само в свързана форма под формата на силициев диоксид SiO2 и различни соли на силициева киселина (силикати). Той е вторият (след кислорода) най-разпространен химичен елемент в земната кора (27,6%).
През 1811 г. французите J.L.Gay-Lussac и L.J.Tener получават кафяво-кафяво вещество (силиций) чрез реакцията:
SiF 4 + 4 K = 4 KF + Si
и едва през 1824 г. шведът Й. Берцелиус, който получава силиций чрез реакцията:
K 2 SiF 6 + 4 K = 6 KF + Si,
доказа, че това е нов химичен елемент. Сега силицийът се получава от силициев диоксид:
SiO 2 + 2 Mg = Si + 2 MgO,
3SiO 2 + 4Al = Si + 2Al 2 O 3,
намаляването му с магнезий или въглерод. Оказва се също, когато силанът се разлага:
SiH 4 = Si + 2 H 2.
При реакции с неметали силицият може да се окисли (т.е. Si е редуциращ агент):
Si + O 2 = SiO 2,
Si + 2 F 2 = SiF 4,
Силицият е разтворим в основи:
Si + 2 NaOH + H 2 O = Na 2 SiO 3 + 2 H 2,
неразтворим в киселини (с изключение на флуороводородна киселина).
При реакции с метали силицият проявява окислителни свойства:
2 Mg + Si = Mg 2 Si.
Когато магнезиевият силицид се разложи със солна киселина, се получава силан:
Mg 2 Si + 4 HCl = 2MgCl 2 + SiH 4.
Силицият се използва за производството на много сплави на базата на желязо и мед
и алуминий. Добавянето на силиций към стоманата и чугуна подобрява техните механични свойства. Големите добавки на силиций придават киселинна устойчивост на железните сплави.
Изключително чистият силиций е полупроводник и се използва за направата на микрочипове и в производството на слънчеви клетки.
Кислородни съединения. Приготвяне, свойства и приложение
Въглеродни оксиди
Въглероден (II) оксид (CO - въглероден оксид)
CO е отровен газ, без цвят и мирис, слабо разтворим във вода.
Касова бележка
В лабораторията CO се получава чрез разлагане на мравчена или оксалова киселина (в присъствието на концентрирана H 2 SO 4):
HCOOH = CO + H 2 O,
H 2 C 2 O 4 = CO + CO 2 + H 2 O
или чрез нагряване на цинков прах с калциев карбонат:
CaCO 3 + Zn = CaO + ZnO + CO.
Във фабричните условия CO се произвежда чрез преминаване на въздух или въглероден диоксид през горещи въглища:
2C + O 2 = 2CO,
Имоти
Отровният ефект на въглеродния окис се дължи на факта, че афинитетът на хемоглобина към въглеродния окис е по-голям, отколкото към кислорода. В този случай се образува карбоксихемоглобин и по този начин блокира преноса на кислород в тялото.
Въглеродният (II) оксид лесно се окислява и изгаря във въздуха, като отделя голямо количество топлина:
2 CO + O 2 = 2 CO 2 + 577 kJ/mol.
CO редуцира много метали от техните оксиди:
FeO + CO = Fe + CO 2,
CuO + CO = Cu + CO 2 .
CO лесно претърпява реакции на присъединяване:
CO + Cl 2 = COCl 2,
CO + NaOH = HCOONa,
Ni + 4 CO = Ni(CO) 4 .
В промишлеността често се използва не чист CO, а различни негови смеси с други газове. Производственият газ се произвежда чрез преминаване на въздух през горещи въглища в шахтова пещ:
2 C + O 2 = 2 CO + 222 kJ.
Водният газ се получава чрез преминаване на водна пара през горещи въглища:
C + H 2 O = CO + H 2 - 132 kJ.
Първата реакция е екзотермична, а втората протича с поглъщане на топлина. Ако двата процеса се редуват, е възможно да се поддържа необходимата температура във фурната. Когато се комбинират генератор и воден газ, се получава смесен газ. Тези газове се използват не само като гориво, но и за синтеза, например на метанол:
CO + 2H 2 = CH 3 OH.
Въглероден окис (IV) (CO 2 - въглероден двуокис)
CO 2 е безцветен, незапалим газ без мирис. Той се освобождава, когато животните дишат. Растенията абсорбират CO 2 и отделят кислород. Въздухът обикновено съдържа 0,03% въглероден диоксид. Поради човешка дейност (неконтролирано обезлесяване,
изгаряйки все повече и повече въглища, нефт и газ), съдържанието на CO 2 в атмосферата постепенно се увеличава, което предизвиква парниковия ефект и заплашва човечеството с екологична катастрофа.
Касова бележка
В лабораторията CO 2 се получава в апарат на Kipp чрез третиране на мрамор със солна киселина:
CaCO3 + 2HCl = CaCl2 + H2O + CO2.
Има много реакции, които водят до CO 2:
KHCO 3 + H 2 SO 4 = KHSO 4 + H 2 O + CO 2,
C + O 2 = CO 2,
2 CO + O 2 = 2 CO 2,
Ca(HCO 3) 2 CaCO 3 Ї + CO 2 + H 2 O,
CaCO 3 = CaO + CO 2,
BaSO 4 + 2 C = BaS + 2 CO 2,
C + 2 H 2 SO 4 (конц.) = CO 2 + 2 SO 2 + 2H 2 O,
C + 4 HNO 3 (конц.) = CO 2 + 4 NO 2 + 2 H 2 O.
Имоти
Когато CO 2 се разтвори във вода, се образува въглеродна киселина:
H 2 O + CO 2 = H 2 CO 3.
За CO 2 са известни всички онези реакции, които са характерни за киселинните оксиди:
Na 2 O + CO 2 = Na 2 CO 3,
Ca(OH) 2 + 2 CO 2 = Ca(HCO 3) 2,
Ca(OH) 2 + CO 2 = CaCO 3 + H 2 O.
Запаленият Mg продължава да гори във въглероден диоксид:
CO 2 + 2 Mg = 2 MgO + C.
Въглеродната киселина е слаба двуосновна киселина:
H 2 O + CO 2 = H 2 CO 3
H + +HCO 3 - = H + +CO 3 2-
и може да измести по-слаби киселини от разтвори на техните соли:
Na 2 SiO 3 + CO 2 + H 2 O = H 2 SiO 3 + Na 2 CO 3,
KCN + CO 2 + H 2 O = KHCO 3 + HCN.
Соли на въглена киселина. Карбонати и бикарбонати
Общите методи за получаване на соли също са типични за получаване на соли на въглена киселина:
CaCO 3 + CO 2 + H 2 O = Ca(HCO 3) 2,
Ca(HCO3)2 + Ca(OH)2 = 2 CaCO3 + 2H2O.
Карбонатите на алкални метали и амоний са силно разтворими във вода и
подложени на хидролиза. Всички други карбонати са практически неразтворими:
Na 2 CO 3 + H 2 O = 2 Na + + OH - + HCO 3 - .
При относително ниско нагряване хидрокарбонатите се разлагат:
Ca(HCO 3) 2 = CaCO 3 + CO 2 + H 2 O.
Когато карбонатите се калцинират, се получават метални оксиди и CO 2:
CaCO 3 = CaO + CO 2.
Карбонатите лесно се разлагат от по-силни (от въглеродните) киселини:
MgCO3 + 2HCl = MgCl2 + CO2 + H2O.
CaCO3 + 2HCl = CaCl2 + CO2 + H2O.
При калциниране на карбонати с пясък, SiO 2 измества по-летливия оксид:
Na 2 CO 3 + SiO 2 = Na 2 SiO 3 + CO 2.
Приложение
Натриев карбонат Na 2 CO 3 (калцинирана сода) и неговият кристален хидрат Na 2 CO 3 10H 2 O
(кристална сода) се използват в производството на стъкло, сапун и целулоза и хартия. Натриев бикарбонат NaHCO3 (сода за хляб)
използвани в хранително-вкусовата промишленост и медицината. Варовикът е строителен камък и суровина за производство на вар.
Силициеви (IV) оксиди (SiO 2 )
Silica SiO 2 съществува в природата в кристални (главно кварц) и аморфни (например опал SiO 2 nH 2 O) форми.
Касова бележка
SiO 2 е киселинен оксид, който може да се получи чрез реакции:
Si + O 2 = SiO 2,
H 2 SiO 3 = SiO 2 + H 2 O,
SiH 4 + 2O 2 = SiO 2 + 2H 2 O.
Имоти
При взаимодействие с метали или въглерод SiO 2 може да се редуцира до силиций
SiO 2 + 2 Mg = Si + 2 MgO,
SiO 2 + 2 C = Si + 2 CO
или дайте карборунд (SiC) SiO 2 + 3 C = SiC + 2 CO.
Когато SiO 2 се слее с метални оксиди, основи и някои соли, се образуват силикати:
SiO 2 + 2 NaOH = Na 2 SiO 3 + H 2 O,
SiO 2 + K 2 CO 3 = K 2 SiO 3 + CO 2,
SiO 2 + CaO = CaSiO 3.
Киселините нямат ефект върху SiO 2. Изключение прави флуороводородна киселина:
SiO 2 + 4HF = SiF 4 + 2H 2 O,
SiF 4 + 2HF = H 2,
SiO 2 + 6HF = H 2 + 2H 2 O.
Силициевата киселина H 2 SiO 3 е най-простата от семейството на силициевата киселина. Общата му формула е xSiO 2 yH 2 O. Може да се получи от силикати
Na 2 SiO 3 + 2 HCl = H 2 SiO 3 + 2 NaCl.
При нагряване силициевата киселина се разлага:
H 2 SiO 3 = SiO 2 + H 2 O.
Силикати
Известни са стотици силикатни минерали. Те съставляват 75% от масата на земната кора. Сред тях има много алумосиликати. Силикатите са основната съставка на цимента, стъклото, бетона и тухлите.
Във вода са разтворими само силикатите на Na и K. Техните водни разтвори се наричат „течно стъкло“. При хидролиза тези разтвори имат алкална реакция. Използват се за производството на киселиноустойчив цимент и бетон.
