REDOX REAKCIJE
Reakcije u kojima dolazi do promjene oksidacijskih stanja atoma elemenata koji čine jedinjenja koja reaguju su pozvani redoks.
Oksidacijsko stanje(c.o.) je naboj elementa u jedinjenju, izračunat na osnovu pretpostavke da se jedinjenje sastoji od jona. Određivanje oksidacionog stanja vrši se prema sljedećim odredbama:
1. Oksidacijsko stanje elementa u jednostavnoj tvari, na primjer, u Zn, Ca, H 2, Br 2, S, O 2, je nula.
2. Stanje oksidacije kiseonika u jedinjenjima je obično –2. Izuzeci su peroksidi H 2 +1 O 2 –1, Na 2 +1 O 2 –1 i kiseonik fluorid O +2 F 2.
3. Oksidacijsko stanje vodonika u većini jedinjenja je +1, sa izuzetkom soli sličnih hidrida, na primjer, Na +1 H -1.
4. Alkalni metali imaju konstantno oksidaciono stanje (+1); berilijum Be i magnezijum Mg (+2); zemnoalkalni metali Ca, Sr, Ba (+2); fluor (–1).
5. Algebarski zbir oksidacionih stanja elemenata u neutralnom molekulu jednak je nuli, u kompleksnom jonu - naboj jona.
Kao primjer, izračunajmo oksidacijsko stanje hroma u jedinjenju K 2 Cr 2 O 7 i dušika u anionu (NO 2) -
K 2 +1 Cr 2 X O 7 –2 2∙(+1)+ 2 x + 7 (–2) = 0 x = + 6
(NO 2) – x + 2 (–2) = –1 x = + 3
U redoks reakcijama, elektroni se prenose s jednog atoma, molekula ili jona na drugi. Oksidacija – proces gubljenja elektrona od strane atoma, molekula ili jona, praćen povećanjem oksidacionog stanja. Oporavak – proces dodavanja elektrona, praćen smanjenjem oksidacionog stanja.
-4 -3 -2 -1 0 +1 +2 +3 +4 +5 +6 +7 +8
Proces oporavka
Oksidacija i redukcija su međusobno povezani procesi koji se odvijaju istovremeno.
Oksidirajuća sredstva su pozvani supstance (atomi, joni ili molekuli) koje dobijaju elektrone tokom reakcije, restauratori – supstance koje doniraju elektrone. Oksidirajući agensi mogu biti atomi halogena i kiseonika, pozitivno nabijeni ioni metala (Fe 3+, Au 3+, Hg 2+, Cu 2+, Ag +), kompleksni ioni i molekuli koji sadrže atome metala u najvišem oksidacionom stanju (KMnO 4, K 2 Cr 2 O 7, NaBiO 3 itd.), atomi nemetala u pozitivnom oksidacionom stanju (HNO 3, koncentrovani H 2 SO 4, HClO, HClO 3, KClO 3, NaBrO itd.).
Tipični redukcioni agensi su gotovo svi metali i mnogi nemetali (ugljik, vodonik) u slobodnom stanju, negativno nabijeni ioni nemetala (S 2-, I-, Br-, Cl- itd.), pozitivno nabijeni ioni metala u najnižem oksidacionom stanju (Sn 2+, Fe 2+, Cr 2+, Mn 2+, Cu + itd.).
Jedinjenja koja sadrže elemente u maksimalnom i minimalnom oksidacionom stanju mogu biti ili samo oksidanti (KMnO 4, K 2 Cr 2 O 7, HNO 3, H 2 SO 4, PbO 2), ili samo redukcioni agensi (KI, Na 2 S, NH 3). Ako tvar sadrži element u srednjem oksidacionom stanju, tada, ovisno o uvjetima reakcije, može biti i oksidacijsko i redukcijsko sredstvo. Na primjer, kalijev nitrit KNO 2, koji sadrži dušik u oksidacijskom stanju +3, vodikov peroksid H 2 O 2, koji sadrži kisik u oksidacijskom stanju -1, ispoljava svojstva redukcije u prisustvu jakih oksidacijskih agenasa i kada je u interakciji s aktivnom redukcijom. agensi su oksidanti.
Prilikom sastavljanja jednadžbi za redoks reakcije, preporučuje se pridržavati se sljedećeg redoslijeda:
1. Napišite formule polaznih supstanci. Odrediti oksidaciono stanje elemenata koji ga mogu promijeniti, pronaći oksidacijsko sredstvo i redukcijsko sredstvo. Napišite produkte reakcije.
2. Sastaviti jednačine za procese oksidacije i redukcije. Odaberite množitelje (glavne koeficijente) tako da broj elektrona koji se predaju tokom oksidacije bude jednak broju elektrona prihvaćenih tokom redukcije.
3. Rasporedite koeficijente u jednadžbi reakcije.
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
medij za redukciju oksidansa
oksidacija S -2 – 2ē → S 0 ½3
redukcija 2Cr +6 + 6ē → 2Cr +3 ½1
Priroda mnogih redoks reakcija zavisi od sredine u kojoj se dešavaju. Za stvaranje kiselog okruženja najčešće se koristi razrijeđena sumporna kiselina, a za stvaranje alkalne sredine koriste se otopine natrijevih ili kalijevih hidroksida.
Postoje tri vrste redoks reakcija: intermolekularne, intramolekularne, disproporcionalne. Intermolekularni redoks reakcije - to su reakcije u kojima su oksidans i redukcijski agens u različitim supstancama. Reakcija o kojoj smo gore govorili pripada ovom tipu. TO intramolekularno reakcije uključuju u kojoj su oksidaciono sredstvo i redukciono sredstvo u istoj supstanci.
2KCl +5 O 3 -2 = 2KCl -1 + 3O 2 0
redukcija Cl +5 + 6ē → Cl - ½2 Cl +5 - oksidant
oksidacija 2O -2 - 4ē → O 2 0 ½3 O -2 - redukcijsko sredstvo
U reakcijama disproporcionalnost(autooksidacija - samoizlječenje) molekule iste supstance međusobno reaguju kao oksidaciono sredstvo i kao redukciono sredstvo.
3K 2 Mn +6 O 4 + 2H 2 O = 2KMn +7 O 4 + Mn +4 O 2 + 4KOH
oksidacija Mn +6 - ē → Mn +7 ½ 2 Mn +6 - redukciono sredstvo
redukcija Mn +6 + 2ē → Mn +4 ½ 1 Mn +6 - oksidant
Vrsta lekcije. Sticanje novih znanja.
Ciljevi lekcije.Obrazovni. Upoznati studente sa novom klasifikacijom hemijskih reakcija na osnovu promena oksidacionih stanja elemenata – oksidaciono-redukcione reakcije (ORR); naučiti studente da slažu koeficijente metodom elektronske ravnoteže.
Razvojni. Nastaviti razvijati logičko mišljenje, sposobnost analize i poređenja, te razvijati interesovanje za predmet.
Obrazovni. Formirati naučni svjetonazor učenika; poboljšati radne vještine.
Metode i metodološke tehnike. Priča, razgovor, demonstracija vizuelnih pomagala, samostalni rad učenika.
Oprema i reagensi. Reprodukcija sa slikom Kolosa sa Rodosa, algoritam za sređivanje koeficijenata metodom elektronske ravnoteže, tabela tipičnih oksidacionih i redukcionih sredstava, ukrštenica; Fe (nokat), NaOH, CuSO 4 rastvori.
TOKOM NASTAVE
Uvodni dio
(motivacija i postavljanje ciljeva)
Učitelju. U 3. vijeku. BC. Na ostrvu Rodos izgrađen je spomenik u obliku ogromne statue Heliosa (grčkog boga Sunca). Grandiozni dizajn i savršena izvedba Kolosa sa Rodosa - jednog od svjetskih čuda - zadivili su sve koji su ga vidjeli.
Ne znamo tačno kako je ta statua izgledala, ali znamo da je bila napravljena od bronze i da je dostizala visinu od oko 33 m. Kip je izradio vajar Haret, a izgradnja je trajala 12 godina.
Bronzana školjka bila je pričvršćena na gvozdeni okvir. Šuplji kip je počeo da se gradi odozdo, a kako je rastao, ispunjen je kamenjem kako bi bio stabilniji. Otprilike 50 godina nakon završetka, Kolos se srušio. Prilikom zemljotresa pukla je u visini koljena.
Naučnici vjeruju da je pravi razlog krhkosti ovog čuda bila korozija metala. A proces korozije se zasniva na redoks reakcijama.
Danas ćete u lekciji naučiti o redoks reakcijama; naučiti o pojmovima “redukciono sredstvo” i “oksidacijsko sredstvo”, o procesima redukcije i oksidacije; naučiti postavljati koeficijente u jednačine redoks reakcija. Zapišite datum i temu lekcije u svoje radne sveske.
Učenje novog gradiva
Nastavnik izvodi dva demonstraciona eksperimenta: interakcija bakar(II) sulfata sa alkalijom i interakcija iste soli sa gvožđem.
Učitelju. Zapišite molekularne jednadžbe za izvedene reakcije. U svakoj jednadžbi rasporedite oksidaciona stanja elemenata u formulama polaznih supstanci i produkta reakcije.
Učenik zapisuje jednačine reakcije na ploču i zadaje oksidaciona stanja:
Učitelju. Jesu li se oksidacijska stanja elemenata promijenila u ovim reakcijama?
Student. U prvoj jednadžbi oksidaciona stanja elemenata se nisu promenila, ali u drugoj su se promenila - za bakar i gvožđe.
Učitelju. Druga reakcija je redoks reakcija. Pokušajte definirati redoks reakcije.
Student. Reakcije koje rezultiraju promjenama u oksidacijskim stanjima elemenata koji čine reaktante i produkte reakcije nazivaju se redoks reakcije.
Učenici zapisuju u svoje sveske, pod diktatom nastavnika, definiciju redoks reakcija.
Učitelju. Šta se dogodilo kao rezultat redoks reakcije? Prije reakcije željezo je imalo oksidacijsko stanje 0, nakon reakcije je postalo +2. Kao što možemo vidjeti, oksidacijsko stanje je povećano, stoga željezo daje 2 elektrona.
Bakar ima oksidaciono stanje +2 prije reakcije, a nakon reakcije 0. Kao što vidimo, oksidacijsko stanje je smanjeno. Dakle, bakar prihvata 2 elektrona.
Gvožđe donira elektrone, ono je redukciono sredstvo, a proces prenošenja elektrona naziva se oksidacija.
Bakar prihvata elektrone, on je oksidaciono sredstvo, a proces dodavanja elektrona naziva se redukcija.
Zapišimo dijagrame ovih procesa:
Dakle, dajte definiciju pojmova „redukciono sredstvo“ i „oksidaciono sredstvo“.
Student. Atomi, molekuli ili ioni koji doniraju elektrone nazivaju se redukcijskim agensima.
Atomi, molekuli ili ioni koji dobijaju elektrone nazivaju se oksidansi.
Učitelju. Kako možemo definirati procese redukcije i oksidacije?
Student. Redukcija je proces kojim atom, molekula ili ion dobijaju elektrone.
Oksidacija je proces prijenosa elektrona atomom, molekulom ili jonom.
Učenici zapisuju definicije iz diktata u svesku i crtaju.
Zapamtite!
Donirajte elektrone i oksidirajte.
Uzmi elektrone - oporavi se.
Učitelju. Oksidacija je uvijek praćena redukcijom, i obrnuto, redukcija je uvijek povezana sa oksidacijom. Broj elektrona koje je dao redukcioni agens jednak je broju elektrona dobijenih od strane oksidacionog sredstva.
Za odabir koeficijenata u jednadžbama redoks reakcija koriste se dvije metode - elektronska ravnoteža i elektron-jonska ravnoteža (metoda polureakcije).
Razmotrićemo samo metod elektronske ravnoteže. Da bismo to učinili, koristimo algoritam za raspoređivanje koeficijenata metodom elektronske ravnoteže (dizajniran na komadu Whatman papira).
PRIMJER Rasporedite koeficijente u ovoj reakcijskoj shemi metodom elektronske ravnoteže, odredite oksidacijsko sredstvo i redukcijsko sredstvo, naznačite procese oksidacije i redukcije:
Fe 2 O 3 + CO Fe + CO 2.
Koristićemo algoritam za sređivanje koeficijenata metodom elektronske ravnoteže.
3. Zapišimo elemente koji mijenjaju oksidaciona stanja:
4. Napravimo elektronske jednadžbe, određujući broj datih i primljenih elektrona:
5. Broj datih i primljenih elektrona mora biti isti, jer Ni polazni materijali ni produkti reakcije se ne naplaćuju. Izjednačavamo broj datih i primljenih elektrona odabirom najmanjeg zajedničkog višekratnika (LCM) i dodatnih faktora:
6. Rezultirajući množitelji su koeficijenti. Prenesimo koeficijente na shemu reakcije:
Fe 2 O 3 + 3CO = 2Fe + 3CO 2.
Tvari koje su oksidacijski ili redukcijski agensi u mnogim reakcijama nazivaju se tipičnim.
Okačen je sto napravljen na komadu Whatman papira.
Učitelju. Redox reakcije su vrlo česte. Oni su povezani ne samo s procesima korozije, već i s fermentacijom, propadanjem, fotosintezom i metaboličkim procesima koji se odvijaju u živom organizmu. Mogu se uočiti tokom sagorevanja goriva. Redox procesi prate kruženje supstanci u prirodi.
Da li ste znali da se u atmosferi svaki dan formira približno 2 miliona tona azotne kiseline, ili
700 miliona tona godišnje, a u obliku slabog rastvora pada na zemlju sa kišom (ljudi proizvode samo 30 miliona tona azotne kiseline godišnje).
Šta se dešava u atmosferi?
Vazduh sadrži 78% zapremine azota, 21% kiseonika i 1% drugih gasova. Pod uticajem pražnjenja groma, a na Zemlji u proseku ima 100 bljeskova munje svake sekunde, molekuli azota u interakciji sa molekulima kiseonika formiraju azot oksid (II):
Dušikov oksid(II) se lako oksidira atmosferskim kisikom u dušikov oksid(IV):
NO + O 2 NO 2 .
Nastali dušikov oksid (IV) reagira s atmosferskom vlagom u prisustvu kisika, pretvarajući se u dušičnu kiselinu:
NO 2 + H 2 O + O 2 HNO 3.
Sve ove reakcije su redoks.
Vježbajte . Rasporedite koeficijente u datim reakcionim šemama metodom elektronske ravnoteže, navedite oksidaciono sredstvo, redukciono sredstvo, procese oksidacije i redukcije.
Rješenje
1. Odredimo oksidaciona stanja elemenata:
2. Istaknimo simbole elemenata čija se oksidaciona stanja mijenjaju:
3. Zapišimo elemente koji su promijenili svoja oksidaciona stanja:
4. Napravimo elektronske jednadžbe (odredimo broj datih i primljenih elektrona):
5. Broj datih i primljenih elektrona je isti.
6. Prenesimo koeficijente iz elektronskih kola u dijagram reakcije:
Zatim se od učenika traži da samostalno slože koeficijente metodom elektronske ravnoteže, odrede oksidant, redukciono sredstvo i ukažu na procese oksidacije i redukcije u drugim procesima koji se dešavaju u prirodi.
Druge dvije jednadžbe reakcije (sa koeficijentima) imaju oblik:
Ispravnost zadataka se provjerava grafoskopom.
Završni dio
Nastavnik traži od učenika da reše ukrštenicu na osnovu gradiva koje su učili. Rezultat rada se dostavlja na verifikaciju.
Nakon što sam riješio ukrštenica, naučićete da su supstance KMnO 4, K 2 Cr 2 O 7, O 3 jake ... (vertikalno (2)).
Horizontalno:
1. Koji proces odražava dijagram:
3. Reakcija
N 2 (g.) + 3H 2 (g.) 2NH 3 (g.) + Q
je redoks, reverzibilan, homogen, ....
4. ... ugljenik(II) je tipičan redukcioni agens.
5. Koji proces odražava dijagram:
6. Za odabir koeficijenata u jednadžbi redoks reakcija koristite elektronski... metod.
7. Prema dijagramu, aluminijum je dao ... jedan elektron.
8. U reakciji:
H 2 + Cl 2 = 2HCl
vodonik H 2 – ... .
9. Koje su reakcije uvijek samo redoks?
10. Oksidacijsko stanje jednostavnih supstanci je….
11. U reakciji:
redukciono sredstvo –….
Domaći zadatak. Prema udžbeniku O.S. Gabrielyana "Hemija-8", § 43, str. 178–179, pr. 1, 7 u pisanoj formi.
Zadatak (za dom). Dizajneri prvih svemirskih brodova i podmornica suočili su se s problemom: kako održati konstantan sastav zraka na brodu i svemirskim stanicama? Riješite se viška ugljičnog dioksida i napunite kisikom? Rješenje je pronađeno.
Kalijev superoksid KO 2, kao rezultat interakcije s ugljičnim dioksidom, formira kisik:
Kao što vidite, ovo je redoks reakcija. Kiseonik u ovoj reakciji je i oksidaciono i redukciono sredstvo.
U svemirskoj misiji svaki gram tereta se računa. Izračunajte zalihe kalijevog superoksida koje morate ponijeti na svemirski let ako let traje 10 dana i ako se posada sastoji od dvije osobe. Poznato je da osoba dnevno izdahne 1 kg ugljičnog dioksida.
(Odgovor: 64,5 kg KO 2. )
Zadatak (povećan nivo težine). Zapišite jednadžbe redoks reakcija koje bi mogle dovesti do uništenja Kolosa s Rodosa. Imajte na umu da je ova džinovska statua stajala u lučkom gradu na ostrvu u Egejskom moru, uz obalu današnje Turske, gde je vlažni mediteranski vazduh prepun soli. Izrađena je od bronze (legura bakra i kalaja) i postavljena na željezni okvir.
Književnost
Gabrielyan O.S.. Hemija-8. M.: Drfa, 2002;
Gabrielyan O.S., Voskoboynikova N.P., Yashukova A.V. Priručnik za nastavnike. 8. razred. M.: Drfa, 2002;
Cox R., Morris N. Sedam svjetskih čuda. Antički svijet, srednji vijek, naše vrijeme. M.: BMM AO, 1997;
Mala dečja enciklopedija. hemija. M.: Rusko enciklopedijsko partnerstvo, 2001; Enciklopedija za djecu "Avanta+". hemija. T. 17. M.: Avanta+, 2001;
Homčenko G.P., Sevastjanova K.I. Redox reakcije. M.: Obrazovanje, 1989.
i oporavak:
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
Koristeći metodu elektronske ravnoteže, odaberite koeficijente u šemama redoks reakcija i navedite proces oksidacije i redukcije:
CuO+ NH3= Cu + N2 +H2O
Ag +HNO3 = AgNO3 + NO +H2O
Zn + HNO3= Zn (NO3)2 + N2 + H2O
Cu +H2SO4= CuSO4 +SO2 +H2O
Pomozite mi da riješim: ELEKTROLITIČKA DISOCIJACIJA. REDOX REAKCIJEdio A
A2 Prilikom proučavanja električne provodljivosti različitih supstanci pomoću posebnog uređaja, učenici su uočili sljedeće:
Koja od sljedećih supstanci je bila u čaši?
1) šećer (rastvor)
2) KS1 (čvrsta) 3) NaOH (p-p) 4) alkohol
A4 Interakcija rastvora barijum hlorida i sumporne kiseline odgovara skraćenoj ionskoj jednačini
1)H+ + SG=HC1
2)Ba2+ + SO42- =BaSO4
3) CO32- + 2H+ = H2O + CO2
4) Ba2+ + CO3- = BaCO3
A5 Reakcija između rastvora srebrnog nitrata i hlorovodonične kiseline nastavlja se do završetka, pošto
1) obe supstance su elektroliti
2) srebrni nitrat je so
3) nastaje nerastvorljivi srebrni hlorid
4) nastaje rastvorljiva azotna kiselina
A7 Jednačina H+ + OH = H2O odražava suštinu interakcije
1) hlorovodonična kiselina i barijum hidroksid
2) sumporna kiselina i bakar(II) hidroksid
3) fosforna kiselina i kalcijum oksid
4) silicijumsku kiselinu i natrijum hidroksid
A10 Proces oksidacije odgovara dijagramu
1) S+6 →S+4
2) Cu+2 → Cu0
3) N+5 →N-3
4) C-4 → C+4
Dio B
B2 Uspostavite korespondenciju između formule supstance i ukupnog broja jona nastalih tokom potpune disocijacije 1 mola ove supstance: za svaku poziciju iz prve kolone izaberite odgovarajuću poziciju iz druge kolone, označenu brojem.
FORMULA BROJ IONA (U MOLOVIMA)
A) A1(NO3)3 1) 1 B) Mg(NO3)2 2) 2
B) NaNO3 3) 3 D) Cu(NO3)2 4) 4
5) 5
Zapišite odabrane brojeve u tabelu ispod odgovarajućih slova.
Prenesite odgovor u obliku niza od četiri broja u obrazac za testiranje pod brojem odgovarajućeg zadatka, bez promjene redoslijeda brojeva.
Nudi vam se lista međusobno povezanih koncepata:
A) kiselina
B) hlorovodonična kiselina
B) kiselina bez kiseonika
D) jak elektrolit
Zapišite slova koja predstavljaju pojmove u tabeli tako da se lanac može pratiti od određenog pojma do najopćenitijeg.
Prenesite rezultirajući niz slova u obrazac za testiranje bez promjene redoslijeda slova.
Oksidacija je proces gubitka elektrona, uz povećanje stepena oksidacije.
At oksidacija tvari koje nastaju trzajem elektrona povećava se oksidacijskom stanju. Atomi tvar koja se oksidira naziva se donatori elektrona i atoma oksidaciono sredstvo - akceptori elektrona.
U nekim slučajevima, tokom oksidacije, molekul izvorne supstance može postati nestabilan i razbiti se na stabilnije i manje komponente (vidi Sl. Slobodni radikali). U ovom slučaju, neki od atoma rezultirajućih molekula imaju više oksidacijsko stanje od istih atoma u originalnoj molekuli.
Oksidacijsko sredstvo, prihvatajući elektrone, poprima redukcijska svojstva, pretvarajući se u konjugirano redukcijsko sredstvo:
oksidant+ e − ↔ konjugirani reduktor.
Oporavak
Restauracija je proces dodavanja elektrona atomu supstance, dok se njeno oksidaciono stanje smanjuje.
Nakon oporavka atomi ili joni priložiti elektrona. Istovremeno dolazi do smanjenja oksidaciona stanja element. Primjeri: oporavak oksidi metali za oslobađanje metala upotrebom vodonik, ugljenik, druge supstance; oporavak organske kiseline V aldehidi I alkoholi; hidrogenacija debeo i sl.
Redukciono sredstvo, donirajući elektrone, stječe oksidirajuća svojstva, pretvarajući se u konjugirano oksidacijsko sredstvo:
redukciono sredstvo - e − ↔ konjugirani oksidator.
Nevezani, slobodni elektron je najjači redukcijski agens.
Reakcije oksidacije-redukcije su reakcije u kojima reaktanti dobijaju ili doniraju elektrone. Oksidacijsko sredstvo je čestica (jon, molekula, element) koja dodaje elektrone i prelazi iz višeg oksidacijskog stanja u niže, tj. se obnavlja. Redukcioni agens je čestica koja donira elektrone i prelazi iz nižeg oksidacionog stanja u više, tj. oksidira.
Intermolekularne - reakcije u kojima se oksidacijski i redukcijski atomi nalaze u molekulama različitih tvari, na primjer:
N 2 S + Cl 2 → S + 2HCl
Intramolekularne - reakcije u kojima se oksidacijski i redukcijski atomi nalaze u molekulama iste tvari, na primjer:
2H 2 O → 2H 2 + O 2
Disproporcionalnost (autooksidacija-samoredukcija) - reakcije u kojima se atomi sa srednjim oksidacionim stanjem pretvaraju u ekvimolarnu smjesu atoma s višim i nižim oksidacijskim stanjima, na primjer:
Cl 2 + H 2 O → HClO + HCl
Reproporcionisanje (komproporcionisanje) - reakcije u kojima se jedno oksidaciono stanje dobije iz dva različita oksidaciona stanja istog elementa, na primer:
N.H. 4 NO 3 → N 2 O + 2H 2 O
Oksidacija, redukcija
U redoks reakcijama, elektroni se prenose s jednog atoma, molekula ili jona na drugi. Proces gubitka elektrona je oksidacija. Tokom oksidacije, oksidaciono stanje se povećava:
Proces dodavanja elektrona je redukcija. Tokom redukcije, oksidaciono stanje se smanjuje:
Atomi ili ioni koji dobijaju elektrone u datoj reakciji su oksidanti, a oni koji doniraju elektrone su redukcioni agensi.
Redoks reakcije (potencijal elektrode)
Elektroni mogu djelovati kao kemijski reagensi, a polureakcija se praktično koristi u uređajima koji se nazivaju galvanske ćelije.
Primjer elektrode je ploča od kristalnog cinka uronjena u otopinu cink sulfata. Nakon što se ploča uroni, dešavaju se 2 procesa. Kao rezultat prvog procesa, ploča dobiva negativan naboj; nakon nekog vremena nakon potapanja u otopinu, brzine se izjednačavaju i dolazi do ravnoteže. I ploča stječe neki električni potencijal.
Potencijal elektrode se mjeri u odnosu na potencijal standardnog vodonika.
Bakar-vodonik elektroda- elektroda koja se koristi kao referentna elektroda u raznim elektrohemijskim merenjima i u galvanske ćelije. Vodikova elektroda (HE) je ploča ili žica napravljena od metala koja dobro upija plin. vodonik(obično se koristi platina ili paladijum), zasićen vodonikom (na atmosferskom pritisku) i uronjen u vodeni rastvor koji sadrži joni vodonika. Potencijal ploče zavisi od [ odrediti ] o koncentraciji H + jona u otopini. Elektroda je standard prema kojem se mjeri elektrodni potencijal kemijske reakcije koja se utvrđuje. Pri pritisku vodonika od 1 atm., koncentracija protona u otopini od 1 mol/l i temperatura od 298 TO potencijal SE uzima se jednak 0 V. Prilikom sastavljanja galvanske ćelije iz SE i elektrode koja se određuje, na površini platine reverzibilno se javlja sljedeća reakcija:
2N + + 2e − = H 2
odnosno desi se bilo šta oporavak vodonik ili njegov oksidacija- zavisi od potencijala reakcije koja se odvija na elektrodi koja se određuje. Mjerenjem emf galvanske elektrode u standardnim uvjetima (vidi gore), određuje se standardni potencijal elektrode određena hemijska reakcija.
HE se koristi za mjerenje standardnog elektrodnog potencijala elektrohemijske reakcije, za mjerenje koncentracije(aktivnost) vodonikovih jona, kao i bilo koje druge joni. VE se također koristi za određivanje produkta rastvorljivosti i za određivanje konstanti brzine nekih elektrohemijskih reakcija.
Nernstova jednadžba
Ovisnost redoks potencijala koji odgovara polureakcije redukcije iona permanganata u kiseloj sredini (i, kao što je već navedeno, u isto vrijeme polureakcije oksidacije kationa Mn 2+ do permanganatnog jona u kiseli medij) na gore navedenim faktorima koji ga određuju kvantitativno opisuje Nernstova jednačina
Svaka od koncentracija pod znakom prirodnog logaritma u Nernstovoj jednadžbi je podignuta na stepen koji odgovara stehiometrijskom koeficijentu date čestice u jednadžbi polu-reakcije, n– broj elektrona koje oksidator prihvata, R– univerzalna gasna konstanta, T-temperatura, F– Faradejev broj.
Izmjerite redoks potencijal u reakcionoj posudi tokom reakcije, tj. u neravnotežnim uslovima to je nemoguće, jer se prilikom merenja potencijala elektroni moraju preneti sa redukcionog sredstva na oksidaciono sredstvo ne direktno, već kroz metalni provodnik koji povezuje elektrode. U ovom slučaju, brzina prijenosa elektrona (jačina struje) mora biti vrlo niska zbog primjene vanjske (kompenzujuće) potencijalne razlike. Drugim riječima, mjerenje elektrodnih potencijala moguće je samo u ravnotežnim uslovima, kada je isključen direktan kontakt između oksidacionog agensa i redukcionog sredstva. Stoga, uglaste zagrade u Nernstovoj jednačini označavaju, kao i obično, ravnotežne (pod uslovima mjerenja) koncentracije čestica. Iako se potencijali redoks parova tokom reakcije ne mogu izmjeriti, oni se mogu izračunati zamjenom trenutnih u Nernstovu jednačinu, tj. koncentracije koje odgovaraju datom trenutku u vremenu. Ako se uzme u obzir promjena potencijala kako reakcija teče, onda su to prvo početne koncentracije, zatim koncentracije ovisne o vremenu i konačno, nakon završetka reakcije, ravnotežne. Kako reakcija teče, potencijal oksidacijskog agensa izračunat pomoću Nernstove jednadžbe se smanjuje, a potencijal redukcijskog agensa koji odgovara drugoj polureakciji, naprotiv, raste. Kada se ovi potencijali izjednače, reakcija se zaustavlja i sistem se vraća u stanje hemijske ravnoteže.
25. Kompleksna jedinjenja su jedinjenja koja postoje i u kristalnom stanju i u rastvoru, čija je posebnost prisustvo centralnog atoma okruženog ligandima.Složena jedinjenja se mogu smatrati složenim jedinjenjima višeg reda, koja se sastoje od jednostavnih molekula sposobnih za nezavisnog postojanja u rastvoru Prema Wernerovoj teoriji koordinacije razlikuje se unutrašnja i spoljašnja sfera u svakom kompleksnom jedinjenju. Centralni atom sa okolnim ligandima čine unutrašnju sferu kompleksa. Obično se stavlja u uglaste zagrade. Sve ostalo u složenom spoju čini vanjsku sferu i piše se izvan uglastih zagrada. Oko centralnog atoma postavljen je određeni broj liganada, koji je određen koordinacijskim brojem. Broj koordinisanih liganada je najčešće 6 ili 4. Ligand zauzima koordinaciono mesto blizu centralnog atoma. Koordinacija mijenja svojstva i liganda i centralnog atoma. Često se koordinirani ligandi ne mogu detektovati pomoću kemijskih reakcija karakterističnih za njih u slobodnom stanju. Čvršće vezane čestice unutrašnje sfere nazivaju se kompleks (kompleksni ion). Između centralnog atoma i liganada postoje privlačne sile (kovalentna veza nastaje razmjenskim i (ili) donor-akceptorskim mehanizmom) i sile odbijanja između liganada. Ako je naelektrisanje unutrašnje sfere 0, onda ne postoji spoljna koordinaciona sfera Centralni atom (sredstvo za kompleksiranje) je atom ili jon koji zauzima centralnu poziciju u kompleksnom jedinjenju. Ulogu agensa za stvaranje kompleksa najčešće obavljaju čestice koje imaju slobodne orbitale i dovoljno veliki pozitivni nuklearni naboj, te stoga mogu biti akceptori elektrona. To su kationi prelaznih elemenata. Najmoćniji agens za kompleksiranje su elementi grupa IB i VIIIB. Rijetko, neutralni atomi d-elemenata i atomi nemetala u različitim stupnjevima oksidacije djeluju kao kompleksatori. Broj slobodnih atomskih orbitala koje daje agens za stvaranje kompleksa određuje njegov koordinacijski broj. Vrijednost koordinacijskog broja ovisi o mnogim faktorima, ali je obično jednaka dvostrukom naboju jona koji stvara kompleks. Ligandi su joni ili molekuli koji su direktno povezani sa agensom za stvaranje kompleksa i donori su elektronskih parova. To su sistemi bogati elektronima koji imaju slobodne i pokretne elektronske parove i mogu biti donori elektrona. Jedinjenja p-elemenata pokazuju svojstva formiranja kompleksa i djeluju kao ligandi u kompleksnom spoju. Ligandi mogu biti atomi i molekuli (proteini, aminokiseline, nukleinske kiseline, ugljikohidrati). Na osnovu broja veza koje formiraju ligandi sa agensom za stvaranje kompleksa, ligandi se dijele na mono-, bi- i polidentatne ligande. Gore navedeni ligandi - molekuli i anioni - su monodentatni, jer su donori jednog elektronskog para. Bidentatni ligandi uključuju molekule ili ione koji sadrže dvije funkcionalne grupe sposobne da doniraju dva elektronska para. Treći red unutrašnje sfere kompleksnog jedinjenja je algebarski zbir naelektrisanja čestica koje ga formiraju. Složena jedinjenja koja imaju ionsku vanjsku sferu podliježu disocijaciji u otopini na kompleksni ion i jone vanjske sfere. Ponašaju se u razrijeđenim otopinama kao jaki elektroliti: disocijacija se događa trenutno i gotovo potpuno. SO4 = 2+ + SO42- Ako u vanjskoj sferi kompleksnog jedinjenja postoje hidroksidni joni, onda je ovo jedinjenje jaka baza.
Grupa IA uključuje litijum, natrijum, kalijum, rubidijum, cezijum i francijum. Ovi elementi se nazivaju alkalnim elementima, a ponekad je i vodonik uključen u grupu IA. Dakle, ova grupa uključuje elemente iz svakog od 7 perioda. Opšta valentna elektronska formula elemenata grupe IA je ns1.Na vanjskom nivou nalazi se 1 elektron.Veoma daleko od jezgra Niski potencijali jonizacije.Atomi doniraju 1 elektron.Metalna sredstva su izražena.Metalna svojstva se povećavaju sa povećanjem atomskog broja. Fizička svojstva: Metali su mekani, lagani, topljivi sa dobrom električnom provodljivošću i imaju veliki negativni električni potencijal. Hemijske osobine: 1) Skladišteno ispod sloja tečnih ugljovodonika (benzen, benzin, kerazin) 2) Oksidirajuća sredstva Lako oksidiraju alkalne metale u halide, sulfide, fosfide. Li Na K Rb Cs povećanje radijusa metala smanjenje energije jonizacije smanjenje elektronegativnosti smanjenje tačaka topljenja i ključanja Primjena natrijuma i kalija 1. Priprema peroksida. 2. Legura natrijuma i kalijuma - rashladno sredstvo u nuklearnim elektranama. 3. Priprema organometalnih jedinjenja.
27. Opšte uporedne karakteristike elemenata i njihovih jedinjenja grupa I A i I B periodnog sistema Alkalni metali su elementi 1. grupe periodnog sistema hemijskih elemenata (prema zastareloj klasifikaciji - elementi glavne podgrupe grupe I ): litijum Li, natrijum Na, kalijum K, rubidijum Rb, cezijum Cs i francijum Fr. Kada se alkalni metali rastvore u vodi, nastaju rastvorljivi hidroksidi koji se nazivaju alkalije. U periodnom sistemu oni odmah prate plemenite gasove, pa je posebnost strukture atoma alkalnih metala u tome što sadrže jedan elektron na vanjskom energetskom nivou: njihova elektronska konfiguracija je ns1. Očigledno je da se valentni elektroni alkalnih metala mogu lako ukloniti jer je energetski povoljno da atom odustane od elektrona i dobije konfiguraciju inertnog plina. Zbog toga se svi alkalni metali odlikuju redukcijskim svojstvima. To potvrđuju niske vrijednosti njihovih jonizacijskih potencijala (jonizacijski potencijal atoma cezija je jedan od najnižih) i elektronegativnosti (EO). Svi metali u ovoj podgrupi su srebrno-bijele boje (osim srebrno-žutog cezijuma), vrlo su mekani i mogu se rezati skalpelom. Litijum, natrijum i kalijum su lakši od vode i plutaju na njenoj površini, reagujući s njom. Alkalni metali se javljaju u prirodi u obliku spojeva koji sadrže jednonabijene katjone. Mnogi minerali sadrže metale glavne podgrupe grupe I. Na primjer, ortoklas, ili feldspat, sastoji se od kalijevog aluminosilikata K2, sličnog minerala koji sadrži natrijum - albit - ima sastav Na2. Morska voda sadrži natrijum hlorid NaCl, a tlo sadrži kalijeve soli - silvit KCl, silvinit NaCl KCl, karnalit KCl MgCl2 6H2O, polihalit K2SO4 MgSO4 CaSO4 2H2O. Podgrupa bakra su hemijski elementi grupe 11 periodnog sistema hemijskih elemenata (prema zastareloj klasifikaciji, elementi sekundarne podgrupe grupe I). Grupa uključuje prelazne metale od kojih se tradicionalno prave kovanice: bakar Cu, srebro Ag i zlato Au. Na osnovu strukture elektronske konfiguracije, u istu grupu spada i rentgenijum Rg, ali ne spada u „grupu novčića“ (to je kratkotrajni transaktinid sa poluživotom od 3,6 sekundi). Naziv metali kovanica službeno se ne primjenjuje na grupu 11 elemenata, jer se za izradu kovanica koriste i drugi metali poput aluminija, olova, nikla, nehrđajućeg čelika i cinka. Svi elementi podgrupe su relativno hemijski inertni metali. Također ih karakteriziraju visoke vrijednosti gustine, tačke topljenja i ključanja, te visoka toplinska i električna provodljivost. Karakteristika elemenata podgrupe je prisustvo ispunjenog pred-eksternog -podnivoa, koji se postiže skakanjem elektrona sa ns-podnivoa. Razlog za ovaj fenomen je visoka stabilnost potpuno popunjenog d-podnivoa. Ova osobina određuje hemijsku inertnost jednostavnih supstanci, njihovu hemijsku neaktivnost, zbog čega se zlato i srebro nazivaju plemenitim metalima 28. Vodonik. Opće karakteristike. Reakcija sa kiseonikom, halogenima, metalima, oksidima. Vodikov peroksid, njegova redoks svojstva Vodik je najčešći hemijski element u svemiru. To je glavna komponenta Sunca, kao i mnogih zvijezda. U zemljinoj kori maseni udio vodonika je samo 1%. Međutim, njegovi spojevi su široko rasprostranjeni, na primjer voda H20. Sastav prirodnog zapaljivog gasa sastoji se uglavnom od jedinjenja ugljenika sa vodonikom - metana CH4 Vodonik se takođe nalazi u mnogim organskim materijama. 1) Ako zapalite vodonik (nakon provjere čistoće, pogledajte dolje) i spustite cijev sa gorućim vodonikom u posudu s kisikom, tada se na zidovima posude stvaraju kapljice vode: Vodik bez nečistoća gori mirno. Međutim, mješavina vodika s kisikom ili zrakom eksplodira. Najeksplozivnija smjesa je ona koja se sastoji od dvije zapremine vodonika i jedne zapremine kiseonika – detonirajući gas. Ako dođe do eksplozije u staklenoj posudi, njeni fragmenti se mogu oštetiti
povrediti druge. Stoga je prije paljenja vodonika potrebno provjeriti njegovu čistoću. Da biste to učinili, sakupite vodonik u epruvetu, koja je okrenuta naopako do plamena. Ako je vodonik čist, onda gori tiho, sa karakterističnim "p-pang" zvukom. Ako vodik sadrži primjesu zraka, on gori eksplozivno. Prilikom rada sa vodonikom morate se pridržavati sigurnosnih propisa. 2) Ako se, na primjer, prilikom zagrijavanja, mlaz vodonika prođe preko bakrenog (II) oksida, dolazi do reakcije uslijed koje nastaju voda i metalni bakar: U ovoj reakciji dolazi do procesa redukcije, jer se vodik uklanja kiseonik iz atoma bakra. Proces redukcije je suprotan procesu oksidacije. Supstance koje oduzimaju kiseonik klasifikovane su kao redukcioni agensi. Procesi oksidacije i redukcije su međusobno povezani (ako se jedan element oksidira, onda se drugi reducira i obrnuto). 3) Halogeni reaguju sa vodonikom, formirajući HX, a sa fluorom i hlorom reakcija se odvija eksplozivno uz blagu aktivaciju. Interakcija sa Br2 i I2 odvija se sporije. Da bi došlo do reakcije s vodikom, dovoljno je aktivirati mali dio reagensa pomoću svjetlosti ili topline. Aktivirane čestice stupaju u interakciju s neaktiviranim, formirajući HX i nove aktivirane čestice, koje nastavljaju proces, a reakcija dvije aktivirane čestice u glavnoj reakciji završava se formiranjem produkta. 4) Reakcije oksidacije. Prilikom zagrevanja vodonika sa metalima I i II glavne podgrupe: 2Na + H2 (300° C)® 2NaH; Ca + H2 (500-700° C)® CaH2. Vodikov peroksid (vodikov peroksid), H2O2, je najjednostavniji predstavnik peroksida. Bezbojna tečnost sa „metalnim“ ukusom, beskonačno rastvorljiva u vodi, alkoholu i etru. Koncentrovani vodeni rastvori su eksplozivni. Vodikov peroksid je dobar rastvarač. Oslobađa se iz vode u obliku nestabilnog kristalnog hidrata H2O2 2H2O. Vodikov peroksid ima oksidirajuća i redukujuća svojstva. On oksidira nitrite u nitrate, oslobađa jod iz metalnih jodida i razgrađuje nezasićene spojeve na mjestu dvostrukih veza. Vodikov peroksid smanjuje soli zlata i srebra, kao i kisik, kada reagira s vodenom otopinom kalijevog permanganata u kiseloj sredini. Kada se H2O2 reducira, nastaje H2O ili OH-, na primjer: H2O2 + 2KI + H2SO4 = I2 + K2SO4 + 2H2O Kada je izložen jakim oksidantima, H2O2 pokazuje redukciona svojstva, oslobađajući slobodni kisik: O22− - 2e− → O2 reakcija KMnO4 sa H2O2 se koristi u hemijskoj analizi za određivanje sadržaja H2O2: 5H2O2 + 2KMnO4 + 3H2SO4 → 5O2 + 2MnSO4 + K2SO4 + 8H2O Preporučljivo je izvršiti oksidaciju organskih jedinjenja sa vodonik sulfoksidom (npr. ) u sirćetnoj kiselini.
29. opšte karakteristike svojstava elemenata i njihovih jedinjenja grupe 2. fizička i hemijska svojstva, primena. Uključuje s-elemente. Be Mg Ca Br Ra Sr Sa izuzetkom Be, oni su poliizotopi. Atomi elemenata na vanjskom nivou imaju 2 S elementa sa suprotnim spinovima; uz utrošak potrebne energije, jedan element prelazi iz s stanja u p stanje. To su metali, ali su manje aktivni od alkalnih. Najrasprostranjeniji u prirodi Mg Ca Be, nalazi se u obliku minerala Be3AL2(SiO3)6. Način pripreme: elektroliza rastopljenih hlorida. Fizička svojstva: laki metali, ali tvrđi od alkalnih metala. Hemijska svojstva: 1 U vazduhu, površina Be i Mg je prekrivena oksidnim filmom. 2.na visokim temperaturama reaguje sa azotom 3.ne reaguje sa vodom Be 4.izmeštava vodonik iz kiselina (osim azotnih) Primena: Glavna upotreba metalnog kalcijuma je njegova upotreba kao redukcionog agensa u proizvodnji metala, posebno nikl, bakar i nerđajući čelik postaju. Kalcijum i njegov hidrid se takođe koriste za proizvodnju metala koji se teško redukuju kao što su hrom, torijum i uranijum. Legure kalcijuma i olova koriste se u baterijama i legurama ležajeva. Granule kalcijuma se takođe koriste za uklanjanje tragova vazduha iz vakuum uređaja
br. 31 Zemnoalkalni metali - hemijski elementi 2. grupa glavne podgrupe, osim berilija i magnezijuma: kalcijum, stroncijum, barijum I radijum. Spadaju u 2. grupu elemenata prema novoj klasifikaciji IUPAC. Tako nazvan jer su oksidi- "zemlja" (prema terminologiji alhemičari) - izvještaj vode alkalna reakcija. soli zemnoalkalni metali, osim radijuma, široko su rasprostranjeni u prirodi u obliku minerali.
Oksidi- supstance čije se molekule sastoje od atoma dva elementa, od kojih je jedan kiseonik. Oksidi se dijele na bazične, formirane od atoma metala, na primjer, K2O, Fe2O3, CaO; kiselo - formirano od atoma nemetala i nekih metala u svom najvišem oksidacionom stanju: CO2, SO3, P2O5, CrO3, Mn2O7 i amfoternih, na primjer, ZnO, Al2O3, Cr2O3. Oksidi nastaju sagorevanjem jednostavnih i složenih supstanci, kao i razgradnjom složenih materija (soli, baze, kiseline).
Hemijska svojstva oksida: 1. Oksidi alkalnih i zemnoalkalnih metala stupaju u interakciju sa vodom, formirajući rastvorljive baze - alkalije (NaOH, KOH, Ba(OH) 2).Na2O + H2O = 2NaOH
Većina kiselih oksida reaguje sa vodom dajući kiseline: CO2 + H2O = H2CO3
2. Neki oksidi stupaju u interakciju sa osnovnim oksidima: CO2 + CaO = CaCO3
3. Bazni oksidi interaguju sa kiselinama: BaO + 2HCl = BaCl2 + H2O
4. Kiseli oksidi reaguju i sa kiselinama i sa alkalijama: ZnO + 2HCl = ZnCl2 + H2O
ZnO + 2NaOH = Na2ZnO2 + H2O
hidroksidi ( hidroksidi) - jedinjenja oksida hemijskih elemenata. Hidroksidi gotovo svih hemijskih elemenata su poznati; neki od njih se prirodno javljaju kao minerali. Hidroksidi alkalnih metala nazivaju se alkalije. U zavisnosti od toga da li je odgovarajući oksid bazni, kiseli ili amfoterni, pravi se razlika:
bazični hidroksidi (osnove) - hidroksidi koji pokazuju osnovna svojstva (npr. kalcijum hidroksid Ca(OH) 2, kalijum hidroksid KOH, natrijum hidroksid NaOH, itd.);
kiseli hidroksidi (oksigenirane kiseline) - hidroksidi koji pokazuju kisela svojstva (na primjer, dušična kiselina HNO3, sumporna kiselina H2SO4, sumporna kiselina H2SO3, itd.)
amfoterni hidroksidi pokazujući, u zavisnosti od uslova, ili bazična ili kisela svojstva (npr. aluminijum hidroksid Al(OH) 3, cink hidroksid Zn(OH) 2).
Karbonati i hidrokarbonati - soli i esteri ugljične kiseline (H 2 CO 3). Među solima su normalni karbonati (sa anjonom CO 3 2−) i kiseli ili hidrokarbonati(Sa anion NSO 3 −).
Hemijska svojstva
Kada se zagrije, kiseli karbonati se pretvaraju u normalne karbonate:
Kada se jako zagrijavaju, normalni karbonati se razlažu na okside i ugljični dioksid:
Karbonati reagiraju s kiselinama jačim od ugljične kiseline (gotovo sve poznate kiseline, uključujući i organske) i oslobađaju ugljični dioksid:
primjena: Kalcijum, magnezijum, barijum karbonati i dr. koriste se u građevinarstvu, hemijskoj industriji, optici itd. Imaju široku primenu u tehnici, industriji i svakodnevnom životu. soda (Na 2 CO 3 i NaHCO 3). Kiseli karbonati igraju važnu fiziološku ulogu puferske supstance regulisanje postojanosti reakcije krv .
Silikati i aluminosilikati predstavljaju široku grupu minerali . Odlikuju se složenim hemijskim sastavom i izomorfnim supstitucijama nekih elemenata i kompleksa elemenata drugim. Glavni hemijski elementi koji čine silikate su Si , O , Al , Fe 2+, Fe 3+, Mg , Mn , Ca , N / A , K , i Li , B , Budi , Zr , Ti , F , H , u obliku (OH) 1− ili H 2 O, itd.
Porijeklo (geneza ): Endogeni, uglavnom magmatski (pirokseni, feldspars ), takođe su tipične za pegmatiti (liskun, turmalin, beril, itd.) i skarnov (granati, volastonit). Široko rasprostranjen u metamorfnim stijenama - škriljac I gnajsovi (granati, disten, hlorit). Silikati egzogenog porijekla su proizvodi trošenja ili promjene primarnih (endogenih) minerala (kaolinit, glaukonit, krizokola)
br. 32. Grupa III uključuje bor, aluminijum, galijum, indijum, talijum (glavna podgrupa), kao i skandijum, itrijum, lantan i lantanoide, aktinijum i aktinide (sporedna podgrupa).
Na spoljašnjem elektronskom nivou elemenata glavne podgrupe nalaze se tri elektrona (s 2 p 1). Oni lako odustaju od ovih elektrona ili formiraju tri nesparena elektrona zbog prijelaza jednog elektrona na p-nivo. Bor i aluminijum karakterišu jedinjenja samo sa oksidacionim stanjem od +3. Elementi podgrupe galija (galijum, indijum, talijum) takođe imaju tri elektrona na spoljašnjem elektronskom nivou, formirajući konfiguraciju s 2 p 1, ali se nalaze iza sloja od 18 elektrona. Stoga, za razliku od aluminijuma, galijum ima jasno nemetalna svojstva. Ova svojstva u nizu Ga, In, Tl slabe, a metalna svojstva se povećavaju.
Elementi podgrupe skandijuma takođe imaju tri elektrona na spoljašnjem elektronskom nivou. Međutim, ovi elementi pripadaju prijelaznim d-elementima, elektronska konfiguracija njihovog valentnog sloja je d 1 s 2. Sva tri elementa prilično lako odustaju od ovih elektrona. Elementi podgrupe lantanida imaju karakterističnu konfiguraciju spoljašnjeg elektronskog nivoa: njihov nivo 4f se gradi, a nivo d nestaje. Počevši od cerijuma, svi elementi osim gadolinijuma i lutecijuma imaju elektronsku konfiguraciju vanjskog elektronskog nivoa 4f n 6s 2 (gadolinijum i lutecij imaju 5d 1 elektrona). Broj n varira od 2 do 14. Dakle, s- i f-elektroni učestvuju u formiranju valentnih veza. Najčešće je oksidacijsko stanje lantanida +3, rjeđe +4.
Elektronska struktura valentnog sloja aktinida je na mnogo načina slična elektronskoj strukturi valentnog sloja lantanida. Svi lantanidi i aktinidi su tipični metali.
Svi elementi grupe III imaju veoma jak afinitet prema kiseoniku, a stvaranje njihovih oksida je praćeno oslobađanjem velike količine toplote.
Elementi grupe III nalaze široku lepezu primene.
33. Fizička svojstva. Aluminijum je srebrno-bijeli laki metal koji se topi na 660 °C. Vrlo plastičan, lako se uvlači u žicu i mota u listove: od nje se može napraviti folija debljine manje od 0,01 mm. Aluminijum ima veoma visoku toplotnu i električnu provodljivost. Njegove legure sa raznim metalima su jake i lagane.
Hemijska svojstva. Aluminijum je veoma aktivan metal. U nizu napona dolazi iza alkalnih i zemnoalkalnih metala. Međutim, prilično je stabilan na zraku, jer je njegova površina prekrivena vrlo gustim oksidnim filmom, koji štiti metal od kontakta sa zrakom. Ako se zaštitni oksidni film ukloni s aluminijske žice, aluminij će početi snažno komunicirati s kisikom i vodenom parom u zraku, pretvarajući se u labavu masu - aluminij hidroksid:
4 Al + 3 O 2 + 6 H 2 O = 4 Al(OH) 3
Ova reakcija je praćena oslobađanjem topline.
Aluminij, očišćen od zaštitnog oksidnog filma, reagira s vodom i oslobađa vodik:
2 Al + 6 H 2 O = 2 Al(OH) 3 + 3 H 2
Aluminij se dobro otapa u razrijeđenoj sumpornoj i klorovodičnoj kiselini:
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
Razrijeđena dušična kiselina pasivizira aluminij na hladnom, ali kada se zagrije, aluminij se rastvara u njemu, oslobađajući dušikov monoksid, dušikov hemioksid, slobodni dušik ili amonijak, na primjer:
8 Al + 30 HNO 3 = 8 Al(NO 3) 3 + 3 N 2 O + 15 H 2 O
Koncentrirana dušična kiselina pasivizira aluminij.
Pošto su aluminijum oksid i hidroksid amfoterni
svojstva, aluminijum se lako otapa u vodenim rastvorima svih alkalija, osim amonijum hidroksida:
2 Al + 6 KOH + 6 H 2 O = 2 K 3 [Al (OH) 6 ] + 3 H 2
Aluminij u prahu lako stupa u interakciju s halogenima, kisikom i svim nemetalima. Za početak reakcija potrebno je zagrijavanje, zatim se odvijaju vrlo intenzivno i praćene su oslobađanjem velike količine topline:
2 Al + 3 Br 2 = 2 AlBr 3 (aluminijum bromid)
4 Al + 3 O 2 = 2 Al 2 O 3 (aluminijev oksid)
2 Al + 3 S = Al 2 S 3 (aluminij sulfid)
2 Al + N 2 = 2 AlN (aluminijum nitrid)
4 Al + 3 C = Al 4 C 3 (aluminijum karbid)
Aluminijum sulfid može postojati samo u čvrstom obliku. U vodenim rastvorima prolazi potpunu hidrolizu sa stvaranjem aluminijum hidroksida i vodonik sulfida:
Al 2 S 3 + 6 H 2 O = 2 Al (OH) 3 + 3 H 2 S
Aluminij lako uklanja kisik i halogene iz oksida i soli drugih metala. Reakcija je popraćena oslobađanjem velike količine topline:
8 Al + 3 Fe 3 O 4 = 9 Fe + 4 Al 2 O 3
Proces redukcije metala iz njihovih oksida aluminijumom naziva se aluminotermija. Aluminotermija se koristi u proizvodnji nekih rijetkih metala koji stvaraju čvrstu vezu sa kisikom (niobijum, tantal, molibden, volfram itd.), kao i za zavarivanje šina. Ako koristite poseban fitilj da zapalite mješavinu finog aluminijskog praha i magnetne željezne rude Fe 3 O 4 (termit), tada se reakcija odvija spontano uz zagrijavanje smjese na 3500 °C. Gvožđe na ovoj temperaturi je u rastopljenom stanju.
Potvrda. Aluminij je prvi put dobiven redukcijom iz aluminij hlorida metalnim natrijem:
AlCl 3 + 3 Na = 3 NaCl + Al
Trenutno se dobija elektrolizom rastopljenih soli u elektrolitičkim kupkama (Sl. 46). Elektrolit je talina koja sadrži 85-90% kriolita - kompleksne soli 3NaF·AlF 3 (ili Na 3 AlF 6) i 10-15% glinice - aluminijum oksida Al 2 O 3. Ova smjesa se topi na temperaturi od oko 1000 °C.
Aplikacija. Aluminijum se koristi veoma široko. Koristi se za izradu folije koja se koristi u radiotehnici i za pakovanje prehrambenih proizvoda. Proizvodi od čelika i livenog gvožđa obloženi su aluminijumom radi zaštite od korozije: proizvodi se zagrevaju na 1000 °C u mešavini aluminijumskog praha (49%), aluminijum oksida (49%) i aluminijum hlorida (2%). Ovaj proces se naziva aluminiziranje.
Aluminizirani proizvodi mogu izdržati zagrijavanje do 1000 °C bez korozije. Legure aluminijuma, koje se odlikuju velikom lakoćom i čvrstoćom, koriste se u proizvodnji izmenjivača toplote, u avionskoj konstrukciji i mašinstvu.
Aluminijum oksid Al 2 O 3. To je bijela supstanca s tačkom topljenja od 2050 °C. U prirodi se aluminijum oksid javlja u obliku korunda i glinice. Ponekad se nalaze prozirni kristali korunda lijepog oblika i boje. Korund obojen jedinjenjima hroma u crvenu boju naziva se rubin, a plavo obojen spojevima titana i željeza naziva se safir. Rubin i safir su drago kamenje. Trenutno se vrlo lako mogu dobiti umjetno.
Bor-element glavna podgrupa treće grupe, drugi period periodni sistem hemijskih elemenata D.I. Mendeljejev, sa atomski broj 5. Označeno simbolom B(Borijum). U slobodnom stanju bor- bezbojna, siva ili crvena kristalna ili tamna amorfna supstanca. Poznato je više od 10 alotropskih modifikacija bora, čije formiranje i međusobne tranzicije određuju temperatura na kojoj je bor dobiven.
Potvrda
Najčistiji bor se dobija pirolizom borohidrida. Ovaj bor se koristi za proizvodnju poluprovodničkih materijala i fine hemijske sinteze.
1. Metoda metalotermije (obično redukcija magnezijumom ili natrijumom):
2. Termička razgradnja pare bor bromida na vrućoj (1000-1200°C) tantal žici u prisustvu vodonika:
Fizička svojstva
Izuzetno tvrda tvar (druga nakon dijamanta, ugljičnog nitrida, borovog nitrida (borazona), bora karbida, legure bora-ugljika-silicijuma, skandij-titanijum karbida). Ima krtost i svojstva poluprovodnika (širokorazmak poluprovodnik).
Hemijska svojstva
Po mnogim fizičkim i hemijskim svojstvima, nemetalni bor je sličan silicijum.
Hemijski bor je prilično inertan i na sobnoj temperaturi reaguje samo sa fluor:
Kada se zagrije, bor reagira s drugim halogenima i formira trihalide, sa nitrogen formira bor nitrid BN, sa fosfor- fosfid BP, sa ugljenikom - karbidi različitog sastava (B 4 C, B 12 C 3, B 13 C 2). Kada se zagrije u atmosferi kisika ili na zraku, bor gori uz veliko oslobađanje topline, formirajući oksid B 2 O 3:
Bor ne stupa u direktnu interakciju sa vodikom, iako je poznat prilično veliki broj borohidrida (borana) različitih sastava, dobijenih tretiranjem borida alkalnih ili zemnoalkalnih metala kiselinom:
Kada se jako zagrije, bor pokazuje svojstva obnavljanja. Sposoban je, na primjer, za restauraciju silicijum ili fosfor iz njihovih oksida:
Ovo svojstvo bora može se objasniti veoma visokom čvrstoćom hemijskih veza u borovom oksidu B 2 O 3.
U nedostatku oksidirajućih sredstava, bor je otporan na alkalne otopine. U vrućoj dušičnoj i sumpornoj kiselini i u aqua regia, bor se otapa da nastane borna kiselina.
Borov oksid je tipičan kiseli oksid. Reaguje sa vodom i formira bornu kiselinu:
Kada borna kiselina stupa u interakciju sa alkalijama, ne nastaju soli same borne kiseline - borati (koji sadrže BO 3 3- anion), već tetraborati, na primjer:
Aplikacija
Elementarni bor
Bor (u obliku vlakana) služi kao sredstvo za jačanje za mnoge kompozitne materijale.
Bor se također često koristi u elektronici za promjenu vrste provodljivosti silicijum.
Bor se u metalurgiji koristi kao mikrolegirajući element, koji značajno povećava otvrdljivost čelika.
34.harakarakteristike elemenata grupe 4A. Lim, olovo.
(dodatak)
Grupa uključuje 5 elemenata: dva nemetala - ugljenik i silicijum, koji se nalaze u drugom i trećem periodu periodnog sistema i 3 metala - germanijum (srednji između nemetala i metala, kalaja i olova, koji se nalazi na kraju velikog periodi - IV, V, VI Ono što je karakteristično za sve ove elemente je da imaju 4 elektrona na vanjskom energetskom nivou, pa stoga mogu pokazivati oksidacijsko stanje od +4 do -4. Ovi elementi formiraju gasovita jedinjenja sa vodonikom: CH4 , SiH4, SnH4, PbH4 pri zagrevanju na vazduhu kombinuju se sa elementima podgrupe kiseonika, sumporom i sa halogenima.Oksidaciono stanje +4 se dobija kada 1s elektron pređe na slobodnu p-orbitalu.
Kako se radijus atoma povećava, jačina veze između vanjskih elektrona i jezgra opada. Nemetalna svojstva se smanjuju, a metalna se povećavaju. (smanjenje tačke topljenja i ključanja, itd.)
Ugljik (C), silicijum (Si), germanijum (Ge), kalaj (Sn), olovo (Pb) su elementi grupe 4 glavne podgrupe PSE. Na vanjskom elektronskom sloju, atomi ovih elemenata imaju 4 elektrona: ns 2 np 2. U podgrupi, kako se atomski broj elementa povećava, atomski radijus se povećava, nemetalna svojstva slabe, a metalna svojstva se povećavaju: ugljenik i silicijum su nemetali, germanijum, kalaj, olovo su metali.
Opće karakteristike. Ugljik i silicijum
Podgrupa ugljenika, koja uključuje ugljenik, silicijum, germanijum, kalaj i olovo, glavna je podgrupa grupe 4 periodnog sistema.
U vanjskoj elektronskoj ljusci atoma ovih elemenata nalaze se 4 elektrona, a njihova elektronska konfiguracija općenito se može zapisati na sljedeći način: ns 2 np 2, gdje je n broj perioda u kojem se kemijski element nalazi. Prilikom kretanja od vrha do dna u grupi, nemetalna svojstva slabe, a metalna se povećavaju, tako da su ugljik i silicijum nemetali, a kositar i olovo pokazuju svojstva tipičnih metala. Formirajući kovalentne polarne veze sa atomima vodonika, C i Si pokazuju formalno oksidaciono stanje -4, a sa aktivnijim nemetalima (N, O, S) i halogenima pokazuju oksidaciona stanja +2 i +4. Kada se razjašnjava mehanizam reakcije , izotop ugljika 13 se ponekad koristi C (metoda označenih atoma). Stoga je korisno znati da je zastupljenost izotopa ugljika: 12 C - 98,89% i 13 C - 1,11%. Ako se ograničimo na navođenje izotopa čija je zastupljenost veća od 0,01%, onda silicijum ima 3 takva izotopa, germanijum ima 5, kalaj ima 10, a olovo ima 4 stabilna izotopa.
U normalnim uslovima, ugljenik može postojati u obliku dva alotropa
modifikacije: dijamant i grafit; ultračisti kristalni silicijum
Semiconductor.
Među spojevima elemenata (E) podgrupe ugljika sa vodonikom smatramo jedinjenja tipa EN 4. Sa povećanjem naboja jezgra atoma E smanjuje se stabilnost hidrida.
Kada se prelazi sa C na Pb, stabilnost jedinjenja sa oksidacionim stanjem od +4
opada, a sa +2 raste. Kiseli karakter EO 2 oksida se smanjuje, a bazični karakter EO oksida se povećava.
Karbon
Ugljik se prirodno javlja u obliku dijamanta i grafita. Fosilni ugljevi ga sadrže: od 92% u antracitu, do 80% u mrkom uglju. U koherentnom stanju ugljenik se nalazi u karbidima: CaCO 3 kredi, krečnjaku i mermeru, MgCO 3 CaCO 3 - dolomitu,
MgCO 3 - magnezit. Ugljik u zraku se nalazi u obliku ugljičnog dioksida (0,03% zapremine). Ugljik se također nalazi u spojevima otopljenim u morskoj vodi.
Ugljik se nalazi u biljkama i životinjama te se nalazi u nafti i prirodnom plinu.
U reakcijama s aktivnim nemetalima, ugljik se lako oksidira:
2 C + O 2 = 2 CO,
C + 2 F 2 = CF 4.
Ugljik također može pokazati redukciona svojstva kada je u interakciji sa složenim supstancama:
C + 2 CuO = 2 Cu + CO 2,
C + 2 H 2 SO 4 (konc) = CO 2 + 2 SO 2 + H 2 O,
2 C + BaSO 4 = BaS + 2 CO 2.
U reakcijama sa metalima i manje aktivnim nemetalima, ugljenik je oksidaciono sredstvo: 2C + H 2 = C 2 H 2,
2 C + Ca CaC 2,
3 C + 4 Al = Al 4 C 3.
Aluminij karbid je pravi karbid: svaki atom ugljika povezan je s atomima metala pomoću sve četiri valentne veze. Kalcijum karbid je acetilenid jer postoji trostruka veza između atoma ugljenika. Stoga, kada aluminijski karbidi stupe u interakciju s vodom, oslobađa se metan, a kada kalcijum karbid stupa u interakciju s vodom, oslobađa se acetilen.
Al 4 C 3 + 12H 2 O = 4Al(OH) 3 + 3CH 4,
CaC 2 + 2H 2 O = Ca(OH) 2 + C 2 H 2.
Ugalj se koristi kao gorivo i koristi se za proizvodnju sintetskog gasa. Elektrode su napravljene od grafita, grafitne šipke se koriste kao moderator
neutrona u nuklearnim reaktorima. Dijamanti se koriste za izradu reznih alata i abraziva; brušeni dijamanti su drago kamenje.
Silicijum
Silicijum se u prirodi pojavljuje samo u vezanom obliku u obliku silicijum dioksida SiO2 i raznih soli silicijumske kiseline (silikata). To je drugi (posle kiseonika) najzastupljeniji hemijski element u zemljinoj kori (27,6%).
Godine 1811. Francuzi J.L. Gay-Lussac i L.J. Tener su reakcijom dobili smeđe-smeđu supstancu (silicijum):
SiF 4 + 4 K = 4 KF + Si
a tek 1824. Šveđanin J. Berzelius, koji je dobio silicijum reakcijom:
K 2 SiF 6 + 4 K = 6 KF + Si,
dokazao da se radi o novom hemijskom elementu. Sada se silicijum dobija iz silicijum dioksida:
SiO 2 + 2 Mg = Si + 2 MgO,
3SiO 2 + 4Al = Si + 2Al 2 O 3,
redukujući ga magnezijem ili ugljikom. Ispostavlja se i kada se silan razgradi:
SiH 4 = Si + 2 H 2.
U reakcijama s nemetalima, silicijum se može oksidirati (tj. Si je redukcijski agens):
Si + O 2 = SiO 2,
Si + 2 F 2 = SiF 4,
Silicijum je rastvorljiv u alkalijama:
Si + 2 NaOH + H 2 O = Na 2 SiO 3 + 2 H 2,
nerastvorljiv u kiselinama (osim fluorovodonične kiseline).
U reakcijama s metalima, silicijum pokazuje oksidirajuća svojstva:
2 Mg + Si = Mg 2 Si.
Kada se magnezijev silicid razgradi hlorovodoničnom kiselinom, dobija se silan:
Mg 2 Si + 4 HCl = 2MgCl 2 + SiH 4.
Silicijum se koristi za proizvodnju mnogih legura na bazi gvožđa i bakra
i aluminijum. Dodavanje silicija čeliku i livenom gvožđu poboljšava njihova mehanička svojstva. Veliki dodaci silicijuma daju legurama željeza otpornost na kiselinu.
Ultra-čisti silicij je poluvodič i koristi se za izradu mikročipova i u proizvodnji solarnih ćelija.
Jedinjenja kiseonika. Priprema, svojstva i primjena
Ugljični oksidi
Ugljen (II) monoksid (CO - ugljen monoksid)
CO je otrovan gas, bez boje i mirisa, slabo rastvorljiv u vodi.
Potvrda
U laboratoriji, CO se dobija razgradnjom mravlje ili oksalne kiseline (u prisustvu koncentrisanog H2SO4):
HCOOH = CO + H 2 O,
H 2 C 2 O 4 = CO + CO 2 + H 2 O
ili zagrijavanjem cinkove prašine s kalcijevim karbonatom:
CaCO 3 + Zn = CaO + ZnO + CO.
U tvorničkom okruženju, CO se proizvodi propuštanjem zraka ili ugljičnog dioksida kroz vrući ugalj:
2C + O 2 = 2CO,
Svojstva
Otrovno dejstvo ugljičnog monoksida uzrokovano je činjenicom da je afinitet hemoglobina za ugljični monoksid veći nego za kisik. U tom slučaju nastaje karboksihemoglobin i na taj način blokira prijenos kisika u tijelu.
Ugljični (II) oksid lako oksidira i sagorijeva na zraku, oslobađajući veliku količinu topline:
2 CO + O 2 = 2 CO 2 + 577 kJ/mol.
CO reducira mnoge metale iz njihovih oksida:
FeO + CO = Fe + CO 2,
CuO + CO = Cu + CO 2 .
CO lako prolazi kroz reakcije adicije:
CO + Cl 2 = COCl 2,
CO + NaOH = HCOONa,
Ni + 4 CO = Ni(CO) 4 .
U industriji se često ne koristi čisti CO, već razne njegove mješavine s drugim plinovima. Proizvodni plin se proizvodi propuštanjem zraka kroz vrući ugalj u osovinskoj peći:
2 C + O 2 = 2 CO + 222 kJ.
Vodeni plin nastaje propuštanjem vodene pare kroz vrući ugalj:
C + H 2 O = CO + H 2 - 132 kJ.
Prva reakcija je egzotermna, a druga se javlja apsorpcijom toplote. Ako se oba procesa izmjenjuju, moguće je održavati potrebnu temperaturu u pećnici. Kada se kombinuju generator i vodeni gas, dobija se mešani gas. Ovi plinovi se koriste ne samo kao gorivo, već i za sintezu, na primjer, metanola:
CO + 2H 2 = CH 3 OH.
Ugljen monoksid (IV) (CO 2 - ugljen-dioksid)
CO 2 je bezbojan, nezapaljiv gas bez mirisa. Oslobađa se kada životinje dišu. Biljke apsorbuju CO2 i oslobađaju kiseonik. Vazduh obično sadrži 0,03% ugljen-dioksida. Zbog ljudskih aktivnosti (nekontrolisana seča šuma,
sagorijevanje sve više uglja, nafte i plina), sadržaj CO 2 u atmosferi se postepeno povećava, što uzrokuje efekat staklene bašte i prijeti čovječanstvu ekološkom katastrofom.
Potvrda
U laboratoriji se CO 2 dobija u Kipp aparatu tretiranjem mermera hlorovodoničnom kiselinom:
CaCO 3 + 2HCl = CaCl 2 + H 2 O + CO 2.
Postoje mnoge reakcije koje rezultiraju CO2:
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 Í̈ + CO 2 + H 2 O,
CaCO 3 = CaO + CO 2,
BaSO 4 + 2 C = BaS + 2 CO 2,
C + 2 H 2 SO 4 (konc) = CO 2 + 2 SO 2 + 2H 2 O,
C + 4 HNO 3 (konc) = CO 2 + 4 NO 2 + 2 H 2 O.
Svojstva
Kada se CO2 otopi u vodi, nastaje ugljična kiselina:
H 2 O + CO 2 = H 2 CO 3.
Za CO 2 poznate su sve one reakcije koje su karakteristične za kisele okside:
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.
Zapaljeni Mg nastavlja da gori u ugljičnom dioksidu:
CO 2 + 2 Mg = 2 MgO + C.
Ugljena kiselina je slaba dvobazna kiselina:
H 2 O + CO 2 = H 2 CO 3
H + +HCO 3 - = H + +CO 3 2-
i može istisnuti slabije kiseline iz rastvora njihovih soli:
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.
Soli ugljične kiseline. Karbonati i bikarbonati
Opće metode za dobivanje soli također su tipične za dobivanje soli ugljične kiseline:
CaCO 3 + CO 2 + H 2 O = Ca(HCO 3) 2,
Ca(HCO 3) 2 + Ca(OH) 2 = 2 CaCO 3 + 2 H 2 O.
Karbonati alkalnih metala i amonijum su visoko rastvorljivi u vodi i
podložan hidrolizi. Svi ostali karbonati su praktično netopivi:
Na 2 CO 3 + H 2 O = 2 Na + + OH - + HCO 3 - .
Uz relativno malo zagrijavanje, hidrokarbonati se razlažu:
Ca(HCO 3) 2 = CaCO 3 + CO 2 + H 2 O.
Kada se karbonati kalciniraju, dobijaju se metalni oksidi i CO 2:
CaCO 3 = CaO + CO 2.
Karbonati se lako razlažu jačim (od ugljenih) kiselina:
MgCO 3 + 2HCl = MgCl 2 + CO 2 + H 2 O.
CaCO 3 + 2HCl = CaCl 2 + CO 2 + H 2 O.
Prilikom kalciniranja karbonata s pijeskom, SiO 2 istiskuje isparljiviji oksid:
Na 2 CO 3 + SiO 2 = Na 2 SiO 3 + CO 2.
Aplikacija
Natrijum karbonat Na 2 CO 3 (soda pepela) i njegov kristal hidrat Na 2 CO 3 10H 2 O
(kristalna soda) se koriste u industriji stakla, sapuna i celuloze i papira. Natrijum bikarbonat NaHCO 3 (soda bikarbona)
koristi se u prehrambenoj industriji i medicini. Krečnjak je građevinski kamen i sirovina za proizvodnju kreča.
Silicijum(IV) oksidi (SiO 2 )
Silicijum SiO 2 postoji u prirodi u kristalnom (uglavnom kvarc) i amorfnom (na primer, opal SiO 2 nH 2 O) oblicima.
Potvrda
SiO 2 je kiseli oksid koji se može dobiti reakcijama:
Si + O 2 = SiO 2,
H 2 SiO 3 = SiO 2 + H 2 O,
SiH 4 + 2O 2 = SiO 2 + 2H 2 O.
Svojstva
Kada je u interakciji s metalima ili ugljikom, SiO 2 se može reducirati u silicijum
SiO 2 + 2 Mg = Si + 2 MgO,
SiO 2 + 2 C = Si + 2 CO
ili dati karborund (SiC) SiO 2 + 3 C = SiC + 2 CO.
Kada se SiO 2 spoji sa metalnim oksidima, alkalijama i nekim solima, nastaju silikati:
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.
Kiseline nemaju efekta na SiO2. Izuzetak je fluorovodonična kiselina:
SiO 2 + 4HF = SiF 4 + 2H 2 O,
SiF 4 + 2HF = H 2,
SiO 2 + 6HF = H 2 + 2H 2 O.
Silicijumska kiselina H 2 SiO 3 je najjednostavnija iz porodice silicijumskih kiselina. Njegova opšta formula je xSiO 2 yH 2 O. Može se dobiti iz silikata
Na 2 SiO 3 + 2 HCl = H 2 SiO 3 + 2 NaCl.
Kada se zagrije, silicijumska kiselina se raspada:
H 2 SiO 3 = SiO 2 + H 2 O.
Silikati
Poznate su stotine silikatnih minerala. Oni čine 75% mase zemljine kore. Među njima ima dosta aluminosilikata. Silikati su glavni sastojak cementa, stakla, betona i cigle.
U vodi su rastvorljivi samo Na i K silikati. Njihovi vodeni rastvori se nazivaju „tečno staklo“. Nakon hidrolize, ovi rastvori imaju alkalnu reakciju. Koriste se za proizvodnju cementa i betona otpornog na kiseline.
