REDOXREAKTIONEN
Reaktionen, bei denen es zu einer Änderung der Oxidationsstufen der Atome der Elemente kommt, aus denen die reagierenden Verbindungen bestehen werden genannt Redox.
Oxidationszustand(c.o.) ist die Ladung eines Elements in einer Verbindung, berechnet auf der Grundlage der Annahme, dass die Verbindung aus Ionen besteht. Die Bestimmung der Oxidationsstufe erfolgt nach folgenden Vorgaben:
1. Die Oxidationsstufe eines Elements in einer einfachen Substanz, beispielsweise in Zn, Ca, H 2, Br 2, S, O 2, ist Null.
2. Die Oxidationsstufe von Sauerstoff in Verbindungen beträgt normalerweise –2. Ausnahmen bilden die Peroxide H 2 +1 O 2 –1, Na 2 +1 O 2 –1 und Sauerstofffluorid O +2 F 2.
3. Die Oxidationsstufe von Wasserstoff beträgt in den meisten Verbindungen +1, mit Ausnahme salzartiger Hydride, beispielsweise Na +1 H -1.
4. Alkalimetalle haben eine konstante Oxidationsstufe (+1); Beryllium Be und Magnesium Mg (+2); Erdalkalimetalle Ca, Sr, Ba (+2); Fluor (–1).
5. Die algebraische Summe der Oxidationsstufen der Elemente in einem neutralen Molekül ist gleich Null, in einem komplexen Ion ist die Ladung des Ions gleich Null.
Berechnen wir als Beispiel den Oxidationszustand von Chrom in der Verbindung K 2 Cr 2 O 7 und Stickstoff im Anion (NO 2) -
K 2 +1 Cr 2 X O 7 –2 2∙(+1)+ 2 X + 7 (–2) = 0 X = + 6
(NR. 2) – X + 2 (–2) = –1 X = + 3
Bei Redoxreaktionen werden Elektronen von einem Atom, Molekül oder Ion auf ein anderes übertragen. Oxidation – der Prozess, bei dem ein Atom, Molekül oder Ion Elektronen verliert, was mit einer Erhöhung der Oxidationsstufe einhergeht. Erholung – der Prozess der Elektronenzufuhr, begleitet von einer Abnahme der Oxidationsstufe.
-4 -3 -2 -1 0 +1 +2 +3 +4 +5 +6 +7 +8
Wiederherstellungsprozess
Oxidation und Reduktion sind miteinander verbundene Prozesse, die gleichzeitig ablaufen.
Oxidationsmittel werden genannt Stoffe (Atome, Ionen oder Moleküle), die bei einer Reaktion Elektronen aufnehmen, Restauratoren – Substanzen, die Elektronen abgeben. Oxidationsmittel können Halogenatome und Sauerstoff, positiv geladene Metallionen (Fe 3+, Au 3+, Hg 2+, Cu 2+, Ag +), komplexe Ionen und Moleküle sein, die Metallatome in der höchsten Oxidationsstufe enthalten (KMnO 4, K 2 Cr 2 O 7, NaBiO 3 usw.), Nichtmetallatome in positiver Oxidationsstufe (HNO 3, konzentriertes H 2 SO 4, HClO, HClO 3, KClO 3, NaBrO usw.).
Typische Reduktionsmittel sind fast alle Metalle und viele Nichtmetalle (Kohlenstoff, Wasserstoff) im freien Zustand, negativ geladene Nichtmetallionen (S 2-, I-, Br-, Cl- usw.), positiv geladene Metallionen in der niedrigsten Oxidationsstufe (Sn 2+, Fe 2+, Cr 2+, Mn 2+, Cu + usw.).
Verbindungen, die Elemente in den maximalen und minimalen Oxidationsstufen enthalten, können entweder nur Oxidationsmittel (KMnO 4, K 2 Cr 2 O 7, HNO 3, H 2 SO 4, PbO 2) oder nur Reduktionsmittel (KI, Na) sein 2 S, NH 3). Enthält ein Stoff ein Element in einer mittleren Oxidationsstufe, kann es je nach Reaktionsbedingungen sowohl Oxidationsmittel als auch Reduktionsmittel sein. Beispielsweise zeigen Kaliumnitrit KNO 2, das Stickstoff in der Oxidationsstufe +3 enthält, und Wasserstoffperoxid H 2 O 2, das Sauerstoff in der Oxidationsstufe -1 enthält, reduzierende Eigenschaften in Gegenwart starker Oxidationsmittel und bei Wechselwirkung mit aktiven Reduktionsmitteln Stoffe sind Oxidationsmittel.
Beim Aufstellen von Gleichungen für Redoxreaktionen wird empfohlen, die folgende Reihenfolge einzuhalten:
1. Schreiben Sie die Formeln der Ausgangsstoffe. Bestimmen Sie den Oxidationszustand der Elemente, die ihn verändern können, und finden Sie das Oxidationsmittel und das Reduktionsmittel. Schreiben Sie die Reaktionsprodukte auf.
2. Stellen Sie Gleichungen für die Oxidations- und Reduktionsprozesse auf. Wählen Sie die Multiplikatoren (Hauptkoeffizienten) so, dass die Anzahl der bei der Oxidation abgegebenen Elektronen gleich der Anzahl der bei der Reduktion aufgenommenen Elektronen ist.
3. Ordnen Sie die Koeffizienten in der Reaktionsgleichung an.
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
Oxidationsmittel, reduzierendes Medium
Oxidation S -2 – 2ē → S 0 ½3
Reduktion 2Cr +6 + 6ē → 2Cr +3 ½1
Die Art vieler Redoxreaktionen hängt von der Umgebung ab, in der sie stattfinden. Um eine saure Umgebung zu schaffen, wird am häufigsten verdünnte Schwefelsäure verwendet, und um eine alkalische Umgebung zu schaffen, werden Lösungen von Natrium- oder Kaliumhydroxiden verwendet.
Es gibt drei Arten von Redoxreaktionen: intermolekulare, intramolekulare und Disproportionierungsreaktionen. Intermolekular Redoxreaktionen - Hierbei handelt es sich um Reaktionen, bei denen das Oxidationsmittel und das Reduktionsmittel in unterschiedlichen Stoffen vorliegen. Die oben diskutierte Reaktion gehört zu diesem Typ. ZU intramolekular Reaktionen umfassen bei dem sich das Oxidationsmittel und das Reduktionsmittel in derselben Substanz befinden.
2KCl +5 O 3 -2 = 2KCl -1 + 3O 2 0
Reduktion Cl +5 + 6ē → Cl - ½2 Cl +5 - Oxidationsmittel
Oxidation 2O -2 - 4ē → O 2 0 ½3 O -2 - Reduktionsmittel
In Reaktionen Unverhältnismäßigkeit(Selbstoxidation – Selbstheilung) Moleküle desselben Stoffes reagieren als Oxidationsmittel und als Reduktionsmittel miteinander.
3K 2 Mn +6 O 4 + 2H 2 O = 2KMn +7 O 4 + Mn +4 O 2 + 4KOH
Oxidation Mn +6 - ē → Mn +7 ½ 2 Mn +6 - Reduktionsmittel
Reduktion Mn +6 + 2ē → Mn +4 ½ 1 Mn +6 - Oxidationsmittel
Unterrichtsart. Neues Wissen erwerben.
Lernziele.Lehrreich. Führen Sie die Schüler in eine neue Klassifizierung chemischer Reaktionen ein, die auf Änderungen der Oxidationsstufen von Elementen basiert – Oxidations-Reduktions-Reaktionen (ORR); Bringen Sie den Schülern bei, Koeffizienten mit der Methode der elektronischen Waage zu ordnen.
Entwicklung. Setzen Sie die Entwicklung des logischen Denkens, der Fähigkeit zum Analysieren und Vergleichen fort und entwickeln Sie Interesse am Thema.
Lehrreich. Das wissenschaftliche Weltbild der Studierenden formen; Arbeitsfähigkeiten verbessern.
Methoden und methodische Techniken. Geschichte, Gespräch, Demonstration visueller Hilfsmittel, selbstständiges Arbeiten der Studierenden.
Ausrüstung und Reagenzien. Reproduktion mit dem Bild des Koloss von Rhodos, Algorithmus zur Anordnung der Koeffizienten mithilfe der Methode der elektronischen Waage, Tabelle typischer Oxidations- und Reduktionsmittel, Kreuzworträtsel; Fe (Nagel), NaOH, CuSO 4-Lösungen.
WÄHREND DES UNTERRICHTS
Einführender Teil
(Motivation und Zielsetzung)
Lehrer. Im 3. Jahrhundert. Chr. Auf der Insel Rhodos wurde ein Denkmal in Form einer riesigen Statue von Helios (dem griechischen Sonnengott) errichtet. Das grandiose Design und die perfekte Ausführung des Koloss von Rhodos – eines der Weltwunder – überraschten jeden, der ihn sah.
Wir wissen nicht genau, wie die Statue aussah, aber wir wissen, dass sie aus Bronze bestand und eine Höhe von etwa 33 m erreichte. Die Statue wurde vom Bildhauer Haret geschaffen und der Bau dauerte 12 Jahre.
Die Bronzeschale war an einem Eisenrahmen befestigt. Man begann mit dem Bau der hohlen Statue von unten, und während sie wuchs, wurde sie mit Steinen gefüllt, um sie stabiler zu machen. Etwa 50 Jahre nach seiner Fertigstellung stürzte der Koloss ein. Während des Erdbebens brach es in Kniehöhe.
Wissenschaftler glauben, dass der wahre Grund für die Zerbrechlichkeit dieses Wunders die Metallkorrosion war. Und der Korrosionsprozess basiert auf Redoxreaktionen.
Heute lernen Sie in der Lektion etwas über Redoxreaktionen; Erfahren Sie mehr über die Konzepte „Reduktionsmittel“ und „Oxidationsmittel“ sowie über die Prozesse der Reduktion und Oxidation. lernen, Koeffizienten in Gleichungen von Redoxreaktionen einzusetzen. Notieren Sie Datum und Thema der Lektion in Ihren Arbeitsbüchern.
Neues Material lernen
Der Lehrer führt zwei Demonstrationsexperimente durch: die Wechselwirkung von Kupfer(II)sulfat mit Alkali und die Wechselwirkung desselben Salzes mit Eisen.
Lehrer. Schreiben Sie die Molekülgleichungen für die durchgeführten Reaktionen auf. Ordnen Sie in jeder Gleichung die Oxidationsstufen der Elemente in den Formeln der Ausgangsstoffe und Reaktionsprodukte an.
Der Schüler schreibt Reaktionsgleichungen an die Tafel und ordnet Oxidationsstufen zu:
Lehrer. Änderten sich bei diesen Reaktionen die Oxidationsstufen der Elemente?
Student. In der ersten Gleichung änderten sich die Oxidationsstufen der Elemente nicht, in der zweiten jedoch – für Kupfer und Eisen.
Lehrer. Die zweite Reaktion ist eine Redoxreaktion. Versuchen Sie, Redoxreaktionen zu definieren.
Student. Reaktionen, die zu Änderungen der Oxidationsstufen der Elemente führen, aus denen die Reaktanten und Reaktionsprodukte bestehen, werden Redoxreaktionen genannt.
Die Schüler notieren in ihren Heften nach dem Diktat des Lehrers die Definition von Redoxreaktionen.
Lehrer. Was geschah als Ergebnis der Redoxreaktion? Vor der Reaktion hatte Eisen die Oxidationsstufe 0, nach der Reaktion wurde es +2. Wie wir sehen können, hat sich die Oxidationsstufe erhöht, daher gibt Eisen 2 Elektronen ab.
Kupfer hat vor der Reaktion eine Oxidationsstufe von +2 und nach der Reaktion 0. Wie wir sehen können, hat die Oxidationsstufe abgenommen. Daher nimmt Kupfer 2 Elektronen auf.
Eisen gibt Elektronen ab, es ist ein Reduktionsmittel und der Vorgang der Elektronenübertragung wird Oxidation genannt.
Kupfer nimmt Elektronen auf, es ist ein Oxidationsmittel und der Vorgang der Elektronenzufuhr wird Reduktion genannt.
Schreiben wir die Diagramme dieser Prozesse auf:
Geben Sie also eine Definition der Begriffe „Reduktionsmittel“ und „Oxidationsmittel“ an.
Student. Als Reduktionsmittel werden Atome, Moleküle oder Ionen bezeichnet, die Elektronen abgeben.
Atome, Moleküle oder Ionen, die Elektronen aufnehmen, werden Oxidationsmittel genannt.
Lehrer. Wie können wir die Prozesse der Reduktion und Oxidation definieren?
Student. Reduktion ist der Prozess, bei dem ein Atom, Molekül oder Ion Elektronen gewinnt.
Oxidation ist der Prozess der Elektronenübertragung durch ein Atom, Molekül oder Ion.
Die Schüler schreiben Definitionen aus dem Diktat in ein Notizbuch und zeichnen.
Erinnern!
Elektronen abgeben und oxidieren.
Elektronen nehmen – erholen.
Lehrer. Oxidation geht immer mit Reduktion einher, und umgekehrt ist Reduktion immer mit Oxidation verbunden. Die Anzahl der vom Reduktionsmittel abgegebenen Elektronen ist gleich der Anzahl der vom Oxidationsmittel aufgenommenen Elektronen.
Um Koeffizienten in den Gleichungen von Redoxreaktionen auszuwählen, werden zwei Methoden verwendet – das elektronische Gleichgewicht und das Elektron-Ionen-Gleichgewicht (Halbreaktionsmethode).
Wir betrachten nur die Methode der elektronischen Waage. Dazu verwenden wir einen Algorithmus zur Anordnung der Koeffizienten mithilfe der Methode der elektronischen Waage (entworfen auf einem Blatt Whatman-Papier).
BEISPIEL Ordnen Sie die Koeffizienten in diesem Reaktionsschema mithilfe der Methode der elektronischen Waage an, bestimmen Sie das Oxidationsmittel und das Reduktionsmittel und geben Sie die Prozesse der Oxidation und Reduktion an:
Fe 2 O 3 + CO Fe + CO 2.
Wir werden den Algorithmus zum Anordnen von Koeffizienten mithilfe der Methode der elektronischen Waage verwenden.
3. Schreiben wir die Elemente auf, die den Oxidationszustand ändern:
4. Lassen Sie uns elektronische Gleichungen erstellen und die Anzahl der abgegebenen und empfangenen Elektronen bestimmen:
5. Die Anzahl der abgegebenen und empfangenen Elektronen muss gleich sein, denn Weder die Edukte noch die Reaktionsprodukte werden geladen. Wir gleichen die Anzahl der abgegebenen und empfangenen Elektronen aus, indem wir das kleinste gemeinsame Vielfache (LCM) und zusätzliche Faktoren auswählen:
6. Die resultierenden Multiplikatoren sind Koeffizienten. Übertragen wir die Koeffizienten auf das Reaktionsschema:
Fe 2 O 3 + 3CO = 2Fe + 3CO 2.
Als typisch werden Stoffe bezeichnet, die bei vielen Reaktionen Oxidations- oder Reduktionsmittel sind.
Ein Tisch aus einem Stück Whatman-Papier wird aufgehängt.
Lehrer. Redoxreaktionen kommen sehr häufig vor. Sie sind nicht nur mit Korrosionsprozessen verbunden, sondern auch mit Fermentation, Zerfall, Photosynthese und Stoffwechselprozessen, die in einem lebenden Organismus ablaufen. Sie können bei der Kraftstoffverbrennung beobachtet werden. Redoxprozesse begleiten die Stoffkreisläufe in der Natur.
Wussten Sie, dass täglich etwa 2 Millionen Tonnen Salpetersäure in der Atmosphäre entstehen?
700 Millionen Tonnen pro Jahr und in Form einer schwachen Lösung fallen mit dem Regen auf den Boden (der Mensch produziert nur 30 Millionen Tonnen Salpetersäure pro Jahr).
Was passiert in der Atmosphäre?
Luft enthält 78 Vol.-% Stickstoff, 21 Vol.-% Sauerstoff und 1 Vol.-% andere Gase. Unter dem Einfluss von Blitzentladungen, und auf der Erde gibt es durchschnittlich 100 Blitze pro Sekunde, interagieren Stickstoffmoleküle mit Sauerstoffmolekülen und bilden Stickstoffmonoxid (II):
Stickstoffmonoxid(II) wird durch Luftsauerstoff leicht zu Stickstoffmonoxid(IV) oxidiert:
NO + O 2 NO 2 .
Das entstehende Stickoxid (IV) reagiert in Gegenwart von Sauerstoff mit der Luftfeuchtigkeit und wird zu Salpetersäure:
NO 2 + H 2 O + O 2 HNO 3.
Alle diese Reaktionen sind Redoxreaktionen.
Übung . Ordnen Sie die Koeffizienten in den angegebenen Reaktionsschemata mithilfe der Methode der elektronischen Bilanz an, geben Sie das Oxidationsmittel, das Reduktionsmittel sowie die Oxidations- und Reduktionsprozesse an.
Lösung
1. Bestimmen wir die Oxidationsstufen der Elemente:
2. Lassen Sie uns die Symbole der Elemente hervorheben, deren Oxidationsstufen sich ändern:
3. Schreiben wir die Elemente auf, die ihre Oxidationsstufen geändert haben:
4. Lassen Sie uns elektronische Gleichungen erstellen (bestimmen Sie die Anzahl der abgegebenen und empfangenen Elektronen):
5. Die Anzahl der abgegebenen und empfangenen Elektronen ist gleich.
6. Übertragen wir die Koeffizienten der elektronischen Schaltkreise auf das Reaktionsdiagramm:
Als nächstes werden die Schüler gebeten, die Koeffizienten mithilfe der Methode der elektronischen Waage selbstständig zu ordnen, das Oxidationsmittel und das Reduktionsmittel zu bestimmen und die Oxidations- und Reduktionsprozesse in anderen in der Natur vorkommenden Prozessen anzugeben.
Die anderen beiden Reaktionsgleichungen (mit Koeffizienten) haben die Form:
Die Richtigkeit der Aufgaben wird mit einem Overheadprojektor überprüft.
Letzter Teil
Der Lehrer bittet die Schüler, ein Kreuzworträtsel auf der Grundlage des gelernten Materials zu lösen. Das Ergebnis der Arbeit wird zur Überprüfung vorgelegt.
Gelöst Kreuzworträtsel, erfahren Sie, dass die Stoffe KMnO 4, K 2 Cr 2 O 7, O 3 stark sind ... (vertikal (2)).
Waagerecht:
1. Welchen Prozess spiegelt das Diagramm wider:
3. Reaktion
N 2 (g.) + 3H 2 (g.) 2NH 3 (g.) + Q
ist redox, reversibel, homogen, ....
4. ... Kohlenstoff(II) ist ein typisches Reduktionsmittel.
5. Welchen Prozess spiegelt das Diagramm wider:
6. Um Koeffizienten in den Gleichungen von Redoxreaktionen auszuwählen, verwenden Sie die elektronische... Methode.
7. Laut Diagramm gab Aluminium ... ein Elektron ab.
8. Als Reaktion:
H 2 + Cl 2 = 2HCl
Wasserstoff H 2 – ... .
9. Welche Art von Reaktionen sind immer nur Redoxreaktionen?
10. Der Oxidationszustand einfacher Stoffe ist….
11. Als Reaktion:
Reduktionsmittel -….
Hausaufgabe. Nach dem Lehrbuch von O.S. Gabrielyan „Chemistry-8“, § 43, S. 178–179, ex. 1, 7 schriftlich.
Aufgabe (für zu Hause). Die Konstrukteure der ersten Raumschiffe und U-Boote standen vor einem Problem: Wie kann eine konstante Luftzusammensetzung auf dem Schiff und den Raumstationen aufrechterhalten werden? Überschüssiges Kohlendioxid loswerden und Sauerstoff auffüllen? Es wurde eine Lösung gefunden.
Kaliumsuperoxid KO 2 bildet durch Wechselwirkung mit Kohlendioxid Sauerstoff:
Wie Sie sehen, handelt es sich hierbei um eine Redoxreaktion. Sauerstoff ist bei dieser Reaktion sowohl ein Oxidationsmittel als auch ein Reduktionsmittel.
Bei einer Weltraummission zählt jedes Gramm Fracht. Berechnen Sie den Vorrat an Kaliumsuperoxid, der bei einem Raumflug mitgenommen werden muss, wenn der Flug 10 Tage dauert und die Besatzung aus zwei Personen besteht. Es ist bekannt, dass ein Mensch täglich 1 kg Kohlendioxid ausatmet.
(Antwort: 64,5 kg KO 2. )
Aufgabe (erhöhter Schwierigkeitsgrad). Schreiben Sie die Gleichungen der Redoxreaktionen auf, die zur Zerstörung des Kolosses von Rhodos führen könnten. Bedenken Sie, dass diese riesige Statue in einer Hafenstadt auf einer Insel im Ägäischen Meer vor der Küste der heutigen Türkei stand, wo die feuchte Mittelmeerluft voller Salze ist. Es bestand aus Bronze (einer Legierung aus Kupfer und Zinn) und war auf einem Eisenrahmen montiert.
Literatur
Gabrielyan O.S.. Chemie-8. M.: Bustard, 2002;
Gabrielyan O.S., Voskoboynikova N.P., Yashukova A.V. Lehrerhandbuch. 8. Klasse. M.: Bustard, 2002;
Cox R., Morris N. Sieben Weltwunder. Die Antike, das Mittelalter, unsere Zeit. M.: BMM AO, 1997;
Kleine Kinder-Enzyklopädie. Chemie. M.: Russische Enzyklopädische Partnerschaft, 2001; Enzyklopädie für Kinder „Avanta+“. Chemie. T. 17. M.: Avanta+, 2001;
Khomchenko G.P., Sevastyanova K.I. Redoxreaktionen. M.: Bildung, 1989.
und Genesung:
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
Wählen Sie mithilfe der Methode der elektronischen Bilanz die Koeffizienten in den Redoxreaktionsschemata aus und geben Sie den Oxidations- und Reduktionsprozess an:
CuO+ NH3= Cu + N2 +H2O
Ag +HNO3 = AgNO3 + NO +H2O
Zn + HNO3= Zn (NO3)2 + N2 + H2O
Cu +H2SO4= CuSO4 +SO2 +H2O
Helfen Sie mir zu lösen: ELEKTROLYTISCHE DISSOZIATION. REDOXREAKTIONENTeil A
A2 Bei der Untersuchung der elektrischen Leitfähigkeit verschiedener Stoffe mit einem speziellen Gerät beobachteten die Studierenden Folgendes:
Welcher der folgenden Stoffe befand sich im Glas?
1) Zucker (Lösung)
2) KS1 (fest) 3) NaOH (p-p) 4) Alkohol
A4 Die Wechselwirkung von Lösungen von Bariumchlorid und Schwefelsäure entspricht der abgekürzten Ionengleichung
1)H+ + SG=HC1
2)Ba2+ + SO42- =BaSO4
3) CO32- + 2H+ = H2O + CO2
4) Ba2+ + CO3- = BaCO3
A5 Die Reaktion zwischen Lösungen von Silbernitrat und Salzsäure verläuft seitdem vollständig
1) Beide Stoffe sind Elektrolyte
2) Silbernitrat ist ein Salz
3) Es entsteht unlösliches Silberchlorid
4) Es entsteht lösliche Salpetersäure
A7 Die Gleichung H+ + OH = H2O spiegelt das Wesen der Wechselwirkung wider
1) Salzsäure und Bariumhydroxid
2) Schwefelsäure und Kupfer(II)-hydroxid
3) Phosphorsäure und Calciumoxid
4) Kieselsäure und Natriumhydroxid
A10 Der Oxidationsprozess entspricht dem Diagramm
1) S+6 →S+4
2) Cu+2 → Cu0
3) N+5 →N-3
4) C-4 → C+4
Teil B
B2 Stellen Sie eine Entsprechung zwischen der Formel eines Stoffes und der Gesamtzahl der Ionen her, die bei der vollständigen Dissoziation von 1 Mol dieses Stoffes entstehen: Wählen Sie für jede Position aus der ersten Spalte die entsprechende Position aus der zweiten Spalte aus, angegeben durch eine Zahl.
FORMEL ANZAHL DER IONEN (IN MOL)
A) A1(NO3)3 1) 1 B) Mg(NO3)2 2) 2
B) NaNO3 3) 3 D) Cu(NO3)2 4) 4
5) 5
Notieren Sie die ausgewählten Zahlen in der Tabelle unter den entsprechenden Buchstaben.
Übertragen Sie die Antwort in Form einer Folge von vier Zahlen auf das Testformular unter der Nummer der entsprechenden Aufgabe, ohne die Reihenfolge der Zahlen zu ändern.
Ihnen wird eine Liste miteinander verbundener Konzepte angeboten:
A) Säure
B) Salzsäure
B) sauerstofffreie Säure
D) starker Elektrolyt
Schreiben Sie die Buchstaben, die die Konzepte darstellen, in eine Tabelle, damit eine Kette von einem bestimmten Konzept zum allgemeinsten Konzept verfolgt werden kann.
Übertragen Sie die resultierende Buchstabenfolge in das Testformular, ohne die Reihenfolge der Buchstaben zu ändern.
Unter Oxidation versteht man den Prozess, bei dem Elektronen verloren gehen und der Oxidationsgrad zunimmt.
Bei Oxidation Stoffe, die durch Rückstoß entstehen Elektronen es nimmt zu Oxidationszustand. Atome der zu oxidierende Stoff wird genannt Spender Elektronen und Atome Oxidationsmittel - Akzeptoren Elektronen.
In einigen Fällen kann es während der Oxidation dazu kommen, dass das Molekül der ursprünglichen Substanz instabil wird und in stabilere und kleinere Bestandteile zerfällt (siehe Abb. Freie Radikale). In diesem Fall haben einige der Atome der resultierenden Moleküle eine höhere Oxidationsstufe als die gleichen Atome im ursprünglichen Molekül.
Das Oxidationsmittel nimmt durch die Aufnahme von Elektronen reduzierende Eigenschaften an und wird zu einem konjugierten Reduktionsmittel:
Oxidationsmittel+ e − ↔ konjugiertes Reduktionsmittel.
Erholung
Wiederherstellung ist der Prozess, bei dem einem Atom einer Substanz Elektronen hinzugefügt werden, während dessen Oxidationsstufe abnimmt.
Nach der Genesung Atome oder Ionen anfügen Elektronen. Gleichzeitig gibt es einen Rückgang Oxidationsstufen Element. Beispiele: Erholung Oxide Metalle um Metalle zu befreien Wasserstoff, Kohlenstoff, andere Stoffe; Erholung organische Säuren V Aldehyde Und Alkohole; Hydrierung fett usw.
Das Reduktionsmittel, das Elektronen abgibt, erhält oxidierende Eigenschaften und wird zu einem konjugierten Oxidationsmittel:
Reduktionsmittel - e − ↔ konjugiertes Oxidationsmittel.
Ein ungebundenes, freies Elektron ist das stärkste Reduktionsmittel.
Oxidations-Reduktions-Reaktionen sind Reaktionen, bei denen Reaktanten Elektronen aufnehmen oder abgeben. Ein Oxidationsmittel ist ein Teilchen (Ion, Molekül, Element), das Elektronen hinzufügt und von einer höheren in eine niedrigere Oxidationsstufe übergeht, d. h. wird wiederhergestellt. Ein Reduktionsmittel ist ein Teilchen, das Elektronen abgibt und von einer niedrigeren Oxidationsstufe in eine höhere übergeht, d. h. oxidiert.
Intermolekular – Reaktionen, bei denen sich oxidierende und reduzierende Atome in Molekülen verschiedener Stoffe befinden, zum Beispiel:
N 2 S + Cl 2 → S + 2HCl
Intramolekular – Reaktionen, bei denen sich oxidierende und reduzierende Atome in Molekülen derselben Substanz befinden, zum Beispiel:
2H 2 Ö → 2H 2 + Ö 2
Disproportionierung (Autooxidation-Selbstreduktion) – Reaktionen, bei denen Atome mit einer mittleren Oxidationsstufe in eine äquimolare Mischung von Atomen mit höheren und niedrigeren Oxidationsstufen umgewandelt werden, zum Beispiel:
Cl 2 + H 2 Ö → HClO + HCl
Reproportionierung (Komproportionierung) – Reaktionen, bei denen aus zwei verschiedenen Oxidationsstufen desselben Elements eine Oxidationsstufe erhalten wird, zum Beispiel:
N.H. 4 NEIN 3 → N 2 Ö + 2H 2 Ö
Oxidation, Reduktion
Bei Redoxreaktionen werden Elektronen von einem Atom, Molekül oder Ion auf ein anderes übertragen. Der Prozess des Elektronenverlusts ist Oxidation. Bei der Oxidation erhöht sich die Oxidationsstufe:
Der Vorgang des Hinzufügens von Elektronen ist eine Reduktion. Bei der Reduktion nimmt die Oxidationsstufe ab:
Atome oder Ionen, die bei einer bestimmten Reaktion Elektronen aufnehmen, sind Oxidationsmittel, und diejenigen, die Elektronen abgeben, sind Reduktionsmittel.
Redoxreaktionen (Elektrodenpotential)
Elektronen können als chemische Reagenzien wirken und die Halbreaktion wird praktisch in Geräten namens galvanische Zellen genutzt.
Ein Beispiel für eine Elektrode ist eine Platte aus kristallinem Zink, die in eine Zinksulfatlösung getaucht wird. Nach dem Eintauchen der Platte laufen 2 Prozesse ab. Durch den ersten Vorgang erhält die Platte eine negative Ladung; nach einiger Zeit nach dem Eintauchen in die Lösung gleichen sich die Geschwindigkeiten an und es stellt sich ein Gleichgewicht ein. Und die Platte erhält ein gewisses elektrisches Potenzial.
Das Elektrodenpotential wird relativ zum Potential von Standardwasserstoff gemessen.
Kupfer-Wasserstoff-Elektrode- Elektrode verwendet als Referenzelektrode in verschiedenen elektrochemischen Messungen und in galvanische Zellen. Eine Wasserstoffelektrode (HE) ist eine Platte oder ein Draht aus Metall, der Gas gut absorbiert. Wasserstoff(normalerweise verwendet Platin oder Palladium), mit Wasserstoff gesättigt (bei Atmosphärendruck) und eingetaucht Wasserlösung enthaltend Wasserstoffionen. Das Plattenpotential hängt ab von [ angeben ] auf die Konzentration von H + -Ionen in Lösung. Die Elektrode ist ein Standard, anhand dessen das Elektrodenpotential der zu bestimmenden chemischen Reaktion gemessen wird. Bei einem Wasserstoffdruck von 1 atm, einer Protonenkonzentration in der Lösung von 1 mol/l und einer Temperatur von 298 ZU das Potential des SE wird gleich 0 V angenommen. Beim Zusammenbau einer galvanischen Zelle aus dem SE und der zu bestimmenden Elektrode läuft auf der Platinoberfläche reversibel folgende Reaktion ab:
2Н + + 2e − = H 2
das heißt, beides passiert Erholung Wasserstoff oder sein Oxidation- es hängt vom Potential der an der zu bestimmenden Elektrode ablaufenden Reaktion ab. Durch Messung der EMK einer galvanischen Elektrode unter Standardbedingungen (siehe oben) bestimmt man Standardelektrodenpotential bestimmte chemische Reaktion.
HE wird verwendet, um das Standardelektrodenpotential einer elektrochemischen Reaktion zu messen Konzentrationen(Aktivität) von Wasserstoffionen sowie allen anderen Ionen. VE wird auch zur Bestimmung des Löslichkeitsprodukts und zur Bestimmung der Geschwindigkeitskonstanten einiger elektrochemischer Reaktionen verwendet.
Nernst-Gleichung
Die Abhängigkeit des Redoxpotentials entspricht der Halbreaktion der Reduktion des Permanganationen in einem sauren Medium (und, wie bereits erwähnt, gleichzeitig der Halbreaktion der Oxidation des Mn 2+-Kations zum Permanganationen in einem sauren Medium) auf die oben aufgeführten Faktoren, die es bestimmen, wird quantitativ durch die Nernst-Gleichung beschrieben
Jede der Konzentrationen unter dem Vorzeichen des natürlichen Logarithmus in der Nernst-Gleichung wird auf die Potenz erhöht, die dem stöchiometrischen Koeffizienten eines bestimmten Teilchens in der Halbreaktionsgleichung entspricht. N– Anzahl der vom Oxidationsmittel aufgenommenen Elektronen, R- Universelle Gas Konstante, T- Temperatur, F– Faradaysche Zahl.
Messen Sie das Redoxpotential im Reaktionsgefäß während der Reaktion, d. h. Unter Nichtgleichgewichtsbedingungen ist dies nicht möglich, da bei der Potentialmessung Elektronen nicht direkt, sondern über den die Elektroden verbindenden Metallleiter vom Reduktionsmittel auf das Oxidationsmittel übertragen werden müssen. In diesem Fall muss die Elektronentransferrate (Stromstärke) durch Anlegen einer externen (kompensierenden) Potentialdifferenz sehr niedrig gehalten werden. Mit anderen Worten: Die Messung von Elektrodenpotentialen ist nur unter Gleichgewichtsbedingungen möglich, wenn ein direkter Kontakt zwischen Oxidationsmittel und Reduktionsmittel ausgeschlossen ist. Daher bezeichnen eckige Klammern in der Nernst-Gleichung wie üblich die Gleichgewichtskonzentrationen (unter Messbedingungen) der Partikel. Obwohl die Potentiale von Redoxpaaren während einer Reaktion nicht gemessen werden können, können sie berechnet werden, indem die aktuellen in die Nernst-Gleichung eingesetzt werden, d. h. Konzentrationen, die einem bestimmten Zeitpunkt entsprechen. Betrachtet man die Potentialänderung im Verlauf der Reaktion, so sind dies zunächst die Anfangskonzentrationen, dann die zeitabhängigen Konzentrationen und schließlich, nach Beendigung der Reaktion, die Gleichgewichtskonzentrationen. Mit fortschreitender Reaktion nimmt das nach der Nernst-Gleichung berechnete Potenzial des Oxidationsmittels ab, während das der zweiten Halbreaktion entsprechende Potenzial des Reduktionsmittels zunimmt. Wenn diese Potentiale ausgeglichen werden, stoppt die Reaktion und das System kehrt in den Zustand des chemischen Gleichgewichts zurück.
25. Komplexe Verbindungen sind Verbindungen, die sowohl im kristallinen Zustand als auch in Lösung existieren und deren Besonderheit das Vorhandensein eines von Liganden umgebenen Zentralatoms ist. Komplexe Verbindungen können als komplexe Verbindungen höherer Ordnung betrachtet werden, die aus einfachen Molekülen bestehen der unabhängigen Existenz in Lösung. Nach Werners Koordinationstheorie wird in jeder komplexen Verbindung zwischen einer inneren und einer äußeren Sphäre unterschieden. Das Zentralatom mit seinen umgebenden Liganden bildet die innere Sphäre des Komplexes. Es wird normalerweise in eckige Klammern eingeschlossen. Alles andere in der komplexen Verbindung stellt die äußere Sphäre dar und wird außerhalb der eckigen Klammern geschrieben. Um das Zentralatom wird eine bestimmte Anzahl von Liganden platziert, die durch die Koordinationszahl bestimmt wird. Die Anzahl der koordinierten Liganden beträgt am häufigsten 6 oder 4. Der Ligand besetzt eine Koordinationsstelle in der Nähe des Zentralatoms. Durch die Koordination verändern sich die Eigenschaften sowohl der Liganden als auch des Zentralatoms. Koordinierte Liganden können häufig nicht anhand der für sie im freien Zustand charakteristischen chemischen Reaktionen nachgewiesen werden. Fester gebundene Teilchen der inneren Kugel werden als Komplex (komplexes Ion) bezeichnet. Es gibt anziehende Kräfte zwischen dem Zentralatom und den Liganden (eine kovalente Bindung wird durch einen Austausch- und (oder) Donor-Akzeptor-Mechanismus gebildet) und abstoßende Kräfte zwischen den Liganden. Wenn die Ladung der inneren Kugel 0 ist, gibt es keine äußere Koordinationssphäre. Zentralatom (Komplexbildner) ist ein Atom oder Ion, das in einer komplexen Verbindung eine zentrale Position einnimmt. Die Rolle eines Komplexbildners wird am häufigsten von Teilchen übernommen, die über freie Orbitale und eine ausreichend große positive Kernladung verfügen und daher Elektronenakzeptoren sein können. Dies sind Kationen von Übergangselementen. Die stärksten Komplexbildner sind Elemente der Gruppen IB und VIIIB. In seltenen Fällen wirken neutrale Atome von d-Elementen und Atome von Nichtmetallen in unterschiedlichem Oxidationsgrad als Komplexbildner. Die Anzahl der vom Komplexbildner bereitgestellten freien Atomorbitale bestimmt seine Koordinationszahl. Der Wert der Koordinationszahl hängt von vielen Faktoren ab, entspricht jedoch normalerweise der doppelten Ladung des komplexierenden Ions. Liganden sind Ionen oder Moleküle, die direkt mit dem Komplexbildner verbunden sind und Elektronenpaardonoren sind. Dabei handelt es sich um elektronenreiche Systeme, die über freie und bewegliche Elektronenpaare verfügen und Elektronendonoren sein können. Verbindungen von p-Elementen weisen komplexbildende Eigenschaften auf und wirken als Liganden in der Komplexverbindung. Liganden können Atome und Moleküle (Protein, Aminosäuren, Nukleinsäuren, Kohlenhydrate) sein. Basierend auf der Anzahl der Bindungen, die die Liganden mit dem Komplexbildner eingehen, werden Liganden in ein-, zwei- und mehrzähnige Liganden unterteilt. Die oben genannten Liganden – Moleküle und Anionen – sind einzähnig, da sie Donoren eines Elektronenpaares sind. Zweizähnige Liganden umfassen Moleküle oder Ionen, die zwei funktionelle Gruppen enthalten, die zwei Elektronenpaare abgeben können. Die 3. Ordnung der inneren Kugel einer komplexen Verbindung ist die algebraische Summe der Ladungen der Teilchen, aus denen sie besteht. Komplexe Verbindungen mit einer ionischen Außensphäre dissoziieren in Lösung in ein Komplexion und Außensphärenionen. In verdünnten Lösungen verhalten sie sich wie starke Elektrolyte: Die Dissoziation erfolgt sofort und nahezu vollständig. SO4 = 2+ + SO42-. Wenn sich in der äußeren Sphäre einer Komplexverbindung Hydroxidionen befinden, handelt es sich bei dieser Verbindung um eine starke Base.
Zur Gruppe IA gehören Lithium, Natrium, Kalium, Rubidium, Cäsium und Francium. Diese Elemente werden Alkalielemente genannt. Manchmal gehört auch Wasserstoff zur Gruppe IA. Somit umfasst diese Gruppe Elemente aus jeder der sieben Perioden. Die allgemeine Valenzelektronenformel von Elementen der Gruppe IA lautet ns1. Auf der äußeren Ebene befindet sich 1 Elektron. Sehr weit vom Kern entfernt. Niedrige Ionisierungspotentiale. Atome geben 1 Elektron ab. Metallische Mittel sind ausgeprägt. Metallische Eigenschaften nehmen mit zunehmender Ordnungszahl zu. Physikalische Eigenschaften: Metalle sind weich, leicht, schmelzbar, haben eine gute elektrische Leitfähigkeit und haben ein großes negatives elektrisches Potenzial. Chemische Eigenschaften: 1) Unter einer Schicht flüssiger Kohlenwasserstoffe (Benzol, Benzin, Kerasin) gelagert 2) Oxidationsmittel. Alkalimetalle lassen sich leicht zu Halogeniden, Sulfiden und Phosphiden oxidieren. Li Na K Rb Cs Zunahme des Metallradius Abnahme der Ionisierungsenergie Abnahme der Elektronegativität Abnahme der Schmelz- und Siedepunkte Anwendung von Natrium und Kalium 1. Herstellung von Peroxiden. 2. Eine Legierung aus Natrium und Kalium – ein Kühlmittel in Kernkraftwerken. 3. Herstellung metallorganischer Verbindungen.
27. Allgemeine Vergleichseigenschaften von Elementen und ihren Verbindungen der Gruppen I A und I B des Periodensystems. Alkalimetalle sind Elemente der 1. Gruppe des Periodensystems der chemischen Elemente (nach der veralteten Klassifizierung - Elemente der Hauptuntergruppe der Gruppe I ): Lithium Li, Natrium Na, Kalium K, Rubidium Rb, Cäsium Cs und Francium Fr. Wenn Alkalimetalle in Wasser gelöst werden, entstehen lösliche Hydroxide, sogenannte Alkalien. Im Periodensystem folgen sie unmittelbar auf die Edelgase, daher besteht die Besonderheit der Struktur von Alkalimetallatomen darin, dass sie ein Elektron im äußeren Energieniveau enthalten: Ihre Elektronenkonfiguration ist ns1. Offensichtlich können die Valenzelektronen von Alkalimetallen leicht entfernt werden, da es für das Atom energetisch günstig ist, ein Elektron abzugeben und die Edelgaskonfiguration anzunehmen. Daher zeichnen sich alle Alkalimetalle durch reduzierende Eigenschaften aus. Dies wird durch die niedrigen Werte ihres Ionisationspotentials (das Ionisationspotential des Cäsiumatoms ist eines der niedrigsten) und der Elektronegativität (EO) bestätigt. Alle Metalle dieser Untergruppe haben eine silberweiße Farbe (außer silbergelbes Cäsium), sind sehr weich und können mit einem Skalpell geschnitten werden. Lithium, Natrium und Kalium sind leichter als Wasser, schwimmen an der Oberfläche und reagieren mit diesem. Alkalimetalle kommen in der Natur in Form von Verbindungen vor, die einfach geladene Kationen enthalten. Viele Mineralien enthalten Metalle der Hauptuntergruppe der Gruppe I. Beispielsweise besteht Orthoklas oder Feldspat aus Kaliumaluminosilikat K2, einem ähnlichen natriumhaltigen Mineral – Albit – mit der Zusammensetzung Na2. Meerwasser enthält Natriumchlorid NaCl und der Boden enthält Kaliumsalze – Sylvit KCl, Sylvinit NaCl KCl, Carnallit KCl MgCl2 6H2O, Polyhalit K2SO4 MgSO4 CaSO4 2H2O. Die Kupfer-Untergruppe sind die chemischen Elemente der Gruppe 11 des Periodensystems der chemischen Elemente (nach der veralteten Klassifikation Elemente der sekundären Untergruppe der Gruppe I). Die Gruppe umfasst die Übergangsmetalle, aus denen traditionell Münzen hergestellt werden: Kupfer Cu, Silber Ag und Gold Au. Aufgrund der Struktur der elektronischen Konfiguration gehört auch Röntgen Rg zur gleichen Gruppe, fällt jedoch nicht in die „Münzgruppe“ (es ist ein kurzlebiges Transactinid mit einer Halbwertszeit von 3,6 Sekunden). Der Name Münzmetalle wird offiziell nicht für die Elementgruppe 11 verwendet, da auch andere Metalle wie Aluminium, Blei, Nickel, Edelstahl und Zink zur Herstellung von Münzen verwendet werden. Alle Elemente der Untergruppe sind relativ chemisch inerte Metalle. Sie zeichnen sich außerdem durch hohe Dichtewerte, Schmelz- und Siedepunkte sowie eine hohe thermische und elektrische Leitfähigkeit aus. Ein Merkmal der Elemente der Untergruppe ist das Vorhandensein einer gefüllten präexternen Unterebene, die durch Elektronenhüpfen von der NS-Unterebene erreicht wird. Der Grund für dieses Phänomen ist die hohe Stabilität der vollständig gefüllten D-Subebene. Dieses Merkmal bestimmt die chemische Trägheit einfacher Stoffe, ihre chemische Inaktivität, weshalb Gold und Silber als Edelmetalle bezeichnet werden 28. Wasserstoff. Allgemeine Charakteristiken. Reaktion mit Sauerstoff, Halogenen, Metallen, Oxiden. Wasserstoffperoxid, seine Redoxeigenschaften Wasserstoff ist das häufigste chemische Element im Universum. Es ist der Hauptbestandteil der Sonne sowie vieler Sterne. In der Erdkruste beträgt der Massenanteil von Wasserstoff nur 1 %. Seine Verbindungen sind jedoch weit verbreitet, beispielsweise Wasser H20. Die Zusammensetzung von natürlichem brennbarem Gas besteht hauptsächlich aus einer Verbindung von Kohlenstoff mit Wasserstoff – Methan CH4. Wasserstoff kommt auch in vielen organischen Substanzen vor. 1) Wenn man Wasserstoff anzündet (nach Prüfung auf Reinheit, siehe unten) und ein Rohr mit brennendem Wasserstoff in ein Gefäß mit Sauerstoff senkt, dann bilden sich Wassertröpfchen an den Gefäßwänden: Wasserstoff ohne Verunreinigungen brennt ruhig. Allerdings explodiert ein Gemisch aus Wasserstoff mit Sauerstoff oder Luft. Das explosivste Gemisch besteht aus zwei Volumina Wasserstoff und einem Volumen Sauerstoff – Sprenggas. Wenn es in einem Glasgefäß zu einer Explosion kommt, können dessen Bruchstücke beschädigt werden
andere verletzen. Daher muss vor dem Zünden von Wasserstoff dessen Reinheit überprüft werden. Sammeln Sie dazu Wasserstoff in einem Reagenzglas, das Sie kopfüber an die Flamme halten. Wenn der Wasserstoff rein ist, brennt er leise mit einem charakteristischen „P-Pang“-Geräusch. Enthält Wasserstoff eine Beimischung von Luft, verbrennt er explosionsartig. Beim Arbeiten mit Wasserstoff sind Sicherheitsvorschriften zu beachten. 2) Wird beispielsweise beim Erhitzen ein Wasserstoffstrom über Kupfer(II)-oxid geleitet, kommt es zu einer Reaktion, bei der Wasser und metallisches Kupfer entstehen: Bei dieser Reaktion kommt es zu einem Reduktionsprozess, da Wasserstoff entfernt wird Sauerstoff aus den Kupferatomen. Der Reduktionsprozess ist das Gegenteil des Oxidationsprozesses. Stoffe, die Sauerstoff entziehen, werden als Reduktionsmittel eingestuft. Die Prozesse der Oxidation und Reduktion hängen miteinander zusammen (wird ein Element oxidiert, wird das andere reduziert und umgekehrt). 3) Halogene reagieren mit Wasserstoff unter Bildung von HX, und mit Fluor und Chlor verläuft die Reaktion explosionsartig unter leichter Aktivierung. Die Wechselwirkung mit Br2 und I2 erfolgt langsamer. Damit eine Reaktion mit Wasserstoff stattfinden kann, reicht es aus, einen kleinen Teil der Reagenzien durch Licht oder Wärme zu aktivieren. Aktivierte Partikel interagieren mit nicht aktivierten und bilden HX und neue aktivierte Partikel, die den Prozess fortsetzen, und die Reaktion zweier aktivierter Partikel in der Hauptreaktion endet mit der Bildung eines Produkts. 4) Oxidationsreaktionen. Beim Erhitzen von Wasserstoff mit Metallen der I. und II. Hauptnebengruppe: 2Na + H2 (300° C)® 2NaH; Ca + H2 (500-700° C)® CaH2. Wasserstoffperoxid (Wasserstoffperoxid), H2O2, ist der einfachste Vertreter der Peroxide. Eine farblose Flüssigkeit mit „metallischem“ Geschmack, unbegrenzt löslich in Wasser, Alkohol und Ether. Konzentrierte wässrige Lösungen sind explosiv. Wasserstoffperoxid ist ein gutes Lösungsmittel. Es wird aus Wasser in Form eines instabilen kristallinen Hydrats H2O2 · 2H2O freigesetzt. Wasserstoffperoxid hat sowohl oxidierende als auch reduzierende Eigenschaften. Es oxidiert Nitrite zu Nitraten, setzt Jod aus Metalliodiden frei und baut ungesättigte Verbindungen an der Stelle von Doppelbindungen ab. Wasserstoffperoxid reduziert Gold- und Silbersalze sowie Sauerstoff, wenn es mit einer wässrigen Kaliumpermanganatlösung in einer sauren Umgebung reagiert. Wenn H2O2 reduziert wird, entsteht H2O oder OH-, zum Beispiel: H2O2 + 2KI + H2SO4 = I2 + K2SO4 + 2H2O Wenn H2O2 starken Oxidationsmitteln ausgesetzt wird, zeigt es reduzierende Eigenschaften und setzt freien Sauerstoff frei: O22− - 2e− → O2 The Die Reaktion von KMnO4 mit H2O2 wird in der chemischen Analyse zur Bestimmung des H2O2-Gehalts verwendet: 5H2O2 + 2KMnO4 + 3H2SO4 → 5O2 + 2MnSO4 + K2SO4 + 8H2O. Es empfiehlt sich, die Oxidation organischer Verbindungen mit Wasserstoffperoxid (z. B. Sulfiden und Thiolen) durchzuführen ) in Essigsäure.
29. Allgemeine Merkmale der Eigenschaften von Elementen und ihren Verbindungen der Gruppe 2. Physikalische und chemische Eigenschaften, Anwendung. Enthält S-Elemente. Be Mg Ca Br Ra Sr Mit Ausnahme von Be sind sie polyisotopisch. Atome von Elementen auf der äußeren Ebene haben 2 S-Elemente mit entgegengesetzten Spins; unter Aufwendung der notwendigen Energie geht ein Element vom s-Zustand in den p-Zustand über. Dies sind Metalle, aber sie sind weniger aktiv als alkalische. Am weitesten verbreitet in der Natur ist Mg Ca Be, das in Form des Minerals Be3AL2(SiO3)6 vorkommt. Herstellungsmethode: Elektrolyse geschmolzener Chloride. Physikalische Eigenschaften: Leichtmetalle, aber härter als Alkalimetalle. Chemische Eigenschaften: 1 An der Luft ist die Oberfläche von Be und Mg mit einem Oxidfilm bedeckt. 2. bei hohen Temperaturen interagiert es mit Stickstoff 3. interagiert nicht mit Wasser Be 4. verdrängt Wasserstoff aus Säuren (außer Salpetersäure). Anwendung: Die Hauptverwendung von Calciummetall ist seine Verwendung als Reduktionsmittel insbesondere bei der Herstellung von Metallen Nickel, Kupfer und Edelstahl werden. Calcium und sein Hydrid werden auch zur Herstellung schwer reduzierbarer Metalle wie Chrom, Thorium und Uran verwendet. Calcium-Blei-Legierungen werden in Batterien und Lagerlegierungen verwendet. Calciumgranulat wird auch zur Entfernung von Luftspuren aus Vakuumgeräten eingesetzt
Nr. 31 Erdalkalimetalle - chemische Elemente 2. Gruppe der Hauptuntergruppe, außer Beryllium und Magnesium: Kalzium, Strontium, Barium Und Radium. Gehören nach der neuen Klassifikation zur 2. Elementgruppe IUPAC. So genannt, weil sie Oxide- „Erde“ (gemäß der Terminologie Alchemisten) - Bericht Wasser alkalische Reaktion. Salze Erdalkalimetalle, mit Ausnahme von Radium, sind in der Natur weit verbreitet Mineralien.
Oxide- Substanzen, deren Moleküle aus Atomen zweier Elemente bestehen, von denen eines Sauerstoff ist. Oxide werden in basische Oxide unterteilt, die aus Metallatomen gebildet werden, beispielsweise K2O, Fe2O3, CaO; sauer – gebildet durch Atome von Nichtmetallen und einigen Metallen in ihrer höchsten Oxidationsstufe: CO2, SO3, P2O5, CrO3, Mn2O7 und amphoter, zum Beispiel ZnO, Al2O3, Cr2O3. Oxide entstehen durch die Verbrennung einfacher und komplexer Stoffe sowie durch die Zersetzung komplexer Stoffe (Salze, Basen, Säuren).
Chemische Eigenschaften von Oxiden: 1. Oxide von Alkali- und Erdalkalimetallen interagieren mit Wasser und bilden lösliche Basen – Alkalien (NaOH, KOH, Ba(OH) 2).Na2O + H2O = 2NaOH
Die meisten sauren Oxide reagieren mit Wasser unter Bildung von Säuren: CO2 + H2O = H2CO3
2. Einige Oxide interagieren mit basischen Oxiden: CO2 + CaO = CaCO3
3. Basische Oxide interagieren mit Säuren: BaO + 2HCl = BaCl2 + H2O
4. Saure Oxide reagieren sowohl mit Säuren als auch mit Laugen: ZnO + 2HCl = ZnCl2 + H2O
ZnO + 2NaOH = Na2ZnO2 + H2O
Hydroxide ( Hydroxide) - Verbindungen von Oxiden chemischer Elemente. Hydroxide fast aller chemischen Elemente sind bekannt; einige davon kommen in der Natur als Mineralien vor. Alkalimetallhydroxide werden Alkalien genannt. Je nachdem, ob das entsprechende Oxid basisch, sauer oder amphoter ist, unterscheidet man entsprechend:
basische Hydroxide (Gründe) – Hydroxide mit basischen Eigenschaften (z. B. Calciumhydroxid Ca(OH) 2, Kaliumhydroxid KOH, Natriumhydroxid NaOH usw.);
Säurehydroxide (sauerstoffhaltige Säuren) - Hydroxide mit sauren Eigenschaften (z. B. SalpetersäureHNO3, SchwefelsäureH2SO4, schweflige SäureH2SO3 usw.)
amphotere Hydroxide je nach Bedingungen entweder basische oder saure Eigenschaften aufweisen (zum Beispiel Aluminiumhydroxid Al(OH) 3, Zinkhydroxid Zn(OH) 2).
Carbonate und Hydrogencarbonate – Salze und Ester Kohlensäure (H 2 CO 3). Unter den Salzen sind normale Carbonate (mit dem Anion CO 3 2−) und saure bzw Hydrogencarbonate(Mit Anion NSO 3 −).
Chemische Eigenschaften
Beim Erhitzen verwandeln sich saure Carbonate in normale Carbonate:
Bei starker Erhitzung zerfallen normale Carbonate in Oxide und Kohlendioxid:
Carbonate reagieren mit Säuren, die stärker als Kohlensäure sind (fast alle bekannten Säuren, auch organische), unter Freisetzung von Kohlendioxid:
Anwendung: Calcium-, Magnesium-, Bariumcarbonate etc. werden im Baugewerbe, in der chemischen Industrie, in der Optik etc. eingesetzt. Sie finden breite Anwendung in Technik, Industrie und Alltag. Limonade (Na 2 CO 3 und NaHCO 3). Säurecarbonate spielen eine wichtige physiologische Rolle Puffersubstanzen Regulierung der Konstanz der Reaktion Blut .
Silikate und Alumosilikate stellen eine große Gruppe dar Mineralien . Sie zeichnen sich durch eine komplexe chemische Zusammensetzung und isomorphe Substitutionen einiger Elemente und Elementkomplexe durch andere aus. Die wichtigsten chemischen Elemente, aus denen Silikate bestehen, sind Si , Ö , Al , Fe 2+, Fe 3+, Mg , Mn , Ca , N / A , K , und auch Li , B , Sei , Zr , Ti , F , H , in Form von (OH) 1− oder H 2 O usw.
Herkunft (Genesis ): Endogen, hauptsächlich magmatisch (Pyroxene, Feldspäte ), sie sind auch typisch für Pegmatite (Glimmer, Turmalin, Beryll usw.) und Skarnow (Granate, Wollastonit). Weit verbreitet in metamorphen Gesteinen - Schiefer Und Gneise (Granate, Disthen, Chlorit). Silikate exogenen Ursprungs sind Produkte der Verwitterung oder Veränderung primärer (endogener) Mineralien (Kaolinit, Glaukonit, Chrysokoll).
Nr. 32. Gruppe III umfasst Bor, Aluminium, Gallium, Indium, Thallium (Hauptuntergruppe) sowie Scandium, Yttrium, Lanthan und Lanthaniden, Actinium und Actiniden (Nebenuntergruppe).
Auf der äußeren elektronischen Ebene der Elemente der Hauptuntergruppe befinden sich drei Elektronen (s 2 p 1). Sie geben diese Elektronen leicht ab oder bilden durch den Übergang eines Elektrons in das p-Niveau drei ungepaarte Elektronen. Bor und Aluminium zeichnen sich durch Verbindungen nur mit der Oxidationsstufe +3 aus. Die Elemente der Gallium-Untergruppe (Gallium, Indium, Thallium) haben ebenfalls drei Elektronen in der äußeren elektronischen Ebene und bilden die s 2 p 1-Konfiguration, sie befinden sich jedoch nach der 18-Elektronen-Schicht. Daher hat Gallium im Gegensatz zu Aluminium eindeutig nichtmetallische Eigenschaften. Diese Eigenschaften in der Reihe Ga, In, Tl werden schwächer und die metallischen Eigenschaften nehmen zu.
Auch Elemente der Scandium-Untergruppe besitzen drei Elektronen in der äußeren elektronischen Ebene. Diese Elemente gehören jedoch zu den Übergangs-d-Elementen, die elektronische Konfiguration ihrer Valenzschicht ist d 1 s 2. Alle drei Elemente geben diese Elektronen recht leicht ab. Elemente der Lanthanoid-Untergruppe weisen eine charakteristische Konfiguration des äußeren elektronischen Niveaus auf: Ihr 4f-Niveau wird aufgebaut und das d-Niveau verschwindet. Beginnend mit Cer haben alle Elemente außer Gadolinium und Lutetium die elektronische Konfiguration des äußeren Elektronenniveaus 4f n 6s 2 (Gadolinium und Lutetium haben 5d 1 Elektronen). Die Zahl n variiert zwischen 2 und 14. Daher sind s- und f-Elektronen an der Bildung von Valenzbindungen beteiligt. Am häufigsten beträgt die Oxidationsstufe von Lanthaniden +3, seltener +4.
Die elektronische Struktur der Aktinid-Valenzschicht ähnelt in vielerlei Hinsicht der elektronischen Struktur der Lanthanoid-Valenzschicht. Alle Lanthaniden und Aktiniden sind typische Metalle.
Alle Elemente der Gruppe III haben eine sehr starke Affinität zu Sauerstoff und die Bildung ihrer Oxide geht mit der Freisetzung großer Wärmemengen einher.
Elemente der Gruppe III finden vielfältige Anwendungen.
33. Physikalische Eigenschaften. Aluminium ist ein silberweißes Leichtmetall, das bei 660 °C schmilzt. Sehr plastisch, lässt sich leicht zu Draht ziehen und zu Platten rollen: Daraus lassen sich Folien mit einer Dicke von weniger als 0,01 mm herstellen. Aluminium hat eine sehr hohe thermische und elektrische Leitfähigkeit. Seine Legierungen mit verschiedenen Metallen sind stark und leicht.
Chemische Eigenschaften. Aluminium ist ein sehr aktives Metall. In der Spannungsreihe kommt es nach den Alkali- und Erdalkalimetallen. An der Luft ist es jedoch recht stabil, da seine Oberfläche mit einem sehr dichten Oxidfilm bedeckt ist, der das Metall vor dem Kontakt mit Luft schützt. Wenn der schützende Oxidfilm vom Aluminiumdraht entfernt wird, beginnt das Aluminium heftig mit Sauerstoff und Wasserdampf in der Luft zu interagieren und verwandelt sich in eine lockere Masse – Aluminiumhydroxid:
4 Al + 3 O 2 + 6 H 2 O = 4 Al(OH) 3
Diese Reaktion geht mit der Freisetzung von Wärme einher.
Von der schützenden Oxidschicht befreites Aluminium reagiert mit Wasser unter Freisetzung von Wasserstoff:
2 Al + 6 H 2 O = 2 Al(OH) 3 + 3 H 2
Aluminium löst sich gut in verdünnter Schwefel- und Salzsäure:
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
Verdünnte Salpetersäure passiviert Aluminium in der Kälte, aber beim Erhitzen löst sich Aluminium darin auf und setzt Stickstoffmonoxid, Stickstoffhalboxid, freien Stickstoff oder Ammoniak frei, zum Beispiel:
8 Al + 30 HNO 3 = 8 Al(NO 3) 3 + 3 N 2 O + 15 H 2 O
Konzentrierte Salpetersäure passiviert Aluminium.
Da Aluminiumoxid und -hydroxid amphoter sind
Eigenschaften: Aluminium löst sich leicht in wässrigen Lösungen aller Alkalien außer Ammoniumhydroxid:
2 Al + 6 KOH + 6 H 2 O = 2 K 3 [Al (OH) 6 ] + 3 H 2
Aluminiumpulver interagiert leicht mit Halogenen, Sauerstoff und allen Nichtmetallen. Um die Reaktionen zu starten, ist Erhitzen notwendig, dann laufen sie sehr intensiv ab und gehen mit der Freisetzung einer großen Wärmemenge einher:
2 Al + 3 Br 2 = 2 AlBr 3 (Aluminiumbromid)
4 Al + 3 O 2 = 2 Al 2 O 3 (Aluminiumoxid)
2 Al + 3 S = Al 2 S 3 (Aluminiumsulfid)
2 Al + N 2 = 2 AlN (Aluminiumnitrid)
4 Al + 3 C = Al 4 C 3 (Aluminiumcarbid)
Aluminiumsulfid kann nur in fester Form vorliegen. In wässrigen Lösungen erfolgt eine vollständige Hydrolyse unter Bildung von Aluminiumhydroxid und Schwefelwasserstoff:
Al 2 S 3 + 6 H 2 O = 2 Al (OH) 3 + 3 H 2 S
Aluminium entfernt leicht Sauerstoff und Halogene aus Oxiden und Salzen anderer Metalle. Die Reaktion geht mit der Freisetzung großer Wärmemengen einher:
8 Al + 3 Fe 3 O 4 = 9 Fe + 4 Al 2 O 3
Der Prozess der Reduktion von Metallen aus ihren Oxiden mit Aluminium wird Aluminothermie genannt. Aluminothermie wird bei der Herstellung einiger seltener Metalle eingesetzt, die eine starke Bindung mit Sauerstoff eingehen (Niob, Tantal, Molybdän, Wolfram usw.) sowie zum Schweißen von Schienen. Wenn man mit einer speziellen Zündschnur eine Mischung aus feinem Aluminiumpulver und magnetischem Eisenerz Fe 3 O 4 (Thermit) anzündet, läuft die Reaktion spontan ab, wobei sich die Mischung auf 3500 °C erhitzt. Eisen liegt bei dieser Temperatur in geschmolzenem Zustand vor.
Quittung. Aluminium wurde zunächst durch Reduktion aus Aluminiumchlorid mit Natriummetall gewonnen:
AlCl 3 + 3 Na = 3 NaCl + Al
Derzeit wird es durch Elektrolyse geschmolzener Salze in Elektrolysebädern gewonnen (Abb. 46). Der Elektrolyt ist eine Schmelze, die 85–90 % Kryolith – Komplexsalz 3NaF·AlF 3 (oder Na 3 AlF 6) und 10–15 % Aluminiumoxid – Aluminiumoxid Al 2 O 3 enthält. Diese Mischung schmilzt bei einer Temperatur von etwa 1000 °C.
Anwendung. Aluminium wird sehr häufig verwendet. Es wird zur Herstellung von Folien für die Funktechnik und zur Verpackung von Lebensmitteln verwendet. Stahl- und Gusseisenprodukte werden zum Schutz vor Korrosion mit Aluminium beschichtet: Die Produkte werden in einer Mischung aus Aluminiumpulver (49 %), Aluminiumoxid (49 %) und Aluminiumchlorid (2 %) auf 1000 °C erhitzt. Dieser Vorgang wird Aluminisieren genannt.
Aluminierte Produkte können einer Erwärmung bis zu 1000 °C standhalten, ohne zu korrodieren. Aluminiumlegierungen zeichnen sich durch große Leichtigkeit und Festigkeit aus und werden bei der Herstellung von Wärmetauschern, im Flugzeugbau und im Maschinenbau eingesetzt.
Aluminiumoxid Al 2 O 3. Es ist eine weiße Substanz mit einem Schmelzpunkt von 2050 °C. In der Natur kommt Aluminiumoxid in Form von Korund und Tonerde vor. Manchmal findet man transparente Korundkristalle von schöner Form und Farbe. Durch Chromverbindungen rot gefärbter Korund wird Rubin genannt, durch Titan- und Eisenverbindungen blau gefärbter Korund Saphir. Rubin und Saphir sind Edelsteine. Heutzutage können sie ganz einfach künstlich gewonnen werden.
Bor-Element Hauptuntergruppe der dritten Gruppe, zweite Periode Periodensystem der chemischen Elemente D. I. Mendelejew, mit Ordnungszahl 5. Angezeigt durch das Symbol B(Borium). In einem freien Staat Bor- eine farblose, graue oder rote kristalline oder dunkle amorphe Substanz. Es sind mehr als 10 allotrope Modifikationen des Bors bekannt, deren Bildung und gegenseitige Übergänge durch die Temperatur bestimmt werden, bei der das Bor gewonnen wurde.
Quittung
Das reinste Bor wird durch Pyrolyse von Borhydriden gewonnen. Dieses Bor wird zur Herstellung von Halbleitermaterialien und für feinchemische Synthesen verwendet.
1. Metallothermie-Methode (meist Reduktion mit Magnesium oder Natrium):
2. Thermische Zersetzung von Borbromiddampf auf heißem (1000–1200 °C) Tantaldraht in Gegenwart von Wasserstoff:
Physikalische Eigenschaften
Eine extrem harte Substanz (nach Diamant, Kohlenstoffnitrid, Bornitrid (Borazon), Borcarbid, Bor-Kohlenstoff-Silizium-Legierung und Scandium-Titancarbid). Es verfügt über Sprödigkeit und Halbleitereigenschaften (Wide-Gap-Halbleiter).
Chemische Eigenschaften
In vielen physikalischen und chemischen Eigenschaften ähnelt es dem Nichtmetall Bor Silizium.
Die Chemikalie Bor ist ziemlich inert und reagiert bei Raumtemperatur nur mit Fluor:
Beim Erhitzen reagiert Bor mit anderen Halogenen unter Bildung von Trihalogeniden Stickstoff bildet Bornitrid BN, mit Phosphor- Phosphid BP, mit Kohlenstoffkarbiden verschiedener Zusammensetzungen (B 4 C, B 12 C 3, B 13 C 2). Beim Erhitzen in einer Sauerstoffatmosphäre oder an der Luft verbrennt Bor unter großer Wärmeabgabe und bildet das Oxid B 2 O 3:
Bor interagiert nicht direkt mit Wasserstoff, obwohl eine ziemlich große Anzahl von Borhydriden (Boranen) unterschiedlicher Zusammensetzung bekannt ist, die durch Behandlung von Boriden von Alkali- oder Erdalkalimetallen mit Säure erhalten werden:
Bei starker Erhitzung zeigt Bor regenerierende Eigenschaften. Es ist beispielsweise zur Wiederherstellung fähig Silizium oder Phosphor aus ihren Oxiden:
Diese Eigenschaft von Bor lässt sich durch die sehr hohe Stärke der chemischen Bindungen im Boroxid B 2 O 3 erklären.
In Abwesenheit von Oxidationsmitteln ist Bor gegenüber alkalischen Lösungen beständig. In heißer Salpeter- und Schwefelsäure sowie in Königswasser löst sich Bor unter Bildung von Borsäure.
Boroxid ist ein typisches saures Oxid. Es reagiert mit Wasser unter Bildung von Borsäure:
Wenn Borsäure mit Alkalien interagiert, entstehen nicht Salze der Borsäure selbst – Borate (die das BO 3 3- Anion enthalten), sondern Tetraborate, zum Beispiel:
Anwendung
Elementares Bor
Bor (in Form von Fasern) dient als Verstärkungsmittel für viele Verbundwerkstoffe.
Auch in der Elektronik wird Bor häufig eingesetzt, um die Art der Leitfähigkeit zu verändern Silizium.
Bor wird in der Metallurgie als Mikrolegierungselement eingesetzt, das die Härtbarkeit von Stählen deutlich erhöht.
34.HaraEigenschaften von Elementen der Gruppe 4A. Zinn, Blei.
(Zusatz)
Die Gruppe umfasst 5 Elemente: zwei Nichtmetalle – Kohlenstoff und Silizium, die sich in der zweiten und dritten Periode des Periodensystems befinden, und 3 Metalle – Germanium (Mittelwert zwischen Nichtmetallen und den Metallen Zinn und Blei, am Ende der großen Periode). Perioden - IV, V, VI Charakteristisch für alle diese Elemente ist, dass sie im äußeren Energieniveau über 4 Elektronen verfügen und daher eine Oxidationsstufe von +4 bis -4 aufweisen können. Diese Elemente bilden mit Wasserstoff gasförmige Verbindungen: CH4 , SiH4, SnH4, PbH4. Beim Erhitzen an der Luft verbinden sie sich mit Elementen der Sauerstoffuntergruppe, Schwefel und mit Halogenen. Die Oxidationsstufe +4 wird erhalten, wenn das 1s-Elektron in ein freies p-Orbital übergeht.
Mit zunehmendem Radius des Atoms nimmt die Stärke der Bindung zwischen den Außenelektronen und dem Kern ab. Die nichtmetallischen Eigenschaften nehmen ab und die metallischen Eigenschaften nehmen zu. (Schmelz- und Siedepunkte sinken usw.)
Kohlenstoff (C), Silizium (Si), Germanium (Ge), Zinn (Sn), Blei (Pb) sind Elemente der Gruppe 4 der Hauptuntergruppe von PSE. Auf der äußeren Elektronenschicht haben die Atome dieser Elemente 4 Elektronen: ns 2 np 2. In einer Untergruppe nimmt mit zunehmender Ordnungszahl eines Elements der Atomradius zu, die nichtmetallischen Eigenschaften werden schwächer und die metallischen Eigenschaften nehmen zu: Kohlenstoff und Silizium sind Nichtmetalle, Germanium, Zinn und Blei sind Metalle.
Allgemeine Charakteristiken. Kohlenstoff und Silizium
Die Kohlenstoff-Untergruppe, zu der Kohlenstoff, Silizium, Germanium, Zinn und Blei gehören, ist die Hauptuntergruppe der Gruppe 4 des Periodensystems.
In der äußeren Elektronenhülle der Atome dieser Elemente befinden sich 4 Elektronen, und ihre elektronische Konfiguration kann im Allgemeinen wie folgt geschrieben werden: ns 2 np 2, wobei n die Nummer der Periode ist, in der sich das chemische Element befindet. Beim Übergang von oben nach unten in einer Gruppe werden die nichtmetallischen Eigenschaften schwächer und die metallischen zunehmen, sodass Kohlenstoff und Silizium Nichtmetalle sind und Zinn und Blei die Eigenschaften typischer Metalle aufweisen. C und Si bilden kovalente polare Bindungen mit Wasserstoffatomen und weisen eine formale Oxidationsstufe von -4 auf. Bei aktiveren Nichtmetallen (N, O, S) und Halogenen weisen sie die Oxidationsstufen +2 und +4 auf. Bei der Aufklärung des Reaktionsmechanismus , das Kohlenstoffisotop 13 wird manchmal verwendet C (markierte Atommethode). Daher ist es nützlich zu wissen, dass die Häufigkeit von Kohlenstoffisotopen 12 C – 98,89 % und 13 C – 1,11 % beträgt. Wenn wir uns darauf beschränken, Isotope aufzulisten, deren Häufigkeit mehr als 0,01 % beträgt, dann hat Silizium drei solcher Isotope, Germanium fünf, Zinn zehn und Blei vier stabile Isotope.
Unter normalen Bedingungen kann Kohlenstoff in Form von zwei Allotropen vorliegen
Modifikationen: Diamant und Graphit; hochreines kristallines Silizium
Halbleiter.
Unter den Verbindungen der Elemente (E) der Kohlenstoffuntergruppe mit Wasserstoff betrachten wir Verbindungen vom Typ EN 4. Mit zunehmender Ladung des Kerns des E-Atoms nimmt die Stabilität von Hydriden ab.
Beim Übergang von C zu Pb ist die Stabilität von Verbindungen mit einer Oxidationsstufe von +4
sinkt und mit +2 steigt er. Der saure Charakter von EO 2 -Oxiden nimmt ab, während der basische Charakter von EO-Oxiden zunimmt.
Kohlenstoff
Kohlenstoff kommt in der Natur in Form von Diamant und Graphit vor. Fossile Kohlen enthalten es: von 92 % in Anthrazit bis zu 80 % in Braunkohle. In kohärentem Zustand kommt Kohlenstoff in Karbiden vor: CaCO 3 Kreide, Kalkstein und Marmor, MgCO 3 CaCO 3 - Dolomit,
MgCO 3 - Magnesit. Kohlenstoff in der Luft ist in Form von Kohlendioxid (0,03 Vol.-%) enthalten. Kohlenstoff ist auch in im Meerwasser gelösten Verbindungen enthalten.
Kohlenstoff kommt in Pflanzen und Tieren sowie in Erdöl und Erdgas vor.
Bei Reaktionen mit aktiven Nichtmetallen wird Kohlenstoff leicht oxidiert:
2 C + O 2 = 2 CO,
C + 2 F 2 = CF 4.
Kohlenstoff kann bei Wechselwirkung mit komplexen Stoffen auch reduzierende Eigenschaften aufweisen:
C + 2 CuO = 2 Cu + CO 2,
C + 2 H 2 SO 4 (konz.) = CO 2 + 2 SO 2 + H 2 O,
2 C + BaSO 4 = BaS + 2 CO 2.
Bei Reaktionen mit Metallen und weniger aktiven Nichtmetallen ist Kohlenstoff ein Oxidationsmittel: 2C + H 2 = C 2 H 2,
2 C + Ca CaC 2,
3 C + 4 Al = Al 4 C 3.
Aluminiumcarbid ist ein echtes Carbid: Jedes Kohlenstoffatom ist über alle vier Valenzbindungen mit Metallatomen verbunden. Calciumcarbid ist ein Acetylenid, da zwischen den Kohlenstoffatomen eine Dreifachbindung besteht. Wenn Aluminiumcarbide mit Wasser interagieren, wird daher Methan freigesetzt, und wenn Calciumcarbid mit Wasser interagiert, wird Acetylen freigesetzt.
Al 4 C 3 + 12H 2 O = 4Al(OH) 3 + 3CH 4,
CaC 2 + 2H 2 O = Ca(OH) 2 + C 2 H 2.
Kohle wird als Brennstoff verwendet und zur Herstellung von Synthesegas verwendet. Elektroden bestehen aus Graphit, als Moderator werden Graphitstäbe verwendet
Neutronen in Kernreaktoren. Diamanten werden zur Herstellung von Schneidwerkzeugen und Schleifmitteln verwendet; geschliffene Diamanten sind Edelsteine.
Silizium
Silizium kommt in der Natur nur in gebundener Form in Form von Kieselsäure SiO2 und verschiedenen Kieselsäuresalzen (Silikaten) vor. Es ist (nach Sauerstoff) das zweithäufigste chemische Element in der Erdkruste (27,6 %).
Im Jahr 1811 erhielten die Franzosen J.L. Gay-Lussac und L.J. Tener eine braunbraune Substanz (Silizium) durch die Reaktion:
SiF 4 + 4 K = 4 KF + Si
und erst 1824 der Schwede J. Berzelius, der Silizium durch die Reaktion erhielt:
K 2 SiF 6 + 4 K = 6 KF + Si,
bewiesen, dass es sich um ein neues chemisches Element handelt. Jetzt wird Silizium aus Kieselsäure gewonnen:
SiO 2 + 2 Mg = Si + 2 MgO,
3SiO 2 + 4Al = Si + 2Al 2 O 3,
Reduzierung mit Magnesium oder Kohlenstoff. Auch bei der Zersetzung von Silan stellt sich heraus:
SiH 4 = Si + 2 H 2.
Bei Reaktionen mit Nichtmetallen kann Silizium oxidiert werden (d. h. Si ist ein Reduktionsmittel):
Si + O 2 = SiO 2,
Si + 2 F 2 = SiF 4,
Silizium ist in Alkalien löslich:
Si + 2 NaOH + H 2 O = Na 2 SiO 3 + 2 H 2,
unlöslich in Säuren (außer Flusssäure).
Bei Reaktionen mit Metallen zeigt Silizium oxidierende Eigenschaften:
2 Mg + Si = Mg 2 Si.
Bei der Zersetzung von Magnesiumsilizid mit Salzsäure entsteht Silan:
Mg 2 Si + 4 HCl = 2MgCl 2 + SiH 4.
Silizium wird zur Herstellung vieler Legierungen auf Eisen- und Kupferbasis verwendet
und Aluminium. Der Zusatz von Silizium zu Stahl und Gusseisen verbessert deren mechanische Eigenschaften. Große Siliziumzusätze verleihen Eisenlegierungen Säurebeständigkeit.
Hochreines Silizium ist ein Halbleiter und wird zur Herstellung von Mikrochips und bei der Herstellung von Solarzellen verwendet.
Sauerstoffverbindungen. Vorbereitung, Eigenschaften und Anwendungen
Kohlenstoffoxide
Kohlenmonoxid (CO – Kohlenmonoxid)
CO ist ein giftiges Gas, farb- und geruchlos, schwer wasserlöslich.
Quittung
Im Labor wird CO durch Zersetzung von Ameisen- oder Oxalsäure (in Gegenwart von konzentrierter H 2 SO 4) gewonnen:
HCOOH = CO + H 2 O,
H 2 C 2 O 4 = CO + CO 2 + H 2 O
oder durch Erhitzen von Zinkstaub mit Calciumcarbonat:
CaCO 3 + Zn = CaO + ZnO + CO.
In einer Fabrikumgebung wird CO erzeugt, indem Luft oder Kohlendioxid durch heiße Kohle geleitet wird:
2C + O 2 = 2CO,
Eigenschaften
Die giftige Wirkung von Kohlenmonoxid entsteht dadurch, dass die Affinität von Hämoglobin zu Kohlenmonoxid größer ist als zu Sauerstoff. Dabei entsteht Carboxyhämoglobin, das den Sauerstofftransport im Körper blockiert.
Kohlenstoff(II)-oxid oxidiert leicht und verbrennt an der Luft, wobei eine große Menge Wärme freigesetzt wird:
2 CO + O 2 = 2 CO 2 + 577 kJ/mol.
CO reduziert viele Metalle aus ihren Oxiden:
FeO + CO = Fe + CO 2,
CuO + CO = Cu + CO 2 .
CO geht leicht Additionsreaktionen ein:
CO + Cl 2 = COCl 2,
CO + NaOH = HCOONa,
Ni + 4 CO = Ni(CO) 4 .
In der Industrie wird häufig nicht reines CO eingesetzt, sondern verschiedene Mischungen davon mit anderen Gasen. Produktionsgas wird erzeugt, indem Luft durch heiße Kohle in einem Schachtofen geleitet wird:
2 C + O 2 = 2 CO + 222 kJ.
Wassergas entsteht, indem Wasserdampf durch heiße Kohle geleitet wird:
C + H 2 O = CO + H 2 - 132 kJ.
Die erste Reaktion ist exotherm, die zweite erfolgt unter Wärmeaufnahme. Durch den Wechsel beider Prozesse ist es möglich, die erforderliche Temperatur im Ofen aufrechtzuerhalten. Wenn Generator und Wassergas kombiniert werden, entsteht ein Mischgas. Diese Gase werden nicht nur als Kraftstoff, sondern auch zur Synthese beispielsweise von Methanol verwendet:
CO + 2H 2 = CH 3 OH.
Kohlenmonoxid (IV) (CO 2 - Kohlendioxid)
CO 2 ist ein farbloses, nicht brennbares und geruchloses Gas. Es wird freigesetzt, wenn Tiere atmen. Pflanzen nehmen CO 2 auf und geben Sauerstoff ab. Die Luft enthält normalerweise 0,03 % Kohlendioxid. Aufgrund menschlicher Aktivitäten (unkontrollierte Abholzung,
Durch die zunehmende Verbrennung von Kohle, Öl und Gas steigt der CO 2 -Gehalt in der Atmosphäre allmählich an, was den Treibhauseffekt verursacht und der Menschheit eine Umweltkatastrophe droht.
Quittung
Im Labor wird CO 2 in einer Kipp-Apparatur durch Behandlung von Marmor mit Salzsäure gewonnen:
CaCO 3 + 2HCl = CaCl 2 + H 2 O + CO 2.
Es gibt viele Reaktionen, die zu CO 2 führen:
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 (konz.) = CO 2 + 2 SO 2 + 2H 2 O,
C + 4 HNO 3 (konz.) = CO 2 + 4 NO 2 + 2 H 2 O.
Eigenschaften
Wenn sich CO 2 in Wasser löst, entsteht Kohlensäure:
H 2 O + CO 2 = H 2 CO 3.
Für CO 2 sind alle für Säureoxide charakteristischen Reaktionen bekannt:
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.
Das entzündete Mg brennt in Kohlendioxid weiter:
CO 2 + 2 Mg = 2 MgO + C.
Kohlensäure ist eine schwache zweibasige Säure:
H 2 O + CO 2 = H 2 CO 3
H + +HCO 3 - = H + +CO 3 2-
und können schwächere Säuren aus Lösungen ihrer Salze verdrängen:
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.
Salze der Kohlensäure. Carbonate und Bicarbonate
Typisch für die Gewinnung von Kohlensäuresalzen sind auch allgemeine Methoden zur Salzgewinnung:
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.
Alkalimetall- und Ammoniumcarbonate sind in Wasser gut löslich
unterliegen einer Hydrolyse. Alle anderen Carbonate sind praktisch unlöslich:
Na 2 CO 3 + H 2 O = 2 Na + + OH - + HCO 3 - .
Bei relativ geringer Erwärmung zersetzen sich Hydrogencarbonate:
Ca(HCO 3) 2 = CaCO 3 + CO 2 + H 2 O.
Beim Kalzinieren von Carbonaten entstehen Metalloxide und CO 2:
CaCO 3 = CaO + CO 2.
Carbonate werden leicht durch stärkere Säuren (als Kohlensäure) zersetzt:
MgCO 3 + 2HCl = MgCl 2 + CO 2 + H 2 O.
CaCO 3 + 2HCl = CaCl 2 + CO 2 + H 2 O.
Beim Kalzinieren von Carbonaten mit Sand verdrängt SiO 2 das leichter flüchtige Oxid:
Na 2 CO 3 + SiO 2 = Na 2 SiO 3 + CO 2.
Anwendung
Natriumcarbonat Na 2 CO 3 (Soda) und sein Kristallhydrat Na 2 CO 3 10H 2 O
(kristallines Soda) werden in der Glas-, Seifen-, Zellstoff- und Papierindustrie verwendet. Natriumbicarbonat NaHCO 3 (Backpulver)
in der Lebensmittelindustrie und Medizin eingesetzt. Kalkstein ist ein Baustein und Rohstoff für die Kalkherstellung.
Silizium(IV)-Oxide (SiO 2 )
Siliciumdioxid SiO 2 kommt in der Natur in kristalliner (hauptsächlich Quarz) und amorpher (zum Beispiel opaler SiO 2 nH 2 O) Form vor.
Quittung
SiO 2 ist ein saures Oxid, das durch folgende Reaktionen erhalten werden kann:
Si + O 2 = SiO 2,
H 2 SiO 3 = SiO 2 + H 2 O,
SiH 4 + 2O 2 = SiO 2 + 2H 2 O.
Eigenschaften
Bei der Wechselwirkung mit Metallen oder Kohlenstoff kann SiO 2 zu Silizium reduziert werden
SiO 2 + 2 Mg = Si + 2 MgO,
SiO 2 + 2 C = Si + 2 CO
oder geben Sie Carborundum (SiC) SiO 2 + 3 C = SiC + 2 CO.
Beim Schmelzen von SiO 2 mit Metalloxiden, Alkalien und einigen Salzen entstehen Silikate:
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.
Säuren haben keinen Einfluss auf SiO 2. Ausnahme ist Flusssäure:
SiO 2 + 4HF = SiF 4 + 2H 2 O,
SiF 4 + 2HF = H 2,
SiO 2 + 6HF = H 2 + 2H 2 O.
Kieselsäure H 2 SiO 3 ist die einfachste der Kieselsäurefamilie. Seine allgemeine Formel lautet xSiO 2 yH 2 O. Es kann aus Silikaten gewonnen werden
Na 2 SiO 3 + 2 HCl = H 2 SiO 3 + 2 NaCl.
Beim Erhitzen zersetzt sich Kieselsäure:
H 2 SiO 3 = SiO 2 + H 2 O.
Silikate
Es sind viele Hundert Silikatmineralien bekannt. Sie machen 75 % der Masse der Erdkruste aus. Darunter sind viele Alumosilikate. Silikate sind der Hauptbestandteil von Zement, Glas, Beton und Ziegeln.
Nur Na- und K-Silikate sind in Wasser löslich. Ihre wässrigen Lösungen werden „flüssiges Glas“ genannt. Bei der Hydrolyse reagieren diese Lösungen alkalisch. Sie werden zur Herstellung von säurebeständigem Zement und Beton verwendet.
