REDOKSI REAKTSIOONID
Reaktsioonid, mille käigus muutuvad reageerivaid ühendeid moodustavate elementide aatomite oksüdatsiooniaste kutsutakse redoks.
Oksüdatsiooni olek(c.o.) on elemendi laeng ühendis, mis arvutatakse eeldusel, et ühend koosneb ioonidest. Oksüdatsiooniastme määramisel kasutatakse järgmisi sätteid:
1. Elemendi oksüdatsiooniaste lihtaines, näiteks Zn, Ca, H 2, Br 2, S, O 2, on null.
2. Hapniku oksüdatsiooniaste ühendites on tavaliselt –2. Erandiks on peroksiidid H 2 +1 O 2 –1, Na 2 +1 O 2 –1 ja hapnikfluoriid O +2 F 2.
3. Vesiniku oksüdatsiooniaste on enamikes ühendites +1, välja arvatud soolataolised hüdriidid, näiteks Na +1 H -1.
4. Leelismetallidel on konstantne oksüdatsiooniaste (+1); berüllium Be ja magneesium Mg (+2); leelismuldmetallid Ca, Sr, Ba (+2); fluor (–1).
5. Elementide oksüdatsiooniastmete algebraline summa neutraalses molekulis võrdub nulliga, kompleksioonis - iooni laeng.
Näiteks arvutame kroomi oksüdatsiooniastme ühendis K 2 Cr 2 O 7 ja lämmastiku anioonis (NO 2) -
K 2 + 1 Kr 2 X O 7 –2 2∙(+1)+ 2 x + 7 (–2) = 0 x = + 6
(NR 2) – x + 2 (–2) = –1 x = + 3
Redoksreaktsioonides kanduvad elektronid ühelt aatomilt, molekulilt või ioonilt teisele. Oksüdatsioon – elektronide kaotamise protsess aatomi, molekuli või iooni poolt, millega kaasneb oksüdatsiooniastme tõus. Taastumine – elektronide lisamise protsess, millega kaasneb oksüdatsiooniastme langus.
-4 -3 -2 -1 0 +1 +2 +3 +4 +5 +6 +7 +8
Taastamisprotsess
Oksüdatsioon ja redutseerimine on omavahel seotud protsessid, mis toimuvad samaaegselt.
Oksüdeerivad ained kutsutakse ained (aatomid, ioonid või molekulid), mis saavad reaktsiooni käigus elektrone, restauraatorid – ained, mis loovutavad elektrone. Oksüdeerivad ained võivad olla halogeeniaatomid ja hapnik, positiivselt laetud metalliioonid (Fe 3+, Au 3+, Hg 2+, Cu 2+, Ag +), kompleksioonid ja molekulid, mis sisaldavad kõrgeimas oksüdatsiooniastmes metalliaatomeid (KMnO 4, K 2 Cr 2 O 7, NaBiO 3 jne), mittemetallide aatomid positiivses oksüdatsiooniastmes (HNO 3, kontsentreeritud H 2 SO 4, HClO, HClO 3, KClO 3, NaBrO jne).
Tüüpilised redutseerijad on peaaegu kõik metallid ja paljud mittemetallid (süsinik, vesinik) vabas olekus, negatiivselt laetud mittemetallide ioonid (S 2-, I-, Br-, Cl- jne), positiivselt laetud metalliioonid madalaimas oksüdatsiooniastmes (Sn 2+, Fe 2+, Cr 2+, Mn 2+, Cu + jne).
Maksimaalses ja minimaalses oksüdatsiooniastmes elemente sisaldavad ühendid võivad olla vastavalt kas ainult oksüdeerivad ained (KMnO 4, K 2 Cr 2 O 7, HNO 3, H 2 SO 4, PbO 2) või ainult redutseerivad ained (KI, Na 2S, NH3). Kui aine sisaldab vahepealses oksüdatsiooniastmes elementi, siis olenevalt reaktsioonitingimustest võib see olla nii oksüdeerija kui ka redutseerija. Näiteks kaaliumnitrit KNO 2, mis sisaldab lämmastikku oksüdatsiooniastmes +3, vesinikperoksiid H 2 O 2, mis sisaldab hapnikku oksüdatsiooniastmes -1, omavad redutseerivaid omadusi tugevate oksüdeerivate ainete juuresolekul ja koostoimel aktiivse redutseerijaga ained, need on oksüdeerivad ained.
Redoksreaktsioonide võrrandite koostamisel on soovitatav järgida järgmist järjekorda:
1. Kirjutage lähteainete valemid. Määrake elementide oksüdatsiooniaste, mis võivad seda muuta, leidke oksüdeerija ja redutseerija. Kirjutage reaktsiooni produktid.
2. Koostage oksüdatsiooni- ja redutseerimisprotsesside võrrandid. Valige kordajad (põhikoefitsiendid) nii, et oksüdatsiooni käigus loobutud elektronide arv oleks võrdne redutseerimisel vastuvõetud elektronide arvuga.
3. Järjesta koefitsiendid reaktsioonivõrrandis.
K 2Cr 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
oksüdeeriv aine redutseeriv aine
oksüdatsioon S -2 – 2ē → S 0 ½3
vähendamine 2Cr +6 + 6ē → 2Cr +3 ½1
Paljude redoksreaktsioonide olemus sõltub keskkonnast, milles need toimuvad. Happelise keskkonna loomiseks kasutatakse kõige sagedamini lahjendatud väävelhapet ja aluselise keskkonna loomiseks naatrium- või kaaliumhüdroksiidi lahuseid.
Redoksreaktsioone on kolme tüüpi: molekulidevaheline, intramolekulaarne, disproportsioon. Molekulidevaheline redoksreaktsioonid - need on reaktsioonid, milles oksüdeeriv aine ja redutseerija on erinevates ainetes. Eespool käsitletud reaktsioon kuulub sellesse tüüpi. TO intramolekulaarne reaktsioonid hõlmavad milles oksüdeeriv aine ja redutseerija on samas aines.
2KCl +5O3-2 = 2KCl-1 + 3O20
redutseerimine Cl +5 + 6ē → Cl - ½2 Cl +5 - oksüdeeriv aine
oksüdatsioon 2O -2 - 4ē → O 2 0 ½3 O -2 - redutseerija
Reaktsioonides ebaproportsionaalsus(autooksüdatsioon – iseparanev) sama aine molekulid reageerivad üksteisega oksüdeeriva ainena ja redutseerijana.
3K 2 Mn + 6 O 4 + 2 H 2 O = 2 KMn + 7 O 4 + Mn + 4 O 2 + 4 KOH
oksüdatsioon Mn +6 - ē → Mn +7 ½ 2 Mn +6 - redutseerija
redutseerimine Mn +6 + 2ē → Mn +4 ½ 1 Mn +6 - oksüdeerija
Tunni tüüp. Uute teadmiste omandamine.
Tunni eesmärgid.Hariduslik. Tutvustada õpilastele uut keemiliste reaktsioonide klassifikatsiooni, mis põhineb elementide oksüdatsiooniastmete muutumisel – oksüdatsiooni-reduktsiooni reaktsioonid (ORR); õpetada õpilasi järjestama koefitsiente elektroonilise bilansi meetodil.
Arendav. Jätkata loogilise mõtlemise, analüüsi- ja võrdlemisoskuse arendamist ning huvi arendamist aine vastu.
Hariduslik. Kujundada õpilaste teaduslikku maailmapilti; parandada tööoskusi.
Meetodid ja metoodilised võtted. Jutt, vestlus, visuaalsete vahendite demonstreerimine, õpilaste iseseisev töö.
Seadmed ja reaktiivid. Rhodose kolossi kujutisega reprodutseerimine, koefitsientide paigutamise algoritm elektroonilise tasakaalu meetodil, tüüpiliste oksüdeerivate ja redutseerivate ainete tabel, ristsõna; Fe (nael), NaOH, CuSO 4 lahused.
TUNNIDE AJAL
Sissejuhatav osa
(motivatsioon ja eesmärkide seadmine)
Õpetaja. 3. sajandil. eKr. Rhodose saarele ehitati monument Heliose (Kreeka päikesejumala) tohutu kuju kujul. Rhodose kolossi – ühe maailmaime – suurejooneline disain ja täiuslik teostus hämmastasid kõiki, kes seda nägid.
Me ei tea täpselt, milline see kuju välja nägi, kuid teame, et see oli valmistatud pronksist ja ulatus umbes 33 m kõrgusele Kuju lõi skulptor Haret ja selle ehitamine võttis aega 12 aastat.
Pronkskest kinnitati raudraami külge. Õõneskuju hakati ehitama altpoolt ja selle kasvades täideti kividega, et see stabiilsem oleks. Umbes 50 aastat pärast selle valmimist varises Colossus kokku. Maavärina ajal purunes see põlvede kõrgusel.
Teadlased usuvad, et selle ime hapruse tegelik põhjus oli metallide korrosioon. Ja korrosiooniprotsess põhineb redoksreaktsioonidel.
Tänases tunnis õpid tundma redoksreaktsioone; õppida tundma "redutseerija" ja "oksüdeerija" mõisteid, tundma redutseerimis- ja oksüdatsiooniprotsesse; õppida koefitsiente paigutama redoksreaktsioonide võrranditesse. Kirjutage oma töövihikutesse tunni kuupäev ja teema.
Uue materjali õppimine
Õpetaja teeb kaks näidiskatset: vask(II)sulfaadi koostoime leelisega ja sama soola koosmõju rauaga.
Õpetaja. Kirjutage üles läbiviidud reaktsioonide molekulaarvõrrandid. Korraldage igas võrrandis elementide oksüdatsiooniastmed lähteainete ja reaktsioonisaaduste valemites.
Õpilane kirjutab tahvlile reaktsioonivõrrandid ja määrab oksüdatsiooniastmed:
Õpetaja. Kas nendes reaktsioonides muutusid elementide oksüdatsiooniastmed?
Üliõpilane. Esimeses võrrandis elementide oksüdatsiooniastmed ei muutunud, teises aga muutusid - vase ja raua puhul.
Õpetaja. Teine reaktsioon on redoksreaktsioon. Proovige defineerida redoksreaktsioone.
Üliõpilane. Reaktsioone, mille tulemusena muutuvad reagendid ja reaktsiooniproduktid moodustavate elementide oksüdatsiooniaste, nimetatakse redoksreaktsioonideks.
Õpilased kirjutavad õpetaja dikteerimisel oma vihikusse redoksreaktsioonide definitsiooni.
Õpetaja. Mis juhtus redoksreaktsiooni tulemusena? Enne reaktsiooni oli raua oksüdatsiooniaste 0, pärast reaktsiooni muutus +2. Nagu näeme, on oksüdatsiooniaste suurenenud, seetõttu annab raud ära 2 elektroni.
Vase oksüdatsiooniaste on enne reaktsiooni +2, pärast reaktsiooni 0. Nagu näeme, on oksüdatsiooniaste langenud. Seetõttu võtab vask vastu 2 elektroni.
Raud loovutab elektrone, see on redutseerija ja elektronide ülekandmise protsessi nimetatakse oksüdatsiooniks.
Vask võtab vastu elektrone, see on oksüdeeriv aine ja elektronide lisamise protsessi nimetatakse redutseerimiseks.
Kirjutame üles nende protsesside diagrammid:
Niisiis, määratlege mõisted "redutseeriv aine" ja "oksüdeeriv aine".
Üliõpilane. Aatomeid, molekule või ioone, mis loovutavad elektrone, nimetatakse redutseerivateks aineteks.
Aatomeid, molekule või ioone, mis omandavad elektrone, nimetatakse oksüdeerivateks aineteks.
Õpetaja. Kuidas me saame määratleda redutseerimise ja oksüdatsiooni protsesse?
Üliõpilane. Redutseerimine on protsess, mille käigus aatom, molekul või ioon omandab elektrone.
Oksüdatsioon on elektronide ülekandeprotsess aatomi, molekuli või iooni kaudu.
Õpilased panevad vihikusse dikteerimisest definitsioonid üles ja joonistavad.
Pea meeles!
Annetage elektrone ja oksüdeerige.
Võtke elektronid - taastuge.
Õpetaja. Oksüdatsiooniga kaasneb alati redutseerimine ja vastupidi, redutseerimine on alati seotud oksüdatsiooniga. Redutseerija poolt ära antud elektronide arv on võrdne oksüdeeriva aine poolt saadud elektronide arvuga.
Redoksreaktsioonide võrrandites koefitsientide valimiseks kasutatakse kahte meetodit - elektronbilanssi ja elektronioonide tasakaalu (poolreaktsiooni meetod).
Vaatleme ainult elektroonilise bilansi meetodit. Selleks kasutame koefitsientide järjestamise algoritmi elektroonilise tasakaalu meetodil (mis on kujundatud Whatmani paberile).
NÄIDE Korraldage koefitsiendid selles reaktsiooniskeemis, kasutades elektroonilise tasakaalu meetodit, määrake oksüdeerija ja redutseerija, märkige oksüdatsiooni- ja redutseerimisprotsessid:
Fe 2 O 3 + CO Fe + CO 2.
Kasutame koefitsientide järjestamise algoritmi elektroonilise bilansi meetodil.
3. Paneme kirja elemendid, mis muudavad oksüdatsiooniastet:
4. Loome elektroonilised võrrandid, määrates antud ja vastuvõetud elektronide arvu:
5. Antud ja vastuvõetud elektronide arv peab olema sama, sest Ei lähteaineid ega reaktsiooniprodukte laetud. Võrdlustame antud ja vastuvõetud elektronide arvu, valides vähima ühiskordaja (LCM) ja lisategurid:
6. Saadud kordajad on koefitsiendid. Kanname koefitsiendid üle reaktsiooniskeemi:
Fe 2 O 3 + 3CO = 2Fe + 3CO 2.
Aineid, mis on paljudes reaktsioonides oksüdeerivad või redutseerivad ained, nimetatakse tüüpilisteks.
Ripputakse Whatmani paberile tehtud laud.
Õpetaja. Redoksreaktsioonid on väga levinud. Neid seostatakse mitte ainult korrosiooniprotsessidega, vaid ka elusorganismis toimuvate fermentatsiooni, lagunemise, fotosünteesi ja ainevahetusprotsessidega. Neid saab jälgida kütuse põlemisel. Looduses toimuvate ainete tsüklitega kaasnevad redoksprotsessid.
Kas teadsite, et iga päev tekib atmosfääris ligikaudu 2 miljonit tonni lämmastikhapet või
700 miljonit tonni aastas ja nõrga lahuse kujul langeb vihmaga maapinnale (inimene toodab vaid 30 miljonit tonni lämmastikhapet aastas).
Mis toimub atmosfääris?
Õhk sisaldab 78 mahuprotsenti lämmastikku, 21% hapnikku ja 1% muid gaase. Välklahenduste mõjul ja Maal toimub igas sekundis keskmiselt 100 välku, lämmastiku molekulid interakteeruvad hapniku molekulidega, moodustades lämmastikoksiidi (II):
Lämmastikoksiid (II) oksüdeerub õhuhapniku toimel kergesti lämmastikoksiidiks (IV):
NO + O 2 NO 2 .
Saadud lämmastikoksiid (IV) reageerib hapniku juuresolekul atmosfääri niiskusega, muutudes lämmastikhappeks:
NO 2 + H 2 O + O 2 HNO 3.
Kõik need reaktsioonid on redoksreaktsioonid.
Harjutus . Järjesta koefitsiendid etteantud reaktsiooniskeemides elektroonilise tasakaalu meetodil, märgi oksüdeerija, redutseerija, oksüdatsiooni- ja redutseerimisprotsessid.
Lahendus
1. Määrame elementide oksüdatsiooniastmed:
2. Rõhutagem nende elementide sümboleid, mille oksüdatsiooniaste muutub:
3. Paneme kirja elemendid, mis on muutnud oma oksüdatsiooni:
4. Loome elektroonilised võrrandid (määrame antud ja vastuvõetud elektronide arvu):
5. Antud ja vastuvõetud elektronide arv on sama.
6. Kanname koefitsiendid elektroonikaahelatest reaktsiooniskeemile:
Järgnevalt palutakse õpilastel iseseisvalt elektroonilise tasakaalu meetodil järjestada koefitsiendid, määrata oksüdeerija, redutseerija ning näidata oksüdatsiooni- ja redutseerimisprotsessid teistes looduses toimuvates protsessides.
Ülejäänud kahel reaktsioonivõrrandil (koos koefitsientidega) on vorm:
Ülesannete õigsust kontrollitakse grafoprojektori abil.
Lõpuosa
Õpetaja palub õpilastel lahendada õpitud materjali põhjal ristsõna. Töö tulemus esitatakse kontrollimiseks.
Olles lahendanud ristsõna, saate teada, et ained KMnO 4, K 2 Cr 2 O 7, O 3 on tugevad ... (vertikaalne (2)).
Horisontaalselt:
1. Millist protsessi diagramm kajastab?
3. Reaktsioon
N2 (g.) + 3H2 (g.) 2NH3 (g.) + K
on redoks-, pöörduv, homogeenne, ....
4. ... süsinik(II) on tüüpiline redutseerija.
5. Millist protsessi diagramm kajastab?
6. Redoksreaktsioonide võrrandites koefitsientide valimiseks kasutage elektroonilist... meetodit.
7. Skeemi järgi loobus alumiinium ... elektronist.
8. Vastuseks:
H2 + Cl2 = 2HCl
vesinik H 2 – ... .
9. Mis tüüpi reaktsioonid on alati ainult redoksreaktsioonid?
10. Lihtainete oksüdatsiooniaste on….
11. Vastuseks:
redutseerija –….
Kodutöö ülesanne. Vastavalt O. S. Gabrielyani õpikule “Keemia-8” § 43, lk. 178–179, eks. 1, 7 kirjalikult.
Ülesanne (kodu jaoks). Esimeste kosmoselaevade ja allveelaevade disainerid seisid silmitsi probleemiga: kuidas hoida laeval ja kosmosejaamades pidevat õhukoostist? Vabaneda liigsest süsihappegaasist ja täiendada hapnikku? Lahendus on leitud.
Kaaliumsuperoksiid KO 2 moodustab süsinikdioksiidiga interaktsiooni tulemusena hapnikku:
Nagu näete, on see redoksreaktsioon. Selles reaktsioonis olev hapnik on nii oksüdeerija kui ka redutseerija.
Kosmosemissioonil loeb iga lastigramm. Arvutage kaalium-superoksiidi varu, mis tuleb kosmoselennule kaasa võtta, kui lend kestab 10 päeva ja kui meeskond koosneb kahest inimesest. Teadaolevalt hingab inimene päevas välja 1 kg süsihappegaasi.
(Vastus: 64,5 kg KO 2. )
Ülesanne (kõrgenenud raskusaste). Kirjutage üles redoksreaktsioonide võrrandid, mis võivad viia Rhodose kolossi hävimiseni. Pidage meeles, et see hiiglaslik kuju seisis tänapäeva Türgi ranniku lähedal Egeuse mere saarel asuvas sadamalinnas, kus niiske Vahemere õhk on sooladega koormatud. See oli valmistatud pronksist (vase ja tina sulam) ning paigaldatud raudraamile.
Kirjandus
Gabrielyan O.S.. Keemia-8. M.: Bustard, 2002;
Gabrielyan O.S., Voskoboynikova N.P., Yashukova A.V.Õpetaja käsiraamat. 8. klass. M.: Bustard, 2002;
Cox R., Morris N. Seitse maailmaimet. Vanamaailm, keskaeg, meie aeg. M.: BMM AO, 1997;
Väikelaste entsüklopeedia. Keemia. M.: Vene entsüklopeediline partnerlus, 2001; Entsüklopeedia lastele "Avanta+". Keemia. T. 17. M.: Avanta+, 2001;
Khomchenko G.P., Sevastyanova K.I. Redoksreaktsioonid. M.: Haridus, 1989.
ja taastumine:
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
Elektroonilise tasakaalu meetodi abil valige redoksreaktsiooni skeemides koefitsiendid ja märkige oksüdatsiooni- ja redutseerimisprotsess:
CuO+ NH3= Cu + N2 + H2O
Ag +HNO3 = AgNO3 + NO +H2O
Zn + HNO3= Zn (NO3)2 + N2 + H2O
Cu +H2SO4= CuSO4 +SO2 +H2O
Aidake mul lahendada: ELEKTROLÜÜTILINE DISSOTSIATSIOON. REDOKSI REAKTSIOONIDA osa
A2 Spetsiaalse seadme abil erinevate ainete elektrijuhtivust uurides täheldasid õpilased järgmist:
Millised järgmistest ainetest olid klaasis?
1) suhkur (lahus)
2) KS1 (tahke) 3) NaOH (p-p) 4) alkohol
A4 Baariumkloriidi ja väävelhappe lahuste koostoime vastab lühendatud ioonvõrrandile
1) H+ + SG=HC1
2)Ba2+ + SO42- =BaSO4
3) CO32- + 2H+ = H2O + CO2
4) Ba2+ + CO3- = BaCO3
A5 Reaktsioon hõbenitraadi ja vesinikkloriidhappe lahuste vahel kulgeb lõpuni, kuna
1) mõlemad ained on elektrolüüdid
2) hõbenitraat on sool
3) tekib lahustumatu hõbekloriid
4) tekib lahustuv lämmastikhape
A7 Võrrand H+ + OH = H2O peegeldab vastastikmõju olemust
1) vesinikkloriidhape ja baariumhüdroksiid
2) väävelhape ja vask(II)hüdroksiid
3) fosforhape ja kaltsiumoksiid
4) ränihape ja naatriumhüdroksiid
A10 Oksüdatsiooniprotsess vastab diagrammile
1) S+6 → S+4
2) Cu+2 → Cu0
3) N+5 →N-3
4) C-4 → C+4
B osa
B2 Looge vastavus aine valemi ja selle aine 1 mooli täieliku dissotsiatsiooni käigus tekkinud ioonide koguarvu vahel: valige esimesest veerust iga positsiooni jaoks teisest veerust vastav asend, mis on tähistatud numbriga.
IOONIDE VALEMIDE ARV (MOOLIDES)
A) A1(NO3)3 1) 1 B) Mg(NO3)2 2) 2
B) NaNO3 3) 3 D) Cu(NO3)2 4) 4
5) 5
Kirjutage valitud numbrid tabelisse vastavate tähtede alla.
Kandke neljast numbrist koosneva jada kujul vastus vastava ülesande numbri all olevale testimisvormile, arvude järjekorda muutmata.
Teile pakutakse omavahel seotud mõistete loendit:
A) hape
B) vesinikkloriidhape
B) hapnikuvaba hape
D) tugev elektrolüüt
Kirjutage tabelisse mõisteid tähistavad tähed, et oleks võimalik jälgida ahelat konkreetsest mõistest kõige üldisemani.
Viige saadud tähtede jada katsevormile tähtede järjekorda muutmata.
Oksüdatsioon on elektronide kaotamise protsess koos oksüdatsiooniastme suurenemisega.
Kell oksüdatsioon tagasilöögist tulenevad ained elektronid see suureneb oksüdatsiooni olek. Aatomid oksüdeeritavat ainet nimetatakse annetajad elektronid ja aatomid oksüdeeriv aine - aktsepteerijad elektronid.
Mõnel juhul võib algse aine molekul oksüdatsiooni käigus muutuda ebastabiilseks ja laguneda stabiilsemateks ja väiksemateks komponentideks (vt joonis 1). Vabad radikaalid). Sel juhul on saadud molekulide mõnel aatomil kõrgem oksüdatsiooniaste kui samadel aatomitel algses molekulis.
Elektrone vastu võtnud oksüdeerija omandab redutseerivad omadused, muutudes konjugeeritud redutseerijaks:
oksüdeerija+ e − ↔ konjugeeritud redutseerija.
Taastumine
Restaureerimine on aine aatomile elektronide lisamise protsess, samal ajal kui selle oksüdatsiooniaste väheneb.
Pärast taastumist aatomid või ioonid kinnitada elektronid. Samal ajal toimub langus oksüdatsiooniseisundid element. Näited: taastumine oksiidid metallid metallide vabastamiseks vesinik, süsinik, muud ained; taastumine orgaanilised happed V aldehüüdid Ja alkoholid; hüdrogeenimine rasv ja jne.
Redutseeriv aine, mis loovutab elektrone, omandab oksüdeerivad omadused, muutudes konjugeeritud oksüdeerivaks aineks:
redutseerija - e − ↔ konjugeeritud oksüdeerija.
Seondumata vaba elektron on tugevaim redutseerija.
Oksüdatsiooni-redutseerimise reaktsioonid on reaktsioonid, mille käigus reagendid omandavad või loovutavad elektrone. Oksüdeeriv aine on osake (ioon, molekul, element), mis lisab elektrone ja liigub kõrgemast oksüdatsiooniastmest madalamasse, s.t. taastatakse. Redutseerija on osake, mis loovutab elektrone ja liigub madalamast oksüdatsiooniastmest kõrgemasse, s.t. oksüdeerub.
Intermolekulaarsed - reaktsioonid, mille käigus oksüdeerivad ja redutseerivad aatomid paiknevad erinevate ainete molekulides, näiteks:
N 2 S + Cl 2 → S + 2HCl
Intramolekulaarsed - reaktsioonid, mille käigus oksüdeerivad ja redutseerivad aatomid paiknevad sama aine molekulides, näiteks:
2H 2 O → 2H 2 + O 2
Disproportsioon (auto-oksüdatsioon-iseredutseerimine) - reaktsioonid, mille käigus keskmise oksüdatsiooniastmega aatomid muudetakse kõrgema ja madalama oksüdatsiooniastmega aatomite ekvimolaarseks seguks, näiteks:
Cl 2 + H 2 O → HClO + HCl
Ümberproportsioneerimine (proportsioneerimine) - reaktsioonid, mille käigus saadakse üks oksüdatsiooniaste sama elemendi kahest erinevast oksüdatsiooniastmest, näiteks:
N.H. 4 EI 3 → N 2 O + 2H 2 O
Oksüdatsioon, redutseerimine
Redoksreaktsioonides kanduvad elektronid ühelt aatomilt, molekulilt või ioonilt teisele. Elektronide kaotamise protsess on oksüdatsioon. Oksüdatsiooni ajal suureneb oksüdatsiooniaste:
Elektronide lisamise protsess on redutseerimine. Redutseerimise ajal väheneb oksüdatsiooniaste:
Aatomid või ioonid, mis saavad antud reaktsioonis elektrone, on oksüdeerivad ained ja need, mis loovutavad elektrone, on redutseerivad ained.
Redoksreaktsioonid (elektroodide potentsiaal)
Elektronid võivad toimida keemiliste reagentidena ja poolreaktsiooni kasutatakse praktiliselt seadmetes, mida nimetatakse galvaanilisteks elementideks.
Elektroodi näide on tsinksulfaadi lahusesse sukeldatud kristallilise tsingi plaat. Pärast plaadi kastmist toimub 2 protsessi. Esimese protsessi tulemusena omandab plaat negatiivse laengu, mõne aja möödudes pärast lahusesse sukeldumist kiirused ühtlustuvad ja tekib tasakaal. Ja plaat omandab teatud elektripotentsiaali.
Elektroodi potentsiaali mõõdetakse standardse vesiniku potentsiaali suhtes.
Vase-vesiniku elektrood- kasutatud elektrood võrdluselektrood erinevates elektrokeemilistes mõõtmistes ja sisse galvaanilised elemendid. Vesinikelektrood (HE) on metallist valmistatud plaat või traat, mis imab hästi gaasi. vesinik(tavaliselt kasutatakse plaatina või pallaadium), küllastatud vesinikuga (atmosfäärirõhul) ja sukeldatud vesilahus sisaldavad vesinikioonid. Plaadi potentsiaal sõltub [ täpsustada ] H + ioonide kontsentratsiooni kohta lahuses. Elektrood on standard, mille suhtes mõõdetakse määratava keemilise reaktsiooni elektroodipotentsiaali. Vesiniku rõhul 1 atm prootoni kontsentratsioon lahuses 1 mol/l ja temperatuur 298 TO SE potentsiaal on võrdne 0 V. SE-st galvaanilise elemendi kokkupanemisel ja määratavast elektroodist toimub plaatina pinnal pöörduvalt järgmine reaktsioon:
2Н + + 2e − = H 2
see tähendab, et kumbki juhtub taastumine vesinik või see oksüdatsioon- see sõltub määrataval elektroodil toimuva reaktsiooni potentsiaalist. Mõõtes galvaanilise elektroodi emf-i standardtingimustes (vt eespool), tehakse kindlaks elektroodi standardpotentsiaal määratud keemiline reaktsioon.
HE-d kasutatakse elektrokeemilise reaktsiooni standardse elektroodi potentsiaali mõõtmiseks, mõõtmiseks kontsentratsioonid vesinikioonide (aktiivsus), nagu ka mis tahes muu ioonid. VE-d kasutatakse ka lahustuvusprodukti määramiseks ja mõne elektrokeemilise reaktsiooni kiiruskonstantide määramiseks.
Nernsti võrrand
Redokspotentsiaali sõltuvus, mis vastab permanganaadi iooni redutseerimise poolreaktsioonile happelises keskkonnas (ja, nagu juba märgitud, samal ajal Mn 2+ katiooni oksüdatsiooni poolreaktsioonile permanganaadi iooniks happeline keskkond) eespool loetletud teguritel, mis seda määravad, kirjeldatakse kvantitatiivselt Nernsti võrrandiga
Kõik Nernsti võrrandis naturaallogaritmi märgi all olevad kontsentratsioonid tõstetakse astmeni, mis vastab antud osakese stöhhiomeetrilisele koefitsiendile poolreaktsiooni võrrandis, n– oksüdeerija poolt vastuvõetud elektronide arv, R- universaalne gaasikonstant, T- temperatuur, F- Faraday number.
Mõõtke reaktsiooni ajal redokspotentsiaali reaktsioonianumas, s.o. mittetasakaalutingimustes on see võimatu, kuna potentsiaali mõõtmisel tuleb elektronid redutseerijalt oksüdeerivale ainele üle kanda mitte otse, vaid elektroode ühendava metalljuhi kaudu. Sellisel juhul tuleb välise (kompenseeriva) potentsiaali erinevuse rakendamise tõttu hoida elektronide ülekandekiirust (voolutugevust) väga madalana. Teisisõnu, elektroodide potentsiaalide mõõtmine on võimalik ainult tasakaalutingimustes, kui on välistatud otsene kontakt oksüdeeriva aine ja redutseerija vahel. Seetõttu tähistavad nurksulud Nernsti võrrandis, nagu tavaliselt, osakeste tasakaalulisi (mõõtmistingimustes) kontsentratsioone. Kuigi reaktsiooni käigus tekkivate redokspaaride potentsiaale ei saa mõõta, saab neid arvutada, asendades praegused Nernsti võrrandisse, s.t. kontsentratsioonid, mis vastavad antud ajahetkele. Kui arvestada potentsiaali muutumist reaktsiooni kulgemisel, siis esmalt on need algkontsentratsioonid, seejärel ajast sõltuvad kontsentratsioonid ja lõpuks pärast reaktsiooni lõppemist tasakaalukontsentratsioonid. Reaktsiooni kulgedes Nernsti võrrandi abil arvutatud oksüdeerija potentsiaal väheneb ja teisele poolreaktsioonile vastava redutseerija potentsiaal, vastupidi, suureneb. Kui need potentsiaalid on võrdsustatud, reaktsioon peatub ja süsteem naaseb keemilise tasakaalu olekusse.
25. Kompleksühendid on nii kristalses olekus kui ka lahuses esinevad ühendid, mille eripäraks on ligandidega ümbritsetud tsentraalse aatomi olemasolu Kompleksühendeid võib käsitleda kõrgema järgu kompleksühenditena, mis koosnevad lihtsatest molekulidest, mis on võimelised. iseseisva olemasolu lahuses Werneri koordinatsiooniteooria järgi eristab igas kompleksühendis sise- ja välissfääri. Keskne aatom koos ümbritsevate liganditega moodustab kompleksi sisemise sfääri. Tavaliselt on see nurksulgudes. Kõik muu kompleksühendis moodustab välissfääri ja kirjutatakse nurksulgudest väljapoole. Keskse aatomi ümber on paigutatud teatud arv ligande, mille määrab koordinatsiooninumber. Koordineeritud ligandide arv on kõige sagedamini 6 või 4. Ligand hõivab koordinatsioonikoha keskaatomi lähedal. Koordineerimine muudab nii ligandide kui ka keskaatomi omadusi. Sageli ei saa koordineeritud ligande tuvastada neile vabas olekus iseloomulike keemiliste reaktsioonide abil. Sisekera tihedamalt seotud osakesi nimetatakse kompleksideks (kompleksiooniks). Keskaatomi ja ligandide vahel on tõmbejõud (kovalentne side moodustub vahetus- ja (või) doonor-aktseptormehhanismi kaudu), ligandide vahel on tõukejõud. Kui sisesfääri laeng on 0, siis välist koordinatsioonisfääri ei ole.Keskne aatom (kompleksaine) on aatom või ioon, mis asub kompleksühendis kesksel positsioonil. Kompleksimoodustaja rolli täidavad kõige sagedamini osakesed, millel on vabad orbitaalid ja piisavalt suur positiivne tuumalaeng ning mis võivad seetõttu olla elektroniaktseptorid. Need on üleminekuelementide katioonid. Kõige võimsamad kompleksimoodustajad on rühmade IB ja VIIIB elemendid. Harva toimivad kompleksimoodustajatena d-elementide neutraalsed aatomid ja erineva oksüdatsiooniastmega mittemetallide aatomid. Kompleksimoodustaja pakutavate vabade aatomiorbitaalide arv määrab selle koordinatsiooniarvu. Koordinatsiooniarvu väärtus sõltub paljudest teguritest, kuid on tavaliselt võrdne kompleksi moodustava iooni kahekordse laenguga. Ligandid on ioonid või molekulid, mis on otseselt seotud kompleksimoodustajaga ja on elektronpaaride doonorid. Need on elektronirikkad süsteemid, millel on vabad ja liikuvad elektronide paarid ning mis võivad olla elektronide doonorid. P-elementide ühenditel on kompleksi moodustavaid omadusi ja need toimivad kompleksühendis ligandidena. Ligandideks võivad olla aatomid ja molekulid (valgud, aminohapped, nukleiinhapped, süsivesikud). Ligandide ja kompleksimoodustajaga moodustatud sidemete arvu alusel jagatakse ligandid mono-, bi- ja polüdentaatligandideks. Ülaltoodud ligandid - molekulid ja anioonid - on monodentaalsed, kuna need on ühe elektronipaari doonorid. Bidentaatsed ligandid hõlmavad molekule või ioone, mis sisaldavad kahte funktsionaalset rühma, mis on võimelised loovutama kahte elektronipaari. Kompleksühendi sisesfääri 3. järk on seda moodustavate osakeste laengute algebraline summa. Keerukad ühendid, millel on ioonne välissfäär, dissotsieeruvad lahuses kompleksiooniks ja välissfääri ioonideks. Nad käituvad lahjendatud lahustes tugevate elektrolüütidena: dissotsiatsioon toimub koheselt ja peaaegu täielikult. SO4 = 2+ + SO42- Kui kompleksühendi välissfääris on hüdroksiidioone, siis on see ühend tugev alus.
IA rühma kuuluvad liitium, naatrium, kaalium, rubiidium, tseesium ja frantsium. Neid elemente nimetatakse leeliselementideks.Mõnikord kuulub IA rühma ka vesinik. Seega sisaldab see rühm elemente igast seitsmest perioodist. Rühma IA elementide üldine valentselektroonika valem on ns1.Välistasandil on 1 elektron.Väga kaugel tuumast.Madalad ionisatsioonipotentsiaalid.Aatomid loovutavad 1 elektroni.Hääldatakse metallilised keskmised.Metalli omadused suurenevad aatomarvu suurenedes. Füüsikalised omadused: metallid on pehmed, kerged, sulavad, hea elektrijuhtivusega ja neil on suur negatiivne elektripotentsiaal. Keemilised omadused: 1) Säilitatakse vedelate süsivesinike kihi all (benseen, bensiin, kerasiin) 2) Oksüdeerivad ained Oksüdeerivad leelismetallid kergesti halogeniidideks, sulfiidideks, fosfiidideks. Li Na K Rb Cs metalli raadiuse suurenemine ionisatsioonienergia vähenemine elektronegatiivsuse vähenemine sulamis- ja keemistemperatuuri langus Naatriumi ja kaaliumi kasutamine 1. Peroksiidide valmistamine. 2. Naatriumi ja kaaliumi sulam – jahutusvedelik tuumaelektrijaamades. 3. Metallorgaaniliste ühendite valmistamine.
27. Perioodilise süsteemi I A ja I B rühmade elementide ja nende ühendite üldised võrdlusomadused Leelismetallid on keemiliste elementide perioodilisuse tabeli 1. rühma elemendid (vananenud klassifikatsiooni järgi - I rühma põhialarühma elemendid ): liitium Li, naatrium Na, kaalium K, rubiidium Rb, tseesium Cs ja francium Fr. Kui leelismetallid lahustatakse vees, tekivad lahustuvad hüdroksiidid, mida nimetatakse leelisteks. Perioodilises tabelis järgnevad nad kohe väärisgaasidele, seega on leelismetallide aatomite ehituse eripära see, et nad sisaldavad välisel energiatasemel ühte elektroni: nende elektronkonfiguratsioon on ns1. Ilmselgelt on leelismetallide valentselektronid kergesti eemaldatavad, kuna aatomil on energeetiliselt soodne elektroni ära anda ja inertgaasi konfiguratsioon omandada. Seetõttu iseloomustavad kõiki leelismetalle redutseerivad omadused. Seda kinnitavad nende ionisatsioonipotentsiaalide madalad väärtused (tseesiumi aatomi ionisatsioonipotentsiaal on üks madalamaid) ja elektronegatiivsus (EO). Kõik selle alarühma metallid on hõbevalge värvusega (välja arvatud hõbekollane tseesium), need on väga pehmed ja neid saab skalpelliga lõigata. Liitium, naatrium ja kaalium on veest kergemad ja hõljuvad selle pinnal, reageerides sellega. Leelismetallid esinevad looduses ühendite kujul, mis sisaldavad ühekordselt laetud katioone. Paljud mineraalid sisaldavad I rühma peamise alarühma metalle. Näiteks ortoklass ehk päevakivi koosneb kaaliumalumosilikaadist K2, sarnase naatriumi sisaldava mineraali – albiidi – koostis on Na2. Merevesi sisaldab naatriumkloriidi NaCl ja pinnas kaaliumisooli - silviit KCl, silviniit NaCl KCl, karnalliit KCl MgCl2 6H2O, polühaliit K2SO4 MgSO4 CaSO4 2H2O. Vase alarühm on keemiliste elementide perioodilisuse tabeli 11. rühma keemilised elemendid (vananenud klassifikatsiooni järgi I rühma sekundaarse alarühma elemendid). Rühma kuuluvad siirdemetallid, millest traditsiooniliselt valmistatakse münte: vask Cu, hõbe Ag ja kuld Au. Elektroonilise konfiguratsiooni struktuuri põhjal kuulub samasse rühma ka roentgenium Rg, kuid ta ei kuulu “mündirühma” (tegemist on lühiealise transaktiniidiga, mille poolestusaeg on 3,6 sekundit). Nimetust mündimetallid ei kasutata ametlikult elementide rühma 11 puhul, kuna müntide valmistamiseks kasutatakse ka muid metalle nagu alumiinium, plii, nikkel, roostevaba teras ja tsink. Kõik alarühma elemendid on keemiliselt suhteliselt inertsed metallid. Neid iseloomustavad ka kõrge tiheduse väärtused, sulamis- ja keemistemperatuurid ning kõrge soojus- ja elektrijuhtivus. Alamrühma elementide eripäraks on täidetud pre-välise alamtaseme olemasolu, mis saavutatakse elektronide hüppamise tõttu ns-alatasemelt. Selle nähtuse põhjuseks on täielikult täidetud d-alataseme kõrge stabiilsus. See omadus määrab lihtsate ainete keemilise inertsuse, keemilise passiivsuse, mistõttu kulda ja hõbedat nimetatakse väärismetallideks 28. Vesinik. Üldised omadused. Reaktsioon hapniku, halogeenide, metallide, oksiididega. Vesinikperoksiid, selle redoksomadused Vesinik on universumi kõige levinum keemiline element. See on nii Päikese kui ka paljude tähtede põhikomponent. Maakoores on vesiniku massiosa vaid 1%. Selle ühendid on aga laialt levinud, näiteks vesi H20. Loodusliku põlevgaasi koostis koosneb peamiselt süsiniku ühendist vesinikuga - metaanist CH4.Vesnikku leidub ka paljudes orgaanilistes ainetes. 1) Kui süüdate vesiniku (pärast puhtuse kontrollimist, vt allpool) ja lasete põleva vesinikuga toru hapnikuga anumasse, siis tekivad anuma seintele veepiisad: Lisanditeta vesinik põleb rahulikult. Vesiniku segu hapniku või õhuga aga plahvatab. Kõige plahvatusohtlikum segu on segu, mis koosneb kahest mahust vesinikust ja ühest mahust hapnikust – detoneerivast gaasist. Kui klaasnõus toimub plahvatus, võivad selle killud kahjustada saada
teistele haiget teha. Seetõttu on enne vesiniku süütamist vaja kontrollida selle puhtust. Selleks kogutakse katseklaasi vesinik, mis tuuakse tagurpidi leegi juurde. Kui vesinik on puhas, põleb see vaikselt, iseloomuliku "p-pang" heliga. Kui vesinik sisaldab õhulisandit, põleb see plahvatuslikult. Vesinikuga töötamisel tuleb järgida ohutusnõudeid. 2) Kui näiteks kuumutamisel lastakse vesiniku vool üle vask(II)oksiidi, siis tekib reaktsioon, mille tulemusena tekib vesi ja metalliline vask: Selles reaktsioonis toimub redutseerimisprotsess, kuna vesinik eemaldab hapnik vase aatomitest. Redutseerimisprotsess on vastupidine oksüdatsiooniprotsessile. Ained, mis eemaldavad hapnikku, klassifitseeritakse redutseerivateks aineteks. Oksüdatsiooni- ja redutseerimisprotsessid on omavahel seotud (kui üks element oksüdeerub, siis teine redutseerub ja vastupidi). 3) Halogeenid reageerivad vesinikuga, moodustades HX, ning fluori ja klooriga kulgeb reaktsioon plahvatuslikult kerge aktiveerumisega. Koostoime Br2 ja I2-ga toimub aeglasemalt. Vesinikuga reaktsiooni toimumiseks piisab, kui aktiveerida väike osa reagentidest valguse või kuumuse abil. Aktiveeritud osakesed interakteeruvad aktiveerimata osakestega, moodustades HX ja uued aktiveeritud osakesed, mis jätkavad protsessi ning kahe aktiveeritud osakese reaktsioon põhireaktsioonis lõpeb produkti moodustumisega. 4) Oksüdatsioonireaktsioonid. Vesiniku kuumutamisel I ja II põhialarühma metallidega: 2Na + H2 (300° C)® 2NaH; Ca + H2 (500-700° C)® CaH2. Vesinikperoksiid (vesinikperoksiid), H2O2, on peroksiidide lihtsaim esindaja. "Metalse" maitsega värvitu vedelik, mis lahustub vees, alkoholis ja eetris piiritult. Kontsentreeritud vesilahused on plahvatusohtlikud. Vesinikperoksiid on hea lahusti. See vabaneb veest ebastabiilse kristalse hüdraadi H2O2 2H2O kujul. Vesinikperoksiidil on nii oksüdeerivad kui ka redutseerivad omadused. See oksüdeerib nitritid nitraatideks, vabastab metalli jodiididest joodi ja lagundab kaksiksidemete kohas küllastumata ühendeid. Vesinikperoksiid vähendab happelises keskkonnas kaaliumpermanganaadi vesilahusega reageerides kulla- ja hõbedasoolasid, aga ka hapnikku. H2O2 redutseerimisel moodustub H2O või OH-, näiteks: H2O2 + 2KI + H2SO4 = I2 + K2SO4 + 2H2O Tugevate oksüdeerivate ainetega kokkupuutel avaldab H2O2 redutseerivaid omadusi, vabastades vaba hapnikku: O22− - 2e− → O2 KMnO4 reaktsiooni H2O2-ga kasutatakse keemilises analüüsis H2O2 sisalduse määramiseks: 5H2O2 + 2KMnO4 + 3H2SO4 → 5O2 + 2MnSO4 + K2SO4 + 8H2O Orgaaniliste ühendite oksüdeerimine on soovitatav läbi viia vesinikperoksiidiga (näiteks vesiniksulfiidid ja tisoolid). ) äädikhappes.
29. 2. rühma elementide ja nende ühendite omaduste üldomadused. füüsikalised ja keemilised omadused, rakendus. Sisaldab s-elemente. Be Mg Ca Br Ra Sr Kui Be välja arvata, on need polüisotoopsed. Välistasandi elementide aatomitel on 2 S-elementi vastandliku spinniga, vajaliku energia kulutamisel läheb üks element s-olekust p-olekusse. Need on metallid, kuid need on vähem aktiivsed kui leeliselised. looduses levinuim Mg Ca Be, leidub mineraali Be3AL2(SiO3)6 kujul Valmistamismeetod: sulakloriidide elektrolüüs Füüsikalised omadused: kergmetallid, kuid leelismetallidest kõvemad. Keemilised omadused: 1 Õhus on Be ja Mg pind kaetud oksiidkilega. 2.kõrgetel temperatuuridel interakteerub lämmastikuga 3.ei suhtle veega Be 4.tõrjub vesinikku hapetest (v.a lämmastik) Kasutusala: Kaltsiummetalli peamine kasutusala on selle kasutamine redutseerijana metallide tootmisel, eriti nikkel, vask ja roostevaba teras muutuvad. Kaltsiumi ja selle hüdriidi kasutatakse ka raskesti redutseeritavate metallide, näiteks kroomi, tooriumi ja uraani tootmiseks. Kaltsiumi-plii sulameid kasutatakse patareides ja laagrisulamites. Kaltsiumigraanuleid kasutatakse ka õhujälgede eemaldamiseks vaakumseadmetest
Nr 31 Leelismuldmetallid – keemilised elemendid Põhialarühma 2. rühm, välja arvatud berüllium ja magneesium: kaltsium, strontsium, baarium Ja raadium. Kuuluvad uue klassifikatsiooni järgi 2. elementide rühma IUPAC. Nii nimetatud sellepärast, et nad oksiidid- "maa" (terminoloogia järgi alkeemikud) - aruanne vesi aluseline reaktsioon. soolad leelismuldmetallid, välja arvatud raadium, on kujul looduses laialt levinud mineraalid.
Oksiidid- ained, mille molekulid koosnevad kahe elemendi aatomitest, millest üks on hapnik. Oksiidid jagunevad aluselisteks, mis moodustuvad metalliaatomitest, näiteks K2O, Fe2O3, CaO; happeline - moodustuvad mittemetallide ja mõnede metallide aatomitest nende kõrgeimas oksüdatsiooniastmes: CO2, SO3, P2O5, CrO3, Mn2O7 ja amfoteersed, näiteks ZnO, Al2O3, Cr2O3. Oksiide tekivad lihtsate ja keeruliste ainete põlemisel, samuti keeruliste ainete (soolad, alused, happed) lagunemisel.
Oksiidide keemilised omadused: 1. Leelis- ja leelismuldmetallide oksiidid interakteeruvad veega, moodustades lahustuvad alused - leelised (NaOH, KOH, Ba(OH) 2).Na2O + H2O = 2NaOH
Enamik happelisi oksiide reageerib veega, moodustades happeid: CO2 + H2O = H2CO3
2. Mõned oksiidid interakteeruvad aluseliste oksiididega: CO2 + CaO = CaCO3
3. Aluselised oksiidid interakteeruvad hapetega: BaO + 2HCl = BaCl2 + H2O
4. Happelised oksiidid reageerivad nii hapete kui ka leelistega: ZnO + 2HCl = ZnCl2 + H2O
ZnO + 2NaOH = Na2ZnO2 + H2O
Hüdroksiidid ( hüdroksiidid) - keemiliste elementide oksiidide ühendid. Peaaegu kõigi keemiliste elementide hüdroksiidid on teada; mõned neist esinevad looduslikult mineraalidena. Leelismetallide hüdroksiide nimetatakse leelisteks. Sõltuvalt sellest, kas vastav oksiid on aluseline, happeline või amfoteerne, tehakse vahet:
aluselised hüdroksiidid (põhjustel) - aluseliste omadustega hüdroksiidid (näiteks kaltsiumhüdroksiid Ca(OH) 2, kaaliumhüdroksiid KOH, naatriumhüdroksiid NaOH jne);
happelised hüdroksiidid (hapnikurikkad happed) - happeliste omadustega hüdroksiidid (näiteks lämmastikhape HNO3, väävelhape H2SO4, väävelhape H2SO3 jne)
amfoteersed hüdroksiidid millel on olenevalt tingimustest kas aluselised või happelised omadused (näiteks alumiiniumhüdroksiid Al(OH) 3, tsinkhüdroksiid Zn(OH) 2).
Karbonaadid ja süsivesinikud - soolad ja estrid süsihape (H 2 CO 3). Sooladest normaalsed karbonaadid (aniooniga CO 3 2−) ja happelised või süsivesinikud(Koos anioon NSO 3 −).
Keemilised omadused
Kuumutamisel muutuvad happelised karbonaadid tavalisteks karbonaatideks:
Tugeval kuumutamisel lagunevad tavalised karbonaadid oksiidideks ja süsinikdioksiidiks:
Karbonaadid reageerivad süsihappest tugevamate hapetega (peaaegu kõik teadaolevad happed, sealhulgas orgaanilised), vabastades süsinikdioksiidi:
Rakendus: Kaltsium-, magneesium-, baariumkarbonaate jne kasutatakse ehituses, keemiatööstuses, optikas jne. Neid kasutatakse laialdaselt tehnikas, tööstuses ja igapäevaelus. sooda (Na2CO3 ja NaHC03). Happelised karbonaadid mängivad olulist füsioloogilist rolli, olles puhverained reguleerib reaktsiooni püsivust veri .
Silikaadid ja alumosilikaadid esindavad laia rühma mineraalid . Neid iseloomustab keeruline keemiline koostis ja mõnede elementide isomorfsed asendused ning elementide kompleksid teistega. Peamised silikaate moodustavad keemilised elemendid on Si , O , Al , Fe 2+, Fe 3+, Mg , Mn , Ca , Na , K , ja Li , B , Ole , Zr , Ti , F , H , (OH) 1− või H 2 O kujul jne.
Päritolu (genees ): Endogeensed, peamiselt tardained (pürokseenid, päevakivid ), on need ka tüüpilised pegmatiidid (vilgukivi, turmaliin, berüül jne) ja skarnov (granaadid, wollastoniit). Laialt levinud moondekivimites - kiltkivi Ja gneissid (granaadid, disteen, klorit). Eksogeense päritoluga silikaadid on ilmastikumõjude või primaarsete (endogeensete) mineraalide (kaoliniit, glaukoniit, krüsokolla) muutumise saadused.
nr 32. III rühma kuuluvad boor, alumiinium, gallium, indium, tallium (peamine alarühm), aga ka skandium, ütrium, lantaan ja lantaniidid, aktiinium ja aktiniidid (kõrvalrühm).
Põhialarühma elementide väliselektroonilisel tasemel on kolm elektroni (s 2 p 1). Nad loobuvad kergesti nendest elektronidest või moodustavad kolm paaritu elektroni ühe elektroni ülemineku tõttu p-tasemele. Boori ja alumiiniumi iseloomustavad ühendid, mille oksüdatsiooniaste on +3. Galliumi alarühma elementidel (gallium, indium, tallium) on välisel elektroonilisel tasandil samuti kolm elektroni, mis moodustavad s 2 p 1 konfiguratsiooni, kuid need asuvad pärast 18-elektronilist kihti. Seetõttu on galliumil erinevalt alumiiniumist selgelt mittemetallilised omadused. Need omadused seerias Ga, In, Tl nõrgenevad ja metallilised omadused suurenevad.
Skandiumi alamrühma elementidel on ka kolm elektroni välisel elektroonilisel tasandil. Need elemendid kuuluvad aga ülemineku d-elementide hulka, nende valentskihi elektrooniline konfiguratsioon on d 1 s 2. Kõik kolm elementi annavad need elektronid üsna kergesti ära. Lantaniidi alamrühma elementidel on välise elektroonilise nivoo eripärane konfiguratsioon: nende 4f tase on üles ehitatud ja d tase kaob. Alates tseeriumist on kõik elemendid peale gadoliiniumi ja luteetsiumi elektronkonfiguratsiooniga välise elektrontaseme 4f n 6s 2 (gadoliiniumil ja luteetiumil on elektronid 5d 1). Arv n varieerub vahemikus 2 kuni 14. Seetõttu osalevad valentssidemete moodustumisel s- ja f-elektronid. Kõige sagedamini on lantaniidide oksüdatsiooniaste +3, harvem +4.
Aktiniidi valentskihi elektrooniline struktuur on paljuski sarnane lantaniidi valentskihi elektroonilise struktuuriga. Kõik lantaniidid ja aktiniidid on tüüpilised metallid.
Kõigil III rühma elementidel on väga tugev afiinsus hapniku suhtes ja nende oksiidide moodustumisega kaasneb suure hulga soojuse eraldumine.
III rühma elemendid leiavad väga erinevaid rakendusi.
33. Füüsikalised omadused. Alumiinium on hõbevalge kergmetall, mis sulab 660 °C juures. Väga plastiline, kergesti traadiks tõmmatav ja lehtedeks rullitav: sellest saab valmistada alla 0,01 mm paksuse fooliumi. Alumiiniumil on väga kõrge soojus- ja elektrijuhtivus. Selle sulamid erinevate metallidega on tugevad ja kerged.
Keemilised omadused. Alumiinium on väga aktiivne metall. Pingete reas tuleb see pärast leelis- ja leelismuldmetalle. Kuid see on õhus üsna stabiilne, kuna selle pind on kaetud väga tiheda oksiidkilega, mis kaitseb metalli õhuga kokkupuute eest. Kui alumiiniumtraadilt eemaldatakse kaitsev oksiidkile, hakkab alumiinium intensiivselt suhtlema õhus oleva hapniku ja veeauruga, muutudes lahtiseks massiks - alumiiniumhüdroksiidiks:
4 Al + 3 O 2 + 6 H 2 O = 4 Al(OH) 3
Selle reaktsiooniga kaasneb soojuse eraldumine.
Alumiinium, mis on puhastatud kaitsvast oksiidkilest, reageerib veega, vabastades vesiniku:
2 Al + 6 H 2 O = 2 Al(OH) 3 + 3 H 2
Alumiinium lahustub hästi lahjendatud väävel- ja vesinikkloriidhappes:
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
Lahjendatud lämmastikhape passiveerib alumiiniumi külmas, kuid kuumutamisel lahustub selles alumiinium, vabastades näiteks lämmastikmonooksiidi, lämmastikhemioksiidi, vaba lämmastikku või ammoniaaki:
8 Al + 30 HNO 3 = 8 Al(NO 3) 3 + 3 N 2 O + 15 H 2 O
Kontsentreeritud lämmastikhape passiveerib alumiiniumi.
Kuna alumiiniumoksiid ja hüdroksiid on amfoteersed
Omadused, alumiinium lahustub kergesti kõigi leeliste vesilahustes, välja arvatud ammooniumhüdroksiid:
2 Al + 6 KOH + 6 H 2 O = 2 K 3 [Al (OH) 6 ] + 3 H 2
Pulberalumiinium interakteerub kergesti halogeenide, hapniku ja kõigi mittemetallidega. Reaktsioonide käivitamiseks on vajalik kuumutamine, seejärel kulgevad need väga intensiivselt ja nendega kaasneb suure hulga soojuse vabanemine:
2 Al + 3 Br 2 = 2 AlBr 3 (alumiiniumbromiid)
4 Al + 3 O 2 = 2 Al 2 O 3 (alumiiniumoksiid)
2 Al + 3 S = Al 2 S 3 (alumiiniumsulfiid)
2 Al + N 2 = 2 AlN (alumiiniumnitriid)
4 Al + 3 C = Al 4 C 3 (alumiiniumkarbiid)
Alumiiniumsulfiid võib eksisteerida ainult tahkel kujul. Vesilahustes läbib see täieliku hüdrolüüsi alumiiniumhüdroksiidi ja vesiniksulfiidi moodustumisega:
Al 2 S 3 + 6 H 2 O = 2 Al (OH) 3 + 3 H 2 S
Alumiinium eemaldab kergesti hapnikku ja halogeene teiste metallide oksiididest ja sooladest. Reaktsiooniga kaasneb suure hulga soojuse vabanemine:
8 Al + 3 Fe 3 O 4 = 9 Fe + 4 Al 2 O 3
Metallide redutseerimist nende oksiididest alumiiniumiga nimetatakse aluminotermiaks. Aluminotermiat kasutatakse mõnede haruldaste metallide tootmisel, mis moodustavad hapnikuga tugeva sideme (nioobium, tantaal, molübdeen, volfram jne), samuti keevitussiinide jaoks. Kui kasutate peene alumiiniumipulbri ja magnetilise rauamaagi Fe 3 O 4 (termiit) segu süttimiseks spetsiaalset kaitsmega, kulgeb reaktsioon spontaanselt, segu kuumutades temperatuurini 3500 ° C. Sellel temperatuuril on raud sulas olekus.
Kviitung. Alumiinium saadi esmalt alumiiniumkloriidist naatriummetalliga redutseerimisel:
AlCl3 + 3 Na = 3 NaCl + Al
Praegu saadakse seda sulasoolade elektrolüüsil elektrolüütvannides (joonis 46). Elektrolüüt on sulatis, mis sisaldab 85-90% krüoliiti - komplekssoola 3NaF·AlF 3 (või Na 3 AlF 6) ja 10-15% alumiiniumoksiidi - alumiiniumoksiidi Al 2 O 3. See segu sulab temperatuuril umbes 1000 °C.
Rakendus. Alumiiniumi kasutatakse väga laialdaselt. Seda kasutatakse raadiotehnikas kasutatava fooliumi valmistamiseks ja toiduainete pakendamiseks. Teras- ja malmtooted on kaetud alumiiniumiga, et kaitsta neid korrosiooni eest: tooteid kuumutatakse 1000 °C-ni alumiiniumipulbri (49%), alumiiniumoksiidi (49%) ja alumiiniumkloriidi (2%) segus. Seda protsessi nimetatakse aluminiseerimiseks.
Alumiiniumtooted taluvad kuumutamist kuni 1000 °C ilma roosteta. Suure kerguse ja tugevuse poolest eristuvaid alumiiniumsulameid kasutatakse soojusvahetite tootmisel, lennukiehituses ja masinaehituses.
Alumiiniumoksiid Al 2 O 3. See on valge aine, mille sulamistemperatuur on 2050 °C. Looduses esineb alumiiniumoksiid korundi ja alumiiniumoksiidi kujul. Mõnikord leitakse ilusa kuju ja värviga läbipaistvaid korundkristalle. Kroomiühendite poolt punaseks värvitud korundi nimetatakse rubiiniks ning titaani- ja rauaühendite poolt värvitud sinist safiiriks. Rubiin ja safiir on vääriskivid. Praegu on neid üsna lihtne kunstlikult saada.
Bor-element kolmanda rühma põhialagrupp, teine periood keemiliste elementide perioodiline tabel D.I. Mendelejev koos aatomnumber 5. Tähistatakse sümboliga B(boorium). Vabas olekus boor- värvitu, hall või punane kristalne või tume amorfne aine. Teada on üle 10 boori allotroopse modifikatsiooni, mille tekke ja omavahelised üleminekud määrab boori saamise temperatuur.
Kviitung
Puhtaim boor saadakse boorhüdriidide pürolüüsi teel. Seda boori kasutatakse pooljuhtmaterjalide ja peenkeemiliste sünteeside tootmiseks.
1. Metallotermia meetod (tavaliselt redutseerimine magneesiumi või naatriumiga):
2. Boorbromiidi aurude termiline lagunemine kuumal (1000-1200°C) tantaaltraadil vesiniku juuresolekul:
Füüsikalised omadused
Äärmiselt kõva aine (teine on teemant, süsiniknitriid, boornitriid (borasoon), boorkarbiid, boor-süsinik-räni sulam, skandium-titaankarbiid). Sellel on rabedus ja pooljuhtomadused (laia vahega pooljuht).
Keemilised omadused
Paljude füüsikaliste ja keemiliste omaduste poolest sarnaneb mittemetalliline boor räni.
Keemiline boor on üsna inertne ja reageerib toatemperatuuril ainult sellega fluor:
Kuumutamisel reageerib boor teiste halogeenidega, moodustades trihalogeniide, koos lämmastik moodustab boornitriidi BN, koos fosforit- fosfiid BP, süsinikuga - erineva koostisega karbiidid (B 4 C, B 12 C 3, B 13 C 2). Hapniku atmosfääris või õhus kuumutamisel põleb boor suure soojuseraldusega, moodustades oksiidi B 2 O 3:
Boor ei interakteeru otseselt vesinikuga, kuigi on teada üsna suur hulk erineva koostisega boorhüdriide (boraane), mis saadakse leelis- või leelismuldmetallide boriidide töötlemisel happega:
Tugeval kuumutamisel on booril taastavad omadused. See on võimeline näiteks taastama räni või fosforit nende oksiididest:
Seda boori omadust saab seletada booroksiidi B 2 O 3 keemiliste sidemete väga suure tugevusega.
Oksüdeerivate ainete puudumisel on boor leeliselahuste suhtes vastupidav. Kuumas lämmastik- ja väävelhappes ning veekogus lahustub boor, moodustades boorhappe.
Booroksiid on tüüpiline happeline oksiid. See reageerib veega, moodustades boorhappe:
Kui boorhape interakteerub leelistega, ei moodustu soolad mitte boorhappest endast - boraatidest (sisaldavad BO 3 3-aniooni), vaid näiteks tetraboraatidest:
Rakendus
Elementaarne boor
Boor (kiudude kujul) toimib paljude komposiitmaterjalide tugevdajana.
Boori kasutatakse sageli ka elektroonikas juhtivuse tüübi muutmiseks räni.
Boori kasutatakse metallurgias mikrolegeeriva elemendina, mis suurendab oluliselt teraste karastuvust.
34.hara4A rühma elementide omadused. Tina, plii.
(lisa)
Rühma kuulub 5 elementi: kaks mittemetalli - süsinik ja räni, mis asuvad perioodilise süsteemi teises ja kolmandas perioodis ning 3 metalli - germaanium (vaheühend mittemetallide ja metallide, tina ja plii vahel, mis asuvad suurte elementide lõpus perioodid - IV, V, VI Kõigile nendele elementidele on iseloomulik see, et nende välisel energiatasemel on 4 elektroni ja seetõttu võivad neil olla oksüdatsiooniaste vahemikus +4 kuni -4. Need elemendid moodustavad vesinikuga gaasilisi ühendeid: CH4 , SiH4, SnH4, PbH4.õhus kuumutamisel ühinevad nad hapniku alarühma elementide, väävli ja halogeenidega.Oksüdatsiooniaste +4 saadakse, kui 1s elektron liigub vabale p-orbitaalile.
Aatomi raadiuse suurenedes väliste elektronide ja tuuma vahelise sideme tugevus väheneb. Mittemetallilised omadused vähenevad ja metallilised omadused suurenevad. (sulamis- ja keemistemperatuur langeb jne)
Süsinik (C), räni (Si), germaanium (Ge), tina (Sn), plii (Pb) on PSE peamise alarühma 4. rühma elemendid. Välimisel elektronkihil on nende elementide aatomitel 4 elektroni: ns 2 np 2. Alarühmas elemendi aatomarvu suurenedes aatomi raadius suureneb, mittemetallilised omadused nõrgenevad ja metallilised omadused suurenevad: süsinik ja räni on mittemetallid, germaanium, tina, plii on metallid.
Üldised omadused. Süsinik ja räni
Süsiniku alarühm, mis hõlmab süsinikku, räni, germaaniumi, tina ja pliid, on perioodilise tabeli 4. rühma peamine alarühm.
Nende elementide aatomite välises elektronkihis on 4 elektroni ja nende elektroonilise konfiguratsiooni üldiselt saab kirjutada järgmiselt: ns 2 np 2, kus n on perioodi number, milles keemiline element paikneb. Rühmas ülalt alla liikudes mittemetallilised omadused nõrgenevad ja metallilised suurenevad, mistõttu süsinik ja räni on mittemetallid ning tina ja plii omavad tüüpiliste metallide omadusi. Moodustades kovalentseid polaarseid sidemeid vesinikuaatomitega, on C ja Si formaalne oksüdatsiooniaste -4 ning aktiivsemate mittemetallide (N, O, S) ja halogeenide korral on neil oksüdatsiooniaste +2 ja +4. Reaktsioonimehhanismi selgitamisel , kasutatakse mõnikord süsiniku isotoopi 13 C (märgistatud aatomi meetod). Seetõttu on kasulik teada, et süsiniku isotoopide arvukus on: 12 C - 98,89% ja 13 C - 1,11%. Kui piirduda isotoopide loetlemisega, mille arvukus on üle 0,01%, siis ränil on 3 sellist isotoopi, germaaniumil 5, tinal 10 ja pliil 4 stabiilset isotoopi.
Normaaltingimustes võib süsinik eksisteerida kahe allotroopi kujul
modifikatsioonid: teemant ja grafiit; ülipuhas kristalliline räni
Pooljuht.
Süsiniku alarühma elementide (E) ühendite hulgas vesinikuga käsitleme EN 4 tüüpi ühendeid. E-aatomi tuuma laengu suurenemisega väheneb hüdriidide stabiilsus.
C-lt Pb-le minnes on +4 oksüdatsiooniastmega ühendite stabiilsus
väheneb ja +2 korral suureneb. EO 2 oksiidide happelisus väheneb ja EO oksiidide aluseline iseloom suureneb.
Süsinik
Süsinik esineb looduslikult teemandi ja grafiidi kujul. Fossiilsed söed sisaldavad seda: 92% antratsiidis ja 80% pruunsöes. Koherentses olekus leidub süsinikku karbiidides: CaCO 3 kriit, lubjakivi ja marmor, MgCO 3 CaCO 3 - dolomiit,
MgCO 3 - magnesiit. Süsinik õhus sisaldub süsinikdioksiidi kujul (0,03% mahust). Süsinik sisaldub ka merevees lahustunud ühendites.
Süsinikku leidub taimedes ja loomades ning seda leidub naftas ja maagaasis.
Reaktsioonides aktiivsete mittemetallidega oksüdeerub süsinik kergesti:
2 C + O 2 = 2 CO,
C + 2 F 2 = CF 4.
Süsinikul võib olla ka redutseerivaid omadusi, kui ta suhtleb keerukate ainetega:
C + 2 CuO = 2 Cu + CO 2,
C + 2 H 2 SO 4 (konts.) = CO 2 + 2 SO 2 + H 2 O,
2 C + BaSO 4 = BaS + 2 CO 2.
Reaktsioonides metallide ja vähemaktiivsete mittemetallidega on süsinik oksüdeerija: 2C + H 2 = C 2 H 2,
2 C + Ca CaC 2,
3 C + 4 Al = Al 4 C 3.
Alumiiniumkarbiid on tõeline karbiid: iga süsinikuaatom on metalliaatomitega ühendatud kõigi nelja valentssidemega. Kaltsiumkarbiid on atsetüleniid, kuna süsinikuaatomite vahel on kolmikside. Seega, kui alumiiniumkarbiidid interakteeruvad veega, eraldub metaan ja kaltsiumkarbiidi kokkupuutel veega vabaneb atsetüleen.
Al4C3 + 12H2O = 4Al(OH)3 + 3CH4,
CaC2 + 2H2O = Ca(OH)2 + C2H2.
Kivisütt kasutatakse kütusena ja sünteesgaasi tootmiseks. Elektroodid on valmistatud grafiidist, moderaatorina kasutatakse grafiitvardaid
neutronid tuumareaktorites. Teemante kasutatakse lõikeriistade ja abrasiivide valmistamiseks, lihvitud teemandid on vääriskivid.
Räni
Räni esineb looduses ainult seotud kujul ränidioksiidi SiO2 ja erinevate ränihappesoolade (silikaatide) kujul. See on maakoores (hapniku järel) suuruselt teine keemiline element (27,6%).
1811. aastal said prantslased J. L. Gay-Lussac ja L. J. Tener reaktsioonil pruunikaspruuni aine (räni):
SiF 4 + 4 K = 4 KF + Si
ja alles 1824. aastal rootslane J. Berzelius, kes sai räni reaktsiooni teel:
K 2 SiF 6 + 4 K = 6 KF + Si,
tõestas, et see on uus keemiline element. Nüüd saadakse räni ränidioksiidist:
SiO 2 + 2 Mg = Si + 2 MgO,
3SiO 2 + 4Al = Si + 2Al 2 O 3,
redutseerides seda magneesiumi või süsinikuga. Samuti selgub silaani lagunemisel:
SiH4 = Si + 2 H2.
Reaktsioonides mittemetallidega võib räni oksüdeerida (st Si on redutseerija):
Si + O 2 = SiO 2,
Si + 2 F 2 = SiF 4,
Räni lahustub leelistes:
Si + 2 NaOH + H 2 O = Na 2 SiO 3 + 2 H 2,
hapetes (va vesinikfluoriidhape) lahustumatu.
Reaktsioonides metallidega on ränil oksüdeerivad omadused:
2 Mg + Si = Mg 2 Si.
Magneesiumsilitsiidi lagundamisel vesinikkloriidhappega saadakse silaan:
Mg2Si + 4 HCl = 2MgCl2 + SiH4.
Räni kasutatakse paljude raual ja vasel põhinevate sulamite tootmiseks
ja alumiiniumist. Räni lisamine terasele ja malmile parandab nende mehaanilisi omadusi. Suured ränilisandid annavad rauasulamitele happekindluse.
Ülipuhas räni on pooljuht ja seda kasutatakse mikrokiipide valmistamiseks ja päikesepatareide tootmiseks.
Hapnikuühendid. Ettevalmistus, omadused ja rakendused
Süsinikoksiidid
Vingugaas (II) (CO - süsinikmonooksiid)
CO on mürgine gaas, värvitu ja lõhnatu, vees halvasti lahustuv.
Kviitung
Laboris saadakse CO sipelg- või oksaalhappe lagundamisel (kontsentreeritud H2SO4 juuresolekul):
HCOOH = CO + H2O,
H 2 C 2 O 4 = CO + CO 2 + H 2 O
või kuumutades tsingitolmu kaltsiumkarbonaadiga:
CaCO 3 + Zn = CaO + ZnO + CO.
Tehaseseadetes toodetakse süsinikdioksiidi õhu või süsinikdioksiidi juhtimisel läbi kuuma kivisöe:
2C + O 2 = 2CO,
Omadused
Süsinikmonooksiidi mürgine toime on tingitud asjaolust, et hemoglobiini afiinsus süsinikmonooksiidi suhtes on suurem kui hapniku suhtes. Sel juhul moodustub karboksühemoglobiin ja blokeerib seeläbi hapniku ülekande kehas.
Süsinik (II) oksiid oksüdeerub ja põleb kergesti õhu käes, eraldades suurel hulgal soojust:
2 CO + O 2 = 2 CO 2 + 577 kJ/mol.
CO redutseerib paljusid metalle nende oksiididest:
FeO + CO = Fe + CO 2,
CuO + CO = Cu + CO 2 .
CO läbib kergesti liitumisreaktsioone:
CO + Cl 2 = COCl 2,
CO + NaOH = HCOONa,
Ni + 4 CO = Ni(CO) 4 .
Tööstuses ei kasutata sageli mitte puhast CO-d, vaid selle erinevaid segusid teiste gaasidega. Tootjagaas toodetakse šahtahjus õhu juhtimisel läbi kuuma kivisöe:
2 C + O 2 = 2 CO + 222 kJ.
Vesigaas saadakse veeauru juhtimisel läbi kuuma kivisöe:
C + H2O = CO + H2 - 132 kJ.
Esimene reaktsioon on eksotermiline ja teine reaktsioon toimub soojuse neeldumisega. Mõlema protsessi vaheldumisel on võimalik hoida ahjus vajalikku temperatuuri. Generaatori ja veegaasi ühendamisel saadakse segagaas. Neid gaase ei kasutata mitte ainult kütusena, vaid ka näiteks metanooli sünteesiks:
CO + 2H2 = CH3OH.
Süsinikoksiid (IV) (CO 2 - süsinikdioksiid)
CO 2 on värvitu, mittesüttiv ja lõhnatu gaas. See vabaneb loomade hingamisel. Taimed neelavad CO 2 ja eraldavad hapnikku. Õhk sisaldab tavaliselt 0,03% süsihappegaasi. Inimtegevuse tõttu (kontrollimatu metsade hävitamine,
põletades üha rohkem kivisütt, naftat ja gaasi), suureneb CO 2 sisaldus atmosfääris järk-järgult, mis põhjustab kasvuhooneefekti ja ähvardab inimkonda keskkonnakatastroofiga.
Kviitung
Laboris saadakse CO 2 Kippi aparaadis marmori töötlemisel vesinikkloriidhappega:
CaCO 3 + 2HCl = CaCl 2 + H 2 O + CO 2.
On palju reaktsioone, mille tulemuseks on CO 2:
KHCO 3 + H 2 SO 4 = KHSO 4 + H 2 O + CO 2,
C + O 2 = CO 2,
2 CO + O 2 = 2 CO 2,
Ca(HCO 3) 2 CaCO 3 Ї + CO 2 + H 2 O,
CaCO 3 = CaO + CO 2,
BaSO 4 + 2 C = BaS + 2 CO 2,
C + 2 H 2 SO 4 (konts.) = CO 2 + 2 SO 2 + 2H 2 O,
C + 4 HNO 3 (konts.) = CO 2 + 4 NO 2 + 2 H 2 O.
Omadused
Kui CO 2 lahustub vees, moodustub süsihape:
H 2 O + CO 2 = H 2 CO 3.
CO 2 puhul on teada kõik need reaktsioonid, mis on iseloomulikud happeoksiididele:
Na 2 O + CO 2 = Na 2 CO 3,
Ca(OH)2 + 2CO2 = Ca(HCO3)2,
Ca(OH) 2 + CO 2 = CaCO 3 + H 2 O.
Süttinud Mg põleb edasi süsihappegaasis:
CO 2 + 2 Mg = 2 MgO + C.
Süsinikhape on nõrk kahealuseline hape:
H 2 O + CO 2 = H 2 CO 3
H + +HCO 3 - = H + +CO 3 2-
ja võivad nõrgemad happed nende soolade lahustest välja tõrjuda:
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.
Süsihappe soolad. Karbonaadid ja vesinikkarbonaadid
Üldised soolade saamise meetodid on tüüpilised ka süsihappesoolade saamiseks:
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.
Leelismetall- ja ammooniumkarbonaadid lahustuvad hästi vees ja
alluvad hüdrolüüsile. Kõik muud karbonaadid on praktiliselt lahustumatud:
Na 2 CO 3 + H 2 O = 2 Na + + OH - + HCO 3 - .
Suhteliselt madalal kuumutamisel lagunevad süsivesinikud:
Ca(HCO 3) 2 = CaCO 3 + CO 2 + H 2 O.
Karbonaatide kaltsineerimisel saadakse metallioksiidid ja CO 2:
CaCO 3 = CaO + CO 2.
Karbonaadid lagunevad kergesti tugevamate (kui süsihappegaaside) hapetega:
MgCO 3 + 2HCl = MgCl 2 + CO 2 + H 2 O.
CaCO 3 + 2HCl = CaCl 2 + CO 2 + H 2 O.
Karbonaatide liivaga kaltsineerimisel tõrjub SiO 2 välja lenduvama oksiidi:
Na 2 CO 3 + SiO 2 = Na 2 SiO 3 + CO 2.
Rakendus
Naatriumkarbonaat Na 2 CO 3 (soodatuhk) ja selle kristallhüdraat Na 2 CO 3 10H 2 O
(kristalne sooda) kasutatakse klaasi-, seebi- ning tselluloosi- ja paberitööstuses. Naatriumvesinikkarbonaat NaHCO 3 (söögisooda)
kasutatakse toiduainetööstuses ja meditsiinis. Paekivi on ehituskivi ja tooraine lubja tootmiseks.
Räni(IV)oksiidid (SiO 2 )
Ränidioksiid SiO 2 esineb looduses kristallilise (peamiselt kvartsi) ja amorfse (näiteks opaal SiO 2 nH 2 O) kujul.
Kviitung
SiO 2 on happeline oksiid, mida saab saada järgmiste reaktsioonide kaudu:
Si + O 2 = SiO 2,
H 2 SiO 3 = SiO 2 + H 2 O,
SiH 4 + 2O 2 = SiO 2 + 2H 2 O.
Omadused
Suheldes metallide või süsinikuga, saab SiO 2 redutseerida räniks
SiO 2 + 2 Mg = Si + 2 MgO,
SiO 2 + 2 C = Si + 2 CO
või anda karborund (SiC) SiO 2 + 3 C = SiC + 2 CO.
Kui SiO 2 sulatatakse metallioksiidide, leeliste ja mõnede sooladega, tekivad silikaadid:
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.
Happed ei mõjuta SiO 2. Erandiks on vesinikfluoriidhape:
SiO 2 + 4HF = SiF 4 + 2H 2 O,
SiF 4 + 2HF = H 2,
SiO2 + 6HF = H2 + 2H2O.
Ränihape H 2 SiO 3 on ränihapete perekonnast kõige lihtsam. Selle üldvalem on xSiO 2 yH 2 O. Seda saab saada silikaatidest
Na 2 SiO 3 + 2 HCl = H 2 SiO 3 + 2 NaCl.
Kuumutamisel ränihape laguneb:
H 2 SiO 3 = SiO 2 + H 2 O.
Silikaadid
Tuntud on sadu silikaatmineraale. Need moodustavad 75% maakoore massist. Nende hulgas on palju alumosilikaate. Silikaadid on tsemendi, klaasi, betooni ja tellise põhikoostisosa.
Vees lahustuvad ainult Na- ja K-silikaadid, mille vesilahuseid nimetatakse vedelaks klaasiks. Nendel lahustel tekib hüdrolüüsil aluseline reaktsioon. Neid kasutatakse happekindla tsemendi ja betooni tootmiseks.
