REAKCJE REDOKS
Reakcje, w których następuje zmiana stopnia utlenienia atomów pierwiastków tworzących reagujące związki są nazywane redoks.
Stan utlenienia(co) to ładunek pierwiastka w związku, obliczony na podstawie założenia, że związek składa się z jonów. Oznaczanie stopnia utlenienia przeprowadza się według następujących przepisów:
1. Stopień utlenienia pierwiastka w prostej substancji, na przykład w Zn, Ca, H2, Br2, S, O2, wynosi zero.
2. Stopień utlenienia tlenu w związkach wynosi zwykle –2. Wyjątkiem są nadtlenki H 2 +1 O 2 –1, Na 2 +1 O 2 –1 i fluorotlenek tlenu O +2 F 2.
3. Stopień utlenienia wodoru w większości związków wynosi +1, z wyjątkiem wodorków podobnych do soli, na przykład Na +1 H -1.
4. Metale alkaliczne mają stały stopień utlenienia (+1); beryl Be i magnez Mg (+2); metale ziem alkalicznych Ca, Sr, Ba (+2); fluor (–1).
5. Suma algebraiczna stopni utlenienia pierwiastków w cząsteczce obojętnej jest równa zeru, w jonie zespolonym - ładunek jonu.
Jako przykład obliczmy stopień utlenienia chromu w związku K 2 Cr 2 O 7 i azotu w anionie (NO 2) -
K 2 +1 Kr 2 X O 7 –2 2∙(+1)+ 2 X + 7 (–2) = 0 X = + 6
(NIE 2) – X + 2 (–2) = –1 X = + 3
W reakcjach redoks elektrony są przenoszone z jednego atomu, cząsteczki lub jonu na inny. Utlenianie – proces utraty elektronów przez atom, cząsteczkę lub jon, któremu towarzyszy wzrost stopnia utlenienia. Powrót do zdrowia – proces dodawania elektronów, któremu towarzyszy spadek stopnia utlenienia.
-4 -3 -2 -1 0 +1 +2 +3 +4 +5 +6 +7 +8
Proces odzyskiwania
Utlenianie i redukcja to procesy wzajemnie powiązane, które zachodzą jednocześnie.
Utleniacze są nazywane substancje (atomy, jony lub cząsteczki), które podczas reakcji zyskują elektrony, konserwatorzy – substancje oddające elektrony. Utleniaczami mogą być atomy halogenu i tlen, dodatnio naładowane jony metali (Fe 3+, Au 3+, Hg 2+, Cu 2+, Ag +), jony złożone i cząsteczki zawierające atomy metali na najwyższym stopniu utlenienia (KMnO 4, K 2 Cr 2 O 7, NaBiO 3 itp.), atomy niemetali na dodatnim stopniu utlenienia (HNO 3, stężony H 2 SO 4, HClO, HClO 3, KClO 3, NaBrO itp.).
Typowymi środkami redukującymi są prawie wszystkie metale i wiele niemetali (węgiel, wodór) w stanie wolnym, ujemnie naładowane jony niemetali (S 2-, I-, Br-, Cl- itp.), dodatnio naładowane jony metali na najniższym stopniu utlenienia (Sn 2+, Fe 2+, Cr 2+, Mn 2+, Cu + itp.).
Związki zawierające pierwiastki na maksymalnym i minimalnym stopniu utlenienia mogą być odpowiednio albo samymi utleniaczami (KMnO 4, K 2 Cr 2 O 7, HNO 3, H 2 SO 4, PbO 2), albo tylko reduktorami (KI, Na 2S, NH3). Jeżeli substancja zawiera pierwiastek na pośrednim stopniu utlenienia, to w zależności od warunków reakcji może być zarówno utleniaczem, jak i reduktorem. Na przykład azotyn potasu KNO 2, zawierający azot na stopniu utlenienia +3, nadtlenek wodoru H 2 O 2, zawierający tlen na stopniu utlenienia -1, wykazują właściwości redukujące w obecności silnych środków utleniających i podczas interakcji z aktywnymi środkami redukującymi środki utleniające.
Przy układaniu równań reakcji redoks zaleca się zachowanie następującej kolejności:
1. Zapisz wzory substancji wyjściowych. Określ stopień utlenienia pierwiastków, które mogą go zmienić, znajdź utleniacz i reduktor. Zapisz produkty reakcji.
2. Układać równania procesów utleniania i redukcji. Dobierz mnożniki (główne współczynniki) tak, aby liczba elektronów oddanych podczas utleniania była równa liczbie elektronów przyjętych podczas redukcji.
3. Uporządkuj współczynniki w równaniu reakcji.
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
środek redukujący utleniacz
utlenianie S -2 – 2ē → S 0 ½3
redukcja 2Cr +6 + 6ē → 2Cr +3 ½1
Charakter wielu reakcji redoks zależy od środowiska, w którym zachodzą. Do wytworzenia środowiska kwaśnego najczęściej stosuje się rozcieńczony kwas siarkowy, a do wytworzenia środowiska zasadowego stosuje się roztwory wodorotlenków sodu lub potasu.
Wyróżnia się trzy rodzaje reakcji redoks: międzycząsteczkowe, wewnątrzcząsteczkowe i dysproporcjonacyjne. Międzycząsteczkowy reakcje redoks - są to reakcje, w których utleniacz i reduktor znajdują się w różnych substancjach. Reakcja omówiona powyżej należy do tego typu. DO wewnątrzcząsteczkowy reakcje obejmują w którym utleniacz i reduktor znajdują się w tej samej substancji.
2KCl +5 O 3 -2 = 2KCl -1 + 3O 2 0
redukcja Cl +5 + 6ē → Cl - ½2 Cl +5 - środek utleniający
utlenianie 2O -2 - 4ē → O 2 0 ½3 O -2 - środek redukujący
W reakcjach dysproporcja(autoutlenianie - samoleczenie) cząsteczki tej samej substancji reagują ze sobą jako środek utleniający i jako środek redukujący.
3K 2 Mn +6 O 4 + 2H 2 O = 2KMn +7 O 4 + Mn +4 O 2 + 4KOH
utlenianie Mn +6 - ē → Mn +7 ½ 2 Mn +6 - środek redukujący
redukcja Mn +6 + 2ē → Mn +4 ½ 1 Mn +6 - utleniacz
Typ lekcji. Zdobywanie nowej wiedzy.
Cele Lekcji.Edukacyjny. Zapoznanie studentów z nową klasyfikacją reakcji chemicznych bazującą na zmianach stopni utlenienia pierwiastków – reakcje utleniania-redukcji (ORR); uczyć studentów układania współczynników metodą wagi elektronicznej.
Rozwojowy. Kontynuuj rozwój logicznego myślenia, umiejętności analizowania i porównywania oraz rozwijaj zainteresowanie tematem.
Edukacyjny. Kształtować naukowy światopogląd studentów; poprawić umiejętności pracy.
Metody i techniki metodologiczne. Opowiadanie, rozmowa, pokaz pomocy wizualnych, samodzielna praca uczniów.
Sprzęt i odczynniki. Reprodukcja z wizerunkiem Kolosa Rodyjskiego, algorytm porządkowania współczynników metodą wagi elektronicznej, tabela typowych środków utleniających i redukujących, krzyżówka; Roztwory Fe (gwóźdź), NaOH, CuSO 4.
PODCZAS ZAJĘĆ
Część wprowadzająca
(motywacja i wyznaczanie celów)
Nauczyciel. W III wieku. PNE. Na wyspie Rodos wzniesiono pomnik w postaci ogromnego posągu Heliosa (greckiego boga słońca). Imponujący projekt i doskonałe wykonanie Kolosa z Rodos – jednego z cudów świata – zadziwiły każdego, kto go zobaczył.
Nie wiemy dokładnie, jak wyglądał posąg, ale wiemy, że został wykonany z brązu i osiągnął wysokość około 33 m. Posąg wykonał rzeźbiarz Haret, a jego budowa trwała 12 lat.
Brązowa skorupa została przymocowana do żelaznej ramy. Pustą statuę zaczęto budować od dołu, a w miarę wzrostu zapełniano ją kamieniami, aby była bardziej stabilna. Około 50 lat po ukończeniu Colossus zawalił się. Podczas trzęsienia ziemi pękła na wysokości kolan.
Naukowcy uważają, że prawdziwą przyczyną kruchości tego cudu była korozja metalu. A proces korozji opiera się na reakcjach redoks.
Dzisiaj na lekcji dowiecie się o reakcjach redoks; poznać pojęcia „reduktor” i „utleniacz”, poznać procesy redukcji i utleniania; nauczyć się umieszczać współczynniki w równaniach reakcji redoks. Zapisz datę i temat lekcji w zeszytach ćwiczeń.
Nauka nowego materiału
Nauczyciel przeprowadza dwa doświadczenia demonstracyjne: oddziaływanie siarczanu miedzi(II) z alkaliami oraz oddziaływanie tej samej soli z żelazem.
Nauczyciel. Zapisz równania molekularne zachodzących reakcji. W każdym równaniu uporządkuj stopnie utlenienia pierwiastków we wzorach substancji wyjściowych i produktów reakcji.
Student zapisuje na tablicy równania reakcji i przypisuje stopnie utlenienia:
Nauczyciel. Czy w tych reakcjach zmieniły się stopnie utlenienia pierwiastków?
Student. W pierwszym równaniu stopnie utlenienia pierwiastków nie uległy zmianie, natomiast w drugim uległy zmianie – dla miedzi i żelaza.
Nauczyciel. Druga reakcja to reakcja redoks. Spróbuj zdefiniować reakcje redoks.
Student. Reakcje, w wyniku których zmieniają się stopnie utlenienia pierwiastków tworzących reagenty i produkty reakcji, nazywane są reakcjami redoks.
Uczniowie pod dyktando nauczyciela zapisują w zeszytach definicję reakcji redoks.
Nauczyciel. Co się stało w wyniku reakcji redoks? Przed reakcją żelazo miało stopień utlenienia 0, po reakcji osiągnęło poziom +2. Jak widać stopień utlenienia wzrósł, dlatego żelazo oddaje 2 elektrony.
Miedź przed reakcją ma stopień utlenienia +2, a po reakcji 0. Jak widać stopień utlenienia obniżył się. Dlatego miedź przyjmuje 2 elektrony.
Żelazo oddaje elektrony, jest czynnikiem redukującym, a proces przenoszenia elektronów nazywa się utlenianiem.
Miedź przyjmuje elektrony, jest utleniaczem, a proces dodawania elektronów nazywa się redukcją.
Zapiszmy diagramy tych procesów:
Podaj zatem definicję pojęć „środek redukujący” i „środek utleniający”.
Student. Atomy, cząsteczki lub jony oddające elektrony nazywane są czynnikami redukującymi.
Atomy, cząsteczki lub jony, które zyskują elektrony, nazywane są utleniaczami.
Nauczyciel. Jak zdefiniować procesy redukcji i utleniania?
Student. Redukcja to proces, w wyniku którego atom, cząsteczka lub jon zyskuje elektrony.
Utlenianie to proces przenoszenia elektronów przez atom, cząsteczkę lub jon.
Uczniowie zapisują w zeszycie definicje pod dyktando i rysują.
Pamiętać!
Oddaj elektrony i utlenij.
Zabierz elektrony - odzyskaj.
Nauczyciel. Utlenianiu zawsze towarzyszy redukcja i odwrotnie, redukcja zawsze wiąże się z utlenianiem. Liczba elektronów oddanych przez środek redukujący jest równa liczbie elektronów uzyskanych przez środek utleniający.
Do doboru współczynników w równaniach reakcji redoks stosuje się dwie metody - równowagę elektronową i równowagę elektronowo-jonową (metoda półreakcji).
Rozważymy jedynie metodę wagi elektronicznej. W tym celu wykorzystujemy algorytm porządkowania współczynników metodą wagi elektronicznej (zaprojektowany na kartce papieru Whatmana).
PRZYKŁAD Uporządkuj współczynniki na tym schemacie reakcji, korzystając z metody wagi elektronicznej, określ środek utleniający i reduktor, wskaż procesy utleniania i redukcji:
Fe 2 O 3 + CO Fe + CO 2.
Wykorzystamy algorytm porządkowania współczynników metodą wagi elektronicznej.
3. Wypiszmy pierwiastki zmieniające stopień utlenienia:
4. Utwórzmy równania elektroniczne określające liczbę oddanych i odebranych elektronów:
5. Liczba oddanych i odebranych elektronów musi być taka sama, ponieważ Ani materiały wyjściowe, ani produkty reakcji nie są naładowane. Wyrównujemy liczbę oddanych i odebranych elektronów, wybierając najmniejszą wspólną wielokrotność (LCM) i dodatkowe współczynniki:
6. Otrzymane mnożniki są współczynnikami. Przenieśmy współczynniki na schemat reakcji:
Fe 2 O 3 + 3CO = 2Fe + 3CO 2.
Substancje, które w wielu reakcjach są utleniaczami lub reduktorami, nazywane są typowymi.
Zawieszony jest stół wykonany na kawałku papieru Whatman.
Nauczyciel. Reakcje redoks są bardzo częste. Są one związane nie tylko z procesami korozyjnymi, ale także z fermentacją, rozkładem, fotosyntezą i procesami metabolicznymi zachodzącymi w żywym organizmie. Można je zaobserwować podczas spalania paliwa. Procesy redoks towarzyszą cyklom substancji w przyrodzie.
Czy wiesz, że każdego dnia w atmosferze powstaje około 2 milionów ton kwasu azotowego, czyli
700 mln ton rocznie, a w postaci słabego roztworu opadają na ziemię wraz z deszczem (człowiek produkuje jedynie 30 mln ton kwasu azotowego rocznie).
Co dzieje się w atmosferze?
Powietrze zawiera 78% azotu, 21% tlenu i 1% innych gazów. Pod wpływem wyładowań atmosferycznych, a na Ziemi zdarza się średnio 100 błyskawic na sekundę, cząsteczki azotu oddziałują z cząsteczkami tlenu, tworząc tlenek azotu (II):
Tlenek azotu(II) łatwo utlenia się pod wpływem tlenu atmosferycznego do tlenku azotu(IV):
NIE + O 2 NIE 2 .
Powstały tlenek azotu (IV) reaguje z wilgocią atmosferyczną w obecności tlenu, zamieniając się w kwas azotowy:
NO 2 + H 2 O + O 2 HNO 3.
Wszystkie te reakcje są reakcjami redoks.
Ćwiczenia . Uporządkować współczynniki na podanych schematach reakcji, korzystając z metody wagi elektronicznej, wskazać czynnik utleniający, reduktor, procesy utleniania i redukcji.
Rozwiązanie
1. Określmy stopnie utlenienia pierwiastków:
2. Podkreślmy symbole pierwiastków, których stopień utlenienia się zmienia:
3. Wypiszmy pierwiastki, które zmieniły stopień utlenienia:
4. Utwórzmy równania elektroniczne (wyznaczmy liczbę oddanych i odebranych elektronów):
5. Liczba elektronów oddanych i odebranych jest taka sama.
6. Przenieśmy współczynniki z obwodów elektronicznych na diagram reakcji:
Następnie studenci proszeni są o samodzielne uporządkowanie współczynników metodą wagi elektronicznej, określenie środka utleniającego, środka redukującego oraz wskazanie procesów utleniania i redukcji w innych procesach zachodzących w przyrodzie.
Pozostałe dwa równania reakcji (ze współczynnikami) mają postać:
Poprawność zadań sprawdzana jest za pomocą rzutnika.
Część końcowa
Nauczyciel prosi uczniów o rozwiązanie krzyżówki na podstawie przestudiowanego materiału. Wynik pracy przekazywany jest do weryfikacji.
Po rozwiązaniu krzyżówka, dowiesz się, że substancje KMnO 4, K 2 Cr 2 O 7, O 3 są mocne… (pion (2)).
Poziomo:
1. Jaki proces odzwierciedla diagram:
3. Reakcja
N 2 (np.) + 3H 2 (np.) 2NH 3 (np.) + Q
jest redoks, odwracalny, jednorodny, ....
4. ...węgiel(II) jest typowym czynnikiem redukującym.
5. Jaki proces odzwierciedla diagram:
6. Do doboru współczynników w równaniach reakcji redoks należy zastosować metodę elektroniczną....
7. Według schematu aluminium oddało... elektron.
8. W reakcji:
H2 + Cl2 = 2HCl
wodór H 2 – ... .
9. Jakiego rodzaju reakcje są zawsze wyłącznie redoks?
10. Stopień utlenienia prostych substancji to….
11. W reakcji:
Środek redukujący -….
Praca domowa. Według podręcznika O.S. Gabrielyana „Chemia-8” § 43, s. 178–179, np. 1, 7 w formie pisemnej.
Zadanie (dla domu). Projektanci pierwszych statków kosmicznych i łodzi podwodnych stanęli przed problemem: jak utrzymać stały skład powietrza na statku i stacjach kosmicznych? Pozbyć się nadmiaru dwutlenku węgla i uzupełnić tlen? Znaleziono rozwiązanie.
Nadtlenek potasu KO 2 w wyniku interakcji z dwutlenkiem węgla tworzy tlen:
Jak widać, jest to reakcja redoks. Tlen w tej reakcji jest zarówno środkiem utleniającym, jak i reduktorem.
Podczas misji kosmicznej liczy się każdy gram ładunku. Oblicz zapas nadtlenku potasu, jaki należy zabrać na lot kosmiczny, jeśli lot trwa 10 dni i jeśli załoga składa się z dwóch osób. Wiadomo, że człowiek wydycha dziennie 1 kg dwutlenku węgla.
(Odpowiedź: 64,5 kg KO 2. )
Zadanie (podwyższony poziom trudności). Zapisz równania reakcji redoks, które mogły doprowadzić do zniszczenia Kolosa z Rodos. Należy pamiętać, że ten gigantyczny posąg stał w mieście portowym na wyspie na Morzu Egejskim, u wybrzeży współczesnej Turcji, gdzie wilgotne śródziemnomorskie powietrze jest przesiąknięte solą. Został wykonany z brązu (stopu miedzi i cyny) i osadzony na żelaznej ramie.
Literatura
Gabrielyan OS. Chemia-8. M.: Drop, 2002;
Gabrielyan O.S., Voskoboynikova N.P., Yashukova A.V. Podręcznik nauczyciela. 8 klasa. M.: Drop, 2002;
Cox R., Morris N. Siedem cudów świata. Świat starożytny, średniowiecze, nasze czasy. M.: BMM AO, 1997;
Encyklopedia małych dzieci. Chemia. M.: Rosyjskie Partnerstwo Encyklopedyczne, 2001; Encyklopedia dla dzieci „Avanta+”. Chemia. T. 17. M.: Avanta+, 2001;
Khomchenko G.P., Sevastyanova K.I. Reakcje redoks. M.: Edukacja, 1989.
i regeneracja:
1. P + HNO3 + H2O = H3PO4 + NIE
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
Korzystając z metody wagi elektronicznej, dobierz współczynniki na schematach reakcji redoks i wskaż proces utleniania i redukcji:
CuO+ NH3= Cu + N2 +H2O
Ag +HNO3 = AgNO3 + NO +H2O
Zn + HNO3= Zn (NO3)2 + N2 + H2O
Cu +H2SO4= CuSO4 +SO2 +H2O
Pomóż mi rozwiązać: DYSOCJACJA ELEKTROLITYCZNA. REAKCJE REDOKSCzęść A
A2 Badając przewodność elektryczną różnych substancji za pomocą specjalnego urządzenia, uczniowie zaobserwowali, co następuje:
Która z poniższych substancji znajdowała się w szkle?
1) cukier (roztwór)
2) KS1 (stały) 3) NaOH (p-p) 4) alkohol
A4 Oddziaływanie roztworów chlorku baru i kwasu siarkowego odpowiada skróconemu równaniu jonowemu
1)H+ + SG=HC1
2)Ba2+ + SO42- =BaSO4
3) CO32- + 2H+ = H2O + CO2
4) Ba2+ + CO3- = BaCO3
A5 Reakcja pomiędzy roztworami azotanu srebra i kwasu solnego przebiega do końca, ponieważ
1) obie substancje są elektrolitami
2) azotan srebra jest solą
3) powstaje nierozpuszczalny chlorek srebra
4) powstaje rozpuszczalny kwas azotowy
A7 Równanie H+ + OH = H2O oddaje istotę oddziaływania
1) kwas solny i wodorotlenek baru
2) kwas siarkowy i wodorotlenek miedzi(II).
3) kwas fosforowy i tlenek wapnia
4) kwas krzemowy i wodorotlenek sodu
A10 Proces utleniania odpowiada schematowi
1) S+6 →S+4
2) Cu+2 → Cu0
3) N+5 →N-3
4) C-4 → C+4
Część B
B2 Ustal zgodność między wzorem substancji a całkowitą liczbą jonów powstałych podczas całkowitej dysocjacji 1 mola tej substancji: dla każdej pozycji z pierwszej kolumny wybierz odpowiednią pozycję z drugiej kolumny, oznaczoną liczbą.
FORMUŁA LICZBA JONÓW (W MOLACH)
A) A1(NO3)3 1) 1 B) Mg(NO3)2 2) 2
B) NaNO3 3) 3 D) Cu(NO3)2 4) 4
5) 5
Zapisz wybrane liczby w tabeli pod odpowiednimi literami.
Przenieś odpowiedź w postaci ciągu czterech liczb do formularza testowego pod numerem odpowiedniego zadania, bez zmiany kolejności liczb.
Otrzymasz listę powiązanych ze sobą pojęć:
A) kwas
B) kwas solny
B) kwas beztlenowy
D) mocny elektrolit
Zapisz w tabeli litery oznaczające pojęcia, aby można było prześledzić łańcuch od konkretnego pojęcia do najbardziej ogólnego.
Przenieś powstałą sekwencję liter do formularza testowego, nie zmieniając kolejności liter.
Utlenianie to proces utraty elektronów wraz ze wzrostem stopnia utlenienia.
Na utlenianie substancje powstałe w wyniku odrzutu elektrony zwiększa się stan utlenienia. Atomy nazywa się substancję utleniającą się dawcy elektrony i atomy Środek utleniający - akceptory elektrony.
W niektórych przypadkach podczas utleniania cząsteczka substancji pierwotnej może stać się niestabilna i rozpaść się na bardziej stabilne i mniejsze składniki (patrz ryc. Wolne rodniki). W tym przypadku niektóre atomy powstałych cząsteczek mają wyższy stopień utlenienia niż te same atomy w pierwotnej cząsteczce.
Utleniacz, przyjmując elektrony, nabiera właściwości redukujących, zamieniając się w sprzężony środek redukujący:
utleniacz+ mi − ↔ sprzężony środek redukujący.
Powrót do zdrowia
Przywrócenie to proces dodawania elektronów do atomu substancji podczas zmniejszania się jej stopnia utlenienia.
Po wyzdrowieniu atomy Lub jony przytwierdzać elektrony. Jednocześnie następuje spadek stany utlenienia element. Przykłady: powrót do zdrowia tlenki metale do uwalniania metali za pomocą wodór, węgiel, inne substancje; powrót do zdrowia kwasy organiczne V aldehydy I alkohole; uwodornienie tłuszcz itd.
Środek redukujący, przekazujący elektrony, nabiera właściwości utleniających, zamieniając się w sprzężony środek utleniający:
Środek redukujący - mi − ↔ sprzężony utleniacz.
Niezwiązany, wolny elektron jest najsilniejszym środkiem redukującym.
Reakcje utleniania i redukcji to reakcje, w których reagenty zyskują lub oddają elektrony. Utleniacz to cząstka (jon, cząsteczka, pierwiastek), która dodaje elektrony i przechodzi z wyższego stopnia utlenienia na niższy, tj. jest przywracany. Reduktor to cząstka, która oddaje elektrony i przechodzi z niższego stanu utlenienia na wyższy, tj. utlenia się.
Międzycząsteczkowe - reakcje, w których atomy utleniające i redukujące zlokalizowane są w cząsteczkach różnych substancji, np.:
N 2 S + kl 2 → S + 2HCl
Wewnątrzcząsteczkowe - reakcje, w których atomy utleniające i redukujące znajdują się w cząsteczkach tej samej substancji, na przykład:
2H 2 O → 2H 2 + O 2
Dysproporcja (autoutlenianie-samoredukcja) - reakcje, w których atomy o pośrednim stopniu utlenienia przekształcają się w równomolową mieszaninę atomów o wyższych i niższych stopniach utlenienia, np.:
kl 2 + H 2 O → HClO + HCl
Reproporcjonacja (komproporcja) - reakcje, w których jeden stopień utlenienia otrzymuje się z dwóch różnych stopni utlenienia tego samego pierwiastka, np.:
N.H. 4 NIE 3 → N 2 O + 2H 2 O
Utlenianie, redukcja
W reakcjach redoks elektrony są przenoszone z jednego atomu, cząsteczki lub jonu na inny. Proces utraty elektronów to utlenianie. Podczas utleniania stopień utlenienia wzrasta:
Proces dodawania elektronów to redukcja. Podczas redukcji stopień utlenienia maleje:
Atomy lub jony, które w danej reakcji zyskują elektrony, są utleniaczami, a te, które oddają elektrony, są środkami redukującymi.
Reakcje redoks (potencjał elektrody)
Elektrony mogą pełnić rolę odczynników chemicznych, a reakcja połówkowa jest praktycznie stosowana w urządzeniach zwanych ogniwami galwanicznymi.
Przykładem elektrody jest płytka z krystalicznego cynku zanurzona w roztworze siarczanu cynku. Po zanurzeniu płytki zachodzą 2 procesy. W wyniku pierwszego procesu płyta uzyskuje ładunek ujemny, po pewnym czasie od zanurzenia w roztworze prędkości wyrównują się i następuje równowaga. A płyta zyskuje pewien potencjał elektryczny.
Potencjał elektrody mierzy się w stosunku do potencjału standardowego wodoru.
Elektroda miedziowo-wodorowa- elektroda stosowana jako elektroda odniesienia w różnych pomiarach elektrochemicznych i w ogniwa galwaniczne. Elektroda wodorowa (HE) to płytka lub drut wykonany z metalu, który dobrze pochłania gaz. wodór(zwykle używane platyna Lub paladium), nasyconym wodorem (pod ciśnieniem atmosferycznym) i zanurzonym roztwór wodny zawierający jony wodoru. Potencjał płytki zależy [ sprecyzować ] na stężenie jonów H + w roztworze. Elektroda jest wzorcem, według którego mierzy się potencjał elektrody oznaczanej reakcji chemicznej. Przy ciśnieniu wodoru 1 atm., stężeniu protonu w roztworze 1 mol/l i temperaturze 298°C DO przyjmuje się, że potencjał SE jest równy 0 V. Podczas montażu ogniwa galwanicznego z SE i oznaczanej elektrody na powierzchni platyny zachodzi odwracalnie następująca reakcja:
2Н + + 2e - = H. 2
to znaczy, albo się stanie powrót do zdrowia wodór lub jego utlenianie- zależy to od potencjału reakcji zachodzącej na oznaczanej elektrodzie. Mierząc emf elektrody galwanicznej w standardowych warunkach (patrz wyżej), określa się standardowy potencjał elektrody zdeterminowana reakcja chemiczna.
HE służy do pomiaru standardowego potencjału elektrody w reakcji elektrochemicznej stężenia(aktywność) jonów wodorowych, a także wszelkich innych jony. VE służy również do określenia produktu rozpuszczalności i określenia stałych szybkości niektórych reakcji elektrochemicznych.
Równanie Nernsta
Zależność potencjału redoks odpowiadającego połowicznej reakcji redukcji jonu nadmanganianu w środowisku kwaśnym (i, jak już zauważono, jednocześnie połowicznej reakcji utleniania kationu Mn 2+ do jonu nadmanganianu w środowisku kwaśnym) na wymienione powyżej czynniki, które ją determinują, jest ilościowo opisane równaniem Nernsta
Każde ze stężeń pod znakiem logarytmu naturalnego w równaniu Nernsta podnosi się do potęgi odpowiadającej współczynnikowi stechiometrycznemu danej cząstki w równaniu półreakcji, N– liczba elektronów przyjętych przez utleniacz, R– uniwersalna stała gazowa, T- temperatura, F– Liczba Faradaya.
Zmierz potencjał redoks w naczyniu reakcyjnym podczas reakcji, tj. w warunkach nierównowagowych jest to niemożliwe, ponieważ podczas pomiaru potencjału elektrony muszą zostać przeniesione ze środka redukującego do utleniacza nie bezpośrednio, ale przez metalowy przewodnik łączący elektrody. W tym przypadku szybkość przenoszenia elektronów (natężenie prądu) musi być utrzymywana na bardzo niskim poziomie ze względu na zastosowanie zewnętrznej (kompensacyjnej) różnicy potencjałów. Inaczej mówiąc, pomiar potencjałów elektrod jest możliwy tylko w warunkach równowagi, gdy wykluczony jest bezpośredni kontakt utleniacza z reduktorem. Dlatego nawiasy kwadratowe w równaniu Nernsta oznaczają, jak zwykle, równowagowe (w warunkach pomiaru) stężenia cząstek. Choć potencjałów par redoks podczas reakcji nie da się zmierzyć, można je obliczyć wstawiając bieżące do równania Nernsta, tj. stężenia odpowiadające danemu momentowi w czasie. Jeśli weźmiemy pod uwagę zmianę potencjału w miarę przebiegu reakcji, to najpierw są to stężenia początkowe, następnie stężenia zależne od czasu, a na koniec, po zakończeniu reakcji, stężenia równowagowe. W miarę postępu reakcji potencjał utleniacza obliczony za pomocą równania Nernsta maleje, natomiast potencjał środka redukującego odpowiadający drugiej połowie reakcji wzrasta. Kiedy potencjały te zostaną wyrównane, reakcja ustaje i układ powraca do stanu równowagi chemicznej.
25. Związki złożone to związki występujące zarówno w stanie krystalicznym, jak i w roztworze, których osobliwością jest obecność centralnego atomu otoczonego ligandami.Związki złożone można uznać za złożone związki wyższego rzędu, składające się z prostych cząsteczek zdolnych niezależnego istnienia w roztworze.Według teorii koordynacji Wernera w każdym związku zespolonym rozróżnia się sferę wewnętrzną i zewnętrzną. Atom centralny wraz z otaczającymi go ligandami tworzą wewnętrzną kulę kompleksu. Zazwyczaj jest ono ujęte w nawiasy kwadratowe. Wszystko inne w złożonym związku stanowi kulę zewnętrzną i jest zapisane poza nawiasami kwadratowymi. Wokół atomu centralnego umieszczona jest pewna liczba ligandów, która jest określona przez liczbę koordynacyjną. Liczba skoordynowanych ligandów wynosi najczęściej 6 lub 4. Ligand zajmuje miejsce koordynacyjne w pobliżu atomu centralnego. Koordynacja zmienia właściwości zarówno ligandów, jak i atomu centralnego. Często skoordynowanych ligandów nie można wykryć za pomocą charakterystycznych dla nich reakcji chemicznych w stanie wolnym. Ściślej związane cząstki sfery wewnętrznej nazywane są kompleksami (jonami złożonymi). Pomiędzy atomem centralnym a ligandami występują siły przyciągające (wiązanie kowalencyjne powstaje w wyniku mechanizmu wymiany i (lub) donor-akceptor) oraz siły odpychające pomiędzy ligandami. Jeżeli ładunek wewnętrznej sfery wynosi 0, to nie ma zewnętrznej sfery koordynacyjnej Atom centralny (czynnik kompleksujący) to atom lub jon zajmujący centralną pozycję w złożonym związku. Rolę czynnika kompleksującego pełnią najczęściej cząstki posiadające swobodne orbitale i odpowiednio duży dodatni ładunek jądrowy, dzięki czemu mogą być akceptorami elektronów. Są to kationy pierwiastków przejściowych. Najsilniejszymi czynnikami kompleksującymi są elementy z grup IB i VIIIB. Rzadko obojętne atomy pierwiastków d i atomy niemetali na różnym stopniu utlenienia działają jako środki kompleksujące. Liczba wolnych orbitali atomowych dostarczonych przez środek kompleksujący określa jego liczbę koordynacyjną. Wartość liczby koordynacyjnej zależy od wielu czynników, ale zwykle jest równa dwukrotności ładunku jonu kompleksującego. Ligandy to jony lub cząsteczki bezpośrednio związane ze środkiem kompleksującym i będące donorami par elektronów. Są to układy bogate w elektrony, które mają wolne i ruchome pary elektronów i mogą być donorami elektronów. Związki pierwiastków p wykazują właściwości tworzenia kompleksów i działają jako ligandy w związku kompleksowym. Ligandami mogą być atomy i cząsteczki (białko, aminokwasy, kwasy nukleinowe, węglowodany). W zależności od liczby wiązań utworzonych przez ligandy z czynnikiem kompleksującym, ligandy dzieli się na ligandy mono-, bi- i polikleszczowe. Powyższe ligandy - cząsteczki i aniony - są jednokleszczowe, ponieważ są donorami jednej pary elektronów. Ligandy dwukleszczowe obejmują cząsteczki lub jony zawierające dwie grupy funkcyjne zdolne do oddania dwóch par elektronów. Trzeci rząd wewnętrznej kuli związku złożonego jest algebraiczną sumą ładunków tworzących go cząstek. Złożone związki posiadające jonową kulę zewnętrzną ulegają w roztworze dysocjacji na jon zespolony i jony sfery zewnętrznej. W rozcieńczonych roztworach zachowują się jak mocne elektrolity: dysocjacja następuje natychmiast i prawie całkowicie. SO4 = 2+ + SO42- Jeśli w zewnętrznej sferze złożonego związku znajdują się jony wodorotlenkowe, to związek ten jest mocną zasadą.
Grupa IA obejmuje lit, sód, potas, rubid, cez i frans. Pierwiastki te nazywane są pierwiastkami alkalicznymi, czasami do grupy IA zaliczany jest także wodór. W tej grupie znajdują się więc elementy z każdego z 7 okresów. Ogólny wzór elektronowy wartościowości pierwiastków z grupy IA to ns1. Na poziomie zewnętrznym znajduje się 1 elektron. Bardzo daleko od jądra. Niskie potencjały jonizacji. Atomy oddają 1 elektron. Znaki metaliczne są wyraźne. Właściwości metaliczne rosną wraz ze wzrostem liczby atomowej. Właściwości fizyczne: Metale są miękkie, lekkie, topliwe, mają dobrą przewodność elektryczną i mają duży ujemny potencjał elektryczny. Właściwości chemiczne: 1) Przechowywane pod warstwą ciekłych węglowodorów (benzen, benzyna, kerazyna) 2) Utleniacze Łatwo utleniają metale alkaliczne do halogenków, siarczków, fosforków. Li Na K Rb Cs wzrost promienia metalu spadek energii jonizacji spadek elektroujemności spadek temperatury topnienia i wrzenia Zastosowanie sodu i potasu 1. Przygotowanie nadtlenków. 2. Stop sodu i potasu - chłodziwo w elektrowniach jądrowych. 3. Wytwarzanie związków metaloorganicznych.
27. Ogólna charakterystyka porównawcza pierwiastków i ich związków z grup I A i I B układu okresowego Metale alkaliczne są pierwiastkami I grupy układu okresowego pierwiastków chemicznych (wg przestarzałej klasyfikacji - pierwiastki głównej podgrupy grupy I ): lit Li, sód Na, potas K, rubid Rb, cez Cs i frans Fr. Kiedy metale alkaliczne rozpuszczają się w wodzie, tworzą się rozpuszczalne wodorotlenki zwane zasadami. W układzie okresowym bezpośrednio podążają za gazami szlachetnymi, więc osobliwością struktury atomów metali alkalicznych jest to, że zawierają one jeden elektron na zewnętrznym poziomie energii: ich konfiguracja elektronowa to ns1. Oczywiście elektrony walencyjne metali alkalicznych można łatwo usunąć, ponieważ energetycznie korzystne jest, aby atom oddał elektron i przyjął konfigurację gazu obojętnego. Dlatego wszystkie metale alkaliczne charakteryzują się właściwościami redukującymi. Potwierdzają to niskie wartości ich potencjałów jonizacyjnych (potencjał jonizacyjny atomu cezu jest jednym z najniższych) i elektroujemności (EO). Wszystkie metale w tej podgrupie mają srebrzystobiałą barwę (z wyjątkiem srebrzystożółtego cezu), są bardzo miękkie i można je ciąć skalpelem. Lit, sód i potas są lżejsze od wody i unoszą się na jej powierzchni, reagując z nią. Metale alkaliczne występują w przyrodzie w postaci związków zawierających pojedynczo naładowane kationy. Wiele minerałów zawiera metale z głównej podgrupy grupy I. Na przykład ortoklaz, czyli skaleń, składa się z glinokrzemianu potasu K2, podobny minerał zawierający sód - albit - ma skład Na2. Woda morska zawiera chlorek sodu NaCl, a gleba sole potasowe – sylwin KCl, sylwinit NaCl KCl, karnalit KCl MgCl2 · 6H2O, polihalit K2SO4 MgSO4 CaSO4 · 2H2O. Podgrupa miedzi to pierwiastki chemiczne grupy 11 układu okresowego pierwiastków chemicznych (zgodnie z przestarzałą klasyfikacją pierwiastki drugiej podgrupy grupy I). W tej grupie znajdują się metale przejściowe, z których tradycyjnie wytwarza się monety: miedź Cu, srebro Ag i złoto Au. Ze względu na strukturę konfiguracji elektronicznej, roentgen Rg również należy do tej samej grupy, ale nie należy do „grupy monet” (jest krótkotrwałym transaktynidem o okresie półtrwania wynoszącym 3,6 sekundy). Nazwa metale monetarne nie jest oficjalnie stosowana do grupy 11 pierwiastków, ponieważ do produkcji monet wykorzystuje się również inne metale, takie jak aluminium, ołów, nikiel, stal nierdzewna i cynk. Wszystkie pierwiastki tej podgrupy są metalami stosunkowo obojętnymi chemicznie. Charakteryzują się także wysokimi wartościami gęstości, temperaturą topnienia i wrzenia oraz dużą przewodnością cieplną i elektryczną. Cechą elementów podgrupy jest obecność wypełnionego podpoziomu przedzewnętrznego, uzyskanego w wyniku przeskakiwania elektronów z podpoziomu ns. Przyczyną tego zjawiska jest duża stabilność całkowicie wypełnionego podpoziomu d. Ta cecha decyduje o obojętności chemicznej prostych substancji, o ich bierności chemicznej, dlatego złoto i srebro nazywane są metalami szlachetnymi 28. Wodór. Ogólna charakterystyka. Reakcja z tlenem, halogenami, metalami, tlenkami. Nadtlenek wodoru, jego właściwości redoks Wodór jest najpowszechniejszym pierwiastkiem chemicznym we wszechświecie. Jest głównym składnikiem Słońca, a także wielu gwiazd. W skorupie ziemskiej udział masowy wodoru wynosi tylko 1%. Jednakże jego związki są szeroko rozpowszechnione, np. woda H2O. Skład naturalnego gazu palnego składa się głównie ze związku węgla z wodorem - metanem CH4.Wodór występuje także w wielu substancjach organicznych. 1) Jeśli zapalisz wodór (po sprawdzeniu czystości, patrz poniżej) i opuścisz rurkę ze spalającym się wodorem do naczynia z tlenem, wówczas na ściankach naczynia utworzą się kropelki wody: Wodór bez zanieczyszczeń pali się spokojnie. Wybucha jednak mieszanina wodoru z tlenem lub powietrzem. Najbardziej wybuchową mieszaniną jest mieszanina składająca się z dwóch objętości wodoru i jednej objętości tlenu – gazu detonującego. Jeżeli w naczyniu szklanym nastąpi eksplozja, jego fragmenty mogą ulec uszkodzeniu
ranić innych. Dlatego przed zapaleniem wodoru należy sprawdzić jego czystość. Aby to zrobić, zbierz wodór w probówce, którą odwróć do góry nogami do płomienia. Jeśli wodór jest czysty, pali się cicho, wydając charakterystyczny dźwięk „p-bang”. Jeśli wodór zawiera domieszkę powietrza, pali się wybuchowo. Podczas pracy z wodorem należy przestrzegać przepisów bezpieczeństwa. 2) Jeśli np. podczas ogrzewania strumień wodoru przepuszcza się przez tlenek miedzi (II), zachodzi reakcja, w wyniku której powstaje woda i metaliczna miedź: W tej reakcji zachodzi proces redukcji, ponieważ wodór usuwa tlen z atomów miedzi. Proces redukcji jest przeciwieństwem procesu utleniania. Substancje pochłaniające tlen zalicza się do środków redukujących. Procesy utleniania i redukcji są ze sobą powiązane (jeśli jeden pierwiastek ulega utlenieniu, to drugi ulega redukcji i odwrotnie). 3) Halogeny reagują z wodorem tworząc HX, a z fluorem i chlorem reakcja przebiega wybuchowo z lekką aktywacją. Oddziaływanie z Br2 i I2 zachodzi wolniej. Aby zaszła reakcja z wodorem, wystarczy aktywować niewielką część reagentów za pomocą światła lub ciepła. Cząstki aktywowane oddziałują z cząstkami nieaktywowanymi, tworząc HX i nowe cząstki aktywowane, które kontynuują proces, a reakcja dwóch aktywowanych cząstek w reakcji głównej kończy się utworzeniem produktu. 4) Reakcje utleniania. Podczas ogrzewania wodoru z metalami z głównych podgrup I i II: 2Na + H2 (300° C)® 2NaH; Ca + H2 (500-700° C)® CaH2. Nadtlenek wodoru (nadtlenek wodoru), H2O2, jest najprostszym przedstawicielem nadtlenków. Bezbarwna ciecz o „metalicznym” smaku, nieskończenie rozpuszczalna w wodzie, alkoholu i eterze. Stężone roztwory wodne są wybuchowe. Nadtlenek wodoru jest dobrym rozpuszczalnikiem. Uwalnia się z wody w postaci niestabilnego krystalicznego hydratu H2O2 · 2H2O. Nadtlenek wodoru ma właściwości utleniające i redukujące. Utlenia azotyny do azotanów, uwalnia jod z jodków metali i rozkłada związki nienasycone w miejscu wiązań podwójnych. Nadtlenek wodoru redukuje sole złota i srebra, a także tlen, reagując z wodnym roztworem nadmanganianu potasu w kwaśnym środowisku. Podczas redukcji H2O2 powstaje H2O lub OH-, np.: H2O2 + 2KI + H2SO4 = I2 + K2SO4 + 2H2O Pod wpływem silnych utleniaczy H2O2 wykazuje właściwości redukujące, uwalniając wolny tlen: O22− - 2e− → O2 reakcja KMnO4 z H2O2 wykorzystywana jest w analizie chemicznej do oznaczania zawartości H2O2: 5H2O2 + 2KMnO4 + 3H2SO4 → 5O2 + 2MnSO4 + K2SO4 + 8H2O Wskazane jest przeprowadzanie utleniania związków organicznych nadtlenkiem wodoru (np. siarczki i tiole ) w kwasie octowym.
29. ogólna charakterystyka właściwości pierwiastków i ich związków z grupy 2. właściwości fizyczne i chemiczne, zastosowanie. Zawiera elementy S. Be Mg Ca Br Ra Sr Z wyjątkiem Be są one poliizotopowe. Atomy pierwiastków na poziomie zewnętrznym mają 2 elementy S o przeciwnych spinach, przy wydatku niezbędnej energii jeden element przechodzi ze stanu s do stanu p. Są to metale, ale są mniej aktywne niż metale alkaliczne. najbardziej rozpowszechniony w przyrodzie Mg Ca Be, występujący w postaci minerału Be3AL2(SiO3)6 Metoda przygotowania: elektroliza stopionych chlorków Właściwości fizyczne: metale lekkie, ale twardsze niż metale alkaliczne. Właściwości chemiczne: 1 W powietrzu powierzchnia Be i Mg pokryta jest warstwą tlenku. 2.w wysokich temperaturach oddziałuje z azotem 3.nie wchodzi w interakcję z wodą Be 4.wypiera wodór z kwasów (z wyjątkiem azotowego)Zastosowanie: Głównym zastosowaniem wapnia metalicznego jest jego zastosowanie jako środka redukującego w produkcji metali, zwłaszcza staje się nikiel, miedź i stal nierdzewna. Wapń i jego wodorek wykorzystuje się także do produkcji metali trudnych do redukcji, takich jak chrom, tor i uran. Stopy wapniowo-ołowiowe są stosowane w akumulatorach i stopach łożyskowych. Granulki wapnia służą także do usuwania śladów powietrza z urządzeń próżniowych
Nr 31 Metale ziem alkalicznych - pierwiastki chemiczne Druga grupa podgrupy głównej, z wyjątkiem berylu i magnezu: wapń, stront, bar I rad. Należą do II grupy pierwiastków według nowej klasyfikacji IUPAC. Nazwany tak, ponieważ oni tlenki- „ziemia” (zgodnie z terminologią alchemicy) - raport woda reakcja alkaliczna. Sole metale ziem alkalicznych, z wyjątkiem radu, są szeroko rozpowszechnione w przyrodzie w postaci minerały.
Tlenki- substancje, których cząsteczki składają się z atomów dwóch pierwiastków, z których jednym jest tlen. Tlenki dzielą się na podstawowe, utworzone z atomów metali, na przykład K2O, Fe2O3, CaO; kwaśny - utworzony przez atomy niemetali i niektórych metali na najwyższym stopniu utlenienia: CO2, SO3, P2O5, CrO3, Mn2O7 i amfoteryczny, np. ZnO, Al2O3, Cr2O3. Tlenki powstają w wyniku spalania substancji prostych i złożonych, a także rozkładu substancji złożonych (sole, zasady, kwasy).
Właściwości chemiczne tlenków: 1. Tlenki metali alkalicznych i ziem alkalicznych oddziałują z wodą, tworząc rozpuszczalne zasady - zasady (NaOH, KOH, Ba(OH) 2).Na2O + H2O = 2NaOH
Większość tlenków kwasowych reaguje z wodą tworząc kwasy: CO2 + H2O = H2CO3
2. Niektóre tlenki oddziałują z tlenkami zasadowymi: CO2 + CaO = CaCO3
3. Zasadowe tlenki oddziałują z kwasami: BaO + 2HCl = BaCl2 + H2O
4. Tlenki kwasowe reagują zarówno z kwasami, jak i zasadami: ZnO + 2HCl = ZnCl2 + H2O
ZnO + 2NaOH = Na2ZnO2 + H2O
Wodorotlenki ( wodorotlenki) - związki tlenków pierwiastków chemicznych. Znane są wodorotlenki prawie wszystkich pierwiastków chemicznych; niektóre z nich występują naturalnie w postaci minerałów. Wodorotlenki metali alkalicznych nazywane są alkaliami. W zależności od tego, czy odpowiedni tlenek jest zasadowy, kwasowy czy amfoteryczny, dokonuje się odpowiedniego rozróżnienia:
zasadowe wodorotlenki (fusy) - wodorotlenki wykazujące zasadowe właściwości (na przykład wodorotlenek wapnia Ca(OH) 2, wodorotlenek potasu KOH, wodorotlenek sodu NaOH itp.);
wodorotlenki kwasowe (kwasy utlenione) - wodorotlenki wykazujące właściwości kwasowe (na przykład kwas azotowyHNO3, kwas siarkowyH2SO4, kwas siarkawyH2SO3 itp.)
wodorotlenki amfoteryczne wykazujący w zależności od warunków właściwości zasadowe lub kwasowe (np. wodorotlenek glinu Al(OH) 3, wodorotlenek cynku Zn(OH) 2).
Węglany i węglowodory - sole i estry kwas węglowy (H 2 WSPÓŁ 3). Wśród soli normalne węglany (z anionem CO 3 2-) i kwasowe lub węglowodory(Z anion NSO 3 -).
Właściwości chemiczne
Po podgrzaniu kwaśne węglany przekształcają się w normalne węglany:
Po mocnym podgrzaniu normalne węglany rozkładają się na tlenki i dwutlenek węgla:
Węglany reagują z kwasami silniejszymi od kwasu węglowego (prawie wszystkimi znanymi kwasami, w tym organicznymi) wydzielając dwutlenek węgla:
Aplikacja: Wapń, magnez, węglany baru itp. znajdują zastosowanie w budownictwie, przemyśle chemicznym, optyce itp. Znajdują szerokie zastosowanie w technologii, przemyśle i życiu codziennym. Soda (Na2CO3 i NaHCO3). Węglany kwasowe odgrywają ważną rolę fizjologiczną, będąc substancje buforowe regulując stałość reakcji krew .
Krzemiany i glinokrzemiany stanowią szeroką grupę minerały . Charakteryzują się złożonym składem chemicznym oraz izomorficznymi podstawieniami jednych pierwiastków i kompleksami pierwiastków innymi. Głównymi pierwiastkami chemicznymi tworzącymi krzemiany są Si , O , Glin , Fe 2+, Fe 3+, Mg , Mn , Ok , Nie , K , I Li , B , Być , Zr , Ti , F , H , w postaci (OH) 1- lub H 2 O itp.
Pochodzenie (geneza ): Endogenne, głównie magmowe (pirokseny, skalenie ), są one również typowe dla pegmatyty (mika, turmalin, beryl itp.) i skarnow (granaty, wolastonit). Szeroko rozpowszechniony w skałach metamorficznych - łupek ilasty I gnejsy (granaty, disten, chloryt). Krzemiany pochodzenia egzogennego są produktami wietrzenia lub przemian pierwotnych (endogennych) minerałów (kaolinit, glaukonit, chryzokola).
Nr 32. Do grupy III zalicza się bor, glin, gal, ind, tal (podgrupa główna), a także skand, itr, lantan i lantanowce, aktyn i aktynowce (podgrupa poboczna).
Na zewnętrznym poziomie elektronicznym elementów głównej podgrupy znajdują się trzy elektrony (s 2 p 1). Łatwo oddają te elektrony lub tworzą trzy niesparowane elektrony w wyniku przejścia jednego elektronu na poziom p. Bor i aluminium charakteryzują się związkami jedynie o stopniu utlenienia +3. Pierwiastki podgrupy galu (gal, ind, tal) również mają po trzy elektrony na zewnętrznym poziomie elektronowym, tworząc konfigurację s 2 p 1, ale znajdują się one za warstwą 18 elektronów. Dlatego w przeciwieństwie do aluminium gal ma wyraźnie właściwości niemetaliczne. Te właściwości w szeregu Ga, In, Tl osłabiają się, a właściwości metaliczne rosną.
Elementy podgrupy skandu również mają trzy elektrony na zewnętrznym poziomie elektronowym. Elementy te należą jednak do elementów przejściowych d, konfiguracja elektronowa ich warstwy walencyjnej to d 1 s 2. Wszystkie trzy pierwiastki dość łatwo oddają te elektrony. Pierwiastki podgrupy lantanowców mają charakterystyczną konfigurację zewnętrznego poziomu elektronicznego: ich poziom 4f jest narastający, a poziom d zanika. Począwszy od ceru, wszystkie pierwiastki z wyjątkiem gadolinu i lutetu mają konfigurację elektronową zewnętrznego poziomu elektronów 4f n 6s 2 (gadolin i lutet mają 5d 1 elektronów). Liczba n waha się od 2 do 14. Dlatego elektrony s i f biorą udział w tworzeniu wiązań walencyjnych. Najczęściej stopień utlenienia lantanowców wynosi +3, rzadziej +4.
Struktura elektronowa warstwy walencyjnej aktynowców jest pod wieloma względami podobna do struktury elektronowej warstwy walencyjnej lantanowców. Wszystkie lantanowce i aktynowce są typowymi metalami.
Wszystkie pierwiastki z grupy III mają bardzo duże powinowactwo do tlenu, a powstawaniu ich tlenków towarzyszy wydzielanie dużej ilości ciepła.
Elementy grupy III znajdują szerokie zastosowanie.
33. Właściwości fizyczne. Aluminium jest srebrzystobiałym metalem lekkim, który topi się w temperaturze 660°C. Bardzo plastyczny, łatwo ciągliwy w drut i zwijany w arkusze: można z niego wykonać folię o grubości mniejszej niż 0,01 mm. Aluminium ma bardzo wysoką przewodność cieplną i elektryczną. Jego stopy z różnymi metalami są mocne i lekkie.
Właściwości chemiczne. Aluminium jest bardzo aktywnym metalem. W szeregu napięć następuje po metalach alkalicznych i ziem alkalicznych. Jest jednak dość stabilny w powietrzu, ponieważ jego powierzchnia pokryta jest bardzo gęstą warstwą tlenku, która chroni metal przed kontaktem z powietrzem. Jeśli z drutu aluminiowego usunie się ochronną warstwę tlenku, aluminium zacznie energicznie oddziaływać z tlenem i parą wodną w powietrzu, zamieniając się w luźną masę - wodorotlenek glinu:
4 Al + 3 O 2 + 6 H 2 O = 4 Al(OH) 3
Reakcji tej towarzyszy wydzielanie ciepła.
Aluminium oczyszczone z ochronnej warstwy tlenku reaguje z wodą, uwalniając wodór:
2 Al + 6 H. 2 O = 2 Al(OH) 3 + 3 H. 2
Aluminium dobrze rozpuszcza się w rozcieńczonych kwasach siarkowym i solnym:
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
Rozcieńczony kwas azotowy pasywuje aluminium na zimno, ale po podgrzaniu aluminium rozpuszcza się w nim, uwalniając podtlenek azotu, półtlenek azotu, wolny azot lub amoniak, na przykład:
8 Al + 30 HNO 3 = 8 Al(NO 3) 3 + 3 N 2 O + 15 H 2 O
Stężony kwas azotowy pasywuje aluminium.
Ponieważ tlenek i wodorotlenek glinu są amfoteryczne
właściwości aluminium łatwo rozpuszcza się w wodnych roztworach wszystkich zasad, z wyjątkiem wodorotlenku amonu:
2 Al + 6 KOH + 6 H 2 O = 2 K 3 [Al (OH) 6 ] + 3 H 2
Sproszkowane aluminium łatwo wchodzi w interakcję z halogenami, tlenem i wszystkimi niemetalami. Aby zapoczątkować reakcje konieczne jest ogrzewanie, wówczas przebiegają one bardzo intensywnie i towarzyszy im wydzielanie dużej ilości ciepła:
2 Al + 3 Br 2 = 2 AlBr 3 (bromek glinu)
4 Al + 3 O 2 = 2 Al 2 O 3 (tlenek glinu)
2 Al + 3 S = Al 2 S 3 (siarczek glinu)
2 Al + N 2 = 2 AlN (azotek glinu)
4 Al + 3 C = Al 4 C 3 (węglik glinu)
Siarczek glinu może występować tylko w postaci stałej. W roztworach wodnych ulega całkowitej hydrolizie z utworzeniem wodorotlenku glinu i siarkowodoru:
Al 2 S 3 + 6 H 2 O = 2 Al (OH) 3 + 3 H 2 S
Aluminium z łatwością usuwa tlen i halogeny z tlenków i soli innych metali. Reakcji towarzyszy wydzielenie dużej ilości ciepła:
8 Al + 3 Fe 3 O 4 = 9 Fe + 4 Al 2 O 3
Proces redukcji metali z ich tlenków za pomocą aluminium nazywa się aluminotermią. Aluminotermię wykorzystuje się do produkcji niektórych rzadkich metali, które tworzą silne wiązanie z tlenem (niob, tantal, molibden, wolfram itp.), a także do spawania szyn. Jeśli użyjesz specjalnego lontu do podpalenia mieszaniny drobnego proszku aluminium i magnetycznej rudy żelaza Fe 3 O 4 (termit), wówczas reakcja przebiega samoistnie wraz z ogrzewaniem mieszaniny do 3500 ° C. Żelazo w tej temperaturze jest w stanie stopionym.
Paragon. Aluminium otrzymano po raz pierwszy przez redukcję chlorku glinu metalicznym sodem:
AlCl 3 + 3 Na = 3 NaCl + Al
Obecnie otrzymuje się go poprzez elektrolizę stopionych soli w kąpielach elektrolitycznych (ryc. 46). Elektrolit to stop zawierający 85-90% kriolitu - soli kompleksowej 3NaF·AlF 3 (lub Na 3 AlF 6) i 10-15% tlenku glinu - tlenku glinu Al 2 O 3. Mieszanina ta topi się w temperaturze około 1000°C.
Aplikacja. Aluminium ma bardzo szerokie zastosowanie. Wykorzystuje się go do produkcji folii stosowanej w radiotechnice oraz do pakowania produktów spożywczych. Wyroby stalowe i żeliwne powleka się aluminium w celu zabezpieczenia przed korozją: wyroby podgrzewa się do temperatury 1000°C w mieszaninie proszku aluminiowego (49%), tlenku glinu (49%) i chlorku glinu (2%). Proces ten nazywa się aluminiowaniem.
Produkty aluminiowe wytrzymują nagrzewanie do 1000°C bez korozji. Stopy aluminium, wyróżniające się dużą lekkością i wytrzymałością, znajdują zastosowanie przy produkcji wymienników ciepła, w budowie samolotów i budowie maszyn.
Tlenek glinu Al 2 O 3. Jest to biała substancja o temperaturze topnienia 2050°C. W naturze tlenek glinu występuje w postaci korundu i tlenku glinu. Czasami można znaleźć przezroczyste kryształy korundu o pięknym kształcie i kolorze. Korund zabarwiony na czerwono związkami chromu nazywany jest rubinem, a niebieski zabarwiony związkami tytanu i żelaza nazywany jest szafirem. Rubin i szafir to kamienie szlachetne. Obecnie dość łatwo można je pozyskać sztucznie.
Bor-element główna podgrupa trzeciej grupy, drugi okres układ okresowy pierwiastków chemicznych DI Mendelejew, z Liczba atomowa 5. Oznaczone symbolem B(Bor). W stanie wolnym bor- bezbarwna, szara lub czerwona substancja krystaliczna lub ciemna amorficzna. Znanych jest ponad 10 alotropowych modyfikacji boru, których powstawanie i wzajemne przejścia zależą od temperatury, w której bor otrzymano.
Paragon
Najczystszy bor otrzymuje się przez pirolizę borowodorków. Bor ten wykorzystywany jest do produkcji materiałów półprzewodnikowych i precyzyjnych syntez chemicznych.
1. Metoda metalotermiczna (zwykle redukcja magnezem lub sodem):
2. Rozkład termiczny par bromku boru na gorącym (1000-1200°C) drucie tantalowym w obecności wodoru:
Właściwości fizyczne
Substancja niezwykle twarda (ustępująca jedynie diamentowi, azotkowi węgla, azotkowi boru (borazonowi), węglikowi boru, stopowi bor-węgiel-krzem, skandowi-węglikowi tytanu. Ma kruchość i właściwości półprzewodnikowe (półprzewodnik szerokoprzerwowy).
Właściwości chemiczne
Pod wieloma właściwościami fizycznymi i chemicznymi niemetaliczny bor przypomina krzem.
Bor chemiczny jest dość obojętny i w temperaturze pokojowej reaguje tylko z nim fluor:
Po podgrzaniu bor reaguje z innymi halogenami, tworząc trihalogenki azot tworzy azotek boru BN, z fosfor- fosforek BP, z węglem - węgliki o różnym składzie (B 4 C, B 12 C 3, B 13 C 2). Po podgrzaniu w atmosferze tlenu lub w powietrzu bor spala się z dużym wydzielaniem ciepła, tworząc tlenek B 2 O 3:
Bor nie oddziałuje bezpośrednio z wodorem, chociaż znana jest dość duża liczba borowodorków (boranów) o różnym składzie, otrzymywanych przez traktowanie borków metali alkalicznych lub metali ziem alkalicznych kwasem:
Po mocnym podgrzaniu bor wykazuje właściwości regeneracyjne. Potrafi na przykład przywrócić krzem Lub fosfor z ich tlenków:
Tę właściwość boru można wytłumaczyć bardzo dużą wytrzymałością wiązań chemicznych w tlenku boru B 2 O 3.
W przypadku braku środków utleniających bor jest odporny na roztwory alkaliczne. W gorących kwasach azotowym i siarkowym oraz w wodzie królewskiej bor rozpuszcza się, tworząc kwas borowy.
Tlenek boru jest typowym tlenkiem kwasowym. Reaguje z wodą tworząc kwas borowy:
Kiedy kwas borowy oddziałuje z zasadami, powstają sole nie samego kwasu borowego - boranów (zawierających anion BO 3 3-), ale tetraborany, na przykład:
Aplikacja
Bor elementarny
Bor (w postaci włókien) służy jako środek wzmacniający wiele materiałów kompozytowych.
Bor jest również często stosowany w elektronice w celu zmiany rodzaju przewodności krzem.
Bor stosowany jest w metalurgii jako pierwiastek mikrostopowy, który znacząco zwiększa hartowność stali.
34.haracharakterystyka elementów grupy 4A. Cyna, ołów.
(dodatek)
Grupa obejmuje 5 pierwiastków: dwa niemetale - węgiel i krzem, znajdujące się w drugim i trzecim okresie układu okresowego oraz 3 metale - german (pośredni między niemetalami a metalami, cyną i ołowiem, znajdujący się na końcu dużego okresy - IV, V, VI Cechą charakterystyczną wszystkich tych pierwiastków jest to, że na zewnętrznym poziomie energetycznym posiadają 4 elektrony, dlatego mogą wykazywać stopień utlenienia od +4 do -4. Pierwiastki te tworzą z wodorem związki gazowe: CH4 , SiH4, SnH4, PbH4, po podgrzaniu na powietrzu łączą się z pierwiastkami podgrupy tlenu, siarką i halogenami.Stopień utlenienia +4 uzyskuje się, gdy elektron 1s przechodzi na wolny orbital p.
Wraz ze wzrostem promienia atomu siła wiązania między zewnętrznymi elektronami a jądrem maleje. Właściwości niemetaliczne zmniejszają się, a właściwości metaliczne rosną. (obniżenie temperatury topnienia i wrzenia itp.)
Węgiel (C), krzem (Si), german (Ge), cyna (Sn), ołów (Pb) to pierwiastki czwartej grupy głównej podgrupy PSE. Na zewnętrznej warstwie elektronowej atomy tych pierwiastków mają 4 elektrony: ns 2 np 2. W podgrupie wraz ze wzrostem liczby atomowej pierwiastka wzrasta promień atomowy, właściwości niemetaliczne słabną, a właściwości metaliczne rosną: węgiel i krzem są niemetalami, german, cyna, ołów są metalami.
Ogólna charakterystyka. Węgiel i krzem
Podgrupa węgla, która obejmuje węgiel, krzem, german, cynę i ołów, jest główną podgrupą czwartej grupy układu okresowego.
W zewnętrznej powłoce elektronowej atomów tych pierwiastków znajdują się 4 elektrony, a ich konfigurację elektronową ogólnie można zapisać następująco: ns 2 np 2, gdzie n jest numerem okresu, w którym znajduje się pierwiastek chemiczny. Podczas przemieszczania się w grupie od góry do dołu właściwości niemetaliczne słabną, a metaliczne rosną, zatem węgiel i krzem są niemetalami, a cyna i ołów wykazują właściwości typowych metali. Tworząc kowalencyjne wiązania polarne z atomami wodoru, C i Si wykazują formalny stopień utlenienia -4, a przy bardziej aktywnych niemetalach (N, O, S) i halogenach wykazują stopnie utlenienia +2 i +4. Przy wyjaśnianiu mechanizmu reakcji , izotop węgla 13 jest czasami używany jako C (metoda znakowanego atomu). Dlatego warto wiedzieć, że liczebność izotopów węgla wynosi: 12 C – 98,89% i 13 C – 1,11%. Jeśli ograniczymy się do wyliczenia izotopów, których liczebność jest większa niż 0,01%, wówczas krzem ma 3 takie izotopy, german ma 5, cyna ma 10, a ołów ma 4 stabilne izotopy.
W normalnych warunkach węgiel może występować w postaci dwóch odmian alotropowych
modyfikacje: diament i grafit; ultraczysty krystaliczny krzem
Półprzewodnik.
Do związków pierwiastków (E) podgrupy węgla z wodorem zaliczamy związki typu EN 4. Wraz ze wzrostem ładunku jądra atomu E stabilność wodorków maleje.
Po przejściu z C do Pb stabilność związków o stopniu utlenienia +4
maleje, a przy +2 wzrasta. Kwasowy charakter tlenków EO 2 zmniejsza się, a zasadowy charakter tlenków EO wzrasta.
Węgiel
Węgiel występuje naturalnie w postaci diamentu i grafitu. Zawierają go węgle kopalne: od 92% w antracytie do 80% w węglu brunatnym. W stanie spójnym węgiel występuje w węglikach: kredzie CaCO 3, wapieniu i marmurze, MgCO 3 CaCO 3 - dolomicie,
MgCO 3 - magnezyt. Węgiel w powietrzu występuje w postaci dwutlenku węgla (0,03% obj.). Węgiel występuje także w związkach rozpuszczonych w wodzie morskiej.
Węgiel występuje w roślinach i zwierzętach oraz w ropie naftowej i gazie ziemnym.
W reakcjach z aktywnymi niemetalami węgiel łatwo się utlenia:
2C + O2 = 2CO,
do + 2 fa 2 = CF 4.
Węgiel może również wykazywać właściwości redukujące podczas interakcji z substancjami złożonymi:
C + 2 CuO = 2 Cu + CO 2,
C + 2 H 2 SO 4 (stęż.) = CO 2 + 2 SO 2 + H 2 O,
2 C + BaSO 4 = BaS + 2 CO 2.
W reakcjach z metalami i mniej aktywnymi niemetalami węgiel jest utleniaczem: 2C + H 2 = C 2 H 2,
2C + Ca CaC2,
3 C + 4 Al = Al 4 C 3.
Węglik glinu jest prawdziwym węglikiem: każdy atom węgla jest połączony z atomami metalu wszystkimi czterema wiązaniami walencyjnymi. Węglik wapnia jest acetylenkiem, ponieważ pomiędzy atomami węgla występuje potrójne wiązanie. Dlatego też, gdy węgliki glinu oddziałują z wodą, uwalniany jest metan, a gdy węglik wapnia wchodzi w interakcję z wodą, uwalniany jest acetylen.
Al 4 C 3 + 12H 2 O = 4Al(OH) 3 + 3CH 4,
CaC 2 + 2H 2 O = Ca(OH) 2 + C 2 H 2.
Węgiel wykorzystywany jest jako paliwo i służy do produkcji gazu syntezowego. Elektrody wykonane są z grafitu, pręty grafitowe pełnią rolę moderatora
neutrony w reaktorach jądrowych. Diamenty są używane do produkcji narzędzi skrawających i materiałów ściernych; szlifowane diamenty są kamieniami szlachetnymi.
Krzem
Krzem występuje w przyrodzie wyłącznie w postaci związanej w postaci krzemionki SiO2 i różnych soli kwasu krzemowego (krzemianów). Jest drugim (po tlenie) najliczniejszym pierwiastkiem chemicznym w skorupie ziemskiej (27,6%).
W 1811 roku Francuzi J.L. Gay-Lussac i L.J. Tener uzyskali brązowo-brązową substancję (krzem) w reakcji:
SiF 4 + 4 K = 4 KF + Si
i dopiero w 1824 r. Szwed J. Berzelius, otrzymawszy krzem w reakcji:
K 2 SiF 6 + 4 K = 6 KF + Si,
udowodnił, że jest to nowy pierwiastek chemiczny. Teraz krzem otrzymuje się z krzemionki:
SiO2 + 2 Mg = Si + 2 MgO,
3SiO2 + 4Al = Si + 2Al2O3,
redukując go magnezem lub węglem. Okazuje się również, gdy silan rozkłada się:
SiH4 = Si + 2H2.
W reakcjach z niemetalami krzem można utlenić (tj. Si jest środkiem redukującym):
Si + O 2 = SiO 2,
Si + 2 F 2 = SiF 4,
Krzem rozpuszcza się w alkaliach:
Si + 2 NaOH + H 2 O = Na 2 SiO 3 + 2 H 2,
nierozpuszczalny w kwasach (z wyjątkiem kwasu fluorowodorowego).
W reakcjach z metalami krzem wykazuje właściwości utleniające:
2 Mg + Si = Mg2Si.
Po rozłożeniu krzemku magnezu kwasem solnym otrzymuje się silan:
Mg2Si + 4 HCl = 2MgCl2 + SiH4.
Krzem jest używany do produkcji wielu stopów na bazie żelaza i miedzi
i aluminium. Dodatek krzemu do stali i żeliwa poprawia ich właściwości mechaniczne. Duże dodatki krzemu nadają stopom żelaza odporność na kwasy.
Ultraczysty krzem jest półprzewodnikiem i służy do produkcji mikrochipów oraz do produkcji ogniw słonecznych.
Związki tlenu. Przygotowanie, właściwości i zastosowanie
Tlenki węgla
Tlenek węgla (II) (CO - tlenek węgla)
CO to trujący gaz, bezbarwny i bezwonny, słabo rozpuszczalny w wodzie.
Paragon
W laboratorium CO otrzymuje się przez rozkład kwasu mrówkowego lub szczawiowego (w obecności stężonego H 2 SO 4):
HCOOH = CO + H2O,
H 2 do 2 O 4 = CO + CO 2 + H 2 O
lub przez ogrzewanie pyłu cynkowego węglanem wapnia:
CaCO3 + Zn = CaO + ZnO + CO.
Fabrycznie CO wytwarza się w wyniku przepuszczania powietrza lub dwutlenku węgla przez gorący węgiel:
2C + O2 = 2CO,
Nieruchomości
Toksyczne działanie tlenku węgla wynika z faktu, że powinowactwo hemoglobiny do tlenku węgla jest większe niż do tlenu. W tym przypadku tworzy się karboksyhemoglobina, która w ten sposób blokuje transfer tlenu w organizmie.
Tlenek węgla (II) łatwo utlenia się i spala w powietrzu, wydzielając dużą ilość ciepła:
2 CO + O 2 = 2 CO 2 + 577 kJ/mol.
CO redukuje wiele metali z ich tlenków:
FeO + CO = Fe + CO2,
CuO + CO = Cu + CO2.
CO łatwo ulega reakcjom addycji:
CO + Cl2 = COCl2,
CO + NaOH = HCOONA,
Ni + 4 CO = Ni(CO) 4 .
W przemyśle często nie stosuje się czystego CO, ale różne jego mieszaniny z innymi gazami. Gaz generatorowy wytwarzany jest poprzez przepuszczenie powietrza przez rozżarzony węgiel w piecu szybowym:
2 C + O 2 = 2 CO + 222 kJ.
Gaz wodny powstaje w wyniku przepuszczania pary wodnej przez rozżarzony węgiel:
C + H 2 O = CO + H 2 - 132 kJ.
Pierwsza reakcja jest egzotermiczna, a druga zachodzi wraz z absorpcją ciepła. Jeśli oba procesy są naprzemienne, możliwe jest utrzymanie wymaganej temperatury w piekarniku. Po połączeniu generatora i gazu wodnego uzyskuje się gaz mieszany. Gazy te wykorzystywane są nie tylko jako paliwo, ale także do syntezy np. metanolu:
CO + 2H2 = CH3OH.
Tlenek węgla (IV) (CO 2 - dwutlenek węgla)
CO 2 jest bezbarwnym, niepalnym i bezwonnym gazem. Jest uwalniany podczas oddychania zwierząt. Rośliny absorbują CO 2 i wydzielają tlen. Powietrze zawiera zwykle 0,03% dwutlenku węgla. W wyniku działalności człowieka (niekontrolowane wylesianie,
spalając coraz więcej węgla, ropy i gazu), zawartość CO 2 w atmosferze stopniowo wzrasta, co powoduje efekt cieplarniany i grozi ludzkości katastrofą ekologiczną.
Paragon
W laboratorium CO 2 otrzymuje się w aparacie Kippa poprzez obróbkę marmuru kwasem solnym:
CaCO 3 + 2HCl = CaCl 2 + H 2 O + CO 2.
Istnieje wiele reakcji, w wyniku których powstaje CO 2:
KHCO 3 + H 2 SO 4 = KHSO 4 + H 2 O + CO 2,
C + O2 = CO2,
2 CO + O 2 = 2 CO 2,
Ca(HCO 3) 2 CaCO 3 Ї + CO 2 + H 2 O,
CaCO3 = CaO + CO2,
BaSO 4 + 2 C = BaS + 2 CO 2,
C + 2 H 2 SO 4 (stęż.) = CO 2 + 2 SO 2 + 2H 2 O,
C + 4 HNO 3 (stęż.) = CO 2 + 4 NO 2 + 2 H 2 O.
Nieruchomości
Kiedy CO 2 rozpuszcza się w wodzie, powstaje kwas węglowy:
H 2 O + CO 2 = H 2 CO 3.
W przypadku CO2 znane są wszystkie reakcje charakterystyczne dla tlenków kwasowych:
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.
Zapalony Mg nadal spala się w dwutlenku węgla:
CO 2 + 2 Mg = 2 MgO + C.
Kwas węglowy jest słabym kwasem dwuzasadowym:
H 2 O + CO 2 = H 2 CO 3
H + +HCO 3 - = H + +CO 3 2-
i może wypierać słabsze kwasy z roztworów ich soli:
Na 2 SiO 3 + CO 2 + H 2 O = H 2 SiO 3 + Na 2 CO 3,
KCN + CO2 + H2O = KHCO3 + HCN.
Sole kwasu węglowego. Węglany i wodorowęglany
Ogólne metody otrzymywania soli są również typowe dla otrzymywania soli kwasu węglowego:
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.
Węglany metali alkalicznych i amonu są dobrze rozpuszczalne w wodzie i
podlega hydrolizie. Wszystkie pozostałe węglany są praktycznie nierozpuszczalne:
Na 2 CO 3 + H 2 O = 2 Na + + OH - + HCO 3 - .
Przy stosunkowo niskim ogrzewaniu węglowodory rozkładają się:
Ca(HCO 3) 2 = CaCO 3 + CO 2 + H 2 O.
Podczas kalcynowania węglanów otrzymuje się tlenki metali i CO2:
CaCO3 = CaO + CO2.
Węglany łatwo rozkładają się pod wpływem silniejszych (niż węglowy) kwasów:
MgCO3 + 2HCl = MgCl2 + CO2 + H2O.
CaCO 3 + 2HCl = CaCl 2 + CO 2 + H 2 O.
Podczas kalcynacji węglanów piaskiem SiO 2 wypiera bardziej lotny tlenek:
Na 2 CO 3 + SiO 2 = Na 2 SiO 3 + CO 2.
Aplikacja
Węglan sodu Na 2 CO 3 (soda kalcynowana) i jego krystaliczny hydrat Na 2 CO 3 10H 2 O
(soda krystaliczna) są stosowane w przemyśle szklarskim, mydlarskim, celulozowo-papierniczym. Sodu wodorowęglan NaHCO 3 (soda oczyszczona)
stosowany w przemyśle spożywczym i medycynie. Wapień jest kamieniem budowlanym i surowcem do produkcji wapna.
Tlenki krzemu(IV) (SiO 2 )
Krzemionka SiO 2 występuje w naturze w postaciach krystalicznych (głównie kwarcu) i amorficznych (na przykład opalowy SiO 2 nH 2 O).
Paragon
SiO2 jest tlenkiem kwasowym, który można otrzymać w reakcjach:
Si + O 2 = SiO 2,
H 2 SiO 3 = SiO 2 + H 2 O,
SiH 4 + 2O 2 = SiO 2 + 2H 2 O.
Nieruchomości
Podczas interakcji z metalami lub węglem SiO2 można zredukować do krzemu
SiO2 + 2 Mg = Si + 2 MgO,
SiO 2 + 2 C = Si + 2 CO
lub daj karborund (SiC) SiO 2 + 3 C = SiC + 2 CO.
Kiedy SiO2 łączy się z tlenkami metali, zasadami i niektórymi solami, powstają krzemiany:
SiO 2 + 2 NaOH = Na 2 SiO 3 + H 2 O,
SiO 2 + K 2 CO 3 = K 2 SiO 3 + CO 2,
SiO2 + CaO = CaSiO3.
Kwasy nie mają wpływu na SiO2. Wyjątkiem jest kwas fluorowodorowy:
SiO2 + 4HF = SiF4 + 2H2O,
SiF4 + 2HF = H2,
SiO2 + 6HF = H2 + 2H2O.
Kwas krzemowy H 2 SiO 3 jest najprostszym z rodziny kwasów krzemowych. Jego ogólny wzór to xSiO 2 yH 2 O. Można go otrzymać z krzemianów
Na 2 SiO 3 + 2 HCl = H 2 SiO 3 + 2 NaCl.
Po podgrzaniu kwas krzemowy rozkłada się:
H 2 SiO 3 = SiO 2 + H 2 O.
Krzemiany
Znanych jest wiele setek minerałów krzemianowych. Stanowią 75% masy skorupy ziemskiej. Wśród nich jest dużo glinokrzemianów. Krzemiany są głównym składnikiem cementu, szkła, betonu i cegły.
W wodzie rozpuszczalne są jedynie krzemiany Na i K. Ich wodne roztwory nazywane są „płynnym szkłem”. Po hydrolizie roztwory te mają odczyn zasadowy. Stosowane są do produkcji cementu i betonu kwasoodpornego.
