REAKSIONET REDOKS
Reaksionet në të cilat ndodh një ndryshim në gjendjet e oksidimit të atomeve të elementeve që përbëjnë përbërjet që reagojnë quhen redoks.
Gjendja e oksidimit(c.o.) është ngarkesa e një elementi në një përbërje, e llogaritur bazuar në supozimin se përbërja përbëhet nga jone. Përcaktimi i gjendjes së oksidimit kryhet duke përdorur dispozitat e mëposhtme:
1. Gjendja e oksidimit të një elementi në një substancë të thjeshtë, për shembull, në Zn, Ca, H 2, Br 2, S, O 2, është zero.
2. Gjendja e oksidimit të oksigjenit në përbërje është zakonisht –2. Përjashtim bëjnë peroksidet H 2 + 1 O 2 – 1, Na 2 + 1 O 2 – 1 dhe fluori i oksigjenit O +2 F 2.
3. Gjendja e oksidimit të hidrogjenit në shumicën e përbërjeve është +1, me përjashtim të hidrideve të ngjashme me kripën, për shembull, Na +1 H -1.
4. Metalet alkaline kanë gjendje konstante oksidimi (+1); berilium Be dhe magnez Mg (+2); metale alkaline tokësore Ca, Sr, Ba (+2); fluor (–1).
5. Shuma algjebrike e gjendjeve të oksidimit të elementeve në një molekulë neutrale është e barabartë me zero, në një jon kompleks - ngarkesa e jonit.
Si shembull, le të llogarisim gjendjen e oksidimit të kromit në përbërjen K 2 Cr 2 O 7 dhe azotit në anion (NO 2) -
K 2 +1 Cr 2 X O 7 –2 2∙(+1)+ 2 x + 7 (–2) = 0 x = + 6
(NO 2) - x + 2 (–2) = –1 x = + 3
Në reaksionet redoks, elektronet transferohen nga një atom, molekulë ose jon në tjetrin. Oksidimi – procesi i humbjes së elektroneve nga një atom, molekulë ose jon, i shoqëruar nga një rritje në gjendjen e oksidimit. Rimëkëmbja – procesi i shtimit të elektroneve, i shoqëruar me një ulje të gjendjes së oksidimit.
-4 -3 -2 -1 0 +1 +2 +3 +4 +5 +6 +7 +8
Procesi i rikuperimit
Oksidimi dhe reduktimi janë procese të ndërlidhura që ndodhin njëkohësisht.
Agjentët oksidues quhen substanca (atome, jone ose molekula) që fitojnë elektrone gjatë një reaksioni, restaurues – substanca që dhurojnë elektrone. Agjentët oksidues mund të jenë atomet halogjene dhe oksigjeni, jonet metalike të ngarkuara pozitivisht (Fe 3+, Au 3+, Hg 2+, Cu 2+, Ag +), jonet komplekse dhe molekulat që përmbajnë atome metali në gjendjen më të lartë të oksidimit (KMnO 4, K 2 Cr 2 O 7, NaBiO 3 etj.), atomet jometale në gjendje oksidimi pozitiv (HNO 3, H 2 SO 4 i koncentruar, HClO, HClO 3, KClO 3, NaBrO etj.).
Agjentët reduktues tipikë janë pothuajse të gjitha metalet dhe shumë jometale (karboni, hidrogjeni) në gjendje të lirë, jonet jometalë të ngarkuar negativisht (S 2-, I-, Br-, Cl-, etj.), jonet metalike të ngarkuara pozitivisht në gjendjen më të ulët të oksidimit (Sn 2+, Fe 2+, Cr 2+, Mn 2+, Cu + etj.).
Përbërjet që përmbajnë elementë në gjendjen maksimale dhe minimale të oksidimit mund të jenë përkatësisht ose vetëm agjentë oksidues (KMnO 4, K 2 Cr 2 O 7, HNO 3, H 2 SO 4, PbO 2), ose vetëm agjentë reduktues (KI, Na 2 S, NH 3). Nëse një substancë përmban një element në një gjendje të ndërmjetme oksidimi, atëherë, në varësi të kushteve të reagimit, ai mund të jetë edhe një agjent oksidues dhe një agjent reduktues. Për shembull, nitriti i kaliumit KNO 2, që përmban azot në gjendje oksidimi +3, peroksid hidrogjeni H 2 O 2, që përmban oksigjen në gjendje oksidimi -1, shfaqin veti reduktuese në prani të agjentëve të fortë oksidues dhe kur ndërveprojnë me reduktues aktiv. agjentët janë agjentë oksidues.
Kur hartoni ekuacione për reaksionet redoks, rekomandohet t'i përmbaheni rendit të mëposhtëm:
1. Shkruani formulat e substancave fillestare. Përcaktoni gjendjen e oksidimit të elementeve që mund ta ndryshojnë atë, gjeni agjentin oksidues dhe agjentin reduktues. Shkruani produktet e reaksionit.
2. Hartoni ekuacione për proceset e oksidimit dhe reduktimit. Zgjidhni shumëzuesit (koeficientët kryesorë) në mënyrë që numri i elektroneve të lëshuara gjatë oksidimit të jetë i barabartë me numrin e elektroneve të pranuara gjatë reduktimit.
3. Renditni koeficientët në ekuacionin e reaksionit.
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
medium reduktues agjent oksidues
oksidimi S -2 – 2ē → S 0 ½3
reduktimi 2Cr +6 + 6ē → 2Cr +3 ½1
Natyra e shumë reaksioneve redoks varet nga mjedisi në të cilin ato ndodhin. Për të krijuar një mjedis acid, përdoret më shpesh acidi sulfurik i holluar, dhe për të krijuar një mjedis alkalik, përdoren tretësira të hidroksideve të natriumit ose kaliumit.
Ekzistojnë tre lloje të reaksioneve redoks: ndërmolekulare, intramolekulare, disproporcionale. Ndërmolekulare reaksionet redoks - këto janë reaksione në të cilat agjenti oksidues dhe agjenti reduktues janë në substanca të ndryshme. Reagimi i diskutuar më sipër i përket këtij lloji. TE intramolekulare reagimet përfshijnë në të cilën agjenti oksidues dhe agjenti reduktues janë në të njëjtën substancë.
2KCl +5 O 3 -2 = 2KCl -1 + 3O 2 0
reduktim Cl +5 + 6ē → Cl - ½2 Cl +5 - agjent oksidues
oksidimi 2O -2 - 4ē → O 2 0 ½3 O -2 - agjent reduktues
Në reagime disproporcioni(auto-oksidim - vetë-shërues) molekulat e së njëjtës substancë reagojnë me njëra-tjetrën si agjent oksidues dhe si agjent reduktues.
3K 2 Mn +6 O 4 + 2H 2 O = 2KMn +7 O 4 + Mn +4 O 2 + 4KOH
oksidimi Mn +6 - ē → Mn +7 ½ 2 Mn +6 - agjent reduktues
reduktimi Mn +6 + 2ē → Mn +4 ½ 1 Mn +6 - agjent oksidues
Lloji i mësimit. Marrja e njohurive të reja.
Objektivat e mësimit.arsimore. Prezantoni studentët me një klasifikim të ri të reaksioneve kimike bazuar në ndryshimet në gjendjet e oksidimit të elementeve - reaksionet oksido-reduktuese (ORR); mësojini nxënësit të renditin koeficientët duke përdorur metodën e bilancit elektronik.
Zhvillimore. Vazhdoni zhvillimin e të menduarit logjik, aftësinë për të analizuar dhe krahasuar dhe për të zhvilluar interesin për këtë temë.
arsimore. Të formojë botëkuptimin shkencor të studentëve; përmirësojnë aftësitë e punës.
Metodat dhe teknikat metodologjike. Tregim, bisedë, demonstrim i mjeteve pamore, punë e pavarur e nxënësve.
Pajisjet dhe reagentët. Riprodhimi me imazhin e Kolosit të Rodosit, algoritmi për rregullimin e koeficientëve duke përdorur metodën e bilancit elektronik, tabela e agjentëve tipikë oksidues dhe reduktues, fjalëkryq; Tretësira Fe (gozhdë), NaOH, CuSO 4.
GJATË KLASËVE
Pjesa hyrëse
(motivimi dhe vendosja e qëllimeve)
Mësues. Në shekullin III. para Krishtit. Në ishullin Rodos, u ndërtua një monument në formën e një statuje të madhe të Helios (perëndia greke e Diellit). Dizajni madhështor dhe ekzekutimi i përsosur i Kolosit të Rodosit - një nga mrekullitë e botës - mahniti të gjithë ata që e panë atë.
Nuk e dimë saktësisht se si dukej statuja, por dimë se ajo ishte prej bronzi dhe arrinte një lartësi prej rreth 33 m. Statuja u krijua nga skulptori Haret dhe u deshën 12 vjet për t'u ndërtuar.
Predha prej bronzi ishte ngjitur në një kornizë hekuri. Statuja e zbrazët filloi të ndërtohej nga fundi dhe, ndërsa rritej, u mbush me gurë për ta bërë më të qëndrueshme. Rreth 50 vjet pas përfundimit të tij, Kolosi u shemb. Gjatë tërmetit u thye në nivelin e gjunjëve.
Shkencëtarët besojnë se arsyeja e vërtetë e brishtësisë së kësaj mrekullie ishte korrozioni i metaleve. Dhe procesi i korrozionit bazohet në reaksionet redoks.
Sot në mësim do të mësoni rreth reaksioneve redoks; të mësojnë për konceptet e "agjent reduktues" dhe "agjent oksidues", për proceset e reduktimit dhe oksidimit; mësojnë të vendosin koeficientët në ekuacionet e reaksioneve redoks. Shkruani datën dhe temën e mësimit në fletoret tuaja të punës.
Mësimi i materialit të ri
Mësuesi/ja kryen dy eksperimente demonstruese: bashkëveprimin e sulfatit të bakrit(II) me alkalin dhe bashkëveprimin e së njëjtës kripë me hekurin.
Mësues. Shkruani ekuacionet molekulare për reaksionet e kryera. Në çdo ekuacion, renditni gjendjet e oksidimit të elementeve në formulat e substancave fillestare dhe produkteve të reaksionit.
Nxënësi shkruan ekuacionet e reaksioneve në tabelë dhe cakton gjendjet e oksidimit:
Mësues. A ndryshuan gjendjet e oksidimit të elementeve në këto reaksione?
Studenti. Në ekuacionin e parë, gjendjet e oksidimit të elementeve nuk ndryshuan, por në të dytën ato ndryshuan - për bakrin dhe hekurin.
Mësues. Reagimi i dytë është një reaksion redoks. Mundohuni të përcaktoni reaksionet redoks.
Studenti. Reaksionet që rezultojnë në ndryshime në gjendjet e oksidimit të elementeve që përbëjnë reaktantët dhe produktet e reaksionit quhen reaksione redoks.
Nxënësit shkruajnë në fletoret e tyre, nën diktimin e mësuesit, përkufizimin e reaksioneve redoks.
Mësues. Çfarë ndodhi si rezultat i reaksionit redoks? Para reaksionit, hekuri kishte një gjendje oksidimi 0, pas reaksionit ai u bë +2. Siç mund ta shohim, gjendja e oksidimit është rritur, prandaj, hekuri jep 2 elektrone.
Bakri ka një gjendje oksidimi +2 para reaksionit, dhe 0 pas reaksionit. Siç mund ta shohim, gjendja e oksidimit është ulur. Prandaj, bakri pranon 2 elektrone.
Hekuri dhuron elektrone, është një agjent reduktues dhe procesi i transferimit të elektroneve quhet oksidim.
Bakri pranon elektrone, është një agjent oksidues dhe procesi i shtimit të elektroneve quhet reduktim.
Le të shkruajmë diagramet e këtyre proceseve:
Pra, jepni një përkufizim të koncepteve "agjent reduktues" dhe "agjent oksidues".
Studenti. Atomet, molekulat ose jonet që dhurojnë elektrone quhen agjentë reduktues.
Atomet, molekulat ose jonet që fitojnë elektrone quhen agjentë oksidues.
Mësues. Si mund të përcaktojmë proceset e reduktimit dhe oksidimit?
Studenti. Reduktimi është procesi me të cilin një atom, molekulë ose jon fiton elektrone.
Oksidimi është procesi i transferimit të elektroneve nga një atom, molekulë ose jon.
Nxënësit shkruajnë në një fletore përkufizimet nga diktimi dhe vizatojnë.
Mbani mend!
Dhuroni elektrone dhe oksidoni.
Merrni elektrone - rikuperoni.
Mësues. Oksidimi shoqërohet gjithmonë me reduktim dhe anasjelltas, reduktimi shoqërohet gjithmonë me oksidim. Numri i elektroneve të dhëna nga agjenti reduktues është i barabartë me numrin e elektroneve të fituara nga agjenti oksidues.
Për të zgjedhur koeficientët në ekuacionet e reaksioneve redoks, përdoren dy metoda - bilanci elektronik dhe bilanci elektron-jon (metoda e gjysmë-reaksionit).
Ne do të shqyrtojmë vetëm metodën e bilancit elektronik. Për ta bërë këtë, ne përdorim një algoritëm për rregullimin e koeficientëve duke përdorur metodën e bilancit elektronik (projektuar në një copë letre Whatman).
SHEMBULL Rregulloni koeficientët në këtë skemë reagimi duke përdorur metodën e bilancit elektronik, përcaktoni agjentin oksidues dhe agjentin reduktues, tregoni proceset e oksidimit dhe reduktimit:
Fe 2 O 3 + CO Fe + CO 2.
Ne do të përdorim algoritmin për rregullimin e koeficientëve duke përdorur metodën e bilancit elektronik.
3. Le të shkruajmë elementët që ndryshojnë gjendjen e oksidimit:
4. Le të krijojmë ekuacione elektronike, duke përcaktuar numrin e elektroneve të dhëna dhe të marra:
5. Numri i elektroneve të dhëna dhe të marra duhet të jetë i njëjtë, sepse As materialet fillestare dhe as produktet e reaksionit nuk ngarkohen. Ne barazojmë numrin e elektroneve të dhëna dhe të marra duke zgjedhur shumëfishin më të vogël të përbashkët (LCM) dhe faktorët shtesë:
6. Shumëzuesit që rezultojnë janë koeficientë. Le t'i transferojmë koeficientët në skemën e reagimit:
Fe 2 O 3 + 3CO = 2Fe + 3CO 2.
Substancat që janë agjentë oksidues ose reduktues në shumë reaksione quhen tipike.
Është varur një tavolinë e bërë në një copë letre Whatman.
Mësues. Reaksionet redoks janë shumë të zakonshme. Ato shoqërohen jo vetëm me proceset e korrozionit, por edhe me fermentimin, kalbjen, fotosintezën dhe proceset metabolike që ndodhin në një organizëm të gjallë. Ato mund të vërehen gjatë djegies së karburantit. Proceset redoks shoqërojnë ciklet e substancave në natyrë.
A e dini se rreth 2 milion ton acid nitrik formohen në atmosferë çdo ditë, ose
700 milion ton në vit, dhe në formën e një tretësire të dobët bien në tokë me shi (njerëzit prodhojnë vetëm 30 milion ton acid nitrik në vit).
Çfarë po ndodh në atmosferë?
Ajri përmban 78% në vëllim azot, 21% oksigjen dhe 1% gazra të tjerë. Nën ndikimin e shkarkimeve të rrufesë, dhe në Tokë ka mesatarisht 100 vetëtima çdo sekondë, molekulat e azotit ndërveprojnë me molekulat e oksigjenit për të formuar oksid nitrik (II):
Oksidi nitrik (II) oksidohet lehtësisht nga oksigjeni atmosferik në oksid nitrik (IV):
JO + O 2 JO 2 .
Oksidi i azotit (IV) që rezulton reagon me lagështinë atmosferike në prani të oksigjenit, duke u shndërruar në acid nitrik:
NO 2 + H 2 O + O 2 HNO 3.
Të gjitha këto reagime janë redoks.
Ushtrimi . Renditni koeficientët në skemat e reaksioneve të dhëna duke përdorur metodën e bilancit elektronik, tregoni agjentin oksidues, agjentin reduktues, proceset e oksidimit dhe reduktimit.
Zgjidhje
1. Le të përcaktojmë gjendjet e oksidimit të elementeve:
2. Le të theksojmë simbolet e elementeve, gjendjet e oksidimit të të cilëve ndryshojnë:
3. Le të shkruajmë elementët që kanë ndryshuar gjendjen e tyre të oksidimit:
4. Le të krijojmë ekuacione elektronike (përcaktojmë numrin e elektroneve të dhëna dhe të marra):
5. Numri i elektroneve të dhëna dhe të marra është i njëjtë.
6. Le të transferojmë koeficientët nga qarqet elektronike në diagramin e reagimit:
Më pas, studentëve u kërkohet të rregullojnë në mënyrë të pavarur koeficientët duke përdorur metodën e bilancit elektronik, të përcaktojnë agjentin oksidues, agjentin reduktues dhe të tregojnë proceset e oksidimit dhe reduktimit në proceset e tjera që ndodhin në natyrë.
Dy ekuacionet e tjera të reaksionit (me koeficientë) kanë formën:
Korrektësia e detyrave kontrollohet duke përdorur një projektor të sipërm.
Pjesa e fundit
Mësuesi/ja u kërkon nxënësve të zgjidhin një fjalëkryq bazuar në materialin që kanë studiuar. Rezultati i punës dorëzohet për verifikim.
Duke zgjidhur fjalëkryq, do të mësoni se substancat KMnO 4, K 2 Cr 2 O 7, O 3 janë të forta ... (vertikale (2)).
Horizontalisht:
1. Çfarë procesi pasqyron diagrami:
3. Reagimi
N 2 (g.) + 3H 2 (g.) 2NH 3 (g.) + P
është redoks, i kthyeshëm, homogjen, ....
4. ... karboni (II) është një agjent tipik reduktues.
5. Çfarë procesi pasqyron diagrami:
6. Për të zgjedhur koeficientët në ekuacionet e reaksioneve redoks, përdorni metodën elektronike....
7. Sipas diagramit, alumini hoqi dorë nga një elektron.
8. Në reagim:
H 2 + Cl 2 = 2HCl
hidrogjen H 2 – ... .
9. Çfarë lloj reaksionesh janë gjithmonë vetëm redoks?
10. Gjendja e oksidimit të substancave të thjeshta është….
11. Në reagim:
agjent reduktues –….
Detyrë shtëpie. Sipas librit shkollor nga O.S. Gabrielyan "Kimi-8" § 43, f. 178–179, p.sh. 1, 7 me shkrim.
Detyrë (për shtëpi). Projektuesit e anijeve dhe nëndetëseve të para u përballën me një problem: si të ruani një përbërje konstante ajri në anije dhe stacione hapësinore? Të hiqni qafe dioksidin e tepërt të karbonit dhe të rimbushni oksigjenin? Është gjetur një zgjidhje.
Superoksidi i kaliumit KO 2, si rezultat i ndërveprimit me dioksidin e karbonit, formon oksigjen:
Siç mund ta shihni, ky është një reagim redoks. Oksigjeni në këtë reaksion është njëkohësisht një agjent oksidues dhe një agjent reduktues.
Në një mision hapësinor, çdo gram ngarkesë ka rëndësi. Llogaritni furnizimin e superoksidit të kaliumit që duhet të merret në një fluturim hapësinor nëse fluturimi zgjat 10 ditë dhe nëse ekuipazhi përbëhet nga dy persona. Dihet se një person nxjerr 1 kg dioksid karboni në ditë.
(Përgjigje: 64.5 kg KO 2. )
Detyrë (rritje e nivelit të vështirësisë). Shkruani ekuacionet e reaksioneve redoks që mund të çojnë në shkatërrimin e Kolosit të Rodosit. Mbani në mend se kjo statujë gjigante qëndronte në një qytet port në një ishull në detin Egje, në brigjet e Turqisë moderne, ku ajri i lagësht mesdhetar është i ngarkuar me kripëra. Ai ishte prej bronzi (një aliazh bakri dhe kallaji) dhe i montuar në një kornizë hekuri.
Letërsia
Gabrielyan O.S.. Kimi-8. M.: Bustard, 2002;
Gabrielyan O.S., Voskoboynikova N.P., Yashukova A.V. Libër mësuesi. klasa e 8-të. M.: Bustard, 2002;
Cox R., Morris N. Shtatë mrekullitë e botës. Bota e lashtë, mesjeta, koha jonë. M.: BMM AO, 1997;
Enciklopedi për fëmijë të vegjël. Kimia. M.: Partneriteti Enciklopedik Rus, 2001; Enciklopedia për fëmijë "Avanta+". Kimia. T. 17. M.: Avanta+, 2001;
Khomchenko G.P., Sevastyanova K.I. Reaksionet redoks. M.: Arsimi, 1989.
dhe rikuperimi:
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
Duke përdorur metodën e bilancit elektronik, zgjidhni koeficientët në skemat e reaksionit redoks dhe tregoni procesin e oksidimit dhe reduktimit:
CuO+ NH3= Cu + N2 +H2O
Ag +HNO3 = AgNO3 + NO +H2O
Zn + HNO3= Zn (NO3)2 + N2 + H2O
Cu +H2SO4= CuSO4 +SO2 +H2O
Më ndihmo të zgjidh: SHKARTËSIM ELEKTROLITIK. REAKSIONET REDOKSPjesa A
A2 Kur studionin përçueshmërinë elektrike të substancave të ndryshme duke përdorur një pajisje të veçantë, studentët vëzhguan sa vijon:
Cila nga substancat e mëposhtme ishte në gotë?
1) sheqer (tretësirë)
2) KS1 (i ngurtë) 3) NaOH (p-p) 4) alkool
A4 Ndërveprimi i tretësirave të klorurit të bariumit dhe acidit sulfurik korrespondon me ekuacionin e shkurtuar jonik
1)H+ + SG=HC1
2)Ba2+ + SO42- =BaSO4
3) CO32- + 2H+ = H2O + CO2
4) Ba2+ + CO3- = BaCO3
A5 Reaksioni ndërmjet tretësirave të nitratit të argjendit dhe acidit klorhidrik vazhdon deri në përfundim, pasi
1) të dyja substancat janë elektrolite
2) nitrat argjendi është një kripë
3) formohet klorur argjendi i patretshëm
4) formohet acidi nitrik i tretshëm
A7 Ekuacioni H+ + OH = H2O pasqyron thelbin e bashkëveprimit
1) acid klorhidrik dhe hidroksid bariumi
2) acidi sulfurik dhe hidroksidi i bakrit (II).
3) acidi fosforik dhe oksidi i kalciumit
4) acid silicik dhe hidroksid natriumi
A10 Procesi i oksidimit korrespondon me diagramin
1) S+6 →S+4
2) Cu+2 → Cu0
3) N+5 →N-3
4) C-4 → C+4
Pjesa B
B2 Vendosni një korrespondencë midis formulës së një substance dhe numrit të përgjithshëm të joneve të formuara gjatë shpërbërjes së plotë të 1 mol të kësaj substance: për çdo pozicion nga kolona e parë, zgjidhni pozicionin përkatës nga kolona e dytë, e treguar me një numër.
FORMULA NUMRI I JONEVE (NE NISHAN)
A) A1(NO3)3 1) 1 B) Mg(NO3)2 2) 2
B) NaNO3 3) 3 D) Cu(NO3)2 4) 4
5) 5
Shkruani numrat e zgjedhur në tabelë nën shkronjat përkatëse.
Transferoni përgjigjen në formën e një sekuence prej katër numrash në formularin e testimit nën numrin e detyrës përkatëse, pa ndryshuar rendin e numrave.
Ju ofrohet një listë e koncepteve të ndërlidhura:
A) acid
B) acid klorhidrik
B) acid pa oksigjen
D) elektrolit i fortë
Shkruani shkronjat që përfaqësojnë konceptet në një tabelë në mënyrë që një zinxhir të mund të gjurmohet nga një koncept i veçantë në atë më të përgjithshëm.
Transferoni sekuencën rezultuese të shkronjave në formularin e testimit pa ndryshuar rendin e shkronjave.
Oksidimi është procesi i humbjes së elektroneve, me një rritje të shkallës së oksidimit.
Në oksidimi substancat që vijnë nga kthimi elektronet ajo rritet gjendja e oksidimit. Atomet substanca që oksidohet quhet donatorë elektronet dhe atomet agjent oksidues - pranuesit elektronet.
Në disa raste, gjatë oksidimit, molekula e substancës origjinale mund të bëhet e paqëndrueshme dhe të shpërbëhet në përbërës më të qëndrueshëm dhe më të vegjël (shih Fig. Radikalet e lira). Në këtë rast, disa nga atomet e molekulave që rezultojnë kanë një gjendje oksidimi më të lartë se të njëjtat atome në molekulën origjinale.
Agjenti oksidues, duke pranuar elektrone, fiton veti reduktuese, duke u kthyer në një agjent reduktues të konjuguar:
oksidues+ e − ↔ agjent reduktues i konjuguar.
Rimëkëmbja
Restaurimiështë procesi i shtimit të elektroneve në një atom të një lënde, ndërsa gjendja e tij e oksidimit zvogëlohet.
Pas shërimit atomet ose jonet bashkëngjitni elektronet. Në të njëjtën kohë ka një rënie gjendjet e oksidimit element. Shembuj: rikuperimi oksidet metalet për të liruar metalet duke përdorur hidrogjeni, karbonit, substanca të tjera; rikuperimi acidet organike V aldehidet Dhe alkoolet; hidrogjenizimi yndyrë dhe etj.
Agjenti reduktues, duke dhuruar elektrone, fiton veti oksiduese, duke u kthyer në një agjent oksidues të konjuguar:
agjent reduktues - e − ↔ oksidues i konjuguar.
Një elektron i lirë, i palidhur është agjenti reduktues më i fortë.
Reaksionet oksido-reduktuese janë reaksione në të cilat reaktantët fitojnë ose dhurojnë elektrone. Një agjent oksidues është një grimcë (jon, molekulë, element) që shton elektrone dhe lëviz nga një gjendje oksidimi më e lartë në një gjendje më të ulët, d.m.th. është duke u restauruar. Një agjent reduktues është një grimcë që dhuron elektrone dhe lëviz nga një gjendje oksidimi më e ulët në një gjendje më të lartë, d.m.th. oksidohet.
Ndërmolekulare - reaksione në të cilat atomet oksiduese dhe reduktuese ndodhen në molekula të substancave të ndryshme, për shembull:
N 2 S + Cl 2 → S + 2HCl
Intramolekulare - reaksione në të cilat atomet oksiduese dhe reduktuese ndodhen në molekula të së njëjtës substancë, për shembull:
2H 2 O → 2H 2 + O 2
Disproporcioni (auto-oksidim-vetë-reduktim) - reaksione në të cilat atomet me një gjendje të ndërmjetme oksidimi shndërrohen në një përzierje ekuimolare atomesh me gjendje oksidimi më të larta dhe më të ulëta, për shembull:
Cl 2 + H 2 O → HClO + HCl
Riproporcionimi (përpjestimi) - reaksionet në të cilat një gjendje oksidimi fitohet nga dy gjendje të ndryshme oksidimi të të njëjtit element, për shembull:
N.H. 4 NR 3 → N 2 O + 2H 2 O
Oksidimi, reduktimi
Në reaksionet redoks, elektronet transferohen nga një atom, molekulë ose jon në tjetrin. Procesi i humbjes së elektroneve është oksidimi. Gjatë oksidimit, gjendja e oksidimit rritet:
Procesi i shtimit të elektroneve është reduktimi. Gjatë reduktimit, gjendja e oksidimit zvogëlohet:
Atomet ose jonet që fitojnë elektrone në një reaksion të caktuar janë agjentë oksidues, dhe ato që dhurojnë elektrone janë agjentë reduktues.
Reaksionet redoks (potenciali i elektrodës)
Elektronet mund të veprojnë si reagjentë kimikë dhe gjysmëreaksioni përdoret praktikisht në pajisjet e quajtura qeliza galvanike.
Një shembull i një elektrode është një pllakë zinku kristalor i zhytur në një tretësirë të sulfatit të zinkut. Pasi të zhytet pllaka, ndodhin 2 procese. Si rezultat i procesit të parë, pllaka fiton një ngarkesë negative; pas njëfarë kohe pas zhytjes në tretësirë, shpejtësitë barazohen dhe ndodh ekuilibri. Dhe pllaka fiton njëfarë potenciali elektrik.
Potenciali i elektrodës matet në raport me potencialin e hidrogjenit standard.
Elektroda bakër-hidrogjen- elektroda e përdorur si elektroda e referencës në matje të ndryshme elektrokimike dhe në qelizat galvanike. Një elektrodë hidrogjeni (HE) është një pllakë ose tel e bërë prej metali që thith mirë gazin. hidrogjeni(zakonisht përdoret platini ose palladiumi), i ngopur me hidrogjen (në presion atmosferik) dhe i zhytur në tretësirë uji që përmban jonet e hidrogjenit. Potenciali i pllakës varet [ specifikoni ] në përqendrimin e joneve H + në tretësirë. Elektroda është një standard kundrejt të cilit matet potenciali i elektrodës së reaksionit kimik që përcaktohet. Në një presion hidrogjeni prej 1 atm., një përqendrim i protonit në tretësirë prej 1 mol/l dhe një temperaturë prej 298 TE Potenciali i SE merret i barabartë me 0 V. Kur montoni një qelizë galvanike nga SE dhe elektroda që përcaktohet, reagimi i mëposhtëm ndodh në mënyrë të kthyeshme në sipërfaqen e platinit:
2Н + + 2e − = H 2
domethënë ose ndodh rikuperimi hidrogjeni ose i tij oksidimi- varet nga potenciali i reaksionit që ndodh në elektrodën që përcaktohet. Duke matur emf-në e një elektrode galvanike në kushte standarde (shih më lart), përcaktohet Potenciali standard i elektrodës reaksioni kimik i përcaktuar.
HE përdoret për të matur potencialin standard të elektrodës së një reaksioni elektrokimik, për të matur përqendrimet(aktiviteti) i joneve të hidrogjenit, si dhe çdo tjetër jonet. VE përdoret gjithashtu për të përcaktuar produktin e tretshmërisë dhe për të përcaktuar konstantet e shpejtësisë së disa reaksioneve elektrokimike.
Ekuacioni Nernst
Varësia e potencialit redoks që korrespondon me gjysmë-reaksionin e reduktimit të jonit të permanganatit në një mjedis acid (dhe, siç u përmend tashmë, në të njëjtën kohë gjysmëreaksioni i oksidimit të kationit Mn 2+ ndaj jonit permanganat në një mjedis acid) në faktorët e listuar më sipër që e përcaktojnë atë përshkruhet në mënyrë sasiore nga ekuacioni Nernst
Secila prej përqendrimeve nën shenjën e logaritmit natyror në ekuacionin Nernst është ngritur në fuqinë që korrespondon me koeficientin stoikiometrik të një grimce të caktuar në ekuacionin e gjysmë-reaksionit, n- numri i elektroneve të pranuara nga oksiduesi, R- konstante universale e gazit, T- temperatura, F– Numri i Faradeit.
Matni potencialin redoks në enën e reaksionit gjatë reaksionit, d.m.th. në kushte jo ekuilibri, është e pamundur, pasi kur matni potencialin, elektronet duhet të transferohen nga agjenti reduktues në agjentin oksidues jo drejtpërdrejt, por përmes përçuesit metalik që lidh elektrodat. Në këtë rast, shpejtësia e transferimit të elektroneve (forca e rrymës) duhet të mbahet shumë e ulët për shkak të aplikimit të një diference të jashtme (kompensuese) të potencialit. Me fjalë të tjera, matja e potencialeve të elektrodës është e mundur vetëm në kushte ekuilibri, kur kontakti i drejtpërdrejtë midis agjentit oksidues dhe agjentit reduktues është i përjashtuar. Prandaj, kllapat katrore në ekuacionin Nernst tregojnë, si zakonisht, përqendrimet e ekuilibrit (në kushtet e matjes) të grimcave. Megjithëse potencialet e çifteve redoks gjatë një reaksioni nuk mund të maten, ato mund të llogariten duke zëvendësuar ato aktuale në ekuacionin Nernst, d.m.th. përqendrimet që korrespondojnë me një moment të caktuar kohor. Nëse merret parasysh ndryshimi i potencialit gjatë zhvillimit të reaksionit, atëherë së pari këto janë përqendrimet fillestare, pastaj përqendrimet e varura nga koha dhe në fund, pas përfundimit të reaksionit, ato të ekuilibrit. Ndërsa reaksioni vazhdon, potenciali i agjentit oksidues të llogaritur duke përdorur ekuacionin Nernst zvogëlohet, dhe potenciali i agjentit reduktues që korrespondon me gjysmë-reaksionin e dytë, përkundrazi, rritet. Kur këto potenciale barazohen, reaksioni ndalon dhe sistemi kthehet në një gjendje ekuilibri kimik.
25. Komponimet komplekse janë komponime që ekzistojnë si në gjendje kristalore ashtu edhe në tretësirë, e veçanta e të cilave është prania e një atomi qendror të rrethuar nga ligande.Përbërjet komplekse mund të konsiderohen si përbërje komplekse të rendit më të lartë, të përbërë nga molekula të thjeshta të afta. të ekzistencës së pavarur në zgjidhje.Sipas teorisë së koordinimit të Werner-it dallon një sferë të brendshme dhe një sfere të jashtme në çdo përbërje komplekse. Atomi qendror me ligandët e tij rrethues formojnë sferën e brendshme të kompleksit. Zakonisht është i mbyllur në kllapa katrore. Çdo gjë tjetër në përbërjen komplekse përbën sferën e jashtme dhe shkruhet jashtë kllapave katrore. Rreth atomit qendror vendosen një numër i caktuar ligandësh, i cili përcaktohet nga numri i koordinimit. Numri i ligandëve të koordinuar është më shpesh 6 ose 4. Ligandi zë një vend koordinimi afër atomit qendror. Koordinimi ndryshon vetitë e ligandëve dhe atomit qendror. Shpesh ligandët e koordinuar nuk mund të zbulohen duke përdorur reaksionet kimike karakteristike të tyre në gjendje të lirë. Grimcat e lidhura më fort të sferës së brendshme quhen komplekse (jon kompleks). Ekzistojnë forca tërheqëse midis atomit qendror dhe ligandëve (një lidhje kovalente formohet nga një mekanizëm shkëmbimi dhe (ose) dhurues-pranues) dhe forca refuzuese midis ligandëve. Nëse ngarkesa e sferës së brendshme është 0, atëherë nuk ka sferë të jashtme të koordinimit.Atom qendror (agjent kompleks) është një atom ose jon që zë një pozicion qendror në një përbërje komplekse. Roli i një agjenti kompleks më së shpeshti kryhet nga grimcat që kanë orbitale të lira dhe një ngarkesë bërthamore mjaft të madhe pozitive, dhe për këtë arsye mund të jenë pranues të elektroneve. Këto janë katione të elementeve kalimtare. Agjentët kompleksues më të fuqishëm janë elementë të grupeve IB dhe VIIB. Rrallë, atomet neutrale të elementeve d dhe atomet e jometaleve në shkallë të ndryshme oksidimi veprojnë si agjentë komplekse. Numri i orbitaleve të lira atomike të ofruara nga agjenti kompleks përcakton numrin e tij koordinues. Vlera e numrit të koordinimit varet nga shumë faktorë, por zakonisht është e barabartë me dyfishin e ngarkesës së jonit kompleks. Ligandët janë jone ose molekula që lidhen drejtpërdrejt me agjentin kompleks dhe janë dhurues të çifteve elektronike. Këto janë sisteme të pasura me elektrone që kanë çifte elektronike të lira dhe të lëvizshme dhe mund të jenë dhurues elektronesh. Komponimet e elementeve p shfaqin veti kompleks-formuese dhe veprojnë si ligandë në përbërjen komplekse. Ligandët mund të jenë atome dhe molekula (proteina, aminoacide, acide nukleike, karbohidrate). Në bazë të numrit të lidhjeve të formuara nga ligandët me agjentin kompleks, ligandët ndahen në ligandë mono-, bi- dhe polidentate. Ligandët e mësipërm - molekulat dhe anionet - janë monodentate, pasi ato janë dhurues të një çifti elektronik. Ligandët bidentë përfshijnë molekula ose jone që përmbajnë dy grupe funksionale të afta të dhurojnë dy çifte elektronike. Rendi i tretë i sferës së brendshme të një përbërje komplekse është shuma algjebrike e ngarkesave të grimcave që e formojnë atë. Komponimet komplekse që kanë një sferë të jashtme jonike i nënshtrohen shpërbërjes në tretësirë në një jon kompleks dhe jone të sferës së jashtme. Ata sillen në tretësirat e holluara si elektrolite të forta: disociimi ndodh menjëherë dhe pothuajse plotësisht. SO4 = 2+ + SO42- Nëse në sferën e jashtme të një përbërjeje komplekse ka jone hidroksid, atëherë ky përbërës është një bazë e fortë.
Grupi IA përfshin litium, natrium, kalium, rubidium, cezium dhe francium. Këta elementë quhen elementë alkali.Ndonjëherë në grupin IA përfshihet edhe hidrogjeni. Kështu, ky grup përfshin elementë nga secila prej 7 periudhave. Formula elektronike e përgjithshme e valencës së elementeve të grupit IA është ns1.Në nivelin e jashtëm ka 1 elektron.Shumë larg bërthamës.Potenciale të ulëta jonizuese.Atomet dhurojnë 1 elektron.Mesat metalike janë të theksuara.Vetitë metalike rriten me rritjen e numrit atomik. Vetitë fizike: Metalet janë të buta, të lehta, të shkrirë me përçueshmëri të mirë elektrike dhe kanë një potencial të madh elektrik negativ. Vetitë kimike: 1) Ruhen nën një shtresë hidrokarburesh të lëngëta (benzen, benzinë, kerasinë) 2) Agjentë oksidues Oksidojnë lehtësisht metalet alkaline në halogjene, sulfide, fosfide. Li Na K Rb Cs rritja e rrezes së metalit zvogëlimi i energjisë së jonizimit zvogëlimi i elektronegativitetit zvogëlimi i pikave të shkrirjes dhe vlimit Aplikimi i natriumit dhe kaliumit 1. Përgatitja e peroksideve. 2. Një aliazh natriumi dhe kaliumi - një ftohës në termocentralet bërthamore. 3. Përgatitja e përbërjeve organometrike.
27. Karakteristikat e përgjithshme krahasuese të elementeve dhe përbërjeve të tyre të grupeve I A dhe I B të sistemit periodik Metalet alkali janë elementë të grupit të parë të tabelës periodike të elementeve kimike (sipas klasifikimit të vjetëruar - elementet e nëngrupit kryesor të grupit I. ): litium Li, natrium Na, kalium K, rubidium Rb, cezium Cs dhe francium Fr. Kur metalet alkaline treten në ujë, formohen hidrokside të tretshme të quajtura alkale. Në tabelën periodike ata ndjekin menjëherë gazrat fisnikë, kështu që veçantia e strukturës së atomeve të metaleve alkali është se ato përmbajnë një elektron në nivelin e jashtëm të energjisë: konfigurimi i tyre elektronik është ns1. Natyrisht, elektronet e valencës së metaleve alkali mund të hiqen lehtësisht, sepse është energjikisht e favorshme që atomi të heqë dorë nga një elektron dhe të marrë konfigurimin e gazit inert. Prandaj, të gjitha metalet alkali karakterizohen nga vetitë reduktuese. Kjo konfirmohet nga vlerat e ulëta të potencialeve të tyre jonizuese (potenciali jonizues i atomit të ceziumit është një nga më të ulëtit) dhe elektronegativiteti (EO). Të gjitha metalet e këtij nëngrupi kanë ngjyrë të bardhë argjendi (përveç ceziumit argjend-verdhë), ato janë shumë të buta dhe mund të priten me bisturi. Litiumi, natriumi dhe kaliumi janë më të lehta se uji dhe notojnë në sipërfaqen e tij, duke reaguar me të. Metalet alkali gjenden në natyrë në formën e komponimeve që përmbajnë katione të ngarkuara vetëm. Shumë minerale përmbajnë metale të nëngrupit kryesor të grupit I. Për shembull, ortoklazi, ose feldspat, përbëhet nga aluminosilikat kaliumi K2, një mineral i ngjashëm që përmban natrium - albit - ka përbërjen Na2. Uji i detit përmban klorur natriumi NaCl, dhe toka përmban kripëra kaliumi - sylvite KCl, sylvinit NaCl KCl, karnalit KCl MgCl2 6H2O, polihalit K2SO4 MgSO4 CaSO4 2H2O. Nëngrupi i bakrit është elementët kimikë të grupit 11 të tabelës periodike të elementeve kimike (sipas klasifikimit të vjetëruar, elementë të nëngrupit dytësor të grupit I). Grupi përfshin metalet kalimtare nga të cilat tradicionalisht prodhohen monedha: bakri Cu, argjendi Ag dhe ari Au. Bazuar në strukturën e konfigurimit elektronik, roentgenium Rg gjithashtu i përket të njëjtit grup, por nuk bën pjesë në "grupin e monedhave" (është një transaktinid jetëshkurtër me një gjysmë jetëgjatësi prej 3,6 sekondash). Emri metale të monedhës nuk përdoret zyrtarisht për grupin 11 të elementeve, pasi metale të tjera si alumini, plumbi, nikeli, çelik inox dhe zinku përdoren gjithashtu për të bërë monedha. Të gjithë elementët e nëngrupit janë metale relativisht inerte kimikisht. Ato karakterizohen gjithashtu nga vlera të larta të densitetit, pikat e shkrirjes dhe vlimit dhe përçueshmëria e lartë termike dhe elektrike. Një tipar i elementeve të nëngrupit është prania e një nënniveli të mbushur para-jashtëm, i arritur për shkak të kërcimit të elektroneve nga nënniveli ns. Arsyeja e këtij fenomeni është qëndrueshmëria e lartë e nënnivelit d të mbushur plotësisht. Kjo veçori përcakton inertitetin kimik të substancave të thjeshta, pasivitetin e tyre kimik, prandaj ari dhe argjendi quhen metale fisnike 28. Hidrogjen. Karakteristikat e përgjithshme. Reagimi me oksigjen, halogjene, metale, okside. Peroksidi i hidrogjenit, vetitë e tij redoks Hidrogjeni është elementi kimik më i zakonshëm në univers. Është përbërësi kryesor i Diellit, si dhe i shumë yjeve. Në koren e tokës, pjesa masive e hidrogjenit është vetëm 1%. Megjithatë, komponimet e tij janë të shpërndara gjerësisht, për shembull uji H20. Përbërja e gazit natyror të djegshëm përbëhet kryesisht nga një përbërje e karbonit me hidrogjen - metani CH4. Hidrogjeni gjendet gjithashtu në shumë substanca organike. 1) Nëse ndizni hidrogjenin (pasi kontrolloni pastërtinë, shih më poshtë) dhe ulni një tub me hidrogjen të djegur në një enë me oksigjen, atëherë në muret e enës formohen pika uji: Hidrogjeni pa papastërti digjet me qetësi. Megjithatë, një përzierje e hidrogjenit me oksigjen ose ajër shpërthen. Përzierja më shpërthyese është ajo që përbëhet nga dy vëllime hidrogjeni dhe një vëllim oksigjeni - gaz shpërthyes. Nëse ndodh një shpërthim në një enë qelqi, fragmentet e saj mund të dëmtohen
lënduar të tjerët. Prandaj, para se të ndizni hidrogjenin, është e nevojshme të kontrolloni pastërtinë e tij. Për ta bërë këtë, mblidhni hidrogjenin në një epruvetë, e cila sillet me kokë poshtë në flakë. Nëse hidrogjeni është i pastër, atëherë ai digjet në heshtje, me një tingull karakteristik "p-pang". Nëse hidrogjeni përmban një përzierje ajri, ai digjet në mënyrë shpërthyese. Kur punoni me hidrogjen, duhet të ndiqen rregullat e sigurisë. 2) Nëse, për shembull, gjatë ngrohjes, një rrymë hidrogjeni kalon mbi oksidin e bakrit (II), ndodh një reaksion si rezultat i të cilit formohet uji dhe bakri metalik: Në këtë reaksion ndodh një proces reduktimi, pasi hidrogjeni largohet. oksigjen nga atomet e bakrit. Procesi i reduktimit është i kundërt i procesit të oksidimit. Substancat që largojnë oksigjenin klasifikohen si agjentë reduktues. Proceset e oksidimit dhe reduktimit janë të ndërlidhura (nëse një element oksidohet, atëherë tjetri reduktohet dhe anasjelltas). 3) Halogjenet reagojnë me hidrogjenin, duke formuar HX, dhe me fluorin dhe klorin reaksioni vazhdon në mënyrë shpërthyese me aktivizim të lehtë. Ndërveprimi me Br2 dhe I2 ndodh më ngadalë. Që të ndodhë një reaksion me hidrogjen, mjafton të aktivizoni një pjesë të vogël të reagentëve duke përdorur dritën ose nxehtësinë. Grimcat e aktivizuara ndërveprojnë me ato të paaktivizuara, duke formuar HX dhe grimca të reja të aktivizuara, të cilat vazhdojnë procesin dhe reaksioni i dy grimcave të aktivizuara në reaksionin kryesor përfundon me formimin e një produkti. 4) Reaksionet e oksidimit. Kur nxehet hidrogjeni me metale të nëngrupeve kryesore I dhe II: 2Na + H2 (300° C)® 2NaH; Ca + H2 (500-700° C)® CaH2. Peroksidi i hidrogjenit (peroksidi i hidrogjenit), H2O2, është përfaqësuesi më i thjeshtë i peroksideve. Lëng pa ngjyrë me shije “metalike”, pafundësisht i tretshëm në ujë, alkool dhe eter. Tretësirat ujore të koncentruara janë shpërthyese. Peroksidi i hidrogjenit është një tretës i mirë. Lirohet nga uji në formën e një hidrati kristalor të paqëndrueshëm H2O2 2H2O. Peroksidi i hidrogjenit ka veti oksiduese dhe reduktuese. Ai oksidon nitritet në nitrate, çliron jodin nga jodurët e metaleve dhe zbërthen komponimet e pangopura në vendin e lidhjeve të dyfishta. Peroksidi i hidrogjenit redukton kripërat e arit dhe argjendit, si dhe oksigjenin, kur reagon me një zgjidhje ujore të permanganatit të kaliumit në një mjedis acid. Kur reduktohet H2O2, formohet H2O ose OH-, për shembull: H2O2 + 2KI + H2SO4 = I2 + K2SO4 + 2H2O Kur ekspozohet ndaj agjentëve të fortë oksidues, H2O2 shfaq veti reduktuese, duke lëshuar oksigjen të lirë: O22− - 2e− → O2 reaksioni i KMnO4 me H2O2 përdoret në analizat kimike për të përcaktuar përmbajtjen e H2O2: 5H2O2 + 2KMnO4 + 3H2SO4 → 5O2 + 2MnSO4 + K2SO4 + 8H2O Këshillohet që të kryhet oksidimi i përbërjeve organike me sugjerime të hidrogjenit dhe peroksidet e hidrogjenit, për shembull, ) në acid acetik.
29. karakteristikat e përgjithshme të vetive të elementeve dhe të përbërjeve të tyre të grupit 2. vetitë fizike dhe kimike, aplikimi. Përfshin elementet s. Be Mg Ca Br Ra Sr Me përjashtim të Be, ato janë poliizotopike. Atomet e elementeve në nivelin e jashtëm kanë 2 elementë S me rrotullime të kundërta; me shpenzimin e energjisë së nevojshme, një element kalon nga gjendja s në gjendjen p. Këto janë metale, por ato janë më pak aktive se ato alkaline. më i shpërndarë në natyrë Mg Ca Be, gjendet në formën e mineralit Be3AL2(SiO3)6 Mënyra e përgatitjes: elektroliza e klorureve të shkrira Vetitë fizike: metale të lehta, por më të forta se metalet alkaline. Vetitë kimike: 1 Në ajër, sipërfaqja e Be dhe Mg është e mbuluar me një film oksid. 2.në temperatura të larta ndërvepron me azotin 3.nuk ndërvepron me ujin Të jetë 4. zhvendos hidrogjenin nga acidet (përveç nitrikëve) Zbatimi: Përdorimi kryesor i metalit të kalciumit është përdorimi i tij si agjent reduktues në prodhimin e metaleve, veçanërisht nikeli, bakri dhe çelik inox bëhen. Kalciumi dhe hidridi i tij përdoren gjithashtu për të prodhuar metale të vështira për t'u reduktuar si kromi, toriumi dhe uraniumi. Lidhjet kalcium-plumb përdoren në bateri dhe lidhje mbajtëse. Granulat e kalciumit përdoren gjithashtu për të hequr gjurmët e ajrit nga pajisjet vakum
31 metale alkaline tokësore - elementet kimike Grupi i dytë i nëngrupit kryesor, përveç beriliumit dhe magnezit: kalciumit, stroncium, barium Dhe radium. Bëjnë pjesë në grupin e 2-të të elementeve sipas klasifikimit të ri IUPAC. Emërtuar kështu sepse ata oksidet- "tokë" (sipas terminologjisë alkimistët) - raport ujë reaksion alkalik. Kripërat metalet alkaline tokësore, përveç radiumit, janë të përhapur gjerësisht në natyrë në formë minerale.
Oksidet- substanca molekulat e të cilave përbëhen nga atome të dy elementeve, njëri prej të cilëve është oksigjeni. Oksidet ndahen në ato themelore, të formuara nga atomet metalike, për shembull, K2O, Fe2O3, CaO; acid - i formuar nga atomet e jometaleve dhe disa metaleve në gjendjen e tyre më të lartë të oksidimit: CO2, SO3, P2O5, CrO3, Mn2O7 dhe amfoterike, për shembull, ZnO, Al2O3, Cr2O3. Oksidet prodhohen nga djegia e substancave të thjeshta dhe komplekse, si dhe nga zbërthimi i substancave komplekse (kripërat, bazat, acidet).
Karakteristikat kimike të oksideve: 1. Oksidet e metaleve alkaline dhe alkaline tokësore ndërveprojnë me ujin, duke formuar baza të tretshme - alkalet (NaOH, KOH, Ba(OH) 2).Na2O + H2O = 2NaOH
Shumica e oksideve acidike reagojnë me ujin për të formuar acide: CO2 + H2O = H2CO3
2. Disa okside ndërveprojnë me oksidet bazë: CO2 + CaO = CaCO3
3. Oksidet bazë bashkëveprojnë me acidet: BaO + 2HCl = BaCl2 + H2O
4. Oksidet acidike reagojnë si me acidet ashtu edhe me alkalet: ZnO + 2HCl = ZnCl2 + H2O
ZnO + 2NaOH = Na2ZnO2 + H2O
Hidroksidet ( hidroksidet) - komponimet e oksideve të elementeve kimike. Hidroksidet e pothuajse të gjithë elementëve kimikë janë të njohur; disa prej tyre gjenden natyrshëm si minerale. Hidroksidet e metaleve alkaline quhen alkale. Në varësi të faktit nëse oksidi përkatës është bazik, acid ose amfoterik, bëhet një dallim në përputhje me rrethanat:
hidroksidet bazë (bazat) - hidroksidet që shfaqin veti themelore (për shembull, hidroksidi i kalciumit Ca(OH) 2, hidroksidi i kaliumit KOH, hidroksidi i natriumit NaOH, etj.);
hidroksidet e acidit (acidet e oksigjenuara) - hidroksidet që shfaqin veti acidike (për shembull, acidi nitrikHNO3, acidi sulfurikH2SO4, acidi squfurikH2SO3, etj.)
hidroksidet amfoterike duke shfaqur, në varësi të kushteve, veti bazike ose acidike (për shembull, hidroksidi i aluminit Al(OH) 3, hidroksidi i zinkut Zn(OH) 2).
Karbonatet dhe hidrokarbonatet - kripërat dhe esteret acid karbonik (H 2 CO 3). Ndër kripërat, karbonatet normale (me anionin CO 3 2−) dhe acide ose hidrokarbonatet(Me anion NSO 3 -).
Vetitë kimike
Kur nxehen, karbonatet acidike shndërrohen në karbonate normale:
Kur nxehen fort, karbonatet normale dekompozohen në okside dhe dioksid karboni:
Karbonatet reagojnë me acide më të fortë se acidi karbonik (pothuajse të gjitha acidet e njohura, përfshirë ato organike) për të çliruar dioksid karboni:
Aplikacion: Karbonatet e kalciumit, magnezit, bariumit etj., përdoren në ndërtim, në industrinë kimike, në optikë etj. Ato përdoren gjerësisht në teknologji, industri dhe në jetën e përditshme. sodë (Na 2 CO 3 dhe NaHCO 3). Karbonatet acide luajnë një rol të rëndësishëm fiziologjik, duke qenë substanca tampon duke rregulluar qëndrueshmërinë e reaksionit gjaku .
Silikatet dhe aluminosilikatet përfaqësojnë një grup të gjerë të minerale . Ato karakterizohen nga një përbërje komplekse kimike dhe zëvendësime izomorfike të disa elementeve dhe komplekse elementesh nga të tjerët. Elementet kryesore kimike që përbëjnë silikatet janë Si , O , Al , Fe 2+, Fe 3+, Mg , Mn , Ca , Na , K , dhe Li , B , Bëhuni , Zr , Ti , F , H , në formë të (OH) 1− ose H 2 O etj.
Origjina (gjenezë ): Endogjene, kryesisht magmatike (piroksenet, feldspatët ), ato janë gjithashtu tipike për pegmatitet (mika, turmalinë, beril etj.) dhe skarnov (garneta, volastonite). Shpërndarë gjerësisht në shkëmbinj metamorfikë - shist argjilor Dhe gneisses (garneta, distene, klorit). Silikatet me origjinë ekzogjene janë produkte të motit ose ndryshimit të mineraleve parësore (endogjene) (kaolinit, glaukonitit, krizokolës).
nr 32. Grupi III përfshin bor, alumin, galium, indium, talium (nëngrupi kryesor), si dhe skandium, ittrium, lantan dhe lantanide, aktinium dhe aktinide (nëngrupi anësor).
Në nivelin e jashtëm elektronik të elementeve të nëngrupit kryesor ka tre elektrone (s 2 p 1). Ata lehtë heqin dorë nga këto elektrone ose formojnë tre elektrone të paçiftëzuara për shkak të kalimit të një elektroni në nivelin p. Bori dhe alumini karakterizohen nga komponime vetëm me gjendje oksidimi +3. Elementet e nëngrupit të galiumit (galium, indium, talium) kanë gjithashtu tre elektrone në nivelin e jashtëm elektronik, duke formuar konfigurimin s 2 p 1, por ato ndodhen pas shtresës 18-elektronike. Prandaj, ndryshe nga alumini, galiumi ka veti qartësisht jo metalike. Këto veti në seritë Ga, In, Tl dobësohen dhe vetitë metalike rriten.
Elementet e nëngrupit të skandiumit kanë gjithashtu tre elektrone në nivelin e jashtëm elektronik. Sidoqoftë, këta elementë i përkasin elementeve d të tranzicionit, konfigurimi elektronik i shtresës së tyre të valencës është d 1 s 2. Të tre elementët heqin dorë nga këto elektrone mjaft lehtë. Elementet e nëngrupit të lantanidit kanë një konfigurim të veçantë të nivelit të jashtëm elektronik: niveli i tyre 4f ndërtohet dhe niveli d zhduket. Duke filluar me ceriumin, të gjithë elementët përveç gadoliniumit dhe lutetiumit kanë konfigurimin elektronik të nivelit elektronik të jashtëm 4f n 6s 2 (gadolinium dhe lutetium kanë 5d 1 elektrone). Numri n varion nga 2 në 14. Prandaj, elektronet s dhe f marrin pjesë në formimin e lidhjeve valente. Më shpesh, gjendja e oksidimit të lantanideve është +3, më rrallë +4.
Struktura elektronike e shtresës së valencës së aktinidit është në shumë mënyra e ngjashme me strukturën elektronike të shtresës së valencës së lantanidit. Të gjitha lantanidet dhe aktinidet janë metale tipike.
Të gjithë elementët e grupit III kanë një prirje shumë të fortë për oksigjenin dhe formimi i oksideve të tyre shoqërohet me çlirimin e një sasie të madhe nxehtësie.
Elementet e grupit III gjejnë një shumëllojshmëri të gjerë aplikimesh.
33. Vetitë fizike. Alumini është një metal i lehtë argjendi-bardhë që shkrihet në 660 °C. Shumë plastike, tërhiqet lehtësisht në tel dhe mbështjellë në fletë: prej saj mund të bëhet fletë metalike me trashësi më të vogël se 0,01 mm. Alumini ka përçueshmëri shumë të lartë termike dhe elektrike. Lidhjet e tij me metale të ndryshme janë të forta dhe të lehta.
Vetitë kimike. Alumini është një metal shumë aktiv. Në serinë e tensioneve vjen pas metaleve alkali dhe alkaline tokësore. Sidoqoftë, është mjaft i qëndrueshëm në ajër, pasi sipërfaqja e saj është e mbuluar me një film oksidi shumë të dendur, i cili mbron metalin nga kontakti me ajrin. Nëse filmi mbrojtës i oksidit hiqet nga teli i aluminit, alumini do të fillojë të ndërveprojë fuqishëm me oksigjenin dhe avujt e ujit në ajër, duke u shndërruar në një masë të lirshme - hidroksid alumini:
4 Al + 3 O 2 + 6 H 2 O = 4 Al(OH) 3
Ky reagim shoqërohet me çlirimin e nxehtësisë.
Alumini, i pastruar nga filmi mbrojtës i oksidit, reagon me ujin për të lëshuar hidrogjen:
2 Al + 6 H 2 O = 2 Al(OH) 3 + 3 H 2
Alumini shpërndahet mirë në acide sulfurik dhe klorhidrik të holluar:
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
Acidi nitrik i holluar pasivizon aluminin në të ftohtë, por kur nxehet, alumini shpërndahet në të, duke lëshuar monoksid azoti, hemioksid azoti, azot të lirë ose amoniak, për shembull:
8 Al + 30 HNO 3 = 8 Al(NO 3) 3 + 3 N 2 O + 15 H 2 O
Acidi nitrik i koncentruar pasivizon aluminin.
Meqenëse oksidi dhe hidroksidi i aluminit janë amfoterikë
vetitë, alumini tretet lehtësisht në tretësirat ujore të të gjitha alkaleve, përveç hidroksidit të amonit:
2 Al + 6 KOH + 6 H 2 O = 2 K 3 [Al (OH) 6 ] + 3 H 2
Alumini në pluhur ndërvepron lehtësisht me halogjenet, oksigjenin dhe të gjithë jometalet. Për të filluar reaksionet është e nevojshme ngrohja, pastaj ato vazhdojnë shumë intensivisht dhe shoqërohen me lëshimin e një sasie të madhe nxehtësie:
2 Al + 3 Br 2 = 2 AlBr 3 (bromid alumini)
4 Al + 3 O 2 = 2 Al 2 O 3 (oksid alumini)
2 Al + 3 S = Al 2 S 3 (sulfid alumini)
2 Al + N 2 = 2 AlN (nitrit alumini)
4 Al + 3 C = Al 4 C 3 (karabit alumini)
Sulfidi i aluminit mund të ekzistojë vetëm në formë të ngurtë. Në tretësirat ujore, ajo i nënshtrohet hidrolizës së plotë me formimin e hidroksidit të aluminit dhe sulfurit të hidrogjenit:
Al 2 S 3 + 6 H 2 O = 2 Al (OH) 3 + 3 H 2 S
Alumini largon lehtësisht oksigjenin dhe halogjenet nga oksidet dhe kripërat e metaleve të tjera. Reagimi shoqërohet me lëshimin e një sasie të madhe nxehtësie:
8 Al + 3 Fe 3 O 4 = 9 Fe + 4 Al 2 O 3
Procesi i reduktimit të metaleve nga oksidet e tyre me alumin quhet aluminotermi. Aluminotermia përdoret në prodhimin e disa metaleve të rralla që krijojnë një lidhje të fortë me oksigjenin (niobium, tantal, molibden, tungsten, etj.), si dhe për saldimin e shinave. Nëse përdorni një siguresë speciale për t'i vënë zjarrin një përzierjeje pluhuri të imët alumini dhe mineral hekuri magnetik Fe 3 O 4 (termit), atëherë reagimi vazhdon spontanisht me ngrohjen e përzierjes në 3500 ° C. Hekuri në këtë temperaturë është në gjendje të shkrirë.
Faturë. Alumini u përftua fillimisht nga reduktimi nga kloruri i aluminit me metal natriumi:
AlCl 3 + 3 Na = 3 NaCl + Al
Aktualisht, përftohet nga elektroliza e kripërave të shkrira në banjot elektrolitike (Fig. 46). Elektroliti është një shkrirje që përmban 85-90% kriolit - kripë komplekse 3NaF·AlF 3 (ose Na 3 AlF 6) dhe 10-15% alumin - oksid alumini Al 2 O 3. Kjo përzierje shkrihet në një temperaturë prej rreth 1000 °C.
Aplikacion. Alumini përdoret shumë gjerësisht. Përdoret për të bërë fletë metalike të përdorur në inxhinierinë radio dhe për paketimin e produkteve ushqimore. Produktet e çelikut dhe gize janë të veshura me alumin për t'i mbrojtur ato nga korrozioni: produktet nxehen në 1000 °C në një përzierje pluhuri alumini (49%), oksidi i aluminit (49%) dhe kloruri i aluminit (2%). Ky proces quhet aluminizim.
Produktet e aluminizuara mund të përballojnë ngrohjen deri në 1000 °C pa gërryerje. Lidhjet e aluminit, të dalluara për lehtësinë dhe forcën e tyre të madhe, përdoren në prodhimin e shkëmbyesve të nxehtësisë, në ndërtimin e avionëve dhe inxhinierinë mekanike.
Oksid alumini Al 2 O 3. Është një substancë e bardhë me një pikë shkrirjeje prej 2050 °C. Në natyrë, oksidi i aluminit shfaqet në formën e korundit dhe aluminit. Ndonjëherë gjenden kristale transparente korundi me formë dhe ngjyrë të bukur. Korundi me ngjyrë të kuqe nga komponimet e kromit quhet rubin, dhe blu i ngjyrosur nga komponimet e titanit dhe hekurit quhet safir. Rubini dhe safiri janë gurë të çmuar. Aktualisht, ato merren mjaft lehtë artificialisht.
Bor-element nëngrupi kryesor i grupit të tretë, periudha e dytë tabela periodike e elementeve kimike D.I. Mendeleev, me numer atomik 5. Tregohet nga simboli B(Borium). Në gjendje të lirë bor- një substancë amorfe e pangjyrë, gri ose e kuqe kristalore ose e errët. Janë të njohura më shumë se 10 modifikime alotropike të borit, formimi dhe tranzicionet e ndërsjella të të cilave përcaktohen nga temperatura në të cilën është marrë bori.
Faturë
Bori më i pastër përftohet nga piroliza e borohidrideve. Ky bor përdoret për prodhimin e materialeve gjysmëpërçuese dhe sinteza të imta kimike.
1. Metoda e metalotermisë (zakonisht reduktimi me magnez ose natrium):
2. Zbërthimi termik i avullit të bromit të borit në tela të nxehtë tantal (1000-1200°C) në prani të hidrogjenit:
Vetitë fizike
Një substancë jashtëzakonisht e fortë (e dyta pas diamantit, nitridit të karbonit, nitridit të borit (borazon), karbitit të borit, aliazhit bor-karbon-silikonit, karabit skadium-titanium). Ka vetitë e brishtësisë dhe gjysmëpërçuesit (gjysmëpërçues me boshllëk të gjerë).
Vetitë kimike
Në shumë veti fizike dhe kimike, bori jometal i ngjan silikon.
Bori kimik është mjaft inert dhe në temperaturë dhome reagon vetëm me të fluorin:
Kur nxehet, bor reagon me halogjene të tjera për të formuar trihalide, me azotit formon nitridin e borit BN, me fosforit- fosfidi BP, me karbon - karbide të përbërjeve të ndryshme (B 4 C, B 12 C 3, B 13 C 2). Kur nxehet në një atmosferë oksigjeni ose në ajër, bor digjet me një lëshim të madh të nxehtësisë, duke formuar oksidin B 2 O 3:
Bori nuk ndërvepron drejtpërdrejt me hidrogjenin, megjithëse njihen një numër mjaft i madh borohidride (borane) me përbërje të ndryshme, të marra duke trajtuar boridet e metaleve alkaline ose tokësore me acid:
Kur nxehet fort, bor shfaq veti restauruese. Është në gjendje, për shembull, të rivendoset silikon ose fosforit nga oksidet e tyre:
Kjo veti e borit mund të shpjegohet me forcën shumë të lartë të lidhjeve kimike në oksidin e borit B 2 O 3.
Në mungesë të agjentëve oksidues, bori është rezistent ndaj solucioneve alkaline. Në acidet nitrik dhe sulfurik të nxehtë dhe në aqua regia, bor tretet për të formuar acid borik.
Oksidi i borit është një oksid tipik acid. Ai reagon me ujin për të formuar acid borik:
Kur acidi borik ndërvepron me alkalet, kripërat nuk formohen nga vetë acidi borik - boratet (që përmbajnë anionin BO 3 3-), por tetraboratet, për shembull:
Aplikacion
Bori elementar
Bori (në formën e fibrave) shërben si një agjent forcues për shumë materiale të përbëra.
Bori përdoret gjithashtu shpesh në elektronikë për të ndryshuar llojin e përçueshmërisë silikon.
Bori përdoret në metalurgji si një element mikroliazhues, i cili rrit ndjeshëm ngurtësimin e çeliqeve.
34.harakarakteristikat e elementeve të grupit 4A. Kallaj, plumb.
(shtesë)
Grupi përfshin 5 elementë: dy jometale - karboni dhe silikoni, të vendosura në periudhën e dytë dhe të tretë të sistemit periodik dhe 3 metale - germanium (i ndërmjetëm midis jometaleve dhe metaleve, kallajit dhe plumbit, i vendosur në fund të periudhat - IV, V, VI Ajo që është karakteristike për të gjithë këta elementë është se ata kanë 4 elektrone në nivelin e jashtëm energjetik.Dhe për këtë arsye ata mund të shfaqin një gjendje oksidimi nga +4 në -4.Këta elementë formojnë përbërje të gaztë me hidrogjenin: CH4 , SiH4, SnH4, PbH4.kur nxehen në ajër bashkohen me elementë të nëngrupit të oksigjenit, squfurin dhe me halogjenet.Gjendja e oksidimit +4 fitohet kur elektroni 1s kalon në një orbitale p të lirë.
Ndërsa rrezja e atomit rritet, forca e lidhjes midis elektroneve të jashtme dhe bërthamës zvogëlohet. Vetitë jometalike zvogëlohen dhe vetitë metalike rriten. (pikat e shkrirjes dhe të vlimit ulen, etj.)
Karboni (C), silikoni (Si), germani (Ge), kallaji (Sn), plumbi (Pb) janë elementë të grupit 4 të nëngrupit kryesor të PSE. Në shtresën e jashtme elektronike, atomet e këtyre elementeve kanë 4 elektrone: ns 2 np 2. Në një nëngrup, me rritjen e numrit atomik të një elementi, rrezja atomike rritet, vetitë jometalike dobësohen dhe vetitë metalike rriten: karboni dhe silikoni janë jometale, germani, kallaji, plumbi janë metale.
Karakteristikat e përgjithshme. Karboni dhe silikoni
Nëngrupi i karbonit, i cili përfshin karbonin, silikonin, germaniumin, kallajin dhe plumbin, është nëngrupi kryesor i grupit 4 të Tabelës Periodike.
Në shtresën e jashtme elektronike të atomeve të këtyre elementeve gjenden 4 elektrone dhe konfigurimi elektronik i tyre në përgjithësi mund të shkruhet si më poshtë: ns 2 np 2, ku n është numri i periudhës në të cilën ndodhet elementi kimik. Kur lëvizni nga lart poshtë në një grup, vetitë jometalike dobësohen dhe ato metalike rriten, kështu që karboni dhe silikoni janë jometale, dhe kallaji dhe plumbi shfaqin vetitë e metaleve tipike. Duke formuar lidhje kovalente polare me atomet e hidrogjenit, C dhe Si shfaqin një gjendje formale oksidimi prej -4, dhe me jometale më aktive (N, O, S) dhe halogjene shfaqin gjendje oksidimi +2 dhe +4. Kur sqarohet mekanizmi i reaksionit , izotopi i karbonit 13 përdoret ndonjëherë C (metoda e atomit të etiketuar). Prandaj, është e dobishme të dihet se bollëku i izotopeve të karbonit është: 12 C - 98,89% dhe 13 C - 1,11%. Nëse kufizohemi në renditjen e izotopeve, bollëku i të cilëve është më shumë se 0,01%, atëherë silici ka 3 izotope të tillë, germani ka 5, kallaji ka 10 dhe plumbi ka 4 izotope të qëndrueshme.
Në kushte normale, karboni mund të ekzistojë në formën e dy alotropeve
modifikime: diamant dhe grafit; silic kristalor ultra i pastër
Gjysmëpërçues.
Ndër përbërjet e elementeve (E) të nëngrupit të karbonit me hidrogjen, konsiderojmë përbërjet e tipit EN 4. Me rritjen e ngarkesës së bërthamës së atomit E, qëndrueshmëria e hidrideve zvogëlohet.
Kur kalon nga C në Pb, qëndrueshmëria e përbërjeve me gjendje oksidimi +4
zvogëlohet, dhe me +2 rritet. Karakteri acidik i oksideve EO 2 zvogëlohet, dhe karakteri bazë rritet i oksideve EO.
Karboni
Karboni gjendet natyrshëm në formën e diamantit dhe grafitit. Qymyret fosile e përmbajnë atë: nga 92% në antracit, në 80% në qymyr kafe. Në një gjendje koherente, karboni gjendet në karbide: shkumës CaCO 3, gur gëlqeror dhe mermer, MgCO 3 CaCO 3 - dolomit,
MgCO 3 - magnezit. Karboni në ajër përmbahet në formën e dioksidit të karbonit (0.03% në vëllim). Karboni gjithashtu përmbahet në përbërjet e tretura në ujin e detit.
Karboni gjendet në bimë dhe kafshë dhe gjendet në naftë dhe gaz natyror.
Në reaksionet me jometalet aktive, karboni oksidohet lehtësisht:
2 C + O 2 = 2 CO,
C + 2 F 2 = CF 4.
Karboni gjithashtu mund të shfaqë veti reduktuese kur ndërvepron me substanca komplekse:
C + 2 CuO = 2 Cu + CO 2,
C + 2 H 2 SO 4 (konc) = CO 2 + 2 SO 2 + H 2 O,
2 C + BaSO 4 = BaS + 2 CO 2.
Në reaksionet me metale dhe jometale më pak aktive, karboni është një agjent oksidues: 2C + H 2 = C 2 H 2,
2 C + CaC 2,
3 C + 4 Al = Al 4 C 3.
Karbidi i aluminit është një karabit i vërtetë: çdo atom karboni është i lidhur me atomet metalike nga të katër lidhjet valente. Karbidi i kalciumit është një acetilenid sepse ekziston një lidhje e trefishtë midis atomeve të karbonit. Prandaj, kur karbitet e aluminit ndërveprojnë me ujin, metani lirohet, dhe kur karbidi i kalciumit ndërvepron me ujin, acetilen lëshohet.
Al 4 C 3 + 12H 2 O = 4Al(OH) 3 + 3CH 4,
CaC 2 + 2H 2 O = Ca(OH) 2 + C 2 H 2.
Qymyri përdoret si lëndë djegëse dhe përdoret për prodhimin e gazit sintetik. Elektrodat janë bërë nga grafiti, shufrat e grafitit përdoren si moderator
neutronet në reaktorët bërthamorë. Diamantet përdoren për të bërë vegla prerëse dhe gërryes; diamantet e prera janë gurë të çmuar.
Silikoni
Silici gjendet në natyrë vetëm në formë të lidhur në formën e silicit SiO2 dhe kripërave të ndryshme të acidit silicik (silikate). Është elementi i dytë kimik (pas oksigjenit) më i bollshëm në koren e tokës (27.6%).
Në 1811, francezët J.L. Gay-Lussac dhe L.J. Tener morën një substancë kafe-kafe (silikon) nga reagimi:
SiF 4 + 4 K = 4 KF + Si
dhe vetëm në 1824 suedezi J. Berzelius, pasi kishte marrë silikon nga reagimi:
K 2 SiF 6 + 4 K = 6 KF + Si,
vërtetoi se është një element i ri kimik. Tani silikoni merret nga silica:
SiO 2 + 2 Mg = Si + 2 MgO,
3SiO 2 + 4Al = Si + 2Al 2 O 3,
duke e reduktuar me magnez ose karbon. Rezulton gjithashtu kur silani dekompozohet:
SiH 4 = Si + 2 H 2.
Në reaksionet me jometalet, silici mund të oksidohet (d.m.th. Si është një agjent reduktues):
Si + O 2 = SiO 2,
Si + 2 F 2 = SiF 4,
Silici është i tretshëm në alkalet:
Si + 2 NaOH + H 2 O = Na 2 SiO 3 + 2 H 2,
i patretshëm në acide (përveç acidit hidrofluorik).
Në reaksionet me metalet, silici shfaq veti oksiduese:
2 Mg + Si = Mg 2 Si.
Kur silicidi i magnezit dekompozohet me acid klorhidrik, fitohet silani:
Mg 2 Si + 4 HCl = 2 MgCl 2 + SiH 4.
Siliconi përdoret për të prodhuar shumë lidhje të bazuara në hekur dhe bakër
dhe alumini. Shtimi i silikonit tek çeliku dhe giza përmirëson vetitë e tyre mekanike. Shtesat e mëdha të silikonit u japin lidhjeve të hekurit rezistencë ndaj acidit.
Silici ultra i pastër është një gjysmëpërçues dhe përdoret për të bërë mikroçipe dhe në prodhimin e qelizave diellore.
Komponimet e oksigjenit. Përgatitja, vetitë dhe aplikimet
Oksidet e karbonit
Monoksidi i karbonit (II) (CO - monoksidi i karbonit)
CO është një gaz helmues, pa ngjyrë dhe erë, pak i tretshëm në ujë.
Faturë
Në laborator, CO përftohet nga dekompozimi i acidit formik ose oksalik (në prani të H 2 SO 4 të përqendruar):
HCOOH = CO + H 2 O,
H 2 C 2 O 4 = CO + CO 2 + H 2 O
ose duke ngrohur pluhurin e zinkut me karbonat kalciumi:
CaCO 3 + Zn = CaO + ZnO + CO.
Në një mjedis të fabrikës, CO prodhohet duke kaluar ajrin ose dioksidin e karbonit përmes qymyrit të nxehtë:
2C + O 2 = 2 CO,
Vetitë
Efekti helmues i monoksidit të karbonit shkaktohet nga fakti se afiniteti i hemoglobinës për monoksidin e karbonit është më i madh se sa për oksigjenin. Në këtë rast, formohet karboksihemoglobina dhe në këtë mënyrë bllokon transferimin e oksigjenit në trup.
Oksidi i karbonit (II) oksidohet lehtësisht dhe digjet në ajër, duke lëshuar një sasi të madhe nxehtësie:
2 CO + O 2 = 2 CO 2 + 577 kJ/mol.
CO zvogëlon shumë metale nga oksidet e tyre:
FeO + CO = Fe + CO 2,
CuO + CO = Cu + CO 2 .
CO i nënshtrohet lehtësisht reaksioneve të shtimit:
CO + Cl 2 = COCl 2,
CO + NaOH = HCOONa,
Ni + 4 CO = Ni(CO) 4 .
Në industri, shpesh nuk përdoret CO i pastër, por përzierje të ndryshme të tij me gazra të tjerë. Gazi prodhues prodhohet duke kaluar ajrin përmes qymyrit të nxehtë në një furre bosht:
2 C + O 2 = 2 CO + 222 kJ.
Gazi i ujit prodhohet duke kaluar avujt e ujit përmes qymyrit të nxehtë:
C + H 2 O = CO + H 2 - 132 kJ.
Reagimi i parë është ekzotermik, dhe i dyti ndodh me thithjen e nxehtësisë. Nëse të dy proceset alternohen, është e mundur të ruhet temperatura e kërkuar në furrë. Kur kombinohen gjeneratori dhe gazi i ujit, fitohet një gaz i përzier. Këto gazra përdoren jo vetëm si lëndë djegëse, por edhe për sintezën, për shembull, të metanolit:
CO + 2H 2 = CH 3 OH.
Monoksidi i karbonit (IV) (CO 2 - dioksid karboni)
CO 2 është një gaz pa ngjyrë, jo i ndezshëm dhe pa erë. Lirohet kur kafshët marrin frymë. Bimët thithin CO 2 dhe çlirojnë oksigjen. Ajri zakonisht përmban 0.03% dioksid karboni. Për shkak të aktiviteteve njerëzore (shpyllëzimi i pakontrolluar,
duke djegur gjithnjë e më shumë qymyr, naftë dhe gaz), përmbajtja e CO 2 në atmosferë rritet gradualisht, gjë që shkakton efektin serë dhe kërcënon njerëzimin me një fatkeqësi mjedisore.
Faturë
Në laborator, CO 2 përftohet në një aparat Kipp duke trajtuar mermerin me acid klorhidrik:
CaCO 3 + 2HCl = CaCl 2 + H 2 O + CO 2.
Ka shumë reagime që rezultojnë në 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 (konc) = CO 2 + 2 SO 2 + 2H 2 O,
C + 4 HNO 3 (konc) = CO 2 + 4 NO 2 + 2 H 2 O.
Vetitë
Kur CO 2 tretet në ujë, formohet acidi karbonik:
H 2 O + CO 2 = H 2 CO 3.
Për CO 2 njihen të gjitha ato reaksione që janë karakteristike për oksidet e acidit:
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.
Mg i ndezur vazhdon të digjet në dioksid karboni:
CO 2 + 2 Mg = 2 MgO + C.
Acidi karbonik është një acid dibazik i dobët:
H 2 O + CO 2 = H 2 CO 3
H + +HCO 3 - = H + +CO 3 2-
dhe mund të zhvendosin acidet më të dobëta nga tretësirat e kripërave të tyre:
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.
Kripërat e acidit karbonik. Karbonatet dhe bikarbonatet
Metodat e përgjithshme për marrjen e kripërave janë gjithashtu tipike për marrjen e kripërave të acidit karbonik:
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.
Karbonatet e metaleve alkali dhe të amonit janë shumë të tretshëm në ujë dhe
i nënshtrohet hidrolizës. Të gjitha karbonatet e tjera janë praktikisht të patretshme:
Na 2 CO 3 + H 2 O = 2 Na + + OH - + HCO 3 - .
Me ngrohje relativisht të ulët, hidrokarbonatet dekompozohen:
Ca(HCO 3) 2 = CaCO 3 + CO 2 + H 2 O.
Kur karbonatet kalcinohen, fitohen oksidet e metaleve dhe CO 2:
CaCO 3 = CaO + CO 2.
Karbonatet dekompozohen lehtësisht nga acidet më të forta (se karbonike):
MgCO 3 + 2HCl = MgCl 2 + CO 2 + H 2 O.
CaCO 3 + 2HCl = CaCl 2 + CO 2 + H 2 O.
Kur kalcinoni karbonatet me rërë, SiO 2 zhvendos oksidin më të paqëndrueshëm:
Na 2 CO 3 + SiO 2 = Na 2 SiO 3 + CO 2.
Aplikacion
Karbonat natriumi Na 2 CO 3 (sode hirit) dhe kristalhidrati i tij Na 2 CO 3 10H 2 O
(sodë kristalore) përdoren në industrinë e qelqit, sapunit dhe pulpës dhe letrës. Bikarbonat natriumi NaHCO 3 (sodë buke)
përdoret në industrinë ushqimore dhe mjekësi. Guri gëlqeror është një gur ndërtimi dhe lëndë e parë për prodhimin e gëlqeres.
Oksidet e silikonit (IV) (SiO 2 )
Silica SiO 2 ekziston në natyrë në forma kristalore (kryesisht kuarc) dhe amorfe (për shembull, opal SiO 2 nH 2 O).
Faturë
SiO 2 është një oksid acid që mund të merret nga reaksionet:
Si + O 2 = SiO 2,
H 2 SiO 3 = SiO 2 + H 2 O,
SiH 4 + 2O 2 = SiO 2 + 2H 2 O.
Vetitë
Kur ndërvepron me metale ose karbon, SiO 2 mund të reduktohet në silikon
SiO 2 + 2 Mg = Si + 2 MgO,
SiO 2 + 2 C = Si + 2 CO
ose jepni karborund (SiC) SiO 2 + 3 C = SiC + 2 CO.
Kur SiO 2 shkrihet me oksidet metalike, alkalet dhe disa kripëra, formohen silikate:
SiO 2 + 2 NaOH = Na 2 SiO 3 + H 2 O,
SiO 2 + K 2 CO 3 = K 2 SiO 3 + CO 2,
SiO 2 + CaO = CaSiO 3.
Acidet nuk kanë efekt në SiO 2. Përjashtim bën acidi hidrofluorik:
SiO 2 + 4HF = SiF 4 + 2H 2 O,
SiF 4 + 2HF = H2,
SiO 2 + 6HF = H 2 + 2H 2 O.
Acidi silicik H 2 SiO 3 është më i thjeshti i familjes së acidit silicik. Formula e përgjithshme e tij është xSiO 2 yH 2 O. Mund të merret nga silikatet
Na 2 SiO 3 + 2 HCl = H 2 SiO 3 + 2 NaCl.
Kur nxehet, acidi silicik dekompozohet:
H 2 SiO 3 = SiO 2 + H 2 O.
Silikate
Janë të njohura qindra minerale silikate. Ato përbëjnë 75% të masës së kores së tokës. Midis tyre ka shumë aluminosilikate. Silikatet janë përbërësi kryesor i çimentos, qelqit, betonit dhe tullave.
Vetëm silikatet Na dhe K janë të tretshëm në ujë, tretjet e tyre ujore quhen “qelqi i lëngshëm”. Pas hidrolizës, këto tretësira kanë një reaksion alkalik. Ato përdoren për prodhimin e çimentos dhe betonit rezistent ndaj acidit.
