REDOX-REAKTIONER
Reaktioner där en förändring i oxidationstillstånden för atomerna i de grundämnen som utgör de reagerande föreningarna inträffar kallas redox.
Oxidationstillstånd(c.o.) är laddningen av ett grundämne i en förening, beräknad utifrån antagandet att föreningen består av joner. Bestämningen av oxidationstillståndet utförs med hjälp av följande bestämmelser:
1. Oxidationstillståndet för ett grundämne i ett enkelt ämne, till exempel i Zn, Ca, H 2, Br 2, S, O 2, är noll.
2. Oxidationstillståndet för syre i föreningar är vanligtvis –2. Undantag är peroxiderna H 2 +1 O 2 –1, Na 2 +1 O 2 –1 och syrefluorid O +2 F 2.
3. Oxidationstillståndet för väte i de flesta föreningar är +1, med undantag för saltliknande hydrider, till exempel Na +1 H -1.
4. Alkalimetaller har ett konstant oxidationstillstånd (+1); beryllium Be och magnesium Mg (+2); alkaliska jordartsmetaller Ca, Sr, Ba (+2); fluor (–1).
5. Den algebraiska summan av oxidationstillstånden för grundämnen i en neutral molekyl är lika med noll, i en komplex jon - jonens laddning.
Som ett exempel, låt oss beräkna oxidationstillståndet för krom i föreningen K 2 Cr 2 O 7 och kväve i anjonen (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
I redoxreaktioner överförs elektroner från en atom, molekyl eller jon till en annan. Oxidation – processen att förlora elektroner av en atom, molekyl eller jon, åtföljd av en ökning av oxidationstillståndet. Återhämtning – processen att lägga till elektroner, åtföljd av en minskning av oxidationstillståndet.
-4 -3 -2 -1 0 +1 +2 +3 +4 +5 +6 +7 +8
Återhämtningsprocessen
Oxidation och reduktion är relaterade processer som sker samtidigt.
Oxidationsmedel kallas ämnen (atomer, joner eller molekyler) som får elektroner under en reaktion, återställare – ämnen som donerar elektroner. Oxidationsmedel kan vara halogenatomer och syre, positivt laddade metalljoner (Fe 3+, Au 3+, Hg 2+, Cu 2+, Ag +), komplexa joner och molekyler som innehåller metallatomer i högsta oxidationstillstånd (KMnO 4, K 2 Cr 2 O 7, NaBiO 3, etc.), icke-metalliska atomer i positivt oxidationstillstånd (HNO 3, koncentrerad H 2 SO 4, HClO, HClO 3, KClO 3, NaBrO, etc.).
Typiska reduktionsmedel är nästan alla metaller och många icke-metaller (kol, väte) i fritt tillstånd, negativt laddade icke-metalljoner (S 2-, I-, Br-, Cl-, etc.), positivt laddade metalljoner i det lägsta oxidationstillståndet (Sn 2+, Fe 2+, Cr 2+, Mn 2+, Cu+, etc.).
Föreningar som innehåller grundämnen i maximalt respektive minimalt oxidationstillstånd kan vara antingen endast oxidationsmedel (KMnO 4, K 2 Cr 2 O 7, HNO 3, H 2 SO 4, PbO 2) eller endast reduktionsmedel (KI, Na 2S, NH3). Om ett ämne innehåller ett grundämne i ett mellanliggande oxidationstillstånd kan det, beroende på reaktionsförhållandena, vara både ett oxidationsmedel och ett reduktionsmedel. Till exempel, kaliumnitrit KNO 2, innehållande kväve i oxidationstillståndet +3, väteperoxid H 2 O 2, innehållande syre i oxidationstillståndet -1, uppvisar reducerande egenskaper i närvaro av starka oxidationsmedel, och när de interagerar med aktivt reducerande medel de är oxidationsmedel.
När du komponerar ekvationer för redoxreaktioner rekommenderas det att följa följande ordning:
1. Skriv formlerna för utgångsämnena. Bestäm oxidationstillståndet för grundämnen som kan ändra det, hitta oxidationsmedlet och reduktionsmedlet. Skriv reaktionsprodukterna.
2. Rita upp ekvationer för processerna för oxidation och reduktion. Välj multiplikatorerna (huvudkoefficienterna) så att antalet elektroner som avges under oxidation är lika med antalet elektroner som accepteras under reduktion.
3. Ordna koefficienterna i reaktionsekvationen.
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
oxidationsmedelsreducerande medium
oxidation S -2 – 2ē → S 0 ½3
reduktion 2Cr +6 + 6ē → 2Cr +3 ½1
Naturen hos många redoxreaktioner beror på miljön där de uppträder. För att skapa en sur miljö används oftast utspädd svavelsyra, och för att skapa en alkalisk miljö används lösningar av natrium- eller kaliumhydroxider.
Det finns tre typer av redoxreaktioner: intermolekylära, intramolekylära, disproportionering. Intermolekylär redoxreaktioner - dessa är reaktioner där oxidationsmedlet och reduktionsmedlet finns i olika ämnen. Den ovan diskuterade reaktionen tillhör denna typ. TILL intramolekylärt reaktioner inkluderar där oxidationsmedlet och reduktionsmedlet finns i samma ämne.
2KCl +5 O3-2 = 2KCl-1 + 3O20
reduktion Cl +5 + 6ē → Cl - ½2 Cl +5 - oxidationsmedel
oxidation 2O -2 - 4ē → O 2 0 ½3 O -2 - reduktionsmedel
I reaktioner oproportionering(autooxidation - självläkande) molekyler av samma ämne reagerar med varandra som ett oxidationsmedel och som ett reduktionsmedel.
3K2Mn +6 O4 + 2H2O = 2KMn +7 O4 + Mn +4O2 + 4KOH
oxidation Mn +6 - ē → Mn +7 ½ 2 Mn +6 - reduktionsmedel
reduktion Mn +6 + 2ē → Mn +4 ½ 1 Mn +6 - oxidationsmedel
Lektionstyp. Skaffa ny kunskap.
Lektionens mål.Pedagogisk. Introducera eleverna till en ny klassificering av kemiska reaktioner baserad på förändringar i grundämnenas oxidationstillstånd - oxidations-reduktionsreaktioner (ORR); lära eleverna att ordna koefficienter med hjälp av den elektroniska balansmetoden.
Utvecklandet. Fortsätta utvecklingen av logiskt tänkande, förmåga att analysera och jämföra samt utveckla intresset för ämnet.
Pedagogisk. Att forma studenters vetenskapliga världsbild; förbättra arbetsförmågan.
Metoder och metodologiska tekniker. Berättelse, samtal, demonstration av visuella hjälpmedel, självständigt arbete av elever.
Utrustning och reagens. Reproduktion med bilden av Rhodos koloss, algoritm för att ordna koefficienter med den elektroniska balansmetoden, tabell över typiska oxiderande och reducerande medel, korsord; Fe (spik), NaOH, CuSO 4 lösningar.
UNDER KLASSERNA
Inledande del
(motivation och målsättning)
Lärare. På 300-talet. FÖRE KRISTUS. På ön Rhodos byggdes ett monument i form av en enorm staty av Helios (den grekiska solguden). Den storslagna designen och perfekta utförandet av Kolossen på Rhodos - ett av världens underverk - förvånade alla som såg den.
Exakt hur statyn såg ut vet vi inte, men vi vet att den var gjord av brons och nådde en höjd av cirka 33 m. Statyn skapades av skulptören Haret och tog 12 år att bygga.
Bronsskalet fästes i en järnram. Den ihåliga statyn började byggas från botten och när den växte fylldes den med stenar för att göra den mer stabil. Cirka 50 år efter dess fullbordande kollapsade Kolossen. Under jordbävningen bröt den i höjd med knäna.
Forskare tror att den verkliga orsaken till detta mirakels bräcklighet var metallkorrosion. Och korrosionsprocessen bygger på redoxreaktioner.
Idag på lektionen kommer du att lära dig om redoxreaktioner; lära sig om begreppen "reduktionsmedel" och "oxidationsmedel", om processerna för reduktion och oxidation; lära sig att placera koefficienter i ekvationer av redoxreaktioner. Skriv ner datum och ämne för lektionen i dina arbetsböcker.
Att lära sig nytt material
Läraren utför två demonstrationsexperiment: interaktionen av koppar(II)sulfat med alkali och interaktionen av samma salt med järn.
Lärare. Skriv ner molekylekvationerna för de utförda reaktionerna. Ordna grundämnenas oxidationstillstånd i varje ekvation i formlerna för utgångsämnena och reaktionsprodukterna.
Eleven skriver reaktionsekvationer på tavlan och tilldelar oxidationstillstånd:
Lärare. Förändrades grundämnenas oxidationstillstånd i dessa reaktioner?
Studerande. I den första ekvationen ändrades inte grundämnenas oxidationstillstånd, men i den andra ändrades de - för koppar och järn.
Lärare. Den andra reaktionen är en redoxreaktion. Försök att definiera redoxreaktioner.
Studerande. Reaktioner som resulterar i förändringar i oxidationstillstånden för de grundämnen som utgör reaktanterna och reaktionsprodukterna kallas redoxreaktioner.
Eleverna skriver i sina anteckningsböcker, under lärarens diktat, definitionen av redoxreaktioner.
Lärare. Vad hände som ett resultat av redoxreaktionen? Före reaktionen hade järn ett oxidationstillstånd på 0, efter reaktionen blev det +2. Som vi kan se har oxidationstillståndet ökat, därför avger järn 2 elektroner.
Koppar har ett oxidationstillstånd på +2 före reaktionen och efter reaktionen 0. Som vi kan se har oxidationstillståndet minskat. Därför accepterar koppar 2 elektroner.
Järn donerar elektroner, det är ett reduktionsmedel, och processen att överföra elektroner kallas oxidation.
Koppar accepterar elektroner, det är ett oxidationsmedel, och processen att lägga till elektroner kallas reduktion.
Låt oss skriva ner diagrammen över dessa processer:
Så, ge en definition av begreppen "reduktionsmedel" och "oxidationsmedel".
Studerande. Atomer, molekyler eller joner som donerar elektroner kallas reduktionsmedel.
Atomer, molekyler eller joner som får elektroner kallas oxidationsmedel.
Lärare. Hur kan vi definiera processerna för reduktion och oxidation?
Studerande. Reduktion är den process genom vilken en atom, molekyl eller jon får elektroner.
Oxidation är processen för överföring av elektroner av en atom, molekyl eller jon.
Eleverna skriver ner definitioner från diktat i en anteckningsbok och ritar.
Kom ihåg!
Donera elektroner och oxidera.
Ta elektroner - återhämta dig.
Lärare. Oxidation åtföljs alltid av reduktion, och vice versa, reduktion är alltid förknippat med oxidation. Antalet elektroner som avges av reduktionsmedlet är lika med antalet elektroner som erhålls av oxidationsmedlet.
För att välja koefficienter i redoxreaktionernas ekvationer används två metoder - elektronisk balans och elektronjonbalans (halvreaktionsmetod).
Vi kommer endast att överväga den elektroniska balansmetoden. För att göra detta använder vi en algoritm för att ordna koefficienter med hjälp av den elektroniska balansmetoden (designad på en bit Whatman-papper).
EXEMPEL Ordna koefficienterna i detta reaktionsschema med hjälp av den elektroniska balansmetoden, bestäm oxidationsmedlet och reduktionsmedlet, ange processerna för oxidation och reduktion:
Fe 2 O 3 + CO Fe + CO 2.
Vi kommer att använda algoritmen för att ordna koefficienter med den elektroniska balansmetoden.
3. Låt oss skriva ner de grundämnen som ändrar oxidationstillstånd:
4. Låt oss skapa elektroniska ekvationer och bestämma antalet givna och mottagna elektroner:
5. Antalet givna och mottagna elektroner måste vara detsamma, eftersom Varken utgångsmaterialen eller reaktionsprodukterna laddas. Vi utjämnar antalet givna och mottagna elektroner genom att välja den minsta gemensamma multipeln (LCM) och ytterligare faktorer:
6. De resulterande multiplikatorerna är koefficienter. Låt oss överföra koefficienterna till reaktionsschemat:
Fe 2 O 3 + 3CO = 2Fe + 3CO 2.
Ämnen som är oxiderande eller reduktionsmedel i många reaktioner kallas typiska.
Ett bord gjort på en bit Whatman-papper hängs.
Lärare. Redoxreaktioner är mycket vanliga. De är förknippade inte bara med korrosionsprocesser, utan också med jäsning, sönderfall, fotosyntes och metaboliska processer som förekommer i en levande organism. De kan observeras under bränsleförbränning. Redoxprocesser åtföljer kretsloppen av ämnen i naturen.
Visste du att det bildas cirka 2 miljoner ton salpetersyra i atmosfären varje dag, eller
700 miljoner ton per år, och i form av en svag lösning faller till marken med regn (människor producerar bara 30 miljoner ton salpetersyra per år).
Vad händer i atmosfären?
Luft innehåller 78 volymprocent kväve, 21 % syre och 1 % andra gaser. Under påverkan av blixtarladdningar, och på jorden finns det i genomsnitt 100 blixtar varje sekund, interagerar kvävemolekyler med syremolekyler för att bilda kväveoxid (II):
Kväveoxid(II) oxideras lätt av atmosfäriskt syre till kväveoxid(IV):
NO + O2NO2.
Den resulterande kväveoxiden (IV) reagerar med atmosfärisk fukt i närvaro av syre och förvandlas till salpetersyra:
NO 2 + H 2 O + O 2 HNO 3.
Alla dessa reaktioner är redox.
Träning . Ordna koefficienterna i de givna reaktionsscheman med hjälp av den elektroniska balansmetoden, ange oxidationsmedlet, reduktionsmedlet, processerna för oxidation och reduktion.
Lösning
1. Låt oss bestämma grundämnenas oxidationstillstånd:
2. Låt oss betona symbolerna för element vars oxidationstillstånd förändras:
3. Låt oss skriva ner de grundämnen som har ändrat sina oxidationstillstånd:
4. Låt oss skapa elektroniska ekvationer (bestäm antalet givna och mottagna elektroner):
5. Antalet elektroner som ges och tas emot är detsamma.
6. Låt oss överföra koefficienterna från de elektroniska kretsarna till reaktionsdiagrammet:
Därefter ombeds eleverna att självständigt ordna koefficienterna med hjälp av den elektroniska balansmetoden, bestämma oxidationsmedlet, reduktionsmedlet och ange processerna för oxidation och reduktion i andra processer som förekommer i naturen.
De andra två reaktionsekvationerna (med koefficienter) har formen:
Att uppgifterna är korrekta kontrolleras med en overheadprojektor.
Sista delen
Läraren ber eleverna att lösa ett korsord utifrån det material de har studerat. Resultatet av arbetet lämnas in för kontroll.
Har löst korsord, kommer du att lära dig att ämnena KMnO 4, K 2 Cr 2 O 7, O 3 är starka ... (vertikalt (2)).
Vågrätt:
1. Vilken process återspeglar diagrammet:
3. Reaktion
N2 (g.) + 3H2 (g.) 2NH3 (g.) + Q
är redox, reversibel, homogen, ....
4. ... kol(II) är ett typiskt reduktionsmedel.
5. Vilken process återspeglar diagrammet:
6. För att välja koefficienter i ekvationerna för redoxreaktioner, använd den elektroniska... metoden.
7. Enligt diagrammet gav aluminium upp ... en elektron.
8. Som reaktion:
H2 + Cl2 = 2HCl
väte H 2 – ... .
9. Vilken typ av reaktioner är alltid bara redox?
10. Oxidationstillståndet för enkla ämnen är….
11. Som reaktion:
reduktionsmedel -….
Hemläxa. Enligt läroboken av O.S. Gabrielyan "Chemistry-8" § 43, sid. 178–179, ex. 1, 7 skriftligen.
Uppgift (för hemmet). Designerna av de första rymdskeppen och ubåtarna stod inför ett problem: hur man bibehåller en konstant luftsammansättning på fartyget och rymdstationerna? Bli av med överflödig koldioxid och fyll på med syre? En lösning har hittats.
Kaliumsuperoxid KO 2, som ett resultat av interaktion med koldioxid, bildar syre:
Som du kan se är detta en redoxreaktion. Syre i denna reaktion är både ett oxidationsmedel och ett reduktionsmedel.
På ett rymduppdrag räknas varje gram last. Beräkna tillförseln av kaliumsuperoxid som måste tas med på en rymdflygning om flygningen varar i 10 dagar och om besättningen består av två personer. Det är känt att en person andas ut 1 kg koldioxid per dag.
(Svar: 64,5 kg KO 2. )
Uppdrag (ökad svårighetsgrad). Skriv ner ekvationerna för redoxreaktioner som kan leda till förstörelsen av Rhodos koloss. Tänk på att den här gigantiska statyn stod i en hamnstad på en ö i Egeiska havet, utanför kusten i dagens Turkiet, där den fuktiga medelhavsluften är laddad med salter. Den var gjord av brons (en legering av koppar och tenn) och monterad på en järnram.
Litteratur
Gabrielyan O.S.. Kemi-8. M.: Bustard, 2002;
Gabrielyan O.S., Voskoboynikova N.P., Yashukova A.V. Lärarhandbok. 8: e klass. M.: Bustard, 2002;
Cox R., Morris N. Världens sju underverk. Den antika världen, medeltiden, vår tid. M.: BMM AO, 1997;
Små barns uppslagsverk. Kemi. M.: Russian Encyclopedic Partnership, 2001; Encyklopedi för barn "Avanta+". Kemi. T. 17. M.: Avanta+, 2001;
Khomchenko G.P., Sevastyanova K.I. Redoxreaktioner. M.: Utbildning, 1989.
och återhämtning:
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
Använd den elektroniska balansmetoden, välj koefficienterna i redoxreaktionsscheman och ange processen för oxidation och reduktion:
CuO+ NH3= Cu + N2 +H2O
Ag +HNO3 = AgNO3 + NO +H2O
Zn + HNO3= Zn (NO3)2 + N2 + H2O
Cu +H2SO4= CuSO4 +S02 +H2O
Hjälp mig att lösa: ELEKTROLYTISK DISSOCIATION. REDOX-REAKTIONERDel A
A2 När eleverna studerade den elektriska ledningsförmågan hos olika ämnen med hjälp av en speciell anordning, observerade eleverna följande:
Vilka av följande ämnen fanns i glaset?
1) socker (lösning)
2) KS1 (fast) 3) NaOH (p-p) 4) alkohol
A4 Interaktionen mellan lösningar av bariumklorid och svavelsyra motsvarar den förkortade joniska ekvationen
1) H+ + SG=HCl
2) Ba2+ + SO42-=BaSO4
3) CO32- + 2H+ = H2O + CO2
4) Ba2+ + CO3- = BaCO3
A5 Reaktionen mellan lösningar av silvernitrat och saltsyra fortsätter till fullbordan, eftersom
1) båda ämnena är elektrolyter
2) silvernitrat är ett salt
3) olöslig silverklorid bildas
4) löslig salpetersyra bildas
A7 Ekvationen H+ + OH = H2O återspeglar växelverkans väsen
1) saltsyra och bariumhydroxid
2) svavelsyra och koppar(II)hydroxid
3) fosforsyra och kalciumoxid
4) kiselsyra och natriumhydroxid
A10 Oxidationsprocessen motsvarar diagrammet
1) S+6 →S+4
2) Cu+2 → CuO
3) N+5 →N-3
4) C-4 → C+4
Del B
B2 Upprätta en överensstämmelse mellan formeln för ett ämne och det totala antalet joner som bildas under den fullständiga dissociationen av 1 mol av detta ämne: för varje position från den första kolumnen, välj motsvarande position från den andra kolumnen, indikerad med ett nummer.
FORMEL ANTAL JONER (I MUL)
A) A1(NO3)3 1) 1 B) Mg(NO3)2 2) 2
B) NaNO3 3) 3 D) Cu(NO3)2 4) 4
5) 5
Skriv ner de valda siffrorna i tabellen under motsvarande bokstäver.
Överför svaret i form av en sekvens av fyra siffror till testformuläret under numret för motsvarande uppgift, utan att ändra ordningen på siffrorna.
Du erbjuds en lista med inbördes relaterade begrepp:
A) syra
B) saltsyra
B) syrefri syra
D) stark elektrolyt
Skriv ner bokstäverna som representerar begreppen i en tabell så att en kedja kan spåras från ett särskilt begrepp till det mest allmänna.
Överför den resulterande sekvensen av bokstäver till testformuläret utan att ändra ordningen på bokstäverna.
Oxidation är processen att förlora elektroner, med en ökning av graden av oxidation.
På oxidationämnen som härrör från rekyl elektroner det ökar oxidationstillstånd. Atomerämnet som oxideras kallas givare elektroner och atomer oxidationsmedel - accepterare elektroner.
I vissa fall, under oxidation, kan molekylen av det ursprungliga ämnet bli instabil och bryta ner till mer stabila och mindre komponenter (se fig. Fria radikaler). I det här fallet har några av atomerna i de resulterande molekylerna ett högre oxidationstillstånd än samma atomer i den ursprungliga molekylen.
Oxidationsmedlet, som tar emot elektroner, får reducerande egenskaper och förvandlas till ett konjugatreduktionsmedel:
oxidationsmedel+ e − ↔ konjugatreduktionsmedel.
Återhämtning
Restaureringär processen att tillsätta elektroner till en atom av ett ämne, medan dess oxidationstillstånd minskar.
Vid återhämtning atomer eller joner bifoga elektroner. Samtidigt sker en minskning oxidationstillstånd element. Exempel: återhämtning oxider metaller att frigöra metaller med hjälp av väte, kol, andra ämnen; återhämtning organiska syror V aldehyder Och alkoholer; hydrering fett och så vidare.
Reduktionsmedlet, som donerar elektroner, får oxiderande egenskaper och förvandlas till ett konjugat oxidationsmedel:
reduktionsmedel - e − ↔ konjugat oxidationsmedel.
En obunden, fri elektron är det starkaste reduktionsmedlet.
Oxidations-reduktionsreaktionerär reaktioner där reaktanter får eller donerar elektroner. Ett oxidationsmedel är en partikel (jon, molekyl, grundämne) som tillför elektroner och går från ett högre oxidationstillstånd till ett lägre, d.v.s. håller på att återställas. Ett reduktionsmedel är en partikel som donerar elektroner och går från ett lägre oxidationstillstånd till ett högre, d.v.s. oxiderar.
Intermolekylära - reaktioner där oxiderande och reducerande atomer finns i molekyler av olika ämnen, till exempel:
N 2 S + Cl 2 → S + 2HCl
Intramolekylära - reaktioner där oxiderande och reducerande atomer finns i molekyler av samma ämne, till exempel:
2H 2 O → 2H 2 + O 2
Disproportionering (autooxidation-självreduktion) - reaktioner där atomer med ett mellanliggande oxidationstillstånd omvandlas till en ekvimolär blandning av atomer med högre och lägre oxidationstillstånd, till exempel:
Cl 2 + H 2 O → HClO + HCl
Reproportionering (komproportionering) - reaktioner där ett oxidationstillstånd erhålls från två olika oxidationstillstånd av samma grundämne, till exempel:
N.H. 4 NEJ 3 → N 2 O + 2H 2 O
Oxidation reduktion
I redoxreaktioner överförs elektroner från en atom, molekyl eller jon till en annan. Processen att förlora elektroner är oxidation. Under oxidation ökar oxidationstillståndet:
Processen att lägga till elektroner är reduktion. Under reduktion minskar oxidationstillståndet:
Atomer eller joner som får elektroner i en given reaktion är oxidationsmedel, och de som donerar elektroner är reduktionsmedel.
Redoxreaktioner (elektrodpotential)
Elektroner kan fungera som kemiska reagens, och halvreaktionen används praktiskt taget i enheter som kallas galvaniska celler.
Ett exempel på en elektrod är en platta av kristallint zink nedsänkt i en lösning av zinksulfat. Efter att plattan är nedsänkt sker 2 processer. Som ett resultat av den första processen får plattan en negativ laddning, efter en tid efter nedsänkning i lösningen utjämnas hastigheterna och jämvikt uppstår. Och plattan får en viss elektrisk potential.
Elektrodpotentialen mäts i förhållande till potentialen för standardväte.
Koppar-väteelektrod- elektrod används som referenselektrod vid olika elektrokemiska mätningar och i galvaniska celler. En väteelektrod (HE) är en platta eller tråd gjord av metall som absorberar gas väl. väte(används vanligtvis platina eller palladium), mättad med väte (vid atmosfärstryck) och nedsänkt i vattenlösning som innehåller vätejoner. Plattpotentialen beror på [ specificera ] på koncentrationen av H+-joner i lösning. Elektroden är en standard mot vilken elektrodpotentialen för den kemiska reaktionen som bestäms mäts. Vid ett vätetryck på 1 atm., en protonkoncentration i lösningen på 1 mol/l och en temperatur på 298 TILL potentialen för SE tas lika med 0 V. När man monterar en galvanisk cell från SE och elektroden som bestäms sker följande reaktion reversibelt på ytan av platina:
2Н + + 2e − = H 2
det vill säga antingen händer återhämtning väte eller dess oxidation- det beror på potentialen för reaktionen som sker vid elektroden som bestäms. Genom att mäta emk hos en galvanisk elektrod under standardförhållanden (se ovan) bestämmer man standardelektrodpotential bestämd kemisk reaktion.
HE används för att mäta standardelektrodpotentialen för en elektrokemisk reaktion, för att mäta koncentrationer(aktivitet) av vätejoner, såväl som alla andra joner. VE används också för att bestämma löslighetsprodukten och för att bestämma hastighetskonstanterna för vissa elektrokemiska reaktioner.
Nernsts ekvation
Beroendet av redoxpotentialen som motsvarar halvreaktionen av reduktion av permanganatjonen i ett surt medium (och, som redan noterats, samtidigt halvreaktionen av oxidation av Mn 2+ katjonen till permanganatjonen i ett surt medium) på de faktorer som anges ovan som bestämmer det beskrivs kvantitativt av Nernst-ekvationen
Var och en av koncentrationerna under tecknet för den naturliga logaritmen i Nernst-ekvationen höjs till den potens som motsvarar den stökiometriska koefficienten för en given partikel i halvreaktionsekvationen, n– antal elektroner som accepteras av oxidationsmedlet, R– universell gaskonstant, T- temperatur, F– Faraday-nummer.
Mät redoxpotentialen i reaktionskärlet under reaktionen, d.v.s. under icke-jämviktsförhållanden är det omöjligt, eftersom vid mätning av potentialen måste elektroner överföras från reduktionsmedlet till oxidationsmedlet inte direkt, utan genom metallledaren som förbinder elektroderna. I detta fall måste elektronöverföringshastigheten (strömstyrkan) hållas mycket låg på grund av appliceringen av en extern (kompenserande) potentialskillnad. Med andra ord är mätning av elektrodpotentialer endast möjlig under jämviktsförhållanden, när direkt kontakt mellan oxidationsmedlet och reduktionsmedlet är uteslutet. Därför anger hakparenteser i Nernst-ekvationen, som vanligt, jämviktskoncentrationerna (under mätförhållanden) av partiklar. Även om potentialerna för redoxpar under en reaktion inte kan mätas, kan de beräknas genom att ersätta de nuvarande i Nernst-ekvationen, d.v.s. koncentrationer som motsvarar en given tidpunkt. Om förändringen i potential när reaktionen fortskrider beaktas, är dessa först de initiala koncentrationerna, sedan de tidsberoende koncentrationerna och slutligen, efter reaktionens avslutning, jämviktskoncentrationerna. När reaktionen fortskrider minskar potentialen för oxidationsmedlet beräknat med hjälp av Nernst-ekvationen, och potentialen för reduktionsmedlet som motsvarar den andra halvreaktionen ökar tvärtom. När dessa potentialer är utjämnade stannar reaktionen och systemet återgår till ett tillstånd av kemisk jämvikt.
25. Komplexa föreningar är föreningar som existerar både i kristallint tillstånd och i lösning, vars särdrag är närvaron av en central atom omgiven av ligander.Komplexa föreningar kan betraktas som komplexa föreningar av högre ordning, bestående av enkla molekyler som kan av oberoende existens i lösning Enligt Werners koordinationsteori skiljer man mellan en intern och en extern sfär i varje komplex förening. Den centrala atomen med dess omgivande ligander bildar komplexets inre sfär. Den är vanligtvis omgiven av hakparenteser. Allt annat i den komplexa sammansättningen utgör den yttre sfären och skrivs utanför hakparenteser. Ett visst antal ligander placeras runt den centrala atomen, vilket bestäms av koordinationsnumret. Antalet koordinerade ligander är oftast 6 eller 4. Liganden upptar ett koordinationsställe nära den centrala atomen. Koordination förändrar egenskaperna hos både liganderna och den centrala atomen. Ofta kan koordinerade ligander inte detekteras med kemiska reaktioner som är karakteristiska för dem i det fria tillståndet. Mer tätt bundna partiklar i den inre sfären kallas ett komplex (komplex jon). Det finns attraktionskrafter mellan den centrala atomen och liganderna (en kovalent bindning bildas av en utbytes- och (eller) donator-acceptormekanism), och repulsiva krafter mellan liganderna. Om laddningen av den inre sfären är 0, så finns det ingen yttre koordinationssfär.Central atom (komplexbildare) är en atom eller jon som intar en central position i en komplex förening. Rollen som ett komplexbildande medel utförs oftast av partiklar som har fria orbitaler och en tillräckligt stor positiv kärnladdning och därför kan vara elektronacceptorer. Dessa är katjoner av övergångselement. De mest kraftfulla komplexbildande medlen är element från grupperna IB och VIIIB. Sällan fungerar neutrala atomer av d-element och atomer av icke-metaller i olika grader av oxidation som komplexbildare. Antalet fria atomorbitaler som tillhandahålls av det komplexbildande medlet bestämmer dess koordinationsnummer. Värdet på koordinationstalet beror på många faktorer, men är vanligtvis lika med två gånger laddningen av den komplexbildande jonen. Ligander är joner eller molekyler som är direkt associerade med det komplexbildande medlet och är donatorer av elektronpar. Dessa är elektronrika system som har fria och rörliga elektronpar och kan vara elektrondonatorer. Föreningar av p-element uppvisar komplexbildande egenskaper och fungerar som ligander i komplexföreningen. Ligander kan vara atomer och molekyler (protein, aminosyror, nukleinsyror, kolhydrater). Baserat på antalet bindningar som bildas av liganderna med det komplexbildande medlet, delas ligander in i mono-, bi- och polydentate ligander. Ovanstående ligander - molekyler och anjoner - är entandade, eftersom de är donatorer av ett elektronpar. Bidentate ligander inkluderar molekyler eller joner som innehåller två funktionella grupper som kan donera två elektronpar. Den 3:e ordningen av den inre sfären av en komplex förening är den algebraiska summan av laddningarna av partiklarna som bildar den. Komplexa föreningar som har en jonisk yttre sfär dissocieras i lösning till en komplex jon och yttre sfärjoner. De beter sig i utspädda lösningar som starka elektrolyter: dissociation sker omedelbart och nästan fullständigt. SO4 = 2+ + SO42- Om det finns hydroxidjoner i den yttre sfären av en komplex förening, är denna förening en stark bas.
Grupp IA inkluderar litium, natrium, kalium, rubidium, cesium och francium. Dessa grundämnen kallas alkaligrundämnen, ibland ingår även väte i grupp IA. Denna grupp inkluderar alltså element från var och en av de 7 perioderna. Den allmänna valens elektroniska formeln för element i grupp IA är ns1. På den yttre nivån finns 1 elektron. Mycket långt från kärnan. Låga joniseringspotentialer. Atomer donerar 1 elektron. Metalliska medelvärden uttalas. Metalliska egenskaper ökar med ökande atomnummer. Fysikaliska egenskaper: Metaller är mjuka, lätta, smältbara med god elektrisk ledningsförmåga och har en stor negativ elektrisk potential. Kemiska egenskaper: 1) Lagras under ett lager av flytande kolväten (bensen, bensin, kerasin) 2) Oxidationsmedel Oxiderar enkelt alkalimetaller till halogenider, sulfider, fosfider. Li Na K Rb Cs ökning i metallradie minskning av joniseringsenergi minskning av elektronegativitet minskning av smält- och kokpunkter Applicering av natrium och kalium 1. Beredning av peroxider. 2. En legering av natrium och kalium - ett kylmedel i kärnkraftverk. 3. Framställning av metallorganiska föreningar.
27. Allmänna jämförande egenskaper för grundämnen och deras föreningar av grupperna I A och I B i det periodiska systemet. Alkalimetaller är element i den första gruppen av det periodiska systemet för kemiska grundämnen (enligt den föråldrade klassificeringen - element i huvudundergruppen av grupp I ): litium Li, natrium Na, kalium K, rubidium Rb, cesium Cs och francium Fr. När alkalimetaller löses i vatten bildas lösliga hydroxider som kallas alkalier. I det periodiska systemet följer de omedelbart ädelgaserna, så det speciella med strukturen hos alkalimetallatomer är att de innehåller en elektron i den yttre energinivån: deras elektronkonfiguration är ns1. Uppenbarligen kan valenselektronerna från alkalimetaller lätt avlägsnas eftersom det är energetiskt gynnsamt för atomen att ge upp en elektron och förvärva den inerta gaskonfigurationen. Därför kännetecknas alla alkalimetaller av reducerande egenskaper. Detta bekräftas av de låga värdena på deras joniseringspotentialer (joniseringspotentialen för cesiumatomen är en av de lägsta) och elektronegativitet (EO). Alla metaller i denna undergrupp är silvervita till färgen (förutom silvergult cesium), de är mycket mjuka och kan skäras med en skalpell. Litium, natrium och kalium är lättare än vatten och flyter på dess yta och reagerar med det. Alkalimetaller förekommer i naturen i form av föreningar som innehåller enkelladdade katjoner. Många mineraler innehåller metaller från huvudundergruppen av grupp I. Till exempel består ortoklas, eller fältspat, av kaliumaluminatsilikat K2, ett liknande mineral som innehåller natrium - albit - har sammansättningen Na2. Havsvatten innehåller natriumklorid NaCl, och jord innehåller kaliumsalter - sylvit KCl, sylvinit NaCl KCl, karnalit KCl MgCl2 6H2O, polyhalit K2SO4 MgSO4 CaSO4 2H2O. Kopparundergruppen är de kemiska elementen i grupp 11 i det periodiska systemet för kemiska element (enligt den föråldrade klassificeringen, element i den sekundära undergruppen i grupp I). I gruppen ingår de övergångsmetaller som mynt traditionellt tillverkas av: koppar Cu, silver Ag och guld Au. Baserat på strukturen för den elektroniska konfigurationen tillhör roentgenium Rg också samma grupp, men det faller inte in i "myntgruppen" (det är en kortlivad transaktinid med en halveringstid på 3,6 sekunder). Namnet myntmetaller tillämpas inte officiellt på grupp 11 av element, eftersom andra metaller som aluminium, bly, nickel, rostfritt stål och zink också används för att tillverka mynt. Alla element i undergruppen är relativt kemiskt inerta metaller. De kännetecknas också av höga densitetsvärden, smält- och kokpunkter och hög termisk och elektrisk ledningsförmåga. En egenskap hos elementen i undergruppen är närvaron av en fylld pre-extern -subnivå, uppnådd på grund av elektronhoppning från ns-subnivån. Anledningen till detta fenomen är den höga stabiliteten hos den helt fyllda d-subnivån. Denna egenskap bestämmer den kemiska trögheten hos enkla ämnen, deras kemiska inaktivitet, varför guld och silver kallas ädelmetaller 28. Väte. Generella egenskaper. Reaktion med syre, halogener, metaller, oxider. Väteperoxid, dess redoxegenskaper Väte är det vanligaste kemiska elementet i universum. Det är huvudkomponenten i solen, liksom många stjärnor. I jordskorpan är massandelen väte endast 1 %. Emellertid är dess föreningar brett spridda, till exempel vatten H20. Sammansättningen av naturlig brännbar gas består huvudsakligen av en förening av kol med väte - metan CH4 Väte finns också i många organiska ämnen. 1) Om du tänder på väte (efter att ha kontrollerat renheten, se nedan) och sänker ett rör med brinnande väte i ett kärl med syre, så bildas det vattendroppar på kärlets väggar: Väte utan föroreningar brinner lugnt. Men en blandning av väte med syre eller luft exploderar. Den mest explosiva blandningen är en som består av två volymer väte och en volym syre - detonerande gas. Om en explosion inträffar i ett glaskärl kan dess fragment skadas
skada andra. Därför, innan du tänder väte, är det nödvändigt att kontrollera dess renhet. För att göra detta, samla upp väte i ett provrör, som förs upp och ner till lågan. Om vätet är rent brinner det tyst, med ett karakteristiskt "p-pang"-ljud. Om väte innehåller en inblandning av luft brinner det explosivt. Vid arbete med vätgas ska säkerhetsföreskrifter följas. 2) Om till exempel vid uppvärmning en ström av väte leds över koppar(II)oxid, uppstår en reaktion som gör att vatten och metallisk koppar bildas: I denna reaktion sker en reduktionsprocess, eftersom väte tar bort syre från kopparatomerna. Reduktionsprocessen är motsatsen till oxidationsprocessen. Ämnen som tar bort syre klassas som reduktionsmedel. Oxidations- och reduktionsprocesserna är ömsesidigt relaterade (om ett element oxideras, reduceras det andra, och vice versa). 3) Halogener reagerar med väte och bildar HX, och med fluor och klor fortskrider reaktionen explosivt med lätt aktivering. Interaktionen med Br2 och I2 sker långsammare. För att en reaktion med väte ska inträffa är det tillräckligt att aktivera en liten del av reagensen med hjälp av ljus eller värme. Aktiverade partiklar interagerar med icke-aktiverade och bildar HX och nya aktiverade partiklar, som fortsätter processen, och reaktionen av två aktiverade partiklar i huvudreaktionen slutar med bildandet av en produkt. 4) Oxidationsreaktioner. Vid uppvärmning av väte med metaller från I- och II-huvudundergrupperna: 2Na + H2 (300°C)® 2NaH; Ca + H2 (500-700°C)® CaH2. Väteperoxid (väteperoxid), H2O2, är den enklaste representanten för peroxider. En färglös vätska med en "metallisk" smak, oändligt löslig i vatten, alkohol och eter. Koncentrerade vattenlösningar är explosiva. Väteperoxid är ett bra lösningsmedel. Det frigörs från vatten i form av ett instabilt kristallint hydrat H2O2 2H2O. Väteperoxid har såväl oxiderande som reducerande egenskaper. Det oxiderar nitriter till nitrater, frigör jod från metalljodider och bryter ner omättade föreningar på platsen för dubbelbindningar. Väteperoxid reducerar guld- och silversalter, samt syre, när den reagerar med en vattenlösning av kaliumpermanganat i en sur miljö. När H2O2 reduceras bildas H2O eller OH-, till exempel: H2O2 + 2KI + H2SO4 = I2 + K2SO4 + 2H2O Vid exponering för starka oxidationsmedel uppvisar H2O2 reducerande egenskaper och frigör fritt syre: O22− - 2e− → O2. reaktion av KMnO4 med H2O2 används i kemisk analys för att bestämma H2O2-halten: 5H2O2 + 2KMnO4 + 3H2SO4 → 5O2 + 2MnSO4 + K2SO4 + 8H2O Det är tillrådligt att utföra oxidation av organiska föreningar med väteperoxid (till exempel tiolsulfid) i ättiksyra.
29. Allmänna egenskaper hos grundämnen och deras föreningar i grupp 2. Fysikaliska och kemiska egenskaper, tillämpning. Inkluderar s-element. Be Mg Ca Br Ra Sr Med undantag för Be är de polyisotopa. Atomer av element på den yttre nivån har 2 S-element med motsatta snurr; med förbrukandet av den nödvändiga energin går ett element från s-tillståndet till p-tillståndet. Dessa är metaller, men de är mindre aktiva än alkaliska. mest fördelad i naturen Mg Ca Be, som finns i form av mineralet Be3AL2(SiO3)6 Framställningsmetod: elektrolys av smälta klorider Fysikaliska egenskaper: lättmetaller, men hårdare än alkalimetaller. Kemiska egenskaper: 1 I luft är ytan av Be och Mg täckt med en oxidfilm. 2.vid höga temperaturer interagerar den med kväve 3.samverkar inte med vatten Be 4.förskjuter väte från syror (förutom salpeter) Användning: Den huvudsakliga användningen av kalciummetall är dess användning som reduktionsmedel vid framställning av metaller, speciellt nickel, koppar och rostfritt stål blir. Kalcium och dess hydrid används också för att producera svårreducerade metaller som krom, torium och uran. Kalcium-blylegeringar används i batterier och lagerlegeringar. Kalciumgranulat används också för att avlägsna spår av luft från vakuumanordningar
Nr 31 Alkaliska jordartsmetaller - kemiska grundämnen 2:a gruppen i huvudundergruppen, utom beryllium och magnesium: kalcium, strontium, barium Och radium. Tillhör den andra gruppen av element enligt den nya klassificeringen IUPAC. Så heter för att de oxider- "jord" (enligt terminologin alkemister) - Rapportera vatten alkalisk reaktion. Salter alkaliska jordartsmetaller, förutom radium, är brett spridda i naturen i form mineraler.
Oxider- ämnen vars molekyler består av atomer av två grundämnen, varav ett är syre. Oxider delas in i basiska, bildade av metallatomer, till exempel K2O, Fe2O3, CaO; sur - bildad av atomer av icke-metaller och vissa metaller i deras högsta oxidationstillstånd: CO2, SO3, P2O5, CrO3, Mn2O7 och amfotera, till exempel ZnO, Al2O3, Cr2O3. Oxider produceras genom förbränning av enkla och komplexa ämnen, såväl som genom nedbrytning av komplexa ämnen (salter, baser, syror).
Kemiska egenskaper hos oxider: 1. Oxider av alkali- och jordalkalimetaller interagerar med vatten och bildar lösliga baser - alkalier (NaOH, KOH, Ba(OH) 2).Na2O + H2O = 2NaOH
De flesta sura oxider reagerar med vatten och bildar syror: CO2 + H2O = H2CO3
2. Vissa oxider interagerar med basiska oxider: CO2 + CaO = CaCO3
3. Basiska oxider interagerar med syror: BaO + 2HCl = BaCl2 + H2O
4. Sura oxider reagerar med både syror och alkalier: ZnO + 2HCl = ZnCl2 + H2O
ZnO + 2NaOH = Na2ZnO2 + H2O
Hydroxider ( hydroxider) - föreningar av oxider av kemiska grundämnen. Hydroxider av nästan alla kemiska grundämnen är kända; några av dem förekommer naturligt som mineraler. Alkalimetallhydroxider kallas alkalier. Beroende på om motsvarande oxid är basisk, sur eller amfoter, görs en åtskillnad i enlighet därmed:
basiska hydroxider (grunder) - hydroxider som uppvisar grundläggande egenskaper (till exempel kalciumhydroxid Ca(OH)2, kaliumhydroxid KOH, natriumhydroxid NaOH, etc.);
sura hydroxider (syresatta syror) - hydroxider som uppvisar sura egenskaper (till exempel salpetersyraHNO3, svavelsyraH2SO4, svavelsyraH2SO3, etc.)
amfotära hydroxider uppvisar, beroende på förhållandena, antingen basiska eller sura egenskaper (till exempel aluminiumhydroxid Al(OH) 3, zinkhydroxid Zn(OH) 2).
Karbonater och kolkarbonater - salter och estrar kolsyra (H 2 CO 3). Bland salterna, normala karbonater (med anjonen CO 3 2−) och sura eller kolkarbonater(Med anjon NSO 3 −).
Kemiska egenskaper
Vid upphettning omvandlas sura karbonater till normala karbonater:
Vid kraftig uppvärmning sönderfaller normala karbonater till oxider och koldioxid:
Karbonater reagerar med syror starkare än kolsyra (nästan alla kända syror, inklusive organiska) för att frigöra koldioxid:
Ansökan: Kalcium, magnesium, bariumkarbonater etc. används inom byggnation, kemisk industri, optik etc. De används flitigt inom teknik, industri och vardagsliv. soda (Na2CO3 och NaHCO3). Sura karbonater spelar en viktig fysiologisk roll, att vara buffertämnen reglerar reaktionens konstanthet blod .
Silikater och aluminosilikater representerar en bred grupp av mineraler . De kännetecknas av en komplex kemisk sammansättning och isomorfa substitutioner av vissa element och komplex av element av andra. De viktigaste kemiska elementen som utgör silikater är Si , O , Al , Fe 2+, Fe 3+, Mg , Mn , Ca , Na , K , och Li , B , Vara , Zr , Ti , F , H , i form av (OH) 1− eller H 2 O, etc.
Ursprung (genesis ): Endogena, huvudsakligen magmatiska (pyroxener, fältspat ), är de också typiska för pegmatiter (glimmer, turmalin, beryl, etc.) och skarnov (granater, wollastonit). Utbredd i metamorfa bergarter - skiffer Och gnejsar (granater, disthene, klorit). Silikater av exogent ursprung är produkter av vittring eller förändring av primära (endogena) mineraler (kaolinit, glaukonit, chrysocolla)
Nr 32. Grupp III omfattar bor, aluminium, gallium, indium, tallium (huvudundergrupp), samt skandium, yttrium, lantan och lantanider, aktinium och aktinider (sidoundergrupp).
På den yttre elektroniska nivån av elementen i huvudundergruppen finns det tre elektroner (s 2 p 1). De ger lätt upp dessa elektroner eller bildar tre oparade elektroner på grund av övergången av en elektron till p-nivån. Bor och aluminium kännetecknas av föreningar endast med ett oxidationstillstånd på +3. Elementen i galliumundergruppen (gallium, indium, tallium) har också tre elektroner i den yttre elektroniska nivån, som bildar s 2 p 1-konfigurationen, men de är belägna efter 18-elektronskiktet. Därför, till skillnad från aluminium, har gallium klart icke-metalliska egenskaper. Dessa egenskaper i serien Ga, In, Tl försvagas och de metalliska egenskaperna ökar.
Element i skandiumundergruppen har också tre elektroner i den yttre elektroniska nivån. Dessa element tillhör dock övergången d-element, den elektroniska konfigurationen av deras valensskikt är d 1 s 2. Alla tre grundämnen ger upp dessa elektroner ganska lätt. Element i lantanidundergruppen har en distinkt konfiguration av den yttre elektroniska nivån: deras 4f-nivå byggs upp och d-nivån försvinner. Från och med cerium har alla grundämnen utom gadolinium och lutetium den elektroniska konfigurationen av den yttre elektronnivån 4f n 6s 2 (gadolinium och lutetium har 5d 1 elektroner). Antalet n varierar från 2 till 14. Därför deltar s- och f-elektroner i bildandet av valensbindningar. Oftast är oxidationstillståndet för lantanider +3, mer sällan +4.
Aktinidvalensskiktets elektroniska struktur liknar på många sätt den elektroniska strukturen hos lantanidvalensskiktet. Alla lantanider och aktinider är typiska metaller.
Alla element i grupp III har en mycket stark affinitet för syre, och bildandet av deras oxider åtföljs av frigörandet av en stor mängd värme.
Grupp III-element har en mängd olika tillämpningar.
33. Fysiska egenskaper. Aluminium är en silvervit lättmetall som smälter vid 660 °C. Mycket plast, dras lätt in i tråd och rullas till ark: folie med en tjocklek på mindre än 0,01 mm kan göras av den. Aluminium har mycket hög termisk och elektrisk ledningsförmåga. Dess legeringar med olika metaller är starka och lätta.
Kemiska egenskaper. Aluminium är en mycket aktiv metall. I serien av spänningar kommer den efter alkali- och jordalkalimetallerna. Det är dock ganska stabilt i luft, eftersom dess yta är täckt med en mycket tät oxidfilm, som skyddar metallen från kontakt med luft. Om den skyddande oxidfilmen tas bort från aluminiumtråden kommer aluminiumet att börja interagera kraftigt med syre och vattenånga i luften och förvandlas till en lös massa - aluminiumhydroxid:
4 Al + 3 O2 + 6 H2O = 4 Al(OH) 3
Denna reaktion åtföljs av frigöring av värme.
Aluminium, rensat från den skyddande oxidfilmen, reagerar med vatten för att frigöra väte:
2Al + 6 H2O = 2Al(OH)3 + 3 H2
Aluminium löser sig väl i utspädd svavelsyra och saltsyra:
2 Al + 6 HCl = 2 AlCl3 + 3 H2
2 Al + 3 H 2 SO 4 = Al 2 (SO 4) 3 + 3 H 2
Utspädd salpetersyra passiverar aluminium i kyla, men vid upphettning löses aluminium i det och frigör kvävemonoxid, kvävehemioxid, fritt kväve eller ammoniak, till exempel:
8 Al + 30 HNO3 = 8 Al(NO3)3 + 3 N2O + 15 H2O
Koncentrerad salpetersyra passiverar aluminium.
Eftersom aluminiumoxid och hydroxid är amfotera
egenskaper, aluminium löser sig lätt i vattenlösningar av alla alkalier, utom ammoniumhydroxid:
2 Al + 6 KOH + 6 H 2 O = 2 K 3 [Al (OH) 6 ] + 3 H 2
Pulveriserat aluminium interagerar lätt med halogener, syre och alla icke-metaller. För att starta reaktionerna är uppvärmning nödvändig, sedan fortsätter de mycket intensivt och åtföljs av frigörandet av en stor mängd värme:
2 Al + 3 Br 2 = 2 AlBr 3 (aluminiumbromid)
4 Al + 3 O 2 = 2 Al 2 O 3 (aluminiumoxid)
2 Al + 3 S = Al 2 S 3 (aluminiumsulfid)
2 Al + N2 = 2 AlN (aluminiumnitrid)
4 Al + 3 C = Al 4 C 3 (aluminiumkarbid)
Aluminiumsulfid kan bara existera i fast form. I vattenlösningar genomgår den fullständig hydrolys med bildning av aluminiumhydroxid och vätesulfid:
Al 2 S 3 + 6 H 2 O = 2 Al (OH) 3 + 3 H 2 S
Aluminium tar enkelt bort syre och halogener från oxider och salter av andra metaller. Reaktionen åtföljs av frigörandet av en stor mängd värme:
8 Al + 3 Fe 3 O 4 = 9 Fe + 4 Al 2 O 3
Processen att reducera metaller från deras oxider med aluminium kallas aluminotermi. Aluminiumtermi används vid framställning av vissa sällsynta metaller som bildar en stark bindning med syre (niob, tantal, molybden, volfram, etc.), samt för svetsning av skenor. Om du använder en speciell säkring för att sätta eld på en blandning av fint aluminiumpulver och magnetisk järnmalm Fe 3 O 4 (termit), fortsätter reaktionen spontant med blandningen uppvärmd till 3500 ° C. Järn vid denna temperatur är i ett smält tillstånd.
Mottagande. Aluminium erhölls först genom reduktion från aluminiumklorid med natriummetall:
AlCl3 + 3 Na = 3 NaCl + Al
För närvarande erhålls det genom elektrolys av smälta salter i elektrolytiska bad (Fig. 46). Elektrolyten är en smälta som innehåller 85-90 % kryolit - komplexsalt 3NaF·AlF 3 (eller Na 3 AlF 6) och 10-15 % aluminiumoxid - aluminiumoxid Al 2 O 3. Denna blandning smälter vid en temperatur av cirka 1000 °C.
Ansökan. Aluminium används mycket flitigt. Det används för att tillverka folie som används inom radioteknik och för förpackning av livsmedelsprodukter. Stål- och gjutjärnsprodukter är belagda med aluminium för att skydda dem från korrosion: produkterna värms upp till 1000 °C i en blandning av aluminiumpulver (49 %), aluminiumoxid (49 %) och aluminiumklorid (2 %). Denna process kallas aluminisering.
Aluminiserade produkter tål uppvärmning upp till 1000 °C utan att korrodera. Aluminiumlegeringar, som kännetecknas av sin stora lätthet och styrka, används vid tillverkning av värmeväxlare, inom flygplanskonstruktion och maskinteknik.
Aluminiumoxid Al 2 O 3. Det är ett vitt ämne med en smältpunkt på 2050 °C. I naturen förekommer aluminiumoxid i form av korund och aluminiumoxid. Ibland hittas genomskinliga korundkristaller av vacker form och färg. Korund färgad röd av kromföreningar kallas rubin, och blå färgad av titan- och järnföreningar kallas safir. Rubin och safir är ädelstenar. För närvarande erhålls de ganska lätt på konstgjord väg.
Bor-element huvudundergrupp i den tredje gruppen, andra perioden periodiska systemet för kemiska grundämnen D.I. Mendeleev, med atomnummer 5. Indikeras av symbolen B(Borium). I en fri stat bor- ett färglöst, grått eller rött kristallint eller mörkt amorft ämne. Mer än 10 allotropa modifieringar av bor är kända, vars bildning och ömsesidiga övergångar bestäms av den temperatur vid vilken boren erhölls.
Mottagande
Det renaste boret erhålls genom pyrolys av borhydrider. Detta bor används för produktion av halvledarmaterial och finkemiska synteser.
1. Metallotermisk metod (vanligtvis reduktion med magnesium eller natrium):
2. Termisk sönderdelning av borbromidånga på varm (1000-1200°C) tantaltråd i närvaro av väte:
Fysikaliska egenskaper
En extremt hård substans (näst efter diamant, kolnitrid, bornitrid (borazon), borkarbid, bor-kol-kisellegering, skandium-titaniumkarbid). Den har sprödhet och halvledaregenskaper (wide-gap halvledare).
Kemiska egenskaper
I många fysikaliska och kemiska egenskaper liknar det icke-metalliska boret kisel.
Kemikalien bor är ganska inert och reagerar vid rumstemperatur endast med fluor:
Vid upphettning reagerar bor med andra halogener för att bilda trihalider, med kväve bildar bornitrid BN, med fosfor- fosfid BP, med kol - karbider av olika sammansättning (B 4 C, B 12 C 3, B 13 C 2). Vid upphettning i en syreatmosfär eller i luft brinner bor med en stor utsläpp av värme och bildar oxiden B 2 O 3:
Bor interagerar inte direkt med väte, även om ett ganska stort antal borhydrider (boraner) av olika sammansättning är kända, erhållna genom att behandla borider av alkali- eller jordalkalimetaller med syra:
Vid stark uppvärmning uppvisar bor restaurerande egenskaper. Den kan till exempel återställa kisel eller fosfor från deras oxider:
Denna egenskap hos bor kan förklaras av den mycket höga styrkan hos kemiska bindningar i boroxid B 2 O 3.
I frånvaro av oxidationsmedel är bor resistent mot alkalilösningar. I heta salpeter- och svavelsyror och i aqua regia löses bor och bildar borsyra.
Boroxid är en typisk sur oxid. Det reagerar med vatten och bildar borsyra:
När borsyra interagerar med alkalier bildas salter inte av borsyra själv - borater (innehållande BO 3 3- anjonen), utan tetraborater, till exempel:
Ansökan
Elementärt bor
Bor (i form av fibrer) fungerar som ett förstärkningsmedel för många kompositmaterial.
Bor används också ofta i elektronik för att ändra typen av konduktivitet kisel.
Bor används inom metallurgin som ett mikrolegeringselement, vilket avsevärt ökar stålens härdbarhet.
34.haraegenskaper hos element i grupp 4A. Plåt, bly.
(tillägg)
Gruppen innehåller 5 element: två icke-metaller - kol och kisel, belägna i den andra och tredje perioden av det periodiska systemet och 3 metaller - germanium (mellan icke-metaller och metaller, tenn och bly, belägen i slutet av stora perioder - IV, V, VI Det som är karakteristiskt för alla dessa grundämnen är att de har 4 elektroner i den yttre energinivån. Och därför kan de uppvisa ett oxidationstillstånd från +4 till -4. Dessa grundämnen bildar gasformiga föreningar med väte: CH4 , SiH4, SnH4, PbH4 vid upphettning i luft kombineras de med element från syreundergruppen, svavel och med halogener.Oxidationstillståndet +4 erhålls när 1s-elektronen passerar till en fri p-orbital.
När atomens radie ökar, minskar styrkan i bindningen mellan de yttre elektronerna och kärnan. Icke-metalliska egenskaper minskar och metalliska egenskaper ökar. (smält- och kokpunkter minskar, etc.)
Kol (C), kisel (Si), germanium (Ge), tenn (Sn), bly (Pb) är element i grupp 4 i huvudundergruppen av PSE. På det yttre elektronlagret har atomerna i dessa element 4 elektroner: ns 2 np 2. I en undergrupp, när atomnumret för ett element ökar, ökar atomradien, icke-metalliska egenskaper försvagas och metalliska egenskaper ökar: kol och kisel är icke-metaller, germanium, tenn, bly är metaller.
Generella egenskaper. Kol och kisel
Kolundergruppen, som inkluderar kol, kisel, germanium, tenn och bly, är den huvudsakliga undergruppen i grupp 4 i det periodiska systemet.
Det finns 4 elektroner i det yttre elektronskalet av dessa elements atomer, och deras elektroniska konfiguration i allmänhet kan skrivas på följande sätt: ns 2 np 2, där n är numret på den period i vilken det kemiska elementet är beläget. När man rör sig från topp till botten i en grupp försvagas de icke-metalliska egenskaperna och de metalliska ökar, så kol och kisel är icke-metaller, och tenn och bly uppvisar egenskaperna hos typiska metaller. C och Si bildar kovalenta polära bindningar med väteatomer och uppvisar ett formellt oxidationstillstånd på -4, och med mer aktiva ickemetaller (N, O, S) och halogener uppvisar de oxidationstillstånd +2 och +4. När man klargör reaktionsmekanismen , kolisotopen 13 används ibland C (märkt atommetod). Därför är det användbart att veta att förekomsten av kolisotoper är: 12 C - 98,89% och 13 C - 1,11%. Om vi begränsar oss till att lista isotoper vars förekomst är mer än 0,01 %, så har kisel 3 sådana isotoper, germanium har 5, tenn har 10 och bly har 4 stabila isotoper.
Under normala förhållanden kan kol existera i form av två allotroper
modifieringar: diamant och grafit; ultrarent kristallint kisel
Halvledare.
Bland föreningarna av element (E) i kolundergruppen med väte, betraktar vi föreningar av EN 4-typ. Med ökande laddning av kärnan i E-atomen minskar stabiliteten hos hydrider.
När man går från C till Pb, stabiliteten hos föreningar med ett oxidationstillstånd på +4
minskar och med +2 ökar den. Den sura karaktären hos EO 2-oxider minskar, och den grundläggande karaktären ökar hos EO-oxider.
Kol
Kol förekommer naturligt i form av diamant och grafit. Fossila kol innehåller det: från 92 % i antracit, till 80 % i brunkol. I ett sammanhängande tillstånd finns kol i karbider: CaCO 3 krita, kalksten och marmor, MgCO 3 CaCO 3 - dolomit,
MgCO 3 - magnesit. Kol i luften finns i form av koldioxid (0,03 volymprocent). Kol finns också i föreningar lösta i havsvatten.
Kol finns i växter och djur och finns i olja och naturgas.
I reaktioner med aktiva icke-metaller oxideras kol lätt:
2C + O2 = 2 CO,
C + 2 F 2 = CF 4.
Kol kan också uppvisa reducerande egenskaper när det interagerar med komplexa ämnen:
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.
I reaktioner med metaller och mindre aktiva icke-metaller är kol ett oxidationsmedel: 2C + H 2 = C 2 H 2,
2C + Ca CaC2,
3C + 4Al = Al4C3.
Aluminiumkarbid är en äkta karbid: varje kolatom är ansluten till metallatomer genom alla fyra valensbindningarna. Kalciumkarbid är en acetylenid eftersom det finns en trippelbindning mellan kolatomerna. Därför, när aluminiumkarbider interagerar med vatten, frigörs metan, och när kalciumkarbid interagerar med vatten frigörs acetylen.
Al4C3 + 12H2O = 4Al(OH)3 + 3CH4,
CaC2 + 2H2O = Ca(OH)2 + C2H2.
Kol används som bränsle och används för att producera syntesgas. Elektroder är gjorda av grafit, grafitstavar används som moderator
neutroner i kärnreaktorer. Diamanter används för att göra skärverktyg och slipmedel, slipade diamanter är ädelstenar.
Kisel
Kisel förekommer i naturen endast i bunden form i form av kiseldioxid SiO2 och olika kiselsyrasalter (silikater). Det är det näst (efter syre) vanligaste kemiska grundämnet i jordskorpan (27,6%).
År 1811 erhöll fransmännen J.L. Gay-Lussac och L.J. Tener ett brunbrunt ämne (kisel) genom reaktionen:
SiF4 + 4 K = 4 KF + Si
och först 1824 svensken J. Berzelius, efter att ha erhållit kisel genom reaktionen:
K 2 SiF 6 + 4 K = 6 KF + Si,
bevisat att det är ett nytt kemiskt grundämne. Nu erhålls kisel från kiseldioxid:
SiO2 + 2 Mg = Si + 2 MgO,
3SiO2 + 4Al = Si + 2Al2O3,
reducera det med magnesium eller kol. Det visar sig också när silan sönderdelas:
SiH4 = Si + 2 H2.
I reaktioner med icke-metaller kan kisel oxideras (dvs Si är ett reduktionsmedel):
Si + O2 = SiO2,
Si + 2 F2 = SiF4,
Kisel är lösligt i alkalier:
Si + 2 NaOH + H 2 O = Na 2 SiO 3 + 2 H 2,
olöslig i syror (förutom fluorvätesyra).
I reaktioner med metaller uppvisar kisel oxiderande egenskaper:
2 Mg + Si = Mg2Si.
När magnesiumsilicid sönderdelas med saltsyra erhålls silan:
Mg2Si + 4 HCl = 2MgCl2 + SiH4.
Kisel används för att tillverka många legeringar baserade på järn och koppar
och aluminium. Att tillsätta kisel till stål och gjutjärn förbättrar deras mekaniska egenskaper. Stora tillsatser av kisel ger järnlegeringar syrabeständighet.
Ultrarent kisel är en halvledare och används för att tillverka mikrochips och vid produktion av solceller.
Syreföreningar. Förberedelser, egenskaper och tillämpningar
Koloxider
Kol(II)monoxid (CO - kolmonoxid)
CO är en giftig gas, färglös och luktfri, svårlöslig i vatten.
Mottagande
I laboratoriet erhålls CO genom nedbrytning av myrsyra eller oxalsyra (i närvaro av koncentrerad H2SO4):
HCOOH = CO + H2O,
H 2 C 2 O 4 = CO + CO 2 + H 2 O
eller genom att värma zinkdamm med kalciumkarbonat:
CaCO3 + Zn = CaO + ZnO + CO.
I en fabriksmiljö produceras CO genom att luft eller koldioxid passerar genom varmt kol:
2C + O2 = 2CO,
Egenskaper
Den giftiga effekten av kolmonoxid orsakas av att hemoglobinets affinitet för kolmonoxid är större än för syre. I detta fall bildas karboxihemoglobin och blockerar därmed överföringen av syre i kroppen.
Kol(II)oxid oxiderar lätt och brinner i luften och frigör en stor mängd värme:
2CO + O2 = 2CO2 + 577 kJ/mol.
CO reducerar många metaller från deras oxider:
FeO + CO = Fe + CO 2,
CuO + CO = Cu + CO2.
CO genomgår lätt additionsreaktioner:
CO + Cl2 = COCl2,
CO + NaOH = HCOONa,
Ni + 4 CO = Ni(CO)4.
Inom industrin är det ofta inte ren CO som används, utan olika blandningar av det med andra gaser. Producentgas produceras genom att luft passerar genom hett kol i en schaktugn:
2C + O2 = 2CO + 222 kJ.
Vattengas produceras genom att vattenånga passerar genom varmt kol:
C + H2O = CO + H2 - 132 kJ.
Den första reaktionen är exoterm, och den andra sker med absorption av värme. Om båda processerna alterneras är det möjligt att upprätthålla den önskade temperaturen i ugnen. När generator och vattengas kombineras erhålls en blandad gas. Dessa gaser används inte bara som bränsle utan också för syntes av till exempel metanol:
CO + 2H2 = CH3OH.
Kolmonoxid (IV) (CO 2 - koldioxid)
CO 2 är en färglös, icke brandfarlig, luktfri gas. Det frigörs när djur andas. Växter absorberar CO 2 och frigör syre. Luften innehåller vanligtvis 0,03 % koldioxid. På grund av mänskliga aktiviteter (okontrollerad avskogning,
förbränning av mer och mer kol, olja och gas) ökar koldioxidhalten i atmosfären gradvis, vilket orsakar växthuseffekten och hotar mänskligheten med en miljökatastrof.
Mottagande
I laboratoriet erhålls CO 2 i en Kipp-apparat genom att behandla marmor med saltsyra:
CaCO3 + 2HCl = CaCl2 + H2O + CO2.
Det finns många reaktioner som resulterar i 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 HNO3 (konc) = CO2 + 4 NO2 + 2 H2O.
Egenskaper
När CO 2 löser sig i vatten bildas kolsyra:
H 2 O + CO 2 = H 2 CO 3.
För CO 2 är alla de reaktioner som är karakteristiska för sura oxider kända:
Na 2 O + CO 2 = Na 2 CO 3,
Ca(OH) 2 + 2 CO 2 = Ca(HCO 3) 2,
Ca(OH)2 + CO2 = CaCO3 + H2O.
Det antända Mg fortsätter att brinna i koldioxid:
CO 2 + 2 Mg = 2 MgO + C.
Kolsyra är en svag tvåbasisk syra:
H 2 O + CO 2 = H 2 CO 3
H++HC03- = H++CO32-
och kan ersätta svagare syror från lösningar av deras salter:
Na 2 SiO 3 + CO 2 + H 2 O = H 2 SiO 3 + Na 2 CO 3,
KCN + CO2 + H2O = KHCO3 + HCN.
Salter av kolsyra. Karbonater och bikarbonater
Allmänna metoder för att erhålla salter är också typiska för att erhålla kolsyrasalter:
CaCO 3 + CO 2 + H 2 O = Ca(HCO 3) 2,
Ca(HCO3)2 + Ca(OH)2 = 2 CaCO3 + 2 H2O.
Alkalimetall och ammoniumkarbonater är mycket lösliga i vatten och
föremål för hydrolys. Alla andra karbonater är praktiskt taget olösliga:
Na2CO3 + H2O = 2 Na + + OH- + HCO3-.
Med relativt låg uppvärmning sönderfaller kolväten:
Ca(HCO 3) 2 = CaCO 3 + CO 2 + H 2 O.
När karbonater kalcineras erhålls metalloxider och CO 2:
CaCO 3 = CaO + CO 2.
Karbonater bryts lätt ned av starkare (än kolsyra) syror:
MgCO3 + 2HCl = MgCl2 + CO2 + H2O.
CaCO3 + 2HCl = CaCl2 + CO2 + H2O.
Vid kalcinering av karbonater med sand ersätter SiO 2 den mer flyktiga oxiden:
Na 2 CO 3 + SiO 2 = Na 2 SiO 3 + CO 2.
Ansökan
Natriumkarbonat Na 2 CO 3 (soda) och dess kristallhydrat Na 2 CO 3 10H 2 O
(kristallin soda) används i glas-, tvål- och massa- och pappersindustrin. Natriumbikarbonat NaHCO 3 (bakpulver)
används inom livsmedelsindustrin och medicin. Kalksten är en byggnadssten och råvara för framställning av kalk.
Kisel(IV)oxider (SiO 2 )
Kiseldioxid SiO 2 finns i naturen i kristallina (främst kvarts) och amorfa (till exempel opal SiO 2 nH 2 O) former.
Mottagande
SiO 2 är en sur oxid som kan erhållas genom reaktioner:
Si + O2 = SiO2,
H 2 SiO 3 = SiO 2 + H 2 O,
SiH4 + 2O2 = SiO2 + 2H2O.
Egenskaper
Vid interaktion med metaller eller kol kan SiO 2 reduceras till kisel
SiO2 + 2 Mg = Si + 2 MgO,
SiO 2 + 2 C = Si + 2 CO
eller ge karborundum (SiC) SiO 2 + 3 C = SiC + 2 CO.
När SiO 2 smälts samman med metalloxider, alkalier och vissa salter bildas silikater:
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.
Syror har ingen effekt på SiO 2. Undantaget är fluorvätesyra:
SiO2 + 4HF = SiF4 + 2H2O,
SiF4 + 2HF = H2,
SiO2 + 6HF = H2 + 2H2O.
Kiselsyra H 2 SiO 3 är den enklaste av kiselsyrafamiljen. Dess allmänna formel är xSiO 2 yH 2 O. Den kan erhållas från silikater
Na2SiO3 + 2 HCl = H2SiO3 + 2 NaCl.
Vid upphettning sönderdelas kiselsyra:
H 2 SiO 3 = SiO 2 + H 2 O.
Silikater
Många hundra silikatmineraler är kända. De utgör 75 % av massan av jordskorpan. Bland dem finns det en hel del aluminosilikater. Silikater är huvudbeståndsdelen i cement, glas, betong och tegel.
Endast Na- och K-silikater är lösliga i vatten. Deras vattenlösningar kallas "flytande glas". Vid hydrolys har dessa lösningar en alkalisk reaktion. De används för tillverkning av syrafast cement och betong.
