ОКИСНЮВАЛЬНО-ВІДНОВЛЮВАЛЬНІ РЕАКЦІЇ
Реакції, в яких відбувається зміна ступенів окислення атомів елементів, що входять до складу сполук, що реагують,називаються окисно-відновними.
Ступінь окислення(с.о.) – це заряд елемента у поєднанні, обчислений, виходячи з припущення, що з'єднання складається з іонів. Визначення ступеня окиснення проводять, використовуючи такі положення:
1. Ступінь окислення елемента в простій речовині, наприклад, Zn, Сa, H 2 , Вг 2 , S, O 2 , дорівнює нулю.
2. Ступінь окислення кисню в сполуках зазвичай дорівнює -2. Винятки становлять пероксиди H 2 +1 O 2 -1 , Na 2 +1 O 2 -1 і фторид кисню +2 F 2 .
3. Ступінь окислення водню в більшості сполук дорівнює +1, за винятком солеподібних гідридів, наприклад Na +1 H -1 .
4. Постійний ступінь окиснення мають лужні метали (+1); берилій Be та магній Mg (+2); лужноземельні метали Ca, Sr,Ba (+2); фтор (-1).
5. Алгебраїчна сума ступенів окислення елементів у нейтральній молекулі дорівнює нулю, у складному іоні – заряду іона.
Як приклад розрахуємо ступінь окислення хрому в поєднанні До 2 Cr 2 O 7 і азоту в аніоні (NO 2) -
До 2+1 Сr 2 х O 7 –2 2∙(+1)+ 2 x + 7 (–2) = 0 x = + 6
(NO 2) - x + 2 (–2) = –1 x = + 3
В окислювально-відновних реакціях електрони від одних атомів, молекул чи іонів переходять до інших. Окислення – процес віддачі електронів атомом, молекулою або іоном, що супроводжується підвищенням ступеня окиснення. Відновлення – процес приєднання електронів, що супроводжується зниженням ступеня окиснення.
-4 -3 -2 -1 0 +1 +2 +3 +4 +5 +6 +7 +8
Процес відновлення
Окислення та відновлення – взаємозалежні процеси, що протікають одночасно.
Окислювачаминазиваються речовини (атоми, іони чи молекули), які у процесі реакції приєднують електрони, відновниками – речовини, що віддають електрони. Окислювачами можуть бути атоми галогенів і кисень, позитивно заряджені іони металів (Fe 3+ , Au 3+ , Hg 2+ , Cu 2+ , Ag +), складні іони та молекули, що містять атоми металу найвищою мірою окислення (KMnO 4 , K 2 Cr 2 O 7 , NaBiO 3 та ін), атоми неметалів в позитивному ступені окислення (HNO 3 концентрована H 2 SO 4 HClO HClO 3 KClO 3 NaBrO та ін).
Типовими відновниками є майже всі метали та багато неметалів (вуглець, водень) у вільному стані, негативно заряджені іони неметалів (S 2- , I - , Br - , Cl - та ін), позитивно заряджені іони металів у нижчому ступені окислення (Sn 2+, Fe 2+ , Cr 2+ , Mn 2+ , Cu + та ін).
З'єднання, що містять елементи в максимальному і мінімальному ступенях окислення, можуть бути відповідно або тільки окислювачами (KMnO 4 , K 2 Cr 2 O 7 , HNO 3 , H 2 SO 4 , PbO 2), або тільки відновниками (KI, Na 2 S, NH 3). Якщо ж речовина містить елемент проміжної міри окислення, то залежно від умов проведення реакції воно може бути і окислювачем, і відновником. Наприклад, нітрит калію KNO 2 містить азот у ступені окислення +3, пероксид водню H 2 O 2 містить кисень у ступені окислення -1, у присутності сильних окислювачів проявляють відновлювальні властивості, а при взаємодії з активними відновниками є окислювачами.
При складанні рівнянь окисно-відновних реакцій рекомендується дотримуватися наступного порядку:
1. Написати формули вихідних речовин. Визначити ступінь окислення елементів, які можуть її змінити, знайти окислювач та відновник. Написати продукти реакції.
2. Скласти рівняння процесів окислення та відновлення. Підібрати множники (основні коефіцієнти) так, щоб число електронів, що віддаються при окисленні, дорівнювало числу електронів, що приймаються при відновленні.
3. Розставити коефіцієнти рівняння реакції.
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
окислювач відновник середа
окислення S -2 – 2? → S 0 ½3
відновлення 2Cr +6 + 6ē → 2Cr +3 ½
Характер багатьох окислювально-відновних реакцій залежить від середовища, в якому вони протікають. Для створення кислого середовища найчастіше використовують розведену сірчану кислоту, для створення лужної – розчини гідроксидів натрію або калію.
Розрізняють три типи окисно-відновних реакцій: міжмолекулярні, внутрішньомолекулярні, диспропорціонування. Міжмолекулярніокислювально-відновні реакції - це реакції, в яких окислювач та відновник перебувають у різних речовинах. Розглянута реакція відноситься до цього типу. До внутрішньомолекулярнимвідносяться реакції, у яких окислювач і відновник перебувають у тому самому речовині.
2KCl +5 O 3 -2 = 2KCl -1 + 3O 2 0
відновлення Сl +5 + 6? → Cl - ½2 Cl +5 - окислювач
окислення 2O -2 - 4ē → O 2 0 ½3 O -2 - відновник
у реакціях диспропорціонування(самоокислення - самовідновлення) молекули однієї й тієї ж речовини реагують одна з одною як окислювач і як відновник.
3K 2 Mn +6 O 4 + 2H 2 O = 2KMn +7 O 4 + Mn +4 O 2 + 4KOH
окислення Mn +6 - ē → Mn +7 ½ 2 Mn +6 - відновник
відновлення Mn +6 + 2? → Mn +4 ½ 1 Mn +6 - окислювач
Тип уроку.Набуття нових знань.
Завдання уроку.Навчальні.Ознайомити учнів із новою класифікацією хімічних реакцій за ознакою зміни ступенів окислення елементів – з окислювально-відновними реакціями (ОВР); навчити учнів розставляти коефіцієнти шляхом електронного балансу.
Розвиваючі.Продовжити розвиток логічного мислення, умінь аналізувати та порівнювати формування інтересу до предмета.
Виховні.Формувати науковий світогляд учнів; удосконалювати трудові навички.
Методи та методичні прийоми.Розповідь, розмова, демонстрація засобів наочності, самостійна робота учнів.
Обладнання та реактиви.Репродукція із зображенням Колосса Родоського, алгоритм розміщення коефіцієнтів за методом електронного балансу, таблиця типових окислювачів та відновників, кросворд; Fе (цвях), розчини NaаОН, СуSО 4 .
ХІД УРОКУ
Вступна частина
(мотивація та цілепокладання)
Вчитель. У ІІІ ст. до н.е. на острові Родос було збудовано пам'ятник у вигляді величезної статуї Геліоса (у греків – бог Сонця). Грандіозний задум і досконалість виконання Колосса Родоського – одного з чудес світу – вражали всіх, хто його бачив.
Ми не знаємо точно, як виглядала статуя, але відомо, що вона була зроблена з бронзи і досягала заввишки близько 33 м. Статуя була створена скульптором Харетом, на її будівництво пішло 12 років.
Бронзова оболонка кріпилася до металевого каркасу. Порожню статую почали будувати знизу і, у міру того, як вона росла, заповнювали камінням, щоб зробити її стійкішою. Приблизно через 50 років після завершення будівництва Колос впав. Під час землетрусу він переломився на рівні колін.
Вчені вважають, що справжньою причиною недовговічності цього дива стала корозія металу. На основі процесу корозії лежать окислювально-відновні реакції.
Сьогодні на уроці ви познайомитеся з окислювально-відновними реакціями; дізнаєтеся про поняття «відновник» та «окислювач», про процеси відновлення та окислення; навчитеся розставляти коефіцієнти в рівняннях окисно-відновних реакцій. Запишіть у своїх робочих зошитах число, тему уроку.
Вивчення нового матеріалу
Вчитель робить два демонстраційних досвіду: взаємодія сульфату міді(II) з лугом і взаємодія цієї солі з залізом.
Вчитель. Запишіть молекулярні рівняння виконаних реакцій. У кожному рівнянні розставте ступені окислення елементів у формулах вихідних речовин та продуктів реакції.
Учень записує на дошці рівняння реакцій та розставляє ступені окислення:
Вчитель. Чи змінилися ступені окислення елементів у цих реакціях?
Учень. У першому рівнянні ступеня окислення елементів не змінилися, а у другому змінилися – у міді та заліза.
Вчитель. Друга реакція відноситься до окислювально-відновних. Спробуйте дати визначення окисно-відновних реакцій.
Учень. Реакції, в результаті яких змінюються ступеня окислення елементів, що входять до складу реагуючих речовин та продуктів реакції, називають окислювально-відновними реакціями.
Учні записують у зошит під диктовку вчителя визначення окислювально-відновних реакцій.
Вчитель. Що ж сталося внаслідок окисно-відновної реакції? До реакції у заліза була ступінь окислення 0, після реакції стала +2. Як бачимо, ступінь окислення підвищилася, отже, залізо віддає 2 електрони.
У міді до реакції ступінь окиснення +2, після реакції – 0. Як бачимо, ступінь окиснення знизився. Отже, мідь приймає 2 електрони.
Залізо віддає електрони, воно є відновником, а процес передачі електронів називається окисленням.
Мідь приймає електрони, вона окислювач, а процес приєднання електронів називається відновленням.
Запишемо схеми цих процесів:
Отже, дайте визначення понять «відновник» та «окислювач».
Учень. Атоми, молекули чи іони, які віддають електрони, називають відновниками.
Атоми, молекули чи іони, які приєднують електрони, називають окислювачами.
Вчитель. Яке визначення можна дати процесам відновлення та окислення?
Учень. Відновленням називають процес приєднання електронів атомом, молекулою чи іоном.
Окисленням називають процес передачі електронів атомом, молекулою чи іоном.
Учні записують під диктовку визначення у зошит та виконують малюнок.
Запам'ятайте!
Віддати електрони – окислитись.
Взяти електрони – відновитись.
Вчитель. Окислення завжди супроводжується відновленням, і навпаки, відновлення завжди пов'язані з окисленням. Число електронів, що віддаються відновником, дорівнює числу електронів, що приєднуються окислювачем.
Для підбору коефіцієнтів у рівняннях окислювально-відновних реакцій використовують два методи - електронного балансу та електронно-іонного балансу (метод напівреакцій).
Ми розглянемо лише метод електронного балансу. Для цього використовуємо алгоритм розміщення коефіцієнтів методом електронного балансу (оформлений на аркуші ватману).
П р і м е р. Розставте коефіцієнти в даній схемі реакції методом електронного балансу, визначте окислювач та відновник, вкажіть процеси окислення та відновлення:
Fe 2 O 3 + CO Fe + CO 2 .
Скористаємося алгоритмом розміщення коефіцієнтів методом електронного балансу.
3. Випишемо елементи, що змінюють ступеня окиснення:
4. Складемо електронні рівняння, визначаючи кількість відданих та прийнятих електронів:
5. Число відданих та прийнятих електронів має бути однаково, т.к. не заряджені вихідні речовини, ні продукти реакції. Зрівнюємо кількість відданих та прийнятих електронів, підібравши найменше загальне кратне (НОК) та додаткові множники:
6. Отримані множники є коефіцієнтами. Перенесемо коефіцієнти у схему реакції:
Fе 2 Про 3 + 3СО = 2Fе + 3СО2.
Речовини, що є окислювачами чи відновниками у багатьох реакціях, називаються типовими.
Вивішується таблиця, виконана на аркуші ватману.
Вчитель. Окисно-відновні реакції дуже поширені. З ними пов'язані як процеси корозії, а й бродіння, гниття, фотосинтез, процеси обміну речовин, які у живому організмі. Їх можна спостерігати під час згоряння палива. Окисно-відновні процеси супроводжують круговороти речовин у природі.
Чи знаєте ви, що в атмосфері щодня утворюється приблизно 2 млн. т азотної кислоти, або
700 млн т на рік, і у вигляді слабкого розчину випадають на землю з дощами (людина виробляє азотну кислоту лише 30 млн т на рік).
Що ж відбувається у атмосфері?
Повітря містить 78% за обсягом азоту, 21% кисню та 1% інших газів. Під дією грозових розрядів, а на Землі щомиті спалахують у середньому 100 блискавок, відбувається взаємодія молекул азоту з молекулами кисню з утворенням оксиду азоту(II):
Оксид азоту(II) легко окислюється атмосферним киснем у оксид азоту(IV):
NO + O 2 NO 2 .
Оксид азоту(IV), що утворився, взаємодіє з атмосферною вологою в присутності кисню, перетворюючись на азотну кислоту:
NO 2 + Н 2 Про + O 2 HNO 3 .
Всі ці реакції - окисно-відновні.
Завдання . Розставте у наведених схемах реакцій коефіцієнти методом електронного балансу, вкажіть окислювач, відновник, процеси окислення та відновлення.
Рішення
1. Визначимо ступеня окиснення елементів:
2. Підкреслимо символи елементів, ступеня окиснення яких змінюються:
3. Випишемо елементи, що змінили ступеня окиснення:
4. Складемо електронні рівняння (визначимо кількість відданих та прийнятих електронів):
5. Число відданих та прийнятих електронів однаково.
6. Перенесемо коефіцієнти з електронних схем до схеми реакції:
Далі учням пропонується самостійно розставити коефіцієнти методом електронного балансу, визначити окислювач, відновник, вказати процеси окислення та відновлення в інших процесах, що відбуваються в природі.
Два інших рівняння реакцій (з коефіцієнтами) мають вигляд:
Перевірку правильності виконання завдань проводять за допомогою кодоскопу.
Заключна частина
Вчитель пропонує учням розгадати кросворд з вивченого матеріалу. Результат роботи здається на перевірку.
Розгадавши кросворд, Ви дізнаєтеся, що речовини КМnО 4 , К 2 Сr 2 O 7 , О 3 - Сильні ... (По вертикалі (2)).
По горизонталі:
1. Який процес відбиває схема:
3. Реакція
N 2 (р.) + 3Н 2 (р.) 2NН 3 (р.) + Q
є окисно-відновною, оборотною, гомогенною, … .
4. … вуглецю (II) – типовий відновник.
5. Який процес відбиває схема:
6. Для підбору коефіцієнтів у рівняннях окисно-відновних реакцій використовують метод електронного ….
7. Згідно зі схемою алюміній віддав… електрона.
8. У реакції:
Н 2 + Сl 2 = 2НCl
водень Н 2 – … .
9. Реакції якого типу завжди лише окислювально-відновні?
10. Ступінь окислення у найпростіших речовин – … .
11. У реакції:
відновник – … .
Завдання додому. За підручником О.С.Габрієляна «Хімія-8» § 43, с. 178-179, упр. 1, 7 письмово.
Задача (на будинок). Конструктори перших космічних кораблів та підводних човнів зіткнулися з проблемою: як підтримати постійний склад повітря на судні та космічних станціях? Позбутися надлишку вуглекислого газу і поповнити запас кисню? Рішення було знайдено.
Надпероксид калію KO 2 в результаті взаємодії з вуглекислим газом утворює кисень:
Як бачите, це окисно-відновна реакція. Кисень у цій реакції є і окислювачем, і відновником.
У космічній експедиції на рахунку кожен грам вантажу. Розрахуйте запас надпероксиду калію, який необхідно взяти у космічний політ, якщо політ розрахований на 10 днів і якщо екіпаж складається із двох осіб. Відомо, що людина за добу видихає 1 кг вуглекислого газу.
(Відповідь. 64,5 кг KO 2 . )
Зада ння (підвищений рівень складності). Запишіть рівняння окислювально-відновних реакцій, які могли призвести до руйнування Колосса Родоського. Майте на увазі, що ця гігантська статуя стояла в портовому місті на острові в Егейському морі, біля берегів сучасної Туреччини, де вологе середземноморське повітря насичене солями. Вона була зроблена з бронзи (сплав міді та олова) та змонтована на залізному каркасі.
Література
Габрієлян О.С. Хімія-8. М: Дрофа, 2002;
Габрієлян О.С., Воскобойнікова Н.П., Яшукова А.В.Настільна книга вчителя. 8 клас. М: Дрофа, 2002;
Кокс Р., Морріс Н. Сім чудес світу. Стародавній світ, середні віки, наш час. М: БММ АТ, 1997;
Мала дитяча енциклопедія. Хімія. М: Російське енциклопедичне товариство, 2001; Енциклопедія для дітей "Аванта +". Хімія. Т. 17. М: Аванта +, 2001;
Хомченко Г.П., Севастьянова К.І.Окисно-відновні реакції. М.: Просвітництво, 1989.
та відновлення:
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
Методом електронного балансу підберіть коефіцієнти у схемах окисно-відновних реакцій та вкажіть процес окислення та відновлення:
CuO + NH3 = Cu + N2 + H2O
Ag + HNO3 = AgNO3 + NO + H2O
Zn + HNO3 = Zn (NO3)2 + N2 + H2O
Cu + H2SO4 = CuSO4 + SO2 + H2O
Допоможіть вирішити: ЕЛЕКТРОЛІТИЧНА ДИССОЦІАЦІЯ. ОКИСНЮВАЛЬНО-ВІДНОВЛЮВАЛЬНІ РЕАКЦІЇЧастина А
А2 Під час вивчення електропровідності різних речовин з допомогою спеціального приладу, учні спостерігали таке:
Яка з наведених нижче речовин знаходилась у склянці?
1) цукор (р-р)
2) КС1 (тв.) 3) NaOH (p-p) 4) спирт
А4 Взаємодії розчинів хлориду барію та сірчаної кислоти відповідає скорочене іонне рівняння
1) Н + + СГ = НС1
2)Ba2+ + SO42- =BaSO4
3) СO32- + 2Н + = Н2O + СO2
4) 2+ + СОз2- = СОЗз
А5 Реакція між розчинами нітрату срібла та соляної кислоти протікає до кінця, оскільки
1) обидві речовини є електролітами
2) нітрат срібла є сіллю
3) утворюється нерозчинний хлорид срібла
4) утворюється розчинна азотна кислота
А7 Рівняння Н+ + ОН = Н2O відбиває суть взаємодії
1) соляної кислоти та гідроксиду барію
2) сірчаної кислоти та гідроксиду міді(П)
3) фосфорної кислоти та оксиду кальцію
4) кремнієвої кислоти та гідроксиду натрію
А10 Процесу окислення відповідає схема
1) S+6 →S+4
2) Cu+2 → Cu0
3) N+5 →N-3
4) C-4 → C+4
Частина В
В2 Встановіть відповідність між формулою речовини та загальним числом іонів, що утворюються при повній дисоціації 1 моль цієї речовини: для кожної позиції з першого стовпця виберіть відповідну позицію з другого стовпця, позначену цифрою.
ФОРМУЛА ЧИСЛО ІОНІВ (У МОЛЯХ)
A) A1(NO3)3 1) 1 Б) Mg(NO3)2 2) 2
B) NaNO3 3) 3 Г) Cu(NO3)2 4) 4
5) 5
Запишіть у таблиці вибрані цифри під відповідними літерами.
Відповідь у вигляді послідовності чотирьох цифр перенесіть до бланку тестування під номером відповідного завдання, не змінюючи порядку дотримання цифр.
Вам запропоновано перелік взаємопов'язаних понять:
A) кислота
Б) соляна кислота
B) безкиснева кислота
Г) сильний електроліт
Запишіть літери, якими позначені поняття, в таблицю таким чином, щоб простежувався ланцюжок від приватного поняття до найбільш загального.
Послідовність літер, що вийшла, перенесіть у бланк тестування, не змінюючи порядку проходження літер.
Окислення - процес віддачі електронів, зі збільшенням ступеня окиснення.
При окисленняречовини внаслідок віддачі електронівзбільшується його ступінь окислення. Атомиокислюваної речовини називаються донорамиелектронів, а атоми окислювача - акцепторамиелектронів.
У деяких випадках при окисленні молекула вихідної речовини може стати нестабільною і розпастися більш стабільні і дрібніші складові частини (див. Вільні радикали). При цьому деякі з атомів молекул мають більш високий ступінь окислення, ніж ті ж атоми у вихідній молекулі.
Окислювач, приймаючи електрони, набуває відновлювальних властивостей, перетворюючись на сполучений відновник:
окислювач+ e − ↔ сполучений відновник.
Відновлення
Відновленнямназивається процес приєднання електронів атомом речовини, причому його ступінь окислення знижується.
При відновленні атомиабо іониприєднують електрони. При цьому відбувається зниження ступеня окислення елемента. Приклади: відновлення оксидів металівдо вільних металів за допомогою водню, вуглецю, інших речовин; відновлення органічних кислотв альдегідиі спирти; гідрогенізація жирівта ін.
Відновник, віддаючи електрони, набуває окисних властивостей, перетворюючись на сполучений окислювач:
відновник - e − ↔ сполучений окислювач.
Незв'язаний, вільний електрон є найсильнішим відновником.
Реакції окислення-відновлення- Це реакції, в яких реагують приєднують або віддають електрони. Окислювач називається частка (іон, молекула, елемент), яка приєднує електрони і переходить при цьому з більш високого ступеня окислення в нижчу, тобто. відновлюється. Відновник – це частка, яка віддає електрони і переходить у своїй з нижчого ступеня окислення на більш високий, тобто. окислюється.
Міжмолекулярні - реакції, в яких атоми, що окислюються і відновлюються, знаходяться в молекулах різних речовин, наприклад:
Н 2 S + Cl 2 → S + 2HCl
Внутрішньомолекулярні - реакції, в яких атоми, що окислюються і відновлюються, знаходяться в молекулах однієї і тієї ж речовини, наприклад:
2H 2 O → 2H 2 + O 2
Диспропорціонування (самоокислення-самовосновлення) - реакції, в яких атоми з проміжним ступенем окислення перетворюються на еквімолярну суміш атомів з більш високим і нижчим ступенями окислення, наприклад:
Cl 2 + H 2 O → HClO + HCl
Репропорціонування (компропорціонування) - реакції, в яких з двох різних ступенів окислення одного і того ж елемента виходить один ступінь окислення, наприклад:
NH 4 NO 3 → N 2 O + 2H 2 O
Окислення, відновлення
В окислювально-відновних реакціях електрони від одних атомів, молекул чи іонів переходять до інших. Процес віддачі електронів – окислення. При окисненні ступінь окиснення підвищується:
Процес приєднання електронів – відновлення. При відновленні рівень окислення знижується:
Атоми чи іони, які у цій реакції приєднують електрони є окислювачами, які віддають електрони - відновниками.
Окисно-відновні реакції (електродний потенціал)
Електрони можуть виступати як хімічні реагенти, а напівреакція практично використовують у пристроях звані гальванічними елементами.
Прикладом електрода може бути пластинка і кристалічного цинку занурений у розчин сульфату цинку. Після занурення платівки відбувається 2 процеси. В результаті першого процесу платівка набуває негативного заряду, через деякий час після занурення в розчин вирівнюються швидкості і настає рівновага. А платівка набуває деякого електричного потенціалу.
Вимірюють електродний потенціал щодо потенціалу стандартного водню.
Мідно-водневий електрод- електрод, що використовується як електрода порівнянняпри різних електрохімічних вимірах та в гальванічних елементах. Водневий електрод (ВЕ) являє собою пластинку або дріт з металу, що добре поглинає газоподібний водень(зазвичай використовують платинуабо паладій), насичену воднем (при атмосферному тиску) і занурену в водний розчин, що містить іони водню. Потенціал пластини залежить від [ уточнити ] від концентрації іонів Н + у розчині. Електрод є еталоном, щодо якого ведеться відлік електродного потенціалу хімічної реакції, що визначається. При тиску водню 1 атм., концентрації протонів у розчині 1 моль/л та температурі 298 Допотенціал ВЕ приймають рівним 0 В. При складанні гальванічного елемента з ВЕ і електрода, що визначається, на поверхні платини оборотно протікає реакція:
2Н + + 2e − = H 2
тобто, відбувається або відновленняводню, або його окислення- це залежить від потенціалу реакції, що протікає на визначеному електроді. Вимірюючи ЕРС гальванічного електрода за стандартних умов (див. вище) визначають стандартний електродний потенціалвизначається хімічної реакції.
ВЕ застосовують для вимірювання стандартного електродного потенціалу електрохімічної реакції, для вимірювання концентрації(активності) водневих іонів, а також будь-яких інших іонів. Застосовують ВЕ також визначення твори розчинності, визначення констант швидкості деяких електрохімічних реакцій.
Рівняння Нернста
Залежність окислювально-відновного потенціалу, що відповідає напівреакції відновлення перманганат-іону в кислому середовищі (і, як уже зазначалося, одночасно напівреакції окислення катіону Mn 2+ до перманганат-іону в кислому середовищі) від перерахованих вище визначальних його факторів кількісно описується рівня
Кожна з концентрацій під знаком натурального логарифму в рівнянні Нернста зводиться у ступінь, що відповідає стехіометричному коефіцієнту даної частки у рівнянні напівреакції, n- Число прийнятих окислювачем електронів, R- Універсальна газова постійна, T- Температура, F- Число Фарадея.
Виміряти окислювально-відновний потенціал реакційному посудині під час протікання реакції, тобто. в нерівноважних умовах неможливо, так як при вимірі потенціалу електрони повинні передаватися від відновника до окислювача не безпосередньо, а через металевий провідник, що з'єднує електроди. При цьому швидкість передачі електронів (силу струму) потрібно підтримувати дуже малою за рахунок застосування зовнішньої (компенсуючої) різниці потенціалів. Інакше висловлюючись, вимір електродних потенціалів можливе лише у рівноважних умовах, коли прямий контакт між окислювачем і відновником виключено. Тому квадратними дужками у рівнянні Нернста позначені, як завжди, рівноважні (в умовах вимірювання) концентрації частинок. Хоча потенціали окислювально-відновних пар під час перебігу реакції не можна виміряти, їх можна обчислити, підставляючи рівняння Нернста поточні, тобто. відповідальні моменту часу концентрації. Якщо розглядається зміна потенціалу в міру протікання реакції, то спочатку це початкові концентрації, потім концентрації, що залежать від часу, і, нарешті після припинення реакції, рівноважні. У міру протікання реакції обчислюваний за рівнянням Нернста потенціал окислювача зменшується, а потенціал другої напівреакції потенціал відновника, навпаки, збільшується. Коли ці потенціали вирівнюються, реакція припиняється, і система входить у стан хімічної рівноваги.
25. Комплексними сполуками називаються сполуки, що існують як у кристалічному стані, так і в розчині, особливістю яких є наявність центрального атома, оточеного лігандами. координаційної теорії Вернера у кожному комплексному поєднанні розрізняють внутрішню та зовнішню сферу. Центральний атом з оточуючими його лігандами утворюють внутрішню сферу комплексу. Її зазвичай укладають у квадратні дужки. Решта в комплексному поєднанні становить зовнішню сферу і пишеться за квадратними дужками. Навколо центрального атома розміщується певна кількість лігандів, що визначається координаційним числом. Число координованих лігандів найчастіше дорівнює 6 чи 4. Ліганд займає біля центрального атома координаційне місце. При координації змінюються властивості як лігандів, і центрального атома. Часто координовані ліганди неможливо виявити за допомогою хімічних реакцій, характерних для них у вільному стані. Найбільш міцно пов'язані частинки внутрішньої сфери називають комплексом (комплексним іоном). Між центральним атомом та лігандами діють сили тяжіння (утворюється ковалентний зв'язок по обмінному та (або) донорно-акцепторному механізму), між лігандами – сили відштовхування. Якщо заряд внутрішньої сфери дорівнює 0, то зовнішня координаційна сфера відсутня. Роль комплексоутворювача найчастіше виконують частинки, мають вільні орбіталі і досить великий позитивний заряд ядра, отже можуть бути акцепторами електронів. Це катіони перехідних елементів. Найбільш сильні комплексоутворювачі – елементи ІВ та VIIIВ груп. Рідко як комплексоутворювачі виступають нейтральні атоми d-елементів і атоми неметалів різною мірою окислення -. Число вільних атомних орбіталей, що надаються комплексоутворювачем, визначає його координаційне число. Величина координаційного числа залежить від багатьох факторів, але зазвичай вона дорівнює подвійному заряду іона комплексоутворювача. Ліганди – іони або молекули, які безпосередньо пов'язані з комплексоутворювачем та є донорами електронних пар. Це електронадлишкові системи, що мають вільні та рухливі електронні пари, можуть бути донорами електронів. Сполуки р-елементів виявляють комплексоутворюючі властивості і виступають у комплексному поєднанні як ліганди. Лігандами можуть бути атоми та молекули (білка, амінокислот, нуклеїнових кислот, вуглеводів). За кількістю зв'язків, утворених лігандами з комплексоутворювачем, ліганди поділяються на моно-, бі-і ліганди полідентата. Перераховані вище ліганди – молекули та аніони є монодентатними, оскільки вони донори однієї електронної пари. До бідентатних лігандів відносяться молекули або іони, що містять дві функціональні групи, здатні бути донором двох електронних пар. 3аряд внутрішньої сфери комплексного з'єднання являє собою суму алгебри зарядів утворюють її частинок. Комплексні сполуки, що мають іонну зовнішню сферу, у розчині піддаються дисоціації на комплексний іон та іони зовнішньої сфери. Вони поводяться в розведених розчинах як сильні електроліти: дисоціація протікає миттєво і майже націло. SO4 = 2+ + SO42-.Якщо у зовнішній сфері комплексного з'єднання знаходяться гідроксид-іони, то це з'єднання – сильна основа.
У IA групу входять літій, натрій, калій, рубідій, цезій та францій. Ці елементи називають лужними елементами. Іноді IA групу включають і водень. Таким чином, до цієї групи входять елементи кожного з 7 періодів. Загальна валентна електронна формула елементів IA групи - ns1 На зовнішньому рівні 1 електрон. Сильно віддалені від ядра. Низькі потенціали іонізації. Атоми віддають 1 електрон. Металеві засоби різко виражені. Металеві властивості посилюються зі збільшенням порядкового номера. Фізичні властивості: Метали м'які, легкі, легкоплавкі з гарною електричною провідністю, володіють великим негативним значенням електричних потенціалів. Хімічні властивості: 1) Зберігають під шаром рідких вуглеводнів (бензол, бензин, керасин) 2) Окислювачі. Легко окислюють лужні метали до галогенідів, сульфідів, фосфідів. Li Na K Rb Cs збільшення металевого радіусу зменшення енергії іонізації зменшення електронегативності зменшення температур плавлення та кипіння Застосування натрію та калію 1. Отримання пероксидів. 2. Сплав натрію та калію – теплоносій в ядерних електростанціях. 3. Отримання металоорганічних сполук.
27. Загальна порівняльна характеристика елементів та їх сполук I A та I B груп періодичної системи Лужні метали – це елементи 1-ї групи періодичної таблиці хімічних елементів (за застарілою класифікацією – елементи головної підгрупи I групи): літій Li, натрій Na, калій K, рубідій Rb, цезій Cs та францій Fr. При розчиненні лужних металів у воді утворюються розчинні гідроксиди, які називаються лугами. У Періодичній системі вони йдуть одразу за інертними газами, тому особливість будови атомів лужних металів полягає в тому, що вони містять один електрон на зовнішньому енергетичному рівні: їхня електронна конфігурація ns1. Очевидно, що валентні електрони лужних металів можуть бути легко видалені, тому що енергетично вигідно віддати електрон і придбати конфігурацію інертного газу. Тому всім лужних металів характерні відновлювальні властивості. Це підтверджують низькі значення їх потенціалів іонізації (потенціал іонізації атома цезію - один із найнижчих) та електронегативності (ЕО). Усі метали цієї підгрупи мають сріблясто-білий колір (крім сріблясто-жовтого цезію), вони дуже м'які, їх можна різати скальпелем. Літій, натрій і калій легші за воду і плавають на її поверхні, реагуючи з нею. Лужні метали зустрічаються в природі у формі сполук, що містять однозарядні катіони. Багато мінералів містять у своєму складі метали головної підгрупи І групи. Наприклад, ортоклаз, або польовий шпат, складається з алюмосилікату калію K2, аналогічний мінерал, що містить натрій – альбіт – має склад Na2. У морській воді міститься хлорид натрію NaCl, а в грунті - солі калію - сильвін KCl, сильвініт NaCl KCl, карналіт KCl MgCl2 6H2O, полігаліт K2SO4 MgSO4 CaSO4 2H2O. Підгрупа меді - хімічні елементи 11-ї групи періодичної таблиці хімічних елементів (за застарілою класифікацією - елементи побічної підгрупи І групи). До групи входять перехідні метали, у тому числі традиційно виготовляють монети: мідь Cu, срібло Ag і золото Au. На підставі будови електронної конфігурації, до цієї групи відноситься і рентген Rg, але в «монетну групу» він не потрапляє (це недовго живе трансактинід з періодом напіврозпаду 3.6 сек). Назва монетні метали офіційно не застосовується до 11 групи елементів, оскільки для виготовлення монет використовуються інші метали, такі як алюміній, свинець, нікель, нержавіюча сталь і цинк. Усі елементи підгрупи є хімічно інертними металами. Характерні також високі значення щільності, температур плавлення та кипіння, висока тепло- та електропровідність. Особливістю елементів підгрупи є наявність заповненого переднього -підрівня, що досягається за рахунок перескоку електрона з ns-підрівня. Причина такого явища полягає у високій стійкості повністю заповненого d-підрівня. Ця особливість обумовлює хімічну інертність простих речовин, їх хімічну неактивність, тому золото та срібло називають благородними металами 28. Водень. Загальна характеристика. Реакція із киснем, галогенами, металами, оксидами. Пероксид водню, його окислювально-відновлювальні властивості Водень є найпоширенішим хімічним елементом у всесвіті. Він є головною складовою Сонця, а також багатьох зірок. У земній корі масова частка водню становить лише 1%. Однак його сполуки поширені широко, наприклад, вода Н20. До складу природного пального газу входить переважно з'єднання вуглецю з воднем - метан СН4- Водень міститься також у багатьох органічних речовинах. 1) Якщо запалити водень (після перевірки на чистоту, див. далі) і трубку з воднем, що горить, опустити в посудину з киснем, то на стінках судини утворюються крапельки води: Водень без домішки згоряє спокійно. Однак суміш водню з киснем чи повітрям вибухає. Найбільш вибухова суміш, що складається з двох обсягів водню і одного обсягу кисню, - гримучий газ. Якщо вибух станеться у скляній посудині, то його уламки можуть поранити.
поранити оточуючих. Тому перш ніж підпалювати водень, необхідно перевірити його на чистоту. Для цього збирають водень у пробірку, яку в положенні догори дном підносять до полум'я. Якщо водень чистий, він згоряє спокійно, з характерним звуком «п-пах». Якщо водень містить домішка повітря, він згоряє з вибухом. При роботі з воднем слід дотримуватись правил техніки безпеки. 2) Якщо, наприклад, при нагріванні пропускати над оксидом міді (II) струмінь водню, то відбувається реакція, в результаті якої утворюються вода і металева мідь: У цій реакції відбувається процес відновлення, оскільки водень забирає кисень від атомів міді. Процес відновлення протилежний процесу окиснення. Речовини, які забирають кисень, належать до відновників. Процеси окислення та відновлення взаємно пов'язані (якщо один елемент окислюється; то інший відновлюється, і навпаки). 3) Галогени реагують з воднем, утворюючи HX, причому з фтором і хлором реакція протікає з вибухом при невеликій активації її. Повільніше йде взаємодія з Br2 та I2. Для перебігу реакції з воднем достатньо активувати невелику частку реагентів за допомогою освітлення чи нагрівання. Активовані частинки взаємодіють з неактивованими, утворюючи HX і нові активовані частинки, які продовжують процес, а реакція двох активованих частинок головною реакції закінчується утворенням продукту. 4) Реакції окиснення. При нагріванні водню з металами І та ІІ головних підгруп: 2Na + H2 (300° C)® 2NaH; Ca + H2 (500-700 ° C) CaH2. Пероксид водню (перекис водню), H2O2 - найпростіший представник пероксидів. Безбарвна рідина з «металевим» смаком, необмежено розчинна у воді, спирті та ефірі. Концентровані водні розчини вибухонебезпечні. Пероксид водню є добрим розчинником. З води виділяється у вигляді нестійкого кристалогідрату H2O2 2H2O. Пероксид водню має окислювальні, а також відновлювальні властивості. Він окислює нітрити в нітрати, виділяє йод з йодидів металів, розщеплює ненасичені сполуки за місцем подвійних зв'язків. Пероксид водню відновлює солі золота та срібла, а також кисень при реакції з водним розчином перманганату калію у кислому середовищі. При відновленні Н2O2 утворюється Н2O або ОН-, наприклад: Н2О2 + 2KI + H2SO4 = I2 + K2SO4 + 2H2O При дії сильних окислювачів H2O2 виявляє відновлювальні властивості, виділяючи вільний кисень: O22− - 2e− → O2 Реакцію KMnO4 з для визначення вмісту Н2O2: 5H2O2 + 2KMnO4 + 3H2SO4 → 5O2 + 2MnSO4 + K2SO4 + 8H2O Окислення органічних сполук пероксидом водню (наприклад, сульфідів та тіолів) доцільно проводити в середовищі оцтової кислоти.
29. загальна характеристика властивостей елементів та їх сполуки 2 а групи. фізичні та хімічні властивості, застосування. Входять s-елементи. Be Mg Ca Br Ra Sr Крім Be вони поліізотопні. Атоми елементів на зовнішньому рівні мають по 2 S елементи з протилежними спинами при витраті необхідної енергії один елемент зі стану переходить в р -стан. Ці Метали, але вони менш активні ніж лужні. найбільш розподілені в природі Mg Ca Bе, зустрічаються у вигляді мінералу Be3AL2(SiO3)6 Спосіб отримання: електроліз розпл.хлоридів Фізичні св-ва: легкі метали, але твердіше лужний. Хім.Св-ва: 1На повітрі поверхня Be і Mg покривається оксидною плівкою. 2.при вис.температурі взаємодія з азотом 3.не взаємодіє з водою Ве 4.з кислот (крім азотної) витісняє водень. сталі. Кальцій і його гідрид використовуються також для отримання металів, що важко відновлюються, таких, як хром, торій і уран. Сплави кальцію зі свинцем знаходять застосування в акумуляторних батареях та підшипникових сплавах. Гранули використовуються також для видалення слідів повітря з електровакуумних приладів.
№31 Лужноземельні метали - хімічні елементи 2-ї групи головної підгрупи, крім берилію та магнію: кальцій, стронцій, барійі радій. Належать до 2-ї групи елементів за новою класифікацією ІЮПАК. Названо так тому, що їх оксиди- «землі» (за термінологією алхіміків) - повідомляють воді лужну реакцію. Солілужноземельних металів, крім радію, широко поширені в природі у вигляді мінералів.
Оксиди- Речовини, молекули яких складаються з атомів двох елементів, один з яких кисень. Оксиди поділяються на основні, утворені з атомів металів, наприклад К2О, Fe2O3, CaO; кислотні – утворені атомами неметалів та деяких металів у їх вищому ступені окислення: СО2, SO3, P2O5, CrO3, Mn2O7 та амфотерні, наприклад, ZnO, Al2O3, Cr2O3. Оксиди одержують при горінні простих та складних речовин, а також при розкладанні складних речовин (солей, основ, кислот).
Хімічні властивості оксидів: 1. Оксиди лужних та лужноземельних металів взаємодіють з водою, утворюючи розчинні основи – луги (NaOH, KOH, Ba(OH) 2).Na2O + H2O = 2NaOH
Більшість кислотних оксидів взаємодіють з водою, утворюючи кислоти: СО2 + Н2О = Н2СО3
2. Деякі оксиди взаємодіють із основними оксидами: СО2 + СаО = СаСО3
3. Основні оксиди взаємодіють з кислотами: ОО + 2НСl = Сl2 + H2O
4. Кислотні оксиди взаємодіють як з кислотами, так і з лугами: ZnO + 2HCl = ZnCl2 + H2O
ZnO + 2NaOH = Na2ZnO2 + H2O
Гідроксиди ( гідроокису) - з'єднання оксидівхімічних елементівзводом. Відомі гідроксиди багатьох хімічних елементів; деякі з них зустрічаються в природі у вигляді мінералів. Гідроксиди лужних металів називаються лугами. Залежно від того, чи є відповідний оксидосновним, кислотним або амфотерним, відповідно розрізняють:
основні гідроксиди (основи) - гідроксиди, що виявляють основні властивості (наприклад, гідроксид кальцію Ca(ОН) 2 , гідроксид калію KOH, гідроксид натрію NaOH та ін.);
кислотні гідроксиди (кисневмісні кислоти) - гідроксиди, що виявляють кислотні властивості (наприклад, азотна кислота HNO 3 , сірчана кислота H 2 SO 4 , сірчиста кислота H 2 SO 3 та ін.)
амфотерні гідроксиди, Що виявляють залежно від умов або основні, або кислотні властивості (наприклад, гідроксид алюмінію Al(ОН) 3 гідроксид цинку Zn(ОН) 2).
Карбонати та гідрокарбонати - солі та ефіри вугільної кислоти (H 2 CO 3). Серед солей відомі нормальні карбонати (з аніоном СО 3 2−) та кислі або гідрокарбонати(з аніономНСО 3 −).
Хімічні властивості
При нагріванні кислі карбонати переходять у нормальні карбонати:
При сильному нагріванні нормальні карбонати розкладаються на оксиди та вуглекислий газ:
Карбонати реагують з кислотамисильніше за вугільну (майже всі відомі кислоти, включаючи органічні) з виділеннямвуглекислого газу:
Застосування:Карбонати кальцію, магнію, барію та ін. застосовують у будівельній справі, у хімічній промисловості, оптиці та ін. У техніці, промисловості та побуті широко застосовується сода (Na 2 CO 3 та NaHCO 3). Кислі карбонати виконують важливу фізіологічну роль, будучи буферними речовинами , що регулюють сталість реакції крові .
Силікати та алюмосилікати є великою групою мінералів . Для них характерний складний хімічний склад та ізоморфні заміщення одних елементів та комплексів елементів іншими. Головними хімічними елементами, що входять до складу силікатів, є Si , O , Al , Fe 2+ , Fe 3+ , Mg , Mn , Ca , Na , K , а також Li , B , Be , Zr , Ti , F , H , у вигляді (OH) 1- або H 2 O та ін.
Походження (генезис ): Ендогенне, головним чином магматичне (піроксени, польові шпати ), вони також характерні для пегматитів (слюди, турмалін, берил та ін.) та скарнів (гранати, волластон). Широко поширені у метаморфічних породах. сланцях і гнейсах (Гранати, дистен, хлорит). Силікати екзогенного походження є продуктами вивітрювання або зміни первинних (ендогенних) мінералів (каолініт, глауконіт, хризоколла).
№32. До III групи належать бір, алюміній, галій, індії, талій (головна підгрупа), а також скандій, ітрій, лантан та лантаноїди, актиній та актиноїди (побічна підгрупа).
На зовнішньому електронному рівні елементів головної підгрупи є три електрони (s 2 р 1). Вони легко віддають ці електрони або утворюють три неспарені електрони за рахунок переходу одного електрона на р-уровень. Для бору та алюмінію характерні сполуки тільки зі ступенем окиснення +3. У елементів підгрупи галію (галій, індій, талій) на зовнішньому електронному рівні також знаходиться по три електрони, утворюючи конфігурацію s 2 р 1 але вони розташовані після 18-електронного шару. Тому на відміну від алюмінію галій має явно неметалеві властивості. Ці властивості у ряді Gа, In, Тl слабшають, а металеві властивості посилюються.
У елементів підгрупи скандію на зовнішньому електронному рівні також знаходиться по три електрони. Однак ці елементи відносяться до перехідних d-елементів, електронна конфігурація їхнього валентного шару d 1 s 2 . Ці електрони всі три елементи досить легко віддають. Елементи підгрупи лантаноїдів мають відмінну конфігурацію зовнішнього електронного рівня: у них забудовується 4f-рівень і зникає d-рівень. Починаючи з церію всі елементи, крім гадолінію та лютецію, мають електронну конфігурацію зовнішнього електронного рівня 4f n 6s 2 (гадоліній та лютецій мають 5d 1 -електрони). Число n змінюється від 2 до 14. Тому в освіті валентних зв'язків беруть участь s- та f-електрони. Найчастіше ступінь окислення лантаноїдів +3, рідше за +4.
Електронна будова валентного шару актиноїдів багато в чому нагадує електронну будову валентного шару лантаноїдів. Усі лантаноїди та актиноїди – типові метали.
Всі елементи III групи мають дуже сильну спорідненість до кисню, і утворення їх оксидів супроводжується виділенням великої кількості теплоти.
Елементи III групи знаходять різноманітне застосування.
33. Фізичні характеристики. Алюміній - сріблясто-білий легкий метал, що плавиться за 660 °С. Дуже пластичний, легко витягується в дріт і розкочується в листи: з нього можна виготовити фольгу завтовшки менше 0,01 мм. Алюміній має дуже велику тепло- та електропровідність. Його сплави з різними металами міцні та легкі.
Хімічні властивості. Алюміній – дуже активний метал. У ряді напруг він стоїть після лужних та лужноземельних металів. Однак на повітрі він досить стійкий, тому що його поверхня покривається дуже щільною плівкою оксиду, що оберігає метал від контакту з повітрям. Якщо з алюмінієвого дроту зняти захисну оксидну плівку, то алюміній почне енергійно взаємодіяти з киснем та водяними парами повітря, перетворюючись на пухку масу - гідроксид алюмінію:
4 Аl + 3 O 2 + 6 Н 2 О = 4 Аl(ОН) 3
Ця реакція супроводжується виділенням теплоти.
Очищений від захисної оксидної плівки алюміній взаємодіє з водою з виділенням водню:
2 Аl + 6 Н 2 О = 2 Аl(ОН) 3 + 3 Н 2
Алюміній добре розчиняється в розведених сірчаної та соляної кислотах:
2 Аl + 6 НСl = 2 AlСl 3 + 3 Н 2
2 Аl + 3 Н 2 SO 4 = Аl 2 (SO 4) 3 +3 Н 2
Розведена азотна кислота нахолоду пасивує алюміній, але при нагріванні алюміній розчиняється в ній з виділенням монооксиду азоту, геміоксиду азоту, вільного азоту або аміаку, наприклад:
8 Аl + 30 НNО 3 = 8 Аl(NО 3) 3 + 3 N 2 О + 15 Н 2 О
Концентрована азотна кислота пасивує алюміній.
Так як оксид і гідроксид алюмінію мають амфотерні
властивостями, алюміній легко розчиняється у водних розчинах усіх лугів, крім гідроксиду амонію:
2 Аl + 6 КОН + 6 Н 2 О = 2 К 3 [Аl(ОН) 6 ] + 3 Н 2
Порошкоподібний алюміній легко взаємодіє з галогенами, киснем та всіма неметалами. Для початку реакцій необхідне нагрівання, потім вони дуже інтенсивно протікають і супроводжуються виділенням великої кількості теплоти:
2 Аl + 3 Вr 2 = 2 АlВr 3 (бромід алюмінію)
4 Аl + 3 O 2 = 2 Аl 2 O 3 (оксид алюмінію)
2 Аl + 3 S = Аl 2 S 3 (сульфід алюмінію)
2 Аl + N 2 = 2 АlN (нітрид алюмінію)
4 Аl + 3 С = Аl 4 С 3 (карбід алюмінію)
Сульфід алюмінію може існувати лише у твердому вигляді. У водних розчинах він піддається повному гідролізу з утворенням гідроксиду алюмінію та сірководню:
Аl 2 S 3 + 6 Н 2 О = 2 Аl(ОН) 3 + 3 Н 2 S
Алюміній легко забирає кисень та галогени у оксидів та солей інших металів. Реакція супроводжується виділенням великої кількості теплоти:
8 Al + 3 Fе 3 О 4 = 9 Fе + 4 Аl 2 O 3
Процес відновлення металів із їх оксидів алюмінієм називається алюмотермією. Алюмотермією користуються при отриманні деяких рідкісних металів, які утворюють міцний зв'язок із киснем (ніобій, тантал, молібден, вольфрам та ін.), а також для зварювання рейок. Якщо за допомогою спеціального запалу підпалити суміш дрібного порошку алюмінію та магнітного залізняку Fе 3 Про 4 (терміт), реакція протікає мимоволі з розігріванням суміші до 3500 °С. Залізо за такої температури перебуває у розплавленому стані.
Отримання. Вперше алюміній отримано відновленням з хлориду алюмінію металевим натрієм:
АlСl 3 + 3 Nа = 3 NаСl + Аl
В даний час його одержують електролізом розплавлених солей в електролітичних ваннах (рис. 46). Як електроліт служить розплав, що містить 85-90% кріоліту - комплексної солі 3NаF·АlF 3 (або Nа 3 АlF 6) і 10-15% глинозему - оксиду алюмінію Аl 2 O 3 . Така суміш плавиться за температури близько 1000 °С.
Застосування. Алюміній використовується дуже широко. З нього виготовляють фольгу, що застосовується в радіотехніці і для пакування харчових лродуктів. Алюмінієм покривають сталеві та чавунні вироби з метою запобігання їх від корозії: вироби нагрівають до 1000 °С у суміші алюмінієвого порошку (49 %), оксиду алюмінію (49 %) та хлориду алюмінію (2 %). Цей процес називається алітуванням.
Алітовані вироби витримують нагрівання до 1000 ° С, не зазнаючи корозії. Слави алюмінію, що відрізняються великою легкістю та міцністю, застосовуються у виробництві теплообмінних апларатів, літакобудуванні та машинобудуванні.
Оксид алюмінію Аl2O3. Є білою речовиною з температурою плавлення 2050 °С. У природі оксид алюмінію зустрічається у вигляді корунду та глинозему. Іноді трапляються прозорі кристали корунду гарної форми та охраски. Корунд, забарвлений сполуками хрому в червоний колір, називають рубіном, а забарвлений сполуками титану та заліза в синій колір – сапфіром. Рубін і сапфір є дорогоцінним камінням. Нині їх досить легко одержують штучно.
Бор-елементголовної підгрупи третьої групи, другого періоду періодичної системи хімічних елементівД.І.Менделєєва, з атомним номером 5. Позначається символом B(Borium). у вільному стані бір- безбарвна, сіра або червона кристалічна або темна аморфна речовина. Відомо більше 10 алотропних модифікацій бору, освіта та взаємні переходи яких визначаються температурою, при якій бор було отримано.
Отримання
Найбільш чистий бір одержують піролізом бороводнів. Такий бір використовується для напівпровідникових матеріалів і тонких хімічних синтезів.
1. Метод металотермії (частіше відновлення магнієм чи натрієм):
2. Термічне розкладання парів броміду бору на розпеченій (1000-1200°C) танталовому дроті в присутності водню:
Фізичні властивості
Надзвичайно тверда речовина (поступається тільки алмазу, нітриду вуглецю, нітриду бору (боразону), карбіду бору, сплаву бор-вуглець-кремній, карбіду скандію-титану). Має крихкість і напівпровідникові властивості (широкозонний напівпровідник).
Хімічні властивості
За багатьма фізичними та хімічними властивостями неметал бор нагадує кремній.
Хімічний бір досить інертний і при кімнатній температурі взаємодіє тільки з фтором:
При нагріванні бор реагує з іншими галогенами з утворенням тригалогенідів, азотомутворює нітрид бору BN, з фосфором- фосфід BP, з вуглецем-карбіди різного складу (B 4 C, B 12 C 3 B 13 C 2). При нагріванні в атмосфері кисню або на повітрі бор згоряє з великим виділенням теплоти, утворюється оксид B2O3:
З воднем бор безпосередньо не взаємодіє, хоча відомо досить велике число бороводнів (боранів) різного складу, одержуваних при обробці боридів лужних або лужноземельних металів з кислотою:
При сильному нагріванні бор виявляє відновлювальні властивості. Він здатний, наприклад, відновити кремнійабо фосфорз їх оксидів:
Ця властивість бору можна пояснити дуже високою міцністю хімічних зв'язків в оксиді бору B 2 O 3 .
За відсутності окислювачів бор стійкий до дії розчинів лугів. У гарячій азотній, сірчаній кислотах та в царській горілці бор розчиняється з утворенням борної кислоти.
Оксид бору – типовий кислотний оксид. Він реагує з водою з утворенням борної кислоти:
При взаємодії борної кислоти з лугами виникають солі не самої борної кислоти-борати (що містять аніон BO 3 3-), а тетраборати, наприклад:
Застосування
Елементарний бір
Бор (як волокон) служить зміцнюючою речовиною багатьох композиційних матеріалів.
Також бор часто використовують в електроніці для зміни типу провідності кремнію.
Бор застосовується в металургії як мікролегуючий елемент, що значно підвищує прожарювання сталей.
34.характеристика елементів 4А групи Олово, свинець.
(Додаток)
До складу групи входять 5 елементів: два неметали – вуглець і кремній, що знаходяться у другому та третьому періодах системи Менделєєва та 3 метали – германій (проміжний між неметалами та металами, олово та свинець, що знаходяться в кінці великих періодів-IV, V, VI Для всіх цих елементів характерно те, що вони мають на зовнішньому енергетичному рівні 4 електрони, і тому можуть виявляти ступінь окислення від +4 до -4, ці елементи утворюють газоподібні сполуки з воднем: СН4, Si Н4, Sn Н4, PbН4. нагріванні на повітрі з'єднуються з елементами підгрупи кисню, сірки та з галогенами.Степень окислення +4 виходить при переході 1s-електрона на вільну р-орбіталь.
Зі збільшенням радіусу атома зменшується міцність зв'язку зовнішніх електронів із ядром. Неметалічні властивості зменшуються, а металеві наростають. (знижуються температура плавлення та кипіння тощо)
Вуглець (С), кремній (Si), германій (Ge), олово (Sn), свинець (РЬ) – елементи 4 групи головної підгрупи ПСЕ. На зовнішньому електронному шарі атоми цих елементів мають 4 електрони: ns 2 np 2 . У підгрупі зі зростанням порядкового номера елемента збільшується атомний радіус, неметалеві властивості слабшають, а металеві посилюються: вуглець та кремній – неметали, германій, олово, свинець – метали.
Загальна характеристика. Вуглець та кремній
Підгрупа вуглецю, в яку входять вуглець, кремній, германій, олово та свинець, є головною підгрупою 4 групи Періодичної системи.
На зовнішній електронній оболонці атомів цих елементів є 4 електрони та їх електронну конфігурацію в загальному вигляді можна записати так: ns 2 np 2 , де n - це номер періоду, в якому розташований хімічний елемент. При переході зверху вниз групою неметалеві властивості послаблюються, а металеві зростають, тому вуглець і кремній - це неметали, а олово і свинець виявляє властивості типових металів. Утворюючи ковалентні полярні зв'язки з атомами водню, C і Si виявляють формальний ступінь окислення -4, а з активнішими неметалами (N, O, S) і галогенами виявляють ступеня окислення +2 і +4.При з'ясуванні механізму реакцій іноді використовують ізотоп вуглецю 13 С (метод мічених атомів). Тому корисно знати, що поширеність ізотопів вуглецю: 12 С – 98.89 % та 13 С – 1.11 %. Якщо обмежитися перерахуванням ізотопів, поширеність яких більше 0.01%, то у кремнію таких ізотопу 3, у германію - 5, у олова - 10, у свинцю 4 стабільних ізотопу.
За звичайних умов вуглець може існувати у вигляді двох алотропних
модифікацій: алмазу та графіту; надчистий кристалічний кремній
Напівпровідник.
Зі сполук елементів (Е) підгрупи вуглецю з воднем розглянемо сполуки типу ЕН 4 . Зі збільшенням заряду ядра атома Е стабільність гідридів зменшується.
При переході від C до Pb стійкість сполук зі ступенем окиснення +4
зменшується, а з +2 – збільшується. У оксидів ЕО 2 зменшується кислотний характер, а в оксидів ЕО збільшується основний характер.
Вуглець
Вуглець у природі зустрічається у вигляді алмазу та графіту. У викопному вугіллі його міститься: від 92% - в антрациті, до 80% - у бурому вугіллі. У зв'язному стані вуглець зустрічається в карбідах: CaCO 3 крейда, вапняк і мармур, MgCO 3 ·CaCO 3 - доломіт,
MgCO 3 – магнезит. У повітрі вуглець міститься у вигляді вуглекислого газу (0,03% за обсягом). Міститься вуглець і сполуках, розчинених у морській воді.
Вуглець входить до складу рослин і тварин, міститься в нафті та природному газі.
У реакціях з активними неметалами вуглець легко окислюється:
2 C + O 2 = 2 CO,
C + 2 F 2 = CF 4 .
Вуглець може виявляти відновлювальні властивості і при взаємодії зі складними речовинами:
C + 2 CuO = 2 Cu + CO 2
C + 2 H 2 SO 4 (конц) = CO 2 + 2 SO 2 + H 2 О,
2 C + BaSO 4 = BaS + 2 CO 2 .
У реакціях з металами та менш активними неметалами вуглець - окислювач: 2C + H 2 = C 2 H 2 ,
2 C + Ca CaC 2 ,
3 C + 4 Al = Al 4 C 3 .
Карбід алюмінію є справжнім карбідом: усіма чотирма валентними зв'язками кожен атом вуглецю пов'язані з атомами металу. Карбід кальцію є ацетиленідом, оскільки між вуглецевими атомами є потрійний зв'язок. Тому при взаємодії карбідів алюмінію з водою виділяється метан, а при взаємодії карбіду кальцію з водою – ацетилен
Al 4 C 3 + 12H 2 O = 4Al(OH) 3 + 3CH 4 ,
CaC 2 + 2H 2 O = Ca(OH) 2 + C 2 H 2 .
Кам'яне вугілля використовується як паливо, застосовується для отримання синтез-газу. З графіту роблять електроди, графітові стрижні використовується як сповільнювач
нейтронів у ядерних реакторах. Алмази використовують для виготовлення різальних інструментів, абразивів, ограновані алмази (діаманти) є дорогоцінним камінням.
Кремній
Кремній у природі зустрічається тільки у зв'язаному вигляді у формі кремнезему SiO2 та різних солей кремнієвої кислоти (силікатів). Він другий (після кисню) за поширеністю у земній корі хімічний елемент (27.6 %).
У 1811 р. французи Ж.Л.Гей-Люссак і Л.Ж.Тенер отримали буро-коричневу речовину (кремній) за реакцією:
SiF 4 + 4 K = 4 KF + Si
і лише 1824 р. швед Й.Берцеліус, отримавши кремній з реакції:
K 2 SiF 6 + 4 K = 6 KF + Si,
довів, що це є новий хімічний елемент. Зараз кремній отримують із кремнезему:
SiO 2 + 2 Mg = Si + 2 MgO,
3SiO 2 + 4Al = Si + 2Al 2 O 3 ,
відновлюючи його магнієм чи вуглецем. Виходить він і при розкладанні силану:
SiH 4 = Si + 2 H 2 .
У реакціях з неметалами кремній може окислюватися (тобто Si-відновник):
Si + O 2 = SiO 2
Si + 2 F 2 = SiF 4
Кремній розчинний у лугах:
Si + 2 NaOH + H 2 O = Na 2 SiO 3 + 2 H 2 ,
нерозчинний у кислотах (крім плавикової).
У реакціях з металами кремній виявляє окислювальні властивості:
2 Mg + Si = Mg 2 Si.
При розкладанні соляною кислотою силіциду магнію виходить силан:
Mg 2 Si + 4 HCl = 2MgCl 2 + SiH 4 .
Кремній використовується для отримання багатьох сплавів на основі заліза, міді.
та алюмінію. Додавання кремнію в сталь та чавун покращує їх механічні властивості. Великі добавки кремнію надають сплавам заліза кислотостійкості.
Надчистий кремній є напівпровідником і використовується для виготовлення мікросхем та у виробництві сонячних батарей.
Кисневі сполуки. Отримання, властивості та застосування
Оксиди вуглецю
Оксид вуглецю (II) (CO - чадний газ)
CO - отруйний газ без кольору та запаху, погано розчинний у воді.
Отримання
У лабораторії CO одержують розкладанням мурашиної або щавлевої кислоти (у присутності концентрованої H 2 SO 4):
HCOOH = CO + H 2 O,
H 2 C 2 O 4 = CO + CO 2 + H 2 O
або нагріванням цинкового пилу з карбонатом кальцію:
CaCO3+Zn=CaO+ZnO+CO.
У заводських умовах CO отримують, пропускаючи повітря або вуглекислий газ через розпечене вугілля:
2C + O 2 = 2CO ,
Властивості
Отруйна дія чадного газу викликана тим, що спорідненість гемоглобіну до окису вуглецю більша, ніж до кисню. При цьому утворюється карбоксигемоглобін і тим самим блокується перенесення кисню в організмі.
Оксид вуглець (II) легко окислюється, на повітрі горить із виділенням великої кількості тепла:
2 CO + O 2 = 2 CO 2 + 577 кДж/моль.
CO відновлює багато металів з їх оксидів:
FeO + CO = Fe + CO 2
CuO+CO=Cu+CO2.
CO легко вступає в реакції приєднання:
CO + Cl 2 = COCl 2
CO + NaOH = HCOONa,
Ni + 4 CO = Ni(CO) 4 .
У промисловості часто використовують не чисте CO, а різні його суміші з іншими газами. Генераторний газ одержують при пропусканні в шахтній печі через розпечене вугілля повітря:
2 C + O 2 = 2 CO + 222 кДж.
Водяний газ виходить при пропусканні через розпечене вугілля парів води:
C + H 2 O = CO + H 2 – 132 кДж.
Перша екзотермічна реакція, а друга йде з поглинанням тепла. Якщо обидва процеси чергувати, то вдається підтримувати в печі необхідну температуру. При поєднанні генераторного та водяного газу одержують змішаний газ. Ці гази використовують як як паливо, а й у синтезу, наприклад, метанолу:
CO + 2H2 = CH3OH.
Оксид вуглецю (IV) (CO 2 - вуглекислий газ)
CO 2 - безбарвний негорючий газ без запаху. Він виділяється при диханні тварин. Рослини поглинають CO2 і виділяють кисень. У повітрі зазвичай міститься 0,03% вуглекислого газу. Через діяльність людини (безконтрольна вирубка лісів,
спалювання все більшої кількості вугілля, нафти та газу) вміст CO 2 в атмосфері поступово збільшується, що викликає парниковий ефект і загрожує людству екологічною катастрофою.
Отримання
У лабораторії CO 2 одержують в апараті Кіппа, діючи соляною кислотою на мармур:
CaCO 3 + 2HCl = CaCl 2 + H 2 O + CO 2 .
Можна навести багато реакцій, в результаті яких виходить CO2:
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 + CO 2 + H 2 O,
CaCO 3 = CaO + CO 2
BaSO 4 + 2 C = BaS + 2 CO 2
C + 2 H 2 SO 4 (конц) = CO 2 + 2 SO 2 + 2H 2 O,
C + 4 HNO 3 (Конц) = CO 2 + 4 NO 2 + 2 Н 2 O.
Властивості
При розчиненні CO 2 у воді утворюється вугільна кислота:
H 2 O + CO 2 = H 2 CO 3 .
Для CO 2 відомі всі реакції, які характерні для кислотних оксидів:
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.
Підпалений Mg продовжує горіти у вуглекислому газі:
CO2+2Mg=2MgO+C.
Вугільна кислота є слабкою двоосновною кислотою:
H 2 O + CO 2 = H 2 CO 3
H + + HCO 3 - = H + + CO 3 2-
і може витісняти слабші кислоти з розчинів їх солей:
Na 2 SiO 3 + CO 2 + H 2 O = H 2 SiO 3 + Na 2 CO 3 ,
KCN+CO2+H2O=KHCO3+HCN.
Солі вугільної кислоти. Карбонати та гідрокарбонати
Загальні способи одержання солей типові та для одержання солей вугільної кислоти:
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.
Карбонати лужних металів та амонію добре розчиняються у воді та
схильні до гідролізу. Всі інші карбонати практично нерозчинні:
Na 2 CO 3 + H 2 O = 2 Na + + OH - + HCO 3 -.
При порівняно слабкому нагріванні гідрокарбонати розкладаються:
Ca(HCO 3) 2 = CaCO 3 + CO 2 + H 2 O.
При прожарюванні карбонатів виходять оксиди металів та CO 2 :
CaCO3 = CaO+CO2.
Карбонати легко розкладаються сильнішими (ніж вугільна) кислотами:
MgCO 3 + 2HCl = MgCl 2 + CO 2 + H 2 O.
CaCO 3 + 2HCl = CaCl 2 + CO 2 + H 2 O.
При прожарюванні карбонатів з піском SiO 2 витісняє летючий оксид:
Na 2 CO 3 + SiO 2 = Na 2 SiO 3 + CO 2
Застосування
Карбонат натрію Na 2 CO 3 (кальцинована сода) та його кристалогідрат Na 2 CO 3 10H 2 O
(кристалічна сода) використовуються у скляній, миловарній, целюлозно-паперовій промисловості. Гідрокарбонат натрію NaHCO 3 (питна сода)
застосовується у харчовій промисловості та в медицині. Вапняк - будівельний камінь та сировина для виробництва вапна.
Оксиди кремнію (IV) (SiO 2 )
Кремнезем SiO 2 існує в природі в кристалічній (головним чином кварц) та аморфної (наприклад, опал SiO 2 · nH 2 O) формах.
Отримання
SiO 2 - кислотний оксид, який може бути отриманий за реакціями:
Si + O 2 = SiO 2
H 2 SiO 3 = SiO 2 + H 2 O,
SiH 4 + 2O 2 = SiO 2 + 2H 2 O.
Властивості
При взаємодії з металами чи вуглецем SiO 2 може відновлюватися до кремнію
SiO 2 + 2 Mg = Si + 2 MgO,
SiO 2 + 2 C = Si + 2 CO
чи давати карборунд (SiC) SiO 2 + 3 C = SiС + 2 CO.
При сплавленні SiO 2 з оксидами металів, лугами та деякими солями утворюються силікати:
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 .
Кислоти не діють на SiO2. Винятком є фтористоводнева кислота:
SiO 2 + 4HF = SiF 4 + 2H 2 O,
SiF 4 + 2HF = H 2
SiO 2 + 6HF = H 2 + 2H 2 O.
Кремнієва кислота H 2 SiO 3 - найпростіша із сімейства кремнієвих кислот. Її загальна формула xSiO 2 ·yH 2 O. Вона може бути отримана із силікатів
Na 2 SiO 3 + 2 HCl = H 2 SiO 3 + 2 NaCl.
При нагріванні кремнієва кислота розкладається:
H 2 SiO 3 = SiO 2 + H 2 O.
Силікати
Відомі багато сотень силікатних мінералів. Вони становлять 75% маси земної кори. Серед них дуже багато і алюмосилікатів. Силікати є основною складовою цементу, скла, бетону та цегли.
У воді розчиняються лише силікати Na і K. Їх водні розчини називають "рідким склом". При гідролізі ці розчини мають лужну реакцію. Вони застосовуються для виготовлення кислототривкого цементу та бетону.
