Назви основних солей

 

Магній гідроксоортофосфат - [Mg(OH)]3PO4

ферум (ІІ) гідроксосульфат –[Fe[(OH)]2SO4

кальцій гідроксонітрат - Сa(OH)NO3

 

Забарвлення деяких солей:

1. AgCl – білий сирнистий осад;

2. AgBr - жовтуватий сирнистий осад;

3. AgI - жовтий сирнистий осад;

4. Ag3PO4 - жовтий кристалічний осад;

5. BaSO4 - білий кристалічний осад;

6. PbS - чорний осад.

Всі інші солі(розчинні і нерозчинні) є білі тверді речовини.

 

Металічні елементи

Тема 15. Загальна характеристика металів.

Серед 110 елементів 88елементів – це метали.

Особливості будови типових атомівметалів:

1. Одинабо два електрони на зовнішньому шарі;

2. Мають великий радіус, тобто велику кількість електронних шарів;

3. Атоми металівмають властивістьтільки віддавати електрони з

зовнішнього шару,тобто ухімічних реакціяхвиступають тільки

відновникамиі усполукахмаютьтільки позитивну ступінь

окиснення. ( С.О. Ме - 0 , +n)

У періодичній системі металічні елементи знаходяться у лівій нижній її частині(якщо провести діагональ від Бору до Астату – для р-металічних елементів).

Типові метали знаходяться: у І-А і ІІ-А группах, а також у всіх побічних підгрупах

Для металів характерний металічний зв’язок і металічна кристалічна гратка. Молекули металів складаються з одного атома: Na, Fe, Ag, Al .

Є такі найважливіші родини металів:

1. І-А група – «лужні метали» (Li - Fr);

2. ІІ-А група - «лужно-земельні метали» (Ca – Ra).

 

Загальні фізичні властивості металів:

1. Металічний блиск (Ag, Au);

2. За агрегатним станом метали всі тверді речовини, крім ртуті (Hg);

3. електропровідні і теплопровідні (Ag, Au, Cu, Al);

4. мають різні густини: легкі метали (ρ<5 г/мл), важкі метали(ρ>5 г/мл)

ρ(Li)=0,5 г/мл; ρ(Os) = 22 г/мл.

5. мають різні температури плавлення(t(плавлення)Hg = -390; t(плавлення)W =

+35000C

6. Чорні (залізо і його сплави) і кольорові метали (всі інші).

7. Благородні метали (срібло, золото, платина, паладій).

 

Загальні хімічні властивості металів:

 

1. Реакція з неметаллами: (утворюють солі, тільки кисень – оксиди)

2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3

2Ca + O2 - 2CaO

2. Реакція з водою:

А) при звичайних умовах взаємодіє тільки з лужними та лужно-земельними металами, утворюючи луг і водень:

2Na + 2H2O = 2NaOH + H2

Ca + 2H2O = Ca(OH)2 + H2

Б) при нагріванні взаємодіють всі інші метали, крім благородних металів(Pt, Au), утворюючи оксид металу і водень

Zn + H2O = ZnO + H2

Au + H2O ≠

3. Реакція з кислотами.

Метали,що стоятьу ряді металів до Н,взаємодіютьз кислотами,утворюючисіль і водень.

Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2

Cu + HCl ≠

4. Реакція з солями.

Солі, утворені слабкими металами,взаємодіютьіз сильними металами. (Сильні метали ті, які знаходяться лівіше у ряду металів).

Zn + CuCl2 = ZnCl2 + Cu

Cu + ZnCl2

 

Методи добування металів.

 

Відомі такіметоди добування металів із руд:

1. Пірометалургій ний - це метод при якому використовується високі температури (1500-18000С) і таківідновники: С(кокс), СО (чадний газ), Н2, Al(алюмотермія).

Цим методом одержують чавун і сталь.

Fe2O3 + 3C = 2Fe + 3CO

Fe2O3 + 3CO = 2Fe + 3CO2

Fe2O3 + 3H2 = 2Fe + 3H2O

Fe2O3 + 2Al = 2Fe + Al2O3

2. Гідрометалургійний - це метод при якому руду розчиняють у

кислотах і одержаний розчин солі піддають електролізу або

витіснення більш активним металом.

Цим методом одержуютькольорові метали: мідь(Сu), цинк(Zn),

нікель(Ni), марганець(Mn).

CuO + Н2SO4 = CuSO4 + H2O

CuSO4 + Fe = FeSO4 + Cu

2. Електрометалургійний – це метод при якому руду піддають реакції

електролізу розплаву.

Цим методом одержують активні метали: алюміній, лужні та лужно-

земельні метали.

Добування натріюметодом електролізу розплаву кухонної солі.

NaCl ↔ Na+ + Cl-

(-) K: Na+ + 1e → Na0

(+) A: Cl- - 1e → Cl0; 2Cl0 → Cl2

Загальне рівняння:

2NaCl → 2Na + Cl2

 

 

Сплави металів

Залізо утворює два сплави:

1. Чавун ( сплав Fe – 96-98% + C – 3-4% + Si, P, S – 1%)

2. Сталь ( сплав Fe – 99% + C – 1%)

Чавун – твердий сплав, Але при ударах тріскає.

Сталь – пластична.

 

Виробництво чавуну

 

Сировиною для виготовлення для чавуну є:

1. залізна руда (Fe2O3) – червоний залізняк, гематит;

Кокс (С);

3. флюси (СаСО3).

Одержують чавун у доменних печах.

У доменну піч зверху закидають шарами : шар коксу і шар руди з флюсами(Fe2O3 + CaCO3) і т.д. Знизу в домну вдувають повітря збагачене киснем. Згоряє кокс: С + О2 = СО2 + QкДж і при цьому температура підвищується до 18000С. Нагрітий СО2 стикається із шарами коксу і утворюється чадний газ: СО2 + С = 2СО. ∙ – чадний газ відновлює залізо із руди(поступово): Fe+32O3 → Fe+32O3 ∙ Fe+2O → Fe+2O → Fe0

Fe+32O3 + 3CO = 2Fe + 3CO2

У руді є багато природних домішок(пісок), щоб їх вивести із чавуну використовують флюси: СаСО3 = СаО + СО2

СаО + SiO2 = CaSiO3 , при цьому утворюються легкоплавкі силікати, які збираються над чавуном у вигляді шлаку.

 

Виробництво сталі

 

Сировиною для виробництвасталі є:

1. Рідкий чавун;

Металобрухт;

3. флюси (СаСО3);

4. розкислювачі (Mn).

Одержують сталь у кисневих конверторах.

У конвертор заливають рідкий чавун і засипають металобрухт і через трубу пропускають кисень, при цьому відбувається окиснення всіх складників чавуну(найбільше заліза):

2Fe + O2 = 2FeO + QкДж

С + О2 = СО2↑ + QкДж

Si + O2 = SiO2 + QкДж

4P + 5O2 = 2P2O5 + QкДж

S + O2 = SO2↑ + QкДж

При цьому температура підвищується за рахунок тепла екзотермічних реакцій

до 18000С . SiO2 P2O5 забирають флюсами і утворюються шлаки(силікати і фосфати).

СаСО3 = СаО + СО2

СаО + SiO2 = CaSiO3

3СаО + Р2О5 = Са3(РО4)2

Щоб вивести FeO із сталі використовують розкислювач (Мn).

FeO + Mn = MnO + Fe

 

Реакції, що відбуваються під час виробництва чавуну:

С + О2 = СО2 + QкДж - окиснення

СО2 + С = 2СО - окиснення

Fe+32O3 + 3CO = 2Fe + 3CO2 - відновлення.

Реакції, що відбуваються під час виробництва сталі:

С + О2 = СО2 + QкДж - окиснення

2Fe + O2 = 2 FeO + QкДж - окиснення

і т. д.

FeO + Mn = MnO + Fe - відновлення

Корозія металів

Корозія металів – це руйнування металів під дією навколишнього середовища.

Корозія металів поділяється на:

хімічна корозія – це руйнування металів під дією речовин навколишнього середовища: О2, Н2О, СО2, SO2

4Fe + 3O2 + 6H2O = 4Fe(OH)3

Сірий колір бурий колір(іржа)

2Cu + O2 = 2CuO

Червоний колір чорний колір

CuO + CO2 = CuCO3

Чорний колір голубий колір

електрохімічна корозія – це корозія, що відбувається на стику двох металів різної активності в присутності води і руйнується більш активний метал.

Наприклад: Н2О Н2О

Zn || Fe Ni || Fe

Zn0 – 2e = Zn2+ || || Fe0 – 2e = Fe2+

Руйнується цинк - Руйнується залізобільш

більш активний метал активний метал

 

Методи запобігання корозії:

1.захист фарбою, лаком, смолою, жиром;

2.гальваностегія – покриття основного металу більш активним методом електролізу.

- оцинкування;

- нікелювання;

- хромування;

- лудіння або лудження(покриття оловом –Sn)

 

Електроліз розплавів та розчинів солей

Електроліз– це окисно-відновні реакції, які відбуваються на електродах в розплавах або розчинах електролітів (солей), якщо через них пропустити постійний електричний струм.

Електроди поділяються на:

Катод;

Анод.

Катод – негативно заряджений електрод (тому, що має надлишок електронів івін можевіддавати електронипозитивно зарядженим йонам-катіонам).

Анодпозитивно заряджений електрод (тому, що має недостачу електронів івін можеприймати електронивід негативно заряджених йонів – аніонів)

При пропусканні постійного електричного струму до катоду будуть рухатися – катіони, а до аноду – аніони (звідси і походять назви йонів – катіонів та аніонів).

 

1. Електроліз розплаву CuCl2

При електролізі розплаву солі утворюються тільки катіони і аніони солі.

CuCl2 ↔Cu2+ + 2Cl-

 

(-) K: Cu2+ + 2e → Cu0

 

(+) A: Cl- - 1e → Cl0 ; 2Cl0 → Cl2

Загальне рівняння електролізу:

CuCl2 → Cu0 + Cl2

 

2. Електроліз розчину CuCl2

 

При електролізі розчину солі будуть утворюватися не тільки катіони та аніони солі, а і йони Н+ і ОН-, які утворюються в результаті дисоціації води (вода хоч слабкий електроліт, але одна з мільярду молекул розпадається на йони).

До катода підходять катіони електроліту і Н+,а до анодуаніони електроліту і ОН-

Із двох йонів біля аноду і катоду буде розряджатися один йон – більш активніший.

Ряд активності катіонів:

K+, Ca2+, Na+, Mg2+, Al3+, Zn2+, Fe2+, Ni2+, Sn2+, Pb2+, H+, Cu2+, Hg2+, Ag+, Pt2+, Au3+

→ → → → → Хімічна активність збільшується→ → → →

Ряд активності аніонів:

І-, Br-, S2- , Cl- , OH- , SO42-, NO3- , F- та інші аніони оксигеновмісних кислот

→ → → → Хімічна активність зменшується → → → →

 

CuCl2 ↔Cu2+ + 2Cl-

Н2О ↔ Н+ + ОН-

Cu2+ + 2e → Cu0 Cu2+ - більш активніший

(-) K: Н+

Cl- - 1e → Cl0 ; 2Cl0 → Cl2 Cl- - більш активніший

(+) A: ОН-

Загальне рівняння електролізу:

CuCl2 + Н2О → Cu0 + Cl2↑ + Н2О

CuCl2 → Cu0 + Cl2

 

3. Електроліз розчинуNaCl

 

NaCl ↔ Na+ + Cl-

Н2О ↔ Н+ + ОН-

Na+ Н+ - більш активніший

(-) K: Н+ + 1е → Н0; 2Н0 → Н2

Cl- - 1e → Cl0 ; 2Cl0 → Cl2 Cl- - більш активніший

(+) A: ОН-

Загальне рівняння електролізу:

2NaCl + 2Н2О → Н2 + Cl2↑ +2NaOH

 

Застосування електролізу

1. для одержання активних металів (K, Na, Ca, Mg, Al) і деяких активних неметалів (Cl2, F2).

2.для покриття металічних предметів іншими металами ( нікелювання, хромування оцинкування, золочення, лудіння або лудження) – це явище гальваностегії;

3. явище гальванопластики – цеодержаннякопій із різних барел’єфів статуеток (при цьому виріб оброблюють графітом і використовують як катод і проводять процес електролізу розчину солі малоактивного металу і одержують покриття металом виробу. І це є кліше для одержання копій.

 

Д/з: Написати схеми електролізу розплавів та розчинів таких солей:

Na2S, FeCl2, FeBr3, HgCl2, CaCl2, KBr, NaI, K2S, CuBr2.

Тема 16. Лужні метали і Кальцій та їх сполуки.

Лужні метали

До лужних металів відносяться елементи І-А групи: Li, Na, K, Rb, Cs, Fr. Цегрупа найтиповіших металів.

На зовнішньому шарі вних тільки один неспарений електрон.

Na0 - 1e = Na+

+1123Na0 1s22s22p63s1 +1123Na+ 1s22s22p63s0

В сполуках лужні метали проявляють такі:

- СО - +1;

- валентність – І;

- заряд йона - +.

Фізичні властивості лужних металів

1. Сріблясто-білого кольору;

2. м’які;

3. легкі (ρ(Li)=0,50 г/мл; ρ(Na) = 0,98 г/мл.)

4. легкоплавкі(температура від +2000С до +280С.)

Лужні і лужно-земельні метали на повітрі є дуже активними і взаємодіють з киснем і водою при звичайних умовах, тому їх зберігають під шаром гасу(жиру).

Хімічні властивості лужних металів

 

|→ + Cl2 → Me+1Cl

|→ + S → Me+12S

Ме → → |→ + H2 → Me+1H-1 - Na+1H-1! – натрій гідрид

(Li – Fr) |→ + H2O → Me+1OH + H2

|→ + HCl → Me+1Cl + H2

|→ + Me*Cl → Me+1Cl + Me* |

З киснем лужні метали взаємодіють так: тільки Літій з киснем утворює оксид(Li2O), а всі інші лужні метали утворюють пероксиди формулою (Me2O-12)

4Li + O2 = 2Li2O

2Na + O2 = Na2O2 натрій пероксид

Na2O2 + 2Na = 2Na2O натрій оксид

Якісною реакцією на лужні метали є зміна забарвлення полум’я на певний колір:

- Na -жовте

- K - фіолетове

 

Лужно-земельні метали

До лужно-земельних металів відносятьсядеякі елементи ІІ-А групи: Сa, Sr , Ba, Ra. Цегрупа типових металів.

На зовнішньому шарі вних два електрони.

 

Сa0 - 2e = Сa2+

+2040Сa0 1s22s22p63s264s2 +2040Сa2+ 1s22s22p63s264s0

В сполуках лужно-земельні метали проявляють такі:

- СО - +2;

- валентність – ІІ;

- заряд йона - 2+.

Фізичні властивості лужно-земельних металів

5. Сріблясто-білого кольору;

6. твердіші за лужні метали;

7. легкі (ρ(Са)=1,55 г/мл;)

8. тугоплавкі за лужні метали(t(плавлення)Са = +8510С)

 

Хімічні властивості лужно-земельних металів

 

|→ + Cl2 → Me+2Cl2

|→ + S → Me+2S

|→ + H2 → Me+2H2-1 - Ca+2H2-1! – кальцій гідрид

Ме → → |→ + O2 → Me+2O

(Ca - Ra) |→ + H2O → Me+2(OH)2 + H2

|→ + HCl → Me+2Cl2 + H2

|→ + Me*Cl → Me+2Cl2 + Me* |

Якісною реакцією на лужно-земельні метали є зміна забарвлення полум’я на певний колір:

- Сa -червоний(цегляний)

Лужні і лужно-земельні метали утворюють по одному оксиду, які є типовими основними оксидами.Їх формули: Ме+12О і Ме+2О.

Також вони утворюють по одному гідроксиду, які є лугами. Їх формули:

Ме+1ОН і Ме+2(ОН)2

Добування лужних і лужно-земельних металів

Одержують лужні і лужно-земельні метали у промисловості електрометалургійним способом – електролізом розплавів солей.

Добування натріюметодом електролізу розплаву кухонної солі.

NaCl ↔ Na+ + Cl-

(-) K: Na+ + 1e → Na0

(+) A: Cl- - 1e → Cl0; 2Cl0 → Cl2

Загальне рівняння:

2NaCl → 2Na + Cl2

 

Природні сполуки лужних та лужно-земельних металів і їх застосування

І. Калію:

- KCl – калійна сіль (сильвін); (як калійне добриво)

- K2CO3 - поташ;(калійне добриво, виробництво тугоплавкого скла і кришталю)

- KOH - «їдке калі»; (як електроліт в лужних акумуляторах, виробництва рідкого мила)

- KCl∙MgCl2∙6H2O - карналіт; (як калійне добриво)

- NaCl∙KCl - сильвініт

ІІ. Натрію

- NaCl – кухонна(кам´яна) сіль (галіт); (як смаковий продукт, одержання натрію)

- NaCl∙KCl – сильвініт

- Na2SO4∙10H2O - мірабіліт

- Na2СO3∙10H2O - кристалічна сода

- Na2СO3 - кальцинована сода; (усунення твердості води, одержання звичайного скла, твердого мила)

- NaНСO3 - питна сода ( як розпушувач у харчовій промисловості, у вогнегасниках, для пониження кислотності в шлунку)

- NaОН - «їдкий натр», каустик, каустична сода. (одержання твердого мила, штучних волокон, очищення нафтопродуктів, реакціях гідролізу)

ІІІ. Кальцію.

- СаСО3 - крейда, мармур, вапняк, ракушник; (у будівництві, виготовлення пам’ятників, одержання негашеного вапна, вуглекислого газу)

- СaSO4∙2H2O - гіпс;( одержання паленого гіпсу-алебастру- (СаSO4)2∙0,5Н2О)

- СаО - «негашене вапно»;(одержання гашеного вапна)

- Са(ОН)2 - «гашене вапно», «вапняне молоко», «вапняна вода».(для визначення вуглекислого газу, в будівництві, для побілки стовбурів дерев,виготовлення цукру, для одержання «хлорного вапна», для боротьби з хворобами рослин-бордоська суміш- CuSO4∙5Н2О + Ca(OH)2 )

- СаСО3·MgCO3 – доломіт.

 

Твердість води

Під твердістю води розуміють наявність у воді солей тільки Магнію та Кальцію, а саме гідрогенкарбонатів, хлоридів і сульфатів:

Ca(HCO3)2 , Mg(HCO3)2 , CaCl2, MgCl2 , CaSO4, MgSO4.

Твердість води поділяється на:

1. Карбонатна або тимчасова твердість .Вона визначається наявністю в ній солей гідроген карбонатів Кальцію та Магнію: Ca(HCO3)2 , Mg(HCO3)2.

2. Не карбонатна або постійна твердість. Вона визначається наявністю в ній солей хлоридів і сульфатів Кальцію та Магнію: CaCl2, MgCl2 , CaSO4, MgSO4.

 

Методи усунення твердості води

 

І. Тимчасової або карбонатної твердості.

1. кип’ятіння:

Ca(HCO3)2 = СaCO3↓ + CO2↑ + H2O

Mg(HCO3)2 = MgCO3↓ + CO2↑ + H2O

2. додаванням кальцинованої соди – Na2CO3:

Ca(HCO3)2 + Na2CO3 = СaCO3↓ + 2NaHCO3

Mg(HCO3)2 + Na2CO3 = MgCO3↓ + 2NaHCO3

3. додаванням мила – С17Н35СООNa або С15Н31СООNa:

Ca(HCO3)2 + 2С17Н35СООNa = (С17Н35СОО)2Ca ↓ + 2NaHCO3

Mg(HCO3)2 + 2С17Н35СООNa = (С17Н35СОО)2Mg↓ + 2NaHCO3

ІІ. Постійної або не карбонатної твердості.

1. додаванням кальцинованої соди – Na2CO3:

CaCl2 + Na2CO3 = СaCO3↓ + 2NaCl

MgSO4 + Na2CO3 = MgCO3↓ + Na2SO4

2. додаванням мила – С17Н35СООNa або С15Н31СООNa:

CaCl2 + 2С17Н35СООNa = (С17Н35СОО)2Ca ↓ + 2NaCl

MgSO4 + 2С17Н35СООNa = (С17Н35СОО)2Mg↓ + Na2SO4

 

Тема 17. Алюміній і Ферум та їх сполуки.

Алюміній та його сполуки

Алюміній знаходиться у ІІІ-А групі.

На зовнішньому шарі внього три електрони. Алюміній – нетиповий метал(перехідний, амфотерний елемент).

Al0 - 3e = Al3+

+1327Al0 1s22s22p63s21 +1327Al3+ 1s22s22p63s00

В сполуках алюміній проявляє такі:

- СО - +3;

- валентність – ІІІ;

- заряд йона - 3+.

Алюміній – це третій(Оксисен, Силіцій) за поширеністю елемент у земній корі, а серед металів –найбільш розповсюджений - 8%, а залізо - 4%

Фізичні властивості алюмінію

1.Сріблясто-білого кольору;

2. м’який. Дуже пластичний, легко витягується у дріт і прокатується у листи і фольгу. З електропровідністю поступається тільки золоту, сріблу і міді(2/3 міді).

3. легкий (ρ(Al)=2,7 г/мл;)

4. тугоплавкі за лужні метали(t(плавлення)Al = +6600С)

У ряді металів він стоїть біля активних металів, але при звичайних умовах(на відміну від лужних та лужно-земельних металів) не взаємодіє ні з киснем , ні з водою тому, що він зверху покритий тонкою, щільною, прозорою плівкою, яка не допускає до поверхні кисень і воду. Знищити оксидну плівку на алюмінію можна тільки хімічно(не механічно), а саме ртуттю(Hg) або солями Меркурію(Hg(NO3)2).

 

Хімічні властивості алюмінію

 

|→ + Cl2 → Al+3Cl3

|→ + S → Al2+3S3

|→ + H2 → Al+3H3-1 - Al+3H3-1! – алюміній гідрид

Al → → |→ + O2 → Al2+3O3 (знищивши оксидну плівку)

|→ + H2O → Al+3(OH)3 + H2↑(знищивши плівку)

|→ + HCl → Al+3Cl3 + H2

|→ + Me*Cl → Al+3Cl3 + Me*

На відміну від типових металів алюміній як нетиповий метал взаємодіє з розчинами лугів(подібно як неметали), утворюючи сіль і водень:

2Al + 2H2O + 2NaOH = 2NaAlO2 + 3H2

Натрій метаалюмінат

А також алюміній вступає в реакцію з оксидами малоактивних металів і ця реакція називається алюмотермія.

2Al + 3FeO = Al2O3 + 2Fe

Алюміній утворює один оксид, який є амфотерним оксидом (Al2O3).Також він утворює один гідроксид, який є амфотерним гідроксидом(Al(OH)3).

Добування алюмінію

Одержують алюміній у промисловості електрометалургійним способом – електролізом розплавуAl2O3 .

Добування алюмініюметодом електролізу розплавуAl2O3 .

Al2O32Al3+ + 3O2-

(-) K: Al3+ + 3e → Al0

(+) A: 2O2- - 4e → O20

Загальне рівняння:

2Al2O3 → 4Al + 3O2

 

Природні сполуки алюмінію і їх застосування

1. Al2O3 - корунд ( червоні кристали – рубін, сині кристали – сапфір)

2. Al2O3∙nH2O - боксит (алюмінієва руда)

3. Al2O3∙2SiO2 ∙2H2O - каолініт (складова частина білої глини, а червона глина містить домішки Fe2O3 )

Алюміній використовується:

1. одержання сплавів легких і міцних:

- дюралюміни – це сплав Al + Cu + Mg

- силумін – це сплав Al + Si.

2. виробництво електричних дротів, різної хім..апаратури, фольги.

3. для алітування - це насичення поверхні стальних і чавунних виробів алюмінієм з метою захисту від корозії.

4. виробництва терміту(суміш залізної окалини і алюмінію) при цьому утворюється температура за 20000C, а також для одержання деяких металів методом алюмотермії.

 

 

Ферум та його сполуки

 

Ферум міститься VІІІ-Б групі. Fe - це d-елемент.

На зовнішньому шарі внього два електрони. Ферум –цетиповий метал.

На відміну від лужних, лужно-земельних металів та алюмінію як елементів головних підгруп, Ферум як елемент побічної підгрупи може віддавати електрони як з зовнішнього щару , так із передостаннього d-електронного шару.Тому для ньогохарактерні аж дві ступені окиснення.

 

 

Fe0 - 2e = Fe2+

+2656Fe0 1s22s22p63s264s2 3d6 +2656Fe2+ 1s22s22p63s264s03d6

Fe0 - 3e = Fe3+

+2656Fe0 1s22s22p63s264s2 3d6 +2656Fe3+ 1s22s22p63s264s03d5

 

В сполуках Ферум проявляє такі:

- СО - +2 і +3;

- валентність – ІІ і ІІІ;

- заряд йона - 2+ і 3+

 

Фізичні властивості заліза

1. Сріблясто-білого (сірого) кольору;

2. має магнітні властивості на відміну від інших металів ;

3. важкий (ρ(Fe)=7,87 г/мл;)

4. тугоплавкий (t(плавлення)Fe = +15390С)

 

Хімічні властивості заліза

Залізовідноситься дометалів середньої активностіу ряді металів.

 

|→ + Cl2 → Fe+3Cl3

|→ + S → Fe+2S

|→ + H2

Fе → → |→ + O2 → Fe3O4 (тільки при t0 = 10000С)

|→ + H2O → Fe3O4+ H2↑(тільки при t0 = 10000С)

|→ + HCl → Fe+2Cl2 + H2

|→ + CuCl2 → Fe+2Cl2 + Cu

|→ + O2 + H2O → Fe(OH)3 (звичайні умови)

іржа

Ферум утворює три оксиди:

1. FeO – ферум (ІІ) оксид (основний оксид)

2. Fe2O3 - ферум (ІІІ) оксид (амфотерний оксид)

3. Fe3O4 (FeO∙Fe2O3) – залізна окалина обо ферум(ІІ,ІІІ) оксид )змішаний оксид)

Ферум утворює два гідроксиди:

1.Fe(OH)2 - ферум (ІІ) гідроксид (нерозчинна основа)

2.Fe(OH)3 -ферум (ІІІ) гідроксид (амфотерний гідроксид).

4Fe(OH)2 + 2H2О + O2 = 4Fe(OH)3

 

Якісні реакції на солі Fe2+ і Fe3+

І. Fe2+.

1. Реакція з лугами, при цьому утворюється брудно-зелений осад Fe(OH)2:

FeCl2 + 2NaOH = Fe(OH)2 ↓ + 2NaCl

2.Реакція з червоною кров’яною сіллю K3[Fe+3(CN)6]і при цьому утворюється синій осад «турнбулева синь»:

3Fe+2Cl2 + 2K3[Fe+3(CN)6]= Fe3[Fe+3(CN)6]2↓ + 6KCl

«турнбулева синь»

ІІ. Fe3+.

1. Реакція з лугами, при цьому утворюється бурий осад Fe(OH)3:

FeCl3 + 3NaOH = Fe(OH)3 ↓ + 3NaCl

2.Реакція з жовтою кров’яною сіллю K4[Fe+2(CN)6]і при цьому утворюється синій осад «берлінська блакить»:

4Fe+3Cl3 + 3K4[Fe+2(CN)6]= Fe4[Fe+2(CN)6]3↓ + 12KCl

«берлінська блакить»

3.Реакціяз калій роданідом KSCNі при цьому утворюєтьсякриваво-

червоний осад Fe(SCN)3:

FeCl3 + 3KSCN = Fe(SCN)3 ↓ + 3KCl

 

Природні сполуки Феруму

 

1. Fe2O3 - гематит, червоний залізняк

2. Fe3O4 (FeO∙Fe2O3) – магнетит, магнітний залізняк, залізна окалина.

3. FeS2 – пірит, залізний або сірчаний колчедан.

 

Неметалічні елементи

Особливості будови атомів неметалів:

1.Мають велику кількість електронів на зовнішньому шарі (3-8 електронів);

2. мають малий радіус(мала кількість електронних шарів);

3. неметали переважно приймають електрони до завершення зовнішнього шару, тобто переважно є окисниками,але деякі з них можуть і віддавати електрони(крім Флору),тобто виступають і відновниками.

4. Неметали мають найвищу позитивну С.О., яка відповідає номеру групи і найнижчу негативну С.О. таку скільки електронів бракує до завершення зовнішнього шару.

Із 110 елементів – 22 неметали. Це переважно р-елементи, крім Н і Не –s – елементи. Елементи-неметали у періодичній системі знаходяться і правій верхній частині її. Якщо провести діагональ від Бору до Астату, то на лінії діагоналі і зверху неї знаходяться неметали.

 

Тема 18. Гідроген і галогени та їх сполуки.

 

Гідроген та його сполуки.

 

Атоми Гідрогену найбільш розповсюджені у Всесвіті і входять до складу Сонця, зірок, а на Земліє тільки 1%.

Атом Гідрогену у періодичній системі знаходиться у двох групах одночасно:

І-А група (лужні метали) і VІІ-А група(галогени). На одному (першому) електронному шарі він містить 1 електрон, якщо він віддасть , то матиме С.О. +1(як лужні метали), він може також і прийняти електрони і одержить С.О. -1(як галогени).

Атом Н у формулах речовин має такі С.О. : -1, 0 , +1.(найбільш характерна С.О. +1, крім гідридів металів -1.)

Атом Гідрогену (Н) утворює тільки одну просту речовину – Н2водень.

За фізичними властивостями водень - це газ, найлегший із всіх відомих (Мr(H2) = 2), нерозчинний у воді(1: 0,019), але розчиняється у металі Платина (Pt) (1: 850).При високих тисках(тисячах атмосфер) водень проходить через металічну обшивку приладів як повітря через губку (вибухонебезпечний !), а також , коли вдихати водень, то голос змінюється.

 

 

Хімічні властивості водню

 

1. реакція горіння:

02 + О2 = 2Н+12О Суміш 2V Н2 + 1V O2 - «гримучий газ»

Н02 - відновник

2. реакція з неметалами:

Н02 + Cl2 = 2Н+1Cl

Н02 + S = Н2+1S

02 + N2 = 2NН3+1

Н02 – відновник

3. реакція з деякими металами (лужними, лужно-земельними і алюмінієм):

2Na + H20 = 2NaН-1 Н02окисник

4. реакція з оксидами малоактивних металів:

Fe2O3 + 3Н2 = 2Fe + 3H2O

 

5. реакція гідрування– це приєднання водню до атомів Карбону при подвійному чи потрійному зв’язку ворнанічних речовинах:

СН2 = СН2 + Н2 → СН3− СН3

етен етан

 

Добування водню

 

1. У промисловостіводень одержують при розкладі метану:

2СН4 → С2Н2 + 3Н2

2. У лабораторії водень одержують при взаємодії металів, що стоять у ряду металів до Н з кислотами:

Fe + 2HCl → FeCl2 + H2

 

Застосування водню

1. як екологічно чисте пальне;

2. синтез хлороводню і хлоридної кислоти; амоніаку, метанолу;

3. відновлення металів із руд;

4. одержання твердих жирів із олії (реакціях гідрування органічних речовин);

5. для наповнення стратостатів і метеорологічних шарів.

 

 

Галогени та їх сполуки

 

До галогенів відносяться елементи VII-А групи: F, Cl, Br, I, (At – це метал).Галогени – це родина найактивніших неметалів і серед них «король» всіх неметалів – F.

Для галогенів найбільш характерні такі С.О.: -1, 0, +1, +4, +6, +7.

(тільки F має: -1, 0)

Галогени як найактивніші неметали будуть приймати електрони і виступаючи переважно як окисники, тому найбільш характерна С.О.: -1.

Електронна формула атома Хлору: +1735,5Cl

1s22s22p63s25

 

 

Електронна формула аніону Хлору: Cl-

Cl0 + 1e → Cl-

1s22s22p63s26

Атоми галогенівутворюють тільки одну просту речовину формулами:

F2 , Cl2 , Br2 , I2 .

За фізичними властивостями галогени:

F2 -блідо-жовтого кольору газ;

Cl2 - жовтувато-зеленого кольоругаз;

Br2 - темно-червоного кольору рідина;

I2 - фіолетово-чорного кольору кристали.(явище сублімації – перехід з твердого стану до газоподібного, минаючи рідкий)

Найбільше практичне значення серед галогенів має Хлор і його сполуки.

 

Хлор

 

За фізичними властивостямихлор – це газ з різким запахом, трохи розчинний у воді(1:2,5) – розчин хлору у воді називається «хлорною водою». Він важчий за повітря (Мr(Cl2) = 71), дуже отруйний.

Хімічні властивості хлору

1.реакція з всіма металами, навіть благородними:

2Na + Cl20 = 2NaCl-1 «галогени» з грецької

2Au + 3Cl2 = 2AuCl3 «ті, що утворюють солі»

Cl02 – окисник

2. реакція з неметалами(крім С,O2):

Н2 + Cl20 = 2НCl-1

2Cl20 + 2P = 2PCl5-1

Cl20 - окисник

3. реакція з водою:

А) на початку реакції (свіжо приготовлена «хлорна вода»)

Н2О + Cl20 = НCl-1 + НCl+1 O

Н-ОН

гіпохлоритна кислота

HClO = HCl + O (атомарний Оксисен)

Cl20 - і окисник, і відновник

Б) в кінці реакції (при тривалому стоянні)

2О + 2Cl20 = 4НCl-1 + O2

Cl20 – окисник

 

 

4. реакція з лугами:








Дата добавления: 2016-07-09; просмотров: 1486;


Поиск по сайту:

При помощи поиска вы сможете найти нужную вам информацию.

Поделитесь с друзьями:

Если вам перенёс пользу информационный материал, или помог в учебе – поделитесь этим сайтом с друзьями и знакомыми.
helpiks.org - Хелпикс.Орг - 2014-2024 год. Материал сайта представляется для ознакомительного и учебного использования. | Поддержка
Генерация страницы за: 0.29 сек.