Metallide lihtainete keemilised omadused. Kemikaalide põhiklasside keemilised omadused
Viimaseks 200 aastat inimkonda uuris ainete omadusi paremini kui kogu keemia arenguloo jooksul. Loomulikult kasvab kiiresti ka ainete hulk, mille taga on eelkõige erinevate ainete saamise meetodite väljatöötamine.
V Igapäevane elu puutume kokku paljude asjadega. Nende hulgas on vesi, raud, alumiinium, plast, sooda, sool ja paljud teised. Looduses esinevaid aineid, nagu õhus sisalduv hapnik ja lämmastik, vees lahustunud ja looduslikku päritolu aineid nimetatakse looduslikeks aineteks. Alumiiniumi, tsinki, atsetooni, lubi, seepi, aspiriini, polüetüleeni ja paljusid teisi aineid looduses ei eksisteeri.
Neid saadakse laboris ja toodab tööstus. Kunstlikke aineid looduses ei esine, need on loodud looduslikest ainetest. Mõnda looduses eksisteerivat ainet on võimalik saada ka keemialaborist.
Niisiis, kaaliumpermanganaadi kuumutamisel vabaneb hapnik ja kriidi kuumutamisel - süsinikdioksiid. Teadlased on õppinud, kuidas muuta grafiiti teemandiks, kasvatada rubiini, safiiri ja malahhiidi kristalle. Seega on koos loodusliku päritoluga ainetega tohutult erinevaid kunstlikult loodud aineid, mida looduses ei leidu.
Ained, mida looduses ei leidu, toodetakse erinevates ettevõtetes: tehased, tehased, kombainid jne.
Kurnatuses loodusvarad Meie planeedi keemikute ees seisab nüüd oluline ülesanne: töötada välja ja rakendada meetodeid, mille abil on võimalik saada kunstlikult, laboris või tööstuslikus tootmises looduslike ainete analooge. Näiteks on fossiilkütuste varud looduses lõppemas.
Võib tulla aeg, mil nafta ja maagaas saavad otsa. Juba praegu töötatakse välja uut tüüpi kütuseid, mis oleksid sama tõhusad, kuid ei saastaks keskkond. Tänaseks on inimkond õppinud kunstlikult hankima erinevaid vääriskive, nagu teemandid, smaragdid, berüllid.
Aine koondolek
Ained võivad eksisteerida mitmes agregatsiooniseisundis, millest kolm on teile teada: tahked, vedelad, gaasilised. Näiteks looduses on vesi kõigis kolmes agregatsiooni olekus: tahke (jää ja lume kujul), vedel (vedel vesi) ja gaasiline (veeaur). Tuntud ained, mis ei saa eksisteerida normaalsetes tingimustes kõigis kolmes koondseisundis. Selle näiteks on süsinikdioksiid. Toatemperatuuril on see lõhnatu ja värvitu gaas. -79°С juures see aine "külmub" ja läheb agregatsiooni tahkesse olekusse. Sellise aine leibkonna (triviaalne) nimetus on "kuiv jää". See nimi on antud sellele ainele tänu sellele, et kuivjää muutub sulamata süsinikdioksiidiks, st ilma agregatsiooni vedelasse olekusse üleminekuta, mis esineb näiteks vees.
Seega võib teha olulise järelduse. Kui aine läheb ühest agregatsiooniseisundist teise, ei muutu see teisteks aineteks. Mingi muutuse, teisenemise protsessi nimetatakse nähtuseks.
füüsikalised nähtused. Ainete füüsikalised omadused.
Nähtusi, mille puhul ained muudavad agregatsiooni olekut, kuid ei muutu teisteks aineteks, nimetatakse füüsikalisteks. Igal üksikul ainel on teatud omadused. Ainete omadused võivad olla üksteisega erinevad või sarnased. Iga ainet kirjeldatakse füüsikaliste ja keemiliste omaduste kogumi abil. Võtame näiteks vee. Vesi külmub ja muutub jääks temperatuuril 0°C ning keeb ja muutub auruks temperatuuril +100°C. Need nähtused on füüsikalised, kuna vesi ei ole muutunud muudeks aineteks, toimub ainult muutus agregatsiooni olekus. Need külmumis- ja keemistemperatuurid on vee spetsiifilised füüsikalised omadused.
Ainete omadusi, mis määratakse mõõtmiste teel või visuaalselt, kui mõned ained ei muundu teisteks, nimetatakse füüsikalisteks.
Alkoholi aurustamine, nagu vee aurustamine- füüsikalised nähtused, ained muudavad samal ajal agregatsiooni olekut. Pärast katset saate veenduda, et alkohol aurustub kiiremini kui vesi – need on nende ainete füüsikalised omadused.
Ainete peamised füüsikalised omadused on järgmised: agregatsiooni olek, värvus, lõhn, vees lahustuvus, tihedus, keemistemperatuur, sulamistemperatuur, soojusjuhtivus, elektrijuhtivus. Selliseid füüsikalisi omadusi nagu värvus, lõhn, maitse, kristallide kuju saab määrata visuaalselt, kasutades meeli, ning mõõtmisega määratakse tihedus, elektrijuhtivus, sulamis- ja keemistemperatuur. Teave selle kohta füüsikalised omadused ah palju aineid on kogutud erialakirjandusse, näiteks teatmeteostesse. Aine füüsikalised omadused sõltuvad selle agregatsiooni olekust. Näiteks jää, vee ja veeauru tihedus on erinev.
Gaasiline hapnik on värvitu ja vedel hapnik on sinine. Füüsikaliste omaduste tundmine aitab "ära tunda" paljusid aineid. Näiteks, vask- ainus punane metall. Ainult lauasool on soolase maitsega. jood- peaaegu must tahke aine, mis muutub kuumutamisel lillaks auruks. Enamikul juhtudel tuleb aine määratlemisel arvesse võtta mitmeid selle omadusi. Näitena iseloomustame vee füüsikalisi omadusi:
- värv - värvitu (väikese mahuga)
- lõhn - lõhnatu
- agregatsiooni olek - tavatingimustes vedel
- tihedus - 1 g / ml,
- keemistemperatuur - +100°С
- sulamistemperatuur - 0°С
- soojusjuhtivus - madal
- elektrijuhtivus - puhas vesi ei juhi elektrit
Kristallilised ja amorfsed ained
Tahkete ainete füüsikaliste omaduste kirjeldamisel on tavaks kirjeldada aine struktuuri. Kui vaatate lauasoola näidist suurendusklaasi all, märkate, et sool koosneb paljudest tillukestest kristallidest. Väga suuri kristalle võib leida ka soolaladestustest. Kristallid - tahked kehad, millel on korrapärase hulktahuka kuju Kristallid võivad olla erineva kuju ja suurusega. Teatud ainete kristallid, näiteks laud soola – habras, kergesti purunev. Seal on üsna kõvad kristallid. Näiteks üks kõvemaid mineraale on teemant. Kui vaatate soolakristalle mikroskoobi all, märkate, et neil kõigil on sarnane struktuur. Kui arvestada näiteks klaasiosakesi, on neil kõigil erinev struktuur - selliseid aineid nimetatakse amorfseteks. Amorfsete ainete hulka kuuluvad klaas, tärklis, merevaik, mesilasvaha. Amorfsed ained - ained, millel puudub kristalne struktuur
keemilised nähtused. Keemiline reaktsioon.
Kui kell füüsikalised nähtused ained muudavad reeglina ainult agregatsiooni olekut, siis keemiliste nähtustega muunduvad mõned ained teisteks aineteks. Siin on mõned lihtsaid näiteid: tiku põlemisega kaasneb puidu söestumine ja gaasiliste ainete eraldumine ehk siis toimub puidu pöördumatu muundumine muudeks aineteks. Veel üks näide: aja jooksul katavad pronksskulptuurid rohelise kattega. Seda seetõttu, et pronks sisaldab vaske. See metall reageerib aeglaselt hapnikuga, süsinikdioksiid ja õhuniiskust, mille tulemusena tekivad skulptuuri pinnale uued rohelised ained Keemilised nähtused - ühe aine muundumine teiseks Ainete interaktsiooni protsessi uute ainete moodustumisega nimetatakse keemiliseks reaktsiooniks. Keemilised reaktsioonid toimuvad kõikjal meie ümber. Keemilised reaktsioonid toimuvad meis endis. Meie kehas toimuvad pidevalt paljude ainete transformatsioonid, ained reageerivad üksteisega, moodustades reaktsiooniprodukte. Seega sisse keemiline reaktsioon alati on reageerivaid aineid ja reaktsiooni tulemusena tekkinud aineid.
- Keemiline reaktsioon- ainete interaktsiooni protsess, mille tulemusena tekivad uued uute omadustega ained
- Reaktiivid- ained, mis osalevad keemilises reaktsioonis
- Tooted- keemilise reaktsiooni tulemusena tekkinud ained
Keemiline reaktsioon on kujutatud üldine vaade reaktsiooniskeem REAGENDID -> TOOTED
- reaktiivid– reaktsiooniks võetud algained;
- tooted- reaktsiooni tulemusena moodustuvad uued ained.
Igasuguste keemiliste nähtustega (reaktsioonidega) kaasnevad teatud märgid, mille abil saab keemilisi nähtusi füüsikalistest eristada. Sellised märgid hõlmavad ainete värvuse muutumist, gaasi eraldumist, sademe teket, soojuse eraldumist ja valguse eraldumist.
Paljude keemiliste reaktsioonidega kaasneb energia vabanemine soojuse ja valguse kujul. Reeglina kaasnevad selliste nähtustega põlemisreaktsioonid. Õhus toimuvates põlemisreaktsioonides reageerivad ained õhus sisalduva hapnikuga. Näiteks magneesiummetall süttib ja põleb õhus ereda pimestava leegiga. Seetõttu kasutati kahekümnenda sajandi esimesel poolel fotode tegemiseks magneesiumivälku. Mõnel juhul on võimalik vabastada energiat valguse kujul, kuid ilma soojuse vabanemiseta.Üks Vaikse ookeani planktoni liike on võimeline kiirgama eredat sinist valgust, mis on pimedas selgelt nähtav. Energia vabanemine valguse kujul on seda tüüpi planktoni organismides toimuva keemilise reaktsiooni tulemus.
Artikli kokkuvõte:
- On kaks suurt ainete rühma: looduslikku ja tehislikku päritolu ained.
- Tavatingimustes võivad ained olla kolmes agregatsiooni olekus
- Ainete omadusi, mis määratakse mõõtmiste teel või visuaalselt, kui mõned ained ei muundu teisteks, nimetatakse füüsikalisteks.
- Kristallid on tahked kehad, millel on korrapärase hulktahuka kuju.
- Amorfsed ained - ained, millel puudub kristalne struktuur
- Keemilised nähtused - ühe aine muundumine teiseks
- Reaktiivid on ained, mis osalevad keemilises reaktsioonis.
- Tooted - keemilise reaktsiooni tulemusena tekkinud ained
- Keemiliste reaktsioonidega võib kaasneda gaasi, setete, soojuse, valguse eraldumine; ainete värvimuutus
- Põlemine on keeruline füüsikaline ja keemiline protsess, mille käigus lähtematerjalid muutuvad keemilise reaktsiooni käigus põlemissaadusteks, millega kaasneb intensiivne soojuse ja valguse (leegi) eraldumine.
2NaOH + Zn + 2H 2O \u003d Na2 + H2
2KOH + 2Al + 6H2O = 2K + 3H 2
soola
1. Nõrga happe sool + tugev hape \u003d tugeva happe sool + nõrk hape
Na 2 SiO 3 + 2HNO 3 \u003d 2NaNO 3 + H 2 SiO 3
BaCO 3 + 2HCl \u003d BaCl 2 + H 2 O + CO 2 (H 2 CO 3)
2. Lahustuv sool + lahustuv sool = lahustumatu sool + sool
Pb(NO 3) 2 + K 2 S = PbS + 2KNO 3
CaCl 2 + Na 2 CO 3 \u003d CaCO 3 + 2NaCl
3. Lahustuv sool + leelis \u003d sool + lahustumatu alus
Cu(NO3)2 + 2NaOH = 2NaNO3 + Cu(OH)2
2FeCl3 + 3Ba(OH)2 = 3BaCl2 + 2Fe(OH)3
4. Lahustuv metallisool (*) + metall (**) = metallisool (**) + metall (*)
Zn + CuSO 4 \u003d ZnSO 4 + Cu
Cu + 2AgNO 3 \u003d Cu (NO 3) 2 + 2Ag
Tähtis: 1) metall (**) peab olema metallist (*) vasakul olevas pingereas, 2) metall (**) EI TOHI reageerida veega.
Näide 1 Tsinkhüdroksiid võib reageerida iga ainega paaris:
1) kaltsiumsulfaat, vääveloksiid (VI);
2) naatriumhüdroksiid (lahus), vesinikkloriidhape;
3) vesi, naatriumkloriid;
4) baariumsulfaat, raud(III)hüdroksiid.
Lahendus- 2) Tsinkhüdroksiid - amfoteerne. See reageerib nii hapete kui ka leelistega.
Näide 2 Vask(II)sulfaadi lahus reageerib mõlema ainega:
1) HCl ja H2SiO3;
2) H20 ja Cu(OH)2;
3) O2 ja HNO3;
4) NaOH ja BaCl2.
Lahendus- 4) Lahustes kulgeb reaktsioon, kui tingimused on täidetud: tekib sade, eraldub gaas, tekib vähedissotsieeruv aine, näiteks vesi.
Näide 3 Transformatsioonide skeem E -> E 2 O 3 -> E (OH) 3 vastab geneetilisele seeriale:
1) naatrium -> naatriumoksiid -> naatriumhüdroksiid;
2) alumiinium -> alumiiniumoksiid -> alumiiniumhüdroksiid;
3) kaltsium -> kaltsiumoksiid -> kaltsiumhüdroksiid;
4) lämmastik -> lämmastikoksiid (V) -> lämmastikhape.
Lahendus- 2) Skeemi järgi saate teada, et element on kolmevalentne metall, mis moodustab vastava oksiidi ja hüdroksiidi.
Näide 4 Kuidas teha järgmisi teisendusi:
Ca → Ca(OH) 2 → CaCO 3 → CaO → CaSO 4 → CaCl 2 → Ca?
Lahendus:
Ca + 2H 2O \u003d Ca (OH) 2 + H2
Ca(OH)2 + H2CO3 = CaCO3 + 2H2O
CaCO 3 == t CaO + CO 2
CaO + SO 3 \u003d CaSO 4
CaSO 4 + BaCl 2 \u003d CaCl 2 + BaSO 4
CaCl2 + Ba = BaCl2 + Ca
Ülesanded teemal 5
161-170 Kinnitage oksiidide happelisi omadusi reaktsioonivõrrandi abil molekulaarsel ja ioonsel kujul. Nimetage saadud ained.
181-190. Kirjutage reaktsioonivõrrandid, mida saab kasutada järgmiste ainete teisenduste läbiviimiseks:
| № | Ümberkujundamise skeem |
| Kaalium → kaaliumhüdroksiid → kaaliumkarbonaat → kaaliumnitraat → kaaliumsulfaat | |
| Tsink → tsinkkloriid → tsinkhüdroksiid → tsinkoksiid → tsinknitraat | |
| Vask(II) → vaskoksiid → vasksulfaat → vaskhüdroksiid → vaskoksiid → vaskkloriid | |
| Süsinik→süsinikdioksiid→naatriumkarbonaat→kaltsiumkarbonaat→süsinikdioksiid | |
| Vesinik → vesi → naatriumhüdroksiid → naatriumkarbonaat → naatriumnitraat | |
| Väävel → vesiniksulfiid → naatriumsulfiid → raud(II) sulfiid → vesiniksulfiid | |
| Naatrium → naatriumhüdroksiid → naatriumsulfiid → naatriumkloriid → naatriumsulfaat | |
| Magneesium→magneesiumsulfaat→magneesiumhüdroksiid→magneesiumoksiid→magneesiumkloriid | |
| Plii→plii(II)oksiid→pliinitraat→pliihüdroksiid→pliioksiid→pliisulfaat | |
| Väävel → vesiniksulfiid → kaaliumsulfiid → kaaliumkloriid → vesinikkloriidhape | |
| Kaltsium→kaltsiumhüdroksiid→kaltsiumkarbonaat→kaltsiumnitraat→lämmastikhape | |
| Alumiinium → alumiiniumsulfaat → alumiiniumhüdroksiid → alumiiniumoksiid → alumiiniumnitraat | |
| Väävel → väävel(IV)oksiid → väävelhape → naatriumsulfit → väävelhape | |
| Hapnik → alumiiniumoksiid → alumiiniumsulfaat → alumiiniumhüdroksiid → naatriummetaluminaat | |
| Alumiinium → alumiiniumkloriid → alumiiniumnitraat → alumiiniumhüdroksiid → alumiiniumsulfaat | |
| Vask→vask(II)kloriid→vask→vask(II)oksiid→vasknitraat | |
| Raud → raud(II)kloriid → raud(II)hüdroksiid → raud(II)sulfaat → raud | |
| Raud → raud(III)kloriid → raud(III)nitraat → raud(III)sulfaat → raud | |
| Alumiinium → alumiiniumnitraat → alumiiniumhüdroksiid → alumiiniumoksiid → naatriumaluminaat → alumiiniumsulfaat | |
| Tsink → naatriumtetrahüdroksotsinkaat → tsinknitraat → tsinkhüdroksiid → tsinkoksiid → kaaliumtsinkaat |
Keemilised reaktsioonid.
Üks aatomite, molekulide ja ioonide interaktsiooni liike on reaktsioonid, millesreaktiividanna ja teised saavadelektronid. Nende reaktsioonide ajal nimetatakse redoks, ühe või mitme elemendi aatomid muuta nende oksüdatsiooniastet.
Under oksüdatsiooniastme all mõistetakse tingimuslikku laengut, mis tekiks antud aatomil, kui eeldame, et kõik osakese (molekuli, kompleksiooni) sidemed on ioonsed.. Sel juhul arvatakse, et elektronid nihkuvad täielikult elektronegatiivsemasse aatomisse, mis tõmbab neid tugevamini ligi. Oksüdatsiooniastme mõiste on formaalne ega kattu sageli ei aatomite efektiivsete laengutega ühendites ega aatomi moodustatavate sidemete tegeliku arvuga. Siiski on see mugav redoksprotsesside võrrandite koostamisel ja kasulik keemiliste ühendite redoks-omaduste kirjeldamisel.
Aatomite oksüdatsiooniastmete arvutamisel lähtutakse järgmistest põhireeglitest: Oksüdatsiooniastet tähistab aatomi kohal olev ülaindeks, mille alguses on selle märk ja seejärel väärtus. See võib olla täisarv või murdarv. Näiteks kui H 2 O ja H 2 O2 hapniku puhul on oksüdatsiooniaste (-2) ja (-1), siis KO2-s ja KO3-s vastavalt (-1/2) ja (-1/3).
1) aatomi oksüdatsiooniaste lihtsad ained ax on null, näiteks:
Na0; H20; Cl 0 2; O 2 0 jne;
2) lihtiooni oksüdatsiooniaste, näiteks: Na +; Ca+2; Fe+3; Cl-; S-2 on võrdne selle laenguga, st vastavalt (+1); (+2); (+3); (-üks); (-2);
3) enamikes ühendites on vesinikuaatomi oksüdatsiooniaste (+1) (v.a hüdriidid Me - LiH; CaH jne, milles see on (-1));
4) hapnikuaatomi oksüdatsiooniaste enamikus ühendites on
(-2), välja arvatud peroksiidid (-1), hapnikfluoriid OF2 (+2) jne;
5) molekuli kõigi aatomite oksüdatsiooniastmete väärtuste algebraline summa on null ja kompleksioonis - selle iooni laeng. Näiteks lämmastiku oksüdatsiooniaste lämmastikhappe molekulis - HNO3 määratakse järgmiselt: vesiniku oksüdatsiooniaste on (+1), hapniku (-2), lämmastiku (x). Koostamine algebraline võrrand: (+1) + x + (-2) 3 = 0, saad x = +5.
Tulles tagasi redoksreaktsioonide määratluse juurde, märgime, et Oksüdatsioon on elektronide loobumise protsess ja redutseerimine on nende lisamise protsess. Oksüdeeriv aine on aine, mis sisaldab elementi, mille oksüdatsiooniaste reaktsiooni käigus väheneb. Redutseerija - aine, mis sisaldab elementi, mille oksüdatsiooniaste reaktsiooni käigus suureneb. Tuleb rõhutada, et oksüdatsiooni- ja redutseerimisreaktsioonid on üksteiseta võimatud ( seotud reaktsioonid). Seega redoksreaktsiooni tulemusena oksüdeerija redutseerub ja redutseerija oksüdeerub.
Tüüpilised redutseerivad ained:
1) metallid, näiteks: K, Mg, Al, Zn ja mõned mittemetallid vabas olekus - C, H (enamasti) jne;
2) elemendi madalaimale oksüdatsiooniastmele vastavad lihtioonid: S2-; I; Cl- ja teised;
3) kompleksioonid ja molekulid, mis sisaldavad madalaima oksüdatsiooniastmega aatomeid
ioonid: N NH4 ioonis, S H 2 S molekulis, I KI molekulis jne.
Tüüpilised oksüdeerijad:
1) mõne mittemetalli aatomid ja molekulid: F2; Cl ja O2 (enamikul juhtudel) jne;
2) elemendi kõrgeimatele oksüdatsiooniastmetele vastavad lihtioonid: Hg+2; Au+3; Pb ja teised;
3) kompleksioonid ja molekulid, mis sisaldavad aatomeid kõrgeim aste oksüdatsioon: Pb +4 PbO2-s; N+5 HNO3-s; S +6 HSO4-s; Cr +6 Cr2O7-s 2- või CrO42-; Mn +7 MnO-s - jne.
Mõnel ainel on kahekordne redoksfunktsioon, millel on (olenevalt tingimustest) kas oksüdatiivne või taastavad omadused. Nende hulka kuuluvad teatud ainete molekulid, liht- ja kompleksioonid, milles aatomid on vahepealses oksüdatsiooniastmes: CO molekulis C +2, H 2 O 2 molekulis O -, S +4 ioonis SO 3 2 -, N ioonis +3 NO 2 ioonis - ja teised.
Redoksreaktsioonis kanduvad elektronid redutseerijalt oksüdeerivale ainele.
Näide 1 Kirjutage raud(II)disulfiidi kontsentreeritud oksüdatsiooni võrrand lämmastikhape. Make up: elektroonilise ja elektronioonilise tasakaalu skeemid.
Lahendus. HNO 3 on tugev oksüdeerija, seetõttu oksüdeerub väävel maksimaalse oksüdatsiooniastmeni S +6 ja raud kuni Fe +3, samas kui HNO 3 saab redutseerida NO-ks või NO2-ks. Mõelge NO 2 -ks taastumise juhtumile.
FeS 2 + HNO 3 (konts.) → Fe (NO 3) 3 + H 2 SO 4 + NO 2.
Kus H 2 O asub (vasakul või paremal), pole veel teada.
võrdsustada see reaktsioon meetod elektrooniline tasakaal. Taastamisprotsessi kirjeldatakse diagrammil:
N +5 + e → N +4
Oksüdatsiooni poolreaktsiooni astuvad korraga kaks elementi - Fe ja S. Disulfiidis sisalduva raua oksüdatsiooniaste on +2 ja väävlil -1. Tuleb arvestada, et ühe Fe aatomi kohta on kaks S-aatomit:
Fe +2 - e → Fe +3
2S - - 14e → 2S +6 .
Üheskoos loovutavad raud ja väävel 15 elektroni.
Täielik saldo näeb välja selline:
FeS 2 oksüdeerimiseks läheb 15 HNO 3 molekuli ja Fe (NO 3) 3 moodustamiseks on vaja veel 3 HNO 3 molekuli:
FeS 2 + 18HNO 3 → Fe (NO 3) 3 + 2H 2 SO 4 + 15NO 2.
Vesiniku ja hapniku võrdsustamiseks tuleb paremale küljele lisada 7 H 2 O molekuli:
FeS 2 + 18HNO 3 (konts.) \u003d Fe (NO 3) 3 + 2H 2 SO 4 + 15NO 2 + 7H 2 O.
Kasutame nüüd elektronioonide tasakaalu meetodit. Mõelge oksüdatsiooni poolreaktsioonile. FeS 2 molekul muutub Fe 3+ iooniks (Fe (NO 3) 3 dissotsieerub täielikult ioonideks) ja kaheks SO 4 2- iooniks (H 2 SO 4 dissotsiatsioon):
FeS 2 → Fe 3+ + 2SO 2 4-.
Hapniku võrdsustamiseks lisage vasakule poole 8 H 2 O molekuli ja paremale poole 16 H + iooni (happeline keskkond!):
FeS2 + 8H2O → Fe3+ + 2SO42- + 16H+.
Vasaku külje laeng on 0, parema poole laeng on +15, seega peab FeS 2 andma 15 elektroni:
FeS2 + 8H2O-15e → Fe3+ + 2SO42- + 16H+.
Mõelge nüüd nitraadiiooni redutseerimise poolreaktsioonile:
EI -3 → EI 2.
NO 3-st on vaja võtta üks O aatom. Selleks lisada vasakule poole 2 H + iooni (happeline keskkond) ja paremale poole üks H 2 O molekul:
NO 3 - + 2H + → NO 2 + H 2 O.
Laengu võrdsutamiseks vasakule küljele (laeng +1) lisage üks elektron:
NO 3 - + 2H + + e → NO 2 + H 2 O.
Täielik elektronioonide tasakaal on kujul:
Vähendades mõlemad osad 16H + ja 8H 2 O võrra, saame redoksreaktsiooni redutseeritud ioonvõrrandi:
FeS 2 + 15NO 3 - + 14H + = Fe 3+ + 2SO 4 2- + 15NO 2 + 7H 2 O.
Lisades võrrandi mõlemale poolele sobiva arvu ioone, kolm iooni NO 3 - ja H +, leiame molekulaarse reaktsiooni võrrandi:
FeS 2 + 18HNO 3 (konts.) \u003d Fe (NO 3) 3 + 2H 2 SO 4 + 15NO 2 + 7H 2 O.
Keemiline kineetika uurib keemiliste protsesside kiirusi ja mehhanisme, samuti nende sõltuvust erinevatest teguritest. Keemiliste reaktsioonide kiirus sõltub: 1) reagentide olemusest; 2) reaktsioonitingimused: reagentide kontsentratsioon; rõhk, kui reaktsioonis osalevad gaasilised ained; temperatuur; katalüsaatori olemasolu.
NÄIDE 2 . Arvutage, mitu korda suureneb reaktsiooni kiirus, kui temperatuur tõuseb 40 ° võrra, kui reaktsioonikiiruse temperatuuritegur on 3.
LAHENDUS. Reaktsiooni kiiruse sõltuvust temperatuurist väljendab empiiriline van't Hoffi reegel, mille kohaselt iga 10 ° temperatuuritõusu korral suureneb enamiku homogeensete reaktsioonide kiirus 2-4 korda või
kus on reaktsioonikiiruse temperatuurikoefitsient, võtab sageli väärtusi 2–4, näitab, mitu korda reaktsioonikiirus suureneb temperatuuri tõustes 10 kraadi võrra;
v T 1 , v T2 - keemilise reaktsiooni kiirused temperatuuridel T1 ja T2. Selles näites:
Reaktsioonikiirus suureneb 81 korda
NÄIDE 3. Süsinikmonooksiidi (II) ja grafiidi oksüdeerimine toimub vastavalt võrranditele: a) 2CO(g) + O= 2CO2(g);
b) 2C(t) + O2(g)= 2CO(g).
Arvutage, kuidas muutuvad nende reaktsioonide kiirused, kui suurendate kolm korda: 1) hapniku kontsentratsiooni; 2) reaktsiooniruumi ruumala; 3) rõhk süsteemis.
Lahendus: reaktsioon a) jätkub homogeenne süsteem - kõik ained on samas faasis (kõik ained on gaasid), toimub reaktsioon b) heterogeenne süsteem - reagendid on erinevates faasides (O2 ja CO - gaasid, C - tahked faasid). Seetõttu on nende süsteemide reaktsioonikiirused ZDM-i järgi võrdsed:
a) 2CO(g) + O2(g) = 2CO; b) 2C(t) + O2(g) = 2CO(g);
a) 
b) 
Pärast hapniku kontsentratsiooni suurendamist on reaktsioonide a) ja b) kiirused võrdsed:
a) 
b) 
Reaktsioonikiiruse suurenemine võrreldes esialgsega määratakse suhtega:
A) 
b) 
Seetõttu suurenevad pärast hapniku kontsentratsiooni suurenemist 3 korda reaktsioonide a) ja b) kiirused 3 korda.
2) Süsteemi mahu suurenemine 3 korda vähendab iga gaasilise aine kontsentratsiooni 3 korda. Seetõttu vähenevad reaktsioonikiirused vastavalt 27 korda (a) ja 3 korda (b):
A) 
b) 
3) Rõhu tõus süsteemis 3 korda põhjustab mahu vähenemise 3 korda ja gaasiliste ainete kontsentratsiooni suurenemise 3 korda. Niisiis:
A) 
b) 
NÄIDE 4. Fosforpentakloriidi lagunemisreaktsioon kulgeb vastavalt võrrandile:
PCl5(g)= PCl3(g)+Cl2(g); H = +92,59 kJ.
Millises suunas nihkub selle reaktsiooni tasakaal: a) PCl5 kontsentratsiooni suurenemisega; b) Cl2 kontsentratsiooni suurendamine; c) rõhu tõus; d) temperatuuri alandamine; e) katalüsaatori kasutuselevõtt.
LAHENDUS. Keemilise tasakaalu nihe või nihe on reagentide tasakaalukontsentratsiooni muutus, mis on tingitud reaktsiooni toimumise ühe tingimuse muutumisest. Tasakaalu nihke suund määratakse Le Chatelier' põhimõte: kui tasakaalus olevale süsteemile avaldatakse mingit välist mõju (muutub kontsentratsioon, rõhk, temperatuur), siis tasakaal nihkub selle reaktsiooni suunas (otsene või vastupidine), mis mõjule neutraliseerib..
a) Reagentide (PCl5) kontsentratsiooni tõus suurendab pärireaktsiooni kiirust võrreldes pöördreaktsiooni kiirusega ning tasakaal nihkub edasisuunalise reaktsiooni suunas, s.t. õigus;
b) reaktsiooni produktide (Cl2) kontsentratsiooni suurenemine suurendab pöördreaktsiooni kiirust võrreldes pärireaktsiooni kiirusega ja tasakaal nihkub vasakule;
c) rõhu tõus nihutab tasakaalu väiksema koguse gaasiliste ainete moodustumisega kulgeva reaktsiooni suunas. Selles näites kaasneb pärireaktsiooniga 2 mol gaaside moodustumine (1 mol PCl3 ja 1 mol Cl2) ja pöördreaktsiooniga 1 mol PCl5 moodustumine. Seetõttu toob rõhu tõus kaasa tasakaalu nihkumise vasakule, s.o. pöördreaktsiooni suunas;
d) kuna otsene reaktsioon kulgeb soojuse neeldumisega), siis temperatuuri alandamine nihutab tasakaalu vastupidises suunas (eksotermiline reaktsioon);
e) katalüsaatori sisestamine süsteemi ei mõjuta tasakaalunihet, sest suurendab võrdselt edasi- ja tagurpidi reaktsioonide kiirust.
6. teema ülesanded
201-220. Nende skeemide kohaselt koostage redoksreaktsioonide võrrandid, märkige oksüdeerija ja redutseerija:
| № | Reaktsiooniskeem |
| KBr + KBrO 3 + H2SO4 →Br2 + K2SO4 + H2O | |
| KClO 3 + Na 2 SO 3 → Na 2 SO 4 + MnO 2 + KOH | |
| PbS+HNO3 →S+Pb(NO3)2+NO+H2O | |
| KMnO4 + Na2SO3 +KOH → K2MnO4 + Na2SO4 + H2O | |
| P+ HNO3 + H2O → H3PO4 + NO | |
| Cu 2 O+ HNO 3 → Cu(NO 3) 2 + NO+ H 2 O | |
| KClO 3 + Na 2 SO 3 → S+ K 2 SO 4 + MnSO 4 + H 2 O | |
| HNO 3 + Ca → NH 4 NO 3 + Ca (NO 3) 2 + H 2 O | |
| NaCrO 2 + PbO 2 + NaOH → Na 2 CrO 4 + Na 2 PbO 2 + H 2 O | |
| K 2 Cr 2 O 7 + H 2 S+ H 2 SO 4 → S + Cr 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + H 2 O | |
| KClO 3 + Na 2 SO 3 → KCl + Na 2 SO 4 | |
| KMnO4 + HBr → Br2 + KBr + MnBr2 + H2O | |
| H 3 AsO 3 + KMnO 4 + H 2 SO 4 → H 3 AsO 4 + MnSO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O | |
| P + HClO 3 + H 2 O → H 3 PO 4 + HCl | |
| NaCrO 2 + Br 2 + NaOH → Na 2 CrO 4 + NaBr + H 2 O | |
| FeS+ HNO 3 → Fe(NO 3) 2 +S+ NO+ H 2 O | |
| HNO 3 + Zn → N 2 O + Zn (NO 3) 2 + H 2 O | |
| FeSO 4 + KClO 3 + H 2 SO 4 → Fe 2 (SO 4) 3 + KCl + H 2 O | |
| K 2 Cr 2 O 7 + HCl → Cl 2 + CrCl 3 + KCl + H 2 O | |
| Au+ HNO 3 + HCl → AuCl 3 + NO+ H 2 O |
221-230. Mitu korda muutub otsereaktsiooni kiirus, kui muuta temperatuurirežiim T 1 asemel T 2? Temperatuuri koefitsient on toodud tabelis.
| № | ||||||||||
| T 1, K | ||||||||||
| T 2, K | ||||||||||
| γ |
231-240. Arvutage, mitu korda muutub reaktsiooni kiirus, kui protsessi tingimusi muudetakse.
236-240. Kuidas tuleks muuta a) temperatuuri, b) rõhku, c) kontsentratsiooni, et nihutada keemilist tasakaalu otsese reaktsiooni suunas?
Metallid ja mittemetallid.
OVR-ide kogum, mis tekib elektroodidel lahustes või elektrolüütide sulamisel nende läbimisel elektrivool nimetatakse elektrolüüsiks.
Vooluallika katoodil toimub elektronide ülekandmine lahusest või sulatisest katioonidele, seetõttu on katood "redutseerija". Anoodil eraldavad elektronid anioonid, seega on anood "oksüdeeriv aine". Elektrolüüsi ajal võivad konkureerivad protsessid toimuda nii anoodil kui katoodil.
Kui elektrolüüs viiakse läbi inertse (mittekuluva) anoodi (näiteks grafiit või plaatina) abil, konkureerivad reeglina kaks oksüdatsiooni- ja redutseerimisprotsessi:
- anoodil— anioonide ja hüdroksiidioonide oksüdatsioon,
- katoodil— vesiniku katioonide ja ioonide redutseerimine.
Kui elektrolüüs viiakse läbi aktiivse (tarbitava) anoodiga, muutub protsess keerulisemaks ja konkureerivad reaktsioonid elektroodidel on järgmised:
- anoodil- anioonide ja hüdroksiidioonide oksüdatsioon, metalli - anoodi materjali anoodiline lahustamine;
- katoodil- soolakatioonide ja vesinikuioonide regenereerimine, anoodi lahustamisel saadud metallikatioonide taaskasutamine. Anoodil ja katoodil kõige tõenäolisema protsessi valimisel eeldatakse, et reaktsioon kulgeb nii, et see nõuab kõige vähem energiat. Inertse elektroodiga soolalahuste elektrolüüsil kasutatakse järgmisi reegleid.
1. Anoodil võivad tekkida järgmised tooted:
a) anioone F -, SO 4 2-, NO 3 -, PO 4 3-, OH - sisaldavate lahuste elektrolüüsil eraldub hapnik;
b) halogeniidioonide oksüdeerimisel eralduvad vabad halogeenid;
c) anioonide oksüdatsiooni ajal orgaanilised happed protsess käib:
2RCOO - - 2е → R-R + 2СО 2.
2. Al 3+-st vasakul pingereas paiknevate ioone sisaldavate soolalahuste elektrolüüsil eraldub katoodil vesinik; kui ioon asub vesinikust paremal, siis eraldub metall.
3. Katoodil Al 3+ ja H + vahel paiknevaid ioone sisaldavate soolalahuste elektrolüüsil võivad toimuda konkureerivad protsessid nii katioonide redutseerimisel kui ka vesiniku eraldumisel.
Elektrolüüsi käigus moodustunud aine koguse sõltuvust ajast ja voolutugevusest kirjeldab üldistatud Faraday seadus:
m = (E/F) . ma t = (M/(n, F)) . ma t,
kus m on elektrolüüsi käigus tekkinud aine mass (g); E on aine ekvivalentmass (g/mol); M on aine molaarmass (g/mol); n on antud või vastuvõetud elektronide arv; I - voolutugevus (A); t on protsessi kestus (id); F on Faraday konstant, mis iseloomustab 1 ekvivalentmassi aine vabanemiseks vajalikku elektrihulka (F = 96500 C / mol = 26,8 A. h / mol).
Näide 1 Naatriumkloriidi sulandi elektrolüüs:
NaCl = Na + + Cl-;
katood (-) (Na +): Na + + e= Na 0,
anood (-) (Cl -): Cl - - e\u003d Cl 0, 2Cl 0 \u003d Cl 2;
2NaCl \u003d 2Na + Cl 2.
Näide 2 Naatriumkloriidi lahuse elektrolüüs:
NaCl \u003d Na + + Cl -,
H2O = H + + OH-;
katood (-) (Na+; H+): H++ e= H0, 2H0 = H2
(2H2O + 2 e\u003d H2 + 2OH -),
anood (+) (Cl - ; OH -): Cl - - e\u003d Cl 0, 2Cl 0 \u003d Cl 2;
2NaCl + 2H2O \u003d 2NaOH + Cl2 + H2.
Näide 3 Vask(II)nitraadi lahuse elektrolüüs:
Cu(NO 3) 2 \u003d Cu 2+ + NO 3 -
H2O = H + + OH-;
katood (-) (Cu 2+; H+): Cu 2+ + 2 e= Cu 0,
anood (+) (OH -): OH - - e=OH0,
4H 0 = O 2 + 2 H 2 O;
2Cu(NO 3) 2 + 2H 2 O \u003d 2Cu + O 2 + 4HNO 3.
Ülesanded teemal 7
241-250. Koostage a) sulatise, b) aine lahuse elektrolüüsil inertsete elektroodidel toimuvate protsesside elektroonilised võrrandid:
| № | ||||||||||
| Aine | NaOH | Kcl | AgNO3 | Cu(NO 3) 2 | FeSO4 | K 2 S | KOH | Fe (NO 3) 2 | ZnSO4 | Zn(NO3)2 |
251-260. Milliseid aineid ja millises koguses eraldub süsinikelektroodidele lahuse elektrolüüsi käigus aja t (h) jooksul voolutugevusel I (A).
271-280. Kirjutage ainetevahelise reaktsiooni võrrand, arvestades, et elektronide ülekanne on maksimaalne.
| № | Ained | № | Ained |
| P+HNO3 (konts.) | H2S+H2SO4 (konts.) | ||
| P + H2SO4 (konts.) | PH 3 + HNO 3 (konts.) | ||
| S+HNO3 (konts.) | PH 3 + H 2 SO 4 (konts.) | ||
| S+ H2SO4 (konts.) | HClO+HNO3 (konts.) | ||
| H2S+HNO3 (konts.) | HClO+ H2SO4 (konts.) |
Peamine:
1. Erokhin Yu.M. "Keemia": õpik kutsekeskkoolidele. - M .: Kirjastuskeskus "Akadeemia", 2004.
2. Rudzitis G.E., Feldman F.G. "Keemia" 10 rakku-M.: Valgustus. 1995. aasta.
3. Rudzitis G.E., Feldman F.G. "Keemia" 11 rakku. -M.: Valgustus. 1995. aasta.
4. Ahmetov M.S. "Laboratoorsed ja seminaritunnid üldisest ja mitte orgaaniline keemia» M.: lõpetanud kool. 2002.
Lisaks:
1. Petrov M.M., Mihhilev L.A., Kukushkin Yu.N. "Anorgaaniline keemia". M.: Keemia. 1989.
2. Potapov V.M. "Orgaaniline keemia". - M .: Haridus. 1983.
3. Mihhilev L.A., Passet N.F., Fedotova M.I. "Anorgaanilise keemia probleemid ja harjutused". M.: Keemia. 1989.
4. Potapov V.M., Tatarinchik S.N., Averina A.V. "Orgaanilise keemia probleemid ja harjutused" -M.: Keemia. 1989.
5. Khomchenko I.G. " üldine keemia". -M.: Uus laine. - ONÜKS 1999.
6. Khomchenko G.P. "Ülikooli sisseastujatele keemiaülesannete kogumine." -M.: Uus laine. 1999. aastal.
Jumal andis inimesele rauda ja kurat libistas roostet.
Vanasõna
Omaduste muutus aastakümnete jooksul. Kuna d-elemendid on iseloomustatud positiivne st.ok., siis on neil lihtsate ainete kujul redutseerivad omadused, mis in vesilahused mida iseloomustab redokspotentsiaali väärtus E . 0 Aastakümnete pärast, vasakult paremale, selle väärtus korrelatsioonis I 1 väärtusega, kasvav, kuid üleminekul mangaanile ja tsingi alarühmale, vaatamata I 1 järsule tõusule, väheneb see I 2 väärtuse vähenemise ja kristallvõre energia vähenemise tõttu nendele metallidele üleminekul (nendest asub perioodilisustabelis neist vasakul).
Kompaktses olekus pöördel. isegi esimese kümnendi M, mille E väärtused on negatiivsed (0 vahemikus Sc kuni Mn E 0< −0,90 B), с водой не реагируют вследствие образованияpassiveerimine oksiidkiled nende pinnal. Kuid punasel kuumusel tõrjuvad vesinikku veest välja veelgi vähem aktiivsed metallid (raud, nikkel, vanaadium ja titaani analoogid). M-i reaktsioonivõime suureneb järsult ka nende ülekandmisel peeneks hajutatud olekus, näiteks mangaani ja kroomi pulbrid interakteeruvad veega umbes temperatuuril. (MnO 2 ja Cr 2 O 3 tekkega).
Kõik esimese kümnendi metallid, mille puhul E 0< 0, кроме ванадия. Наиболее активные М: цинк и марганец – растворяются даже в уксусной кислоте, а медь (в ряду напряжений стоит правее водорода) лишь в т.н. кислотах-окислителях. При указанных взаимодействиях только Sc и Тi образуют соединения в ст.ок. (+3), остальные – в (+2), хотя хром(II) и (гораздо медленнее) железо(II) на воздухе затем окисляются до (+3).
Selgitatakse vanaadiumi (E 0 \u003d -1,20 V) anomaalset passiivsust lahjendatud hapetes eriline tihedus selle oksiidkile. See lahustub ainult HF-s või kontsentreeritud HNO-s, 3 millega see metall reageerib:
V + HNO 3 \u003d HVO 3 + NO.
muud aktiivne M olenevalt lahustuvus nende kontsentreeritud lämmastikhappes olevad oksiidkiled kas reageerivad sellega, redutseerides lämmastiku (-3)-ks (need on tsink, mangaan ja skandiumi alamrühm), või passiveeritakse see oksiidkile paksenemise tõttu, näiteks Cr 124.
Passiveerimist saab läbi viia ka kunstlikult. Seega suurendab kroomi (asub tsingi ja raua vahelises pingereas) töötlemine kontsentreeritud lämmastikhappega selle potentsiaali -0,56 V kuni +1,2 V, s.o. muudab Cr peaaegu sama õilsaks kui Pt. (Eriti kergesti deaktiveerub kroom roostevaba terase ja muude sulamite koostises 125 .) Kontsentreeritud H 2 SO 4 ja HNO 3 passiveerivad ka rauda.
Koobalt ja nikkel on aatomiraadiuste läheduse tõttu keemilise aktiivsuse poolest sarnased Fe-ga (seetõttu on need ühendatud perekondnääre). Kui aga raud reageerib mahus lahjendatud HCl ja H 2 SO 4-ga, siis kuumutamisel Co ja Ni. Lisaks deaktiveerib neid lämmastikhape vähemal määral kui raud, kuna nende oksiidid lahustuvad selles happes paremini.
Pange tähele, et teise ja kolmanda aastakümne elementide puhul jääb E 0 väärtuse muutuse olemus ligikaudu samaks, mis esimesel.
Muudatused alarühmade omadustes. I 1 väärtus d-alarühmades on peamiselt kasvab jasuurenenud tugevus sidemed M-võres (võrdle mp). Selle tulemusena (erinevalt põhialarühmadest ja Sc-alarühmast) muutub E 0 väärtus positiivsemaks ja metallide reaktsioonivõime. väheneb.
Niisiis, alarühmas IB, kui vask lahustub kontsentreeritud väävelhappes o.c. juures, siis hõbe ainult temperatuuril t> 160 0 C. Samas, hõbe, nagu vask, temperatuuril tubatemperatuuri interakteerub lämmastikhappega ja kuld - ainult "aqua regiaga" (nagu ka seleenhappega (vt eespool) ja klooriveega HCl juuresolekul).
IIB alarühmas lahustub Zn isegi äädikhappes, Cd HCl-s ja Hg (E 0 > 0) ainult HNO-s (3 happe puudumisega, oksüdatsioon läheb Hg, 2 2 + ja liiaga - kuni Hg). 2+
Samamoodi reageerib VIIB alarühmas Mn ka CHCOOH 3 ning Tc ja Re-ga (nende väärtused
E 0: vastavalt 0,47 V ja 0,37 V), umbes. lahustuvad ainult oksüdeerivates hapetes, näiteks lämmastikhappes (NO ja HEO 4 saadused).
VIIIB alarühmas interakteeruvad kõik raua perekonna metallid lahjendatud hapetega. Ja nende analoogid, st. plaatina metallid (E 0 > 0) oksüdeeritakse ainult sisse karm tingimustes ja nende raadiuste lähedus põhjustab suure sarnasus keemilises käitumises, kuid on ka erinevusi.
Niisiis, kõige aktiivsem neist - pallaadium - kuulub hapete hulka, nagu hõbe; ning roodium ja iriidium, erinevalt teistest, ei lahustu isegi "kuninglikus viinas" 126 . Nad reageerivad klooriga küllastunud naatriumkloriidi lahusega punasel kuumusel, moodustades jätkusuutlik kompleksid Na 3 [ECl 6 ]. Kuid musta kujul reageerivad need metallid kergesti kuuma väävelhappega ja isegi vesinikkloriidhappega hapniku juuresolekul. Pange tähele, et nendes tingimustes lahustub osmium tänu oma kõrgele afiinsusele hapniku suhtes (?) ka kompaktsel kujul.
IV, V ja VI kõrvalalarühmades teise ja kolmanda aastakümne M-s E 0< 0 , но за счет влиянияtihe oksiidkile pinnale, reageerivad nad hapetega ainult karmides tingimustes. Niisiis lahustuvad Zr ja Hf ainult komplekssetes hapetes: kuumas väävelhappes (produkt on H 2 [E (SO 4) ] 3) ja vesinikfluoriidhappes (H 4 [EF 8 ]); molübdeen suhtleb kuumutamisel ainult oksüdeerivate hapetega, volfram, nioobium ja tantaal aga ainult HF ja HNO seguga (vastavalt NO ja H 2 WF 8 või H 2 EF 7 produktid).
Seega, sõltumata sellest, kas kineetiline tegur (passiveeriv kile) on kattuv või mitte, väheneb d-metallide aktiivsus alarühmade hapete suhtes. Erand, nagu juba märgitud, on skandiumi alarühm, milles f-kompressioon puudub ja aatomiraadiuse väärtuste muutuse olemus I 1 ja E 0 on sama, mis peamistes alarühmades. Selle tulemusena interakteerub lantaan (erinevalt skandiumist ja ütriumist, mis lahustuvad mahu järgi ainult hapetes) isegi veega:
La + H2O → La (OH)3 + H2.
D-metallide ja leeliste suhe. Hõbe on leelisele 127 kõige vastupidavam ja tsink kõige vähem vastupidav: see oksüdeerub isegi lahendus leelis, redutseerides vee vesiniku ja moodustades kompleksi 128 - . Ülejäänud d-metallid, kui nad kipuvad esinema anioonsel kujul, reageerivad leeliste (või soodaga) kui sulanud, Näiteks:
Ti⎫ ⎧Na 2 TiO 3 ⎬ + NaOH→ H 2 + ⎨ .
⎭ ⎩Na 3 VO 4
Teiste puhul on vaja omada oksüdeeriv aine:
Cr + NaNO 3 + NaOH → Na 2 CrO 4 + NaNO 2,
O 2 + Na 2 CO 3 → Na 2 WO 4 + CO 2.
Veelgi enam, W ja Mo suhtlevad leelisega aktiivsemalt kui Cr, kuna nende pind kaetakse reaktsiooni käigus happelisema oksiidiga (EO), 3 kui kroomi puhul (Cr 2 O 3).
D-metallide koostoime lihtainetega. Korrosioon. Toatingimustes oksüdeerib ainult fluor enamikku d-metalle, välja arvatud väärismetallid (kuid reaktsioonid Cu, Ni, Fe (nagu ka Pb, Al-ga) piirduvad kaitsvate fluoriidkilede moodustumisega). Lisaks umbes kell. kuld interakteerub broomiga ning elavhõbe joodi ja väävliga, kuna moodustub termodünaamiliselt väga jätkusuutlik tooted: AuBr, 3 HgI 2 ja HgS (vt jaotist "Halogeenid").
Õhus, peendispersses olekus, üsna aktiivsed metallid (Ti, Cr, Mn, Fe, Co, Ni) pürofoorne 2 (st süttivad õhus väljavalamisel), kuid kompaktsel kujul on enamik M-sid passiveerimise tõttu stabiilsed. Eriti tihe pinnakiled moodustavad vanaadiumi ja titaani alarühmade metalle, mistõttu on neil kõrge korrosioonikindlus (isegi merevees).
Teised metallid ei ole nii stabiilsed. Õhukomponentide (mis?) mõjul korrodeeruvad tsink ja vask aeglaselt (koos E 2 (OH) 2 CO 3 moodustumisega); isegi hõbe tumeneb, kattub sulfiidiga (O 2, H 2 O ja H 2 S koosmõjul; milline on nende roll?).
Raud korrodeerub eriti kiiresti. Tõsi, kuivas atmosfääris toimub selle oksüdatsioon ainult moodustumiseni tihe passiveeriv FeO kile. Kuid niiskuse juuresolekul reaktsiooni tulemusena saadud toode:
Fe + H 2 O → FeO + H 2,
oksüdeeritakse hapniku poolt aktiveeritud H 2 O molekulide poolt Fe 2 O 3 -ks. Samal ajal imendub vesi metalli pinnale, lahustades osaliselt oksüdatsiooniprodukte takistab moodustamine tihe oksiidstruktuur, mille tulemusena toimub raua korrosioon sügavale sisse.
Leelise lisamine vähendab hapniku oksüdeerivat potentsiaali ja seetõttu kulgeb protsess vähemal määral. Pange tähele, et vägapuhas raud, mis adsorbeerib hästi vesinikku ja seega passiveerib selle pinda, ei oksüdeeru.
Tehniline raud korrosioonikaitseks värvitakse või allutatakse tinatamisele, tsinkimisele, kroomimisele, nikeldamisele, nitrimisele (Fe 4 N kate), tsementeerimisele (Fe C 3) ja muudele töötlemismeetoditele. Eriti, klaasistumine metallpind suurendab laseri abil korrosioonikindlust 12 korda, kuid M kuumutamisel üle 200 0 C see efekt kaob. Usaldusväärsem, kuid kulukam viis õhus oleva raua oksüdeerumise vastu võitlemiseks on saada roostevaba teras (18% Cr ja 9% Ni).
Korrosioon on aga aeglane protsess ja sellest piisab kiiresti d-metallid reageerivad ainult mittemetallidega kuumutamisel, isegi skandiumi kõige aktiivsemad M-alarühmad (oksüdeerunud kuni (+3)). (Kuid Sc-st La-le interaktsiooniaktiivsus suureneb (?) ja näiteks lantaan süttib klooris pöördel)
Titaani alarühma vähemreaktiivsete (?) metallide puhul on see nõutav rohkem küte (üle 150 0 С). Sel juhul Hf muundub Hf + 4-ks ning Ti ja Zr võivad moodustada produktid kehvem st.ok.: Ti 2 O 3, ZrCl 2 jne. Kuid need on tugevad redutseerijad, eriti Zr (?) puhul - nad oksüdeeruvad õhus või dismuteeruvad:
ZrCl2 → Zr+ ZrCl4.
Vanaadiumi alamrühma veelgi vähem aktiivsete metallidega toimuvad reaktsioonid temperatuuril t > 400 0 C ja produktide moodustumisega ainult kõrgeimas st. (+5).
Kroomi alamrühma liikudes näitab M reaktiivsus kasvav(oksiidide suurema lenduvuse tõttu), kuid väheneb Cr-lt W-le (?). Niisiis, kroom interakteerub kogu G 2-ga, molübdeen ei reageeri I 2-ga ja volfram ei reageeri ka Br 2-ga. Lisaks tõuseb kroomi oksüdatsioon kuni (+3) ja selle analoogide oksüdatsioon kuni (+6). (Pange tähele, et WF on 6 kõige raskema gaasi N.C.)
Sarnaseid mustreid täheldatakse ka teistes d-metallide alarühmades. Seega ei interakteeru tehneetsium ja reenium mitte joodiga, vaid teiste halogeenidega – ainult temperatuuril t > 400 0 C, moodustades EG 7 . Samal ajal mangaan oksüdeerub vähesel kuumutamisel.
isegi hall ja kuni st. (+2).
Vask reageerib märg kloor mahus, hõbe - kerge kuumutamisega ja kuld - ainult temperatuuril t> 200 0 C. Kuumutamisel mõjub hapnik ainult vasele (CuO saadus, kõrgemal temperatuuril - Cu 2 O (?)) ja hõbe oksüdeerunud ( erinevalt kullast) osooni abil (AgO-ks).
Tsink põleb ka CO 2-s ja elavhõbe umbes. isegi oksiidkile pole kaetud. Kuumutamisel temperatuurini 300 0 C moodustab see HgO ja Hg 2 O oksiidide segu, mis temperatuuril t> 400 0 C eraldab O, muutudes Hg-ks, samal ajal kui kaadmiumoksiidi lagunemistemperatuur on 1813 0 C ja ZnO - 1950 0 C.
Keemiliselt kõige stabiilsemad plaatinametallid ja kuld, kuid piisaval kuumutamisel reageerivad peaaegu kõigi mittemetallidega (G 2, O 2, S, P, As), kuigi erineva aktiivsusega ja selektiivsus; nimelt: perioodidel vasakult paremale suureneb vastupidavus O 2 ja F 2 suhtes ning väheneb Cl 2 ja S suhtes (vastavalt elementide aatomite elektronstruktuurile (?)).
Seega, kui fluor reageerib plaatinaga ainult temperatuuril t > 400 0 C, siis kloor reageerib temperatuuril 250 0 C (PtCl 2 saadus). Või kui arvestada interaktsiooni hapnikuga: musta kujul olev osmium oksüdeerub õhus mahu juures. (kuni OsO 4), ruteenium - kerge kuumutamisega ja ülejäänud - punase kuumuse temperatuuril. Tooted: IrO 2, PdO, PtO 2, Rh 2 O 3.
(Tugevamal kuumutamisel lagunevad need oksiidid, pealegi, kui reaktsioon:
PtO 2 → Pt+ O 2
läheb temperatuuril 500 0 C, seejärel laguneb:
RuO 2 → Ru+ O 2
esineb ainult siis, kui t > 1300 0 C).
Sarnast metalli hapnikukindluse suurenemist täheldatakse ka üleminekul raualt niklile (vt tabel 14).
Tabel 14 Raua perekonna metallide ja hapniku vastasmõju tunnused
Tahkete lahuste moodustumine. D-metallide eripäraks on nende kalduvus kunsti mitmekesisuse tõttu. ja valentsolekud ühendite moodustamiseks mittestöhhiomeetriline koostis: intermetalliidid (AlNi jne) või metalliidid (Fe S 3, VN, LaB, ZrC 6 jne). Sama hästi kui tahked lahused, eelkõige lahendusi rakendamine gaasid. Seega neelavad skandiumi ja titaani alarühmade metallid vesinikku mahu juures. koostisele: EH 2 ja EH (3 kuumutamisel H 2 lahustuvus väheneb).
Niklil ja pallaadiumil on eriline afiinsus vesiniku suhtes (1 V Pd lahustab 1000 V H2), mis on seetõttu reaktsioonide katalüsaatorid. hüdrogeenimine. Ja näiteks plaatina sorbeerib peamiselt O 2 (kuni 700 V) ja seetõttu kasutatakse seda hapniku osalusel toimuvate protsesside katalüsaatorina: oksüdatsioon NH 3 NO-ks, SO 2 SO-ks, 3 autode heitgaaside järelpõletamiseks (sel juhul muutub eelkõige NO N 2-ks ja CO CO 2-ks) jne.
Nende metallide katalüütilise toime mehhanism seisneb selles, et nagu eeldatakse, lahustuvad gaasid M. pihustatud. Seega on vesinik, mis vabaneb selle lahuse kuumutamisel metallis, tugevam redutseerija kui molekulaarne vesinik.
Lisaks säilitab pallaadium näiteks H 2 neelamisel metallilised omadused kuni teatud piirini, kuid kaotab paramagnetismi. See tähendab, et vähemalt osa vesinikuaatomitest loovutavad oma valentselektronid metalli juhtivusribale.
Samuti on andmeid hüdriidioonide osalise tekke kohta, näiteks vesiniku lahustamisel rauas. Saadud ja nö. ebakonventsionaalsed hüdriidid, milles H2 molekulid on d-metalli aatomil tervikuna koordineeritud. (Need on mudelid katalüüsi käigus tekkivate vaheühendite uurimisel.)
Keemia ettevalmistus ZNO ja DPA jaoks
Põhjalik väljaanne
OSA JA
ÜLDKEEMIA
ELEMENTIDE KEEMIA
HALOGEENID
Lihtsad ained
Fluori keemilised omadused
Fluor on looduses tugevaim oksüdeerija. Otseselt ei reageeri see ainult heeliumi, neooni ja argooniga.
Reaktsiooni käigus metallidega tekivad fluoriidid, ioonse tüüpi ühendid:
Fluor reageerib jõuliselt paljude mittemetallidega, isegi mõne inertgaasiga:
Kloori keemilised omadused. Koostoime keeruliste ainetega
Kloor on tugevam oksüdeerija kui broom või jood, seega tõrjub kloor nende sooladest välja rasked halogeenid:
Vees lahustuv kloor reageerib sellega osaliselt, mille tulemusena moodustuvad kaks hapet: kloriid ja hüpoklorit. Sel juhul suurendab üks klooriaatom oksüdatsiooniastet ja teine aatom vähendab seda. Selliseid reaktsioone nimetatakse disproportsioonireaktsioonideks. Disproportsioonireaktsioonid on iseparanevad-iseoksüdatsioonireaktsioonid, st. reaktsioonid, milles ühel elemendil on nii oksiidi kui ka redutseerija omadused. Disproportsiooniga tekivad samaaegselt ühendid, milles element on primitiivsega võrreldes rohkem oksüdeerunud ja redutseeritud olekus. Kloori aatomi oksüdatsiooniaste hüpoklorithappe molekulis on +1:
Kloori koostoime leeliselahustega kulgeb sarnaselt. Sel juhul moodustub kaks soola: kloriid ja hüpoklorit.
Kloor interakteerub erinevate oksiididega:
Kloor oksüdeerib mõningaid sooli, milles metall ei ole maksimaalses oksüdatsiooniastmes:
Molekulaarne kloor reageerib paljudega orgaanilised ühendid. Katalüsaatorina ferrum(III)kloriidi juuresolekul reageerib kloor benseeniga, moodustades klorobenseeni ja valgusega kiiritamisel tekib sama reaktsioon heksaklorotsükloheksaani:
Keemilised omadused broom ja jood
Mõlemad ained reageerivad vesiniku, fluori ja leelistega:
Joodi oksüdeerivad erinevad tugevad oksüdeerivad ained:
Lihtainete ekstraheerimise meetodid
Fluori ekstraheerimine
Kuna fluor on tugevaim keemiline oksiid, on seda võimatu keemiliste reaktsioonide abil vabas vormis ühenditest eraldada ja seetõttu kaevandatakse fluori füüsikalis-keemilise meetodiga - elektrolüüsiga.
Fluori ekstraheerimiseks kasutatakse kaaliumfluoriidi sulamit ja nikkelelektroode. Niklit kasutatakse seetõttu, et metalli pind passiveerub fluori toimel lahustumatute
NiF2, seetõttu ei hävine elektroodid ise neile eralduva aine toimel:Kloori ekstraheerimine
Kloori toodetakse kaubanduslikult naatriumkloriidi lahuse elektrolüüsi teel. Selle protsessi tulemusena ekstraheeritakse ka naatriumhüdroksiid:
Väikestes kogustes saadakse kloori vesinikkloriidi lahuse oksüdeerimisel erinevatel meetoditel:
Kloor on keemiatööstuse väga oluline toode.
Selle maailmatoodang on miljoneid tonne.
Broomi ja joodi ekstraheerimine
Tööstuslikuks kasutamiseks saadakse broomi ja joodi vastavalt bromiidide ja jodiidide oksüdeerimisel. Oksüdeerimiseks kasutatakse kõige sagedamini molekulaarset kloori, kontsentreeritud sulfaathapet või mangaandioksiidi:
Fluori ja mõningaid selle ühendeid kasutatakse raketikütuse oksüdeeriva ainena. Suures koguses fluori kasutatakse erinevate külmutusainete (freoonide) ja mõnede polümeeride tootmiseks, mida iseloomustab keemiline ja termiline vastupidavus (teflon ja mõned teised). Fluori kasutatakse tuumatehnoloogias uraani isotoopide eraldamiseks.
Suurem osa kloorist kasutatakse vesinikkloriidhappe tootmiseks ja ka oksüdeeriva ainena teiste halogeenide ekstraheerimiseks. Tööstuses kasutatakse seda kangaste ja paberi pleegitamiseks. Suuremates kogustes kui fluor, kasutatakse seda polümeeride (PVC jt) ja külmutusagensite tootmiseks. Desinfitseerida klooriga joogivesi. Seda on vaja ka mõne lahusti, näiteks kloroformi, metüleenkloriidi, süsiniktetrakloriidi ekstraheerimiseks. Ja seda kasutatakse ka paljude ainete tootmiseks, nagu kaaliumkloraat (bertoleti sool), valgendi ja paljud teised klooriaatomeid sisaldavad ühendid.
Broomi ja joodi ei kasutata tööstuses samas mahus kui kloori või fluori, kuid nende ainete kasutamine suureneb iga aastaga. Broomi kasutatakse erinevate rahustavate ravimite valmistamisel. Joodi kasutatakse antiseptiliste preparaatide valmistamisel. Ainete kvantitatiivses analüüsis kasutatakse laialdaselt broomi ja joodi ühendeid. Joodi abil puhastatakse osa metalle (seda protsessi nimetatakse joodi rafineerimiseks), näiteks titaan, vanaadium jt.
