Предмет та методи хімії
Роль хімії в розвитку галузей промисловості і сільського господарства. Основні закони хімії. Періодична система елементів Д.І. Менделєєва. Механізм утворення ковалентного зв’язку. Оксиди, їх номенклатура, класифікація, способи добування, властивості.
| Рубрика | Химия |
| Вид | курс лекций |
| Язык | украинский |
| Дата добавления | 12.01.2011 |
| Размер файла | 2,3 M |
Отправить свою хорошую работу в базу знаний просто. Используйте форму, расположенную ниже
Студенты, аспиранты, молодые ученые, использующие базу знаний в своей учебе и работе, будут вам очень благодарны.
HNO3
Фосфор
P
15
3s23p3
-3, 0, +3, +5
HPO3; H3PO4
Арсен
As
33
4s24p3
-3, 0, +3, +5
HAsO3; H3AsO4
Стибій
Sb
51
5s25p3
-3, 0, +3, +5
HSbO3; H3SbO4
Вісмут
Bi
83
6s26p3
-3, 0, +3, +5
Bi2O5 * n H2O
Формула гідридів у найнижчому ступені окиснення - RH3
Властивості. Вищі оксиди та їх гідрати мають кислотний характер, який зменшується із зростанням протонного числа елемента. У групі зверху вниз неметалічні властивості послаблюються, а металічні посилюються (Стибій і Вісмут - метали) згідно зі зменшенням значень електронегативності. Гідриди цих елементів, на відміну від гідридів VIA групи, не виявляють яскраво виражених кислотних властивостей. Амоніак NH3, маючи на атомі Нітрогену неподілену пару електронів зовнішньої s-орбіталі, легко приєднує йон Гідрогену, утворюючи амоній-іон NH4+ за донорно-акцепторним механізмом, і виявляє основні властивості. Інші гідриди, крім фосфіну РН3, позбавлені цих властивостей через збільшення радіуса центрального атома.
Нітроген
Будова атома:
Електронна конфігурація атома: 1s22s22p3
Розміщення електронів за енергетичними комірками:
|
Можливі ступені окиснення |
-3 |
0 |
+1 |
+2 |
+3 |
+4 |
+5 |
|
|
Приклад |
NH3 |
N2 |
N2O |
NO |
N2O3 |
NO2 |
HNO3 |
Ізотопи: 14N та 15N
Поширення в природі. Нітроген у складі азоту - основна складова повітря (w (N2) = 78%). У вигляді неорганічних сполук Нітроген у невеликих кількостях є в грунті. У вигляді складних органічних сполук - білків - він увіходить до складу всіх живих організмів, беручи участь у їх життєдіяльності.
У вільному стані Нітроген існує у формі простої речовини - азоту.
Азот
Молекулярна формула азоту N2.
Електронна формула
Структурна формула
Фізичні властивості. Азот за стандартних умов - газ без кольору і запаху. Його молекули неполярні, тому взаємодія між ними дуже слабка, вона не може перешкодити їх хаотичному руху. Цим пояснюється газуватий стан азоту і це є причиною того, що азот зріджується (-196OC) і твердне (-210OC) за дуже низьких температур. У твердому стані має молекулярні кристалічні гратки. Неполярністю молекул азоту пояснюється низька розчинність його у воді (в 1 об'ємі води за 20OC розчиняється 0,0154 об'єми азоту). Він трохи легший за повітря, маса 1 л азоту дорівнює 1,25 г. Хімічні властивості. Молекула азоту має потрійний зв'язок між атомами Нітрогену (один s-зв'язок і два p-зв'язки), він міцний і тому азот малоактивний. За звичайних умов він взаємодіє тільки з літієм, утворюючи літій нітрид:
З іншими металами азот сполучається за високої температури:
Нітриди металів, особливо лужних й лужноземельних - йонні сполуки, що належать до класу солей. Вони зазнають гідролізу, утворюючи гідроксид металу та амоніак:
За високих температур і тиску, а також наявності каталізатора азот взаємодіє з воднем, утворюючи амоніак:
З киснем азот сполучається за температури електричної дуги, понад 2000OC, утворюючи нітроген (ІІ) оксид:
Оскільки Нітроген у сполуках виявляє як позитивний, так і негативний ступінь окиснення, його проста речовина - азот - у реакціях може бути як окисником, так і відновником.
Добування.
У лабораторії азот одержують такими способами:
а) під час нагрівання амоній нітриту або суміші концентрованих розчинів натрій нітриту і амоній хлориду
б) під час розкладу амоніаку над купрум (ІІ) оксидом:
У промисловості азот добувають фракційною перегонкою зрідженого повітря.
Використання. Азот застосовують для:
добування амоніаку;
наповнення електричних ламп;
одержання сильного охолодження (пари рідкого азоту викликають сильне охолодження - у холодильних установках (рефрижераторах) для перевезення фруктів; для охолодження пошкодженого чорнобильського реактора навіть збудували завод для виробництва рідкого азоту).
Амоніак
Молекулярна формула NH3, Електронна формула
Структурна формула
Молекула має форму піраміди з атомом Нітрогену у вершині та кутом 107° між ковалентними полярними зв'язками N - H, внаслідок чого вона полярна. Ступінь окиснення Нітрогену становить - 3.
У природі амоніак утворюється під час гниття органічних решток.
Фізичні властивості. Амоніак - безбарвний газ, з різким запахом, набагато легший за повітря, дуже добре розчиняється у воді (за температури 20OC в 1 об'ємі води - 700 об'ємів амоніаку).
Водний розчин амоніаку називають амоніачною водою, або нашатирним спиртом, масова частка амоніаку в ньому дорівнює 25%. Амоніак легко зріджується, за температури - 33,4OC переходить у рідкий стан.
Хімічні властивості.
Як відновник амоніак окиснюється киснем і горить у ньому зеленкуватим полум'ям.
Добування. У лабораторії амоніак добувають із суміші твердих речовин - нашатирю NH4Cl і гашеного вапна Ca (OH) 2.
Використання. Амоніак застосовують:
для виробництва нітратної кислоти, солей амонію, вибухових речовин, соди, барвників;
як добриво і для добування азотних добрив, у тім числі й карбаміду (сечовини);
як холодоагент у холодильних установках;
у медицині як нашатирний спирт;
у хімічних лабораторіях як слабкий луг;
у побуті під час прання білизни, для виведення плям, чищення килимів і ювелірних виробів.
Оксиди Нітрогену
Нітроген з Оксигеном утворює п'ять оксидів, в яких він виявляє різні ступені окиснення від +1 до +5. Різний кількісний склад оксидів і різна їх будова зумовлюють їх різні властивості. Усі оксиди Нітрогену дуже отруйні, за винятком нітроген (І) оксиду.
Оксиди нітрогену
|
Формула оксиду |
Ступінь окиснення Нітрогену |
Характер оксиду |
Агрегатний стан |
Колір |
Добування |
Застосування |
|
|
N2O |
+1 |
Несолетворний |
Газ |
Безбарвний |
Знеболюючий засіб у медицині, „звеселяючий" газ |
||
|
NO |
+2 |
Несолетворний |
Газ |
Безбарвний |
Проміжний продукт виробництва нітратної кислоти |
||
|
N2O3 |
+3 |
Кислотний |
Рідина |
Синій |
NO + NO2 = N2O3 |
- |
|
|
NO2 N2O4 |
+4 |
Кислотний |
Газ Тверда Речовина |
Бурий Безбарвний |
2NO + O2 = 2 NO2 2NO2D N2O4 |
Окисник рідкого ракетного палива; каталізатор; очис- ник нафтопродуктів |
|
|
N2O5 |
+5 |
Кислотний |
Тверда Речовина |
Білий |
2HNO3 + P2O5= N2O5 + 2HPO3 |
- |
Нітратна кислота
Молекулярна формула HNO3 молекул вона існує тільки в безводному стані або в парах.
Добування нітратної кислоти. У лабораторії нітратну кислоту одержують дією концентрованої сульфатної кислоти на сухі нітрати. У промисловості нітратну кислоту добувають амоніачним способом.
Використання. Нітратну кислоту застосовують:
для виробництва добрив, барвників, пороху та інших вибухових речовин, пластмас, штучного волокна, лікарських препаратів, піно - та фотоплівки;
як сильний окисник у самозаймистих ракетних паливах.
Солі нітратної кислоти - нітрати. Нітрати можна добути дією нітратної кислоти на метали, оксиди металів, основи, амоніак, деякі солі тощо.
Використання. Нітрати використовують у сільському господарстві як добрива, у піротехніці для виготовлення чорного пороху та вибухових речовин. Окрім того, натрій нітрат та калій нітрат також використовують у варінні скла і в харчовій промисловості для консервування продуктів.
Азотні добрива. Азотні добрива поділяють на дві групи:
мінеральні добрива - селітри KNO3, NaNO3, NH4NO3, Ca (NO3) 2, солі амонію (NH4) 2SO4, рідкий амоніак NH3, амоніачна вода, органічні добрива - гній, компост, послід та зелені добрива (люпин, сочевиця, горох, конюшина, серадела).
Фосфор як хімічний елемент
Будова атома:
Електронна конфігурація: 1s22s22p63s23p3
Розміщення електронів зовнішнього енергетичного рівня за енергетичними комірками:
|
Можливі ступені окиснення |
-3 |
0 |
+3 |
+5 |
|
|
Приклад |
РН3 |
Р4 |
Р2О3, Р4О6 |
Р2О5, Р4О10 |
Ізотопи: 31P, 32P (штучний)
У природі Фосфор трапляється тільки в сполуках. Найважливіші мінерали, до складу яких увіходить кальцій фосфат - це фосфорити й апатити.
Ca3 (PO4) 2
Найбільше у світі родовище апатитів на Кольському півострові у Хібінських горах.
В Україні родовища фосфоритів трапляються у Придністров'ї, на Харківщині, у Чернігівській та Запорізькій областях.
Фосфор - життєво важливий елемент для організму людини, тварин і рослин. В організмі людини він виявлений у складі всіх тканин, особливо нервової і кісткової, входить до складу деяких ферментів, міститься в зубах.
Фосфор як проста речовина
Хімічний елемент Фосфор утворює кілька простих речовин - алотропних модифікацій Фосфору, які помітно різняться за властивостями. Це - білий, червоний і чорний фосфор.
|
Алотропи Фосфору Ознаки порівняння |
Білий фосфор |
Червоний фосфор |
Чорний фосфор |
|
|
Кристалічні гратки |
Молекулярні Р4 |
Атомні |
Атомні |
|
|
Колір |
Білий |
Від коричневого до фіолетового |
Сіро-чорний |
|
|
Запах |
Часнику |
Без запаху |
Без запаху |
|
|
Твердість |
Схожий на віск |
Твердий |
Відносно м'який |
|
|
Характер алотропна |
Неметалічний |
Неметалічний |
Металічний |
|
|
Температура плавлення |
44ОС |
Плавиться лише під тиском, за температури > 280ОС переходить у пару білого фосфору |
||
|
Розчинність |
Мало у воді, добре в CS2 |
Нерозчинні |
||
|
Реакційна здатність |
Висока |
Низька |
Середня |
|
|
Люмінесценція |
Зеленкувате світіння в темряві |
- |
- |
Хімічні властивості.
Фосфор хімічно активніший ніж азот. Його активність залежить від алотропної форми. Найактивніший білий фосфор. Хімічна формула фосфору, умовна для всіх його алотропних форм, - Р.
Взаємодіє з металами:
Фосфіди розкладаються водою - реакція гідролізу - з утворенням фосфіну РН3 (безбарвний газ, дуже токсичний, легко окиснюється на повітрі, має запах гнилої риби):
Взаємодіє з неметалами. З воднем фосфор практично не взаємодіє
Взаємодіє з сильними окисниками:
Добування. Фосфор добувають із кальцій фосфату (складова фосфориту і апатиту) за допомогою піску і коксу. Суміш прожарюють в електропечах:
Використання. Білий фосфор широкого використання не має. Його застосовують для добування інших алотропних форм, фосфатних кислот, як бойову запалювальну речовину і для утворення димових завіс.
Червоний фосфор:
для виробництва сірників;
у металургії як розкисник під час добування сплавів;
для одержання феромагнітних плівок в елементах пам'яті обчислювальних машин;
для добування напівпровідникових фосфідів;
для добування фосфорорганічних препаратів - засобів знищення комах - шкідників сільськогосподарських рослин.
Оксигеновмісні сполуки Фосфору.
Фосфор (V) оксид, емпірична формула P2O5,Фосфор (ІІІ) оксид, емпірична формула: P2O3
Ортофосфатна кислота, емпірична формула: H3PO4
Ортофосфатна кислота застосовується:
для виробництва добрив і кормових добавок;
як каталізатор в органічному синтезі;
для освітлення цукру і надання кислуватого смаку безалкогольним напоям.
Фосфатні добрива
Важливими фосфатними добривами є такі:
Останнім часом широкого розповсюдження набули комплексні добрива, які містять кілька необхідних рослинам елементів:
Амофоси - NH4H2PO4 i (NH4) 2HPO4
Амофоска - добриво, що містить N, P, K
23. Неметали четвертої групи
Елементи IVA групи (головної підгрупи четвертої групи) - це р-елементи. Вони мають на р-підрівні зовнішнього енергетичного рівня два неспарених електрони та вільну р-орбіталь, на яку під час збудження атома може переходити розпарований електрон s-підрівня. Як і в інших групах, у них спостерігається подібність властивостей елементів і сполук.
Сполуки Карбону та Силіцію з Гідрогеном на відміну від сполук з Гідрогеном елементів сьомої - п'ятої груп, не виявляють ні кислотних, ні основних властивостей, що пояснюється низькою полярністю зв'язків С - Н та Si - H унаслідок близьких електронегативностей атомів і неполярності молекул СН4 і SiH4.
У групі зі зростанням протонного числа елемента спостерігається зміна властивостей від неметалічних до металічних.
|
Елемент |
Протонне число |
Електронна конфігурація зовнішнього енергетичного рівня |
Характер елемента |
||
|
Назва |
Символ |
||||
|
Карбон |
C |
6 |
2s22p2 |
Типовий неметал |
|
|
Силіцій |
Si |
14 |
3s23p2 |
Типовий неметал |
|
|
Германій |
Ge |
32 |
4s24p2 |
Виявляє металічні і неметалічні властивості |
|
|
Станум |
Sn |
50 |
5s25p2 |
Метал |
|
|
Плюмбум |
Pb |
82 |
6s26p2 |
Метал |
|
|
Формула гідриду з найнижчим ступенем окиснення елемента - RH4 |
|||||
|
Формула оксиду з найвищим ступенем окиснення елемента - RO2 |
Оксиди Карбону і Силіцію в ступенях окиснення +4 є кислотними, а оксиди Стануму і Плюмбуму - амфотерними. З усіх елементів IVА групи тільки атоми Карбону здатні утворювати кратні p - зв'язки та ланцюги.
Карбон
Будова атома:
Електронна конфігурація атома: 1s22s22p2
Розміщення електронів за енергетичними комірками:
В атомі Карбону, на відміну від усіх інших елементів, число валентних електронів дорівнює числу валентних орбіталей. Це одна з основних причин значної стійкості зв'язку С - С і виключної здатності Карбону до утворення гомоланцюгів.
Валентність Карбону становить IV, а ступінь окиснення має різні значення.
|
Можливі ступені окиснення |
-4 |
0 |
+2 |
+4 |
|
|
Приклади |
СН4 |
С |
СО |
СО2 |
Ізотопи: 12С, 13С, 14С (радіоактивний)
Поширення у природі. Вільний Карбон трапляється в природі у вигляді таких алотропних модифікацій, як алмаз, графіт, карбін, фулерен, у вигляді природних карбонатів (вапняки і доломіти), горючих копалин - антрациту, кам'яного та бурого вугілля, горючих сланців, нафти, торфу, природних горючих газів та ін. У атмосфері та гідросфері Карбон є у вигляді карбон діоксиду (карбон (IV) оксиду). Карбон входить до складу всіх живих організмів. У пароподібному стані та у вигляді сполук з Нітрогеном і Гідрогеном його виявили в атмосфері Сонця, планет, його знайшли у метеоритах.
Алотропи Карбону та вуглецеві матеріали. Відомо кілька алотропних модифікацій Карбону - алмаз, графіт, карбін, фулерен. Це тверді речовини з атомними кристалічними гратками, які різняться будовою кристалів і фізичними властивостями.
Алмаз - тугоплавка кристалічна речовина, хімічно малоактивна, діелектрик. Зустрічаються кристали безбарвні й забарвлені, прозорі і непрозорі. У кристалі алмазу кожний атом Карбону з'єднується міцними ковалентними зв'язками з чотирма сусідніми атомами. Така будова забезпечує виключну твердість алмазу. Завдяки твердості технічні алмази використовують для свердління твердих порід, виготовлення шліфувальних дисків, різців, свердл, різання скла. Чисті алмази гранують, шліфують і виготовляють з них діаманти.
Графіт - кристалічна речовина, жирна на дотик, хімічно дуже стійка, тугоплавка (tпл=3800OC), сірого або чорного кольору з металічним блиском. Структура шарувата. Атоми Карбону розміщуються шарами із шестичленних кілець. У межах шару кожний атом Карбону утворює три хімічні зв'язки з трьома сусідніми атомами. За рахунок четвертих електронів зовнішнього шару виникає загальна система делокалізованого хімічного зв'язку. Саме цим і визначається електрична провідність графіту, його колір і блиск. Шари атомів Карбону об'єднуються в кристали силами міжмолекулярної взаємодії (сили Ван-дер-Ваальса). З графіту виготовляють вогнетривкі тиглі, мастила, синтетичні алмази, електроди, обкладки для електролітичних ванн, труби теплообмінників.
Карбін - речовина білого кольору, хімічно інертна, виявляє властивості напівпровідника. Має ланцюгову будову молекул, де атоми Карбону зв'язані між собою одинарними і потрійними зв'язками, що чергуються: - СєС-СєС-СєС-СєС-СєС-, то лише подвійними: =С=С=С=С=С=С=С=.
Трапляється у природі у вигляді мінералу чаоіту. Добувають його і штучно.
Фулерен С60 і С70 - нова молекулярна форма існування Карбону в природі.
Існують ще так звані вуглецеві матеріали (раніше їх називали „аморфний вуглець”). До них належать кокс, деревне вугілля, сажа. Вони не є самостійними алотропними формами Карбону, оскільки вони мають таку кристалічну структуру як графіт, але кристали розміщені безладно. Сажу використовують як наповнювач для гуми і пластмас, пігмент для друкарської фарби, копіювального паперу, стрічки для друкарських машинок. Кокс використовують у металургії як паливо і відновник. Застосування деревного вугілля ґрунтується на його здатності притягувати до своєї поверхні молекули речовин із навколишнього середовища (вбирання на поверхні). Таке явище називають адсорбцією. Зрозуміло, що чим більша поверхня, тим сильніша адсорбція. Щоб збільшити поверхню вугілля, його активують - обробляють поверхню водяною парою для видалення з його пор сторонніх домішок і збільшення поруватості. Таке вугілля називають активованим.
Активоване вугілля чудовий адсорбент (вбирник). Його використовують у промисловості для очищення газів, вловлювання цінних органічних розчинників, виготовлення протигазів, у медицині - для очищення крові і вбирання шкідливих речовин із шлунково-кишкового тракту.
Вуглець
Вуглець виявляє невисоку хімічну активність: більшість реакцій за його участю відбувається лише за високої температури.
Найголовніша хімічна властивість вуглецю - його відновна здатність. Вуглець - чудовий відновник:
взаємодіє з киснем. Вуглець легко горить на повітрі. При цьому виділяється багато теплоти, що свідчить про велику міцність зв'язків у молекулі карбон (IV) оксиду, що утворюється:
Продукт реакції залежить від температури. За порівняно невисоких температур горіння утворюється карбон діоксид (карбон (IV) оксид), а за високих (понад 1000OC) - поряд із карбон діоксидом утворюється карбон монооксид (карбон (ІІ) оксид):,
взаємодіє з водою. Якщо на розжарений вуглець подавати водяну пару, то внаслідок реакції утвориться водяний газ - суміш карбон (ІІ) оксиду і водню:
Водяний газ використовують як сировину для синтезу хімічних продуктів.
відношення до лугів та кислот. Вуглець стійкий до дії лугів і кислот. Лише концентровані сульфатна і нітратна кислоти за температури 100OC окиснюють його:
взаємодіє з металами з утворенням карбідів:
У реакціях вуглець виступає як окисник, що для нього не характерно.
взаємодіє з воднем за високої температури і наявності каталізатора:
Оксиди Карбону
Карбон з Оксигеном утворює два оксиди: карбон (IV) оксид і карбон (ІІ) оксид. Карбон (ІV) оксид (карбон діоксид, вуглекислий газ). Молекула має лінійну будову, хімічний зв'язок ковалентний полярний, але диполь не виникає, оскільки молекула симетрична. Кристалічні гратки - молекулярні.
Фізичні властивості. Карбон (ІV) оксид - безбарвний газ, без запаху, важчий за повітря у 1,5 рази, доволі добре розчиняється у воді, особливо під тиском, легко зріджується навіть за кімнатної температури і невеликого тиску (5 МПа). Зріджений карбон (ІV) оксид зберігають у стальних балонах. Якщо його швидко вилити з балона, вуглекислий газ випаровується, внаслідок чого частина газу перетворюється на снігоподібну масу - сухий лід.
Хімічні властивості. Карбон (ІV) оксид - солетворний кислотний оксид. Він взаємодіє з водою, утворюючи нестійку карбонатну кислоту.
взаємодіє з основами і основними оксидами, як у водних розчинах, так і з твердими, утворюючи солі - карбонати:
Добування. У лабораторії вуглекислий газ добувають дією хлоридної кислоти на мармур:
У промисловості - прожарюванням вапняку:
Використання. Вуглекислий газ застосовують для:
виробництва соди;
гасіння пожеж (содові вогнегасники);
газування напоїв;
виготовлення сухого льоду для зберігання продуктів, які швидко псуються.
Карбон (ІІ) оксид (карбон монооксид, чадний газ) - безбарвний газ, без запаху, погано розчиняється у воді, трохи легший за повітря, отруйний. Утворює стійку сполуку з гемоглобіном крові, внаслідок чого кров втрачає здатність переносити кисень в організмі, настає кисневе голодування. Карбон (ІІ) оксид - несолетворний оксид. За стандартних умов не взаємодіє з водою, кислотами, лугами. Йому притаманні такі властивості:
здатність горіти васильково синім полум'ям, виділяючи велику кількість теплоти;
здатність відновлювати метали з оксидів;
взаємодіє з хлором з утворенням фосгену - отруйної речовини, що належить до хімічної зброї;
взаємодіє з твердим натрій гідроксидом з утворенням солі - натрій метаноат (форміат);
Добування. У лабораторії карбон (ІІ) оксид добувають з метанової (форміатної, мурашиної) кислоти під дією концентрованої сульфатної кислоти, яка відбирає воду.
У промисловості його добувають різними способами:
внаслідок взаємодії карбон (IV) оксиду з розжареним вугіллям за температури понад 450OC в умовах нестачі повітря;
дією водяної пари на розпечене вугілля;
Використання. Карбон (ІІ) оксид застосовують:
для відновлення металів з їх оксидів;
в органічному синтезі (для добування спиртів, вуглеводів, альдегідів, карбонових кислот);
як висококалорійне паливо.
Карбонатна кислота та її солі
Карбонатна кислота - нестійка сполука, існує лише у водному розчині:
Утворює два ряди солей: середні - карбонати і кислі - гідрогенкарбонати. Карбонати лужних і лужноземельних металів та амонію і всі гідрогенкарбонати розчиняються у воді. Карбонати інших металів у воді не розчиняються, а карбонати Алюмінію, Хрому (ІІІ), Феруму (ІІІ), Купруму (ІІ) не існують.
Хімічні властивості. Під впливом сильних кислот на солі карбонатної кислоти виділяється карбон (IV) оксид:
Усі карбонати, крім солей лужних металів, внаслідок нагрівання розкладаються. Карбонати перетворюються на гідрогенкарбонати під впливом водного розчину, що містить вуглекислий газ. Гідрогенкарбонати лужних металів перетворюються на карбонати під час нагрівання. Гідрогенкарбонати лужноземельних металів та інших металів - на оксиди тощо.
У природі поширені кальцій карбонат у вигляді крейди, мармуру і вапняку.
Застосування.
|
Формула |
Назва |
Галузі застосування |
|
|
СаСО3 |
Кальцій карбонат (мармур) |
Оздоблювальний матеріал у будівництві, в скульптурі |
|
|
СаСО3 |
Кальцій карбонат (вапняк) |
Добування вапна, для вапнування грунтів |
|
|
СаСО3 |
Кальцій карбонат (крейда) |
Скляна, гумова промисловість, для побілки |
|
|
Nа2СО3 Nа2СО3 · 10H2O |
Натрій карбонат (кальцинована сода) (кристалічна сода) |
Виробництво скла, мила, мийних засобів, барвників, у целюлозно-паперовій, текстильній, нафтовій та інших галузях промисловості |
|
|
NaHCO3 |
Натрій гідрогенкарбонат (питна сода) |
Випікання хліба, у харчовій промисловості, медицині, побуті |
|
|
K2CO3 |
Калій карбонат (поташ) |
Виготовлення мила, тугоплавкого скла, у фотосправі |
Силіцій як хімічний елемент
Будова атома:
Електронна конфігурація: 1s22s22p63s23p2
Розміщення електронів зовнішнього енергетичного рівня за енергетичними комірками:
|
Ступені окиснення |
-4 |
0 |
+4 |
|
|
Приклади |
Mg2Si |
Si |
SiO2 |
Поширення в природі. За поширенням у земній корі Силіцій посідає друге місце після Оксигену. Силіцій трапляється в природі лише у вигляді сполук, він - головний елемент неживої природи. Найпоширенішою сполукою Силіцію є кремнезем - силіцій (ІV) оксид. Більшість гірських порід (кварц, слюда, азбест, тальк, польовий шпат, пісок, глина, каолін, нефелін та ін.) утворені силікатами та алюмосилікатами:
Силіцій входить до складу стебел і листя рослин (особливо хвощу, бамбуку) і тваринних організмів (кістяк, сполучна тканина, пір'я птахів, шерсті тварин).
Силіцій як хімічний елемент, на відміну від Карбону, існує лише в одній формі, алотропних модифікацій не утворює.
Проста речовина, утворена елементом Силіцієм, теж називається силіцій.
Фізичні властивості. Силіцій - кристалічна непрозора речовина, темно-сірого кольору з металічним блиском, крихка, з алмазоподібними кристалічними гратками. Атоми Силіцію, порівняно з атомами Карбону, мають більші радіуси, тому довжина зв'язків Si - Si в його кристалах більша за довжину зв'язків С - С, а їхня міцність - менша. Це зумовлює менші твердість і температуру плавлення (1415oC) кристалічного силіцію порівняно з алмазом. Силіцій - типовий напівпровідник.
Хімічні властивості. За стандартних умов силіцій досить пасивний, він виявляє слабші неметалічні властивості, ніж вуглець:
під час сильного нагрівання горить на повітрі:
взаємодіє у розплавах з багатьма металами, виявляючи окисні властивості та утворюючи силіциди:
взаємодіє з оксидами металів, виявляючи відновні властивості:
взаємодіє з неметалами (за винятком фосфору):
З воднем силіцій безпосередньо не взаємодіє. Його сполуку з Гідрогеном (гідрид) - силан - добувають непрямим способом:
Добування. Силіцій добувають внаслідок відновлення кремнезему магнієм, алюмінієм або вугіллям за високих температур в електропечах.
Використання. Силіцій застосовують:
як напівпровідних у електроніці для виготовлення інтегральних схем, діодів, транзисторів, сонячних батарей фотоприймачів, детекторів частинок у ядерній фізиці;
у металургії як відновник під час виробництва феросиліцію, компонент сталей, чавунів, бронз, силумінів;
для одержання кремнійорганічних сполук тощо.
Силіцій (ІV) оксид. Силіцій (IV) оксид (силіцій діоксид, кремнезем), молекулярна формула SiO2.
Фізичні властивості. Діоксид Силіцію - тверда, кристалічна, безбарвна, тугоплавка речовина, у воді не розчиняється.
Хімічні властивості. Діоксид Силіцію - кислотний оксид. Взаємодіє у розплавах з лугами, основними оксидами, карбонатами лужних металів з утворенням силікатів. Кислоти на Силіцій діоксид не діють, крім флуоридної (плавікової) кислоти.
Використання. Силіцій діоксид у вигляді піску широко застосовується у будівництві, для добування скла, кераміки, порцеляни, фаянсу, цегли, цементу та ін. У вигляді кварцу силіцій діоксид використовують у радіотехніці, акустоелектроніці, оптичному приладобудуванні. Синтетичний силіцій діоксид („біла сажа”) служить наповнювачем у виробництві гуми.
Силікатна кислота і силікати. Силікатна (точніше метасилікатна) кислота має молекулярну формулу: H2SiO3. Добування. Добувають силікатну кислоту дією кислот на розчини силікатів Натрію або Калію.
Солі силікатної кислоти - силікати. У воді здебільшого вони не розчиняються. Розчинними серед них є лише калій силікат та натрій силікат, які дістали назву розчинного скла, а їх водні розчини - рідкого скла. Природні силікати і кремнезем використовують для виробництва скла, порцеляни, фаянсу, керамічних виробів, будівельних та в'яжучих матеріалів.
Скло. З розплавленого кварцу виготовляють кварцове скло для лабораторного посуду і ртутних ламп. Звичайне віконне скло виробляють, сплавляючи силіцій діоксид у вигляді піску з кальцій карбонатом (вапняком) і натрій карбонатом (содою):
Склад скла, що утворюється, можна приблизно описати формулою
Якщо замість соди взяти поташ (калій карбонат), утвориться тугоплавке скло, а якщо додати ще плюмбум (ІІ) оксид - утвориться кришталь - важке скло, яке дуже заломлює світло.
Цемент. Під час прожарювання вапняку (кальцій карбонату) і глини (алюмосилікатів)
утворюється цемент - сірий порошок, що під час змішування з водою швидко висихає і твердне, перетворюючись на каменеподібну масу. Цемент використовують як будівельний матеріал. Із суміші цементу, піску і води готують будівельний розчин. Цемент, змішаний з водою і наповнювачами (щебень, гравій, шлак), утворює суміш, яку після тужавіння називають бетоном. Якщо бетоном заливають сталевий каркас, дістають залізобетон.
Кераміка. Вироби з глини називають керамікою. З білої глини - каоліну виготовляють порцелянові вироби, з чистих глин - фаянсові. Із звичайних неочищених глин роблять цеглу, черепицю, каналізаційні труби.
24. Положення металів в періодичній системі елементів, будова їх атомів. Фізичні та хімічні властивості металів. Ряд напруг металів
Елементи періодичної системи четвертої та третьої групи, крім Н, Не та В, мають металічну природу.
Особливості будови атомів металічних елементів.
Для більшості елементів-металів характерна невелика кількість електронів на зовнішньому енергетичному рівні їх атомів (від 1 до 3) і порівняно великі радіуси атомів, що зумовлює здатність атомів металів легко втрачати валентні електрони й утворювати позитивно заряджений йон.
Металічний зв'язок - це особливий тип хімічного зв'язку, який виникає в кристалі металу, внаслідок віддавання окремими його атомами валентних електронів. Останні циркулюють всередині кристалу (“електронний газ”), стають усуспільненими всіма йонами металу і міцно їх зв'язують.
Металічний зв'язок є ненапрямленим, оскільки валентні електрони розподілені по всьому кристалі майже рівномірно. Він існує в кристалах і розплавах металів і сплавів, у чистому вигляді характерний для лужних і лужноземельних металів. У перехідних металів зв'язок між атомами частково є ковалентним. Наявність металічного зв'язку зумовлює спільні властивості металів.
Кристалічні гратки металів.
У вузлах кристалічних граток металів містяться атоми та позитивно заряджені йони. Між ними постійно рухаються електрони. За рахунок електростатичного притягання між йонами та електронами забезпечується певна стабільність кристалічних граток металів.
Фізичні властивості металів.
Для металів характерні:
металічний блиск внаслідок розсіювання світла електронами. Найкраще відбивають світло індій In та срібло Ag;
кристалічна будова, крім ртуті Hg та францію Fr;
сріблясто-білий колір (Ag, Al, Ni) або сріблясто-сірий (Fe, Pb), за винятком золота Au та міді Cu. За забарвленням метали умовно поділяють на чорні й кольорові. До чорних металів найчастіше відносять залізо та його сплави (чавун, сталь). Усі інші - називають кольоровими.
теплова й електрична провідність, що зумовлена постійним рухом електронів у кристалі. За стандартних умов найвищу електричну провідність має срібло Ag, на другому місці - мідь Cu, далі золото Au і алюміній Al;
твердість металів порівнюють із твердістю алмазу. Найтвердішими з металів є хром Cr і вольфрам W. Найм'якішими - є лужні метали, натрій Na і калій K легко ріжуться ножем;
пластичність металів, їхня здатність необоротно деформуватися під дією механічних навантажень пояснюється можливістю переміщення (ковзання) одних шарів йонів металів відносно інших завдяки наявності “електронного газу”. Пластична деформація пояснюється розривом деяких міжатомних зв'язків і утворенням нових. Найпластичнішим металом є золото Au, а стибій Sb - дуже крихкий метал;
розчинність. Усі метали не розчинні у воді, але розчиняються один в одному у розплавах
Твердий розчин одного металу в іншому називають сплавом.
густина. За густиною метали поділяють на легкі r< 5 г/см3 і важкі r > 5 г/см3.
Типові легкі метали - літій Li, натрій Na, магній Mg, алюміній Al. До важких металів належить цинк Zn, залізо Fe, мідь Cu, свинець Pb, ртуть Hg, золото Au. Найважчим з металів є осмій Os.
температура плавлення найвища у вольфраму 3380oC, найнижча - у ртуті - 30oC
За температурою плавлення метали поділяються на легкоплавкі tпл < 1000o C - натрій, магній, алюміній і тугоплавкі tпл > 1000oC - мідь, залізо, хром, титан, молібден.
Хімічні властивості металів.
Метали:
взаємодіють з неметалами:
взаємодіють з водою:
Лужні й лужноземельні метали взаємодіють з водою за стандартних умов з утворенням лугів:
Менш активні метали реагують з водою при нагріванні:
взаємодіють з кислотами:
взаємодіють з солями:
Реакція відбувається тільки у водному розчині: активніші метали витісняють менш активні:
взаємодіють з оксидами:
Активні метали відновлюють менш активні з оксидів під час нагрівання - металотермія:
взаємодіють з лугами:
Метали, яким відповідають амфотерні гідроксиди, реагують з лугами:
Хімічна активність металів визначається здатністю їх атомів віддавати валентні електрони, тобто окиснюватись і перетворюватись на катіони (позитивно заряджені йони).
Чим легше метали віддають електрони, тим вони хімічно активніші, тим вони є сильнішими відновниками.
За активністю метали розташовано у певний ряд (ряд Бекетова, витискувальний ряд, ряд активності, електрохімічний ряд металів):
кожний метал цього ряду може витіснити з водного розчину сполуки будь-який з металічних елементів, що стоїть праворуч від нього, і може бути витіснений будь-яким з металів, що стоять ліворуч;
усі метали, що стоять ліворуч від водню, можуть витісняти Гідроген з кислот, а ті, що стоять праворуч, - не можуть;
чим лівіше стоїть у ряду метал, тим він сильніший відновник і тим важче відновити його.
25. Метали головної підгрупи першої групи. Натрій і Калій, знаходження їх в природі, добування, властивості, застосування
Серед лужних металів найважливіше практичне значення мають елементи Натрій і Калій.
|
Символ елемента |
Заряд ядра |
Число електронів на енергетичних рівнях |
Електронна формула |
Радіус атома, нм |
||||
|
Na |
+11 |
2 |
8 |
1 |
- |
1s22s22p63s1 |
0, 192 |
|
|
К |
+19 |
2 |
8 |
8 |
1 |
1s22s22p62s23p64s1 |
0,231 |
Розміщення електронів за енергетичними комірками:
Поширення лужних металів у природі
Лужні метали в природі у вільному стані не трапляються, тільки у вигляді сполук
|
Хімічний елемент |
Найважливіші мінерали та гірські породи |
Вміст у земній корі, (% за масою) |
||
|
Назва |
Склад |
|||
|
Na |
Бура |
2,64 |
||
|
Глауберова сіль (мірабіліт) |
||||
|
Кам'яна сіль (галіт) |
NaCl |
|||
|
Кріоліт |
Na3AlF6 |
|||
|
Сильвініт |
||||
|
К |
Сильвін |
KCl |
2,41 |
|
|
Сильвініт |
||||
|
Карналіт |
Хімічні властивості лужних металів
Лужні метали дуже активні, на повітрі миттєво окиснюються, тому їх зберігають під шаром органічних речовин (петролей - нафтопродуктів).
Лужні метали:
взаємодіють з киснем:
Літій утворює звичайний оксид:
4Li + O2 = 2Li2O
Інші лужні метали утворюють пероксиди і як домішки - оксиди: 2Na + O2 = Na2O2 натрій пероксид. K + O2 = KO2 калій надпероксид (субпероксид) К+О2-, до молекули кисню О2 приєднався один електрон і утворився надпероксидіон О2-
взаємодіють з воднем з утворенням гідридів:
(Гідриди - йонні сполуки, солеподібні, сильні відновники, гідролізуються: )
взаємодіють з іншими неметалами з утворенням солей - твердих кристалічних йонних сполук:
взаємодіють з водою з утворенням лугів:
взаємодіють з кислотами: взаємодіють з оксидами металів: за високої температури натрій як сильний відновник витісняє атоми малоактивних металів з їх оксидів:
2Na + ZnO = Zn + Na2O
4Na + TiO2 = Ti + 2Na2O
взаємодіють із спиртами і фенолами:
взаємодіють із галогенозаміщеними алканами:
Добування лужних металів. У промисловості натрій одержують електролізом розплаву його солей, наприклад NaCl. У розплаві натрій хлорид дисоціює на йони:
NaCl = Na+ + Cl-
Під час пропускання постійного електричного струму через розплав на катоді виділяється натрій, а на аноді хлор:
Для добування калію в промисловості через труднощі у створенні безпечних умов перебігу процесу замість електролізу розплаву калій хлориду KCl використовують обмінні реакції в розплавах за високої температури:
Застосування лужних металів
|
Метал |
Застосування |
|
|
Li |
Розкисник у кольоровій металургії, газовбирач для створення глибокого вакууму, сировина для добування тритію в термоядерних процесах, широко - в органічному синтезі. |
|
|
Na |
Теплоносій у ядерних реакторах, відновник у металотермії, каталізатор, наповнювач натрієвих газорозрядних ламп, широко - в неорганічному та органічному синтезах. |
|
|
K |
Охолоджувач у ядерних реакторах, відновник у металотермії, матеріал для електродів у хімічних джерелах струму, фотоелементах, широко - в органічному синтезі. |
|
|
Rb, Cs |
Газовбирач для створення глибокого вакууму, матеріал для виготовлення фотоелементів та джерел інфрачервоного випромінювання, фотоелектронних помножувачів, приладів нічного бачення і прицілів снайперських гвинтівок. |
26. Метали головної підгрупи другої групи. Магній і Кальцій, їх природні сполуки, властивості, добування, застосування
Головну підгрупу ІІ групи періодичної системи очолюють берилій (4Ве) і магній (12Mg). Їх важкі аналоги - кальцій (20Са), стронцій (38Sr) і барій (56Ва) - об'єднуються під назвою “лужноземельні метали” (ЛЗМ).88Ra - самий важкий елемент підгрупи - не має стабільних ізотопів, його відносять до радіоактивних елементів.
Поширеність елементів Ca та Mg у природі.
|
Хімічний елемент |
Найважливіші мінерали та гірські породи |
Вміст у земній корі, (% за масою) |
||
|
Назва |
Склад |
|||
|
Mg |
Гірка сіль |
2,35 |
||
|
Доломіт |
||||
|
Карналіт |
||||
|
Магнезит |
MgCO3 |
|||
|
Перикл |
MgO |
|||
|
Ca |
Ангідрит |
CaSO4 |
3,50 |
|
|
Апатит |
Ca5R (PO4) 3 (R - F, OH) |
|||
|
Вапняк, кальцит, крейда, мармур |
CaCO3 |
|||
|
Гіпс |
||||
|
Доломіт |
||||
|
Флюорит |
CaF2 |
|||
|
Фосфорит |
Ca3 (PO4) 2 |
Хімічні властивості
|
Символ елемента |
Заряд ядра |
Електронна формула |
Радіус атома, нм |
|
|
Са |
+20 |
4s2 |
0, 197 |
|
|
Mg |
+12 |
3s2 |
0,160 |
Всі елементи підгрупи літофільні, досить швидко окислюються на повітрі і можуть витісняти водень з води та кислот - слабких окисників. Зберігають ЛЗМ під шаром гасу або в запаяних посудинах. Металічний Са реагує з молекулярним киснем і галогенами при звичайній температурі. Для реакції з N2, H2, C, Si необхідне нагрівання, але взаємодія супроводжується екзоефектом. З більшістю металів ЛЗМ утворює сплави, в склад яких входять інтерметаліди. Однією з характерних реакцій магнію є взаємодія його з вуглекислим газом. З парами води ЛЗМ реагують навіть на холоді. У рідкій воді ЛЗМ швидко розчиняються.
Оксиди МО добувають спалюванням металу в кисні, або термолізом солей і гідроксидів:
Mg + 1/2O2 ®--MgO
Ca (OH) 2 ®--CaO + H2O
CaCO3 ®CaO + CO2
Гідроксиди М (ОН) 2 закономірно змінюють свої властивості в ряду Ве (ОН) 2 - Ва (ОН) 2: збільшуються розчинність у воді, сила основ, зменшується енергія кристалічної структури.
Оксид і гідроксид магнію (ІІ) амфотерності не проявляють. Якщо подіяти на розчин солі магнію лугом, то випадає безколірний осад сильно гідратованого Mg (OH) 2:
MgCl2 + 2NaOH ®--Mg (OH) 2??+ 2NaCl
Дія сильних кислот спричинює миттєве розчинення гідроксиду магнію:
Mg (OH) 2 + 2HCl ®--MgCl2 + 2H2O
Солі, утворені сильними кислотами і ЛЗМ (Са, Ва, Sr) практично не гідролізують, гідроксиди повністю дисоціюють, навіть в не дуже розбавлених розчинах проявляючи властивості лугів.
Гідриди ЛЗМ - іонні сполуки, за властивостями подібні до гідридів ЛМ, гідриди Ве і Mg - полімерні речовини, які включають місткові водневі атоми.
Mg (C2H5) 2 ®--MgH2 + 2C2H4
Ca + H2 ®--CaH2
CaH2 + 2H2O ®--Ca (OH) 2 + 2H2
|
Метал |
Застосування |
|
|
Mg |
Для металотермічного добування інших елементів з їхніх сполук, для протекторного захисту морських суден, газопроводів від корозії. Компонент міцних і легких сплавів |
|
|
Ca |
Як розкисник у виробництві чавуну, спеціальних сталей, бронз, для очищення їх від кисню, сірки, фосфору і для добування сплавів із свинцем, з яких виготовляють підшипники. Для відновлення деяких тугоплавких металів (титан, цирконій) з їх оксидів, очищення інертних газів від домішок азоту та кисню, газовбирач для створення глибокого вакууму. Як компонент сплавів у літако - і ракетобудуванні. Для десульфуризації нафтопродуктів і зневоднення органічних рідин. У сплаві зі свинцем для виготовлення акумуляторних пластин, оболонки електричних кабелів. |
Добування
У промисловості кальцій оксид добувають випалюванням вапняку за температури 900 - 1000оС
Технічна назва СаО - негашене (палене) вапно. Застосовується СаО як основа в'яжучих матеріалів, для добування хлорного вапна, соди і як флюс у доменному виробництві чавуну та ін.
Металічний магній добувають електролізом розплаву безводного MgCl2 (у суміші з KCl, щоб понизити температуру плавлення електроліту).
27. Метали головної підгрупи третьої групи. Алюміній, його властивості, добування, застосування. Амфотерність оксиду і гідроксиду Алюмінію
До ІІІА групи, або головної підгрупи ІІІ групи входять елементи Бор B, Алюміній Al, Галій Ga, Індій In, Талій Tl.
Електронна конфігурація зовнішнього енергетичного рівня їх атомів - ns2np1. Це - р-елементи. У складних речовинах вони виявляють ступінь окиснення +3 (Бор також - 3, а Талій +1).
Зі збільшенням радіуса їх атомів металічні властивості посилюються: Бор - неметалічний елемент, Алюміній - металічний елемент, але не типовий (його оксид і гідроксид - амфотерні), а Талій вже типовий металічний елемент, близький за властивостями до лужних та лужноземельних металів. На відміну від них у елементів ІІІА групи нема тенденції до посилення реакційної здатності.
Формула оксидів цих елементів Е2О3, гідроксидів - Е (ОН) 3.
Алюміній
Електронна конфігурація атома Алюмінію 1s22s22p63s23p1, це - р-елемент. На зовнішньому енергетичному рівні він має три валенті електрони та вільні р-орбіталі. Це означає, що атом Алюмінію може переходити у збуджений стан:
У збудженому стані атом Алюмінію може утворювати три ковалентні зв'язки або віддавати три валентні електрони, виявляючи ступінь окиснення +3. Отже, в окисно-відновних реакціях Алюміній поводить себе як відновник.
У природі Алюміній дуже поширений, трапляється тільки у вигляді алюмосилікатів. Це різні глини, слюда, польовий шпат, каолін тощо. Основною алюмінієвою рудою є
Фізичні властивості
Алюміній - сріблясто-білий метал, доволі легкоплавкий tпл = 660oC, і дуже легкий r = 2,7 г/см3. Має високу електричну і теплову провідність, дуже пластичний.
Хімічні властивості.
Алюміній - активний метал. Його поверхня вкрита тонкою, щільною і дуже міцною оксидною плівкою Al2O3, яка захищає його від подальшого окиснення і зумовлює високу корозійну стійкість:
4Al + 3O2 = 2Al2O3
Якщо зняти оксидну плівку, алюміній енергійно реагує з водою:
Алюміній за стандартних умов взаємодіє з хлором і бромом:
А під час нагрівання - з багатьма неметалами:
За стандартних умов алюміній реагує з хлоридною і розбавленою сульфатною кислотою:
Концентровані сульфатна й нітратна кислоти пасивують алюміній: під дією цих кислот збільшується товщина оксидної плівки на металі, і він не взаємодіє з ними.
Алюміній взаємодіє з лугами завдяки легкості розчинення в них оксидної плівки:
Алюміній - добрий відновник багатьох оксидів металів:
Спосіб відновлення оксидів металів алюмінієм називають алюмінотермією (різновид металотермії).
Добування і застосування алюмінію.
Спочатку з бокситу добувають глинозем, а потім електролізом розчину алюміній оксиду у розплавленому криоліті Na3 [AlF6] добувають металічний алюміній.
Алюміній за використанням у промисловості посідає друге місце після заліза. Основна маса його йде на виготовлення сплавів - дюраль, або дюралюміній. Це сплав алюмінію з міддю і невеликими кількостями магнію, мангану та інших компонентів. Використовується як конструктивний матеріал в авіа - і машинобудуванні, як розкисник (вилучає надлишковий кисень) під час виплавляння сталі, для добування кальцію, барію, мангану, хрому алюмінотермічним способом, для виготовлення фольги у виробництві конденсаторів, у радіотехніці та для упакування шоколаду, чаю, інших продуктів і виготовлення алюмінієвого дроту, “срібної” фарби. Зі сплавів алюмінію роблять різні предмети побуту.
Алюміній оксид: Алюміній оксид (глинозем) Al2O3 - біла тугоплавка (tпл=2044oC), нерозчинна у воді речовина. Хімічний зв'язок Al - O ковалентний полярний, близький за полярністю до зв'язку О - Н. Тому алюміній оксид може виявляти як основні, так і кислотні властивості залежно від кислотно-основних властивостей речовини, з якою реагує. З кислотами він взаємодіє як основний оксид, а з основами (лугами) - як кислотний.
Тільки свіжодобутий алюміній оксид розчиняється в кислотах і лугах:
Під час сплавляння з лугами також утворюються алюмінати:
Алюміній гідроксид: Алюміній гідроксид Al (OH) 3 - біла тверда речовина нерозчинна у воді, виявляє амфотерні властивості. Свіжоосаджений алюміній гідроксид взаємодіє і з кислотами, і з лугами (сухий не взаємодіє):
Залежно від молярного співвідношення речовин, що реагують, утворюються або тетра-, або гексагідроксиалюмінат.
Під час сплавляння утворюються або мета-, або ортоалюмінат:
28. Метали побічної підгрупи шостої групи. Хром та його сполуки
В підгрупу хрому входять елементи 24Cr, 42Mo, 74W i 92U. Всі вони рактеризуються недобудованою (n-1) d-електронною оболонкою. Всі елементи підгрупи хрому - парні, тому для них характерна велика кількість природних ізотопів у плеяді. Всі ізотопи урану - радіоактивні. Найбільш довгоживучий ізотоп 238U має тип ядра за масою 4n+2 і період піврозпаду - 4.5 млрд. років. Період піврозпаду 235U лише 700 млн. років, а 234U - 239 000 років. Тому 235U і 234U в плеяді набагато менше, ніж 238U.
Поширеність в природі елементів підгрупи хрому - різна. Хром відноситься до найбільш поширених елементів; молібден, вольфрам і уран - рідкісні елементи.
Радіус атомів і іонів різко збільшується при переході від Cr до Mo.
|
Елемент |
24Cr |
42Mo |
74W |
92U |
|
|
Розподіл електронів |
|||||
|
Атомний радіус, нм |
0,126 |
0,140 |
0,141 |
0,154 |
|
|
Характерні ступені окислення |
+6, +5, +3, +2, +1, 0 |
+6, +5, +4, +3, 0 |
+6, +5, +4, +3, 0 |
+6, +4, +3, +2, 0 |
|
|
Основні мінерали |
Fe (CrO2) 2 - хроміт; PbCrO4 - крокоїт |
MoS2 - молібденіт, PbMoO4 - вульфеніт |
(Fe, Mn) WO4 - вольфраміт CaWO4 - шеєліт |
U3O8 - уранова, смоляна руда |
Для хрому характерні низькі ступені окиснення в сполуках іонного типу, що пов'язано з малими розмірами атома і схильністю до високої поляризуючої дії. Наявна велика кількість ступенів окиснення, які притаманні елементам підгрупи хрому, пов'язана наявністю незавершеного (n-1) d-електронного підрівня, що викликає можливість різноманітного групування електронів на валентних оболонках.
Металічний хром використовується для виробництва високоякісних і спеціальних сталей; нержавіючих сталей. Металічний вольфрам - для виготовлення ниток розжарювання в електролампах. Молібден використовують у світлотехніці.
Хром біологічно активний, діє подібно інсуліну. В залежності від ступеня окиснення хрому, його сполуки в певній степені отруйні; Cr (IV) токсичніший ніж Cr (ІІІ) (проявляє канцерогенні властивості).
Хром - блискучий на зломі, сріблястий метал. Хром добре проводить електричний струм, має високу температуру плавлення (18900С) і кипіння (24300С), велику твердість (залежить від присутності домішок, дуже чистий хром - м'який) і густину (7,2). На повітрі хром досить стійкий, завдяки інертній плівці оксидів, які захищають його від впливів кисню, води і СО2. Металічний хром може розчиняться в мінеральних кислотах-неокисниках (наприклад, галогеноводневій):
Cr + 2HCl ®--2CrCl2 + H2
2CrCl2 + 1/2O2 + 2HCl ®--2CrCl3 + H2O.
Мінеральні кислоти-окисники розчиняють хром з переходом його в трьохвалентний стан:
2Сr + 6H2SO4 ®--Cr2 (SO4) 3 + 3SO2 + 6H2O
HNO3 пасивує хром - він не переходить у розчин.
При нагріванні металічний хром взаємодіє як з простими, так і складними речовинами. Наприклад, при 6000С пари води переводять хром у тривалентний стан:
2Cr + 3Н2О ®--Cr2О3 + 3Н2
При 4000С хром окиснюється киснем, утворюючи зелений оксид Cr2О3. В парах сірки хром горить, перетворюючись в Cr2S3. Хром реагує з азотом і з аміаком з утворенням нітридів CrN, Cr2N (в залежності від умов). Існують три карбіди хрому, склад яких можна описати формулами: Cr4С, Cr7С3, Cr3С2.
Водневі сполуки не стійкі. Причина низької спорідненості хрому до водню - велика стійкість кристалічної структури металу. З металами хром при сплавлянні дає різноманітні інтерметаліди, наприклад FeCr2, CrMn3. Інтерметалідам притаманні цінні якості: твердість, тугоплавкість, хімічна інертність хромових сталей і сплавів.
Металічний хром добувають електролізом розчинів солей Cr (ІІІ) або методом алюмотермії:
Cr2O3 + 2Al ®--Al2O3 + 2Cr
Хром очищують перегонкою у вакуумі або електролітичним шляхом.
Кисневі сполуки хрому і його похідні
Для переведення Cr (ІІІ) в Cr (ІІ) необхідно подіяти на трьохвалентний хром цинком в кислому середовищі:
Cr2 (SO4) 3 + Zn ®--2CrSO4 + ZnSO4
Процедура відновлення повинна здійснюватися в умовах, які виключають окиснення Cr (ІІ) киснем повітря:
2CrCl2 + 1/2O2 + 2HCl ®--2CrCl3 + H2O.
Проте у відсутності кисню солі хрому (ІІ) можуть окиснюватися (під дією води):
2СrCl2 + 2H2O ®--2Cr (OH) Cl2 + H2
Сполуки, які містять Cr (ІІ) проявляють високу стійкість в кислотно-основних реакціях.
Оскільки сполуки Cr (ІІ) не проявляють амфотерності, гідроксид Cr (ОН) 2 розчиняється лише в кислотах. Тому хром (ІІ) утворює (на відміну від Cr (ІІІ)) тільки один ряд солей, де він виконує роль катіона.
Сполуки Cr (ІІІ) добувають із похідних хрому в інших ступенях окиснення шляхом реакцій окиснення-відновлення:
(NH4) 2Cr2O7 ®--Cr2O3 + N2 + 4H2O;
K2Cr2O7 + S ®--K2SO4 + Cr2O3;
4Na2Cr2O7 ®--4Na2CrO4 + 2Cr2O3 + 3O2;
2CrO3 ®--Cr2O3 + 3/2O2;
4Cr + 3O2 ®--2Cr2O3;
2Cr + 3Cl2 ®--2CrCl3;
Cr2O3 + 3K2S2O7 ®--Cr2 (SO4) 3 + 3K2SO4;
Cr2O3 + 3NaNO3 + 2Na2CO3 ®--2Na2CrO4 + 3NaNO2 + 2CO2;
Подобные документы
Предмет біоорганічної хімії. Класифікація та номенклатура органічних сполук. Способи зображення органічних молекул. Хімічний зв'язок у біоорганічних молекулах. Електронні ефекти, взаємний вплив атомів в молекулі. Класифікація хімічних реакцій і реагентів.
презентация [2,9 M], добавлен 19.10.2013Предмет, задачі, значення і основні поняття аналітичної хімії. Система державної служби аналітичного контролю, його організація в державі. Способи визначення хімічного складу речовини. Класифікація методів аналізу. Напрями розвитку аналітичної хімії.
реферат [19,8 K], добавлен 15.06.2009Місце хімії серед наук про природу, зумовлене предметом її вивчення й тісними зв'язками з іншими науками. Роль хімії в народному господарстві, у побуті, її внесок у створення різноманітних матеріалів. Значення хімії у розв’язанні сировинної проблеми.
презентация [1,8 M], добавлен 04.02.2014Значення хімії у розв'язанні сировинної проблеми. Значення хімії у створенні нових матеріалів. Неметалічні матеріали, біотехнології. Основні напрямки досліджень. Сфери застосування сучасних нанотехнологій. Напрями розвитку хімічного комплексу.
презентация [14,0 M], добавлен 27.04.2016Хімічний зв’язок між природними ресурсами. Значення хімічних процесів у природі. Роль хімії у створенні нових матеріалів. Вивчення поняття синтетичної органічної та неорганічної речовини, хімічної реакції. Застосування хімії в усіх галузях промисловості.
презентация [980,0 K], добавлен 13.12.2012Значення хімії для розуміння наукової картини світу. Склад хімічних речовин. Виокремлення найважливіших галузей хімії: органічної, еорганічної, аналітичної та фізичної. Розвиток хімічної технології. Діалектико-матеріалістичне сприйняття природи.
презентация [7,9 M], добавлен 12.05.2015Дослідження значення хімії - однієї з наук про природу, що вивчає молекулярно-атомні перетворення речовин. Основне призначення та галузі застосування хімії: сільське господарство, харчова промисловість, охорона здоров'я людей. Використання хімії у побуті.
презентация [240,5 K], добавлен 27.04.2011Класифікація неорганічних сполук. Типи хімічних зв’язків у комплексних сполуках, будова молекул. Характеристика елементів: хлор, бор, свинець. Способи вираження концентрації розчинів. Масова частка розчиненої речовини, молярна концентрація еквіваленту.
контрольная работа [34,5 K], добавлен 17.05.2010Основні положення атомно-молекулярного вчення. Періодичний закон і система хімічних елементів Менделєєва. Електронна теорія будови атомів. Характеристика ковалентного, водневого і металічного зв'язку. Класифікація хімічних реакцій і поняття електролізу.
курс лекций [65,9 K], добавлен 21.12.2011Теорія Резерфорда про будову атома. Порядок заповнення електронами енергетичних рівнів і підрівнів. Особливості ковалентного, іонного та водневого зв'язків. Основні закони термохімії та зміст правила ле Шательє. Розчинність твердих речовин, рідин і газів.
лекция [1,3 M], добавлен 13.11.2010
