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.
5Cr2O3 + 6NaBrO3 + 10NaOH ®--10Na2CrO4 + 3Br2 + 7H2O;
Оксид хрому (ІІІ) являє собою найбільш стійку сполуку хрому. Незважаючи на хімічну інертність Cr2O3, він є вихідною речовиною синтезу багатьох сполук хрому.
Cr2O3 - важкоплавка сполука (т. пл. =22750С) із структурою корунду (a-Al2O3): іони кисню утворюють майже гексагональну щільну упаковку, в якій іони хрому займають 2/3 октаедричних пустот. Координаційне число Cr3+ дорівнює шести.
Хімічною інертністю відзначається безводний хлорид хрому CrCl3, який можна добути прямим хлоруванням металу, або, наприклад, за реакцією:
Cr2O3 + 3Cl2 + 3C ®--2CrCl3 + 3CO
CrCl3 - малиново-фіолетові блискучі кристали, які легко сублімуються, із шаруватою структурою. Інертність CrCl3 до Н2О можна пояснити ковалентністю зв'язку Cr-Cl і його полімерною структурою.
Гідроксид Cr (ОН) 3, який утворюється при взаємодії лугу з розчинами солей хрому (ІІІ), на відміну від Cr (ОН) 2, розчиняється не лише в кислотах, але і в лугах, тобто проявляє амфотерні властивості. Окрім того Cr (ОН) 3 утворює гідроксокомплекси, які забарвлені в яскраво-зелений колір. Вони не стійкі, і при нагріванні розкладаються з утворенням осаду гідроксиду [Cr (ОН) 3] n·aq.
Хром (ІІІ) відноситься до найсильніших комплексоутворювачів. Цьому сприяє малий розмір і високий заряд Cr3+, що забезпечує електростатичний характер зв'язку Cr-ліганд. Хром утворює комплексні сполуки майже зі всіма відомими лігандами, хоча стійкість комплексів змінюється в широких межах.
Солі хрому (ІІІ) здатні до гідролізу.
Наприклад, при взаємодії кислих розчинів солей хрому, наприклад CrCl3 і лужних розчинів Na2CO3 протікає реакція нейтралізації, яка доводить гідроліз реагентів до кінця:
Гідроліз CrCl3:
CrCl3 + 3H2O ®--Cr (OH) 3?+ 3HCl
Гідроліз Na2CO3:
Na2CO3 + 2H2O ®--H2O + CO2 + 2NaOH
Сумарна реакція:
2CrCl3 + 3Na2CO3 + 3H2O ®--2Cr (OH) 3 + 3CO2 + 6NaCl
Хромовий ангідрид CrО3 утворюється, якщо в концентрований розчин біхромату калію долити концентрованої сірчаної кислоти. Незадовго на поверхню розчину піднімаються червонуваті кристали CrО3:
K2Cr2O7 + 2H2SO4 ®--2 CrО3 + KHSO4 + H2O
В хімічних лабораторіях для технічних цілей (миття посуду) виготовляють хромову суміш - це суміш двох об'ємів K2Cr2O7 i одного об'єму H2SO4. Сухий дихромат калію окиснює метали, сірку і тому його використовують у сірниковому виробництві, а також для виготовлення спеціальних запалів.
Окисно-відновну реакцію солей хрому із соляною кислоту (відновник) можна використовувати для добування молекулярного хлору:
K2Cr2O7 + 14HCl ®--3Cl2 + 2CrCl3 + 7H2O + 2KCl
29. Метали побічної підгрупи сьомої групи. Манган та його сполуки
До побічної підгрупи VII групи періодичної системи входять манган (25Mn), технецій (43Тс) і реній (75Re). Атоми цих елементів характеризуються недобудованою (n-1) d-електронною оболонкою. Важкі аналоги марганцю у гетероатомних сполуках проявляють високі ступені окиснення, насамперед +7, тоді як для Mn характерні ще й інші ступені окиснення - насамперед +2. Семивалентний манган - сильний окисник.
Манган входить в число 26 найпоширеніших елементів і давно відомий людству. Реній зустрічається дуже рідко і при тому спорадично. Технецій в природі взагалі відсутній - це перший елемент періодичної системи, який добули штучно.
Елементи підгрупи мангану непарні, вони мають бідний ізотопний склад. Наприклад, манган - елемент-одинак.
Манган - типовий літофільний елемент. Завдяки “жорсткій" 8е-підкладці він має високу спорідненість до оксигену.
В природі марганець знаходиться у вигляді оксигеновмісних сполук. Реній добувають з пилу залишкових газів, які утворюються при прожарюванні молібденіту MoS2.
Найважливіші характеристики елементів підгрупи марганцю
|
Елемент |
25Mn |
42Tc |
75Re |
|
|
Розподілення зовнішніх електронів в ізольованих атомах |
3s23p63d54s2 |
4s24p64d65s1 |
4f145s25p65d56s2 |
|
|
Атомний радіус, нм |
0,132 |
0,136 |
0,137 |
|
|
Характерні ступені окиснення |
2,3,4, (5),6,7 |
(2),3,4,5,6,7 |
3,4,5,6,7 |
|
|
Місце за поширеністю |
15 |
- |
81 |
|
|
Основні мінерали |
MnO2?nH2O - піролюзит; Mn2O3 - брауніт; MnO (OH) - манганіт; MnCO3 - марганцевий шпат |
- |
Власних мінералів не утворює |
Манган застосовують в металургії, для виготовленні сплавів (феромарганець), піролюзит - для знебарвлення скла, а також при виготовленні гальванічних елементів.
Ферромарганець одержують за реакцією:
MnO2 + Fe2O3 + 5C ®--Mn + 2Fe + 5CO
Вміст мангану в ферромарганці складає 30-80%.
Металічний манган без домішок заліза добувають методом алюмотермії. Спочатку піролюзит прожарюють, а потім використовують для алюмотермії:
3MnO2·xH2O ®--Mn3O4 + O2 + xH2O
3Mn3O4 + 8Al ®--9Mn + 4Al2O3
Чистий манган добувають електролізом водних розчинів MnSO4.
Металічний манган - метал сірого кольору з червонуватим відтінком, зумовлений оксидом MnO2 на його поверхні. Зовнішньо марганець схожий на залізо, але твердіший і плавиться при нижчій температурі (12470С). Марганець легко розчиняється в кислотах. Проте HNO3 (навіть не концентрована) пасивує марганець.
В дрібнодисперсному стані марганець витісняє Н2 із Н2О:
Mn + 2H2O ®--Mn (OH) 2 + H2
Звичайно цей процес проходить в присутності солей амонію, оскільки в їх концентрованих розчинах гідроксид марганцю розчиняється:
Mn (OH) 2 + 2NH4 + ®--Mn2+ + 2NH3·H2O
З металами манган активно взаємодіє (при підвищеній температурі). Марганець реагує з сіркою, фосфором, горить в атмосфері хлору, утворюючи MnCl2, з азотом при температурі вищій 12000С утворює нітрид Mn3N2, в кисні горить з утворенням Mn3O4. З молекулярним воднем марганець не реагує. Відома велика кількість інтерметалідних сполук марганцю, наприклад: MnAl4, Mn2Al3, Mn3Cr, Mn4Sn.
Гетероатомні сполуки марганцю
Сполуки марганцю (ІІ)
Двохвалентному марганцю властиво виконувати катіонну функцію в сполуках різних класів, наприклад: MnO, [Mn (OH2) 6] 2+, Mn (OH) 2, MnCl2 та ін. Двохвалентний стан для марганцю термодинамічно найстійкіший: всі форми сполук марганцю з вищими ступенями окиснення в кислих середовищах переходять в стан Mn (ІІ).
Аналогічно можна сказати про перехід Mn (0) ®--Mn (ІІ).
Максимальна термодинамічна стабільність Mn (ІІ) пояснюється особливостями електронної будови Mn2, який має наполовину заповнену, “замкнуту" електронну 3d5-оболонку.
Генетичними родоначальниками ряду сполук Mn (ІІ) є MnО - оксид Mn (ІІ).
Це зелено-сіро-чорний порошок, який можна добути термолізом карбонату або оксалату марганцю (ІІ) в атмосфері водню (або азоту): MnCO3 ®--MnO + CO2,а також прожарюванням вищих оксидів марганцю:
MnO2 ® (>5000C) Mn2O3 ®-- (>9000C) Mn3O4 ®-- (H2) MnO
або відновленням вищих оксидів марганцю гідразином.
Добування: осадженням із розчину солей Mn (ІІ) лугом або аміаком. Гідроксид Mn (ІІ) має основний характер, слабо розчиняється в концентрованих розчинах лугів.
В звичайних умовах Mn (ОН) 2 в надлишку лугу не розчиняється.
До слабо розчинних солей Mn (ІІ) належать фосфат, карбонат і сульфід, які можуть використовуватися для аналізу і очищення сполук марганцю.
Осадження карбонату марганцю (ІІ) в звичайних умовах не може не супроводжуватися його гідролізом, оскільки осаджувач карбонат лужного металу - створює в системі лужне середовище.
Можливість одержання основного і середнього карбонату Mn (ІІ) у водних середовищах свідчить про помірний гідроліз солей.
Сульфід марганцю (ІІ) MnS, на відміну від аналогічних сполук з Al (III) i Cr (III), може бути добутий не лише “сухим шляхом”, але і осадженням з водних розчинів:
MnCl2 + (NH4) 2S ®--MnS??+ 2NH4Cl
Комплекси Mn (ІІ) не стійкі, що обумовлено відносно великим радіусом Mn2+ і не значним ковалентним вкладом у зв'язок Mn (ІІ) - ліганд. Проте комплексних сполук Mn (ІІ) є багато і вони відіграють велику роль у хімії Mn. Наприклад, як уже згадувалося, практично у всіх водних системах Mn знаходиться у формі гексааквакомплексу [Mn (OH2) 6] 2+. Цей іон присутній у водних розчинах і входить в склад більшості кристалогідратів, наприклад
MnSO4·7H2O, n (ClO4) 2·6H2O.
Сполуки Mn (ІІІ)
Оксид марганцю (ІІІ) Mn2О3 добувають прожарюванням піролюзиту MnО2·xH2O або нітрату Mn (ІІ):
Mn (NO3) 2 ®--MnO2 + 2NO2 (t<5000C)
2MnO2 ®--Mn2O3 + 1/2O2 (t>5000C)
Mn (ІІІ) у водних системах не стабільний - проходить реакція диспропорціонування:
2Mn3+ + 2Н2О «?Mn2+ + MnО2??+ 4Н+
Марганець (ІІІ) сильніший комплексоутворювач, чим Mn (ІІ). Серед комплексів Mn (ІІІ) найкраще вивчені ацетат, оксалат, пірофосфат, етилендиамінтетраацетат, ацетилацетонат. Як правило, синтез таких комплексів Mn (ІІІ) зводиться до окиснення Mn (ІІ) перманганатом калію в присутності відповідних лігандів.
Сполуки Mn (IV)
Чотиривалентний стан для марганцю термодинамічно не стабільний. Проте, в лужних середовищах стабільність Mn (IV) вища, ніж в кислому.
Природний MnО2?хН2О має просту тетрагональну структуру. В лабораторії можна отримати різноманітні кристалографічні модифікації MnО2, серед яких є каркасні і шаруваті структури.
Всі модифікації MnО2 відносяться до оксидів нестехіометричного складу.
Один із способів добування MnО2 - окиснення Mn (IІ) перманганатом калію в нейтральному або слабколужному середовищі:
3MnSO4 + 2KMnO4 + 2H2O ®--5MnO2 + 2KHSO4 + H2SO4
Для добування MnО2 використовують прожарювання нітрату при температурі нижчій 5000С:
Mn (NO3) 2 ®--MnO2 + 2NO2
і дію на розчини КMnО4 різноманітних відновників.
Діоксид марганцю при звичайних умовах - хімічно інертна сполука. Проте при нагріванні він проявляє властивості окисника:
MnO2 + 4HCl ®--Cl2 + MnCl2 + 2H2O
2MnO2 + 4H2SO4 ®--Mn2 (SO4) 3 + O2 + SO2 + 4H2O
На відмінну від оксидів, які містять Mn (IІ) і Mn (IІІ), діоксид марганцю проявляє амфотерні властивості і утворює два ряди похідних, де Mn (IV) виконує як катіонну, так і аніонну функції.
Сполуки Mn (V)
Для марганцю ступінь окиснення +5 не стійкий, проте утворення сполук марганцю (V) доведено, і деякі з них виділені в індивідуальному стані. Похідні Mn (V) стабілізуються в лужних середовищах, причому формою існування Mn (V) є оксоаніон - гіпоманганат-іон. Гіпоманганати добувають в результаті диспропорціонування Mn (IV), наприклад при розчиненні MnО2 в концентрованому КОН:
2MnO2 + 6KOH ®--K3MnO4 + K3 [Mn (OH) 6]
Сполуки Mn (VІ)
Ступеню окиснення +6 відповідають оксоаніони MnO4 2-, які називаються манганат-іонами. Манганати являють собою єдиний реально існуючі сполуки Mn (VІ).
В індивідуальному стані виділено лише манганати калію і натрію:
Na2MnO4·nH2O i K2MnO4.
Манганати синтезують сплавленням MnO2 із лугами або карбонатами лужних елементів в присутності окисника. Наприклад:
MnO2 + K2CO3 + [O] ®--K2MnO4 + CO2
В кислому середовищі відбувається диспропорціонування Mn (VІ):
3MnO4 2 - + 4H+ ®--2MnO4 - + MnO2??+ 2H2O
Cполуки Mn (VII)
Перманганат-іон - найважливіша сполука, яка містить Mn (VII). Вплив кислотного середовища на окисну активність водних розчинів перманганату можна прослідкувати на прикладі реакцій, в яких відновником виступає сірчистий газ.
Окисні властивості перманганату посилюються, коли виникають умови його переходу в Mn2O7 - марганцевий ангідрид. Це проходить насамперед в умовах концентрованої сірчаної кислоти:
2MnO4 - + H2SO4 ®--Mn2O7 + H2O + SO42-
Можна розглядати утворення Mn2O7 як результат дегідратації марганцевої кислоти, яка утворюється на першій стадії:
2HMnO4 + Mn2O7 + H2O
Марганцевий ангідрид являє собою маслоподібну речовину (при охолодженні темно-зелені кристали). Mn2O7 при t>00С розкладається з виділенням кисню і утворенням MnO2.
30. Метали побічної підгрупи восьмої групи. Ферум та його сполуки
До тріади феруму відносяться ферум, кобальт і нікель. Зовнішні електронні оболонки ізольованих атомів Fe, Co, Ni мають однаковий склад (4s2), а розміри атомів від Fe до Ni дещо зменшується по мірі заповнення електронами 3d-підрівня.
Залізо (26Fe) і нікель (28Ni) - парні елементи, що обумовлює велику плеяду стабільних ізотопів, а кобальт - непарний (елемент-одинак).
Ферум - d-елемент VІІІБ групи (або побічної підгрупи VІІІ групи) періодичної системи.
Будова атома:
Електронна конфігурація атома Феруму: 1s22s22p62s23p63d64s2
Розміщення електронів зовнішнього і передостаннього енергетичних рівнів за енергетичними комірками:
В атомі Феруму вісім валентних електонів (3d64s2), тому він виявляє змінні ступені окиснення.
Найхарактерніші ступені окиснення +2 і +3 (відомі сполуки, де Ферум виявляє ступені окиснення, що дорінюють 0, +4, +6).
За поширенням у природі Ферум посідає четверте місце після Оксигену, Силіцію, Алюмінію. Трапляється у вигляді різних сполук: оксидів, сульфідів, силікатів та ін. У вільному стані - тільки в метеоритах.
Основні мінерали, що містять Ферум:
Фізіологічна дія. У рослин елемент Ферум входить до складу хлорофілу. В разі неcтачі Феруму рослини втрачають здатність асимілювати вуглекислий газ (карбон (IV) оксид). У тваринних організмах Ферум входить до складу гемоглобіну крові, який переносить кисень від органів дихання до різних тканин, а вуглекислий газ - від тканин до органів дихання. Ферум є складовою багатьох окисно-відновних ферментів, що забезпечують тканинне дихання. Сполуки Феруму накопичуються у печінці, кістковому мозку і селезінці. Ферум - необхідний елемент для кровотворення.
Фізичні властивості.
Чисте залізо - сріблясто-білий блискучий метал, пластичний, відносно м'який, легко кується, прокатується, зварюється. Густина заліза r = 7,87 г/см3 температура плавлення tпл=1535oС. Має здатність намагнічуватися.
Хімічні властивості.
Залізо належить до металів середньої хімічної активності:
взаємодіє з киснем:
під час нагрівання взаємодіє з іншими неметалами - хлором, сіркою, вуглецем, азотом:
у розжареному стані (понад 700ОС) взаємодіє з водою (водяною парою):
На вологому повітрі та у воді, яка містить кисень, залізо зазнає корозії, воно іржавіє, вкриваючись жовто-бурою плівкою, яка переважно складається із ферум (ІІІ) гідроксиду, але плівка не захищає метал від подальшої корозії:
взаємодіє з хлоридною і розбавленою сульфатною кислотами:
Концентрована (безводна) сульфатна кислота пасивує залізо, що дає змогу зберігати і перевозити її у залізних цистернах. Концентрована нітратна кислота також пасивує залізо. Залізо відновлює менш активні метали з розчинів їхніх солей:
Fe + CuSO4 = FeSO4 + Cu
у подрібненому вигляді залізо може взаємодіяти з концентрованим гарячим розчином лугу з утворенням комплексних гідроксисолей:
Оксиди і гідроксиди Феруму. Ферум утворює три оксиди і два гідроксиди:
Оксиди і гідроксиди Феруму обох ступенів окиснення мають амфотерні властивості. У сполук Феруму (ІІ) вони дуже слабко виражені, тому ферум (ІІ) оксид і ферум (ІІ) гідроксид виявляють переважно основні властивості:
FeO + 2HCl = FeCl2 + H2O
Fe (OH) 2 + H2SO4 = FeSO4 + H2O
Ферум (ІІ) оксид з лугами не взаємодіє.
Ферум (ІІ) гідроксид, якщо він свіжодобутий і під час кип'ятіння реагує з концентрованим розчином лугу:
Fe (OH) 2 + 2NaOH = Na2 [Fe (OH) 4] (Натрій тетрагідроксиферат (ІІ)
Ферум (ІІ) гідроксид утворюється внаслідок дії лугів на розчини солей Феруму (ІІ):
Саме так відбувається реакція без доступу повітря. У протилежному разі ферум (ІІ) гідроксид легко окиснюється до ферум (ІІІ) гідроксиду:
Сполуки Феруму (ІІІ).
Оксид і гідроксид Феруму (ІІІ) мають більш виражені амфотерні властивості:
Посилення кислотних властивостей сполук Феруму (ІІІ) порівняно із сполуками Феруму (ІІ) пояснюється збільшенням ковалентності зв'язку Fe - O із підвищенням ступеня окиснення Феруму.
Ферум (ІІІ) оксид утворюється внаслідок дії лугів на розчини солей Феруму (ІІІ):
Гідроксиди Феруму (ІІ) і (ІІІ) під час нагрівання розкладаються:
2Fe (OH) 3 = Fe2O3 + 3H2O, Fe (OH) 2 = FeO + H2O
Подвійний (змішаний) оксид.
Під час взаємодії з кислотами утворює суміш двох солей - Феруму (ІІ) і Феруму (ІІІ):
Fe3O4 + 8HCl = 2FeCl3 + FeCl2 + 4H2O
Fe3O4 + 4H2SO4 = Fe2 (SO4) 3 + FeSO4 + 4H2
Під час взаємодії з нітратною кислотою утворюється лише одна сіль - ферум (ІІІ) нітрат внаслідок окиснення сполук Феруму (ІІ) до сполук Феруму (ІІІ):
31. Метали побічної підгрупи першої групи. Купрум та його сполуки
Підгрупа міді, або побічна підгрупа І групи періодичної системи, включає купрум (29Cu), аргентум (47Ag) і аурум (79Au). Особливістю цих елементів є завершеність електронного d-підрівня. Завершеність “передзовнішнього" електронного підрівня обумовлює специфічність фізичних і хімічних властивостей елементів підгрупи міді, насамперед простих речовин - металів.
Найважливіші характеристики елементів підгрупи купруму
|
Елемент |
29Cu |
47Ag |
79Au |
|
|
Розподіл електронів |
3s23p6d104s1 |
4s24p6d105s1 |
4s24s6d10f145s25p63d106s1 |
|
|
Атомний радіус |
0,128 |
0,144 |
0,146 |
|
|
Характерні ступені окислення |
+2,+1,+3 |
+1,2,+3 |
+1,+3 |
|
|
Основні мінерали |
CuFeS2 - халькопірит Cu2S - халькозин Cu2O - куприт Cu2 (OH) 2CO3 - малахіт |
Самородне срібло, поліметалічні сульфіди (арсенідні) руди |
Самородне золото, селеніди і телуриди золота, як домішки до поліметалічних руд |
Всі елементи підгрупи купруму характеризуються стабільністю металічного стану (Е0). Належність срібла і золота до дорогоцінних металів обумовлена інертністю цих елементів в металічному стані. Термодинамічна нестабільність сполук елементів підгрупи міді, зокрема оксидів, є головною причиною їх розпаду при підвищеній температурі. Наслідком цього є утворення “самородків" металів в умовах земної кори.
Оскільки елементи підгрупи міді - “непарні” елементи, то вони характеризуються малою кількістю стабільних ізотопів у природній плеяді. Радіоактивні ізотопи використовуються в якості мічених атомів. Окрім того, радіоізотоп 198Au використовується в медичній практиці для лікування злоякісних пухлин.
Металічні мідь, срібло і золото застосовують в електротехніці, в приладобудуванні, в хімічному машинобудуванні; для покриття менш інертних металів, щоб запобігти корозії.
Металічна мідь кристалізується в кубічній гранецентрованій гратці. Мідь - ковкий м'який, в'язкий метал, червонуватого кольору, температура плавлення якого т. пл = 10830С. Мідь знаходиться на другому місці після срібла по електро - і теплопровідності.
Двохвалентний стан для міді - найстабільніший. Саме у двохвалентному стані знаходиться мідь у вторинних природних мінералах. Проте, незважаючи на термодинамічну стабільність, двохвалентний стан для міді є досить лабільним (рухливим). Навіть при досить м'яких впливах електронна система міді легко видозмінюється, причому Cu (II) може перейти і в Cu (I) (або Cu (0)) і в Cu (III).
Значна лабільність електронної оболонки міді, в тому числі в двохвалентному стані, зумовлює забарвленість сполук, а також забарвлення полум'я, в яке внесені будь-які сполуки міді.
Наслідком великої рухливості електронної оболонки міді є утворння нестійких сполук. Так, наприклад, практично не можуть існувати йодид CuJ2, ціанід Cu (CN) 2 і роданід Cu (SCN) 2. Вони диспропорціонують внаслідок наявності ефекту додаткової поляризації. Тільки в контакті з елементами, які мають високі значення електронегативності, катіон Cu2+ - досить стабільний.
Серед нерозчинних (або малорозчинних) солей міді (ІІ) найвідоміший основний карбонат, який утворюється за реакцією:
2CuSO4 + 2Na2CO3 + H2O ®--Cu2 (OH) 2CO3 + 2Na2SO4 + CO2
Cu3 (OH) 2 (CO3) 2 + CO2 ®--3CuCO3 + H2O
CuSO4 + 2NaOH ®--Cu (OH) 2?+ Na2SO4
Cu (OH) 2 + 2NaOH ®--Na2 [Cu (OH) 4]
Cu2 (OH) 2CO3 ®--2CuO + CO2 + H2O
CuO + 2HCl ®--CuCl2 + H2O
CuO + 4NH3 + H2O ®-- [Cu (NH3) 4] (OH) 2
Мідь (ІІ) - сильний комплексоутворювач. Він утворює комплекси з сотнями різних лігандів. Найвідоміший комплекс Cu (II) - гексааквааніон [Cu (OH2) 6] 2+, у вигляді якого мідь знаходиться у водних розчинах. Комплекс [Cu (OH2) 6] 2+ зумовлює голубе забарвлення розчинів. При поступовому заміщенні Н2О в [Cu (OH2) 6] 2+ на молекули NH3 утворюються комплексні амміакати міді.
Мідь, на відміну від благородних металів, реагує на поверхні з киснем повітря при кімнатній температурі, а в присутності СО2, SO2 і пари води, покривається зеленуватою плівкою основних карбонатів або сульфатів. При температурі близько 20000С мідь на повітрі утворює оксид CuO, який здатний при ще вищих температурах втрачати частину кисню і переходити в Сu2O. Безпосередня взаємодія міді із сіркою проходить з утворенням сульфіду Cu2S.
Кислоти-окисники розчиняють мідь переводячи її в двохвалентний стан:
Cu + 2H2SO4 ®--CuSO4 + SO2 + 2H2O
З металами мідь утворює велику кількість інтерметалідів.
Найвідоміші сплави міді:
латунь - Cu, Zn (18-40% Zn)
бронза - Cu, Sn (20% Sn)
томпак - Cu, Zn (12-15% Zn)
мельхіор - 68% Cu, 30% Ni, 1% Mn, 1% Fe
нейзільбер - 65% Cu, 30% Ni, 20% Zn
нікелін - 67.5% Cu, 30% Ni, 2.5% (Mn, Zn, Fe)
Мідні руди надзвичайно бідні на мідь. Найбагатші зразки найважливішої мідної руди - халькопіриту CuFeS2 - містять лише 1-2% міді. Перша стадія переробки мідних руд - збагачення. Звичайно застосовують метод флотації. Збагачення флотацією базується на неоднаковому змочуванні поверхнево-активними речовинами халькопіриту і пустої породи; і приводить до підвищення вмісту в концентраті приблизно в 10 раз - до 12% Cu.
На другій стадії з концентрату СuFeS2 випалюють частину сірки. Цей процесс називають окисним обпалюванням.
2СuFeS2 + O2 ®--Cu2S + FeS + SO2 (1)
FeS2 + 5/2O2 ®--FeO + 2SO2, FeS + 3/2O2 ®--FeO + SO2
Наступна стадія - “плавка на штейн”. До попередньо одержанного купферштейну (кінцеві продукти реакції (1) другого етапу) добавляють кремнезем:
FeO + SiO2 ®--FeSiO3 (шлак, який видаляється)
Наступна стадія полягає в остаточному випалюванні сірки із FeS i Cu2S:
FeS + 3/2O2 ®--FeO + SO2
Залізо виводять із системи у вигляді силікату:
FeO + SiO2 ®--FeSiO3
На наступній стадії проходить взаємодія Cu2O i Cu2S, які залишилися в розплаві:
2Cu2O + Cu2S ®--6Cu + SO2
На цій стадії одержуємо мідь, що має вміст основного компоненту 90-95% і піддається подальшій обробці.
Промислове значення для добування срібла мають концентрати - відходи переробки поліметалічних сульфідних руд, наприклад мідних або свинцево-цинкових (свинцевий блиск PbS містить близько 1% Ag2S)
Металічне срібло кристалізується в кубічній гранецентрованій решітці, Т. пл. = 9610С.
Сріблу властива унікальна якість - максимальна електро - і теплопровідність. Висока електро - і теплопровідність срібла в поєднанні з хімічною інертністю зумовлюють його використання у електротехніці, мікроелектроніці, хімічному машинобудуванні, приладобудуванні. У хімічному експерименті, наприклад, використовують тільки срібні тиглі для операції лужної плавки, оскільки навіть платиновий посуд піддається кородуючій дії лужних розплавів.
Срібло інертніше за мідь, проте на повітрі, яке містить домішки H2S, срібло чорніє. Це проходить внаслідок утворення плівки Ag2S:
2Ag + H2S ®--Ag2S + H2
Можливо, що утворенню Ag2S передує окиснення срібла:
2Ag + 1/2O2 ®--Ag2O
Ag2O + H2S ®--Ag2S + H2O
Срібло розчиняється в кислотах-окисниках:
Ag + 2HNO3 ®--AgNO3 + NO2 + H2O
2Ag + 2H2SO4 ®--Ag2SO4 + SO2 + 2H2O
У курсі органічної хімії відома якісна реакція - реакція срібного дзеркала:
2 [Ag (NH3) 2] NO3 + 2H2O + HCOH ®--2Ag + HCOONH4 + 2NH4NO3 + NH4OH
В цій реакції срібло переводять у стан амміачного комплексу, щоб втримати його в лужному розчині, який створюють при посріблені. Ця реакція має практичнее застосування - використовується для виготовлення дзеркал і посріблені скляних ялинкових прикрас.
Металічне золото (т. пл. =10630С) забарвлене в жовтий колір, що не характерно для металів. Це свідчить про особливу електронну конфігурацію золота. Золото є головним об'єктом ювелірної промисловості і ідеальним матеріалом для виготовлення монет, а також деталей для сучасної техніки. І все це завдяки унікальній ковкості, хімічній інертності і красивим зовнішнім виглядом.
Незважаючи на хімічну інертність золота по відношенню до кисню і сірки, воно реагує з галогенами (переважно в розчинах). У реакції взаємодії золота із “царською горілкою” головну роль відіграє комплексоутворення:
Au + HNO3 + 4HCl ??H [AuCl4] + NO + 2H2O
Золото в природі зустрічається не лише у вигляді самородків, а й у вигляді телуридів і селенідів. Для добування золота застосовується ціанідний метод:
4Au + 8NaCN + 2H2O + O2 ®--4Na [Au (CN) 2] + 4NaOH
2Na [Au (CN) 2] + Zn ®--Na2 [Zn (CN) 4] + 2Au
Размещено на Allbest.ru
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
