За последното 200 години човештвоги проучувал својствата на супстанциите подобро отколку во целата историја на развојот на хемијата. Природно, бројот на супстанции исто така брзо расте, ова се должи, пред сè, на развојот на различни методи за добивање супстанции.
Во секојдневниот живот се среќаваме со многу супстанции. Меѓу нив се вода, железо, алуминиум, пластика, сода, сол и многу други. Супстанциите што постојат во природата, како што се кислородот и азот содржани во воздухот, супстанциите растворени во вода и од природно потекло, се нарекуваат природни супстанции. Алуминиум, цинк, ацетон, вар, сапун, аспирин, полиетилен и многу други супстанции не постојат во природата.
Тие се добиваат во лабораторија и се произведуваат од индустријата. Вештачките материи не се наоѓаат во природата, тие се создадени од природни материи. Некои супстанции кои постојат во природата може да се добијат и во хемиска лабораторија.
Така, кога се загрева калиум перманганат, се ослободува кислород, а кога се загрева кредата, се ослободува кислород. јаглерод диоксид.Научниците научија да го претвораат графитот во дијамант; тие растат кристали од рубин, сафир и малахит. Значи, заедно со супстанции природно потеклоИма огромна разновидност на вештачки создадени супстанции кои не се наоѓаат во природата.
Супстанциите што не се наоѓаат во природата се произведуваат во различни претпријатија: фабрики, фабрики, комбајни итн.
Во услови на исцрпеност Природни изворина нашата планета, хемичарите сега се соочуваат со важна задача: да развијат и имплементираат методи со кои е можно вештачки, во лабораторија или индустриско производство, да се добијат супстанции кои се аналози на природни супстанции. На пример, резервите на фосилни горива во природата се при крај.
Може да дојде момент кога нафтата и природниот гас ќе завршат. Веќе се развиваат нови видови на гориво кои би биле исто толку ефикасни, но не би загадувале. животната средина. Денес, човештвото научило вештачки да добива различни скапоцени камења, на пример, дијаманти, смарагди, берили.
Состојба на материјата
Супстанциите можат да постојат во неколку состојби на агрегација, од кои три ви се познати: цврста, течна, гасовита. На пример, водата во природата постои во сите три состојби на агрегација: цврста (во форма на мраз и снег), течна (течна вода) и гасовита (водена пареа).Постојат познати супстанции кои не можат да постојат во нормални услови во сите три состојби на агрегација. На пример, таква супстанција е јаглерод диоксид. На собна температура тој е гас без мирис и боја. На температура од -79°Cоваа супстанца „замрзнува“ и се претвора во цврста состојба на агрегација. Секојдневното (тривијално) име за таква супстанција е „сув мраз“. Ова име е дадено на оваа супстанца поради фактот што „сувиот мраз“ се претвора во јаглерод диоксид без да се топи, односно без да премине во течна состојба на агрегација, која е присутна, на пример, во вода.
Така, може да се извлече важен заклучок.Супстанцијата, кога преминува од една состојба на агрегација во друга, не се трансформира во други супстанции. Процесот на одредена промена, трансформација, се нарекува феномен.
Физички феномени. Физички својства на супстанциите.
Појавите во кои супстанциите ја менуваат состојбата на агрегација, но не се трансформираат во други супстанции, се нарекуваат физички. Секоја поединечна супстанција има одредени својства. Својствата на супстанциите може да бидат различни или слични едни на други. Секоја супстанција е опишана со користење на збир на физички и хемиски својства. Да ја земеме водата како пример. Водата се замрзнува и се претвора во мраз на температура од 0°C, а врие и се претвора во пареа на температура од +100°C. Овие феномени се сметаат за физички, бидејќи водата не се претворила во други супстанции, се јавува само промена во состојбата на агрегација. Податоци за температурата на замрзнување и вриење се физички својства, карактеристично за вода.
Својствата на супстанциите што се одредуваат со мерења или визуелно во отсуство на трансформација на некои супстанции во други се нарекуваат физички
Испарување на алкохол, како испарување на вода– физичките појави, супстанциите во овој случај ја менуваат нивната состојба на агрегација. По експериментот, можете да бидете сигурни дека алкохолот испарува побрзо од водата - ова се физичките својства на овие супстанции.
Главните физички својства на супстанциите го вклучуваат следново: состојба на агрегација, боја, мирис, растворливост во вода, густина, точка на вриење, точка на топење, топлинска спроводливост, електрична спроводливост. Физичките својства како боја, мирис, вкус, кристална форма може да се одредат визуелно со помош на сетилата, а густината, електричната спроводливост, точките на топење и вриење се одредуваат со мерење. Информациите за физичките својства на многу супстанции се собираат во специјализирана литература, на пример, во референтни книги. Физичките својства на супстанцијата зависат од нејзината состојба на агрегација. На пример, густината на мразот, водата и водената пареа се различни.
Гасовитиот кислород е безбоен, но течниот кислород е сино.Познавањето на физичките својства помага да се „препознаат“ многу супстанции. На пример, бакар- Единствениот метал кој има црвена боја. Само кујнската сол има солен вкус. Јод- Речиси црна цврстина која се претвора во пурпурна пареа кога се загрева. Во повеќето случаи, за да се идентификува супстанцијата, треба да земете во предвид неколку нејзини својства. Како пример, да ги карактеризираме физичките својства на водата:
- боја - безбоен (во мали количини)
- мирис - нема мирис
- состојба на агрегација - течност во нормални услови
- густина - 1 g/ml,
- точка на вриење – +100°С
- точка на топење - 0°C
- топлинска спроводливост - ниска
- електрична спроводливост - чистата вода не спроведува струја
Кристални и аморфни материи
Кога се опишуваат физичките својства на цврстите материи, вообичаено е да се опише структурата на супстанцијата. Ако испитате примерок од кујнска сол под лупа, ќе забележите дека солта се состои од многу ситни кристали. Во депозитите на сол можете да најдете и многу големи кристали. Кристалите се цврсти материи во форма на правилни полиедри.Кристалите може да имаат различна формаи големина. Кристали на одредени супстанции, како на пример кујнска сол сол – кревка и лесно се крши. Има кристали кои се прилично тврди. На пример, дијамантот се смета за еден од најтешките минерали. Ако ги испитате кристалите на кујнска сол под микроскоп, ќе забележите дека сите тие имаат слична структура. Ако ги земеме предвид, на пример, стаклените честички, сите тие ќе имаат различна структура - таквите супстанции се нарекуваат аморфни. Аморфните супстанции вклучуваат стакло, скроб, килибар и пчелин восок. Аморфните супстанции се супстанции кои немаат кристална структура
Хемиски феномени. Хемиска реакција.
Ако во текот на физичките појави, супстанциите, по правило, само ја менуваат нивната состојба на агрегација, тогаш за време на хемиските појави се јавува трансформација на некои супстанции во други супстанции. Еве неколку едноставни примери: согорувањето на кибрит е придружено со јагленисување на дрвото и ослободување на гасовити материи, односно настанува неповратна трансформација на дрвото во други материи. Друг пример:Со текот на времето, бронзените скулптури стануваат покриени со зелена обвивка. Факт е дека бронзата содржи бакар. Овој метал полека влегува во интеракција со кислородот, јаглерод диоксидот и влажноста на воздухот, како резултат на што на површината на скулптурата се формираат нови зелени материи. Хемиски феномени - феномени на трансформација на една супстанција во другаПроцесот на интеракција на супстанции со формирање на нови супстанции се нарекува хемиска реакција. Хемиските реакции се случуваат насекаде околу нас. Хемиските реакции се случуваат и во нас самите. Во нашето тело, постојано се случуваат трансформации на многу супстанции; супстанциите реагираат едни со други, формирајќи производи за реакција. Така, во хемиската реакција секогаш има супстанции што реагираат и супстанции формирани како резултат на реакцијата.
- Хемиска реакција– процес на интеракција на супстанции, како резултат на кој се формираат нови супстанции со нови својства
- Реагенси- супстанции кои влегуваат во хемиска реакција
- Производи– супстанции настанати како резултат на хемиска реакција
Хемиската реакција е претставена во општа форма со дијаграм на реакција РЕАГЕНСИ -> ПРОИЗВОДИ
- реагенси– земени почетни материјали за спроведување на реакцијата;
- производи– нови материи настанати како резултат на реакција.
Било какви хемиски појави (реакции) се придружени со одредени знаци, со помош на кои хемиските појави може да се разликуваат од физичките. Таквите знаци вклучуваат промени во бојата на супстанциите, ослободување на гас, формирање на седимент, ослободување топлина и емисија на светлина.
Многу хемиски реакции се придружени со ослободување на енергија во форма на топлина и светлина. Како по правило, ваквите појави се придружени со реакции на согорување. Во реакциите на согорување во воздухот, супстанциите реагираат со кислородот содржан во воздухот. На пример, металниот магнезиум пламнува и гори во воздухот со силен, заслепувачки пламен. Ова е причината зошто магнезиумскиот блиц се користел за создавање фотографии во првата половина на 20 век. Во некои случаи, можно е да се ослободи енергија во форма на светлина, но без ослободување на топлина.Еден вид пацифички планктони е способен да емитува сина светлина, јасно видлива во темнината. Ослободувањето на енергија во вид на светлина е резултат на хемиска реакција која се јавува кај организмите на овој вид планктони.
Резиме на статијата:
- Постојат две големи групи на супстанции: супстанции од природно и вештачко потекло.
- Во нормални услови, супстанциите можат да постојат во три состојби на агрегација
- Својствата на супстанциите што се одредуваат со мерења или визуелно во отсуство на трансформација на некои супстанции во други се нарекуваат физички
- Кристалите се цврсти материи во форма на правилни полиедри.
- Аморфните супстанции се супстанции кои немаат кристална структура
- Хемиски феномени - феномени на трансформација на една супстанција во друга
- Реагенсите се супстанции кои влегуваат во хемиска реакција.
- Производите се супстанции формирани како резултат на хемиска реакција
- Хемиските реакции можат да бидат придружени со ослободување на гас, седимент, топлина, светлина; промена на бојата на супстанциите
- Согорувањето е сложен физичко-хемиски процес на претворање на почетните материи во продукти на согорување за време на хемиска реакција, придружен со интензивно ослободување на топлина и светлина (пламен).
Хемиски препарат за рак и ДПА
Сеопфатно издание
ДЕЛ И
ОПШТА ХЕМИЈА
ХЕМИЈА НА ЕЛЕМЕНТИ
ХАЛОГЕНИ
Едноставни супстанции
Хемиски својства на флуор
Флуорот е најсилното оксидирачко средство во природата. Не реагира директно само со хелиум, неон и аргон.
При реакција со метали, се формираат флуориди, јонски соединенија:
Флуорот енергично реагира со многу неметали, дури и со некои инертни гасови:
Хемиски својства на хлорот. Интеракција со сложени супстанции
Хлорот е посилен оксидатор од бром или јод, така што хлорот ги отстранува тешките халогени од нивните соли:
Растворувајќи се во вода, хлорот делумно реагира со него, што резултира со формирање на две киселини: хлорид и хипохлорит. Во овој случај, еден атом на хлор ја зголемува состојбата на оксидација, а другиот атом ја намалува. Ваквите реакции се нарекуваат реакции на диспропорција. Реакциите на диспропорција се реакции на самозаздравување-самооксидација, т.е. реакции во кои еден елемент покажува својства и на оксидатор и на редукционо средство. При несразмерност, истовремено се формираат соединенија во кои елементот е во пооксидирана и поредуцирана состојба во споредба со првобитната. Состојбата на оксидација на атомот на хлор во молекулата на хипохлоритната киселина е +1:
Слично се одвива и интеракцијата на хлорот со алкалните раствори. Во овој случај, се формираат две соли: хлорид и хипохлорит.
Хлорот е во интеракција со различни оксиди:
Хлорот оксидира некои соли во кои металот не е во максимална оксидациска состојба:
Молекуларниот хлор реагира со многу органски соединенија. Во присуство на ферум(III) хлорид како катализатор, хлорот реагира со бензен за да формира хлоробензен, а кога ќе се озрачи со светлина, истата реакција резултира со формирање на хексахлороциклохексан:
Хемиски својства на бром и јод
Двете супстанции реагираат со водород, флуор и алкалии:
Јодот се оксидира со различни силни оксидирачки агенси:
Методи за екстракција на едноставни материи
Екстракција на флуорид
Бидејќи флуорот е најсилниот хемиски оксидатор, невозможно е да се изолира со употреба на хемиски реакции од соединенија во слободна форма, па затоа флуорот се екстрахира со физичко-хемиски метод - електролиза.
За екстракција на флуор, се користат топење на калиум флуорид и никел електроди. Никелот се користи поради фактот што металната површина е пасивирана од флуор поради формирање на нерастворливи
NiF2, затоа, самите електроди не се уништуваат од супстанцијата што се ослободува на нив:Екстракција на хлор
Хлорот се произведува на индустриско ниво со електролиза на раствор на натриум хлорид. Како резултат на овој процес, се произведува и натриум хидроксид:
Хлорот се произведува во мали количини од оксидација на раствор на водород хлорид користејќи различни методи:
Хлорот е многу важен производ на хемиската индустрија.
Неговото глобално производство изнесува милиони тони.
Екстракти од бром и јод
За индустриска употреба, бром и јод се добиваат од оксидација на бромиди и јодиди, соодветно. За оксидација, најчесто се користат молекуларен хлор, концентрирана сулфатна киселина или манган диоксид:
Флуорот и некои негови соединенија се користат како оксидатор за ракетно гориво. Големи количества флуор се користат за екстракција на различни разладни средства (фреони) и некои полимери кои се карактеризираат со хемиска и топлинска отпорност (тефлон и некои други). Флуорот се користи во нуклеарната технологија за одвојување на изотопи на ураниум.
Повеќето хлор се користи за производство на хлороводородна киселина, а исто така и како оксидирачки агенс за производство на други халогени. Во индустријата се користи за белење на ткаенини и хартија. Во поголеми количини од флуорот, се користи за производство на полимери (ПВЦ и други) и средства за ладење. Дезинфицирајте со употреба на хлор пиење вода. Потребен е и за екстракција на одредени растворувачи, како што се хлороформ, метилен хлорид и јаглерод тетрахлорид. Исто така се користи за производство на многу супстанции, како што се калиум хлорат (сол Бертоле), белило и многу други соединенија кои содржат атоми на хлор.
Бромот и јодот не се користат во индустријата во ист обем како хлорот или флуорот, но употребата на овие супстанции се зголемува секоја година. Бромот се користи во производството на разни седативни лекови. Јодот се користи во производството на антисептички лекови. Соединенијата на бром и јод се широко користени во квантитативната анализа на супстанциите. Некои метали се прочистуваат со помош на јод (овој процес се нарекува рафинирање на јод), како што се титаниум, ванадиум и други.
Карактеристични хемиски својства на едноставни материи - метали
Повеќето хемиски елементи се класифицирани како метали - 92 од 114 познати елементи. Метали- ова се хемиски елементи чии атоми се откажуваат од електроните од надворешниот (а некои од надворешниот) електронски слој, претворајќи се во позитивни јони. Ова својство на металните атоми се определува со дека имаат релативно големи радиуси и мал број електрони(најмногу 1 до 3 на надворешниот слој). Единствените исклучоци се 6 метали: атомите на германиум, калај и олово на надворешниот слој имаат 4 електрони, атоми на антимон и бизмут - 5, атоми на полониум - 6. За атоми на метал се карактеризира со мали вредности на електронегативност(од 0,7 до 1,9) и исклучиво ресторативни својства, т.е. способност за донирање електрони. Во Периодниот систем на хемиски елементи на Д.И. Менделеев, металите се наоѓаат под дијагоналата бор - астатин, како и над неа, во секундарни подгрупи. Во периодите и главните подгрупи, познати се обрасци на промените на металното, а со тоа и на редукционите својства на атомите на елементите.
Хемиски елементи лоцирани во близина на дијагоналата бор-астатин (Be, Al, Ti, Ge, Nb, Sb, итн.) имаат двојни својства: во некои нивни соединенија се однесуваат како метали, во други покажуваат својства на неметали. Во секундарните подгрупи, редукционите својства на металите најчесто се намалуваат со зголемување на атомскиот број.
Споредете ја активноста на металите од групата I од секундарната подгрупа која ви е позната: Cu, Ag, Au; Група II од секундарната подгрупа: Zn, Cd, Hg - и ова ќе го видите сами. Ова може да се објасни со фактот дека силата на врската помеѓу валентните електрони и јадрото во атомите на овие метали е во голема мера под влијание на големината на нуклеарното полнење, а не од радиусот на атомот. Јадреното полнење значително се зголемува, а привлечноста на електроните кон јадрото се зголемува. Во овој случај, иако атомскиот радиус се зголемува, тој не е толку значаен како за металите од главните подгрупи.
Едноставните супстанции формирани од хемиски елементи - метали и сложените супстанции што содржат метал играат витална улога во минералниот и органскиот „живот“ на Земјата. Доволно е да се запамети дека атомите (јоните) на металните елементи се составен делсоединенија кои го одредуваат метаболизмот во човечкото тело и животните. На пример, 76 елементи се наоѓаат во човечката крв, а само 14 од нив не се метали.
Во човечкото тело, некои метални елементи (калциум, калиум, натриум, магнезиум) се присутни во големи количини, односно тие се макроелементи. А металите како што се хром, манган, железо, кобалт, бакар, цинк, молибден се присутни во мали количини, односно тоа се елементи во трагови. Ако некое лице тежи 70 кг, тогаш неговото тело содржи (во грамови): калциум - 1700, калиум - 250, натриум - 70, магнезиум - 42, железо - 5, цинк - 3. Сите метали се исклучително важни, се јавуваат здравствени проблеми и со нивниот недостаток, и со нивниот вишок.
На пример, натриумовите јони ја регулираат содржината на вода во телото и преносот на нервните импулси. Неговиот недостаток доведува до главоболки, слабост, слаба меморија, губење на апетит, а вишокот доведува до зголемен крвен притисок, хипертензија и срцеви заболувања.
Едноставни материи - метали
Развојот на производството на метали (едноставни материи) и легури е поврзан со појавата на цивилизацијата (бронзеното време, железното време). Научната и технолошката револуција која започна пред околу 100 години, влијаејќи ја и индустријата и социјалната сфера, исто така е тесно поврзана со производството на метали. Врз основа на волфрам, молибден, титаниум и други метали, тие почнаа да создаваат отпорни на корозија, супер-тврди, огноотпорни легури, чија употреба значително ги прошири можностите на машинското инженерство. Во нуклеарната и вселенската технологија, легурите на волфрам и рениум се користат за производство на делови кои работат на температури до 3000 °C; Во медицината се користат хируршки инструменти изработени од легури на тантал и платина и уникатна керамика базирана на титаниум и циркониум оксиди.
И, се разбира, не смееме да заборавиме дека повеќето легури го користат долго познатото метално железо, а основата на многу лесни легури е составена од релативно „млади“ метали - алуминиум и магнезиум. Композитните материјали станаа супернови, кои претставуваат, на пример, полимер или керамика, кои внатре (како бетон со железни прачки) се зајакнати со метални влакна од волфрам, молибден, челик и други метали и легури - сето тоа зависи од поставената цел и својства на материјалот неопходни за да се постигне тоа. На сликата е прикажан дијаграм на кристалната решетка од натриум метал. Во него, секој атом на натриум е опкружен со осум соседи. Атомот на натриум, како и сите метали, има многу празни валентни орбитали и малку валентни електрони. Електронска формула на атомот на натриум: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3p 0 3d 0, каде што 3s, 3p, 3d - валентни орбитали.
Едновалентниот електрон на атом на натриум 3s 1 може да заземе која било од деветте слободни орбитали - 3s (една), 3p (три) и 3d (пет), бидејќи не се разликуваат многу по енергетското ниво. Кога атомите се приближуваат еден до друг, кога се формира кристалната решетка, валентните орбитали на соседните атоми се преклопуваат, поради што електроните слободно се движат од една орбитала до друга, воспоставувајќи врски помеѓу сите атоми на металниот кристал. Таквата хемиска врска се нарекува метална.
Метална врска е формирана од елементи чии атоми во надворешниот слој имаат малку валентни електрони во споредба со голем број надворешни орбитали кои се енергетски блиску. Нивните валентни електрони слабо се држат во атомот. Електроните што ја вршат комуникацијата се социјализирани и се движат низ кристалната решетка на генерално неутралниот метал. Супстанции со метална врскаинхерентни метални кристални решетки, кои обично се прикажани шематски како што е прикажано на сликата. Катјоните и металните атоми лоцирани на местата на кристалната решетка ја обезбедуваат нејзината стабилност и сила (социјализираните електрони се прикажани како мали црни топчиња).
Метална врска- ова е врска во метали и легури помеѓу атоми на метал лоцирани на јазлите на кристалната решетка, извршена од заеднички валентни електрони. Некои метали се кристализираат во две или повеќе кристални форми. Ова својство на супстанциите - да постои во неколку кристални модификации - се нарекува полиморфизам. Полиморфизмот на едноставни супстанции е познат како алотропија. На пример, железото има четири кристални модификации, од кои секоја е стабилна во одреден температурен опсег:
α - стабилна до 768 °C, феромагнетна;
β - стабилна од 768 до 910 °C, неферомагнетна, т.е. парамагнетна;
γ - стабилна од 910 до 1390 °C, неферомагнетна, т.е. парамагнетна;
δ - стабилна од 1390 до 1539 °C (£° pl железо), неферомагнетна.
Калајот има две кристални модификации:
α - стабилна под 13,2 °C (p = 5,75 g/cm3). Ова е сив калај. Има кристална решетка од типот на дијамант (атомска);
β - стабилна над 13,2 °C (p = 6,55 g/cm3). Ова е бел калај.
Белиот калај е сребрено-бел, многу мек метал. Кога се лади под 13,2 °C, се распаѓа во сив прав, бидејќи за време на транзицијата неговиот специфичен волумен значително се зголемува. Овој феномен беше наречен „калај чума“.
Се разбира, посебен тип на хемиска врска и типот на кристалната решетка на металите мора да ги одредат и објаснат нивните физички својства. Што се тие? Тоа се метален сјај, еластичност, висока електрична и топлинска спроводливост, раст електричен отпорсо зголемување на температурата, како и значајни својства како густина, високи точки на топење и вриење, цврстина и магнетни својства. Механичкиот ефект врз кристал со метална кристална решетка предизвикува поместување на слоевите јонски атоми во однос еден на друг (сл. 17), а бидејќи електроните се движат низ кристалот, не доаѓа до раскинување на врската, затоа металите се карактеризираат со поголема пластичност. Сличен ефект на цврсто тело со ковалентни врски (атомска кристална решетка) доведува до раскинување на ковалентни врски. Раскинувањето на врските во јонската решетка доведува до меѓусебно одбивање на јони со слично полнење. Затоа, супстанциите со атомски и јонски кристални решетки се кревки. Најмногу еластични метали се Au, Ag, Sn, Pb, Zn. Тие лесно се вовлекуваат во жица, може да се коваат, притиснат или валани во листови. На пример, златна фолија со дебелина од 0,003 mm може да се направи од злато, а конец долг 1 km може да се извлече од 0,5 g од овој метал. Дури и живата, која е течна на собна температура, станува податлива во цврста состојба на ниски температури, како оловото. Само Bi и Mn немаат пластичност, тие се кршливи.
Зошто металите имаат карактеристичен сјај и се исто така непроѕирни?
Електроните што го исполнуваат меѓуатомскиот простор ги рефлектираат светлосните зраци (наместо да ги пренесуваат како стакло), а повеќето метали подеднакво ги распрснуваат сите зраци од видливиот дел од спектарот. Затоа тие се во сребрено-бели или сиви бои. Стронциумот, златото и бакарот апсорбираат кратки бранови должини (блиску до виолетова) во поголема мера и ги рефлектираат долгите бранови должини на светлосниот спектар, па затоа имаат светло жолта, жолта и „бакарна“ боја. Иако во пракса, металот не ни изгледа секогаш како „лесно тело“. Прво, неговата површина може да оксидира и да го изгуби својот сјај. Затоа, мајчин бакар изгледа како зеленкасто камен. А Второ, а чистиот метал може да не свети. Многу тенки листови од сребро и злато имаат сосема неочекуван изглед - имаат синкаво-зелена боја. И фините метални прашоци се појавуваат темно сива, дури и црна. Среброто, алуминиумот и паладиумот имаат најголема рефлексивност. Тие се користат во производството на огледала, вклучувајќи рефлектори.
Зошто металите имаат висока електрична спроводливост и спроведуваат топлина?
Хаотично подвижните електрони во метал под влијание на применетиот електричен напон добиваат насочено движење, т.е. електрична енергија. Како што се зголемува температурата на металот, амплитудите на вибрациите на атомите и јоните лоцирани на јазлите на кристалната решетка се зголемуваат. Ова го отежнува движењето на електроните, а електричната спроводливост на металот паѓа. На ниски температури, осцилаторното движење, напротив, е значително намалено и електричната спроводливост на металите нагло се зголемува. Скоро апсолутна нула, металите практично немаат отпор; повеќето метали покажуваат суперспроводливост.
Треба да се напомене дека неметалите кои имаат електрична спроводливост (на пример, графит), на ниски температури, напротив, не спроведуваат електрична струја поради недостаток на слободни електрони. И тоа само со зголемување на температурата и уништување на некои ковалентни врскинивната електрична спроводливост почнува да се зголемува. Среброто, бакарот, како и златото и алуминиумот имаат најголема електрична спроводливост, а најниска имаат манганот, оловото и живата.
Најчесто, топлинската спроводливост на металите се менува со истата шема како и електричната спроводливост. Тоа се должи на високата подвижност на слободните електрони, кои, судирајќи се со вибрирачки јони и атоми, разменуваат енергија со нив. Температурата е изедначена низ целото парче метал.
Механичката сила, густината, точката на топење на металите се многу различни. Покрај тоа, со зголемување на бројот на електрони што ги поврзуваат јонските атоми и намалувањето на меѓуатомското растојание во кристалите, индикаторите за овие својства се зголемуваат.
Значи, алкални метали(Li, K, Na, Rb, Cs), чии атоми имаат еден валентен електрон, мек (сече со нож), со мала густина (литиумот е најлесниот метал со p = 0,53 g/cm 3) и се топи на ниски температури (на пример, точката на топење на цезиумот е 29 ° C). Единствениот метал што е течен во нормални услови е живата, која има точка на топење од -38,9 °C. Калциумот, кој има два електрони во надворешното енергетско ниво на неговите атоми, е многу потврд и се топи на повисока температура (842 °C). Уште поиздржлива е кристалната решетка формирана од јони на скандиум, кои имаат три валентни електрони. Но, најсилните кристални решетки, високите густини и температурите на топење се забележани кај металите од секундарните подгрупи V, VI, VII, VIII. Ова се објаснува со фактот дека металите од страничните подгрупи, кои имаат неспарени валентни електрони на поднивото d, се карактеризираат со формирање на многу силни ковалентни врски помеѓу атомите, покрај металната, извршени од електрони на надворешниот слој од s-орбиталите.
Најтешкиот метал- ова е осмиум (Os) со p = 22,5 g/cm 3 (компонента од супертврди и отпорни на абење легури), најогноотпорниот метал е волфрам W со t = 3420 ° C (се користи за производство на лампи со блескаво светло филаменти), најтврдиот метал е - Ова е Cr хром (стакло за гребење). Тие се дел од материјалите од кои се изработуваат алати за сечење метал, перничиња за сопирачки на тешки машини итн.. Металите комуницираат со магнетното поле на различни начини. Металите како што се железото, кобалтот, никелот и гадолиниумот се издвојуваат по нивната способност да бидат високо магнетизирани. Тие се нарекуваат феромагнети. Повеќето метали (алкалните и земноалкалните метали и значителен дел од преодните метали) се слабо магнетизирани и не ја задржуваат оваа состојба надвор од магнетното поле - тие се парамагнетни. Истиснати метали магнетно поле, - дијамагнетни материјали (бакар, сребро, злато, бизмут).
Со ревидирање електронска структураметали, ги поделивме металите на метали од главните подгрупи (s- и p-елементи) и метали од секундарните подгрупи (преодни d- и f-елементи).
Во технологијата, вообичаено е да се класифицираат металите според различни физички својства:
1. Густина - светлина (стр< 5 г/см 3) и тяжелые (все остальные).
2. Точка на топење - ниско-топење и огноотпорни.
Постојат класификации на метали врз основа на нивните хемиски својства. Металите со мала хемиска активност се нарекуваат благородна(сребро, злато, платина и неговите аналози - осмиум, иридиум, рутениум, паладиум, родиум). Врз основа на сличноста на хемиските својства, тие разликуваат алкален(метали од главната подгрупа од групата I), алкална земја(калциум, стронциум, бариум, радиум), како и метали од ретки земји(скандиум, итриум, лантан и лантаниди, актиниум и актиниди).
Општи хемиски својства на металите
Металните атоми се релативно лесни донира валентни електронии се претвораат во позитивно наелектризирани јони, односно се оксидираат. Ова е главното заедничко својство и на атомите и на едноставните супстанции - металите. Металите секогаш се редуцирачки агенси во хемиските реакции. Намалувачката способност на атомите на едноставни супстанции - метали формирани од хемиски елементи од еден период или една главна подгрупа на Периодниот систем на D. I. Менделеев се менува природно.
Намалувачката активност на металот во хемиските реакции што се случуваат во водени раствори, ја одразува неговата позиција во електрохемиски серииметални напрегања.
Врз основа на оваа серија на напони, може да се извлечат следните важни заклучоци за хемиската активност на металите во реакциите што се случуваат во водени раствори под стандардни услови (t = 25 °C, p = 1 atm).
· Колку подалеку лево е металот во овој ред, толку е помоќно средство за намалување.
· Секој метал е способен да ги помести (намали) од соли во раствор оние метали што се наоѓаат по него во низата напрегања (десно).
· Металите лоцирани во напонската серија лево од водородот се способни да го поместат од киселините во растворот
· Металите кои се најсилните редуцирачки агенси (алкали и алкална земја) реагираат првенствено со вода во кој било воден раствор.
Намалувачката активност на металот, одредена од електрохемиската серија, не секогаш одговара на неговата позиција во периодниот систем. Ова се објаснува со фактот дека при определување на положбата на металот во низа напрегања, не се зема предвид само енергијата на апстракција на електрони од поединечни атоми, туку и енергијата потрошена за уништување на кристалната решетка, како и како енергија што се ослободува при хидратација на јоните. На пример, литиумот е поактивен во водени раствори од натриумот (иако Na е поактивен метал според позицијата во периодниот систем). Факт е дека енергијата на хидратација на јоните на Li + е многу поголема од енергијата на хидратација на Na +, така што првиот процес е енергетски поповолен. Откако ги разгледавме општите одредби кои ги карактеризираат редуцирачките својства на металите, да преминеме на специфични хемиски реакции.
Интеракција на метали со неметали
· Повеќето метали формираат оксиди со кислород- основни и амфотерични. Оксидите на киселите преодни метали, како што се хром (VI) оксид CrOg или манган (VII) оксид Mn 2 O 7, не се формираат со директна оксидација на металот со кислород. Тие се добиваат индиректно.
Алкалните метали Na, K реагираат активно со кислородот во воздухот, формирајќи пероксиди:
Натриум оксидот се добива индиректно со калцинирање на пероксидите со соодветните метали:
Литиум и земноалкалните метали реагираат со атмосферскиот кислород, формирајќи основни оксиди:
Други метали, освен металите од злато и платина, кои воопшто не се оксидираат од атмосферскиот кислород, комуницираат со него помалку активно или кога се загреваат:
· Со халогени, металите формираат соли на хидрохалични киселини, На пример:
· Најактивните метали формираат хидриди со водород- јонски супстанции слични на сол во кои водородот има состојба на оксидација од -1, на пример:
Многу преодни метали формираат хидриди од посебен тип со водородот - како водородот да е растворен или внесен во кристалната решетка на металите помеѓу атомите и јоните, додека металот ја задржува својата изглед, но се зголемува во волуменот. Апсорбираниот водород е во металот, очигледно во атомска форма.
Постојат и средни метални хидриди.
· Сивите метали формираат соли - сулфиди, На пример:
· Металите реагираат нешто потешко со азот, бидејќи хемиската врска во молекулата на азот N2 е многу силна; Во овој случај, се формираат нитриди. На обични температури, само литиумот реагира со азот:
Интеракција на метали со сложени материи
· Со вода. Во нормални услови, алкалните и земноалкалните метали го поместуваат водородот од водата и формираат растворливи бази - алкалии, на пример:
Други метали кои се во напонската серија пред водородот, исто така, можат, под одредени услови, да го поместат водородот од водата. Но, алуминиумот бурно реагира со вода само ако оксидниот филм се отстрани од неговата површина:
Магнезиумот реагира со вода само кога се вари, а водородот исто така се ослободува:
Ако запалениот магнезиум се додаде во водата, согорувањето продолжува бидејќи се јавува реакцијата:
Железото реагира со вода само кога е жешко:
· Со киселини во раствор (HCl, H 2 ПА 4 ), CH 3 COOH и други, освен HNO 3 ) меѓусебно делуваат металите кои се во напонската серија до водород.Ова произведува сол и водород.
Но, оловото (и некои други метали), и покрај неговата позиција во напонската серија (лево од водородот), е речиси нерастворливо во разредена сулфурна киселина, бидејќи добиениот олово сулфат PbSO 4 е нерастворлив и создава заштитна фолија на металната површина .
· Со соли на помалку активни метали во раствор. Како резултат на оваа реакција, се формира сол на поактивен метал и се ослободува помалку активен метал во слободна форма.
Мора да се запомни дека реакцијата се јавува во случаи кога добиената сол е растворлива. Поместувањето на металите од нивните соединенија со други метали за првпат беше детално проучено од Н.Н.Бекетов, голем руски научник во оваа област. физичка хемија. Тој ги подреди металите според нивната хемиска активност во „серија на поместување“, која стана прототип на серија метални напрегања.
· Со органски материи. Интеракцијата со органски киселини е слична на реакциите со минерални киселини. Алкохолот може да покаже слаб киселински својствапри интеракција со алкални метали:
Фенолот реагира слично:
Металите учествуваат во реакциите со халоалканите, кои се користат за добивање на пониски циклоалкани и за синтези при кои јаглеродниот скелет на молекулата станува покомплексен (реакција на А. Вурц):
· Металите чии хидроксиди се амфотерични реагираат со алкали во раствор.На пример:
· Металите можат да формираат хемиски соединенија едни со други, кои колективно се нарекуваат меѓуметални соединенија. Тие најчесто не покажуваат оксидациски состојби на атомите, кои се карактеристични за соединенијата на металите со неметали. На пример:
Cu 3 Au, LaNi 5, Na 2 Sb, Ca 3 Sb 2, итн.
Меѓуметалните соединенија обично немаат постојан состав, хемиската врска во нив е главно метална. Формирањето на овие соединенија е потипично за метали од секундарни подгрупи.
Метали од главните подгрупи од групите I-III од Периодниот систем на хемиски елементи од Д.И. Менделеев
општи карактеристики
Тоа се метали од главната подгрупа од групата I. Нивните атоми на надворешното енергетско ниво имаат по еден електрон. алкални метали - силни редуцирачки агенси. Нивната намалувачка моќ и хемиска активност се зголемуваат со зголемување на атомскиот број на елементот (т.е. од горе до долу во Периодниот систем). Сите од нив имаат електронска спроводливост. Јачина на врската помеѓу атомите алкални металисе намалува со зголемување на бројот на елементот. Се намалуваат и нивните точки на топење и вриење. Алкалните метали реагираат со многу едноставни материи - оксидирачки агенси. Во реакциите со вода формираат бази растворливи во вода (алкали). Алкални земјени елементисе нарекуваат елементите на главната подгрупа од групата II. Атомите на овие елементи содржат на надворешно енергетско ниво по два електрони. Тие се најсилните редуцирачки агенси,имаат оксидациона состојба +2. Во оваа главна подгрупа, забележани се општи обрасци во промените во физичките и хемиските својства, поврзани со зголемување на големината на атомите во групата од врвот до дното, а хемиската врска меѓу атомите исто така слабее. Како што се зголемува големината на јонот, киселинските својства на оксидите и хидроксидите стануваат послаби, а основните се зголемуваат.
Главната подгрупа од групата III ја сочинуваат елементите бор, алуминиум, галиум, индиум и талиум. Сите елементи се p-елементи. На надворешно енергетско ниво имаат три(и) 2 стр 1 ) електрон, што ја објаснува сличноста на својствата. Состојба на оксидација +3. Во рамките на група со зголемен нуклеарен полнеж метални својствазголемување. Борот е неметален елемент, додека алуминиумот веќе има метални својства. Сите елементи формираат оксиди и хидроксиди.
Повеќето метали се наоѓаат во подгрупите на Периодниот систем. За разлика од елементите на главните подгрупи, каде што надворешното ниво на атомските орбитали постепено се пополнува со електрони, d-орбиталите од претпоследното енергетско ниво и s-орбиталите од последното се пополнуваат во елементите на секундарните подгрупи. Бројот на електрони одговара на бројот на групата. Елементите со еднаков број валентни електрони се групирани под ист број. Сите елементи на подгрупите се метали.
Едноставните супстанции формирани од метали од подгрупата имаат силни кристални решетки кои се отпорни на топлина. Овие метали се најсилните и најогноотпорните меѓу другите метали. Во d-елементите, јасно е видлив премин со зголемување на нивната валентност од основни својства преку амфотерични во кисели.
Алкални метали (Na, K)
На надворешно енергетско ниво, атомите на алкалните метали на елементите содржат по еден електрон, кој се наоѓа на голема оддалеченост од јадрото. Тие лесно се откажуваат од овој електрон, па затоа се силни редуцирачки агенси. Во сите соединенија, алкалните метали покажуваат состојба на оксидација од +1. Нивните намалувачки својства се зголемуваат со зголемување на атомскиот радиус од Li до Cs. Сите се типични метали, имаат сребрено-бела боја, меки се (се сечат со нож), лесни и топливи. Активно комуницирајте со сите неметали:
Сите алкални метали, кога реагираат со кислород (со исклучок на Li), формираат пероксиди. Алкалните метали не се наоѓаат во слободна форма поради нивната висока хемиска реактивност.
Оксиди - цврсти материи, имаат основни својства. Тие се добиваат со калцинирање на пероксиди со соодветните метали:
Хидроксиди NaOH, KOH- цврсти бели материи, хигроскопни, растворливи во вода со ослободување на топлина, тие се класифицирани како алкали:
Солите на алкалните метали се речиси сите растворливи во вода. Најважните од нив: Na 2 CO 3 - натриум карбонат; Na 2 CO 3 10H 2 O - кристална сода; NaHCO 3 - натриум бикарбонат, сода бикарбона; K 2 CO 3 - калиум карбонат, поташа; Na 2 SO 4 10H 2 O - глауберова сол; NaCl - натриум хлорид, кујнска сол.
Елементи од групата I во табелите
Земноалкални метали (Ca, Mg)
Калциумот (Ca) е претставник земноалкални метали, кои се имињата на елементите на главната подгрупа од групата II, но не сите, туку само почнувајќи од калциум и надолу по групата. Тоа се хемиски елементи кои при интеракција со вода формираат алкалии. Калциумот на надворешно ниво на енергија содржи два електрони, оксидациона состојба +2.
Физички и Хемиски својствакалциумот и неговите соединенија се претставени во табелата.
Магнезиум (Mg)има иста атомска структура како калциумот, неговата оксидациска состојба е исто така +2. Тоа е мек метал, но неговата површина е покриена со заштитна фолија во воздухот, што малку ја намалува хемиската реактивност. Неговото согорување е придружено со заслепувачки блиц. MgO и Mg(OH) 2 покажуваат основни својства. Иако Mg(OH) 2 е малку растворлив, растворот на фенолфталеин го обојува темноцрвено.
Mg + O 2 = MgO 2
MO оксидите се тврди, бели, огноотпорни материи. Во инженерството, CaO се нарекува жива вар, а MgO се нарекува изгорена магнезија; овие оксиди се користат во производството на градежни материјали. Реакцијата на калциум оксид со вода е придружена со ослободување на топлина и се нарекува гасење на вар, а добиениот Ca(OH) 2 се нарекува гасена вар. Транспарентен раствор на калциум хидроксид се нарекува варова вода, а белата суспензија на Ca(OH) 2 во вода се нарекува млеко од вар.
Соли на магнезиум и калциум се добиваат со нивна реакција со киселини.
CaCO 3 - калциум карбонат, креда, мермер, варовник. Се користи во градежништвото. MgCO 3 - магнезиум карбонат - се користи во металургијата за отстранување на згура.
CaSO 4 2H 2 O - гипс. MgSO 4 - магнезиум сулфат - наречен горчлив, или англиски, сол, кој се наоѓа во морската вода. BaSO 4 - бариум сулфат - поради неговата нерастворливост и способност да ги блокира рендгенските зраци, се користи во дијагностика („баритна каша“) на гастроинтестиналниот тракт.
Калциумот сочинува 1,5% од телесната тежина на човекот, 98% од калциумот се наоѓа во коските. Магнезиумот е биоелемент; има околу 40 g од него во човечкото тело; тој е вклучен во формирањето на протеински молекули.
Земноалкални метали во табели
Алуминиум
Алуминиум (Al)- елемент од главната подгрупа од III група периодниот систем D. I. Менделеев. Атомот на алуминиум содржи на надворешно ниво на енергија три електрони, кој лесно го подарува кога хемиски интеракции. Предокот на подгрупата и горниот сосед на алуминиумот - бор - има помал атомски радиус (за бор е 0,080 nm, за алуминиум - 0,143 nm). Покрај тоа, алуминиумскиот атом има еден среден осум-електронски слој (2e; 8e; 3e), кој ги спречува надворешните електрони да стигнат до јадрото. Затоа, редуцирачките својства на атомите на алуминиум се доста изразени.
Во речиси сите негови соединенија, алуминиумот има оксидациона состојба +3.
Алуминиумот е едноставна супстанција
Сребрено-бел лесен метал. Се топи на 660 °C. Многу е пластичен, лесно се вовлекува во жица и се витка во фолија со дебелина до 0,01 мм. Има многу висока електрична и топлинска спроводливост. Тие формираат лесни и силни легури со други метали. Алуминиумот е многу активен метал. Ако алуминиумскиот прав или тенка алуминиумска фолија силно се загрева, тие запали и изгори со заслепувачки пламен:
Оваа реакција може да се забележи кога горат светки и огномет. Алуминиум, како и сите метали, Лесно реагира со неметали, особено во форма на прав. За да започне реакцијата потребно е почетно загревање, со исклучок на реакциите со халогени - хлор и бром, но потоа сите реакции на алуминиум со неметали се одвиваат многу бурно и се придружени со ослободување на големо количество топлина. :
Алуминиум добро се раствора во разредена сулфурна и хлороводородна киселина:
И тука концентрираните сулфурни и азотни киселини го пасивираат алуминиумот, формирајќи на металната површина густа издржлива оксидна фолија, што го спречува понатамошниот напредок на реакцијата. Затоа, овие киселини се транспортираат во алуминиумски резервоари.
Алуминиум оксидот и хидроксидот имаат амфотерични својства, затоа алуминиумот се раствора во водени раствори на алкалии, формирајќи соли - алуминати:
Алуминиумот е широко користен во металургијата за производство на метали - хром, манган, ванадиум, титаниум, циркониум од нивните оксиди. Овој метод се нарекува алуминотермија. Во пракса, често се користи термит - мешавина од Fe 3 O 4 со алуминиумски прав. Ако оваа смеса се запали, на пример, со помош на магнезиумова лента, тогаш настанува енергична реакција, ослободувајќи големо количествотоплина:
Ослободената топлина е сосема доволна за целосно топење на добиеното железо, така што овој процес се користи за заварување на челични производи.
Алуминиумот може да се добие со електролиза - распаѓање на топењето на неговиот оксид Al 2 O 3 во неговите составни делови со помош на електрична струја. Но, точката на топење на алуминиум оксидот е околу 2050 °C, така што електролизата бара големи количини на енергија.
Алуминиумски врски
Алумосиликати. Овие соединенија може да се сметаат како соли формирани од оксидот на алуминиум, силициум, алкали и земноалкални метали. Тие го сочинуваат најголемиот дел од земјината кора. Особено, алумосиликатите се дел од фелдспарите, најчестите минерали и глини.
Боксит- карпа од која се добива алуминиум. Содржи алуминиум оксид Al 2 O 3.
Корунд- минерал од составот Al 2 O 3, има многу висока цврстина, неговата ситнозрнеста сорта која содржи нечистотии - шмиргла, се користи како абразивен (мелење) материјал. Друго природно соединение, алумина, ја има истата формула.
Познати се проѕирните, обоени со нечистотии, кристали од корунд: црвени - рубини и сини - сафири, кои се користат како скапоцени камења. Во моментов, тие се добиваат вештачки и се користат не само за накит, туку и за технички цели, на пример, за производство на делови за часовници и други прецизни инструменти. Во ласерите се користат рубин кристали.
Алуминиум оксид Ал 2 О 3 - бела материја со многу висока точка на топење. Може да се добие со разложување на алуминиум хидроксид со загревање:
Алуминиум хидроксид Al(OH) 3 се таложи во форма на желатинозен талог под дејство на алкалии на раствори од алуминиумски соли:
Како амфотеричен хидроксид лесно се раствора во киселини и алкални раствори:
Алуминатисе нарекуваат соли на нестабилни алуминиумски киселини - ортоалуминиум H 2 AlO 3, мета-алуминиум HAlO 2 (може да се смета за ортоалуминиумска киселина, од чија молекула е отстранета молекула на вода). Природните алуминати вклучуваат благороден спинел и скапоцен хризоберил. Алуминиумските соли, освен фосфатите, се многу растворливи во вода. Некои соли (сулфиди, сулфити) се разградуваат со вода. Алуминиум хлоридот AlCl 3 се користи како катализатор во производството на многу органски материи.
Елементи од III група во табели
Карактеристики на преодните елементи - бакар, цинк, хром, железо
Бакар (Cu)- елемент на секундарна подгрупа од првата група. Електронска формула: (…3d 10 4s 1). Неговиот десетти d-електрон е подвижен, бидејќи се пресели од поднивото 4S. Бакарот во соединенијата покажува оксидациски состојби +1 (Cu 2 O) и +2 (CuO). Бакарот е светло розев метал, податлив, вискозен и одличен спроводник на електрична енергија. Точка на топење 1083 °C.
Како и другите метали од подгрупата I од групата I од периодичниот систем, бакарот стои десно од водородот во серијата активностии не го поместува од киселините, туку реагира со оксидирачки киселини:
Под влијание на алкалите на растворите на бакарни соли, талог од слаба база на сина боја таложи.- бакар (II) хидроксид, кој при загревање се распаѓа на основен црн оксид CuO и вода:
Хемиски својства на бакар во табели
Цинк (Zn)- елемент на секундарна подгрупа од II група. Неговата електронска формула е следна: (…3d 10 4s 2). Бидејќи претпоследната d-под-ниво во атомите на цинкот е целосно завршена, цинкот во соединенијата покажува состојба на оксидација од +2.
Цинкот е сребрено-бел метал кој практично не се менува во воздухот. Тој е отпорен на корозија поради присуството на оксидна фолија на неговата површина. Цинкот е еден од најактивните метали на покачени температури реагира со едноставни материи:
Цинкот, како и другите метали, поместува помалку активни метали од нивните соли:
Zn + 2AgNO 3 = 2Ag + Zn(NO 3) 2
Цинк хидроксид е амфотеричент.е. ги покажува својствата и на киселините и на базите. Кога раствор од алкали постепено се додава во раствор од цинкова сол, талогот што првично се формирал се раствора (истото се случува и со алуминиумот):
Хемиски својства на цинк во табели
На пример хром (Cr)може да се покаже дека својствата на преодните елементи не се менуваат значително во текот на периодот: Настанува квантитативна промена поради промена на бројот на електрони во валентните орбитали. Максималната состојба на оксидација на хромот е +6. Металот во серијата активности е лево од водородот и го поместува од киселините:
Кога на таков раствор се додава алкален раствор, се формира талог од Me(OH). 2 , кој брзо се оксидира од атмосферскиот кислород:
Тоа одговара на амфотерниот оксид Cr 2 O 3. Хром оксид и хидроксид (во највисок степеноксидација) покажуваат својства на кисели оксиди и киселини, соодветно. Соли на хромна киселина (H 2 CrO 4 ) во кисела средина се трансформираат во дихромати- соли на дихромна киселина (H 2 Cr 2 O 7). Соединенијата на хром имаат висока оксидирачка способност.
Хемиски својства на хром во табели
Железо Фе- елемент од секундарната подгрупа од групата VIII и 4-тиот период од периодниот систем на Д.И. Менделеев. Атомите на железо се структурирани малку поинаку од атомите на елементите на главните подгрупи. Како што доликува на елемент од 4-тиот период, атомите на железо имаат четири енергетски нивоа, но не е последното пополнето, туку претпоследното ниво, третото од јадрото. На последното ниво, атомите на железо содржат два електрони. На претпоследното ниво, кое може да собере 18 електрони, атомот на железо има 14 електрони. Следствено, распределбата на електроните низ нивоата во атомите на железо е како што следува: 2e; 8е ; 14е; 2e. Како и сите метали, атомите на железо покажуваат редуцирачки својства, давајќи при хемиски интеракции не само два електрони од последното ниво, и стекнување на оксидациона состојба +2, туку и електрон од претпоследното ниво, додека оксидационата состојба на атомот се зголемува на +3.
Железото е едноставна супстанција
Тоа е сребрено-бел сјаен метал со точка на топење од 1539 °C. Тој е многу пластичен, затоа лесно се обработува, кова, тркала, жигосува. Железото има способност да се магнетизира и демагнетизира. Може да му се даде поголема цврстина и цврстина користејќи термички и механички методи. Постојат технички чисто и хемиски чисто железо. Технички чистото железо во суштина е нискојаглероден челик; содржи 0,02-0,04% јаглерод, а уште помалку кислород, сулфур, азот и фосфор. Хемиски чистото железо содржи помалку од 0,01% нечистотии. На пример, штипки и копчиња се направени од технички чисто железо. Таквото железо лесно се кородира, додека хемиски чистото железо речиси и не е подложно на корозија. Во моментов, железото е основа на модерната технологија и земјоделско инженерство, транспорт и врски, вселенски бродовии воопшто целата модерна цивилизација. Повеќето производи, од игла за шиење до вселенски бродови, не можат да се направат без употреба на железо.
Хемиски својства на железото
Железото може да покаже оксидациски состојби +2 и +3, соодветно, железото дава две серии соединенија. Бројот на електрони од кои атом на железо се откажува за време на хемиските реакции зависи од оксидирачката способност на супстанциите што реагираат со него.
На пример, со халогени, железото формира халиди, во кои има состојба на оксидација од +3:
и со сулфур - железо (II) сулфид:
Топлото железо гори во кислородсо формирање на железна скала:
На високи температури (700-900 °C) железо реагира со водена пареа:
Во согласност со положбата на железото во серијата на електрохемиски напон, може да ги помести металите десно од него од водените раствори на нивните соли, на пример:
Железото се раствора во разредена хлороводородна и сулфурна киселинат.е. се оксидира со водородни јони:
Железото исто така се раствора во разредена азотна киселина., ова произведува железо (III) нитрат, вода и производи од редукција на азотна киселина - N 2, NO или NH 3 (NH 4 NO 3) во зависност од концентрацијата на киселината.
Железни соединенија
Во природата, железото формира голем број минерали. Ова е магнетна железна руда (магнетит) Fe 3 O 4, црвена железна руда (хематит) Fe 2 O 3, кафеава железна руда (лимонит) 2Fe 2 O 3 3H 2 O. Друго природно соединение на железо е железо, или сулфур, пирит ( пирит) FeS 2, не служи како железна руда за производство на метали, туку се користи за производство на сулфурна киселина.
Железото се карактеризира со две серии на соединенија: железо(II) и железо(III) соединенија.Железниот (II) оксид FeO и неговиот соодветен железен (II) хидроксид Fe(OH) 2 се добиваат индиректно, особено преку следниот синџир на трансформации:
Двете соединенија имаат различни основни својства.
Железо(II) катјони Fe 2 + лесно се оксидира од атмосферскиот кислород до железо (III) катјони Fe 3 + . Затоа, белиот талог од железо (II) хидроксид станува зелен, а потоа станува кафеав, претворајќи се во железен (III) хидроксид:
Железо(III) оксид Fe 2 О 3 а соодветниот железен (III) хидроксид Fe(OH) 3 исто така се добива индиректно, на пример, по должината на синџирот:
Од железните соли, сулфатите и хлоридите се од најголемо техничко значење.
Кристал хидрат на железо (II) сулфат FeSO 4 7H 2 O, познат како железо сулфат, се користи за контрола на растителни штетници, за подготовка на минерални бои и за други намени. Железо (III) хлорид FeCl 3 се користи како средство за боење ткаенини. Железо (III) сулфат Fe 2 (SO 4) 3 9H 2 O се користи за прочистување на водата и други цели.
Физичките и хемиските својства на железото и неговите соединенија се сумирани во табелата:
Хемиски својства на железо во табели
Квалитативни реакции на јони Fe 2+ и Fe 3+
За препознавање на соединенијата на железо (II) и (III). спроведуваат квалитативни реакции на јоните на Fe 2+ и Fe 3+ . Квалитативна реакција на јоните на Fe 2+ е реакцијата на солите на железо (II) со соединението K 3, наречено црвена крвна сол. Ова е посебна група на соли наречени сложени соли, со која ќе се запознаете подоцна. Во меѓувреме, треба да разберете како се дисоцираат таквите соли:
Реагенсот за јони Fe 3+ е уште едно сложено соединение - жолта крвна сол - К 4, што се дисоцира во растворот на сличен начин:
Ако растворите што содржат јони Fe 2+ и Fe 3+ се додаваат, соодветно, на растворите на црвена крвна сол (реагенс за Fe 2+) и жолта крвна сол (реагенс за Fe 3+), тогаш во двата случаи се таложи истиот син талог. :
За откривање на јони на Fe 3+, се користи и интеракцијата на солите на железо (III) со калиум тиоцијанат KNCS или амониум тиоцијанат NH 4 NCS. Во овој случај, се формира светло обоен јон FeNCNS 2+, како резултат на што целиот раствор добива интензивна црвена боја:
Табела за растворливост
Неорганските материи можат да бидат едноставни или сложени. Едноставните материи се делат на метали (K, Na, Li) и неметали (O, Cl, P). Сложените материи се поделени на оксиди, хидроксиди (бази), соли и киселини.
Оксиди
Оксиди- соединение на хемиски елемент (метал или неметал) со кислород (состојба на оксидација -2), со кислород врзан за помалку електронегативен елемент.
Истакнете:
1. Киселински оксиди- оксиди кои покажуваат киселински својства. Формирана од неметали и кислород. Примери: SO3, SO2, CO2, P2O5, N2O5.
2. Амфотерични оксиди- оксиди кои можат да покажат и основни и кисели својства (ова својство се нарекува амфотеричност). Примери: Al2O3, CrO3, ZnO, BeO, PbO.
3. Основни оксиди- метални оксиди, во кои металите покажуваат состојба на оксидација од +1 или +2. Примери: K2O, MgO, CaO, BaO, Li2O, Na2O.
4. Оксиди кои не формираат сол- практично не реагираат, немаат соодветни киселини и хидроксиди. Примери: CO, NO.
Хемиски својства на основните оксиди
1. Интеракција со вода
Само оксидите на алкалните и земноалкалните метали реагираат, чии хидроксиди формираат растворлива база
основен оксид + вода → алкали
K2O + H2O → 2KOH
CaO + H2O → Ca(OH)2
2. Интеракција со киселина
основен оксид + киселина → сол + вода
MgO + H2SO4 → MgSO4 + H2O
Na2O + H2S(g) → 2NaHS + H2O
MgO(g) + HCl → Mg(OH)Cl
3. Интеракција со кисели или амфотерни оксиди
основен оксид + кисел/амфотеричен оксид → сол
Во овој случај, металот присутен во основниот оксид станува катјон, а киселиот/амфотерниот оксид станува анјон (остаток од киселина). Реакциите помеѓу цврстите оксиди се случуваат кога се загреваат. Основните оксиди кои се нерастворливи во вода не реагираат со гасовити киселински оксиди.
BaO + SiO2 (t)→ BaSiO3
K2O + ZnO (t)→ K2ZnO2
FeO + CO2 ≠
4. Интеракција со амфотерни хидроксиди
основен оксид + амфотеричен хидроксид → сол + вода
Na2O + 2Al(OH)3 (t)→ 2NaAlO2 + 3H2O
5. Разложување на температура на оксиди на благородни метали и жива
2Ag2O (t)→ 4Ag + O2
2HgO(t)→ 2Hg + O2
6. Интеракција со јаглерод (C) или водород (H2) на висока температура.
Кога на овој начин се редуцираат оксидите на алкали, земноалкални метали и алуминиум, не се ослободува самиот метал, туку неговиот карбид.
FeO + C (t)→ Fe + CO
3Fe2O3 + C (t)→ 2Fe3O4 + CO
CaO + 3C (t)→ CaC2 + CO
CaO + 2H2 (t)→ CaH2 + H2O
7. Активните метали ги намалуваат помалку активните од нивните оксиди на висока температура
CuO + Zn (t)→ ZnO + Cu
8. Кислородот ги оксидира пониските оксиди во повисоки.
Оксидите на алкалните и земноалкалните метали се претвораат во пероксиди
4FeO + O2 (t)→ 2Fe2O3
2BaO + O2 (t)→ 2BaO2
2NaO + O2 (t)→ 2Na2O2
Хемиски својства на киселинските оксиди
1. Интеракција со вода
киселински оксид + вода → киселина
SO3+ H2O → H2SO4
SiO2 + H2O ≠
Некои оксиди немаат соодветни киселини, во тој случај се јавува реакција на диспропорционалност
2NO2 + H2O → HNO3 + HNO2
3NO2 + H2O (t)→ 2HNO3 + NO
2ClO2 + H2O → HClO3 + HClO2
6ClO2 + 3H2O (t)→ 5HClO3 + HCl
Во зависност од бројот на молекулите на водата прикачени на P2O5, три различни киселини- метафосфорен HPO3, пирофосфорен H4P2O7 или ортофосфорен H3PO4.
P2O5 + H2O → 2HPO3
P2O5 + 2H2O → H4P2O7
P2O5 + 3H2O → 2H3PO4
Хром оксидот одговара на две киселини - хром H2CrO4 и дихром H2Cr2O7(III)
CrO3 + H2O → H2CrO4
2CrO3 + H2O → H2Cr2O7
2. Интеракција со бази
киселински оксид + база → сол + вода
Нерастворливите киселински оксиди реагираат само кога се споени, додека растворливите реагираат во нормални услови.
SiO2 + 2NaOH (t)→ Na2SiO3 + H2O
Кога има вишок на оксид, се формира кисела сол.
CO2(g) + NaOH → NaHCO3
P2O5(g) + 2Ca(OH)2 → 2CaHPO4 + H2O
P2O5(g) + Ca(OH)2 + H2O → Ca(H2PO4)2
Кога има вишок на база, се формира основна сол
CO2 + 2Mg(OH)2(g) → (MgOH)2CO3 + H2O
Оксидите кои немаат соодветни киселини подлежат на реакција на диспропорција и формираат две соли.
2NO2 + 2NaOH → NaNO3 + NaNO2 + H2O
2ClO2 + 2NaOH → NaClO3 + NaClO2 + H2O
CO2 реагира со некои амфотерни хидроксиди (Be(OH)2, Zn(OH)2, Pb(OH)2, Cu(OH)2 за да формира основна сол и вода.
CO2 + 2Be(OH)2 → (BeOH)2CO3↓ + H2O
CO2 + 2Cu(OH)2 → (CuOH)2CO3↓ + H2O
3. Интеракција со основен или амфотеричен оксид
кисел оксид + основен/амфотеричен оксид → сол
Реакциите помеѓу цврстите оксиди се случуваат при фузија. Амфотерични и нерастворливи во вода базни оксиди реагираат само со цврсти и течни кисели оксиди.
SiO2 + BaO (t)→ BaSiO3
3SO3 + Al2O3 (t)→ Al2(SO4)3
4. Интеракција со сол
кисел неиспарлив оксид + сол (t)→ сол + кисел испарлив оксид
SiO2 + CaCO3 (t)→ CaSiO3 + CO2
P2O5 + Na2CO3 → 2Na3PO4 + 2CO2
5. Киселините оксиди не реагираат со киселини, но P2O5 реагира со безводни киселини кои содржат кислород.
Во овој случај, се формираат HPO3 и анхидридот на соодветната киселина
P2O5 + 2HClO4 (безводен) → Cl2O7 + 2HPO3
P2O5 + 2HNO3 (безводен) → N2O5 + 2HPO3
6. Влегуваат во редокс реакции.
1. Закрепнување
На високи температури, некои неметали можат да ги намалат оксидите.
CO2 + C(t)→ 2CO
SO3 + C → SO2 + CO
H2O + C (t)→ H2 + CO
Магнезиумската термија често се користи за намалување на неметалите од нивните оксиди.
CO2 + 2Mg → C + 2MgO
SiO2 + 2Mg (t)→ Si + 2MgO
N2O + Mg(t)→ N2 + MgO
2. Пониските оксиди се претвораат во повисоки кога реагираат со озон (или кислород) на висока температура во присуство на катализатор
NO + O3 → NO2 + O2
SO2 + O3 → SO3 + O2
2NO2 + O3 → N2O5 + O2
2CO + O2 (t)→ 2CO2
2SO2 + O2 (t, kat)→ 2SO3
P2O3 + O2 (t)→ P2O5
2NO + O2 (t)→ 2NO2
2N2O3 + O2 (t)→ 2N2O4
3. Оксидите влегуваат и во други редокс реакции
SO2 + NO2 → NO + SO3 4NO2 + O2 + 2H2O → 4HNO3
2SO2 + 2NO → N2 + 2SO3 2N2O5 → 4NO2 + O2
SO2 + 2H2S → 3S↓ + 2H2O 2NO2 (t)→ 2NO + O2
2SO2 + O2 + 2H2O → 2H2SO4 3N2O + 2NH3 → 4N2 + 3H2O
2CO2 + 2Na2O2 → 2Na2CO3 + O2 10NO2 +8P → 5N2 + 4P2O5
N2O + 2Cu (t)→ N2 + Cu2O
2NO + 4Cu(t)→ N2 + 2Cu2O
N2O3 + 3Cu (t)→ N2 + 3CuO
2NO2 + 4Cu (t)→ N2 + 4CuO
N2O5 + 5Cu(t)→ N2 + 5CuO
Хемиски својства на амфотерните оксиди
1. Не комуницирајте со вода
амфотеричен оксид + вода ≠
2. Интеракција со киселини
амфотеричен оксид + киселина → сол + вода
Al2O3 + 3H2SO4 → Al2(SO4)3 + 3H2O
Кога се формира вишок на полибазна киселина, се формира кисела сол
Al2O3 + 6H3PO4(g) → 2Al(H2PO4)3 + 3H2O
Кога има вишок на оксид, се формира основна сол
ZnO(g) + HCl → Zn(OH)Cl
Двојните оксиди формираат две соли
Fe3O4 + 8HCl → FeCl2 + 2FeCl3 + 4H2O
3. Интеракција со киселински оксид
амфотеричен оксид + кисел оксид → сол
Al2O3 + 3SO3 → Al2(SO4)3
4. Интеракција со алкали
амфотеричен оксид + алкали → сол + вода
Кога се спојуваат, се формираат средна сол и вода, а во раствор - комплексна сол
ZnO + 2NaOH(s) (t)→ Na2ZnO2 + H2O
ZnO + 2NaOH + H2O → Na2
5. Интеракција со основниот оксид
амфотеричен оксид + основен оксид (t)→ сол
ZnO + K2O (t)→ K2ZnO2
6. Интеракција со соли
амфотеричен оксид + сол (t)→ сол + оксид на испарлива киселина
Амфотерните оксиди ги поместуваат испарливите киселински оксиди од нивните соли за време на фузијата
Al2O3 + K2CO3 (t)→ KAlO2 + CO2
Fe2O3 + Na2CO3 (t)→ 2NaFeO2 + CO2
Хемиски својства на базите
Базите се супстанции кои содржат метален катјон и хидроксид анјон. Базите се растворливи (алкали - NaOH, KOH, Ba(OH)2) и нерастворливи (Al2O3, Mg(OH)2).
1. Растворлива основа + индикатор → промена на бојата
Кога индикаторот се додава на основниот раствор, неговата боја се менува:
Безбоен фенолфталеин - темноцрвен
Виолетовиот лакмус - сино
Метил портокал - жолта
2. Интеракција со киселина (реакција на неутрализација)
база + киселина → сол + вода
Реакцијата може да произведе средни, кисели или базни соли. Вишокот на полибазна киселина создава кисела сол, а вишокот на поликиселинска база произведува базна сол.
Mg(OH)2 + H2SO4 → MGSO4 + 2H2O
Mg(OH)2 + 2H2SO4 → MG(HSO4)2 + 2H2O
2Mg(OH)2 + H2SO4 → (MgOH)2SO4 + 2H2O
3. Интеракција со киселински оксиди
база + киселински оксид → сол + вода
6NH4OH + P2O5 → 2(NH4)3PO4 + 3H2O
4. Интеракција на алкали со амфотеричен хидроксид
алкали + амфотеричен хидроксид → сол + вода
Во оваа реакција, амфотерниот хидроксид покажува кисели својства. При реакција во топење се добива просечна сол и вода, а во раствор се добива сложена сол. Железо (III) и хром (III) хидроксиди се раствораат само во концентрирани алкални раствори.
2KOH(s) + Zn(OH)2 (t)→ K2ZnO2 + 2H2O
KOH + Al(OH)3 → K
3NaOH(conc) + Fe(OH)3 → Na3
5. Интеракција со амфотеричен оксид
алкали + амфотеричен оксид → сол + вода
2NaOH(s) + Al2O3 (t)→ 2NaAlO2 + H2O
6NaOH + Al2O3 + 3H2O → 2Na3
6. Интеракција со сол
Се јавува реакција на јонска размена помеѓу базата и солта.Се јавува само кога се формира талог или кога се ослободува гас (со формирање на NH4OH).
А. Интеракција на растворлива база и растворлива киселинска сол
растворлива база + сол растворлива киселина → средна сол + вода
Ако солта и базата се формираат од различни катјони, тогаш се формираат две средни соли. Во случај на киселински амониумски соли, вишокот на алкали доведува до формирање на амониум хидроксид.
Ba(OH)2 + Ba(HCO3)2 → 2BaCO3↓ + 2H2O
2NaOH(g) + NH4HS → Na2S + NH4OH + H2O
Б. Интеракцијата на растворлива база со растворлива средна или основна сол.
Можни се неколку сценарија
растворлива база + растворлива средно/основна сол → нерастворлива сол↓ + база
→ сол + нерастворлива основа↓
→ сол + слаб електролит NH4OH
→ реакцијата не се јавува
Реакциите се јавуваат помеѓу растворливи бази и просечна сол само ако резултатот е нерастворлива сол или нерастворлива база или слаб електролит NH4OH
NaOH + KCl ≠ реакција не се јавува
Ако оригиналната сол е формирана од поликиселинска база, со недостаток на алкали, се формира основна сол
Кога алкалите делуваат на солите на среброто и живата (II), не се ослободуваат нивните хидроксиди, кои се раствораат на 25C, туку нерастворливите оксиди Ag2O и HgO.
7. Распаѓање на температура
основен хидроксид (t)→ оксид + вода
Ca(OH)2 (t)→ CaO + H2O
NaOH(t)≠
Некои бази (AgOH, Hg(OH)2 и NH4OH) се распаѓаат дури и на собна температура
LiOH (t)→ Li2O + H2O
NH4OH (25C)→ NH3 + H2O
8. Интеракција на алкали и преоден метал
алкали + преоден метал→ сол + H2
2Al + 2KOH + 6H2O → 2K +3H2
Zn + 2NaOH(s) (t)→ Na2ZnO2 + H2
Zn + 2NaOH + 2H2O → Na2 + H2
9. Интеракција со неметали
Алкалите комуницираат со некои неметали - Si, S, P, F2, Cl2, Br2, I2. Во овој случај, две соли често се формираат како резултат на диспропорција.
Si + 2KOH + H2O → K2SiO3 + 2H2
3S + 6KOH(t)→ 2K2S + K2SO3 + 3H2O
Cl2 +2KOH(конц) → KCl + KClO + H2O (за Br, I)
3Cl2 + 6KOH(конц) (t)→ 5KCl + KClO3 +3H2O (за Br, I)
Cl2 + Ca(OH)2 → CaOCl2 + H2O
4F2 + 6NaOH(дил) → 6NaF + OF2 + O2 + 3H2O
4P + 3NaOH + 3H2O → 3NaH2PO2 + PH3
Хидроксидите со редуцирачки својства можат да се оксидираат со кислород
4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O → 4Fe(OH)3 (=Cr)
Хемиски својства на киселините
1. Променете ја бојата на индикаторот
растворлива киселина + индикатор → промена на бојата
Лакмус виолетова и метил портокал стануваат црвени, фенолфталеин станува транспарентен
2. Интеракција со бази (реакција на неутрализација)
киселина + база → сол + вода
H2SO4 + Mg(OH)2 → MgSO4 + 2H2O
3. Интеракција со основниот оксид
киселина + основен оксид → сол + вода
2HCl + CuO → CuCl2 + H2O
4. Интеракција со амфотерни хидроксиди за да се формираат средни, кисели или базни соли
киселина + амфотеричен хидроксид → сол + вода
2HCl + Be(OH)2 → BeCl2 + 2H2O
H3PO4() + Zn(OH)2 → ZNHPO4 + 2H2O
HCl + Al(OH)3() → Al(OH)2Cl + H2O
5. Интеракција со амфотерични оксиди
киселина + амфотеричен оксид → сол + вода
H2SO4 + ZnO → ZnSO4 + H2O
6. Интеракција со соли
Општа шема на реакции: киселина + сол → сол + киселина
Се јавува реакција на јонска размена, која завршува само ако се формира гас или се формира талог.
На пример: HCl + AgNO3 → AgCl↓ + HNO3
2HBr + K2SiO3 → 2KBr + H2SiO3↓
A. Реакција со сол на поиспарлива или послаба киселина за да се формира гас
HCl + NaHS → NaCl + H2S
Б. Интеракцијата на силна киселина и сол на силна или умерена киселина за да се формира нерастворлива сол
силна киселина + сол на силна/средна киселина → нерастворлива сол + киселина
Неиспарливата ортофосфорна киселина ги поместува силните, но испарливи хлороводородни и азотни киселини од нивните соли, под услов да се формира нерастворлива сол
Б. Интеракција на киселина со основната сол на истата киселина
киселина1 + основна сол на киселина1 → средна сол + вода
HCl + Mg(OH)Cl → MgCl2 + H2O
D. Интеракцијата на полибазна киселина со просечна или кисела сол на истата киселина со формирање на киселинска сол на истата киселина која содржи поголем број на атоми на водород
полибазна киселина1 + средна/кисела сол на киселина1 → кисела сол на киселина1
H3PO4 + Ca3(PO4)2 → 3CaHPO4
H3PO4 + CaHPO4 → Ca(H2PO4)2
Д. Реакција на хидросулфидна киселина со соли Ag, Cu, Pb, Cd, Hg со формирање на нерастворлив сулфид
киселина H2S + сол Ag, Cu, Pb, Cd, Hg → Ag2S/CuS/PbS/CdS/HgS↓ + киселина
H2S + CuSO4 → CuS↓ + H2SO4
Д. Интеракција на киселина со просечна или сложена сол со амфотеричен метал во анјонот
а) во случај на недостаток на киселина, се формира средна сол и амфотеричен хидроксид
киселина + средна/комплексна сол со амфотеричен метал во анјон → средна сол + амфотеричен хидроксид
б) во случај на вишок киселина се формираат две средни соли и вода
киселина + средна/комплексна сол со амфотеричен метал во анјон → средна сол + средна сол + вода
G. Во некои случаи, киселините и солите влегуваат во редокс реакции или реакции на сложеност:
H2SO4(conc) и I‾/Br‾ (производи од H2S и I2/SO2 и Br2)
H2SO4 (conc) и Fe² + (производи од SO2 и Fe³ +)
HNO3 разредена/конц и Fe² + (производи од NO/NO2 и Fe³ +)
HNO3 разредена/концирана и SO3²‾/S²‾ (производи NO/NO2 и SO4²‾/S или SO4²‾)
HClconc и KMnO4/K2Cr2O7/KClO3 (производи Cl2 и Mn² + /Cr² + /Cl‾)
3. Реакција на концентрирана сулфурна киселина со цврста сол
Неиспарливите киселини можат да ги поместат испарливите од нивните цврсти соли
7. Интеракција на киселина со метал
А. Интеракција на киселина со метали во серијата пред или по водородот
киселина + метал до H2 → раствор на метал во минимална состојба на оксидација + H2
Fe + H2SO4 (дил) → FeSO4 + H2
киселина + метал по H2 ≠ реакција не се јавува
Cu + H2SO4(дил) ≠
Б. Реакција на концентрирана сулфурна киселина со метали
H2SO4(conc) + Au, Pt, Ir, Rh, Ta ≠ реакција не се јавува
H2SO4(conc) + алкален/земноалкален метал и Mg/Zn → H2S/S/SO2 (во зависност од условите) + метал сулфат во максимална состојба на оксидација + H2O
Zn + 2H2SO4(conc) (t1)→ ZnSO4 + SO2 + 2H2O
3Zn + 4H2SO4(конц) (t2>t1)→ 3ZnSO4 + S↓ + 4H2O
4Zn + 5H2SO4(конц) (t3>t2)→ 4ZnSO4 + H2S + 4H2O
H2SO4(conc) + други метали → SO2 + метал сулфат во максимална состојба на оксидација + H2O
Cu + 2H2SO4(conc) (t)→ CuSO4 + SO2 + 2H2O
2Al + 6H2SO4(конц) (t)→ Al2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O
Б. Интеракција на концентрирана азотна киселина со метали
HNO3(conc) + Au, Pt, Ir, Rh, Ta, Os ≠ реакција не се јавува
HNO3(конц) + Pt ≠
HNO3(conc) + алкален/земноалкален метал → N2O + метал нитрат во максимална состојба на оксидација + H2O
4Ba + 10HNO3(конц) → 4Ba(NO3)2 + N2O + 5H2O
HNO3(conc) + други метали на температура → NO2 + метал нитрат во максимална состојба на оксидација + H2O
Ag + 2HNO3(конц) → AgNO3 + NO2 + H2O
Тој е во интеракција со Fe, Co, Ni, Cr и Al само кога се загрева, бидејќи во нормални услови овие метали се пасивираат со азотна киселина - тие стануваат хемиски отпорни
D. Интеракција на разредена азотна киселина со метали
HNO3(dil) + Au, Pt, Ir, Rh, Ta ≠ реакција не се јавува
Многу пасивни метали (Au, Pt) може да се растворат со aqua regia - мешавина од еден волумен на концентрирана азотна киселина со три волумени на концентрирана хлороводородна киселина. Оксидирачкиот агенс во него е атомски хлор, кој се одвојува од нитросил хлорид, кој се формира како резултат на реакцијата: HNO3 + 3HCl → 2H2O + NOCl + Cl2
HNO3(dil) + алкален/земноалкален метал → NH3(NH4NO3) + метал нитрат во максимална оксидациона состојба + H2O
NH3 се претвора во NH4NO3 во вишок азотна киселина
4Ca + 10HNO3(dil) → 4Ca(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O
HNO3(dil) + метал во опсег на напон до H2 → NO/N2O/N2/NH3 (во зависност од условите) + метал нитрат во максимална оксидациска состојба + H2O
Со другите метали во напонската серија пред водородот и неметалите, HNO3 (разредена) формира сол, вода и главно NO, но, во зависност од условите, може да биде и N2O, N2 и NH3/NH4NO3 (колку повеќе разредена киселина, толку е помал степенот на оксидација на азот во ослободениот гасовит производ)
3Zn + 8HNO3(dil) → 3Zn(NO3)2 + 2NO + 4H2O
4Zn + 10HNO3(дил) → 4Zn(NO3)2 + N2O + 5H2O
5Zn + 12HNO3(дил) → 5Zn(NO3)2 + N2 + 6H2O
4Zn + 10HNO3 (ултра разредена) → 4Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O
HNO3(дил) + метал по H2 → NO + метал нитрат во максимална оксидациона состојба + H2O
Со ниско-реактивни метали по H2, растворениот HNO3 формира сол, вода и NO
3Cu + 8HNO3(dil) → 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O
8. Разложување на киселини на температура
киселина (t)→ оксид + вода
H2CO3 (t)→ CO2 + H2O
H2SO3 (t)→ SO2 + H2O
H2SiO3 (t)→ SiO2 + H2O
2H3PO4 (t)→ H4P2O7 + H2O
H4P2O7 (t)→ 2HPO3 + H2O
4HNO3 (t)→ 4NO2 + O2 + 2H2O
3HNO2 (t)→ HNO3 + 2NO + H2O
2HNO2 (t)→ NO2 + NO + H2O
3HCl (t)→ 2HCl + HClO3
4H3PO3 (t)→ 3H3PO4 + PH3
9. Интеракција на киселина со неметали (редокс реакција). Во овој случај, неметалот се оксидира до соодветната киселина, а киселината се сведува на гасовит оксид: H2SO4 (конц) - до SO2; HNO3(conc) - до NO2; HNO3 (дил) - до НЕ.
S + 2HNO3(дил) → H2SO4 + 2NO
S + 6HNO3(конц) → H2SO4 + 6NO2 + 2H2O
S + 2H2SO4(конц) → 3SO2 + CO2 + 2H2O
C + 2H2SO4(conc) → 2SO2 + CO2 + 2H2O
C + 4HNO3(конц) → 4NO2 + CO2 + 2H2O
P + 5HNO3(дил) + 2H2O → 3H3PO4 + 5NO
P + 5HNO3(конц) → HPO3 + 5NO2 + 2H2O
H2S + G2 → 2HG + S↓ (освен F2)
H2SO3 + Г2 + H2O → 2HГ + H2SO4 (освен F2)
2H2S(aq) + O2 → 2H2O + 2S↓
2H2S + 3O2 → 2H2O + 2SO2 (согорување)
2H2S + O2(недоволно) → 2H2O + 2S↓
Поактивни халогени ги менуваат помалку активните од НГ киселините (исклучок: F2 реагира со вода, а не со киселина)
2HBr + Cl2 → 2HCl + Br2↓
2HI + Cl2 → 2HCl + I2↓
2HI + Br2 → 2HBr + I2↓
10. Редокс реакции помеѓу киселините
H2SO4(конц) 2HBr → Br2↓ + SO2 + 2H2O
H2SO4 (конц) + 8HI → 4I2↓ + H2S + 4H2O
H2SO4(конц) + HCl ≠
H2SO4(conc) + H2S → S↓ + SO2 + 2H2O
3H2SO4(конц) + H2S → 4SO2 + 4H2O
H2SO3 + 2H2S → 3S↓ + 3H2O
2HNO3(конц) + H2S → S↓ + 2NO2 + 2H2O
2HNO3(конц) + SO2 → H2SO4 + 2NO2
6HNO3(конц) + HI → HIO3 + 6NO2 + 3H2O
2HNO3(конц) + 6HCl → 3Cl2 + 2NO + 4H2O
Хемиски својства на амфотерните хидроксиди
1. Интеракција со основниот оксид
амфотеричен хидроксид + основен оксид → сол + вода
2Al(OH)3 +Na2O (t)→ 2NaAlO2 + 3H2O
2. Интеракција со амфотеричен или кисел оксид
амфотеричен хидроксид + амфотеричен/киселински оксид ≠ нема реакција
Некои амфотерни оксиди (Be(OH)2, Zn(OH)2, Pb(OH)2) реагираат со киселиот оксид CO2 за да формираат талог од базни соли и вода.
2Be(OH)2 + CO2 → (BeOH)2CO3↓ + H2O
3. Интеракција со алкали
амфотеричен хидроксид + алкали → сол + вода
Zn(OH)2 + 2KOH(s) (t)→ K2ZnO2 + 2H2O
Zn(OH)2 + 2KOH → K2
4. Не реагирајте со нерастворливи бази или амфотерни хидроксиди
амфотеричен хидроксид + нерастворлива база/амфотеричен хидроксид ≠ нема реакција
5. Интеракција со киселини
амфотеричен хидроксид + киселина → сол + вода
Al(OH)3 + 3HCl → AlCl3 + 3H2O
6. Не реагирајте со соли
амфотеричен хидроксид + сол ≠ реакција не се јавува
7. Не реагирајте со метали/неметали (едноставни материи)
амфотеричен хидроксид + метал/неметал ≠ реакција не се јавува
8. Термичко распаѓање
амфотеричен хидроксид (t)→ амфотеричен оксид + вода
2Al(OH)3 (t)→ Al2O3 + 3H2O
Zn(OH)2 (t)→ ZnO + H2O
Општи информации за соли
Да замислиме дека имаме киселина и алкали, да извршиме реакција на неутрализација меѓу нив и да добиеме киселина и сол.
NaOH + HCl → NaCl (натриум хлорид) + H2O
Излегува дека солта се состои од метален катјон и анјон на киселински остаток.
Солите се:
1. Кисела (со еден или два водородни катјони (т.е. имаат кисела (или малку кисела) средина) - KHCO3, NaHSO3).
2. Медиум (имам метален катјон и анјон од киселински остаток, медиумот мора да се одреди со помош на рН метар - BaSO4, AgNO3).
3. Основно (имаат јон на хидроксид, односно алкална (или слабо алкална) средина - Cu(OH)Cl, Ca(OH)Br).
Исто така, постојат двојни соли кои формираат катјони на два метали (К) при дисоцијација.
Солите, со неколку исклучоци, се кристални цврсти материи со високи точки на топење. Повеќето соли се бели (KNO3, NaCl, BaSO4, итн.). Некои соли се обоени (K2Cr2O7 - портокалова боја, K2CrO4 - жолта, NiSO4 - зелена, CoCl3 - розова, CuS - црна). Врз основа на нивната растворливост, тие можат да се поделат на растворливи, малку растворливи и практично нерастворливи. Киселините соли, по правило, се порастворливи во вода од соодветните просечни соли, а основните соли се помалку растворливи.
Хемиски својства на солите
1. Сол + вода
Кога многу соли се раствораат во вода, нивните делумно или целосно распаѓање- хидролиза. Некои соли формираат кристални хидрати. Кога средните соли кои содржат амфотеричен метал во анјонот се раствораат во вода, се формираат сложени соли.
NaCl + H2O → NaOH + HCl
Na2ZnO2 + 2H2O = Na2
2. Сол + Основен оксид ≠ нема реакција
3. Сол + амфотеричен оксид → (т) кисел испарлив оксид + сол
Амфотерните оксиди ги поместуваат испарливите киселински оксиди од нивните соли за време на фузијата.
Al2O3 +K2CO3 → KAlO2 + CO2
Fe2O3 + Na2CO3 → 2NaFeO2 + CO2
4. Сол + кисел неиспарлив оксид → кисел испарлив оксид + сол
Неиспарливите киселински оксиди ги поместуваат испарливите киселински оксиди од нивните соли за време на фузијата.
SiO2 + CaCO3 → (t) CaSiO3 + CO2
P2O5 + Na2CO3 → (t) 2Na3PO4 + 3CO2
3SiO2 + Ca3(PO4)2 → (t) 3CaSiO3 + P2O5
5. Сол + основа → основа + сол
Реакциите помеѓу солите и базите се реакции на јонска размена. Затоа, во нормални услови тие се јавуваат само во раствори (и солта и основата мора да бидат растворливи) и само под услов како резултат на размената да се формира талог или слаб електролит (H2O/NH4OH); во овие реакции не се формираат гасовити производи.
А. Растворлива база + сол растворлива киселина → средна сол + вода
Ако солта и базата се формираат од различни катјони, тогаш се формираат две средни соли; во случај на киселински амониумски соли, вишокот на алкали доведува до формирање на амониум хидроксид.
Ba(OH)2 + Ba(HCO3) → 2BaCO3 + 2H2O
2KOH + 2NaHCO3 → Na2CO3 + K2CO3 + 2H2O
2NaOH + 2NH4HS → Na2S + (NH4)2S + 2H2O
2NaOH(g) + NH4Hs → Na2S + NH4OH + H2O
Б. Растворлива база + растворлива средина/основна сол → нерастворлива сол ↓ + база
Растворлива база + растворлива средина/основна сол → сол + нерастворлива база↓
Растворлива база + растворлива средно/основна сол → сол + слаб електролит NH4OH
Растворлива база + растворлива средно/основна сол → нема реакција
Реакцијата помеѓу растворливи бази и средно/основна сол се случува само ако размената на јони резултира со нерастворлива сол, или нерастворлива база или слаб електролит NH4OH.
Ba(OH)2 + Na2SO4 → BaSO4↓ + 2NaOH
2NH4OH + CuCl2 → 2NH4Cl + Cu(OH)2↓
Ba(OH)2 + NH4Cl → BaCl2 + NH4OH
NaOH + KCl ≠
Ако оригиналната сол е формирана од поликиселинска база, со недостаток на алкали, се формира основна сол.
NaOH(недоволно) + AlCl3 → Al(OH)Cl2 + NaCl
Кога алкалите делуваат на солите на среброто и живата (II), не се ослободуваат AgOH и Hg(OH)2 кои се распаѓаат на собна температура, туку нерастворливите оксиди Ag2O и HgO.
2AgNO3 + 2NaOH → Ag2O↓ 2NaNO3 + H2O
Hg(NO3)2 + 2KOH → HgO↓ + 2KNO3 + H2O
6. Сол + амфотеричен хидроксид → реакција не се јавува
7. Сол + киселина → киселина + сол
Најмногу. реакциите на киселините со соли се реакции на размена на јони, затоа се јавуваат во раствори и само ако тоа резултира со формирање на сол нерастворлива во киселина или послаба и поиспарлива киселина.
HCl + AgNO3 → AgCl↓ + HNO3
2HBr + K2SiO3 → 2KBr +H2SiO3↓
2HNO3 + Na2CO3 → 2NaNO3 + H2O + CO2
А. Киселина1 + сол на поиспарлива/послаба киселина2 → сол на киселина1 + поиспарлива/послаба киселина2
Киселините реагираат со раствори на соли на послаби или испарливи киселини. Без разлика на составот на солта (средна, кисела, основна), по правило се формираат средна сол и послаба испарлива киселина.
2CH3COOH + Na2S → 2CH3COONa + H2S
HCl + NaHS → NaCl + H2S
Б. Силна киселина + сол на силна/средна киселина → нерастворлива сол ↓ + киселина
Силните киселини реагираат со раствори на соли на други силни киселини ако се формира нерастворлива сол. Неиспарливиот H3PO4 (киселина со средна јачина) ги поместува силната, но испарлива хлороводородна HCl и азотна киселина HNO3 од нивните соли, под услов да се формира нерастворлива сол.
H2SO4 + Ca(NO3)2 → CaSO4↓ + 2HNO3
2H3PO4 + 3CaCl2 → Ca3(PO4)2↓ + 6HCl
H3PO4 + 3AgNO3 → Ag3PO4↓ + 3HNO3
Б. Киселина1 + основна сол на киселината1 → средна сол + вода
Кога киселина реагира со основна сол на истата киселина, се формираат средна сол и вода.
HCl + Mg(OH)Cl → MgCl2 + H2O
Г. Полибазна киселина1 + средна/кисела сол на киселина1 → кисела сол на киселина1
Кога полибазната киселина делува на средната сол на истата киселина, се формира кисела сол, а кога делува на кисела сол, се формира кисела сол која содржи поголем број атоми на водород.
H3PO4 + Ca3(PO4) → 3CaHPO4
H3PO4 + CaHPO4 → Ca(H2PO4)2
CO2 + H2O + CaCO3 → Ca(HCO3)2
E. Киселина H2S + сол Ag, Cu, Pb, Cd, Hg → Ag2S/CuS/PbS/CdS/HgS↓ + киселина
Слабата и испарлива хидросулфидна киселина H2S ја поместува дури силни киселиниод раствори на соли Ag, Cu, Pb, Cd и Hg, формирајќи со нив сулфидни талози, нерастворливи не само во вода, туку и во добиената киселина.
H2S + CuSO4 → CuS↓ + H2SO4
E. Киселина + средна/комплексна сол со амфотеричен Me во анјонот → средна сол + амфотеричен хидроксид↓
→ средна сол + средна сол + H2O
Кога киселината делува на просечна или сложена сол со амфотеричен метал во анјонот, солта се уништува и формира:
а) во случај на недостаток на киселина - просечна сол и амфотеричен хидроксид
б) во случај на вишок киселина - две средни соли и вода
2HCl(wk) + Na2ZnO2 → 2NaCl + Zn(OH)2↓
2HCl(wk) + Na2 → 2NaCl + Zn(OH)2↓ + 2H2O
4HCl(g) + Na2ZnO2 → 2NaCl + ZnCl2 + 2H2O
4HCl(g) + Na2 → 2NaCl + ZnCl2 + 4H2O
Треба да се има на ум дека во некои случаи ORR или реакции на сложеност се јавуваат помеѓу киселините и солите. Значи, следните луѓе се придружуваат на OVR:
H2SO4 конц. и I‾/Br‾ (производи од H2S и I2/SO2 и Br2)
H2SO4 конц. и Fe²+ (SO2 и Fe³ производи + )
HNO3 разредена/конц. и Fe² + (NO/NO2 и Fe производи 3 + )
HNO3 разредена/конц. и SO3²‾/S²‾ (производи од NO/NO2 и сулфат/сулфур или сулфат)
HCl конц. и KMnO4/K2Cr2O7/KClO3 (производи хлор (гас) и Mn²+ /Cr³ + /Cl‾.
G. Реакцијата се јавува без растворувач
Сулфурна киселина конц. + сол (сол.) → кисела/средна сол + кисело
Неиспарливите киселини можат да ги поместат испарливите од нивните суви соли. Најчесто се користи интеракцијата на концентрирана сулфурна киселина со суви соли на силни и слаби киселини, што резултира со формирање на киселина и кисела или средна сол.
H2SO4(conc) + NaCl(s) → NaHSO4 + HCl
H2SO4(conc) + 2NaCl(s) → Na2SO4 + 2HCl
H2SO4(conc) + KNO3(s) → KHSO4 + HNO3
H2SO4(conc) + CaCO3(s) → CaSO4 + CO2 + H2O
8. Растворлива сол + растворлива сол → нерастворлива сол ↓ + сол
Реакциите помеѓу солите се реакции на размена. Затоа, во нормални услови тие се јавуваат само ако:
а) двете соли се растворливи во вода и се земаат во форма на раствори
б) како резултат на реакцијата, се формира талог или слаб електролит (вториот е многу редок).
AgNO3 + NaCl → AgCl↓ + NaNO3
Ако една од оригиналните соли е нерастворлива, реакцијата се јавува само кога резултира со формирање на уште понерастворлива сол. Критериумот за „нерастворливост“ е вредноста на ПР (производ на растворливост), меѓутоа, бидејќи неговото проучување е надвор од опсегот училишен курс, случаите кога една од солите на реагенсот е нерастворлива не се разгледуваат понатаму.
Ако реакцијата на размена произведува сол што целосно се распаѓа како резултат на хидролиза (во табелата за растворливост има цртички на местото на таквите соли), тогаш производите на реакцијата стануваат производи на хидролиза на оваа сол.
Al2(SO4)3 + K2S ≠ Al2S3↓ + K2SO4
Al2(SO4)3 + K2S + 6H2O → 2Al(OH)3↓ + 3H2S + K2SO4
FeCl3 + 6KCN → K3 + 3KCl
AgI + 2KCN → K + KI
AgBr + 2Na2S2O3 → Na3 + NaBr
Fe2(SO4)3 + 2KI → 2FeSO4 + I2 + K2SO4
NaCl + NaHSO4 → (t) Na2SO4 + HCl
Средните соли понекогаш реагираат едни со други за да се формираат комплексни соли. OVR се можни помеѓу соли. Некои соли реагираат кога ќе се спојат.
9. Сол на помалку активен метал + поактивен метал → помалку активен метал ↓ + сол
Колку поактивен метал го поместува помалку активниот метал (што стои десно во напонската серија) од растворот на неговата сол, во овој случај се формира нова сол, а помалку активниот метал се ослободува во слободна форма (се таложи на плочата на активниот метал). Исклучок е тоа што алкалните и земноалкалните метали реагираат со вода во раствор.
Солите со оксидирачки својства влегуваат во раствор со метали и влегуваат во други редокс реакции.
FeSO4 + Zn → Fe↓ + ZnSO4
ZnSO4 + Fe ≠
Hg(NO3)2 + Cu → Hg↓ + Cu(NO3)2
2FeCl3 + Fe → 3FeCl2
FeCl3 + Cu → FeCl2 + CuCl2
HgCl2 + Hg → Hg2Cl2
2CrCl3 + Zn → 2CrCl2 + ZnCl2
Металите исто така можат да се поместат едни со други од стопените соли (реакцијата се изведува без воздушен пристап). Треба да се запомни дека:
а) кога се топат, многу соли се распаѓаат
б) напонската серија на метали ја одредува релативната активност на металите само во водени раствори (на пример, Al во водените раствори е помалку активен од металите на алкалните земјени метали, а во топите е поактивен)
K + AlCl3(топење) →(t) 3KCl + Al
Mg + BeF2 (топење) → (t) MgF2 + Be
2Al + 3CaCl2 (топење) → (t) 2AlCl3 + 3Ca
10. Сол + неметал
Реакциите на солите со неметали се малку. Ова се редокс реакции.
5KClO3 + 6P →(t) 5KCl + 3P2O5
2KClO3 + 3S →(t) 2KCl + 2SO2
2KClO3 + 3C →(t) 2KCl + 3CO2
Поактивни халогени ги преместуваат помалку активните од растворите на соли на хидрохалични киселини. Исклучок е молекуларниот флуор, кој во растворите не реагира со сол, туку со вода.
2FeCl2 + Cl2 →(t) 2FeCl3
2NaNO2 + O2 → 2NaNO3
Na2SO3 + S →(t) Na2S2O3
BaSO4 + 2C →(t) BaS + 2CO2
2KClO3 + Br2 →(t) 2KBrO3 + Cl2 (иста реакција е карактеристична за јод)
2KI + Br2 → 2KBr + I2↓
2KBr + Cl2 → 2KCl + Br2↓
2NaI + Cl2 → 2NaCl + I2↓
11. Разложување на соли.
Сол →(t) производи на термичко распаѓање
1. Соли на азотна киселина
Производите на термичко разложување на нитратите зависат од положбата на металниот катјон во низата метални напрегања.
MeNO3 → (t) (за мене лево од Mg (без Li)) MeNO2 + O2
MeNO3 → (t) (за мене од Mg до Cu, како и Li) MeO + NO2 + O2
MeNO3 → (t) (за Мене десно од Cu) Me + NO2 + O2
(при термичко разложување на железо (II) / хром (II) нитрат, се формира железо (III) / хром (III) оксид.
2. Амониумови соли
Сите амониумови соли се распаѓаат кога се загреваат. Најчесто се ослободува амонијак NH3 и киселина или производи од неговото распаѓање.
NH4Cl →(t) NH3 + HCl (=NH4Br, NH4I, (NH4)2S)
(NH4)3PO4 →(t)3NH3 + H3PO4
(NH4)2HPO4 →(t)2NH3 + H3PO4
NH4H2PO4 →(t) NH3 + H3PO4
(NH4)2CO3 →(t) 2NH3 + CO2 + H2O
NH4HCO3 →(t) NH3 + CO2 + H2O
Понекогаш амониумовите соли кои содржат оксидирачки анјони се распаѓаат кога се загреваат, ослободувајќи N2, NO или N2O.
(NH4)Cr2O7 →(t)N2 + Cr2O3 + 4H2O
NH4NO3 →(t)N2O + 2H2O
2NH4NO3 →(t)N2 + 2NO + 4H2O
NH4NO2 →(t)N2 + 2H2O
2NH4MnO4 →(t)N2 + 2MnO2 + 4H2O
3. Соли на јаглеродна киселина
Речиси сите карбонати се распаѓаат до метален оксид и CO2. Карбонати од алкални метали, освен литиум, не се распаѓаат кога се загреваат. Карбонатите од среброто и живата се распаѓаат до слободен метал.
MeCO3 →(t) MeO + CO2
2Ag2CO3 →(t) 4Ag + 2CO2 + O2
Сите јадрокарбонати се распаѓаат до соодветниот карбонат.
MeHCO3 →(t) MeCO3 + CO2 + H2O
4. Соли на сулфурна киселина
Кога се загреваат, сулфитите се непропорционални, формирајќи сулфид и сулфат. Сулфидот (NH4)2S формиран при разградувањето на (NH4)2SO3 веднаш се распаѓа на NH3 и H2S.
MeSO3 →(t) MeS + MeSO4
(NH4)2SO3 →(t) 2NH3 + H2S + 3(NH4)2SO4
Хидросулфитите се распаѓаат до сулфити, SO2 и H2O.
MeHSO3 →(t) MeSO3 + SO2 +H2O
5. Соли на сулфурна киселина
Многу сулфати на t > 700-800 C се разградуваат до метален оксид и SO3, кој на оваа температура се распаѓа на SO2 и O2. Сулфатите на алкалните метали се отпорни на топлина. Среброто и жива сулфатите се распаѓаат до слободен метал. Хидросулфатите прво се распаѓаат на дисулфати, а потоа на сулфати.
2CaSO4 →(t) 2CaO + 2SO2 + O2
2Fe2(SO4)3 →(t) 2Fe2O3 + 6SO2 + 3O2
2FeSO4 →(t) Fe2O3 + SO3 + SO2
Ag2SO4 →(t) 2Ag + SO2 + O2
MeHSO4 →(t) MeS2O7 + H2O
MeS2O7 →(t) MeSO4 + SO3
6. Комплексни соли
Хидроксо комплексите на амфотерични метали главно се распаѓаат на средно сол и вода.
K →(t) KAlO2 + 2H2O
Na2 →(t) ZnO + 2NaOH + H2O
7. Основни соли
Многу основни соли се распаѓаат кога се загреваат. Основните соли на киселините без кислород се распаѓаат на вода и оксо соли
Al(OH)2Br →(t) AlOBr + H2O
2AlOHCl2 →(t)Al2OCl4 + H2O
2MgOHCl →(t) Mg2OCl2 + H2O
Основните соли на киселините што содржат кислород се распаѓаат на метален оксид и производи на термичко распаѓање на соодветната киселина.
2AlOH(NO3)2 →(t) Al2O3 + NO2 + 3O2 + H2O
(CuOH)2CO3 →(t)2CuO + H2O + CO2
8. Примери за термичко разложување на други соли
4K2Cr2O7 →(t) 4K2CrO4 + 2Cr2O3 + 3O2
2KMnO4 →(t) K2MnO4 + MnO2 + O2
KClO4 →(t) KCl + O2
4KClO3 →(t) KCl + 3KClO4
2KClO3 →(t) 2KCl +3O2
2NaHS →(t)Na2S + H2S
2CaHPO4 →(t) Ca2P2O7 + H2O
Ca(H2PO4)2 →(t) Ca(PO3)2 +2H2O
2AgBr →(hν) 2Ag + Br2 (=AgI)
Поголемиот дел од презентираниот материјал е преземен од прирачникот на N.E. Deryabina. „Хемија.Основни часови неоргански материиИПО „На портата Никитски“ Москва 2011 година.
Елементарните честички на физичката материја на нашата планета се атоми. Тие можат да постојат во слободна форма само на многу високи температури. Во нормални услови, елементарните честички имаат тенденција да се соединуваат едни со други користејќи хемиски врски: јонски, метални, ковалентни поларни или неполарни. На овој начин се формираат супстанции, чии примери ќе ги разгледаме во нашата статија.
Едноставни супстанции
Процесите на интеракција помеѓу атомите на истиот хемиски елемент резултираат со формирање хемиски супстанции, наречен едноставно. Така, јагленот се формира само од атоми на јаглерод, водородниот гас се формира од атоми на водород, а течната жива се состои од честички на жива. Концептот на едноставна супстанција не треба да се идентификува со концептот на хемиски елемент. На пример, јаглерод диоксидот не се состои од едноставни материи јаглерод и кислород, туку елементите јаглерод и кислород. Конвенционално, соединенијата што се состојат од атоми на истиот елемент може да се поделат на метали и неметали. Ајде да погледнеме неколку примери за хемиските својства на таквите едноставни супстанции.
Метали
Врз основа на положбата на металниот елемент во периодниот систем, може да се издвојат следните групи: активни метали, елементи од главните подгрупи од третата - осмата група, металите од секундарните подгрупи од четвртата - седмата група, како и лантаниди и актиниди. Метали - едноставни материи, примери за кои ќе дадеме подолу, го имаат следново општи својства: топлинска и електрична спроводливост, метален сјај, еластичност и податливост. Ваквите карактеристики се својствени за железо, алуминиум, бакар и други. Како што се зголемува серискиот број во периодите, температурите на вриење и топење, како и тврдоста на металните елементи се зголемуваат. Ова се објаснува со компресија на нивните атоми, односно намалување на радиусот, како и акумулација на електрони. Сите параметри на металите се одредуваат со внатрешната структура на кристалната решетка на овие соединенија. Подолу ќе ги разгледаме хемиските реакции, а исто така ќе дадеме примери за својствата на супстанциите поврзани со металите.
Карактеристики на хемиски реакции
Сите метали со состојба на оксидација од 0 покажуваат само намалувачки својства. Алкалните и алкалните земјени елементи реагираат со вода за да формираат хемиски агресивни бази - алкалии:
- 2Na+2H 2 0=2NaOH+H 2
Типична реакција на металите е оксидација. Како резултат на комбинација со атоми на кислород, се појавуваат супстанции од класата на оксиди:
- Zn+O 2 =ZnO
Овие се бинарни соединенија поврзани со комплексни супстанции. Примери за основни оксиди се оксидите на натриум Na 2 O, бакар CuO и калциум CaO. Тие се способни да комуницираат со киселини, како резултат на што солта и водата се наоѓаат во производите:
- MgO+2HCl=MgCl2 +H2O
Супстанциите од класите киселини, бази и соли припаѓаат на сложени соединенија и покажуваат различни хемиски својства. На пример, се јавува реакција на неутрализација помеѓу хидроксидите и киселините, што доведува до појава на сол и вода. Составот на солите ќе зависи од концентрацијата на реагенсите: на пример, кога има вишок киселина во реакционата смеса, се добиваат кисели соли, на пример, NaHCO 3 - натриум бикарбонат и висока концентрација на алкали предизвикува формирање на основни соли, како што се Al(OH) 2 Cl - алуминиум дихидроксихлорид.
Неметали
Најважните неметални елементи се наоѓаат во подгрупите на азот и јаглерод, а припаѓаат и на халогените и халкогенските групи на периодниот систем. Да дадеме примери на супстанции поврзани со неметали: сулфур, кислород, азот, хлор. Сите нивни физички својства се спротивни на својствата на металите. Тие не спроведуваат струја, не ги пренесуваат добро топлинските зраци и имаат мала цврстина. При интеракција со кислород, неметалите формираат сложени соединенија - киселински оксиди. Вторите, реагирајќи со киселини, даваат киселини:
- H 2 O + CO 2 → H 2 CO 3
Типична реакција карактеристична за киселинските оксиди е интеракцијата со алкалите, што доведува до појава на сол и вода.
Хемиската активност на неметалите се зголемува во текот на периодот, ова се должи на зголемувањето на способноста на нивните атоми да привлечат електрони од други хемиски елементи. Во групи го забележуваме спротивниот феномен: неметалните својства слабеат поради надувување на волуменот на атомот поради додавање на нови нивоа на енергија.
Значи, ги разгледавме видовите на хемиски супстанции, примерите што ги илустрираат нивните својства и позицијата во периодниот систем.
