Dla ostatniego 200 lat ludzkości badał właściwości substancji lepiej niż w całej historii rozwoju chemii. Naturalnie szybko rośnie także liczba substancji, co wynika przede wszystkim z rozwoju różnych metod otrzymywania substancji.
W życiu codziennym spotykamy się z wieloma substancjami. Wśród nich jest woda, żelazo, aluminium, plastik, soda, sól i wiele innych. Substancje występujące w przyrodzie, takie jak tlen i azot zawarte w powietrzu, substancje rozpuszczone w wodzie i pochodzenia naturalnego, nazywane są substancjami naturalnymi. Aluminium, cynk, aceton, wapno, mydło, aspiryna, polietylen i wiele innych substancji nie istnieją w przyrodzie.
Otrzymuje się je w laboratorium i wytwarza na skalę przemysłową. Sztuczne substancje nie występują w przyrodzie, są one tworzone z substancji naturalnych. Niektóre substancje występujące w przyrodzie można również uzyskać w laboratorium chemicznym.
Zatem podczas ogrzewania nadmanganianu potasu uwalniany jest tlen, a podczas podgrzewania kredy uwalniany jest tlen. dwutlenek węgla. Naukowcy nauczyli się zamieniać grafit w diament; hodują kryształy rubinu, szafiru i malachitu. A więc wraz z substancjami naturalne pochodzenie Istnieje ogromna różnorodność sztucznie wytworzonych substancji, które nie występują w przyrodzie.
Substancje niewystępujące w naturze produkowane są w różnych przedsiębiorstwach: fabryki, fabryki, kombajny itp.
W warunkach wyczerpania zasoby naturalne naszej planety chemicy stoją obecnie przed ważnym zadaniem: opracowaniem i wdrożeniem metod, dzięki którym możliwe będzie sztuczne otrzymywanie w produkcji laboratoryjnej lub przemysłowej substancji będących analogami substancji naturalnych. Na przykład wyczerpują się zasoby paliw kopalnych w przyrodzie.
Może nadejść czas, gdy skończy się ropa i gaz ziemny. Już teraz opracowywane są nowe rodzaje paliw, które byłyby równie wydajne, ale nie powodowałyby zanieczyszczeń. środowisko. Dzisiaj ludzkość nauczyła się sztucznie pozyskiwać różne klejnoty na przykład diamenty, szmaragdy, beryle.
Stan materii
Substancje mogą występować w kilku stanach skupienia, z których trzy są Ci znane: stały, ciekły, gazowy. Na przykład woda w przyrodzie występuje we wszystkich trzech stanach skupienia: ciało stałe (w postaci lodu i śniegu), ciecz (woda w stanie ciekłym) i gaz (para wodna). Znane są substancje, które w normalnych warunkach nie mogą istnieć we wszystkich trzech stanach skupienia. Na przykład taką substancją jest dwutlenek węgla. W temperaturze pokojowej jest to gaz bezwonny i bezbarwny. W temperaturze –79°C substancja ta „zamarza” i zamienia się w ciało stałe stan skupienia. Potoczna (trywialna) nazwa takiej substancji to „suchy lód”. Nazwę tę nadano tej substancji ze względu na fakt, że „suchy lód” zamienia się w dwutlenek węgla bez topienia, to znaczy bez przejścia do ciekłego stanu skupienia, który występuje na przykład w wodzie.
Można zatem wyciągnąć ważny wniosek. Substancja przechodząc z jednego stanu skupienia w drugi nie przekształca się w inne substancje. Proces pewnej zmiany, transformacji nazywany jest zjawiskiem.
Zjawiska fizyczne. Właściwości fizyczne substancji.
Zjawiska, w których substancje zmieniają swój stan skupienia, ale nie przekształcają się w inne substancje, nazywane są fizycznymi. Każda indywidualna substancja ma określone właściwości. Właściwości substancji mogą być różne lub podobne do siebie. Każda substancja jest opisana za pomocą zestawu właściwości fizycznych i chemicznych. Weźmy jako przykład wodę. Woda zamarza i zamienia się w lód w temperaturze 0°C, natomiast wrze i zamienia się w parę w temperaturze +100°C. Zjawiska te uważa się za fizyczne, ponieważ woda nie zamieniła się w inne substancje, następuje jedynie zmiana stanu skupienia. Dane dotyczące temperatury zamarzania i wrzenia są właściwości fizyczne, charakterystyczne specjalnie dla wody.
Właściwości substancji określone na podstawie pomiarów lub wizualnie przy braku przemiany niektórych substancji w inne nazywane są fizycznymi
Odparowanie alkoholu, podobnie jak odparowanie wody– zjawiska fizyczne, substancje w tym przypadku zmieniają swój stan skupienia. Po eksperymencie można być pewnym, że alkohol odparowuje szybciej niż woda – takie są właściwości fizyczne tych substancji.
Do głównych właściwości fizycznych substancji zalicza się: stan skupienia, barwę, zapach, rozpuszczalność w wodzie, gęstość, temperaturę wrzenia, temperaturę topnienia, przewodność cieplną, przewodność elektryczną. Właściwości fizyczne, takie jak kolor, zapach, smak, kształt kryształu można określić wizualnie za pomocą zmysłów, a gęstość, przewodność elektryczną, temperaturę topnienia i wrzenia określa się poprzez pomiar. Informacje o właściwościach fizycznych wielu substancji gromadzone są w literaturze specjalistycznej, na przykład w podręcznikach. Właściwości fizyczne substancji zależą od jej stanu skupienia. Na przykład gęstość lodu, wody i pary wodnej jest różna.
Gazowy tlen jest bezbarwny, ale ciekły tlen jest niebieski. Znajomość właściwości fizycznych pomaga „rozpoznać” wiele substancji. Na przykład, miedź- Jedyny metal o kolorze czerwonym. Tylko sól kuchenna ma słony smak. Jod- Prawie czarna substancja stała, która po podgrzaniu zamienia się w fioletową parę. W większości przypadków, aby zidentyfikować substancję, należy wziąć pod uwagę kilka jej właściwości. Dla przykładu scharakteryzujmy właściwości fizyczne wody:
- kolor – bezbarwny (w małych ilościach)
- zapach - brak zapachu
- stan skupienia - ciecz w normalnych warunkach
- gęstość – 1 g/ml,
- temperatura wrzenia – +100°С
- temperatura topnienia – 0°C
- przewodność cieplna – niska
- przewodność elektryczna - czysta woda nie przewodzi prądu
Substancje krystaliczne i amorficzne
Opisując właściwości fizyczne ciał stałych, zwyczajowo opisuje się strukturę substancji. Jeśli przyjrzysz się próbce soli kuchennej pod lupą, zauważysz, że sól składa się z wielu drobnych kryształków. W złożach soli można znaleźć także bardzo duże kryształy. Kryształy to ciała stałe w kształcie regularnych wielościanów. Kryształy mogą mieć inny kształt i rozmiar. Kryształy niektórych substancji, takich jak sól kuchenna sól – kruche i łatwe do złamania. Istnieją kryształy, które są dość twarde. Na przykład diament jest uważany za jeden z najtwardszych minerałów. Jeśli przyjrzysz się kryształom soli kuchennej pod mikroskopem, zauważysz, że wszystkie mają podobną strukturę. Jeśli weźmiemy pod uwagę na przykład cząstki szkła, wszystkie będą miały inną strukturę - takie substancje nazywane są amorficznymi. Substancje amorficzne obejmują szkło, skrobię, bursztyn i wosk pszczeli. Substancje amorficzne to substancje, które nie mają struktury krystalicznej
Zjawiska chemiczne. Reakcja chemiczna.
Jeśli podczas zjawisk fizycznych substancje z reguły zmieniają jedynie stan skupienia, to podczas zjawisk chemicznych następuje przemiana jednych substancji w inne. Tu jest kilka proste przykłady: spalaniu zapałki towarzyszy zwęglenie drewna i wydzielanie się substancji gazowych, czyli następuje nieodwracalna przemiana drewna w inne substancje. Inny przykład: Z biegiem czasu rzeźby z brązu pokrywają się zieloną powłoką. Faktem jest, że brąz zawiera miedź. Metal ten powoli oddziałuje z tlenem, dwutlenkiem węgla i wilgocią powietrza, w wyniku czego na powierzchni rzeźby tworzą się nowe zielone substancje Zjawiska chemiczne - zjawiska przemiany jednej substancji w drugą Proces interakcji substancji z powstawaniem nowych substancji nazywa się reakcją chemiczną. Reakcje chemiczne zachodzą wokół nas. Reakcje chemiczne zachodzą także w nas samych. W naszym organizmie nieustannie zachodzą przemiany wielu substancji, substancje wchodzą ze sobą w reakcję, tworząc produkty reakcji. Zatem w reakcji chemicznej zawsze występują substancje reagujące i substancje powstałe w wyniku reakcji.
- Reakcja chemiczna– proces oddziaływania substancji, w wyniku którego powstają nowe substancje o nowych właściwościach
- Odczynniki- substancje, które wchodzą w reakcję chemiczną
- Produkty– substancje powstałe w wyniku reakcji chemicznej
Reakcję chemiczną przedstawia się ogólnie w postaci diagramu reakcji ODCZYNNIKI -> PRODUKTY
- odczynniki– materiały wyjściowe przyjęte do przeprowadzenia reakcji;
- produkty– nowe substancje powstałe w wyniku reakcji.
Każdemu zjawisku chemicznemu (reakcji) towarzyszą pewne znaki, za pomocą których można odróżnić zjawiska chemiczne od fizycznych. Do takich znaków zaliczają się zmiany koloru substancji, wydzielanie się gazów, powstawanie osadów, wydzielanie ciepła i emisja światła.
Wielu reakcjom chemicznym towarzyszy wydzielanie energii w postaci ciepła i światła. Z reguły takim zjawiskom towarzyszą reakcje spalania. W reakcjach spalania w powietrzu substancje reagują z tlenem zawartym w powietrzu. Na przykład metaliczny magnez wybucha i pali się w powietrzu jasnym, oślepiającym płomieniem. Dlatego w pierwszej połowie XX wieku do tworzenia fotografii używano lampy błyskowej magnezowej. W niektórych przypadkach możliwe jest uwolnienie energii w postaci światła, ale bez wydzielania ciepła. Jeden rodzaj planktonu z Pacyfiku jest w stanie emitować jasne, niebieskie światło, wyraźnie widoczne w ciemności. Wyzwolenie energii w postaci światła jest efektem reakcji chemicznej zachodzącej w organizmach tego typu planktonu.
Podsumowanie artykułu:
- Istnieją dwie duże grupy substancji: substancje pochodzenia naturalnego i sztuczne.
- W normalnych warunkach substancje mogą występować w trzech stanach skupienia
- Właściwości substancji określone na podstawie pomiarów lub wizualnie przy braku przemiany niektórych substancji w inne nazywane są fizycznymi
- Kryształy to ciała stałe w kształcie regularnych wielościanów.
- Substancje amorficzne to substancje, które nie mają struktury krystalicznej
- Zjawiska chemiczne - zjawiska przemiany jednej substancji w drugą
- Odczynniki to substancje, które wchodzą w reakcję chemiczną.
- Produkty to substancje powstałe w wyniku reakcji chemicznej
- Reakcjom chemicznym może towarzyszyć wydzielanie gazu, osadu, ciepła, światła; zmiana koloru substancji
- Spalanie to złożony proces fizykochemiczny polegający na przekształceniu substancji wyjściowych w produkty spalania podczas reakcji chemicznej, któremu towarzyszy intensywne wydzielanie ciepła i światła (płomień)
Preparat chemiczny na raka i DPA
Wydanie kompleksowe
CZĘŚĆ I
CHEMIA OGÓLNA
CHEMIA ELEMENTÓW
HALOGENI
Proste substancje
Właściwości chemiczne fluoru
Fluor jest najsilniejszym utleniaczem występującym w przyrodzie. Nie reaguje bezpośrednio tylko z helem, neonem i argonem.
Podczas reakcji z metalami powstają fluorki, związki jonowe:
Fluor reaguje energicznie z wieloma niemetalami, nawet z niektórymi gazami obojętnymi:
Właściwości chemiczne chloru. Interakcja z substancjami złożonymi
Chlor jest silniejszym utleniaczem niż brom czy jod, więc chlor wypiera ciężkie halogeny z ich soli:
Rozpuszczając się w wodzie, chlor częściowo z nią reaguje, w wyniku czego powstają dwa kwasy: chlorek i podchloryn. W tym przypadku jeden atom chloru zwiększa stopień utlenienia, a drugi atom go zmniejsza. Takie reakcje nazywane są reakcjami dysproporcjonowania. Reakcje dysproporcjonowania to reakcje samoleczenia-samoutleniania, tj. reakcje, w których jeden pierwiastek wykazuje właściwości zarówno utleniacza, jak i środka redukującego. Podczas dysproporcjonowania powstają jednocześnie związki, w których pierwiastek jest w stanie bardziej utlenionym i zredukowanym w porównaniu do stanu pierwotnego. Stopień utlenienia atomu chloru w cząsteczce kwasu podchlorynowego wynosi +1:
Podobnie przebiega oddziaływanie chloru z roztworami alkalicznymi. W tym przypadku powstają dwie sole: chlorek i podchloryn.
Chlor oddziałuje z różnymi tlenkami:
Chlor utlenia niektóre sole, w których metal nie jest na maksymalnym stopniu utlenienia:
Chlor cząsteczkowy reaguje z wieloma związki organiczne. W obecności chlorku żelaza (III) jako katalizatora chlor reaguje z benzenem, tworząc chlorobenzen, a po napromieniowaniu światłem ta sama reakcja powoduje powstanie heksachlorocykloheksanu:
Właściwości chemiczne bromu i jodu
Obie substancje reagują z wodorem, fluorem i zasadami:
Jod utlenia się za pomocą różnych silnych utleniaczy:
Metody ekstrakcji substancji prostych
Ekstrakcja fluoru
Ponieważ fluor jest najsilniejszym utleniaczem chemicznym, nie da się go wyizolować na drodze reakcji chemicznych ze związków w postaci wolnej, dlatego też fluor ekstrahuje się metodą fizykochemiczną – elektrolizą.
Do ekstrakcji fluoru stosuje się elektrody stopione fluorku potasu i elektrody niklowe. Nikiel stosuje się ze względu na pasywację powierzchni metalu przez fluor w wyniku tworzenia się substancji nierozpuszczalnych
NiF2, dlatego same elektrody nie ulegają zniszczeniu przez uwalnianą na nich substancję:Ekstrakcja chloru
Chlor wytwarza się na skalę przemysłową poprzez elektrolizę roztworu chlorku sodu. W wyniku tego procesu powstaje również wodorotlenek sodu:
Chlor produkowany jest w małych ilościach w wyniku utleniania roztworu chlorowodoru różnymi metodami:
Chlor jest bardzo ważnym produktem przemysłu chemicznego.
Jej światowa produkcja sięga milionów ton.
Ekstrakty bromu i jodu
Do zastosowań przemysłowych brom i jod otrzymuje się w wyniku utleniania odpowiednio bromków i jodków. Do utleniania najczęściej stosuje się chlor cząsteczkowy, stężony kwas siarczanowy lub dwutlenek manganu:
Fluor i niektóre jego związki stosowane są jako utleniacz paliwa rakietowego. Duże ilości fluoru wykorzystuje się do ekstrakcji różnych czynników chłodniczych (freonów) oraz niektórych polimerów charakteryzujących się odpornością chemiczną i termiczną (teflon i inne). Fluor jest stosowany w technologii nuklearnej do oddzielania izotopów uranu.
Większość chloru jest wykorzystywana do produkcji kwasu solnego, a także jako środek utleniający do produkcji innych halogenów. W przemyśle służy do wybielania tkanin i papieru. W większych ilościach niż fluor wykorzystywany jest do produkcji polimerów (PVC i innych) oraz czynników chłodniczych. Dezynfekuj za pomocą chloru woda pitna. Jest również potrzebny do ekstrakcji niektórych rozpuszczalników, takich jak chloroform, chlorek metylenu i czterochlorek węgla. Wykorzystuje się go również do produkcji wielu substancji, takich jak chloran potasu (sól Bertholleta), wybielacze i wiele innych związków zawierających atomy chloru.
Brom i jod nie są wykorzystywane w przemyśle na taką skalę jak chlor czy fluor, jednak z roku na rok zużycie tych substancji wzrasta. Brom wykorzystuje się do produkcji różnych leków uspokajających. Jod wykorzystuje się do produkcji leków antyseptycznych. Związki bromu i jodu są szeroko stosowane w analizie ilościowej substancji. Niektóre metale oczyszcza się za pomocą jodu (proces ten nazywa się rafinacją jodu), np. tytan, wanad i inne.
Charakterystyczne właściwości chemiczne substancji prostych - metali
Większość pierwiastków chemicznych zalicza się do metali – 92 ze 114 znanych pierwiastków. Metale- są to pierwiastki chemiczne, których atomy oddają elektrony z zewnętrznej (i części zewnętrznej) warstwy elektronowej, zamieniając się w jony dodatnie. Ta właściwość atomów metali jest określona przez że mają stosunkowo duże promienie i małą liczbę elektronów(przeważnie 1 do 3 na warstwie zewnętrznej). Jedynymi wyjątkami jest 6 metali: atomy germanu, cyny i ołowiu na warstwie zewnętrznej mają 4 elektrony, atomy antymonu i bizmutu – 5, atomy polonu – 6. W przypadku atomów metali charakteryzują się małymi wartościami elektroujemności(od 0,7 do 1,9) i wyłącznie właściwości regeneracyjne, czyli zdolność do oddawania elektronów. W układzie okresowym pierwiastków chemicznych D.I. Mendelejewa metale znajdują się poniżej przekątnej boru - astatyny, a także nad nią, w podgrupach wtórnych. W okresach i głównych podgrupach znane są wzorce zmian metalu, a co za tym idzie, właściwości redukujących atomów pierwiastków.
Pierwiastki chemiczne znajdujące się w pobliżu przekątnej bor-astat (Be, Al, Ti, Ge, Nb, Sb itp.) mają podwójne właściwości: w niektórych swoich związkach zachowują się jak metale, w innych wykazują właściwości niemetali. W podgrupach wtórnych właściwości redukcyjne metali najczęściej maleją wraz ze wzrostem liczby atomowej.
Porównaj aktywność znanych ci metali z grupy I drugiej podgrupy: Cu, Ag, Au; Grupa II podgrupy wtórnej: Zn, Cd, Hg – a przekonasz się o tym sam. Można to wytłumaczyć faktem, że na siłę wiązania między elektronami walencyjnymi a jądrem w atomach tych metali duży wpływ ma wielkość ładunku jądrowego, a nie promień atomu. Ładunek jądrowy znacznie wzrasta, a przyciąganie elektronów do jądra wzrasta. W tym przypadku, chociaż promień atomowy wzrasta, nie jest on tak znaczący jak w przypadku metali głównych podgrup.
Proste substancje utworzone przez pierwiastki chemiczne - metale i złożone substancje zawierające metale odgrywają istotną rolę w mineralnym i organicznym „życiu” Ziemi. Wystarczy pamiętać, że atomy (jony) pierwiastków metali są część integralna związki determinujące metabolizm w organizmie człowieka i zwierząt. Na przykład w ludzkiej krwi znajduje się 76 pierwiastków, a tylko 14 z nich nie jest metalami.
W organizmie człowieka niektóre pierwiastki metaliczne (wapń, potas, sód, magnez) występują w dużych ilościach, czyli są makroelementami. Natomiast metale takie jak chrom, mangan, żelazo, kobalt, miedź, cynk, molibden występują w niewielkich ilościach, czyli są to pierwiastki śladowe. Jeśli dana osoba waży 70 kg, to jego ciało zawiera (w gramach): wapń - 1700, potas - 250, sód - 70, magnez - 42, żelazo - 5, cynk - 3. Wszystkie metale są niezwykle ważne, pojawiają się problemy zdrowotne i z ich niedoborem i z nadmiarem.
Jony sodu regulują na przykład zawartość wody w organizmie i przekazywanie impulsów nerwowych. Jej niedobór powoduje bóle głowy, osłabienie, słabą pamięć, utratę apetytu, a nadmiar prowadzi do podwyższonego ciśnienia krwi, nadciśnienia i chorób serca.
Substancje proste - metale
Rozwój produkcji metali (substancji prostych) i stopów wiąże się z pojawieniem się cywilizacji (epoka brązu, epoka żelaza). Rewolucja naukowo-technologiczna, która rozpoczęła się około 100 lat temu, dotykając zarówno przemysłu, jak i sfery społecznej, jest również ściśle związana z produkcją metali. Na bazie wolframu, molibdenu, tytanu i innych metali zaczęto tworzyć odporne na korozję, supertwarde, ogniotrwałe stopy, których zastosowanie znacznie rozszerzyło możliwości inżynierii mechanicznej. W technologii nuklearnej i kosmicznej stopy wolframu i renu są wykorzystywane do wytwarzania części pracujących w temperaturach do 3000 °C; W medycynie wykorzystuje się narzędzia chirurgiczne ze stopów tantalu i platyny oraz unikalną ceramikę na bazie tlenków tytanu i cyrkonu.
I oczywiście nie możemy zapominać, że większość stopów wykorzystuje od dawna znane metaliczne żelazo, a podstawą wielu stopów lekkich są stosunkowo „młode” metale - aluminium i magnez. Materiały kompozytowe stały się supernowymi, reprezentującymi na przykład polimer czy ceramikę, które wewnątrz (jak beton prętami żelaznymi) są wzmacniane włóknami metalowymi z wolframu, molibdenu, stali i innych metali i stopów – wszystko zależy od postawionego sobie celu i właściwości materiału niezbędne do jego uzyskania. Rysunek przedstawia schemat sieci krystalicznej metalicznego sodu. W nim każdy atom sodu jest otoczony przez ośmiu sąsiadów. Atom sodu, podobnie jak wszystkie metale, ma wiele pustych orbitali walencyjnych i niewiele elektronów walencyjnych. Wzór elektroniczny atomu sodu: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3p 0 3d 0, gdzie 3s, 3p, 3d - orbitale walencyjne.
Pojedynczy elektron walencyjny atomu sodu 3s 1 może zajmować dowolny z dziewięciu wolnych orbitali - 3s (jeden), 3p (trzy) i 3d (pięć), ponieważ nie różnią się one zbytnio poziomem energii. Kiedy atomy zbliżają się do siebie, gdy tworzy się sieć krystaliczna, orbitale walencyjne sąsiednich atomów nakładają się, dzięki czemu elektrony swobodnie przemieszczają się z jednego orbitalu na drugi, ustanawiając wiązania między wszystkimi atomami kryształu metalu. Takie wiązanie chemiczne nazywa się metalicznym.
Wiązanie metaliczne tworzą pierwiastki, których atomy w warstwie zewnętrznej mają niewiele elektronów walencyjnych w porównaniu z dużą liczbą orbitali zewnętrznych, które są blisko siebie energetycznie. Ich elektrony walencyjne są słabo utrzymywane w atomie. Elektrony odpowiedzialne za komunikację są socjalizowane i poruszają się po sieci krystalicznej ogólnie obojętnego metalu. Substancje z wiązanie metaliczne nieodłączne sieci krystaliczne metali, które są zwykle przedstawiane schematycznie, jak pokazano na rysunku. Kationy i atomy metali znajdujące się w miejscach sieci krystalicznej zapewniają jej stabilność i wytrzymałość (uspołecznione elektrony są przedstawiane jako małe czarne kulki).
Połączenie metalowe- jest to wiązanie w metalach i stopach pomiędzy atomami metali zlokalizowanymi w węzłach sieci krystalicznej, realizowane przez wspólne elektrony walencyjne. Niektóre metale krystalizują w dwóch lub więcej postaciach krystalicznych. Ta właściwość substancji – występowanie w kilku modyfikacjach krystalicznych – nazywa się polimorfizmem. Polimorfizm prostych substancji nazywany jest alotropią. Na przykład żelazo ma cztery modyfikacje krystaliczne, z których każda jest stabilna w pewnym zakresie temperatur:
α - stabilny do 768°C, ferromagnetyczny;
β - stabilny od 768 do 910°C, nieferromagnetyczny, czyli paramagnetyczny;
γ - stabilny od 910 do 1390 °C, nieferromagnetyczny, czyli paramagnetyczny;
δ - stabilny od 1390 do 1539 °C (£° pl żelazo), nieferromagnetyczny.
Cyna ma dwie modyfikacje krystaliczne:
α - stabilny poniżej 13,2°C (p = 5,75 g/cm3). To jest szara cyna. Ma sieć krystaliczną typu diamentu (atomową);
β - stabilny powyżej 13,2°C (p = 6,55 g/cm3). To jest biała puszka.
Biała cyna to srebrzystobiały, bardzo miękki metal. Po ochłodzeniu poniżej 13,2°C kruszy się na szary proszek, ponieważ podczas przejścia jego objętość właściwa znacznie wzrasta. Zjawisko to nazwano „dżumą cyny”.
Oczywiście specyficzny rodzaj wiązania chemicznego i rodzaj sieci krystalicznej metali musi determinować i wyjaśniać ich właściwości fizyczne. Czym oni są? Są to metaliczny połysk, plastyczność, wysoka przewodność elektryczna i cieplna, wzrost opór elektryczny wraz ze wzrostem temperatury, a także tak znaczących właściwości, jak gęstość, wysokie temperatury topnienia i wrzenia, twardość i właściwości magnetyczne. Mechaniczne oddziaływanie na kryształ z metalową siecią krystaliczną powoduje przesunięcie warstw jonów względem siebie (Rys. 17), a ponieważ elektrony przemieszczają się po całym krysztale, nie następuje zerwanie wiązania, dlatego metale charakteryzują się większymi plastyczność. Podobny wpływ na ciało stałe z wiązaniami kowalencyjnymi (atomową sieć krystaliczną) prowadzi do zerwania wiązań kowalencyjnych. Zerwanie wiązań w sieci jonowej prowadzi do wzajemnego odpychania się podobnie naładowanych jonów. Dlatego substancje o sieciach krystalicznych atomowych i jonowych są delikatne. Najbardziej plastycznymi metalami są Au, Ag, Sn, Pb, Zn. Można je łatwo przeciągnąć w drut, można je kuć, prasować lub zwijać w arkusze. Na przykład złotą folię o grubości 0,003 mm można wykonać ze złota, a z 0,5 g tego metalu można wyciągnąć nić o długości 1 km. Nawet rtęć, która w temperaturze pokojowej jest cieczą, w niskich temperaturach staje się plastyczna w stanie stałym, podobnie jak ołów. Tylko Bi i Mn nie mają plastyczności, są kruche.
Dlaczego metale mają charakterystyczny połysk, a jednocześnie są nieprzezroczyste?
Elektrony wypełniające przestrzeń międzyatomową odbijają promienie świetlne (a nie przepuszczają je jak szkło), a większość metali w równym stopniu rozprasza wszystkie promienie widzialnej części widma. Dlatego mają srebrzystobiały lub szary kolor. Stront, złoto i miedź w większym stopniu pochłaniają fale krótkie (zbliżone do fioletu) i odbijają długie fale widma światła, dlatego mają barwę jasnożółtą, żółtą i „miedzianą”. Chociaż w praktyce metal nie zawsze wydaje nam się „lekkim ciałem”. Po pierwsze, jego powierzchnia może się utleniać i tracić połysk. Dlatego rodzima miedź wygląda jak zielonkawy kamień. A Po drugie i czysty metal może nie świecić. Bardzo cienkie arkusze srebra i złota mają zupełnie nieoczekiwany wygląd - mają niebiesko-zielony kolor. A drobne proszki metali wydają się ciemnoszare, a nawet czarne. Największy współczynnik odbicia mają srebro, aluminium i pallad. Wykorzystuje się je do produkcji luster, w tym reflektorów.
Dlaczego metale mają wysoką przewodność elektryczną i przewodzą ciepło?
Chaotycznie poruszające się elektrony w metalu pod wpływem przyłożonego napięcia elektrycznego uzyskują ruch kierunkowy, czyli przewodzą Elektryczność. Wraz ze wzrostem temperatury metalu wzrastają amplitudy drgań atomów i jonów znajdujących się w węzłach sieci krystalicznej. Utrudnia to poruszanie się elektronów, a przewodność elektryczna metalu spada. Przeciwnie, w niskich temperaturach ruch oscylacyjny jest znacznie zmniejszony, a przewodność elektryczna metali gwałtownie wzrasta. W pobliżu zera absolutnego metale praktycznie nie mają oporu; większość metali wykazuje nadprzewodnictwo.
Należy zauważyć, że niemetale, które mają przewodność elektryczną (na przykład grafit), wręcz przeciwnie, w niskich temperaturach nie przewodzą prądu elektrycznego z powodu braku wolnych elektronów. I tylko wraz ze wzrostem temperatury i zniszczeniem niektórych wiązania kowalencyjne ich przewodność elektryczna zaczyna rosnąć. Srebro, miedź, a także złoto i aluminium mają najwyższą przewodność elektryczną, a mangan, ołów i rtęć mają najniższą.
Najczęściej przewodność cieplna metali zmienia się według tego samego wzoru, co przewodność elektryczna. Dzieje się tak za sprawą dużej ruchliwości wolnych elektronów, które zderzając się z wibrującymi jonami i atomami, wymieniają z nimi energię. Temperatura jest wyrównana w całym kawałku metalu.
Wytrzymałość mechaniczna, gęstość, temperatura topnienia metali są bardzo różne. Ponadto wraz ze wzrostem liczby elektronów łączących atomy jonów i zmniejszeniem odległości międzyatomowej w kryształach zwiększają się wskaźniki tych właściwości.
Więc, metale alkaliczne(Li, K, Na, Rb, Cs), których atomy mają jeden elektron walencyjny, miękki (cięty nożem), o małej gęstości (lit jest najlżejszym metalem o p = 0,53 g/cm 3) i topi się w niskich temperaturach (np. temperatura topnienia cezu wynosi 29°C). Jedynym metalem, który w normalnych warunkach jest ciekły, jest rtęć, której temperatura topnienia wynosi -38,9°C. Wapń, który ma dwa elektrony na zewnętrznym poziomie energii swoich atomów, jest znacznie twardszy i topi się w wyższej temperaturze (842°C). Jeszcze trwalsza jest sieć krystaliczna utworzona przez jony skandu, które mają trzy elektrony walencyjne. Ale najsilniejsze sieci krystaliczne, wysokie gęstości i temperatury topnienia obserwuje się w metalach drugorzędnych podgrup V, VI, VII, VIII. Wyjaśnia to fakt, że metale podgrup bocznych, które mają niesparowane elektrony walencyjne na podpoziomie d, charakteryzują się tworzeniem bardzo silnych wiązań kowalencyjnych między atomami, oprócz metalicznego, przenoszonych przez elektrony zewnętrznego warstwę z orbitali s.
Najcięższy metal- jest to osm (Os) o p = 22,5 g/cm 3 (składnik stopów supertwardych i odpornych na zużycie), najbardziej ogniotrwałym metalem jest wolfram W o t = 3420 ° C (stosowany do produkcji lamp żarowych włókien), najtwardszym metalem jest - Jest to chrom Cr (szkło zarysowane). Wchodzą w skład materiałów, z których wykonane są narzędzia do obróbki metalu, klocki hamulcowe ciężkich maszyn itp. Metale na różne sposoby oddziałują z polem magnetycznym. Metale takie jak żelazo, kobalt, nikiel i gadolin wyróżniają się zdolnością do silnego namagnesowania. Nazywa się je ferromagnetykami. Większość metali (metale alkaliczne i ziem alkalicznych oraz znaczna część metali przejściowych) jest słabo namagnesowana i nie utrzymuje tego stanu poza polem magnetycznym - są paramagnetykami. Metale wypchnięte pole magnetyczne, - materiały diamagnetyczne (miedź, srebro, złoto, bizmut).
Poprzez rewizję struktura elektroniczna metale, podzieliliśmy metale na metale z głównych podgrup (pierwiastki s i p) oraz metale z podgrup wtórnych (pierwiastki przejściowe d i f).
W technologii zwyczajowo klasyfikuje się metale według różnych właściwości fizycznych:
1. Gęstość – światło (str< 5 г/см 3) и тяжелые (все остальные).
2. Temperatura topnienia - niskotopliwa i ogniotrwała.
Istnieją klasyfikacje metali na podstawie ich właściwości chemicznych. Nazywa się metale o niskiej aktywności chemicznej szlachetny(srebro, złoto, platyna i jego analogi - osm, iryd, ruten, pallad, rod). Wyróżniają się na podstawie podobieństwa właściwości chemicznych alkaliczny(metale głównej podgrupy grupy I), ziemia alkaliczna(wapń, stront, bar, rad), a także metale ziem rzadkich(skand, itr, lantan i lantanowce, aktyn i aktynowce).
Ogólne właściwości chemiczne metali
Atomy metali są stosunkowo łatwe oddaj elektrony walencyjne i zamieniają się w jony naładowane dodatnio, to znaczy ulegają utlenieniu. Jest to główna wspólna właściwość zarówno atomów, jak i prostych substancji - metali. Metale są zawsze środkami redukującymi w reakcjach chemicznych. Zdolność redukcyjna atomów prostych substancji - metali utworzonych przez pierwiastki chemiczne jednego okresu lub jednej głównej podgrupy układu okresowego D. I. Mendelejewa zmienia się w sposób naturalny.
Aktywność redukcyjna metalu w reakcjach chemicznych zachodzących w roztwory wodne, odzwierciedla jego pozycję w szereg elektrochemiczny naprężenia metali.
Na podstawie tej serii napięć można wyciągnąć następujące ważne wnioski dotyczące aktywności chemicznej metali w reakcjach zachodzących w roztworach wodnych w warunkach standardowych (t = 25 °C, p = 1 atm).
· Im bardziej na lewo w tym rzędzie znajduje się metal, tym silniejszy jest on środek redukujący.
· Każdy metal jest w stanie wyprzeć (zredukować) z soli w roztworze te metale, które znajdują się po nim w szeregu naprężeń (po prawej).
· Metale znajdujące się w szeregu napięcia na lewo od wodoru są w stanie wyprzeć go z kwasów w roztworze
· Metale będące najsilniejszymi reduktorami (alkalia i ziemie alkaliczne) reagują przede wszystkim z wodą w dowolnym roztworze wodnym.
Aktywność redukcyjna metalu, określona na podstawie szeregu elektrochemicznego, nie zawsze odpowiada jego położeniu w układzie okresowym. Wyjaśnia to fakt, że przy określaniu położenia metalu w szeregu naprężeń brana jest pod uwagę nie tylko energia odrywania elektronów od poszczególnych atomów, ale także energia wydatkowana na zniszczenie sieci krystalicznej, a także jako energia uwalniana podczas uwodnienia jonów. Na przykład lit jest bardziej aktywny w roztworach wodnych niż sód (chociaż Na jest metalem bardziej aktywnym ze względu na położenie w układzie okresowym). Faktem jest, że energia hydratacji jonów Li+ jest znacznie większa niż energia hydratacji Na+, więc pierwszy proces jest energetycznie korzystniejszy. Po zapoznaniu się z ogólnymi przepisami charakteryzującymi właściwości redukujące metali przejdźmy do konkretnych reakcji chemicznych.
Oddziaływanie metali z niemetalami
· Większość metali tworzy tlenki z tlenem- zasadowy i amfoteryczny. Kwaśne tlenki metali przejściowych, takie jak tlenek chromu (VI) CrOg lub tlenek manganu (VII) Mn 2 O 7, nie powstają w wyniku bezpośredniego utleniania metalu tlenem. Uzyskuje się je pośrednio.
Metale alkaliczne Na, K aktywnie reagują z tlenem zawartym w powietrzu, tworząc nadtlenki:
Tlenek sodu otrzymuje się pośrednio poprzez kalcynację nadtlenków odpowiednimi metalami:
Lit i metale ziem alkalicznych reagują z tlenem atmosferycznym, tworząc zasadowe tlenki:
Inne metale, z wyjątkiem metali złota i platyny, które w ogóle nie są utleniane przez tlen atmosferyczny, oddziałują z nim mniej aktywnie lub po podgrzaniu:
· Wraz z halogenami metale tworzą sole kwasów halogenowodorowych, Na przykład:
· Najbardziej aktywne metale tworzą wodorki z wodorem- jonowe substancje podobne do soli, w których wodór ma stopień utlenienia -1, na przykład:
Wiele metali przejściowych tworzy z wodorem wodorki specjalnego rodzaju - to tak, jakby wodór rozpuszczał się lub wprowadzał do sieci krystalicznej metali pomiędzy atomami i jonami, podczas gdy metal zachowuje swoją wygląd, ale zwiększa objętość. Zaabsorbowany wodór znajduje się w metalu, najwyraźniej w postaci atomowej.
Istnieją również pośrednie wodorki metali.
· Metale szare tworzą sole - siarczki, Na przykład:
· Metale reagują nieco trudniej z azotem, ponieważ wiązanie chemiczne w cząsteczce azotu N2 jest bardzo silne; W tym przypadku powstają azotki. W zwykłych temperaturach tylko lit reaguje z azotem:
Oddziaływanie metali z substancjami złożonymi
· Z wodą. W normalnych warunkach metale alkaliczne i ziem alkalicznych wypierają wodór z wody i tworzą rozpuszczalne zasady - zasady, na przykład:
Inne metale, które znajdują się w szeregu napięcia przed wodorem, również mogą w pewnych warunkach wypierać wodór z wody. Ale aluminium reaguje gwałtownie z wodą tylko wtedy, gdy z jego powierzchni usunie się warstwę tlenku:
Magnez reaguje z wodą dopiero po zagotowaniu, wydziela się również wodór:
Jeśli do wody dodamy palący się magnez, spalanie będzie kontynuowane, ponieważ zachodzi reakcja:
Żelazo reaguje z wodą tylko wtedy, gdy jest gorące:
· Z kwasami w roztworze (HCl, H 2 WIĘC 4 ), CH 3 COOH i inne, z wyjątkiem HNO 3 ) metale należące do szeregu napięcia aż do wodoru oddziałują. W ten sposób powstaje sól i wodór.
Ale ołów (i niektóre inne metale), pomimo swojego położenia w szeregu napięcia (na lewo od wodoru), jest prawie nierozpuszczalny w rozcieńczonym kwasie siarkowym, ponieważ powstały siarczan ołowiu PbSO4 jest nierozpuszczalny i tworzy warstwę ochronną na powierzchni metalu .
· Z solami metali mniej aktywnych w roztworze. W wyniku tej reakcji powstaje sól bardziej aktywnego metalu i uwalnia się metal mniej aktywny w postaci wolnej.
Należy pamiętać, że reakcja zachodzi w przypadkach, gdy powstała sól jest rozpuszczalna. Wypieranie metali z ich związków przez inne metale zostało po raz pierwszy szczegółowo zbadane przez N. N. Beketowa, wielkiego rosyjskiego naukowca w tej dziedzinie Chemia fizyczna. Ułożył metale według ich aktywności chemicznej w „szereg przemieszczeń”, który stał się prototypem szeregu naprężeń metali.
· Z substancjami organicznymi. Oddziaływanie z kwasami organicznymi przebiega podobnie do reakcji z kwasami mineralnymi. Alkohole mogą wykazywać słabość właściwości kwasowe podczas interakcji z metalami alkalicznymi:
Fenol reaguje podobnie:
Metale biorą udział w reakcjach z haloalkanami, które służą do otrzymania niższych cykloalkanów oraz do syntez, podczas których szkielet węglowy cząsteczki staje się bardziej złożony (reakcja A. Wurtza):
· Metale, których wodorotlenki są amfoteryczne, oddziałują z alkaliami w roztworze. Na przykład:
· Metale mogą tworzyć między sobą związki chemiczne, zwane zbiorczo związkami międzymetalicznymi. Najczęściej nie wykazują stopni utlenienia atomów, charakterystycznych dla związków metali z niemetalami. Na przykład:
Cu 3 Au, LaNi 5, Na 2 Sb, Ca 3 Sb 2 itp.
Związki międzymetaliczne zwykle nie mają stałego składu, wiązanie chemiczne w nich jest głównie metaliczne. Tworzenie się tych związków jest bardziej typowe dla metali podgrup drugorzędowych.
Metale głównych podgrup grup I-III układu okresowego pierwiastków chemicznych D. I. Mendelejewa
ogólna charakterystyka
Są to metale z głównej podgrupy grupy I. Każdy z ich atomów na zewnętrznym poziomie energii ma po jednym elektronie. Metale alkaliczne - silne środki redukujące. Ich siła redukująca i aktywność chemiczna rosną wraz ze wzrostem liczby atomowej pierwiastka (tj. od góry do dołu układu okresowego). Wszystkie mają przewodność elektronową. Siła wiązania między atomami metale alkaliczne maleje wraz ze wzrostem liczby elementów. Obniżają się także ich temperatury topnienia i wrzenia. Metale alkaliczne reagują z wieloma prostymi substancjami - utleniacze. W reakcjach z wodą tworzą zasady rozpuszczalne w wodzie (zasady). Pierwiastki ziem alkalicznych nazywane są elementami głównej podgrupy grupy II. Atomy tych pierwiastków zawierają się na zewnętrznym poziomie energii po dwa elektrony. Oni są najsilniejsze środki redukujące, mają stopień utlenienia +2. W tej głównej podgrupie obserwuje się ogólne wzorce zmian właściwości fizycznych i chemicznych, związane ze wzrostem wielkości atomów w grupie od góry do dołu, a także osłabieniem wiązania chemicznego między atomami. Wraz ze wzrostem wielkości jonu właściwości kwasowe tlenków i wodorotlenków słabną, a zasadowych rosną.
Główna podgrupa grupy III składa się z pierwiastków: boru, glinu, galu, indu i talu. Wszystkie elementy są elementami p. Na zewnętrznym poziomie energii, jaki mają trójki) 2 P 1 ) elektron, co wyjaśnia podobieństwo właściwości. Stan utlenienia +3. W grupie o rosnącym ładunku jądrowym właściwości metaliczne zwiększyć. Bor jest pierwiastkiem niemetalicznym, natomiast aluminium ma już właściwości metaliczne. Wszystkie pierwiastki tworzą tlenki i wodorotlenki.
Większość metali występuje w podgrupach układu okresowego. W odróżnieniu od elementów podgrup głównych, gdzie zewnętrzny poziom orbitali atomowych jest stopniowo zapełniany elektronami, orbitale d przedostatniego poziomu energetycznego i orbitale s ostatniego są wypełniane w elementach podgrup wtórnych. Liczba elektronów odpowiada numerowi grupy. Pierwiastki o tej samej liczbie elektronów walencyjnych grupowane są pod tym samym numerem. Wszystkie pierwiastki podgrup są metalami.
Proste substancje utworzone przez metale podgrupy mają mocne sieci krystaliczne, które są odporne na ciepło. Metale te są najsilniejszymi i najbardziej ogniotrwałymi spośród innych metali. W pierwiastkach d wyraźnie widoczne jest przejście wraz ze wzrostem ich wartościowości od właściwości zasadowych przez amfoteryczne do kwasowych.
Metale alkaliczne (Na, K)
Na zewnętrznym poziomie energii zawierają atomy metali alkalicznych pierwiastków po jednym elektronie każdy, położony w dużej odległości od jądra. Łatwo oddają ten elektron, dlatego są silnymi środkami redukującymi. We wszystkich związkach metale alkaliczne wykazują stopień utlenienia +1. Ich właściwości redukujące rosną wraz ze wzrostem promienia atomowego od Li do Cs. Wszystkie są typowymi metalami, mają srebrzystobiałą barwę, są miękkie (można je ciąć nożem), lekkie i topliwe. Aktywnie współpracuj ze wszystkimi niemetale:
Wszystkie metale alkaliczne reagując z tlenem (z wyjątkiem Li) tworzą nadtlenki. Metale alkaliczne nie występują w postaci wolnej ze względu na ich wysoką reaktywność chemiczną.
Tlenki - ciała stałe, mają podstawowe właściwości. Otrzymuje się je poprzez kalcynację nadtlenków odpowiednimi metalami:
Wodorotlenki NaOH, KOH- substancje stałe, białe, higroskopijne, rozpuszczalne w wodzie z wydzieleniem ciepła, zalicza się je do zasad:
Sole metali alkalicznych są prawie wszystkie rozpuszczalne w wodzie. Najważniejsze z nich: Na 2 CO 3 - węglan sodu; Na 2 CO 3 10H 2 O - soda krystaliczna; NaHCO 3 - wodorowęglan sodu, soda oczyszczona; K 2 CO 3 - węglan potasu, potaż; Na 2 SO 4 10H 2 O - Sól Glaubera; NaCl – chlorek sodu, sól kuchenna.
Elementy grupy I w tabelach
Metale ziem alkalicznych (Ca, Mg)
Wapń (Ca) jest przedstawicielem metale ziem alkalicznych, czyli nazwy pierwiastków głównej podgrupy grupy II, ale nie wszystkich, ale tylko zaczynając od wapnia i w dół grupy. Są to pierwiastki chemiczne, które wchodząc w interakcję z wodą tworzą zasady. Wapń na poziomie energii zewnętrznej zawiera dwa elektrony, stopień utlenienia +2.
Fizyczne i Właściwości chemiczne wapń i jego związki przedstawiono w tabeli.
Magnez (Mg) ma tę samą strukturę atomową co wapń, jego stopień utlenienia również wynosi +2. Jest to metal miękki, ale jego powierzchnia pokryta jest na powietrzu warstwą ochronną, która nieznacznie zmniejsza reaktywność chemiczną. Jego spalaniu towarzyszy oślepiający błysk. MgO i Mg(OH) 2 wykazują podstawowe właściwości. Chociaż Mg(OH) 2 jest słabo rozpuszczalny, zabarwia roztwór fenoloftaleiny na szkarłat.
Mg + O2 = MgO2
Tlenki MO to twarde, białe, ogniotrwałe substancje. W inżynierii CaO nazywany jest wapnem palonym, a MgO magnezją paloną; tlenki te wykorzystywane są do produkcji materiałów budowlanych. Reakcji tlenku wapnia z wodą towarzyszy wydzielenie ciepła i nazywa się to gaszeniem wapna, a powstały Ca(OH) 2 nazywa się wapnem gaszonym. Przezroczysty roztwór wodorotlenku wapnia nazywa się wodą wapienną, a białą zawiesinę Ca(OH) 2 w wodzie – mlekiem wapiennym.
Sole magnezu i wapnia otrzymuje się w reakcji z kwasami.
CaCO 3 - węglan wapnia, kreda, marmur, wapień. Stosowany w budownictwie. MgCO3 – węglan magnezu – stosowany jest w metalurgii do usuwania żużli.
CaSO 4 2H 2 O - gips. MgSO 4 – siarczan magnezu – zwana gorzką, czyli po angielsku, solą, występującą w wodzie morskiej. BaSO 4 - siarczan baru - ze względu na swoją nierozpuszczalność i zdolność blokowania promieni rentgenowskich, stosowany jest w diagnostyce („owsianka barytowa”) przewodu pokarmowego.
Wapń stanowi 1,5% masy ciała człowieka, 98% wapnia znajduje się w kościach. Magnez jest biopierwiastkiem, w organizmie człowieka znajduje się go około 40 g, bierze udział w tworzeniu cząsteczek białek.
Metale ziem alkalicznych w tabelach
Aluminium
Aluminium (Al)- element głównej podgrupy grupy III układ okresowy DI Mendelejew. Atom glinu zawiera na zewnętrznym poziomie energii trzy elektrony, które łatwo rozdaje, kiedy interakcje chemiczne. Przodek podgrupy i górny sąsiad aluminium – bor – ma mniejszy promień atomowy (dla boru wynosi on 0,080 nm, dla aluminium – 0,143 nm). Dodatkowo atom glinu posiada jedną pośrednią warstwę ośmioelektronową (2e; 8e; 3e), która zapobiega przedostawaniu się elektronów zewnętrznych do jądra. Dlatego właściwości redukujące atomów glinu są dość wyraźne.
W prawie wszystkich swoich związkach aluminium ma stopień utlenienia +3.
Aluminium jest substancją prostą
Srebrno-biały metal lekki. Topi się w temperaturze 660°C. Jest bardzo plastyczny, łatwo można go przeciągnąć w drut i zwinąć w folię o grubości do 0,01 mm. Ma bardzo wysoką przewodność elektryczną i cieplną. Tworzą lekkie i mocne stopy z innymi metalami. Aluminium jest bardzo aktywnym metalem. Jeśli proszek aluminiowy lub cienka folia aluminiowa zostaną mocno podgrzane, zapalaj się i płoń oślepiającym płomieniem:
Reakcję tę można zaobserwować, gdy płoną ognie i fajerwerki. Aluminium, jak wszystkie metale, Łatwo reaguje z niemetalami zwłaszcza w postaci proszku. Aby reakcja się rozpoczęła, konieczne jest wstępne ogrzewanie, z wyjątkiem reakcji z halogenami - chlorem i bromem, ale wtedy wszystkie reakcje aluminium z niemetalami przebiegają bardzo gwałtownie i towarzyszy im wydzielanie dużej ilości ciepła :
Aluminium dobrze rozpuszcza się w rozcieńczonych kwasach siarkowym i solnym:
I tu stężone kwasy siarkowy i azotowy pasywują aluminium, tworząc się na metalowej powierzchni gęsta, trwała folia tlenkowa, co zapobiega dalszemu postępowi reakcji. Dlatego kwasy te transportowane są w zbiornikach aluminiowych.
Tlenek i wodorotlenek glinu mają właściwości amfoteryczne dlatego aluminium rozpuszcza się w wodnych roztworach zasad, tworząc sole - gliniany:
Aluminium jest szeroko stosowane w metalurgii do produkcji metali - chromu, manganu, wanadu, tytanu, cyrkonu z ich tlenków. Ta metoda nazywa się aluminotermią. W praktyce często stosuje się termit – mieszaninę Fe 3 O 4 z proszkiem aluminiowym. Jeśli tę mieszaninę podpalisz, na przykład za pomocą taśmy magnezowej, nastąpi energiczna reakcja, uwalniając się duża ilość ciepło:
Uwolnione ciepło jest wystarczające do całkowitego stopienia powstałego żelaza, dlatego proces ten stosuje się do spawania wyrobów stalowych.
Aluminium można otrzymać poprzez elektrolizę - rozkład stopionego tlenku Al 2 O 3 na części składowe za pomocą prądu elektrycznego. Ale temperatura topnienia tlenku glinu wynosi około 2050 ° C, więc elektroliza wymaga dużych ilości energii.
Połączenia aluminiowe
Glinokrzemiany. Związki te można uznać za sole utworzone przez tlenki glinu, krzemu, metali alkalicznych i ziem alkalicznych. Stanowią większą część skorupy ziemskiej. W szczególności glinokrzemiany są częścią skaleni, najpowszechniejszych minerałów i glin.
Boksyt- skała, z której otrzymuje się aluminium. Zawiera tlenek glinu Al 2 O 3.
Korund- minerał o składzie Al 2 O 3, ma bardzo dużą twardość, jego drobnoziarnista odmiana zawierająca zanieczyszczenia - szmergiel, jest stosowana jako materiał ścierny (szlifujący). Inny naturalny związek, tlenek glinu, ma ten sam wzór.
Powszechnie znane są przezroczyste, zabarwione domieszkami kryształy korundu: czerwono-rubinowe i niebiesko-szafirowe, które wykorzystywane są jako kamienie szlachetne. Obecnie pozyskiwane są sztucznie i wykorzystywane są nie tylko do wyrobu biżuterii, ale także do celów technicznych, np. do produkcji części do zegarków i innych instrumentów precyzyjnych. Kryształy rubinu są stosowane w laserach.
Tlenek glinu Al 2 O 3 - biała substancja o bardzo wysokiej temperaturze topnienia. Można otrzymać przez rozkład wodorotlenku glinu przez ogrzewanie:
Wodorotlenek glinu Al(OH) 3 wytrąca się w postaci galaretowatego osadu pod działaniem zasad na roztwory soli glinu:
Jak wodorotlenek amfoteryczny łatwo rozpuszcza się w roztworach kwasów i zasad:
Gliniany nazywane są solami niestabilnych kwasów glinowych - ortoglinu H 2 AlO 3, meta-glinu HAlO 2 (można go uznać za kwas ortoglinowy, z cząsteczki, z której usunięto cząsteczkę wody). Do naturalnych glinianów zalicza się szlachetny spinel i cenny chryzoberyl. Sole glinu, z wyjątkiem fosforanów, są dobrze rozpuszczalne w wodzie. Niektóre sole (siarczki, siarczyny) rozkładają się pod wpływem wody. Chlorek glinu AlCl 3 stosowany jest jako katalizator w produkcji wielu substancji organicznych.
Elementy grupy III w tabelach
Charakterystyka pierwiastków przejściowych - miedź, cynk, chrom, żelazo
Miedź (Cu)- element drugorzędnej podgrupy pierwszej grupy. Formuła elektroniczna: (…3d 10 4s 1). Jego dziesiąty d-elektron jest mobilny, ponieważ przeniósł się z podpoziomu 4S. Miedź w związkach wykazuje stopnie utlenienia +1 (Cu 2 O) i +2 (CuO). Miedź jest jasnoróżowym metalem, plastycznym, lepkim i doskonałym przewodnikiem prądu elektrycznego. Temperatura topnienia 1083 °C.
Podobnie jak inne metale z podgrupy I grupy I układu okresowego, miedź stoi na prawo od wodoru w szeregu aktywności i nie wypiera go z kwasów, ale reaguje z kwasami utleniającymi:
Pod wpływem zasad na roztwory soli miedzi wytrąca się osad słabej zasady o niebieskim zabarwieniu.- wodorotlenek miedzi (II), który po podgrzaniu rozkłada się na zasadowy czarny tlenek CuO i wodę:
Właściwości chemiczne miedzi w tablicach
Cynk (Zn)- element drugorzędnej podgrupy grupy II. Jego elektroniczna formuła wygląda następująco: (…3d 10 4s 2). Ponieważ przedostatni podpoziom d w atomach cynku jest całkowicie kompletny, cynk w związkach wykazuje stopień utlenienia +2.
Cynk to srebrzystobiały metal, który praktycznie nie zmienia się w powietrzu. Jest odporny na korozję dzięki obecności warstwy tlenku na jego powierzchni. Cynk jest jednym z najbardziej aktywnych metali w podwyższonych temperaturach reaguje z substancjami prostymi:
Cynk, podobnie jak inne metale, wypiera mniej aktywnych metali z ich soli:
Zn + 2AgNO 3 = 2Ag + Zn(NO 3) 2
Wodorotlenek cynku jest amfoteryczny, tj. wykazuje właściwości zarówno kwasów, jak i zasad. Kiedy do roztworu soli cynku stopniowo dodaje się roztwór zasady, początkowo utworzony osad rozpuszcza się (to samo dzieje się z aluminium):
Właściwości chemiczne cynku w tabelach
Na przykład chrom (Cr) można to wykazać właściwości elementów przejściowych nie zmieniają się znacząco w okresie: zmiana ilościowa następuje w wyniku zmiany liczby elektronów na orbitali walencyjnych. Maksymalny stopień utlenienia chromu wynosi +6. Metal w szeregu aktywności znajduje się na lewo od wodoru i wypiera go z kwasów:
Po dodaniu roztworu alkalicznego do takiego roztworu tworzy się osad Me(OH). 2 , który jest szybko utleniany przez tlen atmosferyczny:
Odpowiada amfoterycznemu tlenkowi Cr 2 O 3. Tlenek i wodorotlenek chromu (w najwyższy stopień utlenianie) wykazują właściwości odpowiednio tlenków i kwasów kwasowych. Sole kwasu chromowego (H 2 CrO 4 ) w środowisku kwaśnym przekształcają się w dichromiany- sole kwasu dichromowego (H 2 Cr 2 O 7). Związki chromu mają wysoką zdolność utleniającą.
Właściwości chemiczne chromu w tablicach
Żelazo Fe- element drugorzędnej podgrupy grupy VIII i czwartego okresu układu okresowego D. I. Mendelejewa. Atomy żelaza mają nieco inną budowę niż atomy pierwiastków głównych podgrup. Jak przystało na pierwiastek IV okresu, atomy żelaza posiadają cztery poziomy energetyczne, przy czym zapełniony jest nie ostatni, lecz przedostatni, trzeci od jądra. Na ostatnim poziomie atomy żelaza zawierają dwa elektrony. Na przedostatnim poziomie, który może pomieścić 18 elektronów, atom żelaza ma 14 elektronów. W konsekwencji rozkład elektronów na poziomach w atomach żelaza jest następujący: 2e; 8e ; 14e; 2e. Podobnie jak wszystkie metale, atomy żelaza wykazują właściwości redukujące, oddając podczas oddziaływań chemicznych nie tylko dwa elektrony z ostatniego poziomu i uzyskując stopień utlenienia +2, ale także elektron z przedostatniego poziomu, podczas gdy stopień utlenienia atomu wzrasta do +3.
Żelazo jest prostą substancją
Jest to srebrzystobiały, błyszczący metal o temperaturze topnienia 1539°C. Jest bardzo plastyczny, dlatego łatwo go obrabiać, kuć, walcować, stemplować. Żelazo ma zdolność magnesowania i rozmagnesowywania. Można mu nadać większą wytrzymałość i twardość metodami termicznymi i mechanicznymi. Wyróżnia się żelazo czyste technicznie i czyste chemicznie. Technicznie czyste żelazo to zasadniczo stal niskowęglowa, zawiera 0,02-0,04% węgla, a jeszcze mniej tlenu, siarki, azotu i fosforu. Chemicznie czyste żelazo zawiera mniej niż 0,01% zanieczyszczeń. Na przykład spinacze i guziki są wykonane z technicznie czystego żelaza. Takie żelazo łatwo ulega korozji, podczas gdy chemicznie czyste żelazo prawie nie podlega korozji. Obecnie żelazo jest podstawą nowoczesnej technologii i inżynierii rolniczej, transportu i komunikacji, statki kosmiczne i w ogóle cała współczesna cywilizacja. Większość produktów, od igły do szycia po statek kosmiczny, nie może zostać wykonana bez użycia żelaza.
Właściwości chemiczne żelaza
Żelazo może wykazywać stopnie utlenienia +2 i +3 odpowiednio żelazo daje dwie serie związków. Liczba elektronów, które atom żelaza oddaje podczas reakcji chemicznych, zależy od zdolności utleniającej reagujących z nim substancji.
Na przykład w przypadku halogenów żelazo tworzy halogenki, w których ma stopień utlenienia +3:
i z siarką - siarczek żelaza (II):
Gorące żelazo spala się w tlenie z tworzeniem się kamienia żelaznego:
W wysokich temperaturach (700-900°C) żelazo reaguje z parą wodną:
Zgodnie z pozycją żelaza w szeregu napięcia elektrochemicznego może ono wypierać metale znajdujące się na jego prawo od wodnych roztworów ich soli, na przykład:
Żelazo rozpuszcza się w rozcieńczonych kwasach solnych i siarkowych, tj. jest utleniany przez jony wodoru:
Żelazo rozpuszcza się również w rozcieńczonym kwasie azotowym., powstaje azotan żelaza (III), woda i produkty redukcji kwasu azotowego - N 2, NO lub NH 3 (NH 4 NO 3) w zależności od stężenia kwasu.
Związki żelaza
W naturze żelazo tworzy wiele minerałów. Jest to magnetyczna ruda żelaza (magnetyt) Fe 3 O 4, czerwona ruda żelaza (hematyt) Fe 2 O 3, brązowa ruda żelaza (limonit) 2Fe 2 O 3 3H 2 O. Innym naturalnym związkiem żelaza jest żelazo lub siarka, piryt ( piryt) FeS 2, nie służy jako ruda żelaza do produkcji metali, ale służy do produkcji kwasu siarkowego.
Żelazo charakteryzuje się dwiema seriami związków: związki żelaza(II) i żelaza(III). Tlenek żelaza (II) FeO i odpowiadający mu wodorotlenek żelaza (II) Fe(OH) 2 otrzymuje się pośrednio w szczególności poprzez następujący łańcuch przemian:
Obydwa związki mają różne podstawowe właściwości.
Kationy żelaza(II) Fe 2 + łatwo utlenia się pod wpływem tlenu atmosferycznego do kationów żelaza (III) Fe 3 + . Dlatego biały osad wodorotlenku żelaza (II) zmienia kolor na zielony, a następnie brązowieje, zamieniając się w wodorotlenek żelaza (III):
Tlenek żelaza(III) Fe 2 O 3 a odpowiedni wodorotlenek żelaza (III) Fe(OH) 3 otrzymuje się również pośrednio, na przykład wzdłuż łańcucha:
Spośród soli żelaza największe znaczenie techniczne mają siarczany i chlorki.
Kryształowy hydrat siarczanu żelaza (II) FeSO 4 · 7H 2 O, znany jako siarczan żelaza, służy do zwalczania szkodników roślin, do przygotowania farb mineralnych i do innych celów. Chlorek żelaza (III) FeCl 3 stosuje się jako zaprawę przy barwieniu tkanin. Siarczan żelaza (III) Fe 2 (SO 4) 3 9H 2 O służy do oczyszczania wody i innych celów.
Właściwości fizyczne i chemiczne żelaza i jego związków podsumowano w tabeli:
Właściwości chemiczne żelaza w tabelach
Jakościowe reakcje na jony Fe 2+ i Fe 3+
Do rozpoznawania związków żelaza (II) i (III). przeprowadzać jakościowe reakcje na jony Fe 2+ i Fe 3+ . Jakościową reakcją na jony Fe 2+ jest reakcja soli żelaza (II) ze związkiem K 3, zwanym solą czerwonej krwi. Jest to szczególna grupa soli zwana solami złożonymi, z którą zapoznasz się później. W międzyczasie musisz zrozumieć, jak takie sole dysocjują:
Odczynnikiem dla jonów Fe 3+ jest kolejny złożony związek - żółta sól krwi - K 4, która w roztworze dysocjuje w podobny sposób:
Jeśli roztwory zawierające jony Fe 2+ i Fe 3+ dodamy odpowiednio do roztworów soli czerwonej krwi (odczynnik dla Fe 2+) i soli żółtej krwi (odczynnik dla Fe 3+), to w obu przypadkach wytrąci się ten sam niebieski osad :
Do wykrywania jonów Fe 3+ stosuje się również oddziaływanie soli żelaza (III) z tiocyjanianem potasu KNCS lub tiocyjanianem amonu NH 4 NCS. Powstaje w tym przypadku jasno zabarwiony jon FeNCNS 2+, w wyniku czego cały roztwór nabiera intensywnej czerwonej barwy:
Tabela rozpuszczalności
Substancje nieorganiczne mogą być proste lub złożone. Substancje proste dzielą się na metale (K, Na, Li) i niemetale (O, Cl, P). Substancje złożone dzielą się na tlenki, wodorotlenki (zasady), sole i kwasy.
Tlenki
Tlenki- związek pierwiastka chemicznego (metalu lub niemetalu) z tlenem (stopień utlenienia -2), z tlenem związanym z pierwiastkiem mniej elektroujemnym.
Atrakcja:
1. Tlenki kwasowe- tlenki wykazujące właściwości kwasowe. Tworzą go niemetale i tlen. Przykłady: SO3, SO2, CO2, P2O5, N2O5.
2. Tlenki amfoteryczne- tlenki, które mogą wykazywać zarówno właściwości zasadowe, jak i kwasowe (właściwość ta nazywa się amfoterycznością). Przykłady: Al2O3, CrO3, ZnO, BeO, PbO.
3. Tlenki zasadowe- tlenki metali, w których metale wykazują stopień utlenienia +1 lub +2. Przykłady: K2O, MgO, CaO, BaO, Li2O, Na2O.
4. Tlenki nietworzące soli- praktycznie nie reagują, nie posiadają odpowiednich kwasów i wodorotlenków. Przykłady: CO, NO.
Właściwości chemiczne tlenków zasadowych
1. Interakcja z wodą
Reagują tylko tlenki metali alkalicznych i metali ziem alkalicznych, których wodorotlenki tworzą rozpuszczalną zasadę
tlenek zasadowy + woda → alkalia
K2O + H2O → 2KOH
CaO + H2O → Ca(OH)2
2. Interakcja z kwasem
tlenek zasadowy + kwas → sól + woda
MgO + H2SO4 → MgSO4 + H2O
Na2O + H2S(g) → 2NaHS + H2O
MgO(g) + HCl → Mg(OH)Cl
3. Oddziaływanie z tlenkami kwasowymi lub amfoterycznymi
tlenek zasadowy + tlenek kwasowy/amfoteryczny → sól
W tym przypadku metal obecny w tlenku zasadowym staje się kationem, a tlenek kwasowy/amfoteryczny staje się anionem (reszta kwasowa). Reakcje pomiędzy stałymi tlenkami zachodzą podczas ogrzewania. Zasadowe tlenki nierozpuszczalne w wodzie nie reagują z gazowymi tlenkami kwasowymi.
BaO + SiO2 (t) → BaSiO3
K2O + ZnO (t) → K2ZnO2
FeO + CO2 ≠
4. Oddziaływanie z wodorotlenkami amfoterycznymi
tlenek zasadowy + wodorotlenek amfoteryczny → sól + woda
Na2O + 2Al(OH)3 (t) → 2NaAlO2 + 3H2O
5. Rozkład w temperaturze tlenków metali szlachetnych i rtęci
2Ag2O (t) → 4Ag + O2
2HgO(t) → 2Hg + O2
6. Oddziaływanie z węglem (C) lub wodorem (H2) w wysokiej temperaturze.
Kiedy w ten sposób redukowane są tlenki metali alkalicznych, metali ziem alkalicznych i aluminium, uwalniany jest nie sam metal, ale jego węglik.
FeO + C (t) → Fe + CO
3Fe2O3 + C (t) → 2Fe3O4 + CO
CaO + 3C (t) → CaC2 + CO
CaO + 2H2 (t) → CaH2 + H2O
7. Metale aktywne redukują mniej aktywne metale z tlenków w wysokiej temperaturze
CuO + Zn (t) → ZnO + Cu
8. Tlen utlenia niższe tlenki do wyższych.
Tlenki metali alkalicznych i ziem alkalicznych zamieniają się w nadtlenki
4FeO + O2 (t) → 2Fe2O3
2BaO + O2 (t) → 2BaO2
2NaO + O2 (t) → 2Na2O2
Właściwości chemiczne tlenków kwasowych
1. Interakcja z wodą
tlenek kwasowy + woda → kwas
SO3+ H2O → H2SO4
SiO2 + H2O ≠
Niektóre tlenki nie mają odpowiednich kwasów, w takim przypadku zachodzi reakcja dysproporcjonowania
2NO2 + H2O → HNO3 + HNO2
3NO2 + H2O (t) → 2HNO3 + NO
2ClO2 + H2O → HClO3 + HClO2
6ClO2 + 3H2O (t) → 5HClO3 + HCl
W zależności od liczby cząsteczek wody przyłączonych do P2O5, trzy różne kwasy- metafosforowy HPO3, pirofosforowy H4P2O7 lub ortofosforowy H3PO4.
P2O5 + H2O → 2HPO3
P2O5 + 2H2O → H4P2O7
P2O5 + 3H2O → 2H3PO4
Tlenek chromu odpowiada dwóm kwasom – chromowemu H2CrO4 i dichromowemu H2Cr2O7(III)
CrO3 + H2O → H2CrO4
2CrO3 + H2O → H2Cr2O7
2. Interakcja z bazami
tlenek kwasowy + zasada → sól + woda
Nierozpuszczalne tlenki kwasowe reagują tylko po stopieniu, natomiast rozpuszczalne tlenki reagują w normalnych warunkach.
SiO2 + 2NaOH (t) → Na2SiO3 + H2O
Gdy tlenku jest nadmiar, powstaje kwaśna sól.
CO2(g) + NaOH → NaHCO3
P2O5(g) + 2Ca(OH)2 → 2CaHPO4 + H2O
P2O5(g) + Ca(OH)2 + H2O → Ca(H2PO4)2
Kiedy występuje nadmiar zasady, tworzy się sól zasadowa
CO2 + 2Mg(OH)2(g) → (MgOH)2CO3 + H2O
Tlenki, które nie mają odpowiednich kwasów, ulegają reakcji dysproporcjonowania i tworzą dwie sole.
2NO2 + 2NaOH → NaNO3 + NaNO2 + H2O
2ClO2 + 2NaOH → NaClO3 + NaClO2 + H2O
CO2 reaguje z niektórymi wodorotlenkami amfoterycznymi (Be(OH)2, Zn(OH)2, Pb(OH)2, Cu(OH)2 tworząc zasadową sól i wodę.
CO2 + 2Be(OH)2 → (BeOH)2CO3↓ + H2O
CO2 + 2Cu(OH)2 → (CuOH)2CO3↓ + H2O
3. Oddziaływanie z tlenkiem zasadowym lub amfoterycznym
tlenek kwasowy + tlenek zasadowy/amfoteryczny → sól
Podczas stapiania zachodzą reakcje pomiędzy stałymi tlenkami. Amfoteryczne i nierozpuszczalne w wodzie tlenki zasadowe reagują tylko ze stałymi i ciekłymi tlenkami kwasowymi.
SiO2 + BaO (t) → BaSiO3
3SO3 + Al2O3 (t) → Al2(SO4)3
4. Interakcja z solą
kwasowy nielotny tlenek + sól (t) → sól + kwaśny lotny tlenek
SiO2 + CaCO3 (t) → CaSiO3 + CO2
P2O5 + Na2CO3 → 2Na3PO4 + 2CO2
5. Tlenki kwasowe nie reagują z kwasami, ale P2O5 reaguje z bezwodnymi kwasami zawierającymi tlen.
W tym przypadku powstaje HPO3 i bezwodnik odpowiedniego kwasu
P2O5 + 2HClO4 (bezwodny) → Cl2O7 + 2HPO3
P2O5 + 2HNO3 (bezwodny) → N2O5 + 2HPO3
6. Wchodzą w reakcje redoks.
1. Regeneracja
W wysokich temperaturach niektóre niemetale mogą redukować tlenki.
CO2 + C(t) → 2CO
SO3 + C → SO2 + CO
H2O + C (t) → H2 + CO
Termię magnezową często stosuje się do redukcji niemetali z ich tlenków.
CO2 + 2Mg → C + 2MgO
SiO2 + 2Mg (t) → Si + 2MgO
N2O + Mg(t) → N2 + MgO
2. Niższe tlenki przekształcają się w wyższe tlenki podczas reakcji z ozonem (lub tlenem) w wysokiej temperaturze w obecności katalizatora
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. Tlenki biorą także udział w innych reakcjach redoks
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
Właściwości chemiczne tlenków amfoterycznych
1. Nie wchodzić w interakcję z wodą
tlenek amfoteryczny + woda ≠
2. Interakcja z kwasami
tlenek amfoteryczny + kwas → sól + woda
Al2O3 + 3H2SO4 → Al2(SO4)3 + 3H2O
Kiedy tworzy się nadmiar kwasu wielozasadowego, powstaje sól kwasowa
Al2O3 + 6H3PO4(g) → 2Al(H2PO4)3 + 3H2O
Gdy tlenku jest nadmiar, powstaje sól zasadowa
ZnO(g) + HCl → Zn(OH)Cl
Podwójne tlenki tworzą dwie sole
Fe3O4 + 8HCl → FeCl2 + 2FeCl3 + 4H2O
3. Oddziaływanie z tlenkiem kwasowym
tlenek amfoteryczny + tlenek kwasowy → sól
Al2O3 + 3SO3 → Al2(SO4)3
4. Interakcja z alkaliami
tlenek amfoteryczny + zasada → sól + woda
Po stopieniu powstaje średnia sól i woda, a w roztworze - sól złożona
ZnO + 2NaOH(s) (t) → Na2ZnO2 + H2O
ZnO + 2NaOH + H2O → Na2
5. Oddziaływanie z tlenkiem zasadowym
tlenek amfoteryczny + tlenek zasadowy (t) → sól
ZnO + K2O (t) → K2ZnO2
6. Interakcja z solami
tlenek amfoteryczny + sól (t) → sól + lotny tlenek kwasowy
Tlenki amfoteryczne wypierają lotne tlenki kwasowe z ich soli podczas stapiania
Al2O3 + K2CO3 (t) → KAlO2 + CO2
Fe2O3 + Na2CO3 (t) → 2NaFeO2 + CO2
Właściwości chemiczne zasad
Zasady to substancje zawierające kation metalu i anion wodorotlenkowy. Zasady są rozpuszczalne (zasady - NaOH, KOH, Ba(OH)2) i nierozpuszczalne (Al2O3, Mg(OH)2).
1. Baza rozpuszczalna + wskaźnik → zmiana koloru
Po dodaniu wskaźnika do roztworu podstawowego zmienia się jego kolor:
Bezbarwna fenoloftaleina - szkarłatna
Fioletowy lakmus - niebieski
Pomarańcz metylowy - żółty
2. Interakcja z kwasem (reakcja neutralizacji)
zasada + kwas → sól + woda
W wyniku reakcji mogą powstać sole pośrednie, kwasowe lub zasadowe. Nadmiar kwasu wielozasadowego tworzy sól kwasową, a nadmiar zasady polikwasowej tworzy sól zasadową.
Mg(OH)2 + H2SO4 → MGSO4 + 2H2O
Mg(OH)2 + 2H2SO4 → MG(HSO4)2 + 2H2O
2Mg(OH)2 + H2SO4 → (MgOH)2SO4 + 2H2O
3. Oddziaływanie z tlenkami kwasowymi
zasada + tlenek kwasowy → sól + woda
6NH4OH + P2O5 → 2(NH4)3PO4 + 3H2O
4. Oddziaływanie zasady z wodorotlenkiem amfoterycznym
zasada + wodorotlenek amfoteryczny → sól + woda
W tej reakcji wodorotlenek amfoteryczny wykazuje właściwości kwasowe. Podczas reakcji w stopie otrzymuje się średnią sól i wodę, a w roztworze otrzymuje się sól złożoną. Wodorotlenki żelaza (III) i chromu (III) rozpuszczają się tylko w stężonych roztworach alkalicznych.
2KOH(s) + Zn(OH)2 (t) → K2ZnO2 + 2H2O
KOH + Al(OH)3 → K
3NaOH(stęż.) + Fe(OH)3 → Na3
5. Oddziaływanie z tlenkiem amfoterycznym
zasada + tlenek amfoteryczny → sól + woda
2NaOH(s) + Al2O3 (t) → 2NaAlO2 + H2O
6NaOH + Al2O3 + 3H2O → 2Na3
6. Interakcja z solą
Pomiędzy zasadą a solą zachodzi reakcja wymiany jonowej. Występuje tylko wtedy, gdy tworzy się osad lub gdy uwalnia się gaz (wraz z tworzeniem się NH4OH).
A. Oddziaływanie rozpuszczalnej zasady i rozpuszczalnej soli kwasu
rozpuszczalna zasada + rozpuszczalna sól kwasowa → średnia sól + woda
Jeśli sól i zasada są utworzone przez różne kationy, wówczas powstają dwie średnie sole. W przypadku kwaśnych soli amonowych nadmiar zasad prowadzi do powstania wodorotlenku amonu.
Ba(OH)2 + Ba(HCO3)2 → 2BaCO3↓ + 2H2O
2NaOH(g) + NH4HS → Na2S + NH4OH + H2O
B. Oddziaływanie rozpuszczalnej zasady z rozpuszczalnym półproduktem lub solą zasadową.
Możliwych jest kilka scenariuszy
rozpuszczalna zasada + rozpuszczalna sól pośrednia/zasadowa → sól nierozpuszczalna ↓ + zasada
→ sól + nierozpuszczalna zasada↓
→ sól + słaby elektrolit NH4OH
→ reakcja nie zachodzi
Reakcje zachodzą pomiędzy rozpuszczalnymi zasadami a średnią solą tylko wtedy, gdy powstaje nierozpuszczalna sól lub nierozpuszczalna zasada lub słaby elektrolit NH4OH
Reakcja NaOH + KCl ≠ nie zachodzi
Jeżeli pierwotną sól utworzy się na bazie polikwasu, przy braku zasady, powstanie sól zasadowa
Gdy zasady działają na sole srebra i rtęci (II), to nie uwalniają się ich wodorotlenki, które rozpuszczają się w temperaturze 25°C, ale nierozpuszczalne tlenki Ag2O i HgO.
7. Rozkład w temperaturze
zasadowy wodorotlenek (t) → tlenek + woda
Ca(OH)2 (t) → CaO + H2O
NaOH(t)≠
Niektóre zasady (AgOH, Hg(OH)2 i NH4OH) rozkładają się nawet w temperaturze pokojowej
LiOH (t) → Li2O + H2O
NH4OH (25C) → NH3 + H2O
8. Oddziaływanie metali alkalicznych i metali przejściowych
alkaliczne + metal przejściowy→ sól + H2
2Al + 2KOH + 6H2O → 2K +3H2
Zn + 2NaOH(s) (t) → Na2ZnO2 + H2
Zn + 2NaOH + 2H2O → Na2 + H2
9. Oddziaływanie z niemetalami
Alkalia oddziałują z niektórymi niemetalami - Si, S, P, F2, Cl2, Br2, I2. W tym przypadku często w wyniku dysproporcjonowania powstają dwie sole.
Si + 2KOH + H2O → K2SiO3 + 2H2
3S + 6KOH(t) → 2K2S + K2SO3 + 3H2O
Cl2 +2KOH(stęż.) → KCl + KClO + H2O (dla Br, I)
3Cl2 + 6KOH(stęż.) (t) → 5KCl + KClO3 +3H2O (dla Br, I)
Cl2 + Ca(OH)2 → CaOCl2 + H2O
4F2 + 6NaOH(dil) → 6NaF + OF2 + O2 + 3H2O
4P + 3NaOH + 3H2O → 3NaH2PO2 + PH3
Wodorotlenki o właściwościach redukujących można utleniać tlenem
4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O → 4Fe(OH)3 (=Cr)
Właściwości chemiczne kwasów
1. Zmień kolor wskaźnika
kwas rozpuszczalny + wskaźnik → zmiana koloru
Fiołek lakmusowy i oranż metylowy zmieniają kolor na czerwony, fenoloftaleina staje się przezroczysta
2. Oddziaływanie z zasadami (reakcja neutralizacji)
kwas + zasada → sól + woda
H2SO4 + Mg(OH)2 → MgSO4 + 2H2O
3. Oddziaływanie z tlenkiem zasadowym
kwas + tlenek zasadowy → sól + woda
2HCl + CuO → CuCl2 + H2O
4. Oddziaływanie z wodorotlenkami amfoterycznymi z utworzeniem soli średnich, kwaśnych lub zasadowych
kwas + wodorotlenek amfoteryczny → sól + woda
2HCl + Be(OH)2 → BeCl2 + 2H2O
H3PO4() + Zn(OH)2 → ZNHPO4 + 2H2O
HCl + Al(OH)3() → Al(OH)2Cl + H2O
5. Oddziaływanie z tlenkami amfoterycznymi
kwas + tlenek amfoteryczny → sól + woda
H2SO4 + ZnO → ZnSO4 + H2O
6. Interakcja z solami
Ogólny schemat reakcji: kwas + sól → sól + kwas
Zachodzi reakcja wymiany jonowej, która kończy się dopiero wtedy, gdy wytworzy się gaz lub wytrąci się osad.
Na przykład: HCl + AgNO3 → AgCl↓ + HNO3
2HBr + K2SiO3 → 2KBr + H2SiO3↓
A. Reakcja z solą bardziej lotnego lub słabszego kwasu z wytworzeniem gazu
HCl + NaHS → NaCl + H2S
B. Oddziaływanie mocnego kwasu i soli mocnego lub umiarkowanego kwasu, tworząc nierozpuszczalną sól
mocny kwas + sól mocnego/średniego kwasu → sól nierozpuszczalna + kwas
Nielotny kwas ortofosforowy wypiera mocne, ale lotne kwasy solny i azotowy z ich soli, pod warunkiem, że powstanie nierozpuszczalna sól
B. Oddziaływanie kwasu z zasadową solą tego samego kwasu
kwas1 + zasadowa sól kwasu1 → średnia sól + woda
HCl + Mg(OH)Cl → MgCl2 + H2O
D. Oddziaływanie kwasu wielozasadowego ze średnią lub kwaśną solą tego samego kwasu z utworzeniem kwaśnej soli tego samego kwasu zawierającej większą liczbę atomów wodoru
kwas wielozasadowy1 + średnia/kwaśna sól kwasu1 → kwaśna sól kwasu1
H3PO4 + Ca3(PO4)2 → 3CaHPO4
H3PO4 + CaHPO4 → Ca(H2PO4)2
E. Reakcja kwasu wodorosiarczkowego z solami Ag, Cu, Pb, Cd, Hg z utworzeniem nierozpuszczalnego siarczku
kwas H2S + sól Ag, Cu, Pb, Cd, Hg → Ag2S/CuS/PbS/CdS/HgS↓ + kwas
H2S + CuSO4 → CuS↓ + H2SO4
E. Oddziaływanie kwasu z solą średnią lub kompleksową z metalem amfoterycznym w anionie
a) w przypadku braku kwasu tworzy się średnia sól i wodorotlenek amfoteryczny
kwas + sól średnia/kompleksowa z metalem amfoterycznym w anionie → sól średnia + wodorotlenek amfoteryczny
b) w przypadku nadmiaru kwasu tworzą się dwie średnie sole i woda
kwas + sól średnia/kompleksowa z metalem amfoterycznym w anionie → sól średnia + sól średnia + woda
G. W niektórych przypadkach kwasy i sole wchodzą w reakcje redoks lub reakcje kompleksowania:
H2SO4(stęż.) i I‾/Br‾ (produkty H2S i I2/SO2 i Br2)
H2SO4(stęż.) i Fe² + (produkty SO2 i Fe³ +)
HNO3 rozcieńczony/stężony i Fe² + (produkty NO/NO2 i Fe³ +)
HNO3 rozcieńczony/stężony i SO3²‾/S²‾ (produkty NO/NO2 i SO4²‾/S lub SO4²‾)
HClconc i KMnO4/K2Cr2O7/KClO3 (produkty Cl2 i Mn² + /Cr² + /Cl‾)
3. Reakcja stężonego kwasu siarkowego ze stałą solą
Kwasy nielotne mogą wypierać kwasy lotne z ich soli stałych
7. Oddziaływanie kwasu z metalem
A. Oddziaływanie kwasu z metalami w szeregu przed lub za wodorem
kwas + metal do H2 → substancja rozpuszczona metalu na minimalnym stopniu utlenienia + H2
Fe + H2SO4(dil) → FeSO4 + H2
kwas + metal po reakcji H2 ≠ nie zachodzi
Cu + H2SO4(rozcieńczony) ≠
B. Reakcja stężonego kwasu siarkowego z metalami
H2SO4(conc) + Au, Pt, Ir, Rh, Ta ≠ reakcja nie zachodzi
H2SO4(stęż.) + metal alkaliczny/ziem alkalicznych i Mg/Zn → H2S/S/SO2 (w zależności od warunków) + siarczan metalu na maksymalnym stopniu utlenienia + H2O
Zn + 2H2SO4(stęż.) (t1) → ZnSO4 + SO2 + 2H2O
3Zn + 4H2SO4(stęż.) (t2>t1) → 3ZnSO4 + S↓ + 4H2O
4Zn + 5H2SO4(stęż.) (t3>t2) → 4ZnSO4 + H2S + 4H2O
H2SO4(stęż.) + inne metale → SO2 + siarczan metalu na maksymalnym stopniu utlenienia + H2O
Cu + 2H2SO4(stęż.) (t) → CuSO4 + SO2 + 2H2O
2Al + 6H2SO4(stęż.) (t) → Al2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O
B. Oddziaływanie stężonego kwasu azotowego z metalami
HNO3(conc) + Au, Pt, Ir, Rh, Ta, Os ≠ reakcja nie zachodzi
HNO3(stęż.) + Pt ≠
HNO3(stęż.) + metal alkaliczny/ziem alkalicznych → N2O + azotan metalu na maksymalnym stopniu utlenienia + H2O
4Ba + 10HNO3(stęż.) → 4Ba(NO3)2 + N2O + 5H2O
HNO3(stęż.) + inne metale w temperaturze → NO2 + azotan metalu w maksymalnym stopniu utlenienia + H2O
Ag + 2HNO3(stęż.) → AgNO3 + NO2 + H2O
Oddziałuje z Fe, Co, Ni, Cr i Al dopiero po podgrzaniu, ponieważ w normalnych warunkach metale te ulegają pasywacji kwasem azotowym - stają się odporne chemicznie
D. Oddziaływanie rozcieńczonego kwasu azotowego z metalami
HNO3(dil) + Au, Pt, Ir, Rh, Ta ≠ reakcja nie zachodzi
Metale bardzo pasywne (Au, Pt) można rozpuścić w wodzie królewskiej - mieszaninie jednej objętości stężonego kwasu azotowego z trzema objętościami stężonego kwasu solnego. Utleniaczem jest w nim chlor atomowy, który oddziela się od chlorku nitrozylu, który powstaje w wyniku reakcji: HNO3 + 3HCl → 2H2O + NOCl + Cl2
HNO3(dil) + metal alkaliczny/ziem alkalicznych → NH3(NH4NO3) + azotan metalu na maksymalnym stopniu utlenienia + H2O
NH3 przekształca się w NH4NO3 w nadmiarze kwasu azotowego
4Ca + 10HNO3(dil) → 4Ca(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O
HNO3(dil) + metal w zakresie napięć do H2 → NO/N2O/N2/NH3 (w zależności od warunków) + azotan metalu w maksymalnym stopniu utlenienia + H2O
Z innymi metalami w szeregu napięć przed wodorem i niemetalami, HNO3 (rozcieńczony) tworzy sól, wodę i głównie NO, ale w zależności od warunków może to być również N2O, N2 i NH3/NH4NO3 (im więcej rozcieńczony kwas, tym niższy stopień utlenienia azotu w uwolnionym produkcie gazowym)
3Zn + 8HNO3(dil) → 3Zn(NO3)2 + 2NO + 4H2O
4Zn + 10HNO3(dil) → 4Zn(NO3)2 + N2O + 5H2O
5Zn + 12HNO3(dil) → 5Zn(NO3)2 + N2 + 6H2O
4Zn + 10HNO3 (bardzo rozcieńczony) → 4Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O
HNO3(dil) + metal po H2 → NO + azotan metalu na maksymalnym stopniu utlenienia + H2O
W przypadku metali niskoreaktywnych po H2 rozpuszczony HNO3 tworzy sól, wodę i NO
3Cu + 8HNO3(dil) → 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O
8. Rozkład kwasów w temperaturze
kwas (t) → tlenek + woda
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. Oddziaływanie kwasu z niemetalami (reakcja redoks). W tym przypadku niemetal utlenia się do odpowiedniego kwasu, a kwas redukuje się do gazowego tlenku: H2SO4 (stężony) - do SO2; HNO3(stęż.) - do NO2; HNO3(dil) - do NO.
S + 2HNO3(rozcieńczony) → H2SO4 + 2NO
S + 6HNO3(stęż.) → H2SO4 + 6NO2 + 2H2O
S + 2H2SO4(stęż.) → 3SO2 + CO2 + 2H2O
C + 2H2SO4(stęż.) → 2SO2 + CO2 + 2H2O
C + 4HNO3(stęż.) → 4NO2 + CO2 + 2H2O
P + 5HNO3(dil) + 2H2O → 3H3PO4 + 5NO
P + 5HNO3(stęż.) → HPO3 + 5NO2 + 2H2O
H2S + G2 → 2HG + S↓ (z wyjątkiem F2)
H2SO3 + Г2 + H2O → 2HГ + H2SO4 (z wyjątkiem F2)
2H2S(aq) + O2 → 2H2O + 2S↓
2H2S + 3O2 → 2H2O + 2SO2 (spalanie)
2H2S + O2 (niewystarczające) → 2H2O + 2S↓
Bardziej aktywne halogeny wypierają mniej aktywne z kwasów NG (wyjątek: F2 reaguje z wodą, a nie z kwasem)
2HBr + Cl2 → 2HCl + Br2↓
2HI + Cl2 → 2HCl + I2↓
2HI + Br2 → 2HBr + I2↓
10. Reakcje redoks między kwasami
H2SO4(stęż.) 2HBr → Br2↓ + SO2 + 2H2O
H2SO4(stęż.) + 8HI → 4I2↓ + H2S + 4H2O
H2SO4(stęż.) + HCl ≠
H2SO4(stęż.) + H2S → S↓ + SO2 + 2H2O
3H2SO4(stęż.) + H2S → 4SO2 + 4H2O
H2SO3 + 2H2S → 3S↓ + 3H2O
2HNO3(stęż.) + H2S → S↓ + 2NO2 + 2H2O
2HNO3(stęż.) + SO2 → H2SO4 + 2NO2
6HNO3(stęż.) + HI → HIO3 + 6NO2 + 3H2O
2HNO3(stęż.) + 6HCl → 3Cl2 + 2NO + 4H2O
Właściwości chemiczne wodorotlenków amfoterycznych
1. Oddziaływanie z tlenkiem zasadowym
wodorotlenek amfoteryczny + tlenek zasadowy → sól + woda
2Al(OH)3 +Na2O (t) → 2NaAlO2 + 3H2O
2. Interakcja z tlenkiem amfoterycznym lub kwasowym
wodorotlenek amfoteryczny + tlenek amfoteryczny/kwasowy ≠ brak reakcji
Niektóre tlenki amfoteryczne (Be(OH)2, Zn(OH)2, Pb(OH)2) reagują z kwaśnym tlenkiem CO2, tworząc osad zasadowych soli i wody
2Be(OH)2 + CO2 → (BeOH)2CO3↓ + H2O
3. Interakcja z alkaliami
wodorotlenek amfoteryczny + zasada → sól + woda
Zn(OH)2 + 2KOH(s) (t) → K2ZnO2 + 2H2O
Zn(OH)2 + 2KOH → K2
4. Nie reagować z nierozpuszczalnymi zasadami i wodorotlenkami amfoterycznymi
wodorotlenek amfoteryczny + nierozpuszczalna zasada/wodorotlenek amfoteryczny ≠ brak reakcji
5. Interakcja z kwasami
wodorotlenek amfoteryczny + kwas → sól + woda
Al(OH)3 + 3HCl → AlCl3 + 3H2O
6. Nie reagować z solami
reakcja wodorotlenek amfoteryczny + sól ≠ nie zachodzi
7. Nie reaguj z metalami/niemetalami (substancjami prostymi)
reakcja wodorotlenek amfoteryczny + metal/niemetal ≠ nie zachodzi
8. Rozkład termiczny
wodorotlenek amfoteryczny (t) → tlenek amfoteryczny + woda
2Al(OH)3 (t) → Al2O3 + 3H2O
Zn(OH)2 (t) → ZnO + H2O
Ogólne informacje o solach
Wyobraźmy sobie, że mamy kwas i zasadę, przeprowadźmy między nimi reakcję zobojętniania i otrzymajmy kwas i sól.
NaOH + HCl → NaCl (chlorek sodu) + H2O
Okazuje się, że sól składa się z kationu metalu i anionu reszty kwasowej.
Sole to:
1. Kwaśne (z jednym lub dwoma kationami wodoru (to znaczy mają kwaśne (lub lekko kwaśne) środowisko) - KHCO3, NaHSO3).
2. Pożywka (mam kation metalu i anion reszty kwasowej, pożywkę należy oznaczyć pH-metrem - BaSO4, AgNO3).
3. Zasadowy (mają jon wodorotlenkowy, czyli środowisko zasadowe (lub słabo zasadowe) - Cu(OH)Cl, Ca(OH)Br).
Istnieją również sole podwójne, które po dysocjacji tworzą kationy dwóch metali (K).
Sole, z nielicznymi wyjątkami, są krystalicznymi ciałami stałymi o wysokiej temperaturze topnienia. Większość soli ma kolor biały (KNO3, NaCl, BaSO4 itp.). Niektóre sole są zabarwione (K2Cr2O7 - kolor pomarańczowy, K2CrO4 – żółty, NiSO4 – zielony, CoCl3 – różowy, CuS – czarny). Ze względu na rozpuszczalność można je podzielić na rozpuszczalne, słabo rozpuszczalne i praktycznie nierozpuszczalne. Sole kwasowe z reguły są lepiej rozpuszczalne w wodzie niż odpowiadające im średnie sole, a sole zasadowe są mniej rozpuszczalne.
Właściwości chemiczne soli
1. Sól + woda
Kiedy wiele soli rozpuszcza się w wodzie, ich częściowe lub całkowity rozkład- hydroliza. Niektóre sole tworzą krystaliczne hydraty. Kiedy średnie sole zawierające metal amfoteryczny w anionie zostaną rozpuszczone w wodzie, tworzą się sole złożone.
NaCl + H2O → NaOH + HCl
Na2ZnO2 + 2H2O = Na2
2. Sól + Tlenek zasadowy ≠ brak reakcji
3. Sól + tlenek amfoteryczny → (t) kwaśny lotny tlenek + sól
Tlenki amfoteryczne wypierają lotne tlenki kwasowe z ich soli podczas stapiania.
Al2O3 +K2CO3 → KAlO2 + CO2
Fe2O3 + Na2CO3 → 2NaFeO2 + CO2
4. Sól + kwaśny nielotny tlenek → kwaśny lotny tlenek + sól
Nielotne tlenki kwasowe wypierają lotne tlenki kwasowe z ich soli podczas stapiania.
SiO2 + CaCO3 → (t) CaSiO3 + CO2
P2O5 + Na2CO3 → (t) 2Na3PO4 + 3CO2
3SiO2 + Ca3(PO4)2 → (t) 3CaSiO3 + P2O5
5. Sól + zasada → zasada + sól
Reakcje pomiędzy solami i zasadami to reakcje wymiany jonowej. Dlatego w normalnych warunkach występują one tylko w roztworach (zarówno sól, jak i zasada muszą być rozpuszczalne) i tylko pod warunkiem, że w wyniku wymiany wytrąci się osad lub słaby elektrolit (H2O/NH4OH); w reakcjach tych nie powstają żadne produkty gazowe.
A. Rozpuszczalna zasada + rozpuszczalna sól kwasowa → średnia sól + woda
Jeśli sól i zasada są utworzone przez różne kationy, wówczas powstają dwie średnie sole; w przypadku kwaśnych soli amonowych nadmiar zasad prowadzi do powstania wodorotlenku amonu.
Ba(OH)2 + Ba(HCO3) → 2BaCO3 + 2H2O
2KOH + 2NaHCO3 → Na2CO3 + K2CO3 + 2H2O
2NaOH + 2NH4HS → Na2S + (NH4)2S + 2H2O
2NaOH(g) + NH4Hs → Na2S + NH4OH + H2O
B. Zasada rozpuszczalna + ośrodek rozpuszczalny/sól zasadowa → sól nierozpuszczalna ↓ + zasada
Rozpuszczalna zasada + środowisko rozpuszczalne/sól zasadowa → sól + nierozpuszczalna zasada↓
Rozpuszczalna zasada + rozpuszczalna sól pośrednia/zasadowa → sól + słaby elektrolit NH4OH
Rozpuszczalna zasada + rozpuszczalny półprodukt/sól zasadowa → brak reakcji
Reakcja pomiędzy rozpuszczalnymi zasadami a solą pośrednią/zasadową zachodzi tylko wtedy, gdy wymiana jonów skutkuje powstaniem nierozpuszczalnej soli lub nierozpuszczalnej zasady lub słabego elektrolitu NH4OH.
Ba(OH)2 + Na2SO4 → BaSO4↓ + 2NaOH
2NH4OH + CuCl2 → 2NH4Cl + Cu(OH)2↓
Ba(OH)2 + NH4Cl → BaCl2 + NH4OH
NaOH + KCl ≠
Jeżeli pierwotną sól utworzy się na bazie polikwasu, przy braku zasady, powstanie sól zasadowa.
NaOH(niewystarczający) + AlCl3 → Al(OH)Cl2 + NaCl
Kiedy zasady działają na sole srebra i rtęci (II), nie uwalniają się AgOH i Hg(OH)2, które rozkładają się w temperaturze pokojowej, ale nierozpuszczalne tlenki Ag2O i HgO.
2AgNO3 + 2NaOH → Ag2O↓ 2NaNO3 + H2O
Hg(NO3)2 + 2KOH → HgO↓ + 2KNO3 + H2O
6. Sól + wodorotlenek amfoteryczny → reakcja nie zachodzi
7. Sól + kwas → kwas + sól
Głównie. reakcje kwasów z solami są reakcjami wymiany jonowej, dlatego zachodzą w roztworach i tylko wtedy, gdy w ich wyniku powstaje sól nierozpuszczalna w kwasie lub słabszy i bardziej lotny kwas.
HCl + AgNO3 → AgCl↓ + HNO3
2HBr + K2SiO3 → 2KBr +H2SiO3↓
2HNO3 + Na2CO3 → 2NaNO3 + H2O + CO2
A. Kwas1 + sól bardziej lotnego/słabszego kwasu2 → sól kwasu1 + bardziej lotny/słabszy kwas2
Kwasy reagują z roztworami soli słabszych lub lotnych kwasów. Niezależnie od składu soli (średnia, kwaśna, zasadowa) z reguły powstaje sól średnia i słabszy lotny kwas.
2CH3COOH + Na2S → 2CH3COONa + H2S
HCl + NaHS → NaCl + H2S
B. Kwas mocny + sól mocnego/średniego kwasu → sól nierozpuszczalna ↓ + kwas
Silne kwasy reagują z roztworami soli innych mocnych kwasów, tworząc nierozpuszczalną sól. Nielotny H3PO4 (kwas średnio mocny) wypiera mocny, ale lotny chlorowodorek chlorowodorowy i kwas azotowy HNO3 z ich soli, pod warunkiem, że powstanie nierozpuszczalna sól.
H2SO4 + Ca(NO3)2 → CaSO4↓ + 2HNO3
2H3PO4 + 3CaCl2 → Ca3(PO4)2↓ + 6HCl
H3PO4 + 3AgNO3 → Ag3PO4↓ + 3HNO3
B. Kwas1 + zasadowa sól kwasu1 → średnia sól + woda
Kiedy kwas reaguje z zasadową solą tego samego kwasu, powstaje średnia sól i woda.
HCl + Mg(OH)Cl → MgCl2 + H2O
D. Kwas wielozasadowy1 + średnia/kwaśna sól kwasu1 → kwaśna sól kwasu1
Gdy kwas wielozasadowy działa na środkową sól tego samego kwasu, powstaje sól kwasowa, a gdy działa na sól kwasową, powstaje sól kwasowa zawierająca większą liczbę atomów wodoru.
H3PO4 + Ca3(PO4) → 3CaHPO4
H3PO4 + CaHPO4 → Ca(H2PO4)2
CO2 + H2O + CaCO3 → Ca(HCO3)2
E. Kwas H2S + sól Ag, Cu, Pb, Cd, Hg → Ag2S/CuS/PbS/CdS/HgS↓ + kwas
Słaby i lotny kwas wodorosiarczkowy H2S wypiera nawet mocne kwasy z roztworów soli Ag, Cu, Pb, Cd i Hg, tworząc wraz z nimi osady siarczkowe, nierozpuszczalne nie tylko w wodzie, ale także w powstałym kwasie.
H2S + CuSO4 → CuS↓ + H2SO4
E. Kwas + sól średnia/kompleksowa z amfoterycznym Me w anionie → sól średnia + wodorotlenek amfoteryczny↓
→ średnia sól + średnia sól + H2O
Kiedy kwas działa na sól średnią lub złożoną z metalem amfoterycznym w anionie, sól ulega zniszczeniu i tworzy się:
a) w przypadku braku kwasu - średnia sól i wodorotlenek amfoteryczny
b) w przypadku nadmiaru kwasu – dwie średnie sole i woda
2HCl(tydz.) + Na2ZnO2 → 2NaCl + Zn(OH)2↓
2HCl(tydz.) + Na2 → 2NaCl + Zn(OH)2↓ + 2H2O
4HCl(g) + Na2ZnO2 → 2NaCl + ZnCl2 + 2H2O
4HCl(g) + Na2 → 2NaCl + ZnCl2 + 4H2O
Należy pamiętać, że w niektórych przypadkach pomiędzy kwasami i solami zachodzą reakcje ORR, czyli kompleksowania. Zatem do OVR dołączają następujące osoby:
H2SO4 stęż. i I‾/Br‾ (produkty H2S oraz I2/SO2 i Br2)
H2SO4 stęż. i Fe²+ (Produkty SO2 i Fe3 + )
HNO3 rozcieńczony/stężony i Fe² + (NO/NO2 i produkty Fe 3 + )
HNO3 rozcieńczony/stężony i SO3²‾/S²‾ (produkty NO/NO2 i siarczanu/siarki lub siarczanu)
HCl stęż. i KMnO4/K2Cr2O7/KClO3 (produkty chlor (gaz) i Mn²+ /Cr³ + /Cl‾.
G. Reakcja zachodzi bez rozpuszczalnika
Kwas siarkowy stęż. + sól (sol.) → kwaśna/średnia sól + kwaśna
Kwasy nielotne mogą wypierać kwasy lotne z ich suchych soli. Najczęściej stosuje się oddziaływanie stężonego kwasu siarkowego z suchymi solami mocnych i słabych kwasów, w wyniku czego powstaje kwas i sól kwasowa lub średnia.
H2SO4(stęż.) + NaCl(s) → NaHSO4 + HCl
H2SO4(stęż.) + 2NaCl(s) → Na2SO4 + 2HCl
H2SO4(stęż.) + KNO3(s) → KHSO4 + HNO3
H2SO4(stęż.) + CaCO3(s) → CaSO4 + CO2 + H2O
8. Sól rozpuszczalna + sól rozpuszczalna → sól nierozpuszczalna ↓ + sól
Reakcje pomiędzy solami są reakcjami wymiany. Dlatego w normalnych warunkach występują tylko wtedy, gdy:
a) obie sole są rozpuszczalne w wodzie i przyjmują postać roztworów
b) w wyniku reakcji powstaje osad lub słaby elektrolit (ten ostatni zdarza się bardzo rzadko).
AgNO3 + NaCl → AgCl↓ + NaNO3
Jeżeli jedna z pierwotnych soli jest nierozpuszczalna, reakcja zachodzi dopiero wtedy, gdy w jej wyniku powstanie jeszcze bardziej nierozpuszczalna sól. Kryterium „nierozpuszczalności” stanowi jednak wartość PR (produktu rozpuszczalności), gdyż jego badanie wykracza poza zakres kurs szkolny, przypadki, w których jedna z soli odczynnika jest nierozpuszczalna, nie są dalej rozważane.
Jeżeli w wyniku reakcji wymiany powstaje sól, która w wyniku hydrolizy ulega całkowitemu rozkładowi (w tabeli rozpuszczalności w miejscu takich soli widnieją kreski), wówczas produkty reakcji stają się produktami hydrolizy tej soli.
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
Średnie sole czasami reagują ze sobą, tworząc sole złożone. OVR są możliwe pomiędzy solami. Niektóre sole reagują po stopieniu.
9. Sól metalu mniej aktywnego + metal bardziej aktywny → metal mniej aktywny ↓ + sól
Im bardziej aktywny metal wypiera mniej aktywny metal (stojący po prawej stronie szeregu napięcia) z roztworu jego soli, w tym przypadku powstaje nowa sól, a mniej aktywny metal uwalnia się w postaci wolnej (osiada na płycie aktywnego metalu). Wyjątkiem jest reakcja metali alkalicznych i ziem alkalicznych z wodą w roztworze.
Sole o właściwościach utleniających wchodzą w roztwory z metalami i wchodzą w inne reakcje redoks.
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
Metale mogą także wypierać się ze stopionych soli (reakcja przebiega bez dostępu powietrza). Należy pamiętać, że:
a) po stopieniu wiele soli ulega rozkładowi
b) szereg napięcia metali określa względną aktywność metali tylko w roztworach wodnych (na przykład Al w roztworach wodnych jest mniej aktywny niż metale ziem alkalicznych, a w stopach jest bardziej aktywny)
K + AlCl3(stop) →(t) 3KCl + Al
Mg + BeF2(stop) → (t) MgF2 + Be
2Al + 3CaCl2(stop) → (t) 2AlCl3 + 3Ca
10. Sól + niemetal
Reakcje soli z niemetalami są nieliczne. Są to reakcje redoks.
5KClO3 + 6P →(t) 5KCl + 3P2O5
2KClO3 + 3S →(t) 2KCl + 2SO2
2KClO3 + 3C →(t) 2KCl + 3CO2
Bardziej aktywne halogeny wypierają mniej aktywne z roztworów soli kwasów halogenowodorowych. Wyjątkiem jest fluor molekularny, który w roztworach reaguje nie z solą, ale z wodą.
2FeCl2 + Cl2 →(t) 2FeCl3
2NaNO2 + O2 → 2NaNO3
Na2SO3 + S →(t) Na2S2O3
BaSO4 + 2C →(t)BaS + 2CO2
2KClO3 + Br2 →(t) 2KBrO3 + Cl2 (ta sama reakcja jest charakterystyczna dla jodu)
2KI + Br2 → 2KBr + I2↓
2KBr + Cl2 → 2KCl + Br2↓
2NaI + Cl2 → 2NaCl + I2↓
11. Rozkład soli.
Sól →(t) produkty rozkładu termicznego
1. Sole kwasu azotowego
Produkty rozkładu termicznego azotanów zależą od położenia kationu metalu w szeregu naprężeń metalu.
MeNO3 → (t) (dla Me na lewo od Mg (bez Li)) MeNO2 + O2
MeNO3 → (t) (dla Me od Mg do Cu, a także Li) MeO + NO2 + O2
MeNO3 → (t) (dla Me na prawo od Cu) Me + NO2 + O2
(podczas rozkładu termicznego azotanu żelaza (II)/chromu (II) powstaje tlenek żelaza (III)/chromu (III).
2. Sole amonowe
Wszystkie sole amonowe rozkładają się pod wpływem ogrzewania. Najczęściej wydziela się amoniak NH3 i kwas lub produkty jego rozkładu.
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
Czasami sole amonowe zawierające aniony utleniające rozkładają się po podgrzaniu, uwalniając N2, NO lub 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. Sole kwasu węglowego
Prawie wszystkie węglany rozkładają się na tlenek metalu i CO2. Węglany metali alkalicznych inne niż lit nie rozkładają się pod wpływem ogrzewania. Węglany srebra i rtęci rozkładają się na wolny metal.
MeCO3 →(t) MeO + CO2
2Ag2CO3 →(t) 4Ag + 2CO2 + O2
Wszystkie węglowodory rozkładają się do odpowiedniego węglanu.
MeHCO3 →(t) MeCO3 + CO2 + H2O
4. Sole kwasu siarkawego
Po podgrzaniu siarczyny są nieproporcjonalne, tworząc siarczki i siarczany. Siarczek (NH4)2S powstający podczas rozkładu (NH4)2SO3 natychmiast rozkłada się na NH3 i H2S.
MeSO3 →(t) MeS + MeSO4
(NH4)2SO3 →(t) 2NH3 + H2S + 3(NH4)2SO4
Wodorosiarczyny rozkładają się na siarczyny, SO2 i H2O.
MeHSO3 →(t) MeSO3 + SO2 +H2O
5. Sole kwasu siarkowego
Wiele siarczanów w temperaturze t > 700-800 C rozkłada się na tlenek metalu i SO3, który w tej temperaturze rozkłada się na SO2 i O2. Siarczany metali alkalicznych są odporne na ciepło. Siarczany srebra i rtęci rozkładają się na wolny metal. Wodorosiarczany rozkładają się najpierw na disiarczany, a następnie na siarczany.
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. Sole złożone
Hydroksokompleksy metali amfoterycznych rozkładają się głównie na sól średnią i wodę.
K →(t) KAlO2 + 2H2O
Na2 →(t) ZnO + 2NaOH + H2O
7. Sole zasadowe
Wiele zasadowych soli rozkłada się pod wpływem ogrzewania. Zasadowe sole kwasów beztlenowych rozkładają się na wodę i sole okso
Al(OH)2Br →(t) AlOBr + H2O
2AlOHCl2 →(t)Al2OCl4 + H2O
2MgOHCl →(t) Mg2OCl2 + H2O
Zasadowe sole kwasów zawierających tlen rozkładają się na tlenek metalu i produkty rozkładu termicznego odpowiedniego kwasu.
2AlOH(NO3)2 →(t) Al2O3 + NO2 + 3O2 + H2O
(CuOH)2CO3 →(t)2CuO + H2O + CO2
8. Przykłady rozkładu termicznego innych soli
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)
Większość prezentowanego materiału pochodzi z podręcznika N.E. Deryabiny. „Chemia. Zajęcia podstawowe substancje nieorganiczne”. IPO „Przy Bramie Nikitskiego” Moskwa 2011.
Elementarnymi cząstkami materii fizycznej na naszej planecie są atomy. Mogą istnieć w postaci wolnej tylko w bardzo wysokich temperaturach. W normalnych warunkach cząstki elementarne mają tendencję do łączenia się ze sobą za pomocą wiązań chemicznych: jonowych, metalicznych, kowalencyjnych polarnych lub niepolarnych. W ten sposób powstają substancje, których przykłady rozważymy w naszym artykule.
Proste substancje
W wyniku procesów interakcji pomiędzy atomami tego samego pierwiastka chemicznego powstaje substancje chemiczne, zwany prostym. Zatem węgiel składa się wyłącznie z atomów węgla, gazowy wodór z atomów wodoru, a ciekła rtęć składa się z cząstek rtęci. Pojęcia substancji prostej nie trzeba utożsamiać z pojęciem pierwiastka chemicznego. Na przykład dwutlenek węgla nie składa się z prostych substancji – węgla i tlenu, ale z pierwiastków – węgla i tlenu. Konwencjonalnie związki składające się z atomów tego samego pierwiastka można podzielić na metale i niemetale. Spójrzmy na kilka przykładów właściwości chemicznych takich prostych substancji.
Metale
Na podstawie położenia pierwiastka metalicznego w układzie okresowym można wyróżnić następujące grupy: metale aktywne, pierwiastki głównych podgrup grup trzeciej - ósmej, metale podgrup wtórnych grup czwartej - siódmej, a także lantanowce i aktynowce. Metale - proste substancje, których przykłady podamy poniżej, mają następujące cechy właściwości ogólne: przewodność cieplna i elektryczna, połysk metaliczny, ciągliwość i plastyczność. Takie cechy są nieodłącznie związane z żelazem, aluminium, miedzią i innymi. Wraz ze wzrostem numeru seryjnego w okresach wzrastają temperatury wrzenia i topnienia, a także twardość elementów metalowych. Wyjaśnia to kompresja ich atomów, to znaczy zmniejszenie promienia, a także akumulacja elektronów. Wszystkie parametry metali są zdeterminowane wewnętrzną strukturą sieci krystalicznej tych związków. Poniżej rozważymy reakcje chemiczne, a także podamy przykłady właściwości substancji związanych z metalami.
Cechy reakcji chemicznych
Wszystkie metale o stopniu utlenienia 0 wykazują jedynie właściwości redukujące. Pierwiastki alkaliczne i ziem alkalicznych reagują z wodą tworząc agresywne chemicznie zasady - zasady:
- 2Na+2H2 0=2NaOH+H2
Typową reakcją metali jest utlenianie. W wyniku połączenia z atomami tlenu powstają substancje klasy tlenkowej:
- Zn+O2 =ZnO
Są to związki binarne powiązane z substancje złożone. Przykładami tlenków zasadowych są tlenki sodu Na2O, miedzi CuO i wapnia CaO. Potrafią oddziaływać z kwasami, w wyniku czego sól i woda znajdują się w produktach:
- MgO+2HCl=MgCl2+H2O
Substancje z klas kwasy, zasady i sole należą do związków złożonych i wykazują różnorodne właściwości chemiczne. Na przykład zachodzi reakcja neutralizacji między wodorotlenkami i kwasami, prowadząca do pojawienia się soli i wody. Skład soli będzie zależał od stężenia odczynników: na przykład, gdy w mieszaninie reakcyjnej występuje nadmiar kwasu, otrzymuje się kwaśne sole, na przykład NaHCO3 - wodorowęglan sodu, a wysokie stężenie zasad powoduje powstawanie soli zasadowych, takich jak Al(OH) 2Cl – dihydroksychlorek glinu.
Niemetale
Najważniejsze pierwiastki niemetaliczne znajdują się w podgrupach azotu i węgla, a także należą do grup halogenowych i chalkogenowych układu okresowego. Podajmy przykłady substancji związanych z niemetalami: siarka, tlen, azot, chlor. Wszystkie ich właściwości fizyczne są przeciwne właściwościom metali. Nie przewodzą prądu, źle przepuszczają promienie cieplne i mają niską twardość. Podczas interakcji z tlenem niemetale tworzą złożone związki - tlenki kwasowe. Te ostatnie, reagując z kwasami, dają kwasy:
- H 2 O + CO 2 → H 2 CO 3
Typową reakcją charakterystyczną dla tlenków kwasowych jest interakcja z zasadami, prowadząca do pojawienia się soli i wody.
Aktywność chemiczna niemetali wzrasta w tym okresie, wynika to ze wzrostu zdolności ich atomów do przyciągania elektronów z innych pierwiastków chemicznych. W grupach obserwujemy zjawisko odwrotne: właściwości niemetaliczne słabną na skutek zwiększania objętości atomu w wyniku dodawania nowych poziomy energii.
Przyjrzeliśmy się więc rodzajom substancji chemicznych, przykładom ilustrującym ich właściwości i położenie w układzie okresowym.
