Назви основних солей

Магній гідроксоортофосфат - [Mg(OH)]₃PO₄

ферум (ІІ) гідроксосульфат –[Fe[(OH)]₂SO₄

кальцій гідроксонітрат - Сa(OH)NO₃

Забарвлення деяких солей:

1. AgCl – білий сирнистий осад;

2. AgBr - жовтуватий сирнистий осад;

3. AgI - жовтий сирнистий осад;

4. Ag₃PO₄ - жовтий кристалічний осад;

5. BaSO₄ - білий кристалічний осад;

6. PbS - чорний осад.

Всі інші солі(розчинні і нерозчинні) є білі тверді речовини.

Металічні елементи

Тема 15. Загальна характеристика металів.

Серед 110 елементів 88 елементів – це метали.

Особливості будови типових атомів металів:

1. Один або два електрони на зовнішньому шарі;

2. Мають великий радіус, тобто велику кількість електронних шарів;

3. Атоми металів мають властивість тільки віддавати електрони з

зовнішнього шару, тобто у хімічних реакціях виступають тільки

відновниками і у сполуках мають тільки позитивну ступінь

окиснення. (С.О. Ме - 0, +n)

У періодичній системі металічні елементи знаходяться у лівій нижній її частині( якщо провести діагональ від Бору до Астату – для р-металічних елементів).

Типові метали знаходяться: у І-А і ІІ-А группах, а також у всіх побічних підгрупах

Для металів характерний металічний зв’язок і металічна кристалічна гратка. Молекули металів складаються з одного атома: Na, Fe, Ag, Al.

Є такі найважливіші родини металів:

1. І-А група – «лужні метали» (Li - Fr);

2. ІІ-А група - «лужно-земельні метали» (Ca – Ra).

Загальні фізичні властивості металів:

1. Металічний блиск (Ag, Au);

2. За агрегатним станом метали всі тверді речовини, крім ртуті (Hg);

3. електропровідні і теплопровідні (Ag, Au, Cu, Al);

4. мають різні густини: легкі метали (ρ<5 г/мл), важкі метали(ρ>5 г/мл)

ρ(Li)=0,5 г/мл; ρ(Os) = 22 г/мл.

5. мають різні температури плавлення(t_{(плавлення)}Hg = -39⁰; t_{(плавлення)}W =

+3500⁰C

6. Чорні (залізо і його сплави) і кольорові метали (всі інші).

7. Благородні метали (срібло, золото, платина, паладій).

Загальні хімічні властивості металів:

1. Реакція з неметаллами: (утворюють солі, тільки кисень – оксиди)

2Fe + 3Cl₂ = 2FeCl₃

2Ca + O₂ - 2CaO

2. Реакція з водою:

А) при звичайних умовах взаємодіє тільки з лужними та лужно-земельними металами, утворюючи луг і водень:

2Na + 2H₂O = 2NaOH + H₂↑

Ca + 2H₂O = Ca(OH)₂ + H₂↑

Б) при нагріванні взаємодіють всі інші метали, крім благородних металів(Pt, Au), утворюючи оксид металу і водень

Zn + H₂O = ZnO + H₂

Au + H₂O ≠

3. Реакція з кислотами.

Метали, що стоять у ряді металів до Н, взаємодіють з кислотами, утворюючи сіль і водень.

Zn + 2HCl = ZnCl₂ + H₂↑

Cu + HCl ≠

4. Реакція з солями.

Солі, утворені слабкими металами, взаємодіють із сильними металами. (Сильні метали ті, які знаходяться лівіше у ряду металів).

Zn + CuCl₂ = ZnCl₂ + Cu

Cu + ZnCl₂ ≠

Методи добування металів.

Відомі такі методи добування металів із руд:

1. Пірометалургій ний - це метод при якому використовується високі температури (1500-1800⁰С) і такі відновники: С (кокс), СО (чадний газ), Н₂, Al (алюмотермія).

Цим методом одержують чавун і сталь.

Fe₂O₃ + 3C = 2Fe + 3CO

Fe₂O₃ + 3CO = 2Fe + 3CO₂

Fe₂O₃ + 3H₂ = 2Fe + 3H₂O

Fe₂O₃ + 2Al = 2Fe + Al₂O₃

2. Гідрометалургійний - це метод при якому руду розчиняють у

кислотах і одержаний розчин солі піддають електролізу або

витіснення більш активним металом.

Цим методом одержують кольорові метали: мідь(Сu), цинк(Zn),

нікель(Ni), марганець(Mn).

CuO + Н₂SO₄ = CuSO₄ + H₂O

CuSO₄ + Fe = FeSO₄ + Cu

2. Електрометалургійний – це метод при якому руду піддають реакції

електролізу розплаву.

Цим методом одержують активні метали: алюміній, лужні та лужно-

земельні метали.

Добування натрію методом електролізу розплаву кухонної солі.

NaCl ↔ Na⁺ + Cl^-

(-) K: Na⁺ + 1e → Na⁰

(+) A: Cl^- - 1e → Cl⁰; 2Cl⁰ → Cl₂

Загальне рівняння:

2NaCl → 2Na + Cl₂↑

Сплави металів

Залізо утворює два сплави:

1. Чавун (сплав Fe – 96-98% + C – 3-4% + Si, P, S – 1%)

2. Сталь (сплав Fe – 99% + C – 1%)

Чавун – твердий сплав, Але при ударах тріскає.

Сталь – пластична.

Виробництво чавуну

Сировиною для виготовлення для чавуну є:

1. залізна руда (Fe₂O₃) – червоний залізняк, гематит;

Кокс (С);

3. флюси (СаСО₃).

Одержують чавун у доменних печах.

У доменну піч зверху закидають шарами: шар коксу і шар руди з флюсами(Fe₂O₃ + CaCO₃) і т.д. Знизу в домну вдувають повітря збагачене киснем. Згоряє кокс: С + О₂ = СО₂ + QкДж і при цьому температура підвищується до 1800⁰С. Нагрітий СО₂ стикається із шарами коксу і утворюється чадний газ: СО₂ + С = 2СО. ∙ – чадний газ відновлює залізо із руди(поступово): Fe⁺³₂O₃ → Fe⁺³₂O₃ ∙ Fe⁺²O → Fe⁺²O → Fe⁰

Fe⁺³₂O₃ + 3CO = 2Fe + 3CO₂

У руді є багато природних домішок(пісок), щоб їх вивести із чавуну використовують флюси: СаСО₃ = СаО + СО₂↑

СаО + SiO₂ = CaSiO₃, при цьому утворюються легкоплавкі силікати, які збираються над чавуном у вигляді шлаку.

Виробництво сталі

Сировиною для виробництва сталі є:

1. Рідкий чавун;

Металобрухт;

3. флюси (СаСО₃);

4. розкислювачі (Mn).

Одержують сталь у кисневих конверторах.

У конвертор заливають рідкий чавун і засипають металобрухт і через трубу пропускають кисень, при цьому відбувається окиснення всіх складників чавуну(найбільше заліза):

2Fe + O₂ = 2FeO + QкДж

С + О₂ = СО₂↑ + QкДж

Si + O₂ = SiO₂ + QкДж

4P + 5O₂ = 2P₂O₅ + QкДж

S + O₂ = SO₂↑ + QкДж

При цьому температура підвищується за рахунок тепла екзотермічних реакцій

до 1800⁰С. SiO₂ P₂O₅ забирають флюсами і утворюються шлаки(силікати і фосфати).

СаСО₃ = СаО + СО₂↑

СаО + SiO₂ = CaSiO₃

3СаО + Р₂О₅ = Са₃(РО₄)₂

Щоб вивести FeO із сталі використовують розкислювач (Мn).

FeO + Mn = MnO + Fe

Реакції, що відбуваються під час виробництва чавуну:

С + О₂ = СО₂ + QкДж - окиснення

СО₂ + С = 2СО - окиснення

Fe⁺³₂O₃ + 3CO = 2Fe + 3CO₂ - відновлення.

Реакції, що відбуваються під час виробництва сталі:

С + О₂ = СО₂ + QкДж - окиснення

2Fe + O₂ = 2 FeO + QкДж - окиснення

і т. д.

FeO + Mn = MnO + Fe - відновлення

Корозія металів

Корозія металів – це руйнування металів під дією навколишнього середовища.

Корозія металів поділяється на:

хімічна корозія – це руйнування металів під дією речовин навколишнього середовища: О₂, Н₂О_, СО₂, SO₂ …

4Fe + 3O₂ + 6H₂O = 4Fe(OH)₃

Сірий колір бурий колір(іржа)

2Cu + O₂ = 2CuO

Червоний колір чорний колір

CuO + CO₂ = CuCO₃

Чорний колір голубий колір

електрохімічна корозія – це корозія, що відбувається на стику двох металів різної активності в присутності води і руйнується більш активний метал.

Наприклад: Н₂О Н₂О

Zn || Fe Ni || Fe

Zn⁰ – 2e = Zn²⁺ || || Fe⁰ – 2e = Fe²⁺

Руйнується цинк - Руйнується залізо більш

більш активний метал активний метал

Методи запобігання корозії:

1. захист фарбою, лаком, смолою, жиром;

2. гальваностегія – покриття основного металу більш активним методом електролізу.

- оцинкування;

- нікелювання;

- хромування;

- лудіння або лудження(покриття оловом –Sn)

Електроліз розплавів та розчинів солей

Електроліз – це окисно-відновні реакції, які відбуваються на електродах в розплавах або розчинах електролітів (солей), якщо через них пропустити постійний електричний струм.

Електроди поділяються на:

Катод;

Анод.

Катод – негативно заряджений електрод ( тому, що має надлишок електронів і він може віддавати електрони позитивно зарядженим йонам -катіонам).

Анод – позитивно заряджений електрод ( тому, що має недостачу електронів і він може приймати електрони від негативно заряджених йонів – аніонів)

При пропусканні постійного електричного струму до катоду будуть рухатися – катіони, а до аноду – аніони ( звідси і походять назви йонів – катіонів та аніонів).

1. Електроліз розплаву CuCl₂

При електролізі розплаву солі утворюються тільки катіони і аніони солі.

CuCl₂ ↔Cu²⁺ + 2Cl^-

(-) K: Cu²⁺ + 2e → Cu⁰

(+) A: Cl^- - 1e → Cl⁰; 2Cl⁰ → Cl₂

Загальне рівняння електролізу:

CuCl₂ → Cu⁰ + Cl₂↑

2. Електроліз розчину CuCl₂

При електролізі розчину солі будуть утворюватися не тільки катіони та аніони солі, а і йони Н⁺ і ОН ^-, які утворюються в результаті дисоціації води (вода хоч слабкий електроліт, але одна з мільярду молекул розпадається на йони).

До катода підходять катіони електроліту і Н⁺, а до аноду – аніони електроліту і ОН^-

Із двох йонів біля аноду і катоду буде розряджатися один йон – більш активніший.

Ряд активності катіонів:

K⁺, Ca²⁺, Na⁺, Mg²⁺, Al³⁺, Zn²⁺, Fe²⁺, Ni²⁺, Sn²⁺, Pb²⁺, H⁺, Cu²⁺, Hg²⁺, Ag⁺, Pt²⁺, Au³⁺

→ → → → → Хімічна активність збільшується → → → →

Ряд активності аніонів:

І^-, Br^-, S^2-, Cl^-, OH^-, SO₄^2-, NO₃^-, F^- та інші аніони оксигеновмісних кислот

→ → → → Хімічна активність зменшується → → → →

CuCl₂ ↔Cu²⁺ + 2Cl^-

Н₂О ↔ Н⁺ + ОН^-

Cu²⁺ + 2e → Cu⁰ Cu²⁺ - більш активніший

(-) K: Н⁺

Cl^- - 1e → Cl⁰; 2Cl⁰ → Cl₂ Cl^- - більш активніший

(+) A: ОН^-

Загальне рівняння електролізу:

CuCl₂ + Н₂О → Cu⁰ + Cl₂↑ + Н₂О

CuCl₂ → Cu⁰ + Cl₂↑

3. Електроліз розчину NaCl

NaCl ↔ Na⁺ + Cl^-

Н₂О ↔ Н⁺ + ОН^-

Na⁺ Н⁺ - більш активніший

(-) K: Н⁺ + 1е → Н⁰; 2Н⁰ → Н₂

Cl^- - 1e → Cl⁰; 2Cl⁰ → Cl₂ Cl^- - більш активніший

(+) A: ОН^-

Загальне рівняння електролізу:

2NaCl + 2 Н₂О → Н₂ + Cl₂↑ +2NaOH

Застосування електролізу

1. для одержання активних металів (K, Na, Ca, Mg, Al) і деяких активних неметалів (Cl₂, F₂).

2. для покриття металічних предметів іншими металами (нікелювання, хромування оцинкування, золочення, лудіння або лудження) – це явище гальваностегії;

3. явище гальванопластики – це одержання копій із різних барел’єфів статуеток (при цьому виріб оброблюють графітом і використовують як катод і проводять процес електролізу розчину солі малоактивного металу і одержують покриття металом виробу. І це є кліше для одержання копій.

Д/з: Написати схеми електролізу розплавів та розчинів таких солей:

Na₂S, FeCl₂, FeBr₃, HgCl₂, CaCl₂, KBr, NaI, K₂S, CuBr₂.

Тема 16. Лужні метали і Кальцій та їх сполуки.

Лужні метали

До лужних металів відносяться елементи І-А групи: Li, Na, K, Rb, Cs, Fr. Це група найтиповіших металів.

На зовнішньому шарі в них тільки один неспарений електрон.

Na⁰ - 1e = Na⁺

_{+ 1 1} ²³Na⁰ 1s²2s²2p⁶3s¹ _{+ 1 1} ²³Na⁺ 1s²2s²2p⁶3s⁰

В сполуках лужні метали проявляють такі:

- СО - +1;

- валентність – І;

- заряд йона - +.

Фізичні властивості лужних металів

1. Сріблясто-білого кольору;

2. м’які;

3. легкі (ρ(Li)=0,50 г/мл; ρ(Na) = 0,98 г/мл.)

4. легкоплавкі(температура від +200⁰С до +28⁰С.)

Лужні і лужно-земельні метали на повітрі є дуже активними і взаємодіють з киснем і водою при звичайних умовах, тому їх зберігають під шаром гасу(жиру).

Хімічні властивості лужних металів

|→ + Cl₂ → Me⁺¹Cl

|→ + S → Me⁺¹₂S

Ме → → |→ + H₂ → Me⁺¹H ^-1 - Na⁺¹H^-1! – натрій гідрид

(Li – Fr) |→ + H₂O → Me⁺¹OH + H₂↑

|→ + HCl → Me⁺¹Cl + H₂↑

|→ + Me*Cl → Me⁺¹Cl + Me* |

З киснем лужні метали взаємодіють так: тільки Літій з киснем утворює оксид (Li₂O), а всі інші лужні метали утворюють пероксиди формулою (Me₂O^-1₂)

4Li + O₂ = 2Li₂O

2Na + O₂ = Na₂O₂ натрій пероксид

Na₂O₂ + 2Na = 2Na₂O натрій оксид

Якісною реакцією на лужні метали є зміна забарвлення полум’я на певний колір:

- Na - жовте

- K - фіолетове

Лужно-земельні метали

До лужно-земельних металів відносяться деякі елементи ІІ-А групи: Сa, Sr, Ba, Ra. Це група типових металів.

На зовнішньому шарі в них два електрони.

Сa⁰ - 2e = Сa²⁺

_{+ 20} ⁴⁰Сa⁰ 1s²2s²2p⁶3s²3р⁶4s² _{+ 20} ⁴⁰Сa²⁺ 1s²2s²2p⁶3s²3р⁶4s⁰

В сполуках лужно-земельні метали проявляють такі:

- СО - +2;

- валентність – ІІ;

- заряд йона - 2+.

Фізичні властивості лужно-земельних металів

5. Сріблясто-білого кольору;

6. твердіші за лужні метали;

7. легкі (ρ(Са)=1,55 г/мл;)

8. тугоплавкі за лужні метали(t_{(плавлення)}Са = +851⁰С)

Хімічні властивості лужно-земельних металів

|→ + Cl₂ → Me⁺²Cl₂

|→ + S → Me⁺²S

|→ + H₂ → Me⁺²H₂ ^-1 - Ca⁺²H₂^-1! – кальцій гідрид

Ме → → |→ + O₂ → Me⁺²O

(Ca - Ra) |→ + H₂O → Me⁺²(OH)₂ + H₂↑

|→ + HCl → Me⁺²Cl₂ + H₂↑

|→ + Me*Cl → Me⁺²Cl₂ + Me* |

Якісною реакцією на лужно-земельні метали є зміна забарвлення полум’я на певний колір:

- Сa - червоний(цегляний)

Лужні і лужно-земельні метали утворюють по одному оксиду, які є типовими основними оксидами. Їх формули: Ме⁺¹₂О і Ме⁺²О.

Також вони утворюють по одному гідроксиду, які є лугами. Їх формули:

Ме⁺¹ОН і Ме⁺²(ОН)₂

Добування лужних і лужно-земельних металів

Одержують лужні і лужно-земельні метали у промисловості електрометалургійним способом – електролізом розплавів солей.

Добування натрію методом електролізу розплаву кухонної солі.

NaCl ↔ Na⁺ + Cl^-

(-) K: Na⁺ + 1e → Na⁰

(+) A: Cl^- - 1e → Cl⁰; 2Cl⁰ → Cl₂

Загальне рівняння:

2NaCl → 2Na + Cl₂↑

Природні сполуки лужних та лужно-земельних металів і їх застосування

І. Калію:

- KCl – калійна сіль (сильвін); (як калійне добриво)

- K₂CO₃ - поташ;(калійне добриво, виробництво тугоплавкого скла і кришталю)

- KOH - «їдке калі»; (як електроліт в лужних акумуляторах, виробництва рідкого мила)

- KCl∙MgCl₂∙6H₂O - карналіт; (як калійне добриво)

- NaCl∙KCl - сильвініт

ІІ. Натрію

- NaCl – кухонна(кам´яна) сіль (галіт); (як смаковий продукт, одержання натрію)

- NaCl∙KCl – сильвініт

- Na₂SO₄∙10H₂O - мірабіліт

- Na₂СO₃∙10H₂O - кристалічна сода

- Na₂СO₃ - кальцинована сода; (усунення твердості води, одержання звичайного скла, твердого мила)

- NaНСO₃ - питна сода (як розпушувач у харчовій промисловості, у вогнегасниках, для пониження кислотності в шлунку)

- NaОН - «їдкий натр», каустик, каустична сода. (одержання твердого мила, штучних волокон, очищення нафтопродуктів, реакціях гідролізу)

ІІІ. Кальцію.

- СаСО₃ - крейда, мармур, вапняк, ракушник; (у будівництві, виготовлення пам’ятників, одержання негашеного вапна, вуглекислого газу)

- СaSO₄∙2H₂O - гіпс ;( одержання паленого гіпсу- алебастру- (СаSO₄)₂∙0,5Н₂О)

- СаО - «негашене вапно»;(одержання гашеного вапна)

- Са(ОН)₂ - «гашене вапно », «вапняне молоко», «вапняна вода».( для визначення вуглекислого газу, в будівництві, для побілки стовбурів дерев,виготовлення цукру, для одержання «хлорного вапна», для боротьби з хворобами рослин-бордоська суміш- CuSO₄∙5Н₂О + Ca(OH)₂ )

- СаСО₃·MgCO₃ – доломіт.

Твердість води

Під твердістю води розуміють наявність у воді солей тільки Магнію та Кальцію, а саме гідрогенкарбонатів, хлоридів і сульфатів:

Ca(HCO₃)₂, Mg(HCO₃)_2, CaCl_2, MgCl₂, CaSO₄, MgSO₄.

Твердість води поділяється на:

1. Карбонатна або тимчасова твердість. Вона визначається наявністю в ній солей гідроген карбонатів Кальцію та Магнію: Ca(HCO₃)₂, Mg(HCO₃)_2.

2. Не карбонатна або постійна твердість. Вона визначається наявністю в ній солей хлоридів і сульфатів Кальцію та Магнію: CaCl_2, MgCl₂, CaSO₄, MgSO₄.

Методи усунення твердості води

І. Тимчасової або карбонатної твердості.

1. кип’ятіння:

Ca(HCO₃)₂ = СaCO₃↓ + CO₂↑ + H₂O

Mg(HCO₃)₂ = MgCO₃↓ + CO₂↑ + H₂O

2. додаванням кальцинованої соди – Na₂CO₃:

Ca(HCO₃)₂ + Na₂CO₃ = СaCO₃↓ + 2NaHCO₃

Mg(HCO₃)₂ + Na₂CO₃ = MgCO₃↓ + 2NaHCO₃

3. додаванням мила – С₁₇Н₃₅СООNa або С₁₅Н₃₁СООNa:

Ca(HCO₃)₂ + 2С₁₇Н₃₅СООNa = (С₁₇Н₃₅СОО)₂Ca ↓ + 2NaHCO₃

Mg(HCO₃)₂ + 2С₁₇Н₃₅СООNa = (С₁₇Н₃₅СОО)₂Mg↓ + 2NaHCO₃

ІІ. Постійної або не карбонатної твердості.

1. додаванням кальцинованої соди – Na₂CO₃:

CaCl₂ + Na₂CO₃ = СaCO₃↓ + 2NaCl

MgSO₄ + Na₂CO₃ = MgCO₃↓ + Na₂SO₄

2. додаванням мила – С₁₇Н₃₅СООNa або С₁₅Н₃₁СООNa:

CaCl₂ + 2С₁₇Н₃₅СООNa = (С₁₇Н₃₅СОО)₂Ca ↓ + 2NaCl

MgSO₄ + 2С₁₇Н₃₅СООNa = (С₁₇Н₃₅СОО)₂Mg↓ + Na₂SO₄

Тема 17. Алюміній і Ферум та їх сполуки.

Алюміній та його сполуки

Алюміній знаходиться у ІІІ-А групі.

На зовнішньому шарі в нього три електрони. Алюміній – нетиповий метал( перехідний, амфотерний елемент).

Al⁰ - 3e = Al³⁺

_{+ 13} ²⁷Al⁰ 1s²2s²2p⁶3s²3р¹ _{+ 13} ²⁷Al³⁺ 1s²2s²2p⁶3s⁰3р⁰

В сполуках алюміній проявляє такі:

- СО - +3;

- валентність – ІІІ;

- заряд йона - 3+.

Алюміній – це третій(Оксисен, Силіцій) за поширеністю елемент у земній корі, а серед металів – найбільш розповсюджений - 8%, а залізо - 4%

Фізичні властивості алюмінію

1.Сріблясто-білого кольору;

2. м’який. Дуже пластичний, легко витягується у дріт і прокатується у листи і фольгу. З електропровідністю поступається тільки золоту, сріблу і міді(2/3 міді).

3. легкий (ρ(Al)=2,7 г/мл;)

4. тугоплавкі за лужні метали(t_{(плавлення)}Al = +660⁰С)

У ряді металів він стоїть біля активних металів, але при звичайних умовах(на відміну від лужних та лужно-земельних металів) не взаємодіє ні з киснем, ні з водою тому, що він зверху покритий тонкою, щільною, прозорою плівкою, яка не допускає до поверхні кисень і воду. Знищити оксидну плівку на алюмінію можна тільки хімічно(не механічно), а саме ртуттю(Hg) або солями Меркурію(Hg(NO₃)₂).

Хімічні властивості алюмінію

|→ + Cl₂ → Al⁺³Cl₃

|→ + S → Al₂⁺³S₃

|→ + H₂ → Al⁺³H₃ ^-1 - Al⁺³H₃^-1! – алюміній гідрид

Al → → |→ + O₂ → Al₂⁺³O₃ (знищивши оксидну плівку)

|→ + H₂O → Al⁺³(OH)₃ + H₂↑(знищивши плівку)

|→ + HCl → Al⁺³Cl₃ + H₂↑

|→ + Me*Cl → Al⁺³Cl₃ + Me*

На відміну від типових металів алюміній як нетиповий метал взаємодіє з розчинами лугів(подібно як неметали), утворюючи сіль і водень:

2Al + 2H₂O + 2NaOH = 2NaAlO₂ + 3H₂↑

Натрій метаалюмінат

А також алюміній вступає в реакцію з оксидами малоактивних металів і ця реакція називається алюмотермія.

2Al + 3FeO = Al₂O₃ + 2Fe

Алюміній утворює один оксид, який є амфотерним оксидом ( Al₂O₃). Також він утворює один гідроксид, який є амфотерним гідроксидом( Al(OH)₃).

Добування алюмінію

Одержують алюміній у промисловості електрометалургійним способом – електролізом розплаву Al₂O₃.

Добування алюмінію методом електролізу розплаву Al₂O₃.

Al₂O₃ ↔ 2 Al³⁺ + 3O^2-

(-) K: Al³⁺ + 3e → Al⁰

(+) A: 2O^2- - 4e → O₂⁰

Загальне рівняння:

2Al₂O₃ → 4Al + 3O₂↑

Природні сполуки алюмінію і їх застосування

1. Al₂O₃ - корунд (червоні кристали – рубін, сині кристали – сапфір)

2. Al₂O₃∙nH₂O - боксит (алюмінієва руда)

3. Al₂O₃∙2SiO₂ ∙2H₂O - каолініт (складова частина білої глини, а червона глина містить домішки Fe₂O₃)

Алюміній використовується:

1. одержання сплавів легких і міцних:

- дюралюміни – це сплав Al + Cu + Mg

- силумін – це сплав Al + Si.

2. виробництво електричних дротів, різної хім..апаратури, фольги.

3. для алітування - це насичення поверхні стальних і чавунних виробів алюмінієм з метою захисту від корозії.

4. виробництва терміту (суміш залізної окалини і алюмінію) при цьому утворюється температура за 2000⁰C, а також для одержання деяких металів методом алюмотермії.

Ферум та його сполуки

Ферум міститься VІІІ-Б групі. Fe - це d-елемент.

На зовнішньому шарі в нього два електрони. Ферум –це типовий метал.

На відміну від лужних, лужно-земельних металів та алюмінію як елементів головних підгруп, Ферум як елемент побічної підгрупи може віддавати електрони як з зовнішнього щару, так із передостаннього d-електронного шару. Тому для нього характерні аж дві ступені окиснення.

Fe⁰ - 2e = Fe²⁺

_{+ 2 6} ⁵⁶Fe⁰ 1s²2s²2p⁶3s²3р⁶ 4s² 3d⁶ _{+ 2 6} ⁵⁶Fe²⁺ 1s²2s²2p⁶3s²3р⁶ 4s⁰ 3d⁶

Fe⁰ - 3e = Fe³⁺

_{+ 2 6} ⁵⁶Fe⁰ 1s²2s²2p⁶3s²3р⁶ 4s² 3d⁶ _{+ 2 6} ⁵⁶Fe³⁺ 1s²2s²2p⁶3s²3р⁶ 4s⁰3d⁵

В сполуках Ферум проявляє такі:

- СО - +2 і +3;

- валентність – ІІ і ІІІ;

- заряд йона - 2+ і 3+

Фізичні властивості заліза

1. Сріблясто-білого (сірого) кольору;

2. має магнітні властивості на відміну від інших металів;

3. важкий (ρ(Fe)=7,87 г/мл;)

4. тугоплавкий (t_{(плавлення)}Fe = +1539⁰С)

Хімічні властивості заліза

Залізо відноситься до металів середньої активності у ряді металів.

|→ + Cl₂ → Fe ^{+ 3} Cl₃

|→ + S → Fe⁺²S

|→ + H₂ ≠

Fе → → |→ + O₂ → Fe₃O₄ (тільки при t⁰ = 1000⁰С)

|→ + H₂O → Fe₃O₄+ H₂↑(тільки при t⁰ = 1000⁰С)

|→ + HCl → Fe⁺²Cl₂ + H₂↑

|→ + CuCl₂ → Fe^{+ 2} Cl₂ + Cu

|→ + O₂ + H₂O → Fe(OH)₃ (звичайні умови)

іржа

Ферум утворює три оксиди:

1. FeO – ферум (ІІ) оксид (основний оксид)

2. Fe₂O₃ - ферум (ІІІ) оксид (амфотерний оксид)

3. Fe₃O₄ (FeO∙Fe₂O₃) – залізна окалина обо ферум(ІІ,ІІІ) оксид) змішаний оксид)

Ферум утворює два гідроксиди:

1. Fe(OH)₂ - ферум (ІІ) гідроксид (нерозчинна основа)

2. Fe(OH)₃ - ферум (ІІІ) гідроксид (амфотерний гідроксид).

4Fe(OH)₂ + 2 H₂О + O₂ = 4Fe(OH)₃

Якісні реакції на солі Fe²⁺ і Fe³⁺

І. Fe²⁺.

1. Реакція з лугами, при цьому утворюється брудно-зелений осад Fe(OH)₂:

FeCl₂ + 2 Na OH = Fe(OH)₂ ↓ + 2 NaCl

2. Реакція з червоною кров’яною сіллю K₃[Fe⁺³(CN)₆]і при цьому утворюється синій осад «турнбулева синь»:

3Fe⁺²Cl₂ + 2K₃[Fe⁺³(CN)₆]= Fe₃[Fe⁺³(CN)₆]₂↓ + 6 KCl

«турнбулева синь»

І І. Fe³⁺.

1. Реакція з лугами, при цьому утворюється бурий осад Fe(OH)₃:

FeCl₃ + 3 Na OH = Fe(OH)₃ ↓ + 3 NaCl

2. Реакція з жовтою кров’яною сіллю K₄[Fe⁺²(CN)₆]і при цьому утворюється синій осад «берлінська блакить»:

4Fe⁺³Cl₃ + 3K₄[Fe⁺²(CN)₆]= Fe₄[Fe⁺²(CN)₆]₃↓ + 12 KCl

«берлінська блакить»

3. Реакція з калій роданідом KSCN і при цьому утворюється криваво-

червоний осад Fe(SCN)₃:

FeCl₃ + 3 KSCN = Fe(SCN)₃ ↓ + 3 KCl

Природні сполуки Феруму

1. Fe₂O₃ - гематит, червоний залізняк

2. Fe₃O₄ (FeO∙Fe₂O₃) – магнетит, магнітний залізняк, залізна окалина.

3. FeS₂ – пірит, залізний або сірчаний колчедан.

Неметалічні елементи

Особливості будови атомів неметалів:

1. Мають велику кількість електронів на зовнішньому шарі (3-8 електронів);

2. мають малий радіус (мала кількість електронних шарів);

3. неметали переважно приймають електрони до завершення зовнішнього шару, тобто переважно є окисниками, але деякі з них можуть і віддавати електрони(крім Флору), тобто виступають і відновниками.

4. Неметали мають найвищу позитивну С.О., яка відповідає номеру групи і найнижчу негативну С.О. таку скільки електронів бракує до завершення зовнішнього шару.

Із 110 елементів – 22 неметали. Це переважно р-елементи, крім Н і Не –s – елементи. Елементи-неметали у періодичній системі знаходяться і правій верхній частині її. Якщо провести діагональ в ід Бору до Астату, то на лінії діагоналі і зверху неї знаходяться неметали.

Тема 18. Гідроген і галогени та їх сполуки.

Гідроген та його сполуки.

Атоми Гідрогену найбільш розповсюджені у Всесвіті і входять до складу Сонця, зірок, а на Землі є тільки 1%.

Атом Гідрогену у періодичній системі знаходиться у двох групах одночасно:

І-А група (лужні метали) і VІІ-А група(галогени). На одному (першому) електронному шарі він містить 1 електрон, якщо він віддасть, то матиме С.О. +1 (як лужні метали), він може також і прийняти електрони і одержить С.О. -1 (як галогени).

Атом Н у формулах речовин має такі С.О.: -1, 0, +1. (найбільш характерна С.О. +1, крім гідридів металів -1.)

Атом Гідрогену (Н) утворює тільки одну просту речовину – Н₂ – водень.

За фізичними властивостями водень - це газ, найлегший із всіх відомих (Мr(H₂₎ = 2), нерозчинний у воді(1: 0,019), але розчиняється у металі Платина (Pt) (1: 850). При високих тисках(тисячах атмосфер) водень проходить через металічну обшивку приладів як повітря через губку (вибухонебезпечний!), а також, коли вдихати водень, то голос змінюється.

Хімічні властивості водню

1. реакція горіння:

2Н⁰₂ + О₂ = 2Н⁺¹₂О Суміш 2V Н₂ + 1V O₂ - «гримучий газ»

Н⁰₂ - відновник

2. реакція з неметалами:

Н⁰₂ + Cl₂ = 2Н⁺¹Cl

Н⁰₂ + S = Н₂⁺¹S

3Н⁰₂ + N₂ = 2NН₃⁺¹

Н⁰₂ – відновник

3. реакція з деякими металами (лужними, лужно-земельними і алюмінієм):

2Na + H₂⁰ = 2NaН ^-1 Н⁰₂ – окисник

4. реакція з оксидами малоактивних металів:

Fe₂O₃ + 3Н₂ = 2Fe + 3H₂O

5. реакція гідрування – це приєднання водню до атомів Карбону при подвійному чи потрійному зв’язку ворнанічних речовинах:

СН₂ = СН₂ + Н₂ → СН₃− СН₃

етен етан

Добування водню

1. У промисловості водень одержують при розкладі метану:

2СН₄ → С₂Н₂ + 3Н₂

2. У лабораторії водень одержують при взаємодії металів, що стоять у ряду металів до Н з кислотами:

Fe + 2HCl → FeCl₂ + H₂ ↑

Застосування водню

1. як екологічно чисте пальне;

2. синтез хлороводню і хлоридної кислоти; амоніаку, метанолу;

3. відновлення металів із руд;

4. одержання твердих жирів із олії (реакціях гідрування органічних речовин);

5. для наповнення стратостатів і метеорологічних шарів.

Галогени та їх сполуки

До галогенів відносяться елементи VII-А групи: F, Cl, Br, I, (At – це метал). Галогени – це родина найактивніших неметалів і серед них «король» всіх неметалів – F.

Для галогенів найбільш характерні такі С.О.: -1, 0, +1, +4, +6, +7.

(тільки F має: -1, 0)

Галогени як найактивніші неметали будуть приймати електрони і виступаючи переважно як окисники, тому найбільш характерна С.О.: -1.

Електронна формула атома Хлору: ₊₁₇^35,5Cl

1s²2s²2p⁶3s²3р⁵

Електронна формула аніону Хлору: Cl^-

Cl⁰ + 1e → Cl^-

1s²2s²2p⁶3s²3р⁶

Атоми галогенів утворюють тільки одну просту речовину формулами:

F₂ , Cl₂ , Br₂ , I₂ .

За фізичними властивостями галогени:

F₂ - блідо-жовтого кольору газ;

Cl₂ - жовтувато-зеленого кольору газ;

Br₂ - темно-червоного кольору рідина;

I₂ - фіолетово-чорного кольору кристали. (явище сублімації – перехід з твердого стану до газоподібного, минаючи рідкий)

Найбільше практичне значення серед галогенів має Хлор і його сполуки.

Хлор

За фізичними властивостями хлор – це газ з різким запахом, трохи розчинний у воді(1:2,5) – розчин хлору у воді називається «хлорною водою». Він важчий за повітря (Мr(Cl₂₎ = 71), дуже отруйний.

Хімічні властивості хлору

1. реакція з всіма металами, навіть благородними:

2Na + Cl₂⁰ = 2NaCl^-1 «галогени» з грецької

2Au + 3Cl₂ = 2AuCl₃ «ті, що утворюють солі»

Cl⁰₂ – окисник

2. реакція з неметалами (крім С,O₂):

Н₂ + Cl₂⁰ = 2НCl^-1

2Cl₂⁰ + 2P = 2PCl₅^-1

Cl₂⁰ - окисник

3. реакція з водою:

А) на початку реакції (свіжо приготовлена «хлорна вода»)

Н₂О + Cl₂⁰ = НCl^-1 + НCl⁺¹ O

Н-ОН

гіпохлоритна кислота

HClO = HCl + O (атомарний Оксисен)

Cl₂⁰ - і окисник, і відновник

Б) в кінці реакції (при тривалому стоянні)

2Н₂О + 2Cl₂⁰ = 4НCl^-1 + O₂↑

Cl₂⁰ – окисник

4. реакція з лугами: