Тема 33. Типи розрахункових задач. 6 страница

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 розчинуNaCl

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 + 2Н₂О → 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 – цеодержаннякопій 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. Цегрупа найтиповіших металів.

На зовнішньому шарі вних тільки один неспарений електрон.

Na⁰ - 1e = Na⁺

₊₁₁²³Na⁰ 1s²2s²2p⁶3s¹ ₊₁₁²³Na⁺ 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 відносятьсядеякі елементи ІІ-А групи: Сa, Sr , Ba, Ra. Цегрупа типових металів.

На зовнішньому шарі вних два електрони.

Сa⁰ - 2e = Сa²⁺

₊₂₀⁴⁰Сa⁰ 1s²2s²2p⁶3s²3р⁶4s² ₊₂₀⁴⁰Сa²⁺ 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 натріюметодом 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 внього три електрони. Алюміній – нетиповий метал(перехідний, амфотерний елемент).

Al⁰ - 3e = Al³⁺

₊₁₃²⁷Al⁰ 1s²2s²2p⁶3s²3р¹ ₊₁₃²⁷Al³⁺ 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 розплавуAl₂O₃ .

Добування алюмініюметодом електролізу розплавуAl₂O₃ .

Al₂O₃ ↔ 2Al³⁺ + 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 внього два електрони. Ферум –цетиповий 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 ньогохарактерні аж дві ступені окиснення.

Fe⁰ - 2e = Fe²⁺

₊₂₆⁵⁶Fe⁰ 1s²2s²2p⁶3s²3р⁶4s² 3d⁶ ₊₂₆⁵⁶Fe²⁺ 1s²2s²2p⁶3s²3р⁶4s⁰3d⁶

Fe⁰ - 3e = Fe³⁺

₊₂₆⁵⁶Fe⁰ 1s²2s²2p⁶3s²3р⁶4s² 3d⁶ ₊₂₆⁵⁶Fe³⁺ 1s²2s²2p⁶3s²3р⁶4s⁰3d⁵

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

Залізовідноситься дометалів середньої активностіу ряді металів.

|→ + Cl₂ → Fe⁺³Cl₃

|→ + S → Fe⁺²S

|→ + H₂ ≠

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

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

|→ + HCl → Fe⁺²Cl₂ + H₂↑

|→ + CuCl₂ → Fe⁺²Cl₂ + 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 + 2H₂О + 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 + 2NaOH = Fe(OH)₂ ↓ + 2NaCl

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↓ + 6KCl

«турнбулева синь»

ІІ. Fe³⁺.

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

FeCl₃ + 3NaOH = Fe(OH)₃ ↓ + 3NaCl

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↓ + 12KCl

«берлінська блакить»

3.Реакціяз калій роданідом KSCNі при цьому утворюєтьсякриваво-

червоний осад Fe(SCN)₃:

FeCl₃ + 3KSCN = Fe(SCN)₃ ↓ + 3KCl

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 від 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 Земліє 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 промисловостіводень 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.