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 1s22s22p63s264s2 +2040Сa2+ 1s22s22p63s264s0

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 , CaCl2, 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: CaCl2, 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 1s22s22p63s21 +1327Al3+ 1s22s22p63s00

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+ + 3O2-

(-) K: Al3+ + 3e → Al0

(+) A: 2O2- - 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 1s22s22p63s264s2 3d6 +2656Fe2+ 1s22s22p63s264s03d6

Тема 33. Типи розрахункових задач. 6 страница - student2.ru

Fe0 - 3e = Fe3+

+2656Fe0 1s22s22p63s264s2 3d6 +2656Fe3+ 1s22s22p63s264s03d5

Тема 33. Типи розрахункових задач. 6 страница - student2.ru

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:

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

Н02 - відновник

2. реакція з неметалами:

Н02 + Cl2 = 2Н+1Cl

Н02 + S = Н2+1S

02 + N2 = 2NН3+1

Н02 – відновник

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

2Na + H20 = 2NaН-1 Н02окисник

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.

Наши рекомендации