Хімічні властивості металів. Корозійні властивості металів. Що робитимемо з отриманим матеріалом

При взаємодії металів з речовинами довкілля з їхньої поверхні утворюються сполуки, які мають зовсім інші властивості, ніж самі метали. У звичайному житті ми часто повторюємо слова «іржа», «іржавіння», бачачи коричнево-жовтий наліт на виробах із заліза та його сплавах.
Іржавіння - це окремі випадки корозії.
Корозія - це процес мимовільного руйнування металів під впливом довкілля.
Однак руйнуванню піддаються практично всі метали, в результаті чого багато їхніх властивостей погіршуються (або зовсім губляться): зменшуються міцність, пластичність, блиск, знижується електропровідність, а також зростає тертя між деталями машин, що рухаються, змінюються розміри деталей і т. д.
За своєю хімічною природою корозія – це окисно-відновний процес. Залежно від середовища, в якому він протікає, розрізняють два види корозії.

Види корозії

1.Хімічна корозіявідбувається в середовищі, що не проводить електричний струм.
Такий вид корозії проявляється у разі взаємодії металів із сухими газами або рідинами-неелектролітами (бензином, гасом та ін.). Такої руйнації зазнають деталі та вузли двигунів, газових турбін, ракетних установок. Хімічна корозія часто спостерігається у процесі обробки металів за високих температур.

3 Fe + 2O 2 = Fe 3 O 4
4 Al + 3O 2 = 2Al 2 O 3

Більшість металів окислюється киснем повітря, утворюючи на поверхні оксидні плівки. Якщо ця плівка міцна, щільна, добре пов'язана з металом, вона захищає метал від подальшого руйнування. Такі захисні плівки з'являються у Zn, AI, Сг, Ni, Sn, Pb, Nb, Та та ін У заліза вона пухка, пориста, легко відділяється від поверхні і тому не здатна захистити метал від подальшого руйнування.

ІІ. Електрохімічна корозіявідбувається в струмопровідному середовищі (в електроліті) із виникненням усередині системи електричного струму. Електрохімічної корозії піддаються підводні частини суден, парові казани, підземні трубопроводи, металеві конструкції, що у вологому повітрі. Як правило, метали та сплави неоднорідні, містять включення різних домішок. При контакті з електролітами одні ділянки поверхні починають виконувати роль анода (віддають електрони), інші - роль катода (приймають електрони).

Для захисту заліза від корозії застосовуються різні покриття: фарба, шар металу (олова, цинку). При цьому фарба та олово оберігають від корозії доти, доки захисний шар цілий. Поява в ньому тріщин і подряпин сприяє проникненню вологи та повітря до поверхні заліза, і процес корозії відновлюється, причому у разі олов'яного покриття він навіть прискорюється, оскільки олово є катодом у електрохімічному процесі.
Оцинковане залізо поводиться інакше. Оскільки цинк виконує роль анода, його захисна функція зберігається і за порушенні цинкового покриття. Катодний захист широко використовується для зменшення корозії підземних та підводних трубопроводів та сталевих опор високовольтних передач, нафтових платформ та причалів.

Елементи з металевимивластивостями розташовані в IA – VIAгрупах періодичної системи (табл. 7).

Металами є також всі елементи, розташовані в IБ - VIIIБ‑групах ( перехідні метали).

В даний час у Періодичній системі 92 метали.

Типовимиметалами є sелементи (елементи IA-групи від Li до Fr, елементи IIA-групи від Mg до Ra). Загальна електронна формула атомів ns 1–2 . Їх характерні ступеня окислення +I і +II відповідно.

Невелика кількість електронів (1–2) на зовнішньому енергетичному рівні атомів типових металів передбачає легку втрату цих електронів та прояв сильних відновлювальних властивостей, що відбивають низькі значення електронегативності. Звідси випливає обмеженість хімічних властивостей та способів одержання типових металів.

Характерною особливістю типових металів є прагнення їх атомів утворювати катіони та іонні хімічні зв'язки з атомами неметалів. Сполуки типових металів з неметалами – це іонні кристали «катіон металааніон неметалу», наприклад, К + Br ‑ , Са 2+ O 2‑ . Катіони типових металів входять також до складу сполук зі складними аніонами – гідроксидів та солей, наприклад Mg 2+ (OH ‑ ) 2 , (Li +) 2 CO 3 2‑ .

Метали А-груп, що утворюють діагональ амфотерності в Періодичній системі Be-Al-Ge-Sb-Po, а також примикаючі до них метали (Ga, In, Tl, Sn, Pb, Bi) не виявляють типово металевих властивостей. Загальна електронна формула їх атомів ns 2 np 0-4передбачає більшу різноманітність ступенів окиснення, більшу здатність утримувати власні електрони, поступове зниження їх відновлювальної здатності та поява окисної здатності, особливо у високих ступенях окиснення (характерні приклади – сполуки Тl III, Pb IV, Bi v). Подібна хімічна поведінка характерна і для більшості d-елементів, тобто елементів Б-груп Періодичної системи (типові приклади – амфотерні елементи Cr та Zn).

Це прояв двоїстості (амфотерності) властивостей, одночасно металевих (основних) та неметалічних, обумовлено характером хімічного зв'язку. У твердому стані з'єднання нетипових металів з неметалами містять переважно ковалентні зв'язки (але менш міцні ніж зв'язки між неметалами). У розчині ці зв'язки легко розриваються, а сполуки дисоціюють на іони (повністю або частково). Наприклад, метал галій складається з молекул Ga 2 у твердому стані хлориди алюмінію і ртуті (II) AlCl 3 і HgCl 2 містять сильно ковалентні зв'язки, але в розчині AlCl 3 дисоціює майже повністю, a HgCl 2 – дуже мало (та й то на іони HgCl + і Cl -).

У вільному вигляді всі метали – тверді речовини, крім однієї – ртуті Hg, яка за звичайних умов є рідиною. У кристалах металів переважає особливий вид зв'язку ( металевазв'язок); валентні електрони слабо пов'язані з конкретним атомом у ґратах, і всередині металу існує так званий електроннийгаз. Всі метали мають високу електропровідність (найбільша y Ag, Cu, Аі, Al, Mg) і теплопровідність. Зустрічаються низькоплавкі метали (цезій Cs із температурою плавлення 28,7 °C плавиться від тепла руки) і, навпаки, дуже тугоплавкі (вольфрам W плавиться лише за 3387 °C). Відмінною властивістю металів служить їхня пластичність (ковкість), внаслідок чого вони можуть бути прокатані в тонкі листи – фольгу (Sn, Al, Au) або витягнуті в дріт (Cu, Al, Fe), проте зустрічаються і дуже тендітні метали (Zn, Sb , Bi).

У промисловості часто використовують не чисті метали, які суміші – сплави,у яких корисні властивості одного металу доповнюються корисними властивостями іншого. Так, мідь має невисоку твердість і малопридатна для виготовлення деталей машин, сплави міді з цинком ( латунь) є вже досить жорсткими і широко використовуються в машинобудуванні. Алюміній має високу пластичність і достатню легкість (малу щільність), але занадто м'який. На його основі готують сплав з магнієм, міддю та марганцем – дуралюмін (дюраль), який, не втрачаючи корисних властивостей алюмінію, набуває високої твердості та стає придатним в авіабудуванні. Сплави заліза з вуглецем (і добавками інших металів) – це широко відомі чавуні сталь.

Метали у вільному вигляді є відновниками. Проте реакційна здатність деяких металів невелика через те, що вони покриті поверхневою оксидною плівкою,різною мірою стійкою до дії таких хімічних реактивів, як вода, розчини кислот та лугів.

Наприклад, свинець завжди покритий оксидною плівкою, для його переходу в розчин потрібна не тільки дія реактиву (наприклад, розведеної азотної кислоти), але й нагрівання. Оксидна плівка на алюмінії перешкоджає реакції з водою, але під дією кислот і лугів руйнується. Пухка оксидна плівка (іржа), що утворюється на поверхні заліза у вологому повітрі, не заважає подальшому окисленню заліза.

Під дією концентрованихкислот на металах утворюється стійкаоксидна плівка. Це явище називається пасивацією.Так, у концентрованій сірчаної кислотипасивуються (і після цього не реагують з кислотою) такі метали, як Be, Bi, Со, Fe, Mg і Nb, а концентрованої азотної кислоти– метали Al, Be, Bi, C, Cr, Fe, Nb, Ni, Pb, Th та U.

При взаємодії з окислювачами в кислих розчинах більшість металів переходить в катіони, заряд яких визначається стійким ступенем окислення даного елемента в з'єднаннях (Na + Са 2+ Al 3+ Fe 2+ і Fe 3+).

Відновлювальна активність металів у кислому розчині передається поруч напруг. Більшість металів переводиться в розчин соляної та розведеної сірчаної кислотами, але Cu, Ag та Hg – лише сірчаної (концентрованої) та азотної кислоти, a Pt та Аі – «царської горілкою».

Небажаною хімічною властивістю металів є їх корозія, тобто активна руйнація (окислення) при контакті з водою та під впливом розчиненого в ній кисню (киснева корозія).Наприклад, широко відома корозія залізних виробів у воді, у результаті утворюється іржа, і вироби розсипаються на порошок.

Корозія металів протікає у воді також через присутність розчинених газів СО 2 і SO 2; створюється кислотне середовище, і катіони Н + витісняються активними металами у вигляді водню Н 2 (воднева корозія).

Особливо корозійно-небезпечним може бути місце контакту двох різнорідних металів (Контактна корозія).Між одним металом, наприклад Fe, та іншим металом, наприклад Sn або Cu, поміщеними у воду, виникає гальванічна пара. Потік електронів йде від активнішого металу, що стоїть ліворуч у ряді напруг (Fe), до менш активного металу (Sn, Cu), і більш активний метал руйнується (кородує).

Саме через це іржавіє луджена поверхня консервних банок (залізо, вкрите оловом) при зберіганні у вологій атмосфері та недбалому поводженні з ними (залізо швидко руйнується після появи хоча б невеликої подряпини, що допускає контакт заліза з вологою). Навпаки, оцинкована поверхня залізного відра довго не іржавіє, оскільки навіть за наявності подряпин корродує не залізо, а цинк (активніший метал, ніж залізо).

Опір корозії для даного металу посилюється при його покритті активнішим металом або при їх сплавленні; так, покриття заліза хромом або виготовлення сплаву заліза з хромом усуває корозію заліза. Хромоване залізо та сталь, що містить хром (нержавіюча сталь),мають високу корозійну стійкість.

Загальні способи отриманняметалів у промисловості:

електрометалургія,тобто одержання металів електролізом розплавів (для найбільш активних металів) або розчинів солей;

пірометалургія,тобто відновлення металів із руд при високій температурі (наприклад, отримання заліза в доменному процесі);

гідрометалургія,тобто виділення металів із розчинів їх солей більш активними металами (наприклад, отримання міді з розчину CuSO 4 дією цинку, заліза або алюмінію).

У природі іноді зустрічаються самородні метали(характерні приклади – Ag, Au, Pt, Hg), але найчастіше метали перебувають у вигляді сполук ( металеві руди).За поширеністю у земній корі метали різні: від найпоширеніших – Al, Na, Са, Fe, Mg, До, Ti до рідкісних – Bi, In, Ag, Au, Pt, Re.

Приклади завдань частини A

1. У залізовмісних продуктах реакцій між залізом та розведеними кислотами HCl, H 2 SO 4 та HNO 3 загальна сума числа атомів усіх елементів дорівнює

2. У рівняннях реакцій

Fe + O 2 → (Fe II Fe III 2)O 4

Fe + Cl 2 → FeCl 3

Fe + Н 2 O (пар) → (Fe II Fe III 2)O 4 + Н 2

3. Сіль NaCrO 2 отримують при взаємодії між

1) CrO 3 та Na 2 O

2) Cr 2 O 3 та Na 2 CO 3

4) CrO 2 та NaHCO 3

4. Протікатиме реакція при внесенні міді в розведені розчини

1) бромоводню

2) нітрату ртуті(II)

3) сірчаної кислоти

4) азотної кислоти

5. Протікають реакції

1) H 2 SO 4 + FeCO 3 →…

2) AgNO 3 + HI (pp) →…

3) K 2 Cr 2 O 7 (pp) + PbO 2 →…

4) AgNOg (p-p) + Au →…

6–9. Маса тигля з

6. платини

8. срібла

при прожарюванні на повітрі

1) зменшується

2) збільшується

3) не змінюється

4) не знаю

10-11. У молекулярних рівняннях реакцій

10. Fe 2 O 3 + HNOg →…, Fe(OH) 2 + O 2 → FeO(OH) +…

11. CuO + C → CO 2 + Cu, Fe 2 O 3 + CO → Fe +…

загальна сума коефіцієнтів дорівнює

12. Сплав, обидва компоненти якого реагують із концентрованою азотною кислотою, – це

13. Не протікаєреакція заміщення між реагентами

2) Pb(NO 3) 2 та Cr

4) Cd та Hg(NO 3) 2

14. Для видалення домішки NiSO 4 із розчину FeSO 4 треба додати

1) хлорид барію

2) нітрат срібла (I)

3) гідроксид калію

15. Пластинка металу виявиться покритою іншим металом, взятим у вигляді розчину солі, у наборах

1) Zn та Pb(NO 3) 2

2) Cu та Hg(NO 3) 2

3) З і MnSO 4

16–17. Корозія сталевого виробу, склепаного з

16. хромом

17. нікелем

у вологому повітрі

1) посилюється

2) слабшає

3) не змінюється

4) не знаю

7. Неметали основних підгруп IV-VII груп

Водень

Водень- Перший елемент Періодичної системи (1-й період, порядковий номер 1). Не має повної аналогії з іншими хімічними елементами і не належить до жодної групи (у таблицях умовно міститься в IA– та/або VIIA‑групі).

Атом водню найменший за розмірами та найлегший серед атомів усіх елементів. Електронна формула атома 1s 1 характерні ступеня окислення 0, +I і рідше - I. Стан H I вважається стійким (сполуки з H -I - сильні відновники).

Шкала ступенів окиснення водню:

По електронегативності (2,10) водень займає проміжне положення між типовими металами та типовими неметалами. Виявляє амфотерні властивості – металеві та неметалічні. Входить до складу катіонів (катіони оксонію Н 3 O + та амонію NH 4+ , аккакатіони металів) та численних аніонів – кислихкислотних залишків (HS -, HCO 3 - та ін).

Природний водень містить ізотоп 1Н протийз домішкою стабільного ізотопу 2 H(D) - Дейтеріяі слідами радіоактивного ізотопу 3 Н(Т) - Тритія(На Землі всього 2 кг тритію). У хімії символом Н у формулах речовин позначається природна суміш ізотопів, що міститься в них, з переважанням ізотопу протий,а самі речовини розглядаються як майже ізотопночисті сполуки проти.

Водень – найпоширеніший елемент у космосі (Сонце, великі планети Юпітер та Сатурн, зірки, міжзоряне середовище, туманності); до складу космічної матерії входить 63% Н, 36% Не та 1% всіх інших елементів.

В природі - третійпо хімічній поширеності елемент (після О та Si), основа гідросфери. Зустрічається у хімічно пов'язаному вигляді (вода, живі організми, нафта, природне вугілля, мінерали), міститься у верхніх шарах атмосфери.

Водень Н 2 .Проста речовина. Безбарвний газ без запаху та смаку. Молекула містить ковалентний зв'язок Н – Н. Дуже легкий, термічно стійкий до 2000 °C. Дуже мало розчинний у воді. Хемосорбується металами Fe, Ni, Pd, Pt де знаходиться в атомному стані.

Водень Н 2 може виявляти в одних умовах відновлювальні властивості (частіше), в інших – окисні властивості (рідше):

відновникН 2 0 - 2е - = 2Н I

окислювачН 2 0 + 2е - = 2Н -I

Сильний відновник за високих температур, водень реагує з неметалами та оксидами малоактивних металів, виконує роль окислювача у реакціях із типовими металами:

Дуже високою відновлювальною здатністю має атомарний водень Н 0 (водень in statu nascendi,лат., - в момент виникнення), який отримують безпосередньо в зоні реакції (час життя Н 0 0,5 с); наприклад, гранули магнію вносять у підкислений розчин переманганату калію, протікають реакції:

а) утворення атомарного водню

Mg + 2Н + = Mg 2+ + 2Н 0

б) відновлення перманганат-іону атомарним воднем

5Н 0 + 3H + + MnO 4 ‑ = Mn 2+ + 4Н 2 O

Інший приклад – відновлення нітробензолу в аніліну (Реакція Зініна):

а) Fe + 2Н + = Fe 2+ + 2Н 0

б) C 6 H 5 NO 2 + 6Н 0 = C 6 H 5 NH 2 + 2Н 2 O

Отримати атомарний водень можна також пропущенням водню Н 2 над нікелевим каталізатором.

Атомарний водень легко відновлює при кімнатній температурі стійкі з'єднання, наприклад KNO 3 і O 2:

2Н 0 (Zn, розб. HCl) + KNO 3 = KNO 2 + H 2 O

2H 0 (Zn, розб. HCl) + O 2 = Н 2 O 2

Аналогічно протікають реакції при використанні амфігенів (Zn, Al) у лужному середовищі:

а) Zn + 2OH - + 2H 2 O = 2 - + 2Н 0

б) 8Н 0 + KNO 3 = NH 3 + КОН + 2Н 2 O (кип'ятіння)

Якісна реакція– згоряння зібраного в пробірку водню з «бавовною» («гримуча» суміш із повітрям за вмістом Н 2 4–74 % за обсягом).

Застосовується водень як відновник та гідруючий агент у синтезі технічно важливих продуктів (рідкісні метали, NH 3 , НCl, органічні речовини).

Вода Н2О.Бінарне з'єднання. Безбарвна рідина (шар понад 5 м завтовшки пофарбований у блакитний колір), без смаку та запаху. Молекула має будову двічі незавершеного тетраедра [:: ОН 2] (sр 3-гібридизація). Летуча речовина термічно стійка до 1000 °C.

За звичайних умов полярні молекули води утворюють між собою водневі зв'язки. Це зумовлює аномалію температур плавлення та кипіння води – вони значно вищі, ніж у її хімічних аналогів (H 2 S та інших). Затвердіння води в лід супроводжується збільшенням обсягу на 9%, тобто лід легший за рідку воду (друга аномалія води). Найбільшу щільність вода має при 0 °C, а при 4 °C (третя аномалія води). Тверда вода (лід) легко виганяється.

Природна вода за ізотопним складом водню в основному 1 Н 2 O з домішкою 1 Н 2 НО і 2 Н 2 O, за ізотопним складом кисню в основному Н 2 16 O з домішкою Н 2 18 O та Н 2 17 O. Малою мірою піддається дисоціації до Н + , або, точніше, до Н 3 O + і ВІН; дуже слабкий електроліт. Катіон оксонію Н 3 O + має будову незавершеного тетраедра [: O(Н) 3 ] (sр 3-гібридизація). Утворює кристалогідрати з багатьма солями, аквакомплекси - з катіонами металів. Реагує із металами, неметалами, оксидами. Викликає електролітичну дисоціацію кислот, основ та солей, гідролізує багато бінарних сполук та солей. Піддається електролізу у присутності сильних електролітів. Майже універсальний рідкий розчинник неорганічних речовин.

Для хімічних цілей природну воду очищають перегонкою ( дистильована вода),для промислових цілей пом'якшують, усуваючи «тимчасову» і «постійну» жорсткість, або повністю знесолює, пропускаючи через іоніти в кислотній Н + ‑формі та лужній ВІН ‑ – формі (іони солей осаджуються на іонітах, а іони Н + та ВІН ‑ переходять у воду та взаємно нейтралізуються). Питну воду знезаражують хлоруванням (старий спосіб) або озонуванням (сучасний, але дорогий спосіб; озон не тільки окислює шкідливі домішки подібно до хлору, а й збільшує вміст розчиненого кисню).

Рівняння найважливіших реакцій:

Приклади гідролізу бінарних сполук:

6H 2 O + Al 2 S 3 = 2Al(ОН) 3 ↓ + 3H 2 S

2H 2 O + SF 4 = SO 2 + 4HF (40–60 °C)

6H 2 O + Mg 3 N 2 = 3Mg(OH) 2 ↓ + 2NH 3 (кип'ятіння)

2H 2 O + CaC 2 = Ca(OH) 2 ↓ + C 2 H 2

Вода - окисник за рахунок H I:

Електроліз води:

Електропровідність чистої (дистильованої) води дуже мала, тому електроліз проводять у присутності сильних електролітів.

а) у нейтральномурозчині (електроліт Na 2 SO 4)

катод 2H 2 O + 2е - = H 2 + 2OH

анод 2Н 2 O - 4е - = O 2 + 4H +

розчинВІН - + Н + = Н 2 O

б) у кислимрозчині (електроліт H 2 SO 4)

катод 2Н + + 2е - = Н 2

анод 2Н 2 O - 4е - = O 2 + 4Н +

в) в лужномурозчині (електроліт NaOH)

катод 2Н 2 O + 2е - = Н 2 + 2OН -

анод 4OН ‑ – 4е ‑ = O 2 + 2Н 2 O

Один із методів виявлення води заснований на переході у вологій атмосфері білого сульфату міді(II) CuSO 4 у блакитний мідний купорос CuSO 4 5Н 2 O.

Відомий ізотопний різновид води - важка вода D 2 O (2 Н 2 O); у природних водах масове відношення D2O: Н2O = 1:6000.

Щільність, температури плавлення та кипіння важкої води вище, ніж у звичайної. Розчинність більшості речовин у тяжкій воді значно менша, ніж у звичайній воді. Вона отруйна, тому що уповільнює біологічні процеси у живих організмах. Тяжка вода накопичується в залишку електроліту при багаторазовому електролізі води. Використовується як теплоносій та уповільнювач нейтронів у ядерних реакторах.

Гідрид кальцію СаН 2 .Бінарне з'єднання. Білий має іонну будову Са 2+ (Н ‑ ) 2 . При плавленні розкладається. Чутливий до кисню повітря. Сильний відновник реагує з водою, кислотами. Застосовується як тверде джерело водню (1 кг СаН 2 дає 1000 л Н 2), осушувач газів та рідин, аналітичний реагент для кількісного визначення води в кристалогідратах.

Рівняння найважливіших реакцій:

СаН 2 = Н 2 + Са (особливо чистий) (понад 1000 °C)

СаН 2 + 2Н 2 O = Са(ОН) 2 + 2Н 2

СаН 2 + 2НCl (розб.) = СаCl 2 + 2Н 2

СаН 2 + O 2 = Н 2 O + СаО (особливо чистий) (300–400 °C)

ЗСаН 2 + N 2 = ЗН 2 + Ca 3 N 2 (понад 1000 °C)

ЗСаН 2 + 2КClO 3 = 2КCl + ЗСаО + ЗН 2 O (450–550 °C)

СаН 2 + H 2 S = CaS + 2Н 2 (500-600 ° C)

Отримання: обробка нагрітого кальцію воднем

Галогени

Хлор. Хлороводень

Хлор- Елемент 3-го періоду і VII А-групи Періодичної системи, порядковий номер 17. Електронна формула атома [ 10 Ne]3s 2 3p 5 , характерні ступеня окислення 0, -I, +I, +V і +VII. Найбільш стійкий стан Cl-I. Шкала ступенів окиснення хлору:

Хлор має високу електронегативність (2,83), виявляє неметалеві властивості. Входить до складу багатьох речовин – оксидів, кислот, солей, бінарних сполук.

В природі - дванадцятийза хімічною поширеністю елемент (п'ятий серед неметалів). Зустрічається лише у хімічно пов'язаному вигляді. Третій за змістом елемент у природних водах (після О та H), особливо багато хлору у морській воді (до 2 % за масою). Життєво важливий елемент всім організмів.

Хлор Cl2.Проста речовина. Жовто-зелений газ із різким задушливим запахом. Молекула Cl 2 неполярна, містить зв'язок CI-CI-Cl. Термічно стійкий, негорючий на повітрі; суміш з воднем вибухає на світлі (водень згорає у хлорі):

Добре розчинний у воді, піддається в ній дисмутації на 50% і повністю – у лужному розчині:

Розчин хлору у воді називають хлорною водою,на світлі кислота НClO розкладається на НCl і атомарний кисень О 0 тому «хлорну воду» треба зберігати в темній склянці. Наявністю в «хлорній воді» кислоти НСlO та утворенням атомарного кисню пояснюються її сильні окисні властивості: наприклад, у вологому хлорі знебарвлюються багато барвників.

Хлор дуже сильний окислювач по відношенню до металів та неметалів:

Реакції із сполуками інших галогенів:

а) Cl 2 + 2KBr (p) = 2КCl + Br 2 (кип'ятіння)

б) Cl 2 (тиж.) + 2KI (p) = 2КCl + I 2 ↓

3Cl 2 (ха.) + ЗН 2 O + KI = 6НCl + КIO 3 (80 °C)

Якісна реакція– взаємодія нестачі Cl 2 з KI (див. вище) та виявлення йоду з синього фарбування після додавання розчину крохмалю.

Отриманняхлору в промисловості:

і в лабораторії:

4НCl (конц.) + MnO 2 = Cl 2 + MnCl 2 + 2Н 2 O

(аналогічно за участю інших окислювачів; докладніше див. реакції для НCl та NaCl).

Хлор відноситься до продуктів основного хімічного виробництва, використовується для отримання брому і йоду, хлоридів і похідних, що містять кисень, для відбілювання паперу, як дезінфікуючий засіб для питної води. Отруйний.

Хлороводень НCl.Безкиснева кислота. Безбарвний газ із різким запахом, важчий за повітря. Молекула містить ковалентний σ-зв'язок Н – Cl. Термічно стійкий. Дуже добре розчинний у воді; розведені розчини називаються хлороводневою кислотою,а димний концентрований розчин (35-38%) – соляною кислотою(Назва дано ще алхіміками). Сильна кислота в розчині, що нейтралізується лугами та гідратом аміаку. Сильний відновник у концентрованому розчині (за рахунок Cl-I), слабкий окисник у розведеному розчині (за рахунок НІ). Складова частина «царської горілки».

Якісна реакція на іон Cl - утворення білих опадів AgCl і Hg 2 Cl 2 , які не переводяться в розчин дією розведеної азотної кислоти.

Хлороводень служить сировиною у виробництві хлоридів, хлорорганічних продуктів, використовується (як розчину) при травленні металів, розкладанні мінералів і руд.

Рівняння найважливіших реакцій:

НCl (розб.) + NaOH (розб.) = NaCl + Н 2 O

HCl (розб.) + NH 3 H 2 O = NH 4 Cl + Н 2 O

4HCl (конц., гор.) + МО 2 = МCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O (М = Mn, Pb)

16HCl (конц., гор.) + 2КMnO 4(т) = 2MnCl 2 + 5Cl 2 + 8H 2 O + 2КCl

14HCl (конц.) + До 2 Cr 2 O 7(т) = 2CrCl 3 + ЗCl 2 + 7H 2 O + 2КCl

6HCl (конц.) + КClO 3(т) = КCl + ЗCl 2 + 3H 2 O (50–80 °C)

4HCl (конц.) + Са(ClO) 2(т) = СаCl 2 + 2Cl 2 | + 2Н 2 O

2HCl (розб.) + М = МCl 2 + H 2 (М = Fe, Zn)

2HCl (розб.) + МСО 3 = МCl 2 + С 2 + H 2 O (М = Са, Ва)

HCl (розб.) + AgNO3 = HNO3 + AgCl↓

ОтриманняНCl у промисловості – спалювання Н 2 у Cl 2 (див.), у лабораторії – витіснення із хлоридів сірчаною кислотою:

NaCl (т) + H 2 SO 4 (конц.) = NaHSO 4 + НCl(50 °C)

2NaCl(т) + H 2 SO 4 (конц.) = Na 2 SO 4 + 2НCl(120 °C)

Хлориди

Хлорид натрію NaCl.Безкиснева сіль. Побутова назва кухонна сіль.Білий, слабогігроскопічний. Плавиться та кипить без розкладання. Помірно розчинний у воді, розчинність мало залежить від температури, розчин має характерний солоний смак. Гідроліз не піддається. Слабкий відновник. Входить у реакції іонного обміну. Піддається електролізу в розплаві та розчині.

Застосовується для отримання водню, натрію та хлору, соди, їдкого натру та хлороводню, як компонент охолодних сумішей, харчовий продукт та консервуючий засіб.

У природі – основна частина покладів кам'яної солі,або галіт,і сильвініту(разом із КCl), рапи соляних озер, мінеральних домішок морської води (зміст NaCl = 2,7 %). У промисловості одержують випарюванням природних розсолів.

Рівняння найважливіших реакцій:

2NaCl (т) + 2H 2 SO 4 (конц.) + MnO 2(т) = Cl 2 + MnSO 4 + 2Н 2 O + Na 2 SO 4 (100 °C)

10NaCl (т) + 8H 2 SO 4 (конц.) + 2КMnO 4(т) = 5Cl 2 + 2MnSO 4 + 8Н 2 O + 5Na 2 SO 4 + K 2 SO 4 (100 °C)

6NaCl (т) + 7H 2 SO 4 (конц.) + До 2 Cr 2 O 7(т) = ЗCl 2 + Cr 2 (SO 4) 3 + 7Н 2 O + 3Na 2 SO 4 + K 2 SO 4 (100 °C)

2NaCl (т) + 4H 2 SO 4 (конц.) + РЬO 2(т) = Cl 2 + Pb(HSO 4) 2 + 2Н 2 O + 2NaHSO 4 (50 °C)

NaCl (розб.) + AgNO3 = NaNO3 + AgCl↓

Хлорид калію KCl.Безкиснева сіль. Білий, негігроскопічний. Плавиться та кипить без розкладання. Помірно розчинний у воді, розчин має гіркий смак, гідролізу немає. Входить у реакції іонного обміну. Застосовується як калійне добрива, щоб одержати К, КОН і Cl 2 . У природі основна складова частина (нарівні з NaCl) покладів сильвініту.

Рівняння найважливіших реакцій однакові з такими для NaCl.

Хлорид кальцію СаCl2.Безкиснева сіль. Білий, плавиться без розкладання. Розпливається повітря за рахунок енергійного поглинання вологи. Утворює кристалогідрат СаCl 2 6Н 2 O з температурою зневоднення 260 °C. Добре розчинний у воді, гідролізу немає. Входить у реакції іонного обміну. Застосовується для осушення газів і рідин, приготування сумішей, що охолоджують. Компонент природних вод, складова частина їхньої «постійної» жорсткості.

Рівняння найважливіших реакцій:

СаCl 2(т) + 2H 2 SO 4 (конц.) = Ca(HSO 4) 2 + 2НCl (50 °C)

СаCl 2(т) + H 2 SO 4 (конц.) = CaSO 4 ↓ + 2НCl (100 °C)

СаCl 2 + 2NaOH (конц.) = Ca(OH) 2 ↓ + 2NaCl

ЗСаCl 2 + 2Na 3 PO 4 = Са 3 (РO 4) 2 ↓ + 6NaCl

СаCl 2 + К 2 СО 3 = СаСО 3 ↓ + 2КCl

СаCl 2 + 2NaF = CaF 2 ↓ + 2NaCl

Отримання:

СаСО 3 + 2HCl = СаCl 2 + СО 3 + Н 2 O

Хлорид алюмінію AlCl3.Безкиснева сіль. Білий, легкоплавкий, сильнолетючий. У парі складається з ковалентних мономерів AlCl 3 (трикутна будова, sр 2 ‑гібридизація, переважають при 440–800 °C) та димерів Al 2 Cl 6 (точніше, Cl 2 AlCl 2 AlCl 2 , будова – два тетраедра із загальним ребром, sр 3 -гібридизація, переважають при 183-440 ° C). Гігроскопічний, на повітрі «димить». Утворює кристалогідрат, що розкладається при нагріванні. Добре розчинний у воді (із сильним екзо-ефектом), повністю дисоціює на іони, створює в розчині сильнокислотне середовище внаслідок гідролізу. Реагує із лугами, гідратом аміаку. Відновлюється при електроліз розплаву. Входить у реакції іонного обміну.

Якісна реакціяна іон Al 3+ – утворення осаду AlРO 4 , який перетворюється на розчин концентрованої сірчаної кислотою.

Застосовується як сировина у виробництві алюмінію, каталізатор в органічному синтезі та при крекінгу нафти, переносник хлору в органічних реакціях. Рівняння найважливіших реакцій:

Отримання AlCl 3 в промисловості- хлорування каоліну, глинозему або бокситу в присутності коксу:

Al 2 O 3 + ЗС (кокс) + ЗCl 2 = 2AlCl 3 + ЗСО (900 °C)

Хлорид заліза(Н) FeCl 2 .Безкиснева сіль. Білий (гідрат блакитно-зелений), гігроскопічний. Плавиться та кипить без розкладання. При сильному нагріванні летючий у потоці HCl. Зв'язки Fe – Cl переважно ковалентні, пара складається з мономерів FeCl 2 (лінійна будова, sp-гібридизація) та димерів Fe 2 Cl 4 . Чутливий до кисню повітря (темніє). Добре розчинний у воді (із сильним екзоефектом), повністю дисоціює на іони, слабо гідролізується по катіону. При кип'ятінні розчину розкладається. Реагує із кислотами, лугами, гідратом аміаку. Типовий відновник. Вступає в реакції іонного обміну та комплексоутворення.

Застосовується для синтезу FeCl 3 і Fe 2 O 3 як каталізатор в органічному синтезі, компонент лікарських засобів проти анемії.

Рівняння найважливіших реакцій:

Отримання:взаємодія Fe з соляною кислотою:

Fe + 2НCl = FeCl 2 +Н 2

(у промисловостівикористовують хлороводень і ведуть процес при 500 °C).

Хлорид заліза(III) FeCl 3 .Безкиснева сіль. Чорно-коричневий (темно-червоний у світлі, зелений у відбитому), гідрат темно-жовтий. При плавленні перетворюється на червону рідину. Дуже леткий, при сильному нагріванні розкладається. Зв'язки Fe – Cl переважно ковалентні. Пара складається з мономерів FeCl 3 (трикутна будова, sр 2 -гібридизація, переважають вище 750 °C) і димерів Fe 2 Cl 6 (точніше, Cl 2 FeCl 2 FeCl 2 , будова - два тетраедра із загальним ребром, sр 3 -гібридизація, переважають при 316-750 ° C). Кристаллогідрат FeCl 3 6Н 2 O має будову Cl 2Н 2 O. Добре розчинний у воді, розчин пофарбований у жовтий колір; сильно гідролізований по катіону. Розкладається у гарячій воді, реагує із лугами. Слабкий окисник та відновник.

Застосовується як хлорагент, каталізатор в органічному синтезі, протрава при фарбуванні тканин, коагулянт при очищенні питної води, травник мідних пластин у гальванопластіці, компонент кровоспинних препаратів.

Рівняння найважливіших реакцій:

Хлорид амонію NH4Cl.Безкиснева сіль, технічна назва нашатир.Білий, леткий, термічно нестійкий. Добре розчинний у воді (з помітним ендо‑ефектом, Q = ‑16 кДж), гідролізується по катіону. Розкладається лугами при кип'ятінні розчину, переводить розчин магній і гідроксид магнію. Входить у реакцію конмутації з нітратами.

Якісна реакціяна іон NH 4 + - виділення NH 3 при кип'ятінні з лугами або при нагріванні з гашеним вапном.

Застосовується в неорганічному синтезі, зокрема для створення слабокислотного середовища, як компонент азотних добрив, сухих гальванічних елементів, при паянні мідних та лудженні сталевих виробів.

Рівняння найважливіших реакцій:

Отримання:взаємодія NH 3 з HCl у газовій фазі або NH 3 Н 2 O з HCl у розчині.

Гіпохлорити. Хлорати

Гіпохлорит кальцію Са(СlO) 2 .Сіль хлорнуватистої кислоти HClO. Білий при нагріванні розкладається без плавлення. Добре розчинний у холодній воді (утворюється безбарвний розчин), гідролізується по аніону. Реакційний, повністю розкладається гарячою водою, кислотами. Сильний окисник. При стоянні розчин поглинає вуглекислий газ із повітря. Є активною складовою хлорного (білильного) вапна– суміші невизначеного складу із СаCl 2 та Са(ОН) 2 . Рівняння найважливіших реакцій:

Са(ClO) 2 = СаCl 2 + O 2 (180 °C)

Са(ClO) 2(т) + 4НCl (конц.) = СаCl 2 + 2Cl 2 + 2Н 2 O (80 °C)

Са(ClO) 2 + Н 2 O + СO 2 = СаСO 3 ↓ + 2НClO (на холоді)

Са(ClO) 2 + 2Н 2 O 2 (розб.) = СаCl 2 + 2Н 2 O + 2O 2

Отримання:

2Са(ОН) 2 (суспензія) + 2Cl 2(г) = Са(ClO) 2+ СаCl 2 + 2Н 2 O

Хлорат калію КСlO 3 .Сіль хлорнуватої кислоти НСlO 3 найбільш відома сіль кисневмісних кислот хлору. Технічна назва бертолетова сіль(На ім'я її першовідкривача К.-Л. Бертолле, 1786). Білий, плавиться без розкладання, при подальшому нагріванні розкладається. Добре розчинний у воді (утворюється безбарвний розчин), гідролізу немає. Розкладається концентрованими кислотами. Сильний окисник при сплавленні.

Застосовується як компонент вибухових та піротехнічних сумішей, головок сірників, у лабораторії – тверде джерело кисню.

Рівняння найважливіших реакцій:

4КClO 3 = ЗКClO 4 + КCl (400 °C)

КClO 3(т) + 6НCl (конц.) = КCl + ЗCl 2 | + ДТ 2 O (50–80 °C)

ЗКClO 3(т) + 2H 2 SO 4 (конц., гор.) = 2ClO 2 | + КClO 4 + Н 2 O + 2KHSO 4

(діоксид хлору на світлі вибухає: 2ClO 2(г) = Cl 2 + 2O 2)

2КClO 3 + Е 2 (ізб.) = 2КЕO 3 + Cl 2 (в розб. HNO 3 , Е = Br, I)

ОтриманняКClO 3 в промисловості– електроліз гарячого розчину КCl (продукт КClO 3 виділяється на аноді):

Броміди. Йодіди

Бромід калію КBr.Безкиснева сіль. Білий, негігроскопічний, плавиться без розкладання. Добре розчинний у воді, гідролізу немає. Відновник (слабший, ніж KI).

Якісна реакціяна іон Br – витіснення брому з розчину КBr хлором та екстракція брому в органічний розчинник, наприклад СCl 4 (в результаті водний шар знебарвлюється, органічний шар забарвлюється у бурий колір).

Застосовується як компонент травників під час гравіювання по металах, складова частина фотоемульсій, лікарський засіб.

Рівняння найважливіших реакцій:

Отримання:

K 2 CO 3 + 2HBr = 2 KBr+ CO 2 + H 2 O

Йодід калію KI.Безкиснева сіль. Білий, негігроскопічний. При зберіганні на світлі жовтіє. Добре розчинний у воді, гідролізу немає. Типовий відновник. Водний розчин KI добре розчиняє I 2 з допомогою комплексоутворення.

Якісна реакціяна іон I – витіснення йоду з розчину KI недоліком хлору та екстракція йоду в органічний розчинник, наприклад СCl 4 (в результаті водний шар знебарвлюється, органічний шар забарвлюється у фіолетовий колір).

Рівняння найважливіших реакцій:

Отримання:

K 2 CO 3 + 2HI = 2 KI+ З 2 + Н 2 O

Халькогени

Кисень

Кисень– елемент 2-го періоду та VIA-групи Періодичної системи, порядковий номер 8, відноситься до халькогенів (але частіше розглядається окремо). Електронна формула атома [ 2 He]2s 2 2p 4 , характерні ступені окислення частіше 0 і - II, рідше - I і + II, стан II вважається стійким.

Шкала ступенів окиснення кисню:

Кисень має високу електронегативність (3,50, другий елемент після фтору), виявляє типові неметалеві властивості. Утворює сполуки з усіма елементами, крім Не, Ne і Ar, входить до складу численних оксидів, гідроксидів, солей кислот, що містять кисень.

Природний кисень містить ізотоп 16 O з домішкою ізотопів 17 O і 18 O. У хімії більшість сполук природного кисню розглядається як ізотопно-чисті сполуки кисню-16.

Кисень – найпоширеніший елемент у земній корі (55 %) та природних водах, зустрічається у вільному та пов'язаному вигляді. Життєво важливий елемент всім організмів.

Кисень O 2 .Проста речовина. Складається з неполярних молекул О 2 ( дикисень) з σπ-зв'язком O=O, стійка алотропна форма існування елемента у вільному вигляді. Безбарвний газ, у рідкому стані – світло-блакитний, у твердому – синій.

Складова частина повітря: 20,94% за обсягом, 23,13% за масою. З рідкого повітря кисень википає післяазоту N 2 . Малорозчинний у воді (31 мл/1 л Н 2 O при 20 °C), але трохи краще, ніж N 2 . При кімнатній температурі має малу хімічну активність через міцність подвійного зв'язку в молекулах.

Кисень підтримує горіння багатьох речовин. Сильний окислювач при високих температурах, реагує з більшістю металів та неметалів:

Кисень викликає іржавіння (повільне окислення) заліза, рівняння реакцій див. в 11.3. Особливо активний атомарний кисеньПро 0 (активність вище, ніж у озону O 3), який зазвичай отримується безпосередньо в зоні реакції при термічному розкладанні багатьох речовин.

Найпростіша якісна реакція- Яскраве загоряння тліючої деревної лучинки в атмосфері кисню.

Отриманнякисню:

а) у промисловості- фракційна дистиляція рідкого повітря, електроліз води (рівняння реакцій див. Розд. 12);

б) у лабораторії- нагрівання кисневмісних речовин, що легко розкладаються:

2HgO = 2Hg + O 2 (450–500 °C)

2КMnO 4 = До 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2 (200–240 °C)

2Na 2 O 2 = 2Na 2 O + O 2 (400–675 °C, вакуум)

2КClO 3 = 2КCl + 3O 2 (150–300 °C, кат. MnO 2)

2KNO 3 = 2KNO 2 + O 2 (400–520 °C)

Кисень є найважливішим продуктом основного виробництва. Застосовується як реагент у хімічній технології (випал сульфідних руд, синтез оксидів), металургії (виробництво чавуну та сталі) та газифікації природного вугілля, при зварюванні та різанні металів; рідкий кисень – окисник палива у ракетній техніці.

Зменшення кисню в атмосфері внаслідок процесів горіння, гниття та дихання відшкодовується рослинами при фотосинтезі. При вдиханні людиною та тваринами повітря у легені кисень зв'язується з гемоглобіном крові та переноситься у клітини, де органічні речовини (насамперед глюкоза) з його допомогою окислюються та забезпечують життєву енергію організмів.

Озон O3.Проста речовина (трикисень),нестійка аллотропна форма існування елемента. Світло-синій газ із характерним («озоновим») запахом, важчим за повітря. Молекула має будову незавершеного трикутника [: O(O) 2 ] (sр 2 гібридизація, валентний кут 117 °), містить ковалентні σπ-зв'язку O = O. Розкладається під дією ультрафіолетового випромінювання, каталізаторів та оксидів азоту (руйнування озонового шару атмосфери Землі). Стійкий у суміші з O 2 (Озонований кисень).Малорозчинний у воді (285 мл/1 л Н 2 O), але значно краще ніж O 2 . Сильний окислювач (сильніший, ніж O 2 але більш слабкий, ніж атомарний кисень O 0). Окислює при кімнатній температурі багато металів і неметалів до високих ступенів окиснення. З надпероксидами лужних металів (К, Rb, Cs) утворює оранжево-червоні. озоніди.Чи не реагує з Au, Cu, Ni, Pt, Sn. Генерується з кисню O 2 у спеціальному приладі – озонатор.

Якісна реакція- Виділення йоду з розчину KI при кімнатній температурі (O 2 в реакцію не вступає). Рівняння найважливіших реакцій:

Отримання: під дією електричного розряду в озонаторі:

Застосовується для дезінфекції питної води, при відбілюванні тканин та мінеральних масел, як реагент у

неорганічному та органічному синтезі. В атмосфері Землі озоновий шар (на висоті = 25 км) захищає живий світ від дії космічного ультрафіолетового випромінювання.

Атомарний кисень Про 0 .Третя алотропна форма кисню. Більш сильний окисник у порівнянні з O 2 та O 3 . Утворюється при розпаді молекул O 2 та O 3 під дією ультрафіолетового випромінювання. Виникає при термічному розкладанні кисневмісних речовин (див. вище, одержання O 2); при відсутності відновників відразу переходить знову в O 2 і O 3 , у присутності відновників окислює їх:

KNO 3 = KNO 2 + O 0

Про 0+ З (графіт) = З 2

Тому речовини, що легко відщеплюють кисень при нагріванні, виявляють сильні окисні властивості.

Пероксид водню Н 2 O 2 .Бінарне з'єднання. Молекула Н 2 O 2 непогана, має будову з σ-зв'язком О - Про на ребрі і зв'язками Н - Про на площинах двогранного кута. Ступінь окислення кисню дорівнює – I. Група – О – О – називається пероксогрупою.

Безбарвна рідина, в'язка, важча за воду, чутлива до світла та домішок (стабілізатор Н 3 РO 4). Розкладається із вибухом при слабкому нагріванні, на каталізаторі – при кімнатній температурі. Необмежено змішується із водою. Розведеними лугами нейтралізується в повному обсязі. Сильний окисник, слабкий відновник.

Пероксид водню застосовується як відбілювач текстилю, паперу, шкір, жирів і мінеральних масел, окисник ракетного палива, реагент в органічному синтезі, при освітленні картин старих майстрів PbSO 4). У промисловості зазвичай використовують вибухобезпечний 30% розчин Н 2 O 2 (пергідроль),в медицині – 3% розчин.

Рівняння найважливіших реакцій:

2Н 2 O 2 = 2Н 2 O + O 2 (вище 150 °C або на кат. MnO 2)

Н 2 O 2 (розб.) + NaOH (розб.) = NaHO 2 + Н 2 O

Н 2 O 2 (конц.) + 2NaOH (т) = Na 2 O 2 ↓ + 2H 2 O (0 °C)

Н 2 O 2 (3 %) + 2H + + 2I ‑ = I 2 ↓ + 2Н 2 O

5Н 2 O 2 (30 %) + I 2(т) = 2НIO 3 + 4Н 2 O

Н 2 O 2 (10 %) + SO 3 2‑ = SO 3 2‑ + H 2 O

4Н 2 O 2 (30 %) + PbS (чорн.) = 4H 2 O + PbSO 4 (біл.)↓

3H 2 O 2 + 2 3‑ = 2CrO 4 2‑ + 8H 2 O + 2OH ‑

2Н 2 O 2 (конц.) + Са(ClO) 2 = СаCl 2 + 2Н 2 O + 2O 2

5H 2 O 2 + 6H + + 2MnO 4 ‑ = 2Mn 2+ + 5O 2 + 8Н 2 O

Отримання: в лабораторії

Company Logo Актуалізація знань та мотивація навчальної діяльності Хімічний диктант за 2-ма варіантами (непарні номери – 1 варіант, парні – 2 варіант) 1. Здатність металів добре проводити електричний струм пояснюється наявністю. ґрати металу залежать його… 4. Температура плавлення металу залежить від… 5. Найлегший метал… 6. Найважчий метал…

Company Logo Актуалізація знань та мотивація навчальної діяльності 7.Метали, що плавляться при темп. нижче З називаються… 8. Метали із щільністю менше 5 г/см 3 називаються… 9. Темп. плавлення тугоплавких металів … 10. З підвищенням темп. плавлення зменшується… 11.Метали, віддаючи електрони, виконують роль … 12. До чорних металів належать…

Company Logo Актуалізація знань та мотивація навчальної діяльності 13. Метали в техніці поділяються на… 14. Найтугоплавкішим металом є… Мотивація: у давнину людям було відомо 7 металів. Їх число співвідносилося до числа відомих тоді планет: Сатурн-свинець, Меркурій-ртуть, Марс-залізо, Місяць-срібло, Сонце-золото, Венера-мідь, Юпітер-олово. Ви знаєте набагато більше алхіміків, і ми сьогодні продовжимо вивчати властивості металів

Company Logo Метали 1. Що об'єднує ці елементи? 2. Які властивості цих елементів вам відомі?

Company Logo Хімічні властивості металів Які властивості простих речовин зображені на цьому слайді?

Company Logo Хімічні властивості металів Які елементи належать до металів? Назвіть основну властивість металів Як змінюється активність металів у періоді? Елементи, на зовнішньому рівні у яких 1-2 електрони. Основна властивість - віддавати валентні електрони Зі збільшенням заряду ядра активність металу в періоді зменшується

Company Logo Ряд активності металів Збільшення відновлювальних властивостей Розгляньте ряд активності металів, зробіть висновок про активність різних металів, висловте припущення, з якими речовинами вони можуть реагувати.

Company Logo Хімічні властивості металів Взаємодія з неметалами: з киснем із сіркою з галогенами Li K Ca Na Mg Al Zn Cr Fe Ni Pb Cu 2

Company Logo Хімічні властивості металів Напишіть рівняння реакцій взаємодії натрію з: киснем, сіркою, хлором 4Na + O2 = 2Na2O 2Na + S = Na2S 2 Na + CI2 = 2NaCI

Company Logo Взаємодія зі складними речовинами: з водою Li K Ca NaMg Al Zn Cr Fe Pb (H 2) Cu Hg Ag Pt Au За звичайних умов M + H 2 OH 2 + луг При нагріванні M+H 2 OH 2 +оксид M + H 2 O

Company Logo Приклади Закінчіть можливі рівняння реакцій: 1. Li + H2O = 2. AI + H2O = 3. Hg + H2O = 2Li + 2HOH = 2LiOH + H2 2AI +3H2O = Ai2O3 + 3H2 Hg + H2O

Company Logo Взаємодія з розчинами кислот Li K Ca Na Mg Al |

Company Logo Приклади Напишіть можливі рівняння реакцій взаємодії з розведеною сірчаною кислотою: алюмінію, цинку, натрію та міді 3H2SO4 + 2AI= AI2(SO4)3+ 3H2 H2SO4 + Zn = ZnSO4 + H2 H2SO4 + 2Na = Na2SO4

Company Logo Взаємодія з розчинами солей Кожен метал витісняє з розчинів солей інші метали, що знаходяться правіше за нього в ряді напруг, і сам може бути витіснений металами, розташованими лівіше. Fe + CuSO4 = FeSO4 + Cu Zn + NiCI2 = ZnCI2 + Ni Запам'ятати! Не можна для цієї мети брати активні метали, тому що вони взаємодіють з водою, утворюючи луги.

Company Logo Реагуючі речовини KCaFeCuAu О2 Н2О HCl (розчин) Pb(NO3)2 розчин Вправи

Company Logo Перевірка Реагуючі речовини NaCaFeCuAu О2О Н2ОН2О HCl (розчин) Pb(NO 3) 2 розчин +++--

Company Logo Корозія Корозія – це мимовільний процес руйнування матеріалів та виробів із них під хімічним впливом навколишнього середовища.

Company Logo Причини корозії А) гази (O2,SO2, H2S, Cl2, NH3, NO, NO2, H2O-пар тощо); сажа – адсорбент газів; Б) електроліти: луги, кислоти, солі; В) іони Сl-, вологість повітря; Г) макро- та мікроорганізми; Е) блукаючий електричний струм; Ж) різнорідність металів.

Company Logo Види корозії Корозія Атмосферна Газова Хімічна Електрохімічна

Company Logo Атмосферна корозія металів відбувається у вологому повітрі при звичайній температурі

Company Logo Хімічна корозія Хімічна корозія – це хімічна руйнація металів під дією кисню, сірководню та інших газів без вологи

Company Logo Газова корозія Газова корозія – різновид хімічної корозії, якій піддається арматура печей, деталі двигунів, які працюють в умовах високих температур.

Company Logo Електрохімічна корозія Електрохімічна корозія – це руйнування металу, який знаходиться в контакті з іншим металом та електролітом або водою.

Company Logo Електрохімічна корозія На поверхні будь-якого металу конденсується вода, де розчинені атмосферні гази, тобто утворюється електроліт. Якщо метал містить домішки або стикається з іншим металом, починається електрохімічна корозія. При цьому першим руйнується активніший метал

Company Logo Наслідки корозії Щороку прямі втрати від іржі через неякісний захист апаратури, обладнання та конструкцій становлять близько 10% всього обсягу металу, що виробляється у світі.

Company Logo Захист металів від корозії Захисні покриття - нанесення захисних покриттів на поверхню металу Легіруючі добавки - додавання хрому, нікелю, титану, кобальту Інгібітори - додавання каталізаторів, що уповільнюють хімічні реакції

Company Logo Закріплення здобутих знань Що називається корозією? Які фактори її спричиняють? Руйнування металів та сплавів під дією різних зовнішніх факторів. Вплив атмосферного повітря, ґрунтової вологи, агресивних газів Агресивне хімічне середовище Електроліти

Company Logo Закріплення набутих знань Назвіть види корозії. Назвіть способи захисту металів від корозії Атмосферна, хімічна, газова та електрохімічна. Захисні покриття, легуючі добавки, інгібітори, протекторний захист.

Елементи з металевимивластивостями розташовані в IA – VIAгрупах періодичної системи (табл. 7).

Металами є також всі елементи, розташовані в IБ - VIIIБ‑групах ( перехідні метали).

В даний час у Періодичній системі 92 метали.

Загальні способи отриманняметалів у промисловості:

Що робитимемо з отриманим матеріалом:

Якщо цей матеріал виявився корисним для Вас, Ви можете зберегти його на свою сторінку в соціальних мережах:

Всі теми цього розділу:

Поширені елементи. будова атомів. Електронні оболонки. Орбіталі
Хімічний елемент – певний вид атомів, що позначається назвою та символом і характеризується порядковим номером та відносною атомною масою. У табл. 1 суперечки

У кожній орбіталі може розміститися не більше двох електронів
Один електрон на орбіталі називається неспареним, два електрони - електронною парою:

Властивості елементів знаходяться в періодичній залежності від порядкового номера
Періодично повторюваний характер зміни складу електронної оболонки атомів елементів пояснює періодичну зміну властивостей елементів під час руху за періодами та групами Пе

Молекули. Хімічний зв'язок. Будова речовин
Хімічні частинки, утворені із двох або кількох атомів, називаються молекулами (реальними або умовними формульними одиницями багатоатомних речовин). Атоми в мол

Кальцій
Кальцій – елемент 4-го періоду та IIA-групи Періодичної системи, порядковий номер 2O. Електронна формула атома 4s2, ступеня окисний

Алюміній
Алюміній – елемент 3-го періоду та IIIA-групи Періодичної системи, порядковий номер 13. Електронна формула атома 3s23p1,

Марганець
Марганець – елемент 4-го періоду та VIIB-групи Періодичної системи, порядковий номер 25. Електронна формула атома 3d54s2;

Водень
Водень є першим елементом Періодичної системи (1-й період, порядковий номер 1). Не має повної аналогії з іншими хімічними елементами і не належить до жодного

Хлор. Хлороводень
Хлор – елемент 3-го періоду та VII А-групи Періодичної системи, порядковий номер 17. Електронна формула атома 3s23p5, ха

Хлориди
Хлорид натрію NaCl. Безкиснева сіль. Побутова назва кухонна сіль. Білий, слабогігроскопічний. Плавиться та кипить без розкладання. Помірно розчини

Гіпохлорити. Хлорати
Гіпохлорит кальцію Са(СlO)2. Сіль хлорнуватистої кислоти HClO. Білий при нагріванні розкладається без плавлення. Добре розчинний у холодній воді (обр

Броміди. Йодіди
Бромід калію КBr. Безкиснева сіль. Білий, негігроскопічний, плавиться без розкладання. Добре розчинний у воді, гідролізу немає. Відновник (слабший, год

Кисень
Кисень – елемент 2-го періоду та VIA-групи Періодичної системи, порядковий номер 8, відноситься до халькогенів (але частіше розглядається окремо). Електронна фо

Сірка. Сірководень. Сульфіди
Сірка – елемент 3-го періоду та VIA-групи Періодичної системи, порядковий номер 16, відноситься до халькогенів. Електронна формула атома 3s

Диоксид сірки. Сульфіти
Діоксид сірки SO2. Кислотний оксид. Безбарвний газ із різким запахом. Молекула має будову незавершеного трикутника [: S(O)2] (sр

Сірчана кислота. Сульфати
Сірчана кислота H2SO4. Оксокислота. Безбарвна рідина, дуже в'язка (маслоподібна), дуже гігроскопічна. Молек

Азот. Аміак
Азот – елемент 2-го періоду та VA-групи Періодичної системи, порядковий номер 7. Електронна формула атома 2s22p3, характе

Оксиди азоту. Азотна кислота
Монооксид азоту NO. Несолетворний оксид. Безбарвний газ. Радикал, що містить ковалентний σπ-зв'язок (N=O), у твердому стані димер N2

нітрити. Нітрати
Нітрит калію KNO2. Оксосоль. Білий, гігроскопічний. Плавиться без розкладання. Стійкий у сухому повітрі. Дуже добре розчинний у воді (утворюється бесцв

Вуглець у вільному вигляді
Вуглець – елемент 2-го періоду та IVA-групи Періодичної системи, порядковий номер 6. Хімія вуглецю – це переважно хімія органічних сполук; неорганічно

Оксиди вуглецю
Монооксид вуглецю. Несолетворний оксид. Безбарвний газ, без запаху, легший за повітря. Молекула слабополярна, містить ковалентну потрійну σππ

Карбонати
Карбонат натрію Na2CO3. Оксосоль. Технічна назва - кальцинована сода. Білий, при нагріванні плавиться та розкладається. Почуття

Кремній
Кремній – елемент 3-го періоду та IVA-групи Періодичної системи, порядковий номер 14. Електронна формула атома 3s23p2. Х

Алканів. Циклоалкани
Алкани (парафіни) – це сполуки вуглецю з воднем, у молекулах яких атоми вуглецю з'єднані між собою одинарним зв'язком (граничні вуглеводні)

Алкени. Алкадієни
Алкени (олефіни) – це вуглеводні, у молекулах яких містяться атоми вуглецю, з'єднані між собою подвійним зв'язком (ненасичені вуглеводні ряд)

Спирти. Прості ефіри. Феноли
Спирти - похідні вуглеводнів, що містять функціональну групу ВІН (гідроксил). Спирти, в яких є одна група ВІН, називаються одноат

Альдегіди та кетони
Альдегіди та кетони – це похідні вуглеводнів, що містять функціональну карбонільну групу СО. В альдегідах карбонільна група пов'язана з а

Карбонові кислоти. Складні ефіри. Жири
Карбонові кислоти – це похідні вуглеводнів, що містять функціональну групу СООН (карбоксил). Формули та назви деяких поширених ка

Вуглеводи
Вуглеводи (цукри) - найважливіші природні сполуки, що складаються з вуглецю, водню та кисню. Вуглеводи поділяються на моносахариди, дисахариди та поліс

Нітросполуки. Аміни
Дуже важливі у народному господарстві азотовмісні органічні речовини. Азот може входити в органічні сполуки у вигляді нітрогрупи NO2, аміногрупи NH2 та а

амінокислоти. Білки
Амінокислоти – органічні сполуки, що містять у своєму складі дві функціональні групи – кислотну СООН та амінну NH2

Швидкість реакцій
Кількісною характеристикою швидкості перебігу хімічної реакції А + B → D + E є її швидкість, тобто швидкість взаємодії частинок реагентів А

Швидкість хімічної реакції прямо пропорційна добутку молярних концентрацій реагентів
якщо для реакції необхідне зіткнення двох молекул, що реагують. Ця залежність зветься кінетичного закону діючих мас (К. Гульберг, П. Вог

Енергетика реакцій
Будь-яка реакція супроводжується виділенням чи поглинанням енергії у формі теплоти. У вихідних речовинах хімічні зв'язки розриваються, і це енергія витрачається (т. е. вона за це

Оборотність реакцій
Хімічна реакція називається оборотною, якщо в даних умовах протікає не тільки пряма реакція (→), але також зворотна реакція, тобто з вихідних речовин утворюються

При впливі на рівноважну систему хімічна рівновага зміщується у бік, що протидіє цьому впливу
Розглянемо докладніше вплив таких чинників, як температура, тиск, концентрація, на зміщення рівноваги. 1. Температура. Підвищення температури суміші

Розчинність речовин у воді
Розчин – це гомогенна система, що складається з двох або більше речовин, вміст яких можна змінювати у певних межах без порушення однорідності.

Електролітична дисоціація
Розчинення будь-якої речовини у воді супроводжується утворенням гідратів. Якщо при цьому в розчині не відбувається формульних змін у частинок розчиненої речовини, то такі речовини

дисоціація води. Середовище розчинів
Сама вода – це дуже слабкий електроліт:

Реакції іонного обміну
У розведених розчинах електролітів (кислот, основ, солей) хімічні реакції протікають зазвичай з участю іонів. При цьому всі елементи реагентів можуть зберігати

Гідроліз солей
Гідроліз солі - це взаємодія її іонів з водою, що призводить до появи кислотного або лужного середовища, але не супроводжується утворенням осаду або газу (нижче

Окислювачі та відновники
Окисно-відновні реакції протікають з одночасним підвищенням і зниженням ступенів окиснення елементів і супроводжуються передачею електронів:

Підбір коефіцієнтів методом електронного балансу
Метод складається із кількох етапів. 1. Записують схему реакції; знаходять елементи, що підвищують і знижують свої ступені окислення, і випи

Ряд напруг металів
У ряді напруг металів стрілка відповідає зменшенню відновлювальної здатності металів та збільшенню окисної здатності їх катіонів у водному розчині (кислотне середовище):

Електроліз розплаву та розчину
Електролізом називається окислювально-відновний процес, що протікає на електродах при проходженні постійного електричного струму через розчини або

Масова частка розчиненої речовини. Розведення, концентрування та змішування розчинів
Масова частка розчиненої речовини (ω в) – це відношення маси речовини (т в) до маси розчину (m (р)

Об'ємне відношення газів
Для хімічної реакції a A + b B = c C + d D виконується співвідношення

Маса (обсяг, кількість речовини) продукту за реагентом у надлишку або з домішками
Надлишок та нестача реагентів. Кількості, маси та обсяги (для газів) реагентів не завжди беруться стехіометричними, тобто відповідно до рівнянь реакції. Ч

Знаходження молекулярної формули органічної сполуки
При виведенні формул речовин, особливо органічної хімії, часто використовують відносну щільність газу. Відносна щільність газу X - відношення абсолютної пл.

ВИЗНАЧЕННЯ

При контакті з довкіллям багато металів, і навіть сплави з урахуванням металів можуть зазнавати руйнації з допомогою хімічної взаємодії (ОВР з речовинами, що у навколишньому середовищі). Такий процес називається корозією.

Розрізняють корозію в газах (газова корозія), що відбувається при високих температурах без впливу вологи на поверхні металів, та електрохімічну корозію (корозія в розчинах електролітів, а також корозія у вологій атмосфері). Внаслідок газової корозії на поверхні металів утворюються оксидні, сульфідні і т.д. плівки. Цьому виду корозії піддаються арматури печей, деталі двигунів внутрішнього згоряння тощо.

Внаслідок електрохімічної корозії окислення металу може призводити як до утворення нерозчинних продуктів, так і переходу металу в розчин у вигляді іонів. Цьому типу корозії піддаються трубопроводи, що у землі, підводні частини кораблів тощо.

Будь-який розчин електроліту - водний розчин, а у воді містяться кисень і водень, здатні до відновлення:

O 2 + 4H + +4e = 2H 2 O (1)

2H + +2e=H 2 (2)

Ці елементи є окислювачами, які спричиняють електрохімічну корозію.

При написанні процесів, що відбуваються при електрохімічній корозії, важливо враховувати стандартні електродні потенціали (ЕП). Так, в нейтральному середовищі ЕП процесу 1 дорівнює 0,8B, тому окислення киснем піддаються метали ЕП яких менше, ніж 0,8B (метали, розташовані в ряду активності від початку до срібла).

ЕП процесу 2 - -0,41В, отже окислення воднем піддаються ті метали, потенціал яких нижче, ніж -0,41В (метали, розташовані у ряду активності від початку до кадмію).

На швидкість корозії великий вплив маю домішки, які може містити той чи інший метал. Так, якщо в металі є домішки неметалевого характеру, які ЕП вище, ніж ЕП металу, то швидкість корозії істотно підвищується.

Види корозії

Розрізняють кілька видів корозії: атмосферну (корозія у вологому повітрі при н.у.), корозію в ґрунті, корозія при нерівномірній аерації (доступ кисню до різних частин металевого виробу, що знаходиться в розчині, неоднаковий), контактна корозія (дотик 2х різними ЕП у середовищі, де є волога).

При корозії на електродах (аноді та катоді) відбуваються електрохімічні реакції, які можна записати відповідними рівняннями. Так було в кислому середовищі електрохімічна корозія протікає з водневої деполяризацією, тобто. на катоді виділяється водень (1). У нейтральному середовищі електрохімічна корозія протікає з кисневою деполяризацією – на катоді відбувається відновлення води (2).

К (катод) (+):2H + +2e=H 2 - відновлення (1)

А (анод) (-): Me - ne → Me n + - окиснення

(катод) (+): O 2 + 2H 2 O + 4e → 4OH — — відновлення (2)

У разі атмосферної корозії на електродах відбуваються такі електрохімічні реакції (причому на катоді, залежно від середовища, можуть протікати різні процеси):

А (анод) (-): Me→Me n + +ne

К (катод) (+): O 2 + 2H 2 O + 4e → 4OH - (у лужному та нейтральному середовищі)

К (катод) (+): O 2 + 4H + + 4e → 2H 2 O (у кислому середовищі)

Захист від корозії

Для захисту від корозії застосовують такі методи: - використання хімічно стійких сплавів; захист поверхні металів покриттями, якими найчастіше використовують метали, що покриваються на повітрі оксидними плівками, стійкими до дії зовнішнього середовища; обробка корозійного середовища; електрохімічні методи (катодний захист, метод протекторів).

Приклади розв'язання задач

ПРИКЛАД 1

ПРИКЛАД 2

Завдання

Деталь складається зі сплаву заліза та нікелю. Який метал швидше руйнуватиметься при корозії? Запишіть рівняння анодного та катодного процесів при атмосферній корозії. Значення стандартних електродних потенціалів E(Fe2+/Fe)= - 0,444В, E(Ni2+/Ni)=-0,250В.

Рішення

Насамперед корозії піддаються активні метали (що мають найбільш негативні значення стандартних електродних потенціалів), у разі – це залізо.