АвтоАвтоматизацияАрхитектураАстрономияАудитБиологияБухгалтерияВоенное делоГенетикаГеографияГеологияГосударствоДомДругоеЖурналистика и СМИИзобретательствоИностранные языкиИнформатикаИскусствоИсторияКомпьютерыКулинарияКультураЛексикологияЛитератураЛогикаМаркетингМатематикаМашиностроениеМедицинаМенеджментМеталлы и СваркаМеханикаМузыкаНаселениеОбразованиеОхрана безопасности жизниОхрана ТрудаПедагогикаПолитикаПравоПриборостроениеПрограммированиеПроизводствоПромышленностьПсихологияРадиоРегилияСвязьСоциологияСпортСтандартизацияСтроительствоТехнологииТорговляТуризмФизикаФизиологияФилософияФинансыХимияХозяйствоЦеннообразованиеЧерчениеЭкологияЭконометрикаЭкономикаЭлектроникаЮриспунденкция

Оксид углерода. Оксид углерода является продуктом полного сгорания углерода и содержащих его веществ

Читайте также:
  1. Антиоксидантные системы организма
  2. Важнейшие соединения: оксиды, гидроксиды, соли, - их представители и их значение в природе и жизни человека.
  3. Влияние углерода.
  4. Зависимость концентрации диоксида углерода от температуры
  5. Лекция 4. Характеристика оксидных расплавов. Диаграммы состояния двухкомпонентных шлаковых систем
  6. Лекция 7. Термодинамика оксидных систем
  7. Лекция 8. Диссоциация оксидов в системах с растворами. Окислительное рафинирование. Раскисление. Металлотермия.
  8. Наиболее изученным экзогенным источником оксидантов является курение, а эндогенным — нейтрофилы
  9. Оксидаза
  10. Оксиди азоту
  11. Оксидоредуктазы

Оксид углерода является продуктом полного сгорания углерода и содержащих его веществ. В соединениях с кислородом углерод, в зависимости от условий, проявляет валентности +2 и +4. При температуре обычного пламени при горении углеродосодержащих веществ (дрова, уголь, природный газ метан, спирт и др.) протекает реакция: С + О2 = СО2

Если же создать условия для повышения температуры, к примеру, уменьшить теплоотвод (внутри толстого слоя горящего угля, в том числе в доменной печи), то протекают реакции:

С +О2 = 2СО, СО2 + С = 2СО

Так же образуется в случаях:

- окисления биохимических процессов, дыхания, гниения,

- сгорания метана CH4+O2=CO2+2H2O

- взаимодействия кислот с карбонатами CaCO3+2HCI=CaCI2+CO2+H2O

- термического разложения карбонатов и гидрокарбонатов:

CaCO3=CaO+CO2, 2NaHCO3=Na2CO3+CO2+H2O

Оксид углерода – тяжелее воздуха, это газ без запаха, цвета и вкуса.

1.При растворении взаимодействует с водой, образуя уксусную кислоту: СО2+Н2О=Н2СО3

2.Реагирует с основными оксидами: CO2+CaO=CaCO3

3. Реагирует с основаниями: CO2+Ca(OH)2=CaCO3+H2O

Угольная кислота - слабая двухосновная кислота, которая образуется при растворении оксида углерода СО2 в воде.

Угольная кислота дает два ряда солей:

- водорастворимые гидрокарбонаты (NaHCO 3 – питьевая сода, Na 2 CO 3 – сода, K 2 CO 3 – поташ),

- нерастворимые (MgCO 3, CaCO 3).

Реакции образования гидрокарбонатов и карбонатов:

CO2+NaOH=NaHCO3

CO2+2NaOH=Na2CO3+H2O

Соли угольной кислоты подвергаются гидролизу.

Угольная кислота вытесняется из солей более сильными кислотами:

CaCO3+2HCI=CaCI2+CO2+H2O

Применение углерода и его соединений.

В промышленности углерод (графит) часто используется в качестве смазки.

Кроме того на основе графита изготавливают так называемые композиционные материалы, в частности углепластики, в которых волокна графита находятся на матрице из эпоксидной смолы.

Коррозионная стойкость графита используется в судостроении.

Эти композиционные материалы широко применяются в авиационной и космической технике. И, конечно, всем известно, что алмазы используются в ювелирной промышленности для изготовления всевозможных украшений, а так же широко применяются в различных отраслях промышленности, где используется их свойство высокой прочности.

17.2. Кремний. Оксид кремния. Кремниевая кислота

Второй по распространённости элемент в земной коре после кислорода (27,6% по массе). Встречается в соединениях.

Известен аморфный и кристаллический кремний.

Кристаллический – тёмно-серое вещество с металлическим блеском, большая твёрдость, хрупок, полупроводник; ρ = 2,33 г/см3, t°пл. =1415°C; t°кип. = 2680°C.

Имеет алмазоподобную структуру и образует прочные ковалентные связи. Инертен.

Аморфный - бурый порошок, гигроскопичен, алмазоподобная структура, ρ = 2 г/см3, более реакционноспособен.

Получение кремния

1) Промышленность – нагревание угля с песком: 2C + SiO2 t˚→ Si + 2CO

2) Лаборатория – нагревание песка с магнием: 2Mg + SiO2 t˚→ Si + 2MgO Опыт

Химические свойства

Типичный неметалл, инертен.

Как восстановитель:

1) С кислородом Si0 + O2 t˚→ Si+4O2

2) С фтором (без нагревания) Si0 + 2F2 → SiF4

3) С углеродом Si0 + C t˚→ Si+4C

(SiC - карборунд - твёрдый; используется для точки и шлифовки)

4) С водородом не взаимодействует.

Силан (SiH4) получают разложением силицидов металлов кислотой:

Mg2Si + 2H2SO4 → SiH4 + 2MgSO4

5) С кислотами не реагирует (только с плавиковой кислотой Si+4HF=SiF4+2H2)

Растворяется только в смеси азотной и плавиковой кислот:

3Si + 4HNO3 + 18HF → 3H2[SiF6] + 4NO + 8H2O

6) Со щелочами (при нагревании):

Si0 + 2NaOH + H2O t˚→ Na2Si+4O3+ 2H2

Как окислитель:

7) С металлами (образуются силициды):

Si0 + 2Mg t˚→ Mg2Si-4

Применение кремния

Кремний широко используется в электронике как полупроводник. Добавки кремния к сплавам повышают их коррозионную стойкость. Силикаты, алюмосиликаты и кремнезем – основное сырье для производства стекла и керамики, а также для строительной промышленности.

Оксид кремния (IV) - (SiO2)n

SiO2 - кварц, горный хрусталь, аметист, агат, яшма, опал, кремнезём (основная часть песка):Кристаллическая решётка оксида кремния (IV) – атомная

Al2O3 • 2SiO2 • 2H2O - каолинит (основная часть глины)

K2O • Al2O3 • 6SiO2 - ортоклаз (полевой шпат)

Физические свойства: Твёрдое, кристаллическое, тугоплавкое вещество, t°пл.= 1728°C, t°кип.= 2590°C

Химические свойства:

Кислотный оксид. При сплавлении взаимодействует с основными оксидами, щелочами, а также с карбонатами щелочных и щелочноземельных металлов:

Изучение свойств оксида кремния (IV)

1) С основными оксидами: SiO2 + CaO t˚→ CaSiO3

2) Со щелочами:SiO2 + 2NaOH t˚→ Na2SiO3 + H2O

3) С водой не реагирует

4) С солями: SiO2 + CaCO3 t˚→ CaSiO3 + CO2

SiO2 + K2CO3 t˚→ K2SiO3 + CO2

5) С плавиковой кислотой:

SiO2 + 4HF t˚→ SiF4 + 2H2O

SiO2 + 6HF t˚→ H2[SiF6] (гексафторкремниевая кислота) + 2H2O

(реакции лежат в основе процесса травления стекла).

Применение:

1. Изготовление силикатного кирпича

2. Изготовление керамических изделий

3. Получение стекла

Кремниевые кислоты

x • SiO2 • y H2O

x = 1, y = 1 H2SiO3 - метакремниевая кислота

x = 1, y = 2 H4SiO4 - ортокремниевая кислота и т.д.

Физические свойства: H2SiO3 - очень слабая (слабее угольной), непрочная, в воде малорастворима (образует коллоидный раствор), не имеет кислого вкуса.

Получение:

Получение геля кремниевой кислоты

Получение кремниевой кислоты

Действие сильных кислот на силикаты - Na2SiO3 + 2HCl → 2NaCl + H2SiO3↓

Химические свойства:

При нагревании разлагается: H2SiO3 t˚→ H2O + SiO2

Соли кремниевой кислоты - силикаты.

1) с кислотами Na2SiO3+H2O+CO2=Na2CO3+H2SiO3

2) с солями Na2SiO3+CaCl2=2NaCl+CaSiO3↓

3) Силикаты, входящие в состав минералов, в природных условиях разрушаются под действием воды и оксида углерода (IV) - выветривание горных пород:

(K2O • Al2O3 • 6SiO2)(полевой шпат) + CO2 + 2H2O → (Al2O3 • 2SiO2 • 2H2O)(каолинит (глина)) + 4SiO2(кремнезём (песок)) + K2CO3

18. Общий обзор металлов

Из 114 элементов, известных в настоящее время, 96 являются металлами. Металлы и их соединения играют важную роль в минеральной и органической жизни Земли. Атомы и ионы металлов входят в состав важнейших соединений, участвующих в жизнедеятельности растений, животных и человека.

По своей химической природе металлы – это химические элементы, атомы которых отдают электроны с внешнего или предвнешнего энергетического уровней, образуя при этом положительно заряженные ионы.

Практически все металлы имеют сравнительно большие радиусы и малое, от 1 до 3, число электронов на внешнем энергетическом уровне, исключения составляют только германий, олово, свинец (4 электрона), сурьма, висмут (5 электронов) и полоний (6 электронов). Для атомов металлов характерны низкие значения электороотрицательности и восстановительные свойства.

В Периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева металлы располагаются ниже диагонали бериллий – астат. Элементы, расположенные вблизи диагонали, например, бериллий, алюминий, титан, германий, сурьма обладают двойственным характером и относятся к металлоидам. Металлы располагаются в начале периодов, к ним относятся s-элементы 1 и 2 групп, р-элементы 13 группы, все, кроме бора, 14 группы: германий, олово, свинец, 15 группы: сурьма, висмут, а также все d- и f- элементы.

В природе металлы встречаются как в свободном виде, так и в виде соединений. В свободном виде существуют химически менее активные, трудно окисляющиеся кислородом металлы: платина, золото, серебро, ртуть, медь и др. Все металлы, за исключением ртути, при обычных условиях твердые вещества с характерным блеском, хорошо проводят электрический ток и тепло. Большинство металлов может коваться, тянуться и прокатываться. По цвету, все металлы условно подразделяются на две группы: черные и цветные. По плотности различают металлы легкие (ρ < 5) и тяжелые (ρ > 5). Примером легких металлов служат калий, натрий, кальций, алюминий и др. К тяжелым металлам относятся осмий, олово, свинец, никель, ртуть, золото, платина и т.д. Температура плавления металлов также различна: от -38.9 °С (ртуть) до 3380 °С (вольфрам). Металлы могут отличаться и по твердости: самыми мягкими металлами являются натрий и калий (режутся ножом), а самыми твердыми – никель, вольфрам, хром (последний режет стекло). Тепло и электричество различные металлы проводят неодинаково: лучшим проводником электричества является серебро, худшим – ртуть.

В расплавленном состоянии металлы могут распределяться друг в друге, образуя сплавы. Большинство расплавленных металлов могут смешиваться друг с другом в неограниченных количествах. При смешивании расплавленных металлов происходит либо простое растворение расплавов одного металла в другом, либо металлы вступают в химическое соединение. Чаше всего сплавы представляют собой смеси свободных металлов с их химическими соединениями. В состав сплавов могут входить также и неметаллы (чугун – сплав железа с углеродом). Свойства металлов существенно отличаются от свойств составляющих их элементов.

Металлы непосредственно реагируют с галогенами. Большинство Ме хорошо реагируют с кислородом (исключая золото, платину, серебро), образуя оксиды и пероксиды; взаимодействуют с серой с образованием сульфидов. Щелочные и щелочноземельные металлы легко реагируют с водой с образованием растворимых в ней щелочей. Металлы средней активности реагируют с водой только при нагревании. Малоактивные металлы с водой вообще не реагируют. Большинство металлов растворяется в кислотах. Однако химическая активность различных металлов различна. Она определяется легкостью атомов металла отдавать валентные электроны.

Натрий - элемент I группы третьего периода периодической системы элементов Д.И.Менделеева, щелочной металл. В соединениях проявляет степень окисления +1 (имеет на внешнем электронном уровне один свободный электрон).

Натрий входит в состав человеческого организма, в крови содержится около 0.6% КаС1. Осмотическое давление крови поддерживается на необходимом уровне в основном за счет хлорида натрия.

Получение:

Электролизом расплава гидроксида или хлорида натрия, к которому добавляют хлорид кальция для снижения температуры плавления.

Физические свойства:

Натрий — мягкий серебристо-белый легкоплавкий металл (температура плавления 97.9°С), хорошо проводящий электричество. Натрий легче воды (плотность 0.968 г/см3). Ввиду высокой активности натрий (как и все щелочные металлы) следует держать в инертной атмосфере или под слоем минерального масла (керосина).

Химические свойства:

Все щелочные металлы являются сильными восстановителями.

1. Энергично взаимодействуют со многими неметаллами:

2Nа + Cl2 = 2NaCl (хлорид натрия) 2Na+ S = Na2S (сульфид натрия) 2Na + Н2 = 2NаН (гидрид натрия)

2. С ртутью образует амальгаму натрия, которая используется как более мягкий восстановитель вместо чистого металла.

3. При взаимодействии с кислородом натрий, в отличие от других щелочных металлов, образует пероксид натрия: 2Na+О2 = Nа2О2

Пероксид натрия — сильный окислитель, при соприкосновении с которым многие органические вещества воспламеняются.

4. Бурно взаимодействует с водой:

2Nа + 2Н2О = 2NаОН + Н2

NаОН — едкий натр (техническое название — каустическая сода).

Реально процесс образования гидроксида натрия при растворении натрия в воде протекает более сложно.

Гидроксид натрия в основном получают электролизом водного раствора хлорида натрия NaCl.

Едкий натр NаОН — твердые белые гигроскопические кристаллы, разъедающие кожу, ткани, бумагу и другие органические вещества. При растворении в воде выделяют большое количество тепла.

Гидроксид натрия поглощает углекислый газ на воздухе и превращается в карбонат натрия:

2NаОН + СO2 = Na2СО3 + Н2О

Поэтому гидроксид натрия необходимо хранить в хорошо закупоренной посуде.

5. Натрий растворяется почти во всех кислотах с образованием большого количества солей:

2Nа + 2НСl = 2MаСl + Н2

2Nа + Н2SО4 = Na2SО4 + Н2

Кальций Щелоземельный металл II группы первой группы периодической системы Менделеева. Кальций — легкий серебристо-белый металл.

По химическим свойствам кальций близок к соседним с ним элементам главной подгруппы I группы — щелочным металлам.

При нагревании кальция он загорается и горит с образованием белого дыма, окрашивая пламя в кирпично-красный цвет. Дым состоит из мельчайших твердых частичек оксида кальция:

2Са + O2 = 2СаО + Q

Кальций реагирует с водой, превращаясь в гидроксид кальция и вытесняя из воды водород:

Са + 2Н2О = Са(ОН)2 + Н2 + Q

Фенолфталеин в полученном растворе окрашивается в малиновый цвет. Это доказывает сходство кальция с щелочными металлами: как и щелочные металлы, кальций взаимодействует с холодной водой с выделением водорода. Однако реакция кальция с водой протекает значительно медленнее, чем, например,

натрия или калия, это связано стем, что на внешнем электронном слое атома кальция находятся два спаренных s-электрона. Гидроксид кальция растворим в воде, т. е. представляет собой щелочь. Растворимость гидроксида кальция значительно выше, чем гидроксида магния, но ниже, чем гидроксидов щелочных металлов — натрия или калия.

Кальций хранят под слоем керосина, так как этот металл реагирует с водяными парами, содержащимися в воздухе.

2Са + О2 = 2СаО

С холодной водой с образованием гидроксида кальция (с горячей водой реакция протекает более энергично)

Са + 2Н2О = Са(ОН)2 + Н2

При нагревании реагирует со многими неметаллами — водородом, азотом, серой, фосфором, углеродом и др.

Са + Н2 = СаН2 (гидрид кальция)

3Са + N2 = Са3N2 (нитрид кальция)

Са + S = СаS (сульфид кальция)

Восстанавливает менее активные металлы из их оксидов и галогенидов

2Са + ТiO2 = 2СаО + Тi

Нахождение в природе: Соединения кальция содержатся в почве и в природных водах, в животных и растительных организмах.

Содержание кальция в земной коре — 4.1%, в океане — 4.1 • 10~2%, в человеческом организме: в мышечной ткани — 0.14%, в костной ткани — 17%, в крови — 60.5мг/л. Среднесуточная потребность человека в кальции составляет около 1 г. Около 99% всего количества кальция в организме приходится на костную и зубную ткань. Содержание ионов кальция в крови играет важнейшую роль в возбуждении и регулировании работы сердца, а также выполняет защитную роль в животном организме: лишенная ионов кальция кровь не свертывается на воздухе.

Много кальция потребляют растения, от его недостатка прежде всего страдает корневая система растений.

Кальций входит в состав осадочных горных пород, различных минералов, наиболее распространенными из которых являются: известняк, мрамор, мел СаСО3, гипс СаSO4 • 2Н2O,фосфориты и апатиты Са3(РO4)2,доломит СаСО3 • МgСО3

Алюминий— металл III группы второго периода в периодической системе элементов Д.И.Менделеева.

Алюминий в соединениях проявляет степень окисления +3, т.к. имеет на внешней электронной оболочке 3 электрона.

В свободном виде алюминий не встречается.

Получение:

1. Впервые был получен восстановлением хлорида алюминия металлическим калием или натрием без доступа воздуха: АlС13 + ЗNа = Аl + 3NaСl

2. В промышленности получают электролизом раствора глинозема (техн. Аl2О3) в расплаве криолита Na3АlFб с добавкой СаF2. Криолит используется как растворитель оксида алюминия, а добавка СаF2 позволяет поддерживать температуру плавления в электролитической ванне не выше 10000 С.

Физические свойства:

Чистый алюминий — серебристо-белый легкий металл с температурой плавления 660°С. Пластичен, легко вытягивается в проволоку и раскатывается в листы и фольгу. Является хорошим проводником электричества и тепла (после серебра и меди).

Сплавы алюминия с различными металлами обладают высокой прочностью и легкостью.

Химические свойства:

Алюминий обладает высокой химической активностью (в ряду напряжений металлов занимает место между магнием и цинком).

Алюминий легко окисляется кислородом воздуха, покрываясь прочной защитной пленкой оксида алюминия Аl2О3, которая препятствует дальнейшему окислению и взаимодействию с другими веществами, что обуславливает его высокую коррозионную стойкость. 4Аl + 3О2 = 2Аl2О3

Если пленку оксида алюминия разрушить, то алюминий активно взаимодействует с водой при обычной температуре: 2Аl + 6Н2О = 2Аl(ОН)3 + ЗН2

1. Лишенный окисной пленки алюминий легко растворяется в:

— щелочах с образованием алюминатов 2Аl + 2NаОН + 2Н2О = 2NаАlО2 + 3Н2

— разбавленных кислотах с выделением водорода 2А1 + 6НС1 = 2АlСl3 + ЗН2

— сильно разбавленная и концентрированная азотная кислота пассивирует алюминий, поэтому для хранения и перевозки азотной кислоты используются алюминиевые емкости. Но при нагревании алюминий растворяется в азотной кислоте: Аl + 6НNO3(конц.) = Аl(NО3)3 + ЗNО2 + ЗН2О

2. Алюминий взаимодействует с:

— галогенам 2Аl + ЗВr2 = 2АlВr3

— при высоких температурах с другими неметаллами (серой, азотом, углеродом)

2Аl + 3S = Аl2S3 (сульфид алюминия)

2Аl + N2 = 2АlN (нитрид алюминия)

4Аl + 3С = А14С3 (карбид алюминия)

Реакции протекают с выделением большого количества тепла.

3. Для алюминия характерны реакции алюминотермии —

восстановления металлов из их оксидов алюминием.

Алюминотермия используется для получения редких металлов, образующих прочную связь с кислородом: ниобия Nb, тантала Та, молибдена Мо, вольфрама W и др.

2Аl + 3W3 = 3W + А12О3

Смесь мелкого порошка Аl и магнитного железняка Fе3O4 называется термитом, при поджоге которого выделяется большое количество тепла, и температура смеси повышается до 3500°С. Этот процесс используется при термитной сварке.

8Аl + ЗFе3О4 = 9Fе + 4Аl2О3

Применение:

— в электротехнике

— для производства легких сплавов (дюралюмин, силумин) в самолето- и автомобилестроении

— для алитирования чугунных и стальных изделий с целью повышения их коррозионной стойкости

— для термической сварки

— для получения редких металлов в свободном виде

— в строительной промышленности

— для изготовления контейнеров, фольги и т.п.

Железо - элемент XVIII группы четвертого периода периодической системы Менделеева, металл Степень окисления +2,+3, иногда +6.

Один из наиболее распростаненных элементов в природе. Особено важен для живых организмов: является основным катализатором дыхательных процессов. Железо входит в состав гемоглобина крови (477 мг/л), учавствует в процессе переноса кислорода от легких к тканям. Железо встречается в природе в основном в виде руд.

Основные руды железа:

— магнетит (магнитный железняк) FезО4 (содержит до 72% железа), основные месторождения находятся на Урале.

— гематит (красный железняк) Fe2О3 (содержит до 65% железа), основное месторождение — Криворожское.

— лимонит (бурый железняк) Fe2О3 • nH2O (содержит до 60% Ре), крупные месторождения в Крыму и на Урале.

— пирит (железный колчедан) FeS2 (содержит около 46% железа), — сидерит (шпатовый железняк) FeСО3 (содержит до 35% Железа).

Получение:

1. Чистое железо можно получить электролитическим восстановлением солей железа.

FeCl2 = Fe2+ + 2Cl-

2. Восстановление оксидов железа Fe2O3 и Fe3O4 при алюминотермии:

8Al + 3Fe3O4 = 9Fe + 4Al2O3

3. Основная масса железа используется не в чистом виде, а виде сплавов с углеродом (чугуна и стали) и другими элементами. Основная масса железа вырабатывается в доменных печах. Процесс, протекающий в доменной печи при получении сплавов железа, основан на восстановлении оксидов железа при нагревании:

3Fe2O3 + CO = 2Fe3O4 + CO2

Fe3O4 + CO = 3FeO + CO2

FeO + CO = Fe + CO2

FeO + C = Fe + CO

Физические свойства:

Чистое железо — серебристо-белый металл, быстро тускнеющий (ржавеющий) на влажном воздухе или в воде, содержащей кислород. Железо пластично, легко подвергается ковке и прокатке, температура плавления 1539°С. Обладает сильными магнитными свойствами (ферромагнетик), хорошей тепло- и электропроводностью.

Химические свойства:

Железо — активный металл.

1. На воздухе образуется защитная оксидная пленка, препятствующая ржавению металла. 3Fe + 2O2 = Fe2O3 • FeO (Феррит железа)

2. Во влажном воздухе железо окисляется и покрывается ржавчиной, которая частично состоит из гидратированного оксида железа (III). 4Fe + 3О2 + 6Н2О = 4Fe(ОН)3 3. Взаимодействует с хлором, углеродом и другими неметаллами при нагревании: 2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3

4.Железо вытесняет из растворов солей металлы, находящиеся в электрохимическом ряду напряжений правее железа: Fe + CuSO4 = FeSO4 + Cu

5. Растворяется в разбавленных серной и соляной кислотах c выделением водорода:

Fe + 2Cl = FeCl2 + H2

 

 


1 | 2 | 3 | 4 | 5 | 6 | 7 | 8 | 9 |

Поиск по сайту:



Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав. Студалл.Орг (0.019 сек.)