|
|||||||
АвтоАвтоматизацияАрхитектураАстрономияАудитБиологияБухгалтерияВоенное делоГенетикаГеографияГеологияГосударствоДомДругоеЖурналистика и СМИИзобретательствоИностранные языкиИнформатикаИскусствоИсторияКомпьютерыКулинарияКультураЛексикологияЛитератураЛогикаМаркетингМатематикаМашиностроениеМедицинаМенеджментМеталлы и СваркаМеханикаМузыкаНаселениеОбразованиеОхрана безопасности жизниОхрана ТрудаПедагогикаПолитикаПравоПриборостроениеПрограммированиеПроизводствоПромышленностьПсихологияРадиоРегилияСвязьСоциологияСпортСтандартизацияСтроительствоТехнологииТорговляТуризмФизикаФизиологияФилософияФинансыХимияХозяйствоЦеннообразованиеЧерчениеЭкологияЭконометрикаЭкономикаЭлектроникаЮриспунденкция |
Оксид углерода. Оксид углерода является продуктом полного сгорания углерода и содержащих его веществОксид 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
Поиск по сайту: |
Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав. Студалл.Орг (0.018 сек.) |